Mecanismos de Enlace Químico

Características del enlace químico

El primer paso para comprender el enlace químico es definirlo.

Las características de todos los tipos de enlace químico incluyen:

• Átomos que interactúan entre sí para formar moléculas o compuestos.

• Energía necesaria para formar y romper enlaces químicos.

Para poder comprender por qué se forman los enlaces químicos, debemos entender qué es la electronegatividad. La electronegatividad de un átomo se refiere a su capacidad para atraer electrones hacia sí. La figura 1 muestra la escala de electronegatividad de Pauling.

Figura 1. Escala de Pauling de electronegatividad, Isadora Santos - StudySmarter Originals.

En un enlace químico, ladiferencia de valores de electronegatividad entre los átomos de un compuesto determinará el tipo de enlace químico formado.

Tipos de enlace químico

La estructura de un átomo determina el tipo de enlace que puede formar con otro átomo. Existen tres tipos de enlace químico:

• Enlace iónico
• Enlace covalente
• Metálico metálico

Enlace iónico

En primer lugar, tenemos el enlace iónico.

Este tipo de enlace iónico suele darse entre metales y no metales cuando hay una gran diferencia de electronegatividad entre ellos. Por ejemplo, el potasio (K) tiene un valor de electronegatividad de 0,8, mientras que el cloro (Cl) tiene un valor de electronegatividad de 3,0. Como la diferencia de electronegatividad entre el sodio y el cloro es superior a 1,7, decimos que la unión entre el potasio y el cloro para formar cloruro potásico (KCl) es un tipo de unión iónica.

Para hallar la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, podemos utilizar la siguiente ecuación:

$$ \Delta \text{EN = (Átomo con mayor valor EN) - (Átomo con menor valor EN) } $$

Los compuestosiónicos formados a partir de enlaces iónicos, tienden a ser sólidos cristalinos con puntos de fusión muy altos. Los compuestos iónicos también tienden a ser solubles en agua (_H2O) e insolubles en disolventes no polares. Los sólidos iónicos sólo pueden conducir la electricidad en soluciones acuosas.

Veamos la estructura de la red cristalina del cloruro potásico (KCl), que se muestra en la figura 2.

Figura 2. Estructura de la red cristalina del sólido iónico KCl, Isadora Santos - StudySmarter Originals.

Veamos ahora el mecanismo que forma un enlace iónico entre el sodio (Na) y el cloro (Cl) para formar la sal de mesa, NaCl (figura 3).

En la tabla periódica, el sodio está en el grupo 1. Los elementos de este grupo tienden a perder un electrón para formar un catión con carga "+1". En cambio, los halógenos (grupo 17), como el cloro, tienden a ganar un electrón, formando un anión con carga "-1".

Tanto los elementos del grupo 1 como los del grupo 17 quieren tener ocho electrones en su capa externa, igual que un gas noble. Para que esto ocurra, el sodio necesita perder un electrón y pasar de tener 11 electrones a tener 10 electrones, ¡igual que el gas noble neón (que también tiene 10 electrones en total)!

Del mismo modo, el cloro quiere ganar un electrón y tener 8 electrones en su capa exterior, igual que el gas noble argón, que contiene un total de 18 electrones y 8 en su capa exterior.

Por tanto, en este enlace químico entre el sodio y el cloro, el sodio donará un electrón al cloro, ¡formando un enlace iónico como resultado de esta transferencia de electrones!

Otro ejemplo de enlace iónico es el enlace químico que se produce entre el magnesio (Mg) y el oxígeno (O). Al pertenecer al grupo 2, el magnesio quiere perder dos electrones y formar un catión +2, para tener el mismo número de electrones que el gas noble neón. El oxígeno quiere ganar dos electrones para tener el mismo número de electrones que el neón y formar un catión -2.

Figura 3. Enlace iónico de NaCl y MgO, Daniela Lin - StudySmarter Originals.

Enlace covalente

El segundo tipo de enlace iónico que exploraremos es el enlace covalente. El enlace covalente suele producirse entre dos no metales.

Para que se produzca el enlace covalente, la diferencia de electronegatividad entre dos átomos debe ser inferior a 1,7. Por ejemplo, si combinamos dos átomos de hidrógeno para formar una molécula de hidrógeno, cada átomo de hidrógeno aportará un electrón de valencia a la molécula final, ¡y estos dos electrones de valencia serán compartidos por ambos átomos!

• El enlace será covalente no polar (o puro ) si la diferencia de electronegatividad es inferior a 0,5.

• Si la diferencia de electronegatividad es superior a 0,5, pero inferior a 1,7, la forma de enlace se considera un enlace covalente polar. En los enlaces covalentes polares, los electrones pertenecen predominantemente a un tipo de átomo, mientras que son compartidos parcialmente por el otro tipo.

• Si la diferencia de electronegatividad es igual o superior a 1,7, la forma de enlace se consideraun enlace iónico. En los enlaces iónicos, los electrones pertenecen al átomo más electronegativo.

Los compuestos o moléculas formados por enlace covalente tienden a ser gases, líquidos o sólidos blandos a temperatura ambiente. El punto de fusión y ebullición de los compuestos covalentes son bajos. En agua son insolubles, pero en disolventes no polares son solubles.

Veamos el mecanismo de formación de enlaces covalentes entre dos átomos de cloro (Cl) (figura 4). Como el cloro es un átomo con un número atómico de 17, contiene 17 protones y 17 electrones.

Como ambos átomos quieren ganar un electrón para tener la capa externa llena, ¡acuerdan compartir dos electrones de valencia! De forma similar, dos átomos de oxígeno pueden compartir electrones para formar una molécula de _O2.

Figura 4. Ejemplo de enlace covalente en _Cl2 y _O2, Daniela Lin - StudySmarter Originals.

Enlace metálico

Ahora que sabemos lo que son los enlaces iónico y covalente, hablemos del enlace metálico. Este enlace químico sólo se produce entre átomos metálicos, concretamente cuando los núcleos metálicos cargados positivamente son atraídos por los electrones de valencia deslocalizados de otro átomo metálico.

Los sólidosmetálicos suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados, y son insolubles tanto en agua (_H2O) como en disolventes no polares. Los sólidos metálicos son lustrosos y buenos conductores del calor y la electricidad.

Los electrones del enlace metálico pueden moverse alrededor de los iones metálicos positivos, que están dispuestos en una estructura reticular gigante. Gracias a esta capacidad de los electrones para moverse libremente, ¡los sólidos metálicos son tan buenos conductores de la electricidad!

Figura 5. Ejemplo de enlace metálico, Daniela Lin - StudySmarter Originals.

El enlace químico más fuerte

Ahora que hemos aprendido los distintos tipos de enlaces químicos, podemos plantearnos la cuestión de qué enlace químico es el más fuerte. ¿Es metálico, covalente o iónico? Pues bien, esto depende de la longitud del enlace.

Cuando se trata de la longitud del enlace, cuanto más larga es la longitud del enlace, más fácil es romperlo, mientras que cuanto más corta es la longitud del enlace, más fuerte es el enlace y más difícil es romperlo. Por lo tanto, los enlaces covalentes deberían ser los enlaces químicos más fuertes, ¡porque los átomos están más juntos y tiran unos de otros con más fuerza que los enlaces iónicos!

La siguiente figura muestra la longitud y la fuerza del enlace de algunos compuestos covalentes (figura 6).

Ejemplos de enlace químico

Veamos otros ejemplos de enlace químico. La figura 7 muestra el diagrama de puntos y cruces del cloruro de calcio (_CaCl2). El enlace formado entre el calcio y los dos átomos de cloro es un enlace iónico.

En este caso, el calcio (Ca) desea perder dos electrones y convertirse en un ion +2, mientras que cada átomo de cloro desea ganar un electrón y convertirse en un ion "-1". Así pues, ¡el calcio dona un electrón a cada átomo de cloro!

Ahora bien, en el caso del amoníaco (_NH3), el átomo de nitrógeno (N) tiene 5 electrones en sus capas más externas. Por tanto, quiere ganar 3 electrones para llenar sus capas exteriores. Por tanto, compartirá electrones con los tres átomos de hidrógeno para que todos ellos puedan tener sus capas externas llenas. Como los electrones se comparten, es un ejemplo de enlace covalente.

El mecanismo de transferencia de energía del enlace químico

Por último, exploremos la energía de enlace y el mecanismo de transferencia de energía en los enlaces químicos El intercambio de energía entre una reacción química y su entorno se describe mediante un cambio en la entalpía (ΔH).

La fórmula para calcular el cambio de entalpía es la siguiente

$$ \Delta \text{H = H}_{productos} \text{ - H}_{reactantes} $$

Donde

• \( \Delta \text { H}_{productos} \text) es la entalpía de los productos
• \( \Delta \text { H}_{reactantes} \) es la entalpía de los reactantes

El mecanismo de ruptura de enlaces se considera endotérmico. En las reacciones exotérmicas, el cambio de entalpía (ΔH) es positivo.

En cambio, se dice que la formación de enlaces es exotérmica. En los procesos exotérmicos, los productos contienen menos energía que los reactantes, ya que se cede calor al entorno. Por tanto, las reacciones exotérmicas tienen un cambio de entalpía negativo (ΔH).

Figura 9. Diagramas de perfil de entalpía para reacciones exotérmicas vs. endotérmicas, Daniela Lin - StudySmarter Originals.

La formación de enlaces iónicos es un proceso altamente exotérmico, porque cuando los iones se combinan para formar un sólido iónico, ¡se liberan grandes cantidades de energía al entorno! Cuando se trata de enlaces iónicos, la energía que se libera cuando los iones de cargas opuestas se unen y forman una red cristalina se denomina energía de red (\( \Delta \text{H }_{red cristalina}^{\Theta} \)). Por ejemplo, la energía de red para la formación del sólido iónico NaCl es de -787 kJ ^mol-1.

• En los enlaces iónicos, cuanto más exotérmica sea la energía de red, ¡más fuerte será el enlace iónico en la red!

Losenlaces metálicos y covalentes también son exotérmicos, ¡ya que todos implican la formación de enlaces! Por ejemplo, el enlace covalente formado entre el hidrógeno y el oxígeno, tiene una entalpía de enlace (ΔH) de -463 kJ/mol.

Ahora, ¡espero que comprendas las características generales del enlace químico, los tipos de enlace químico y los mecanismos implicados en el enlace químico!