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Enlaces químicos

Contenido del artículo
Enlaces
Enlaces covalentes del silicio
Los electrones de los átomos están por niveles
Las órbitas de los electrones
Los átomo prefieren tener completos los niveles de valencia
Electrones de valencia y núcleo del átomo
El enlace covalente



La materia consiste de  partículas extremadamente pequeñas agrupadas juntas para formar el átomo. Hay 90 ocurrencias naturales de estas agrupaciones de partículas llamadas elementos. Estos elementos fueron agrupados en la tabla periódica de los elementos en secuencia, de acuerdo a sus números atómicos y peso (o masa) atómico. Hay además 23 elementos hechos por el hombre que no ocurren en la naturaleza, por lo que al final son unos 113 elementos conocidos hasta la fecha. Estos elementos no pueden cambiarse por procesos químicos. Ellos solo pueden ser cambiados por reacción nuclear o atómica, sin embargo pueden ser combinados para producir el incontable número de compuestos con los que tropezamos día a día.
 
Al proceso que transcurre cuando uno o mas elementos se combinan para formar una sustancia compuesta se llama reacción química.

Los elementos químicos se combinan entre si por medio de enlaces, aunque es compleja y aun no del todo explicada la formación de enlaces entre los elementos, para el propósito de este artículo solo nos ocuparemos de los enlaces covalentes e iónicos.

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Para ilustrar la explicación del enlace covalente, analicemos como se producen estos enlaces entre los átomos de silicio para formar un cristal y para el enlace iónico veremos como se enlazan un átomo de sodio y uno de cloro para formar la sal.

Enlaces covalentes del silicio

El silicio es un elemento químico; es decir, es uno de los elementos básicos que combinado puede formar otras sustancias. Las rocas y el suelo, probablemente contienen mas silicio que cualquier otro elemento. Un grano de arena es en principio un cristal de cuarzo constituido por silicio y oxígeno. El silicio puro se obtiene de la arena separándole el oxígeno.

covalente
Figura 1.1

Si echamos una mirada dentro de una pieza cristalina de silicio con un microscopio de enorme amplificación, podríamos ver los átomos de silicio colocados en filas y capas tal y como se muestra en la figura 1.1 cada átomo luciría como una bolita difusa conectada con un enlace también difuso a otros cuatro átomos vecinos. La parte de la bolita se llama núcleo del átomo, las extensiones que conectan los núcleos de diferentes átomos se llaman enlaces covalentes.

Esta organización particular de los átomos en el cristal se llama estructura cristalográfica.
En la figura 1.2 se muestra la forma usual de dibujar el diagrama de los átomos y enlaces covalentes en un cristal. Los círculos representan los átomos o núcleos atómicos, las lineas a los enlaces covalentes.
esquema
Figura 1.2

Los átomos están colocados en un patrón de cuadros, con cada uno conectado a sus cuatro vecinos. En la explicación hemos considerado que el cristal es una simple capa plana de átomos de silicio colocados en cuadros en lugar de un cuerpo tridimensional.

Los electrones de los átomos están por niveles

Un átomo (según el modelo de Bohr) está básicamente constituido por un pequeño núcleo cargado positivamente rodeado por una nube de electrones cargados negativamente. Los electrones en movimiento están mantenidos en órbitas alrededor del núcleo por fuerzas de atracción electrostáticas.

El núcleo recibe su carga de los protones cargados positivamente. Cada elemento químico (hidrógeno, oxígeno, y silicio por ejemplo) tienen un número diferente de protones en su núcleo. En un átomo normal hay tantos electrones cargados negativamente como protones cargados positivamente, por lo que el átomo es neutro eléctricamente.

En los átomos, los electrones no girán en órbitas al azar si no que siguen ciertas rutas. Estas rutas están determinadas por un grupo de reglas físicas llamadas mecanismos cuánticos.

Las órbitas de los electrones

hidrógeno
Figura 1.3

Revisemos el plano general de las órbitas de los electrones. Aunque las órbitas de los electrones pueden ser ovaladas y en todas direcciones formando un cuerpo tridimensional, en la figura 1.3 se ha representado un átomo de hidrógeno suponiendo órbitas circulares.

La distancia al núcleo o radio de la órbita representa además la energía que el electrón tiene en esa órbita de manera que mientras mas grande es la distancia al núcleo mayor es su energía. Esto se debe a que el electrón tiene que recibir energía para vencer las fuerzas de atracción elctrostática del núcleo y poder saltar a una órbita mas lejana.

En los átomos, está establecido que los electrones solo pueden tener ciertas cantidades de energía. Como dependiendo de la energía del electrón este puede colocarse en una determinada órbita a cierta distancia alrededor del núcleo, se desprende entonces que solo existirán ciertas órbitas permitidas. Estas órbitas  se agrupan en capas separadas llamadas niveles y estos niveles a su vez en sub-niveles. En la figura 1.4 estos niveles se han representado como círculos sombreados separados.
niveles
Figura 1.4

Hay un espacio vacío entre los niveles, lo que significa que los electrones tienen que recibir cierta cantidad de energía para saltar de un nivel al otro mas alto.

Los números representan  como los electrones se distribuyen en los niveles.
El primer nivel solo acepta 2 electrones el segundo 8 el tercero 18 y a partir del cuarto nivel 32.

La tabla que sigue muestra la distribución de los electrones en niveles y sub-niveles. Observe que los niveles se nombran con letras mayúsculas desde la K a la O, mientras que los sub-niveles con minúsculas s, p, d y f.

Nivel

K
L
M
N
O
Sub-nivel
s
2
2
2
2
2

p

6
6
6
6

d


10
10
10

f



14
14
Máxima cantidad
permitida por órbita

2
8
18
32
32
atomosilicio
Figura 1.5

Mirando la figura 1.5 puede verse la representación del átomo de silicio. Note como los electrones se distribuyen en los niveles. El átomo de silicio tiene 14 protones y 14 electrones. El primero y segundo nivel están completos, y hay cuatro electrones en el último nivel. Estos electrones del último nivel se conocen como electrones de valencia y pueden ser compartidos con otros átomos para formar enlaces.

Los átomos prefieren tener completos los niveles de valencia.

Bien, los átomos usan los electrones de valencia del nivel o sub-nivel de energía mas exterior para formar enlaces con otros átomos. Los enlaces determinan el tipo de reacción química en las que el elemento participa.
atomo argon
Figura 1.6

La razón por la que los electrones mas externos forman enlaces es porque los átomos prefieren tener el nivel o sub-nivel mas externo con el número máximo de eletrones permitidos en el nivel. Los otros niveles hacia abajo, si los hay, estarán completamente llenos. Un átomo forma enlaces solo si el nivel o sub-nivel mas externo no está lleno con el número máximo de electrones permitidos.

Cuando un nivel o sub-nivel está completo, sus electrones son especialmente retenidos por el núcleo. Esto explica porqué, los elementos como el Helio (número atómico 2), el Neón (número atómico 10) y el Argón (número atómico 18 mostrado en la figura 1.6) son elementos muy estables y que no reaccionan con los otros elementos en condiciones normales. Sus niveles mas externos están llenos y no tienen el menor interés en reaccionar con otros átomos.

Electrones de valencia y núcleo del átomo, enlaces iónicos.

Miremos ahora a los átomos de cloro y de sodio de la figura 1.7. Hay un nombre especial para el nivel o sub-nivel mas externo de los átomos cuando este no está completo, se llama nivel de valencia del átomo. "Valencia" significa el número de enlaces que el átomo puede formar. Por lo tanto la valencia del átomo cristalino del silicio es cuatro, por lo que cada átomo forma cuatro enlaces. Como se ha mencionado antes, los electrones en el nivel de valencia se llaman electrones de valencia del átomo.

enlace ionico
Figura 1.7

El resto del átomo, consiste en niveles llenos y el núcleo, a todo ese conjunto empezaremos a llamarlo corazón de ahora en adelante. Recuerde que los niveles llenos con electrones y el núcleo verdadero mismo no hacen nada en cuanto a enlaces, ni reacciones químicas, por lo que puede ser considerado aparte de los electrones de valencia. Este corazón tiene una carga positiva igual a la valencia.

Miremos nuevamente por ejemplo el átomo de sodio de la figura 1.7, su nivel mas externo tiene solo un electrón, como el nivel no está completo ese sería el nivel de valencia. El núcleo y el primero y segundo niveles llenos son el corazón del átomo. El corazón tiene una carga positiva +1, que es balanceada por la carga negativa del simple electrón de valencia.

El átomo de cloro por su parte tiene el corazón con una carga positiva +7  ya que tiene siete electrones en su nivel de valencia.

Cuando el nivel de valencia tiene pocos electrones comparados con la capacidad máxima del nivel, el átomo muy fácilmente cede los pocos electrones de ahí a fin de quedarse solo con los niveles llenos (los de abajo), en el caso contrario, cuando el átomo tiene el nivel de valencia con muchos electrones, lo que prefiere hacer es aceptar más electrones de otro átomo para completarlo.

Así tenemos que el sodio, con un solitario electrón en el último nivel tiene tendencia a cederlo con facilidad, mientras que el cloro que tiene 7 electrones en el último nivel estará más interesado en recibir un electrón para completar el nivel.

Por esta razón el cloro y el sodio reaccionan químicamente de manera muy activa, el sodio cede el electrón del último nivel y el cloro lo acepta, de esta forma cada uno tiene los niveles completos y se ha formado el cloruro de sodio (sal común) una sustancia muy estable.

Este tipo de enlace, donde un átomo cede un electrón y el otro lo retiene se llama enlace iónico.

Eléctricamente lo que ha sucedido es que al tener un electrón de mas el átomo de cloro ha quedado cargado negativamente (más electrones que protones), mientras que el sodio lo ha hecho positivamente (tiene un electrón de menos). Estas cargas eléctricas hacen que exista una fuerte atracción entre ambos átomos y el enlace sea muy fuerte.

El enlace covalente

Veamos ahora como el silicio forma enlaces covalentes. Observemos el átomo de silicio en la figura 1.8. Su nivel de valencia es el tercer (nivel M), el cual tiene cuatro electrones, pero desea cuatro mas. El corazón del átomo de silicio es el núcleo y el primero y segundo niveles llenos. El corazón tiene una carga +4, que es balanceada por los cuatro electrones del nivel de valencia.

silicio

Figura 1.8

Un átomo de silicio forma enlaces covalentes porque este trata de conseguir cuatro electrones mas para completar el último sub-nivel (valencia) que lleva 8 electrones. Pero no lo hace tomando cuatro electrones de otro átomo como lo hace el cloro, en su lugar el átomo comparte sus electrones de valencia con otros cuatro átomos vecinos en el cristal de silicio.

En la figura 1.9 se muestra como esta compartición crea un enlace covalente entre dos átomos de silicio. Un enlace covalente es entonces los dos electrones de valencia orbitando alrededor de los corazones de dos átomos.
Enlace covalente
Figura 1.9

covalente de cuatro atomos


Figura 1.10

Cada átomo provee uno de los electrones. Estos electrones ocupan dos de las ocho órbitas permitidas en el nivel de valencia de ambos átomos. De esta forma, un enlace covalente proporciona a cada átomo un electrón que desea para tratar de llenar el nivel de valencia. Pero ninguno de los átomos tiene carga, como en el caso del cloro y el sodio, debido a que ninguno de los átomos ha cedido un electrón. Cada átomo conserva sus propios cuatro electrones de valencia, no menos ni más.

Los dos electrones orbitantes mantienen  los dos corazones enlazados. De todas formas la repulsión electrostática de los dos corazones cargados positivamente los mantiene separados.

Como el átomo de silicio tiene cuatro electrones de valencia y espacio para cuatro más, puede formar enlaces covalentes con cuatro átomos vecinos para formar el cristal. La figura 1.10 muestra como el átomo puede formar los enlaces con los cuatro vecinos para formar el cristal. En este caso las ocho capacidades permitidas en el nivel de valencia estarán ocupadas por electrones, formando  como ya se ha explicado una sustancia muy estable al quedar estos fuertemente sujetos en sus órbitas.

Este esquema de enlaces aunque ha sido descrito usando algunas sustancias ilustrativas puede generalizarse para la inmensa mayoría de los compuestos existentes.

Otro artículo mas detallado sobre enlaces químicos aquí.

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