Fundamentos de Enlace Químico: Covalencia, Fuerzas Intermoleculares y Propiedades de Sólidos

Enlace Covalente y Teoría de Orbitales Moleculares

Enlace covalente: El cloro, en su última capa, tiene 7 electrones (configuración electrónica: [Ne] 3s² 3p⁵). Para alcanzar la estabilidad, comparte 1 electrón con otro átomo.

La Teoría de Orbitales Moleculares lo explica de la siguiente manera: el cloro tiene en total 17 electrones distribuidos en 9 orbitales atómicos. Al combinarse los orbitales atómicos de dos átomos de cloro, se forman 18 orbitales moleculares. Sin embargo, de esos 18 orbitales moleculares, 16 son muy similares en energía a los orbitales atómicos originales y no participan significativamente en el enlace. Realmente, tenemos 2 orbitales moleculares (uno enlazante y uno antienlazante) que son distintos y determinan la formación del enlace molecular, porque los demás son prácticamente orbitales atómicos no modificados. Son 18 orbitales moleculares en total, 17 de ellos estarían llenos con los 34 electrones de la molécula Cl₂ y 1 quedaría vacío (el antienlazante de mayor energía). Se cuentan porque se pueden detectar experimentalmente.

Estos enlaces se producen entre no metales y tenemos dos opciones principales:

• Enlace entre los mismos elementos (simple, doble, triple): Forman enlaces simétricos en cuanto a la distribución electrónica (ej. Cl₂, O₂, N₂).
• Cuando son diferentes elementos: Si un elemento es más electronegativo que el otro (como el cloro en HCl), el orbital molecular no será simétrico. Por la zona del átomo más electronegativo (cloro) habrá una mayor densidad de carga negativa. Se produce un enlace covalente polar cuando dos elementos diferentes se combinan y tienen distinta electronegatividad.

Consideración simplificada: Si imaginamos que los orbitales atómicos que se unen son los que contienen un solo electrón (como los orbitales p semillenos), esto provoca que la molécula pueda tener una distribución de carga no uniforme si los átomos son diferentes, ya que en la parte del átomo más electronegativo (ej. cloro) hay más densidad electrónica.

Cuando tenemos varios átomos: Si se combinan orbitales atómicos como los p, estos tienden a orientarse a 90º entre sí, ya que están dirigidos según los ejes cartesianos (px, py, pz). Los pares de electrones que no están formando enlaces (pares solitarios) ocupan un mayor volumen espacial que los pares enlazantes.

Fuerzas Intermoleculares

Se producen entre moléculas. Necesitamos moléculas aisladas; en un cristal iónico, un sólido atómico (red covalente) o un cristal metálico no tenemos moléculas discretas.

Fuerzas de Van der Waals (Dipolo-Dipolo)

Se producen entre moléculas polares. Las moléculas polares son todas las que tienen al menos un enlace covalente polar y cuya geometría no anula el momento dipolar total. Las más sencillas son las que tienen un dipolo neto (ej. HCl). El agua es un caso más complejo (a veces descrita como tripolo por su geometría angular y los pares solitarios del oxígeno).

Las moléculas con cargas parciales (dipolos) se atraen electrostáticamente y mediante estas atracciones pueden ordenarse:

• Las fuerzas de Van der Waals (dipolo-dipolo) serán más fuertes cuanto mayores sean los dipolos de las moléculas.
• El dipolo se produce porque el átomo más electronegativo atrae con más fuerza a los electrones del enlace.
• Las moléculas solo consiguen mantenerse ordenadas a baja temperatura; a mayor temperatura, la energía cinética vence estas atracciones.

Fuerzas de London (Dipolo Instantáneo-Dipolo Inducido o Fuerzas de Dispersión)

Se producen en todas las moléculas, tanto apolares como polares (aunque en estas últimas suelen ser menos importantes que las interacciones dipolo-dipolo o puentes de hidrógeno).

• Como los electrones están en constante movimiento dentro de los orbitales, puede ocurrir que en un instante dado, los electrones de un enlace o de la molécula en general se encuentren momentáneamente más cerca de un extremo.
• Cuando en la molécula aparece este dipolo instantáneo, puede inducir un dipolo similar en una molécula vecina (las cargas negativas de una repelen a las de la otra).
• La intensidad de estas fuerzas depende de la facilidad con que se generen estos dipolos instantáneos (polarizabilidad de la nube electrónica), y es más fácil cuanto más electrones tenga la molécula (mayor tamaño y superficie).

Puente de Hidrógeno

Es la fuerza intermolecular más fuerte de las mencionadas.

• Se forma cuando hay un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un elemento muy electronegativo y pequeño, como Flúor (F), Nitrógeno (N) u Oxígeno (O), que además poseen pares de electrones no enlazantes.
• Cuando el átomo electronegativo (ej. O) de una molécula se acerca al átomo de hidrógeno (unido a F, N u O) de otra molécula, se establece una fuerte atracción electrostática. El hidrógeno actúa como un 'puente' entre los dos átomos electronegativos.
• Los electrones no enlazantes del átomo electronegativo (F, N, O) juegan un papel crucial en esta interacción.

Propiedades de las Sustancias según su Enlace

Sólidos Iónicos

Son aquellos formados a partir de enlace iónico, constituidos por cationes y aniones ordenados en una red cristalina y unidos por fuerzas electrostáticas fuertes.

Propiedades:

• Dureza y Puntos de Fusión/Ebullición: Como las fuerzas electrostáticas son fuertes, la atracción entre los iones es difícil de romper. Por ello, los sólidos iónicos son generalmente duros (resisten al rayado) y tienen puntos de fusión y ebullición altos.
• Conductividad Eléctrica: No son conductores en estado sólido porque los iones están fijos en la red y no hay cargas libres móviles.
• Solubilidad y Conductividad en Disolución/Fundidos: Son a menudo solubles en disolventes polares como el agua. El agua, al ser polar, interactúa con los iones (solvatación), debilitando las fuerzas de la red y separando los iones del cristal. Disueltos o fundidos, sí son conductores, ya que los iones adquieren movilidad.
• Fragilidad: Son frágiles, ya que un golpe puede desplazar capas de iones, haciendo que iones de la misma carga queden enfrentados, generando repulsión y fracturando el cristal.

Sólidos Metálicos

Formados por átomos metálicos unidos mediante enlace metálico (modelo del 'mar de electrones' o teoría de bandas).

Propiedades:

• Conductividad Eléctrica y Térmica: Conducen bien la electricidad y el calor porque tienen electrones deslocalizados en la banda de conducción que se mueven fácilmente a través del metal.
• Dureza y Puntos de Fusión/Ebullición: Variables. Serán tanto más duros y tendrán puntos de fusión y ebullición más altos cuantos más electrones de valencia participen en el enlace metálico (mayor 'fuerza' del enlace).
• Solubilidad: No son solubles ni en agua ni en la mayoría de disolventes orgánicos. Pueden formar aleaciones con otros metales o disolverse en mercurio (amalgamas).
• Propiedades Mecánicas: Son tenaces (resisten a romperse), dúctiles (pueden estirarse en hilos) y maleables (pueden deformarse en láminas) porque las capas de átomos pueden deslizarse unas sobre otras sin romper el enlace metálico, gracias a la movilidad de los electrones.

Sólidos Covalentes (o de Red Covalente)

Consisten en un conjunto de átomos mantenidos juntos por una extensa red de enlaces covalentes (pares de electrones compartidos entre átomos, generalmente de similar electronegatividad). Pueden ser considerados como una sola molécula gigante. Ejemplo: diamante (C), cuarzo (SiO₂).

Propiedades:

• Dureza y Puntos de Fusión/Ebullición: Tienen una gran dureza, un gran módulo elástico y elevados puntos de fusión y ebullición. Su fuerza, rigidez y alto punto de fusión son consecuencia de la fortaleza de los enlaces covalentes que deben romperse para fundirlos o deformarlos.
• Fragilidad: También son quebradizos, debido a la naturaleza direccional y rígida de los enlaces covalentes; una deformación rompería estos enlaces.
• Conductividad Eléctrica: Los sólidos de red covalente varían en su comportamiento desde aislantes (ej. diamante) hasta semiconductores (ej. silicio, germanio), dependiendo del tamaño de la banda prohibida (energía necesaria para que un electrón pase a la banda de conducción).
• Solubilidad: Son generalmente insolubles en la mayoría de los disolventes.