Enlaces Químicos: Iónicos e Covalentes Explicados

Unión entre Átomos

A unión entre átomos e a formación dun enlace é un proceso químico que vai acompañado dunha certa diminución de enerxía, a enerxía potencial electrostática, que implica un aumento de estabilidade. Regra do octeto: os átomos forman enlaces gañando, perdendo ou compartindo electróns das capas externas co fin de conseguir unha configuración electrónica de gas nobre, oito electróns na última capa, agás no caso da molécula do H, onde cada átomo está rodeado de 2 electróns. A forza de atracción que mantén os átomos unidos denomínase forza de enlace.

Clasificación dos Enlaces Químicos

Pódense clasificar en: enlace iónico, enlace covalente e enlace metálico. Tamén existen interaccións máis débiles chamadas forzas intermoleculares, que se establecen entre moléculas e entre átomos dos gases nobres.

Enlace Iónico

Fórmase por transferencia de electróns entre átomos, que lle permite adquirir configuracións electrónicas máis estables. O átomo que perde electróns transfórmase en ión positivo (catión), e o que gaña electróns convértese en ión negativo (anión). Electrovalencia é o número de electróns que intercambia cada elemento para formar un enlace iónico.
Cada ión formado crea un campo eléctrico ó seu arredor, de xeito que os ións positivos rodearanse de ións negativos e viceversa. O resultado é a formación dunha rede cristalina compacta e tridimensional chamada rede cristalina iónica.
A fórmula dun composto iónico indica a cantidade relativa de ións de cada clase que debe haber para manter a neutralidade eléctrica: a proporción dos átomos na rede, entón sempre é unha fórmula empírica.

Ciclo de Born-Haber

A formación dun composto iónico é un proceso fortemente exotérmico. O estudo destes factores realízase a partir dos datos obtidos experimentalmente mediante o chamado ciclo de Born-Haber. A enerxía de rede é a enerxía desprendida ó formarse un mol de cristal iónico a partir dos seus ións compoñentes en estado gasoso. A enerxía de rede aumenta ó aumentar a carga dos ións e ó diminuír a distancia entre eles.

Redes Cristalinas

As redes cristalinas clasifícanse en 7 tipos de poliedros chamados sistemas cristalográficos. Os ións ocupan os vértices, os centros das caras ou o centro destes poliedros. Cela elemental é a unidade máis pequena que ten a estrutura do cristal macroscópico. Índice de coordinación é o número de ións dun signo que se sitúan á mesma distancia ó redor dun ión de signo oposto.
O sistema cristalográfico no que cristaliza un composto iónico e o índice de coordinación dos seus ións dependen de 2 factores:
• O tamaño dos ións: a un determinado ión só se poderán achegar, ata a distancia de equilibrio, os ións de signo contrario que teñan o espazo suficiente para iso.
• A carga dos ións: cando os ións se agrupan para formar a rede deben manter a neutralidade eléctrica do cristal.

Propiedades dos Compostos Iónicos

• Forman redes cristalinas. Os ións únense tridimensionalmente formando redes cristalinas.
• Teñen puntos de fusión e ebulición elevados, debido ás intensas atraccións electrostáticas entre ións de carga oposta. Canto maior sexa a enerxía do composto, maior será a unión entre ións e máis altos serán os puntos de fusión e ebulición.
• Son duros, difíciles de raiar, para raialos haberá que romper certo número de enlaces que son fortes. A dureza será maior canto maior sexa a enerxía de rede.
• Son fráxiles, rómpense con facilidade, xa que cando esvara unha capa do cristal sobre outra, quedan ións da mesma carga moi próximos e o cristal rómpese pola repulsión electrostática.
• Disólvense ben en disolventes polares. Cada ión atrae as moléculas do disolvente polo extremo que ten carga oposta á súa, e establece enlaces débiles con elas.
• Conducen a corrente eléctrica fundidos ou disoltos, xa que así os seus ións teñen liberdade de movemento para desprazarse dentro dun campo eléctrico. En estado sólido non son condutores.

Enlace Covalente

Fórmase por compartición de electróns entre dous átomos de xeito que, unha vez formado o enlace, pertencen ós 2 átomos que se unen. Dan lugar á formación de moléculas.
Atopámolo cando se unen átomos electronegativos entre si ou na unión destes átomos co H, entre átomos de elementos non metálicos.
Se representamos a variación da enerxía potencial que experimenta un sistema formado por 2 átomos en función da distancia que separa ós seus núcleos, obtemos as curvas de Morse. Pódense apreciar 2 situacións:
• Curva da estabilidade enerxética: corresponde á formación dun enlace covalente.
• Curva de inestabilidade enerxética: asociada ós casos nos que non se forma enlace.
Enerxía de enlace: enerxía desprendida na formación do enlace entre 2 átomos en estado gasoso e fundamental.
Enerxía de disociación é a enerxía mínima necesaria para separar 2 átomos enlazados ata que non interaccionen entre si.
Lonxitude de enlace é a distancia de equilibrio entre os núcleos atómicos.
Ángulo de enlace é o ángulo hipotético formado polo núcleo do átomo central e os núcleos dos átomos enlazados a el.

Estruturas de Lewis

Nas estruturas, cada electrón de valencia represéntase por un punto que se coloca rodeando o símbolo do elemento, poñendo xuntos os electróns apareados.
Os pares de electróns sen compartir denomínanse pares non enlazantes e os pares de electrónicos compartidos denomínanse pares enlazantes.
Covalencia: é o número de enlaces covalentes que pode formar un átomo.
Ás veces, é necesario utilizar enlaces múltiples para explicar as moléculas.
Enlace covalente dativo ou coordinado, o par de electróns compartidos no enlace achégao un dos 2 átomos mentres que o outro o acepta.

Polaridade do Enlace

Ao formarse un enlace covalente entre 2 átomos iguais, os electróns do enlace están atraídos polos 2 núcleos coa mesma intensidade e o centro xeométrico das cargas positivas coincide co das cargas negativas, trátase dun enlace apolar.
Se os átomos son distintos, os electróns están máis atraídos polo átomo máis electronegativo e a nube electrónica desprazase cara a el, xerando unha carga parcial negativa mentres que o outro átomo queda cunha deficiencia electrónica e cunha carga parcial positiva, trátase dun enlace polar.
Momento dipolar é a magnitude vectorial de módulo igual ó produto de carga dun dos polos pola distancia entre os núcleos de dirección a liña que une os núcleos e de sentido dirixido cara á carga negativa.

Polaridade da Molécula

Pódense distinguir 2 situacións:
1. Moléculas diatómicas: coincide a polaridade do enlace coa da molécula:
• Se o enlace é apolar, a molécula é apolar.
• Se o enlace é polar, a molécula é polar.
2. Moléculas poliatómicas: a polaridade da molécula depende da polaridade dos enlaces e da xeometría da molécula:
• Se a molécula é simétrica anúlanse os momentos dipolares dos seus enlaces.
• Se a molécula non é simétrica, non se anulan os momentos dipolares dos enlaces e a molécula será polar.

Xeometría das Moléculas. TRPECV

A teoría de repulsión dos pares de electróns da capa de valencia. Os electróns da capa de valencia dun átomo, agrupados por

pares, sitúanse na forma xeométrica na que se atopan o máis lonxe posible, para que a repulsión entre eles sea mínima. Hai que ter en conta:
·Considéranse todos os electróns da capa de valencia do átomo central: os compartidos e os que non forman parte de ningún enlace.
·A repulsión entre 2 pares solitarios e lixeiramente maior que a repulsión entre 2 pares enlazantes, mentres que os non enlazantes ocupan unha zona máis extensa.
·Os pares de electróns que forman os enlaces múltiples considéranse como un único par de electróns cando se distribúen, terase en conta que a repulsión que exerce un enlace múltiple é maior que a dun enlace sinxelo.
A existencia de grupos voluminosos unidos ó átomo central modifica o ángulo de enlace.
Teoría de enlace de valencia.
Basease en considerar que cando 2 átomos se achegan para formar un enlace, ten lugar un solapamento de orbitais atómicos semiocupados, ou dun orbital cheo e outro baleiro, tratase dun enlace covalente dativo.
Os electróns dos orbitais que se enlazan deben ter spins opostos.
Esta teoría explica as covalencias e as excepcións á regra do octeto: un átomo poderá formar tantos enlaces como electróns poida compartir, como electróns apareados teña.
Enlaces sigma e enlaces pi.
Cando o solapamento entre orbitais é frontal, a rexión de densidade electrónica máxima é a que rodea o eixe internuclear, enlace sigma.
Cando 2 orbitais p con eixes paralelos se solapan lateralmente, fórmanse 2 rexións de densidade electrónica elevada, e unha zona de densidade electrónica nula ó longo do eixe internuclear, enlace Ð.