Enlaces químicos

Contenido del artículo La molécula no era una mezcla La integridad de la molécula Las moléculas y sus enlaces covalentes No siempre los enlaces son simples Enlaces iónicos La electronegatividad Enlaces metálicos La situación real es más compleja

Existen varias palabras que son claves en química y en física y que todos hemos escuchado, digamos que las más comunes y fundamentales son elemento, molécula y compuesto. Pero ¿qué significan estas palabras en la práctica?. La clave para diferenciar su naturaleza está en los enlaces químicos.

Los elementos químicos principales son un grupo de alrededor de 90 formas naturales y espontáneas diferentes de manifestarse la materia que fueron identificadas y nombradas por los químicos a lo largo de la historia (además hay unas 23 formas adicionales que no aparecen en la naturaleza y fueron sintetizadas por los hombres). Se les denominó elementos ya que no podía cambiarse su naturaleza de ninguna forma por medios químicos, eran algo como los "ingredientes" básicos que se mezclaban para producir todo lo que nos rodea. Solo unos pocos de estos 90 elementos se podían encontrar en la naturaleza en forma libre (sin estar "mezclados" con ningún otro), la gran mayoría resultaron de "extraerlos" de sustancias en las que estaban acompañados de uno o mas de los otros elementos. El desarrollo posterior de la ciencia (especialmente de la química) indujo a pensar a los científicos que estos elementos estaban formados por la agrupación de minúsculas partículas indestructibles e indivisibles que se les llamó átomos, y se demostró además que los átomos de los diferentes elementos eran a su vez diferentes y que estaban formados por dos partes básicas: un núcleo central con carga eléctrica positiva debido a los protones; y una "nube" que rodeaba el núcleo con partículas cargadas negativamente o electrones (vea la estructura detallada del átomo aquí).

El hecho de que una buena parte de los elementos "aparecieran" producto de la división de sustancias naturales que los contenían, con propiedades físicas y químicas muy diferentes a los elementos constitutivos independientes, también indujo a pensar que existía una cantidad mínima de esa sustancia formada por el menor número de átomos posibles, una "unidad" de sustancia que llamaron molécula. La demostración de que el proceso destrucción/formación de las sustancias era reversible no dejaba lugar a dudas, los átomos de los elementos se pueden juntar para formar la molécula y luego esta molécula se puede separar en los átomos independientes (si quiere ver características de las moléculas puede hacerlo aquí).

La molécula no era una mezcla

Figura 1. El átomo del hidrógeno.

Algo saltaba a la vista, cuando se unen átomos de elementos para formar una molécula no se estaba haciendo una mezcla común, por ejemplo, si se ponen en contacto el cloro (Cl), que es un gas en condiciones ambientales, con el sodio (Na), que es un sólido plateado y blando, se produce una sustancia con características físicas y químicas completamente diferentes a los "ingredientes" utilizados, el cloruro de sodio o sal de mesa. Esto era completamente diferente al caso, por ejemplo, de mezclar sal y azúcar en cuya mezcla podían diferenciarse fácilmente los granos de cada ingrediente. Los átomos no se han mezclado, se han "acoplado" de alguna forma para dar como resultado una molécula de una sustancia absolutamente diferente un compuesto. Pero ¿cómo se podían enlazar los átomos entre si para formar la molécula?, los átomos no son pegajosos, no tienen ganchos. La respuesta a esta pregunta es uno de los aportes mas importantes hechos a la química.

La integridad de la molécula.

Para comenzar a responder la pregunta usemos como ejemplo el hidrógeno (H). Este gas en forma libre nunca aparece como átomo independiente, siempre se encuentra en la forma molecular mas estable (H₂). Esto significa que en estado natural siempre se enlazan dos átomos de hidrógeno para formar una molécula di-atómica. El átomo de hidrógeno tiene un protón en el núcleo y un electrón en la "nube" como muestra la figura 1.

Para descubrir por qué el hidrógeno (al igual que otros gases) prefiere existir de esta forma hagamos un experimento hipotético. Supongamos que tomamos dos átomos de hidrógeno separados una distancia relativamente grande, y los acercamos mutuamente, mientras la distancia entre ellos se mantiene aun lejana no pasa nada, si dejamos de "empujar" los átomos, cada uno se queda quieto en su lugar. Luego seguimos acercándolos y acercándolos, llegará un momento, cuando estén relativamente cerca, que de manera espontánea continúan su movimiento de aproximación, comienza una atracción mutua entre ellos y cada vez se acercan a mayor velocidad, lo que hace suponer un terrible choque, pero no, no hay un choque violento lo que sucede es que a partir de cierta distancia corta entre ellos los átomos empiezan a sufrir una fuerza de repulsión que se opone a la de atracción que los aceleraba al encuentro.

Figura 2. Fuerzas que acercan los átomos.

Esta fuerza de repulsión es cada más y más grande a medida que se acercan y termina por frenar la velocidad de encuentro cada vez más hasta que se alcanza un equilibrio de fuerzas atracción-repulsión que detiene ambos átomo a cierta distancia (que para el hidrógeno es de 0.7 Å, un Å = 10^-10 m), además se puede notar que la temperatura en las inmediaciones de los átomos se ha incrementado.

En el experimento se producen dos cosas que requieren explicación; ¿Cómo surgen las fuerzas que establecen el equilibrio?, ¿De donde sale el incremento de temperatura?.

Empecemos por las fuerzas (figura 2), cuando los átomos se acercan lo suficiente, los núcleos positivos de cada uno comienzan a ejercen fuerzas de atracción al electrón negativo del otro átomo, y como cada átomo retiene su electrón con tenacidad, el resultado es iniciar y mantener la acelerada carrera al encuentro de ambos átomos. Esta carrera de acercamiento empieza a desacelerar a partir de cierta proximidad debido a que entra en juego la repulsión de los dos núcleos tan próximos debido a la carga del mismo signo. A medida que se acercan la repulsión se hace mas fuerte y termina venciendo la atracción núcleo-electrón del átomo vecino para establecer un equilibrio a la distancia 0.7 Å como ya se ha dicho.

Los dos átomos han quedado "enlazados" por un delicado equilibrio de fuerzas que impide que se acerquen o alejen de esa posición relativa. El resultado es la molécula de hidrógeno. Cada electrón recibe al mismo tiempo una fuerza de atracción desde dos núcleos y esta fuerza adicional con respecto al átomo aislado es lo que se llama un enlace covalente.

Para separar los dos átomos de la molécula hay que vencer la fuerza de atracción adicional, es decir hay que romper el enlace y para esto se requiere energía por lo que se puede considerar al hidrógeno en forma de molécula como más estable que de forma atómica.

El hecho de que se requiera energía para romper el enlace responde la pregunta sobre el incremento de temperatura en las inmediaciones de los átomos al formar la molécula, si se necesita energía para separar los átomos entonces esa misma cantidad de energía se tuvo que disipar para formar la unión y la energía liberada durante la formación se manifestó en forma de calor.

Hemos dibujado el esquema de la figura 2 de forma que los electrones aparentan estar estáticos, pero en la realidad ambos electrones pasan la mayor parte del tiempo "merodeando" alrededor de ambos núcleos. Mirado de esta forma la impresión que se tiene es de que los dos átomos están compartiendo sus electrones y de hecho eso es lo que sucede, de modo que los químicos definen un enlace covalente como:


En la definición se usa el concepto de electrones de valencia, y esto, de forma resumida, se refiere a los electrones que están en el último nivel de energía del átomo (el mas externo de la "nube"), llamado nivel de valencia, y que son lo únicos electrones que el átomo puede compartir, el resto, es decir, los más internos, están demasiado retenidos por el núcleo, dada la distancia, y no los comparten. Para la comprensión de este artículo basta con eso, pero si usted quiere tener una información mas detallada puede obtenerla del artículo Modelo del átomo.

El término covalente tiene un significado muy particular, el prefijo Co implica "compartir" como un coautor comparte la autoría de un libro, o un copartícipe comparte la participación con otras personas en un hecho, y la parte valente nos deja ver que lo que se comparte está relacionado con la valencia que es numéricamente igual a la cantidad de electrones en el nivel de valencia. De este modo se puede decir que cuando los átomos se acoplan para formar moléculas a través de enlaces covalentes siempre estarán involucrados los electrones de valencia. El resto de la estructura del átomo (los niveles mas internos) muy rara vez participan en los enlaces y estos niveles internos, más el núcleo, se le puede llamar "corazón" del átomo. Para el caso del hidrógeno que nos ha ocupado hasta ahora este término no se ha traído a colación porque el hidrógeno tiene un solo electrón.

Aunque los enlaces covalentes se pueden representar de diversas maneras, lo mas común y práctico, es hacerlo usando lineas como se muestra a continuación para la molécula del hidrógeno y del metano (CH₄) con cuatro átomos de hidrógeno y uno de carbono (C).

Hidrógeno	Metano

La presentación del metano, que es un compuesto, y no una sustancia elemental como el hidrógeno indica que los enlaces covalentes no solo se pueden presentar en átomos iguales, de hecho, la mayoría de los enlaces covalentes de la naturaleza se producen entre átomos diferentes. Lo que identifica un enlace covalente es el hecho de que los átomos comparten uno o mas electrones de valencia.

Los enlace covalentes son bastante fuertes y en la práctica algunos de estos enlaces están entre los más fuertes encontrados por los químicos como el caso de agua (H₂O) en la cual se puede llegar a la ebullición proporcionando energía (calor) sin que se produzca la separación del oxígeno (O) y el hidrógeno (disociación).

Las moléculas y sus enlaces covalentes

Figura 3. Tabla periódica reducida a los elementos representativos.

Ya tenemos una idea primaria de como es que se enlazan los átomos de forma covalente, pero ¿cuando un elemento forma enlaces covalentes?, ¿cuantos enlaces prefiere formar?. La respuesta a estas preguntas está en la valencia del elemento, es decir en la cantidad de electrones que tiene en el último nivel de energía o nivel de valencia. Utilicemos para ello la parte de la tabla periódica que contiene los elementos representativos mostrada a continuación en la figura 3 (una descripción detallada de la tabla periódica la puede obtener aquí.).

Veamos primero los elementos del grupo VIIIA (18) conocidos como gases inertes (gases nobles) por su rotunda negativa a formar compuestos, esto es, sus átomos no forman enlaces ni entre ellos ni con ningún otro átomo, son extraordinariamente estables. Hay una característica particular en la estructura del átomo de estos elementos que se repite; todos tienen ocho electrones en el último nivel de la "nube" [excepto el helio (He) que tiene dos]. La implicación del número ocho en este asunto resulta obvia, y hace a los elementos no reactivos (mas estables) cuando tienen ocho electrones en el nivel de valencia. El hecho dio lugar a la llamada regla de los octetos.


De acuerdo a esta regla, la razón por la que otros elementos de la tabla periódica (grupos IA a VIIA) participan en reacciones químicas es la de tratar, a última instancia, tener ocho electrones en sus capas de valencia a fin de ganar en estabilidad tal como los gases nobles. Resultan claras excepciones de esta regla; el hidrógeno y el helio cuyos átomo solo tienen como máximo uno y dos electrones respectivamente, en estos dos casos se alcanza la máxima estabilidad cuando tienen los dos espacios posibles ocupados en el único nivel de valencia, es decir con dos electrones.
 
En el sentido de saber cuanto electrones tiene los átomos en el nivel de valencia la tabla periódica es de gran ayuda, ya que en ella la nomenclatura en números romanos de cada grupo corresponde plenamente con la cantidad de electrones que tienen los átomos respectivos en el nivel de valencia, así los elementos de grupo IA tienen un electrón en el nivel de valencia, los del IIA tienen dos, los del IIIA tienen tres y de la misma forma de ahí en adelante.

Una vía por la que los elementos del del grupo IVA pueden conseguir ocho electrones para el nivel de valencia es compartiendo los cuatro que tienen allí con otros átomos, lo que explica la formación de la molécula de metano vista arriba, véase en la figura 4 a la derecha.

El carbono inicia la reacción con cuatro electrones de valencia y necesita cuatro más para completar el octeto, por lo tanto forma cuatro enlaces covalentes con sendos átomos de hidrógeno, finalmente el compuesto adquiere la configuración mas estable posible; el carbono completa el octeto y el hidrógeno su dúo. La construcción de un esquema como el mostrado en la figura 4 resulta bastante poco práctico como para usarlo en todos los casos, por ello el químico G. N. Lewis en 1916 propuso una forma simplificada usando puntos, que representaban a los electrones de valencia, alrededor del símbolo químico del elemento.

Figura 4. Formación de la molécula de metano

Simplificando el asunto.

Lewis propuso un método muy simple que sustituye el tedioso trabajo de elaborar esquemas como el de la figura 4. En el método se usan puntos que representan los electrones de valencia, un punto por cada electrón y a estos diagramas se les denominó diagramas de puntos.

Su propuesta consistió en colocar puntos a los cuatro lados alrededor del símbolo químico del elemento siguiendo un orden establecido. Para los elementos del segundo período (la segunda fila)  de la tabla periódica sería del modo siguiente:


El diagrama de puntos nos permite de forma simplificada predecir como deben ser la moléculas de las sustancias. Si tomamos como ejemplo el flúor que es un gas y tiene un solo electrón sin parear podemos con mucha facilidad explicar porqué la molécula de flúor es F₂ y no de otra forma como por ejemplo F₃.

No siempre los enlaces son simples.

En ocasiones los átomos comparten mas de un electrón con algún otro, es decir forman mas de un enlace covalente con otro átomo.

Un caso se este modo de formarse la molécula es el del oxígeno (O₂) que respiramos. El oxígeno está en el grupo VIA lo que quiere decir que su átomo tiene seis electrones en su capa o nivel de valencia ¿Cómo alcanzan estos átomos la forma mas estable de la molécula con ocho electrones en el nivel de valencia para formar el octeto? Es fácil darse cuenta que lo pueden hacer compartiendo dos electrones, lo que se le llama enlace doble, de esta forma cada uno le suma dos electrones a su nivel de valencia que en origen tiene seis. Gráficamente podíamos representarlo:


Note que los enlaces covalentes, mostrados como lineas, representan dos electrones compartidos, lo que puede interpretarse como que los átomos poseen mutuamente dos electrones del átomo vecino además de sus seis propios, lo que completa ocho electrones para cada átomo; el resto de los electrones no compartidos se han representado como puntos, que dicho sea de paso están pareados y por lo tanto no se comparten.

Otro gas di-atómico que está en el aire es el nitrógeno, veamos como se puede dibujar la molécula partiendo del diagrama de puntos de los átomos aislados.

Al comienzo cada átomo tiene cinco electrones de valencia, tres sin parear cada uno.


Paso 1: Comparten un electrón cada uno y cada átomo tiene ahora seis electrones.


Paso 2: Comparten otro juego de electrones, cada átomo tiene ahora siete electrones.


Paso 3: Comparten otro electrón más, se completa el octeto, cada uno tiene ocho electrones.

 
Esta vez terminamos con un enlace triple, estos tres enlaces covalentes le proporcionan mucha estabilidad a la molécula del nitrógeno y hace a este gas bastante poco reactivo.

Enlaces iónicos

Hasta ahora todo lo tratado se ha hecho con no metales y nunca se han usado elementos metálicos. ¿Porqué? la respuesta es porque los metales no tienen tendencia a compartir sus electrones, su tendencia es a cederlos al otro átomo. Cuando un metal reacciona con un no metal prefiere ceder sus electrones de valencia en lugar de compartirlos y el no metal los acepta con gusto. Veamos el caso del cloruro de potasio (ClK), el potasio (K), tiene un electrón solitario en su capa de valencia y el cloro (Cl), tiene siete electrones allí.

Si nos seguimos por la regla de los octetos lo que le interesa al átomo de potasio al enlazarse (reaccionar) con el cloro, es ganar siete electrones para completar su capa de valencia y conseguir el octeto, mientras que el cloro está interesado en ganar uno para lograr lo mismo, tener ocho electrones en el nivel de valencia. Sin embargo como ya dijimos esta "pareja" no quiere compartir nada, por lo tanto no pueden formar enlace covalente alguno, sin embargo se enlazan y además con fuerza. ¿Cuál es el mecanismo? Veamos.

La clave del "enigma" se basa en que el potasio "regala" su electrón al cloro y este lo acepta, de esta forma los átomos respectivos pierden la neutralidad eléctrica, el cloro tiene un electrón de más y resulta cargado eléctricamente ‒ , mientras el potasio ha perdido el electrón y queda cargado +, esta forma de existencia de los átomos se conocen como iones, y se le llama cationes a los cargados positivamente, mientras que el nombre es aniones a los que tienen carga negativa. La formación de los iones K⁺ (catión) y Cl ^- (anión) produce una gran fuerza de atracción eléctrica entre ambos iones con signo contrario, y es, en este caso, los que los mantiene fuertemente unidos formando el compuesto. Como el enlace se produce entre iones se le llama enlace iónico.

La esencia del enlace iónico y el covalente es la misma, la atracción entre dos cargas de signo contrario, pero se diferencian en que para el caso del enlace covalente la atracción es entre núcleo y electrón, mientras que en el iónico es entre dos iones. Como regla general los enlaces covalentes se forman entre dos no metales y los enlaces iónicos entre un no metal y un metal.

Las sustancias formadas a través de enlaces entre metales y no metales, como el cloruro de potasio, no existen en forma de moléculas aisladas, como existen el agua y el metano; en su lugar se produce un entramado o red tridimensional organizada formada por un grupo de iones positivos y negativos que se mantiene juntos por atracción eléctrica. A esta disposición se le denomina cristal iónico.

Con la información dada hasta aquí se podría pensar que los enlaces, o son covalentes, o son iónicos, pero la naturaleza no "ve las cosas en blanco y negro" y en ese sentido hay muchos diferentes estados intermedios.

La electronegatividad.

Figura 5. Valores de la electronegatividad de los elementos representativos.

En la práctica los enlaces entre átomos pueden ser parcialmente covalentes y parcialmente iónicos y para tomar conciencia de ello necesitamos definir una propiedad de los átomos, su electronegatividad. La electronegatividad es un número que indica la capacidad de un átomo de atraer para si mismo el electrón que se comparte en un enlace covalente. Esta electronegatividad oscila entre 0.7 y 4.0 y a medida que el número es mas grande significa que el átomo tiene una mayor tendencia a "apropiarse" del electrón compartido. El flúor es el mas capaz de atraer los electrones a si mismo y por ello se le ha asignado el valor máximo de 4.0 mientras que el Francio (Fr) es el de menos capacidad es ese menester y recibe la electronegatividad mínima de 0.7. Como regla general los metales tienden a tener baja electronegatividad y los no metales tienden a tenerla alta. La electronegatividad de los elementos representativos sigue cierto patrón dentro de la tabla periódica como puede verse en la figura 5 a continuación, donde el tono de color se ha incrementado a medida que sube la electronegatividad. Observe que la magnitud crece desde la equina inferior izquierda hacia la superior derecha; observe también que no se ha asignado electronegatividad a los gases nobles ya que estos ni ceden ni atraen electrones.

Los elementos nitrógeno (N), oxígeno (O), flúor (F), y cloro (Cl) son los mas electronegativos de la tabla periódica ellos son los mas "golosos" de electrones y conviene conocerlos y saber donde están en la tabla.

La utilidad mas importante de la electronegatividad (además de otras) radica en que nos permite entender que tipo de enlace se producen entre los átomos. Cuando son no metales y tienen la misma electronegatividad el resultado es que comparten equitativamente el electrón dando lugar a un enlace covalente puro. Este es el caso de las moléculas formadas por los gases oxígeno (O₂), hidrógeno (H₂), cloro (Cl₂) y nitrógeno (N₂).

Si los átomos tienen diferente electronegatividad el electrón de enlace está mas tiempo cerca del elemento con mayor electronegatividad, es como si lo "capturara" mas tiempo, y el resultado final es una cierta acumulación de electrones de ese lado de la molécula, de esta forma la unión se polariza es decir, por lo general hay mas cargas negativas (electrones) del lado del átomo mas electronegativo (lo que le da cierta carga negativa) que del otro lado (el de menos electronegatividad) y a su vez este último queda parcialmente cargado positivamente. A este tipo de enlace se le llama enlace covalente polarizado y por extensión a la sustancia formada se le dice sustancia polar. Son sustancias polares, lo que significa que tienen enlaces covalentes polarizados, el H₂O, el HCl y otras muchas.

A medida que crece la diferencia entre la electronegatividad de los átomos involucrados en el enlace, mayor es la polarización de modo que el enlace, presuntamente covalente, comienza a parecerse más a un enlace iónico en el cual se transfiere completamente el electrón de un átomo a otro.

El gran químico Linus Pauling quien creó y desarrolló el concepto de electronegatividad, a su vez estableció la proporción covalente-iónico de los enlaces de acuerdo a esta magnitud, él propuso que cuando la diferencia en la electronegatividad era de 1.7 el enlace tenía 50% de carácter covalente y 50% de carácter iónico. Para diferencias mayores, el porcentaje crece en la dirección iónica y en caso contrario en la dirección covalente.

Solo para el caso de diferencia de electronegatividad igual a cero (ΔEN = 0) el enlace es puramente covalente y este es el caso de los enlaces de átomos iguales como los gases tratados arriba, de cualquier otra forma el enlace es parcialmente covalente y parcialmente iónico (la inmensa mayoría de los enlaces entre átomos diferentes).

Ante esta disyuntiva, se ha tenido que utilizar una convención para denominar los enlaces de acuerdo a su naturaleza y generalmente esta es la siguiente:

Diferencia de electronegatividad		Tipo de enlace
Si tienen ΔEN = 0 (100% covalente)	===>	Covalente
Si tienen ΔEN < 1.7 (menos del 50% iónico)	===>	Covalente polar
Si tienen ΔEN > 1.7 pero es entre dos no metales	===>	Covalente polar
Si tienen ΔEN > 1.7 y es entre un metal y un no metal	===>	Iónico

 
Como ya se ha dicho antes, la naturaleza no ve las cosas "en blanco y negro" y vale aclarar aquí que cuando se producen enlaces entre átomos diferentes no siempre se alcanza el compuesto mas estable posible (se cumple la regla de los octetos) hay casos en los que, dadas las condiciones de reacción, los productos resultantes son estados intermedios menos estables y en los que alguno de los átomos involucrados no alcanzan los 8 electrones en la última capa, por ejemplo, el caso del monóxido de carbono CO que es una etapa intermedia en la formación de CO₂ (la forma mas estable) pero que aun así puede existir como compuesto libre.

Enlaces metálicos

Al igual que los enlaces covalentes, los enlaces metálicos se producen al compartir electrones, pero hay una gran diferencia. En una pieza de metal los electrones de valencia son libre en movimiento y están compartidos y son atraídos por todos los núcleos de los átomos de la pieza produciendo una fuerza de atracción extra entre los átomos (el hecho de la movilidad de los electrones explica la conductividad eléctrica de los metales).

De la misma forma que los enlaces covalentes e iónicos estos enlaces son verdaderos enlaces, lo que significa, que en general, son fuertes y los  enlaces fuertes interpartículas usualmente conducen a altos puntos de fusión. El oro funde a 1064°C, el hierro a 1535°C, estas son temperaturas muy altas lo que refleja la fuerza de los enlaces metálicos.

De todas formas hay excepciones, el sodio (Na) funde a solo 98°C y el mercurio (Hg) es líquido en condiciones normales pero las razones de estas "anormalidades" que indican enlaces metálicos débiles se van del alcance de lo que se pretende con este artículo.

La situación real es mas compleja.

Este artículo tiene el objetivo de dar la información básica que permite entender la naturaleza de los enlaces entre átomos para formar moléculas y sustancias, y para ello, como resulta razonable, se han utilizado casos prácticos que sean útiles y sencillos para la comprensión; pero la naturaleza de la unión entre átomos se puede complicar. Veamos:

Note que no hemos considerado el bloque de los metales de transición de la tabla periódica a la hora de hacer las explicaciones, esto se ha hecho porque su uso complica la situación, lo que no implica que los términos generales tratados arriba no sean útiles en este grupo de elementos, el problema radica en que los metales de transición, y algunos de los metales mas pesados de los representativos, pueden formar iones estables diferentes. Por ejemplo el hierro (Fe) puede existir como catión Fe²⁺ y Fe³⁺.

Otra situación que se ha excluido es el caso de los iones poliatómicos, es decir aquellos iones que están formados por átomos de diferentes elementos como el PO₄^3- o el NH_⁴⁺.

---

Otro artículo relativo a los enlaces aquí.
Otros temas de química general aquí.
Temas de química orgánica aquí.
Para ir al índice general del portal aquí