Enlace químico

Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace hacia sí mismo.

Tres factores determinan qué tan electronegativo es un átomo:

• Carga nuclear: más protones atraen los electrones de enlace con mayor fuerza.
• Radio atómico: cuanto más cerca esté el enlace al núcleo, mayor será la atracción.
• Efecto pantalla por capas internas y subcapas: más electrones internos debilitan la atracción sobre los electrones de enlace.

Por lo tanto, la electronegatividad aumenta a través de un período (mayor carga nuclear, menor radio) y disminuye hacia abajo en un grupo (mayor radio, mayor apantallamiento). El flúor es el elemento más electronegativo.

Puedes usar la diferencia en valores de electronegatividad de Pauling para predecir el tipo de enlace. Una gran diferencia da un enlace iónico; una pequeña diferencia da un enlace covalente.

Enlace iónico es la atracción electrostática entre iones de carga opuesta — cationes positivos y aniones negativos.

Se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. Buenos ejemplos son cloruro de sodio ($\text{NaCl}$), óxido de magnesio ($\text{MgO}$) y fluoruro de calcio ($\text{CaF}_2$). Los iones se empaquetan en una red gigante regular, unidos por la atracción en todas las direcciones.

El enlace metálico es la atracción electrostática entre los iones metálicos positivos y un «mar» de electrones deslocalizados.

Los electrones externos están libres de moverse a través de todo el metal. Esto explica por qué los metales conducen electricidad y son fuertes.

Enlace covalente es la atracción electrostática entre los núcleos de dos átomos y un par de electrones compartido.

Las moléculas simples con enlaces covalentes incluyen $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ y $\text{C}_2\text{H}_4$. Un doble enlace comparte dos pares; un triple enlace (como en $\text{N}_2$) comparte tres pares.

Los átomos del Período 3 y inferiores pueden expandir el octeto — tener más de ocho electrones en su capa externa. Ejemplos son $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ y $\text{SF}_6$.

Un enlace coordinado (también llamado enlace covalente dativo) es un enlace covalente donde ambos electrones compartidos provienen del mismo átomo. Por ejemplo, cuando los gases amoníaco y cloruro de hidrógeno se encuentran, el par libre del nitrógeno forma un enlace coordinado con $\text{H}^+$, generando el ion amonio $\text{NH}_4^+$. Los enlaces coordinados también unen las dos mitades de la molécula de $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.

Enlaces sigma y pi

Los enlaces covalentes se forman cuando los orbitales se superponen:

• un enlace sigma σ se forma por la superposición directa, de extremo a extremo, entre los dos átomos.
• un enlace pi π se forma por la superposición lateral de dos orbitales p, por encima y por debajo del enlace sigma.

Un enlace simple es un enlace sigma. Un doble enlace (como en $\text{C}_2\text{H}_4$) es un enlace sigma más un enlace pi. Un triple enlace (como en $\text{N}_2$ y $\text{HCN}$) es un enlace sigma más dos enlaces pi.

Híbridación

La hibridación mezcla orbitales de la misma capa para formar nuevos orbitales iguales para el enlace:

• $\text{sp}$: dos orbitales iguales, usados en una molécula lineal.
• $\text{sp}^2$: tres orbitales iguales, usados en una molécula plana como $\text{C}_2\text{H}_4$.
• $\text{sp}^3$: cuatro orbitales iguales, usados en $\text{CH}_4$.

Energía y longitud de enlace

• la energía de enlace es la energía necesaria para romper una mol de un enlace covalente específico en estado gaseoso.
• la longitud de enlace es la distancia entre los centros de los dos átomos unidos.

Un enlace más corto suele ser más fuerte (mayor energía de enlace). Los triples enlaces son más cortos y fuertes que los dobles enlaces, que son más cortos y fuertes que los enlaces simples. Los enlaces más fuertes hacen que sea más difícil que la molécula reaccione.

Para determinar la forma molecular, use la teoría VSEPR: los pares de electrones alrededor del átomo central se repelen lo máximo posible, ya que las cargas iguales se repelen.

Un par libre (no implicado en un enlace) ejerce mayor repulsión que un par de enlace. Para el amoníaco y el agua, la repulsión de los pares libres reduce el ángulo de enlace por debajo de $109.5°$; $2.5°$ por par libre es una guía aproximada para estos ejemplos, no una regla universal.

$\text{NH}_3$ tiene un par solitario y $\text{H}_2\text{O}$ tiene dos, por lo que sus ángulos disminuyen por debajo del $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Puedes predecir las formas de moléculas e iones similares de la misma manera.

Ejemplo resuelto. Predecir la forma y el ángulo de enlace de $\text{NH}_3$ y de $\text{H}_2\text{O}$. El nitrógeno tiene 5 electrones externos y forma 3 enlaces, dejando 3 pares de enlace y 1 par libre - cuatro pares en total, por lo que parten de la geometría tetraédrica $109.5°$. El par libre ejerce mayor repulsión y comprime el ángulo en aproximadamente $2.5°$, dando una forma piramidal de unos $107°$. El oxígeno forma 2 enlaces y conserva 2 pares libres: todavía cuatro pares, pero ahora hay dos compresiones, así que la forma es angular de unos $104.5°$. Cuenten todos los pares para fijar la geometría básica, usen los ángulos aproximados conocidos para estos ejemplos y nombren la forma según los átomos - $\text{NH}_3$ tiene cuatro pares pero es piramidal, no tetraédrica.

Recuento de pares en un ion. Empieza con los electrones externos del átomo central, añade uno por cada átomo unido a él mediante un enlace sencillo (H o un halógeno), luego resta uno por cada carga positiva o añade uno por cada carga negativa. Divide el total entre dos para obtener el número de pares; los pares que no se usan en enlaces son pares libres.

Ejemplo resuelto. Predice las formas de $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$ y $\text{PCl}_6^-$.

• $\text{NH}_4^+$: $5 + 4 - 1 = 8$ electrones, por lo tanto 4 pares, todos enlazantes: tetraédrica, $109.5°$. Tiene la misma forma y el mismo número de electrones que $\text{CH}_4$.
• $\text{H}_3\text{O}^+$: $6 + 3 - 1 = 8$ electrones, por lo tanto 4 pares, 3 enlazantes y 1 par libre: piramidal, aproximadamente $107°$, como $\text{NH}_3$.
• $\text{PCl}_6^-$: $5 + 6 + 1 = 12$ electrones, por lo tanto 6 pares, todos enlazantes: octaédrica, $90°$, como $\text{SF}_6$.

Las moléculas y los iones con el mismo número de pares de electrones alrededor del átomo central, dispuestos de la misma manera, tienen la misma forma.

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas entre moléculas. Son mucho más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos dentro de las sustancias.

Polaridad del enlace y dipolos

Cuando dos átomos con diferente electronegatividad comparten un enlace, los electrones se sitúan más cerca del átomo más electronegativo. El enlace entonces presenta polaridad: un extremo es ligeramente negativo ($\delta-$) y el otro ligeramente positivo ($\delta+$). Esta separación de carga constituye un dipolo.

Si los dipolos de una molécula no se cancelan, la molécula completa tiene un momento dipolar y es polar. Si se cancelan por simetría (como en $\text{CO}_2$), la molécula es apolar.

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals es el nombre general para todas las fuerzas intermoleculares. Hay dos tipos principales.

El primer tipo es la fuerza de dipolo instantáneo–dipolo inducido, también llamada fuerza de dispersión de London. Los electrones en movimiento generan un breve dipolo instantáneo, que a su vez crea un dipolo inducido correspondiente en una molécula cercana. Estas fuerzas actúan entre todas las moléculas y se vuelven más fuertes cuando hay más electrones.

El segundo tipo es la fuerza de dipolo permanente–dipolo permanente. Actúa entre moléculas que son siempre polares, ya que cada una posee un dipolo permanente.

Enlace de hidrógeno

El enlace de hidrógeno es un caso fuerte y especial de las fuerzas de dipolo permanente. Se forma cuando el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo —nitrógeno, oxígeno o flúor— y es atraído por un par solitario en un átomo de N, O o F de un vecino. Busque grupos N–H y O–H, como en el amoníaco y el agua.

El enlace de hidrógeno explica el comportamiento peculiar del agua:

• Su alto punto de fusión y punto de ebullición, porque deben romperse muchos enlaces de hidrógeno.
• Su alta tensión superficial.
• el hielo es menos denso que el agua líquida, porque los enlaces de hidrógeno mantienen a las moléculas en una estructura abierta y extendida, por lo que el hielo flota.

Ejemplo resuelto (comparación de puntos de ebullición). Los haluros de hidrógeno hierven a: HF $20\,°\text{C}$, HCl $-85\,°\text{C}$, HBr $-67\,°\text{C}$, HI $-35\,°\text{C}$. Explica la tendencia.

De HCl a HI las moléculas tienen más electrones, por lo que las fuerzas de dipolo instantáneo–dipolo inducido (de London) se hacen más intensas y se necesita más energía para separar las moléculas: el punto de ebullición aumenta, aunque los enlaces se vuelven menos polares. HF rompe la tendencia: F es tan electronegativo que las moléculas de HF forman enlaces de hidrógeno entre sí, que son mucho más fuertes que las fuerzas de London, por lo que su punto de ebullición es mucho más alto de lo esperado. En una respuesta, nombra la fuerza, indica qué sustancia presenta más de ella y por qué, y relaciónala con la energía necesaria para vencerla.

Un diagrama de puntos y cruces muestra los electrones externos de cada átomo, usando puntos para un átomo y cruces para el otro. Esto aclara de dónde proviene cada electrón de enlace. Se pueden dibujar para enlaces iónicos, covalentes y dative, incluidas moléculas con octeto expandido o número impar de electrones.

Errores comunes.

• Decir que los enlaces covalentes de las moléculas se rompen cuando una sustancia molecular simple hierve. Solo se superan las fuerzas intermoleculares entre las moléculas; los enlaces covalentes internos permanecen intactos.
• Dibujar un enlace de hidrógeno hacia cualquier átomo de H. El enlace de hidrógeno va desde un H unido a N, O o F hacia un par solitario en un N, O o F de otra molécula; muestre el par solitario y las cargas $\delta+$/$\delta-$, con los tres átomos en línea recta.
• Contar pares solitarios en los átomos externos al predecir una forma. Solo los pares de enlace y solitarios en el átomo central determinan la forma.
• Llamar a una molécula con enlaces polares polar sin verificar su forma. En moléculas simétricas $\text{CO}_2$ y $\text{BF}_3$ los dipolos se cancelan, por lo que las moléculas son no polares.
• Asignar al agua un ángulo de enlace de 109.5° o 107°. Dos pares solitarios lo comprimen a aproximadamente 104.5°: tetraédrico 109.5°, un par solitario 107°, dos pares solitarios 104.5°.
• Decir que un enlace dative es más débil que un enlace covalente normal. Una vez formado, es igual a cualquier otro enlace covalente; solo difiere el origen del par compartido.
• Olvidar la carga al contar los pares de electrones de un ion: retira un electrón por cada carga $+$ y añade uno por cada carga $-$.
• Decir que un doble enlace es el doble de fuerte que un enlace sencillo. El enlace π adicional es más débil que el enlace σ, debido a que su traslape lateral es menor.

• Para formas, cuenta los pares de enlace y los pares libres, nombra la forma y proporciona el ángulo de enlace exacto (ej. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — cada par libre reduce el ángulo en aproximadamente $2.5^\circ$.
• Un enlace dativo (coordinado) tiene ambos electrones de un solo átomo (ej. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); dibuja la flecha desde el par libre.
• Nombra con precisión la fuerza intermolecular: el enlace de hidrógeno requiere que H esté unido a N, O o F; de lo contrario, se trata de fuerzas de dipolo permanente o de dipolo inducido (de van der Waals). Nunca llames «enlaces» a las fuerzas de van der Waals.
• Explica una propiedad física indicando qué fuerzas se rompen, no solo «enlaces fuertes».