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[Química Orgánica] Introducción 2-Enlaces químicos




En este artículo vamos a continuar con la serie sobre [Química Orgánica]. Este artículo, como el anterior, es introductorio y aún no entraremos en nada que se parezca a la química orgánica (aunque se parece más que el anterior) vamos a hablar (y creo que hoy sí puedo deciros que el artículo será bastante breve) de los enlaces químicos. Sin embargo, no puedo empezar sin antes explicar una cosa fundamental.

¿Qué es un enlace químico?

Se entiende por enlace químico el conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos cuando forman moléculas o cristales, así como las fuerzas que mantienen unidas las moléculas cuando se presentan en estado líquido o sólido.

Bien, como espero que todos sepáis ya, el átomo tiene una naturaleza eléctrica. Aunque en principio nos digan que un átomo no tiene carga, eso es mentira: es verdad que su carga neta es 0, pero el núcleo del átomo tiene una carga positiva mientras que los electrones tienen carga negativa, y eso hace que, si dos átomos se acercan un poco, los núcleos de cada átomo atraerán a los electrones del otro átomo, pero si se acercan mucho entonces los electrones de ambos átomos se repelerán, ya que tienen la misma carga. Pues bien, una vez se alcanza el equilibrio entre ambas fuerzas (la atracción del núcleo y repulsión de los electrones) se ha formado un enlace químico (que puede ser más o menos fuerte).

Este enlace puede ser de tres tipos:

  • Iónico
  • Covalente
  • Metálico

Que se forme un tipo de enlace u otro sólo depende de una propiedad de los átomos: la electronegatividad. Antes pero de hablar de la electronegatividad, vamos a corregir los ejercicios del artículo anterior:

1s2 2s2

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9

Li → 1s2 2s1

Mg → 1s2 2s2 2p6 3s2

He → 1s2

Ne → 1s2 2s2 2p6

C → 1s2 2s2 2p2

Electronegatividad:

La electronegatividad es algo que normalmente cuesta de entender. La definición oficial sería esta:

“La electronegatividad (EN) mide la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí mismo los electrones de enlace.”

Tabla periódica de electronegatividad. Imagen sacada de aquí

Bien, como tampoco es un requisito indispensable para entender lo que voy a explicar ahora, vamos a dejar la electronegatividad para luego. Pero sí que me gustaría que os fijarais bien en la tendencia de la tabla: si os fijáis bien, los elementos con mucha electronegatividad tienen un color más rojizo (nada que ver con la realidad, es solamente una escala cromática para no tener que comparar valores numéricos), mientras que los elementos poco electronegativos tienen un color amarillo, pero no hace falta mirar mucho la tabla para ver que ¡la parte superior-derecha de la tabla es muy roja y la parte inferior-izquierda, muy amarilla!

Pues eso nos será de mucha ayuda, ya que estamos observando que, si no varía el período, la electronegatividad aumenta con los grupos, mientras que, si no varía el grupo, la electronegatividad disminuye con el período. Dicho de otro modo, los metales son elementos muy poco electronegativos mientras que los no-metales lo son mucho.

Como he dicho, el tipo de enlace sólo depende de esa propiedad. Pues bien, pasemos al primer tipo de enlace:

El enlace Iónico

El enlace iónico se forma cuando se combinan átomos que consiguen la configuración de un gas noble perdiendo electrones con otros átomos que consiguen la configuración de un gas noble ganándolos.

Por si la definición no os dice mucho, vamos a mostrar cómo se forma un enlace iónico con algunos ejemplos:

Antes de nada, os dejo aquí una web con una tabla periódica interactiva bastante completa, si queréis ver la electronegatividad de algún elemento sólo tenéis que clicar sobre el símbolo de dicho elemento, ir a propiedades y bajar hasta la electronegatividad (es la última).

Un ejemplo muy conocido de un enlace iónico sería el Cloruro de Sodio (NaCl) o sal común. Vamos a analizar un poco ese compuesto. Como podemos ver por la fórmula, está formado por dos átomos distintos: uno de Cloro (Cl) y otro de Sodio (Na), y como no hay ningún subíndice entendemos que esos dos átomos reaccionan en una relación de 1:1 (hay 1 átomo de Cloro por cada átomo de Sodio), pero para simplificar vamos a decir que solo hay 1 átomo de cada elemento.

Para continuar, tendríamos que conocer el nivel de valencia de esos dos elementos, así que allá vamos. Como el Sodio es el elemento con número atómico 11 deducimos que su nivel de valencia es 3s1 y como el Cloro tiene 17 protones su nivel de valencia es 3s2 3p5. Si os fijáis, al Cloro solo le falta 1e- para tener la configuración del Argón (que es [Ne] 3s3p6), mientras que al Sodio le sobra 1e- para tener la configuración del Neón. Así que lo que hace el sodio es cederle el electrón al Cloro.

¡Pero ahora el Sodio se ha convertido en un catión (átomo con carga positiva) y el Cloro en un anión (átomo con carga negativa), por lo que ahora uno atrae al otro, y por lo tanto ambos se quedan pegados! Eso es un enlace iónico.

Vamos con otro ejemplo, aunque éste ya no es tan conocido. Hagamos lo mismo con el Dióxido de Titanio (TiO2).

Igual que antes, vemos que está formado por dos tipos de átomos (Titanio y Oxígeno) pero a diferencia del caso anterior, no están en relación 1:1 sino que están en relación 1:2 (por cada átomo de Titanio hay 2 de Oxígeno). Vamos a ver sus niveles de valencia:

2 x O (Z=8) → 2s2 2p4

Ti (Z=22) → 4s2 3d2

Aquí podemos ver que el Oxígeno tiene que ganar 2e- para tener la configuración del Neón, mientras que el Ti tiene que perder 4e- para conseguir la configuración del Argón. Ahora no sirve simplemente ceder los electrones de un átomo a otro, ya que el O sólo puede llevarse 2, y el Ti seguiría teniendo 2e- de sobra. ¿Ves ya la solución? Si el Ti le cede 2e- al O se queda con solo 2e- más que el Ar, que puede ceder a otro O para que todos ellos sean estables.

Por eso este compuesto es TiO2, porque para que el Titanio consiga la configuración del Argón necesita ceder 2e- a 2 Oxígenos distintos, o sea, que por cada átomo de Titanio debe haber 2 átomos de Oxígeno, (si no lo habías adivinado ya, los números que hay al lado de un elemento en las fórmulas indican justamente esta relación).

Bien, no creo que haga falta explicar nada más sobre este tipo de enlace. Si os fijáis, todos los elementos que necesitan perder electrones se encuentran en la parte izquierda de la tabla, son, por tanto, metales, mientras que los que necesitan ganar electrones están en la derecha y son, por tanto, no-metales. Eso quiere decir que un enlace iónico sólo puede hacerse con un metal y un no-metal (como en todo, hay excepciones) y si recuerdas lo que he dicho antes, los metales tienen poca electronegatividad, mientras que los no-metales tienen mucha.

En conclusión, si dos elementos tienen electronegatividades muy diferentes van a hacer un enlace iónico.

 

Enlace iónico en un cristal de NaCl. En verde el Sodio y en violeta el Cloro. Imagen de Raj6, sacada de aquí

Enlace covalente

Un enlace covalente se forma cuando se combinan dos o más átomos que tienen tendencia a ganar electrones. En este caso, la única forma de conseguirlo es haciendo que los dos átomos compartan electrones de valencia.

Bien, ¿recordáis esos electrones de enlace de los que hablábamos en la electronegatividad? Pues son estos. Un ejemplo muy claro de enlace covalente es el Oxígeno molecular (O2): cada uno de los dos Oxígenos tiene que ganar 2 electrones, por lo tanto “deciden” compartir 2 electrones, esos electrones dejan de pertenecer a un Oxígeno para pertenecer a los dos (de este modo, cada Oxígeno tiene 6e- suyos, + sus 2e- compartidos, +2e- que comparte el otro). En el caso del O2 los electrones pertenecen en igual medida a un Oxígeno que al otro, pero en otros compuestos donde la electronegatividad no es la misma, por ejemplo el Óxido de Azufre (SO), los electrones pertenecen más al Oxígeno que al Azufre (porque aquel tiene más electronegatividad). Aunque hablaremos más detalladamente sobre las diversas posibilidades de enlace, vamos a nombrarlas aquí y poner algún ejemplo:

Enlace simple: Cuando dos átomos solo comparten 1e- cada uno se trata de un enlace simple, por ejemplo el Cloro, (que es una molécula diatómica, es decir, la molécula de Cloro se forma al unirse dos átomos de Cloro), el Cloro tiene como número atómico (Z) el 17, así que si recordáis el artículo anterior, no debería seros difícil encontrar los electrones de valencia de este elemento:

.

.

.

.

¡Correcto! Sus electrones de valencia son 3s2 3p5, por lo tanto podéis ver que al cloro le falta 1 electrón para ser estable (al conseguir la configuración del Argón, el siguiente gas noble), por lo tanto, si tenemos dos Cloros, a cada uno le falta 1e-, así que si comparten 1e- el uno con el otro ¿que configuración les queda?

El Cloro 1 tiene originalmente 7e- en su capa de valencia, igual que el Cloro 2, así que al compartir 1e- el Cloro 1 tiene sus 7e- + el e- que el Cloro 2 comparte con él, mientras que el Cloro 2 tiene sus 7e- + el e- que el Cloro 1 comparte con él.

Por lo tanto, podemos decir que dos átomos se unen mediante un enlace simple siempre que compartan un par de electrones (uno cada átomo).

Enlace doble: Cuando dos átomos, en lugar de compartir 1e-, comparten 2e- cada uno se trata de un enlace doble. Por ejemplo, como hemos dicho antes, el O2: cada Oxígeno tiene 6e- en su capa de valencia (2s2 2p4) y le faltan 2e- para ser estable. Así que comparten 2e- teniendo así ambos 8e- en la capa de valencia.

Enlace triple: Cuando dos átomos comparten 3e- cada uno se trata de un enlace triple. Por ejemplo el Nitrógeno, que tiene una configuración [He] 2s2 2p3, tiene por lo tanto 5 electrones en la capa de valencia, así que comparte 3e- con otro Nitrógeno para completar los 8 que necesita para la segunda capa.

No olvidéis este enlace, porque luego volveré a hablar de él, pero antes acabaré de explicar los enlaces con el último tipo de enlace que falta.

 

Enlace covalente en una molécula de CH4 (Metano). Imagen de Ortisa sacada de aquí

Enlace metálico

Hemos hablado de un enlace para dos átomos que tienen electronegatividades muy distintas y otro para los que tienen electronegatividades muy altas, así que, cómo no, ahora nos toca hablar de un enlace para dos átomos con electronegatividades parecidas, pero en el que ambos tienen poca, es decir no tienen mucha tendencia a quedarse los electrones.

Si recordáis bien, los elementos poco electronegativos estaban situados a la izquierda de la tabla periódica, y también hemos dicho que estos se denominaban metales ¿verdad? Así que supongo que no hace falta explicaros de donde viene el nombre…

Este enlace es muy curioso, pues básicamente los metales tienden a dejar libres a los electrones de valencia, creando una nube de electrones entre las partículas cargadas positivamente (han “perdido” esos electrones). El enlace se crea por la atracción de la nube de electrones y las partículas positivas. Esta nube de electrones que no pertenece a ningún átomo, sino a todos, les confiere a los metales esa facilidad que tienen para conducir la electricidad, ya que los electrones de valencia pueden desplazarse desde un extremo a otro de la molécula sin apenas dificultad. Para saber más sobre las consecuencias de este movimiento de electrones podéis visitar este artículo de Pedro.

 

Enlace metálico

Ahora que ya hemos hablado de los tres tipos de enlaces, en el próximo artículo vamos a hablar de cómo se representan los enlaces covalentes sobre papel, las estructuras de Lewis.

Hoy no voy a poneros deberes, ya que lo más educativo que podría haceros es escribiros varios compuestos y que me dijerais cuál es el enlace que los une… Pero esto no nos servirá para esta serie ni para el siguiente artículo, así que lo dejaremos aquí.


Sobre el autor:

Roger Balsach (Roger Balsach Garcia-Cascon)

Hola, mi nombre es Roger Balsach, soy de Sabadell (Catalunya) tengo 19 años (soy del 1997 por si esto se queda sin editar). Mis pasiones son la física y la música, estudio 2º del grado de física y estoy en el último curso del conservatorio de Sabadell.
 

{ 7 } Comentarios

  1. Gravatar Brigo | 16/11/2014 at 02:27 | Permalink

    “podéis ver que al loro le falta 1″ no creo que te refieras realmente a un loro :D

  2. Gravatar Macluskey | 16/11/2014 at 02:49 | Permalink

    Vaaale, ya lo he arreglado… Dichosas erratas.

    ¡Cómo se ve que estáis todos al loro, je, je.

  3. Gravatar marcelo | 24/11/2014 at 05:35 | Permalink

    en esta entrada(quimica organica) vas a escribir o te vas a explayar sobre el por qué algunos enlaces son mas energeticos que otros ? esa area siempre me resultó dificil . gracias felicitaciones

  4. Gravatar Roger Balsach | 24/11/2014 at 11:13 | Permalink

    Hola marcelo, en principio el objetivo de la serie es explicar las nociones básicas de formulación de compuestos orgánicos, puedes leer sobre la serie aquí: http://eltamiz.com/elcedazo/series/quimica-organica/ Así que el tema de enlaces se acaba en este artículo, más adelante, si veo que me gusta y hay gente interesada puedo hacer otra serie (y sobretodo, si creo que soy capaz de explicar algo sobre el tema).

  5. Gravatar Gustavo | 23/12/2014 at 05:23 | Permalink

    Te explicas en todo con mucha claridad. ¡Adelante con la serie!

  6. Gravatar Gustavo | 23/12/2014 at 05:26 | Permalink

    @Macluskey

    ¡Ni hables de las erratas! Como ya te dije una vez, se reproducen a escondidas por las noches… y si no, que lo diga el loro!!

  7. Gravatar Electronegatividad | 16/01/2021 at 11:01 | Permalink

    Gran artículo y muy bien explicado os dejo esta página que física que se actualiza con gran frecuencia https://electronegatividad.com/ejemplos-de-electronegatividad/ por sí os interesa.

    Saludos

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