Enlaces Químicos: _{Enlaces iónicos y covalentes y polaridad}

La historia de enlaces químicas

Cuando se discute la historia de la química, siempre es peligroso señalar un origen especifico de una idea, como por su propia definición, el proceso científico depende en un refinamiento de ideas que vinieron desde antes. Sin embargo, como es el caso de un numero de tales ideas, uno puede señalar a ciertos momentos seminales y en el caso de enlaces químicos, una publicación famosa de principios del siglo XVIII provee tal momento.

En su publicación 1704 Opticks, Isaac Newton hizo mención de una fuerza que señala a la idea moderna de enlaces químicos. En la consulta 31 del libro, Newton describe “fuerzas” – aparte de las del magnetismo y la gravedad – que permiten que “partículas” interactúen.

En el año 1718 mientras traducía Opticks en su lengua materna, el químico Frances Étienne François Geoffroy creó una Tabla de Afinidad. En esta fascinante primera vista en el la probabilidad de ciertas interacciones, Geoffroy tabuló la relativa afinidad que varias sustancias tenían para otras sustancias, y por ende describieron la fuerza de las interacciones entre dos sustancias.

Mientras que el trabajo de Newton y Geoffroy fue antes que nuestro entendimiento moderno de elementos y compuestos, su trabajo proveyó una visión de la naturaleza de interacciones químicas. Sin embargo, fue hace mas de 100 años antes de que el concepto del poder de combinaciones de elementos fue entendido en un sentido mas moderno. En el articulo en la revista científica Philosophical Transactions (Transacciones Filosóficas en español) llamado “Acerca de una serie nueva de cuerpos orgánicos conteniendo metales” (Frankland, 1852), Edward Frankland describe el “poder de combinación de elementos” un concepto ahora conocido como la valencia en la química. Frankland resumió sus pensamientos proponiendo lo que el describe como una “ley”:

Una tendencia o ley prevalece (aquí), y que no importa los personajes de los átomos que unen, el poder de combinación de un elemento que atrae, si se me permite el término, es siempre satisfecho por el mismo número de estos átomos.

El trabajo de Frankland sugiere que cada elemento combina con solo un numero limitado de átomos de otro elemento, por ende aludiendo al concepto de enlazamiento. Pero fueron otros dos científicos que llevaron a cabo la investigación contemporánea mas importante acerca de el concepto de enlazamiento.

En el año 1916, el científico Americano Gilbert N. Lewis publicó un artículo que ahora es famoso acerca de enlaces llamado “El átomo y la molécula” (Lewis, 1916). En ese articulo en donde señaló un número de conceptos importantes relacionados con enlazamiento que son utilizados aun hoy en día como modelos de arreglos de electrones en el nivel atómico. Lo mas significante es que Lewis desarrolló una teoría acerca del enlazamiento basándose en el numero de capa electrónica o valencia, electrones en un átomos. Sugirió que un enlace químico fue formado cuando dos átomos comparten un par de electrones (después nombrado enlace covalente por Irving Langmuir). Su “diagrama de punto y raya diagonal de Lewis” utilizó un par de puntos para representar cada par compartido de electrones que forman un enlace covalente (Figura 2).

Lewis también defendió la idea de que octetos (grupos de ocho) que tienen una valencia era crucial en el entendimiento de configuración electrónica y también como la manera que átomos se enlazan juntos. El octeto había sido discutido previamente por químicos tal como John Newland, que decía que era importante, pero Lewis avanzó la teoría.

El enlace químico moderno

Mientras aun estaba en la universidad, un joven químico con el nombre de Linus Pauling se familiarizó con el trabajo de Lewis y comenzó a considerar como puede ser interpretado dentro del contexto del campo recién desarrollado de mecánica cuántica, desarrollada en la primer mitad del siglo XX, había redefinido nuestro entendimiento moderno de un átomo y entonces cualquier otra teoría de enlazamiento estaría incompleta si no fuese consistente con esta nueva teoría. (vea nuestros módulos a href="/library/module_viewer.php?mid=51">Teoría Atómica II y Teoría Atómica III for more information).

Las contribuciones inmensas de Pauling al campo fue su libro La Naturaleza del Enlace Químico (Pauling, 1939). En el, enlazó la física de la mecánica cuántica con la naturaleza química de las interacciones que ocurren entre electrones cuando enlaces químicos son hechos. El trabajo conceptual de Pauling se concentraba en establecer que enlaces iónicos de verdad y enlaces covalentes quedan a finales extremos del espectro de enlazamiento y que la mayoría de los enlaces químicos se clasifican en algún lado entre esos extremos. Pauling desarrollo mas una escala del tipo de enlazamiento gobernado por la electronegatividad de átomos participando en el enlace.

Las contribuciones inmensas de Pauling en nuestro entendimiento moderno del enlace químico le obtuvo el Premio Nobel del año 1954 por “investigación de la naturaleza de enlaces químicos y su aplicación a la elucidación de la estructura de sustancias complejas.”

Tipos de enlaces químicos

Enlaces químicos e interacciones entre átomos pueden ser clasificados en diferentes tipos. Para nuestros propósitos nos concentraremos en dos tipos comunes de enlaces químicos, principalmente enlazamiento iónico y enlazamiento covalente.

Los enlaces moleculares se forman cuando los átomos constituyentes se acercan lo suficiente como para que los electrones externos (de valencia) de un átomo sean atraídos por la carga nuclear positiva de su vecino. A medida que los átomos independientes se acercan entre sí, existen fuerzas de repulsión (entre los electrones de cada átomo y entre los núcleos de cada átomo) y fuerzas de atracción (entre los núcleos positivos y los electrones de valencia negativa). Algunos constituyentes requieren la adición de energía, llamada energía de activación, para vencer las fuerzas de repulsión iniciales. Pero a varias distancias, los átomos experimentan diferentes fuerzas de atracción y repulsión, encontrando finalmente la distancia de separación ideal donde las fuerzas electrostáticas se reducen al mínimo. Este mínimo representa la posición más estable, y la distancia entre los átomos en este punto se conoce como longitud de enlace.

Unión covalente

Como sugiere el nombre, el enlace covalente implica el intercambio (co, que significa unión) de electrones de valencia (capa externa). Como se describió anteriormente, los átomos involucrados en el enlace covalente se ordenan para lograr la mayor estabilidad energética. Y los electrones de valencia se comparten, a veces por igual y a veces de manera desigual, entre átomos vecinos. El ejemplo más simple de enlace covalente ocurre cuando dos átomos de hidrógeno se unen para finalmente formar una molécula de hidrógeno, H2 (Figura 3).

El enlace covalente en la molécula de hidrógeno está definido por el par de electrones de valencia (uno de cada átomo de hidrógeno) que se comparten entre los átomos, dando así a cada átomo de hidrógeno una capa de valencia llena. Dado que un par de electrones compartido representa un enlace covalente, los átomos de hidrógeno en una molécula de hidrógeno se mantienen unidos con lo que se conoce como un enlace covalente simple, y eso se puede representar con una sola línea, por lo tanto H-H.

Múltiples enlaces covalentes

Hay muchos casos en los que se comparten más de un par de electrones de valencia entre los átomos y, en estos casos, se forman múltiples enlaces covalentes. Por ejemplo, cuando se comparten cuatro electrones (dos pares), el enlace se denomina doble enlace covalente; en el caso de que se compartan seis electrones (tres pares), el enlace se denomina enlace covalente triple.

Ejemplos comunes de este tipo de enlaces múltiples son los que se forman entre átomos de oxígeno y nitrógeno gaseoso. En el oxígeno gaseoso (O2), dos átomos comparten un doble enlace que da como resultado la estructura O=O. En el gas nitrógeno (N2), existe un enlace triple entre dos átomos de nitrógeno, N≡N (Figura 4).

Los enlaces covalentes dobles son más cortos y fuertes que los enlaces covalentes simples comparables y, a su vez, los enlaces triples son más cortos y fuertes que los enlaces dobles; el gas nitrógeno, por ejemplo, no reacciona fácilmente porque es un compuesto estable fuertemente unido.

Iones y enlace iónico

El enlace iónico ocurre cuando los electrones de valencia se comparten de manera tan desigual que pasan más tiempo cerca de su nuevo vecino que en sus núcleos originales. Este tipo de enlace se describe clásicamente cuando los átomos interactúan entre sí para perder o ganar electrones. Los átomos que han perdido electrones adquieren una carga neta positiva y se denominan cationes, y los que han ganado electrones adquieren una carga neta negativa y se denominan aniones. El número de electrones ganados o perdidos por un átomo constituyente comúnmente se ajusta a los octetos de valencia de Lewis, o al principio de la capa de valencia llena.

En realidad, incluso los ejemplos más clásicos de enlace iónico, como el enlace de cloruro de sodio, contienen características de enlace covalente o intercambio de electrones de electrones de la capa externa. Un concepto erróneo común es la idea de que los elementos tienden a unirse con otros elementos para lograr estos octetos porque son 'estables' o, peor aún, 'felices', y eso es lo que los elementos 'quieren'. Los elementos no tienen tales sentimientos; más bien, la razón real de la formación de enlaces debe considerarse en términos de la estabilidad energética que surge de la interacción electrostática de núcleos cargados positivamente con electrones cargados negativamente.

Las sustancias que se mantienen unidas por enlaces iónicos (como el cloruro de sodio) comúnmente pueden separarse en iones cargados verdaderos cuando una fuerza externa actúa sobre ellas, como cuando se disuelven en agua. Además, en forma sólida, los átomos individuales no se atraen limpiamente a un vecino individual, sino que forman redes gigantes que se atraen entre sí por las interacciones electrostáticas entre el núcleo de cada átomo y los electrones de valencia vecinos. La fuerza de atracción entre los átomos vecinos da a los sólidos iónicos una estructura extremadamente ordenada conocida como red iónica, donde las partículas con carga opuesta se alinean entre sí para crear una estructura rígida y fuertemente unida (Figura 5).

La estructura reticular de los sólidos iónicos transmite ciertas propiedades comunes a las sustancias iónicas. Éstas incluyen:

- Altos puntos de fusión y ebullición (debido a la fuerte naturaleza de los enlaces iónicos en toda la red). - Incapacidad para conducir la electricidad en forma sólida cuando los iones se mantienen rígidamente en posiciones fijas dentro de la estructura reticular. Los sólidos iónicos son aislantes. Sin embargo, los compuestos iónicos a menudo son capaces de conducir electricidad cuando están fundidos o en solución cuando los iones pueden moverse libremente. - La capacidad de disolverse en solventes polares como el agua, cuya naturaleza parcialmente cargada conduce a una atracción por los iones de carga opuesta en la red.

Las propiedades especiales de los sólidos iónicos se analizan con más detalle en el módulo Propiedades de los sólidos.

Diagramas de puntos de Lewis

Lewis usó puntos para representar los electrones de valencia. Los diagramas de puntos de Lewis (ver Figura 1) son una manera rápida y fácil de mostrar la configuración electrónica de valencia de átomos individuales donde aún no se han formado enlaces.

Los diagramas de puntos también se pueden usar para representar las moléculas que se forman cuando diferentes especies se unen entre sí. En el caso de las moléculas, los puntos se colocan entre dos átomos para representar enlaces covalentes, donde dos puntos (un par de electrones compartidos) denotan un enlace covalente simple. En el caso de la molécula de hidrógeno discutida anteriormente, los dos puntos en el diagrama de Lewis representan un solo par de electrones compartidos y, por lo tanto, un enlace simple (Figura 6).

¿Cuándo es iónico? ¿Cuándo es covalente?

Si el enlace iónico y el enlace covalente se encuentran en los extremos de un espectro de enlace, ¿cómo sabemos dónde se encuentra un compuesto en particular en ese espectro? La teoría de Pauling se basa en el concepto de electronegatividad, y son las diferencias de electronegatividad entre los átomos las que son cruciales para determinar dónde se puede ubicar cualquier enlace en la escala móvil del tipo de enlace.

La escala de electronegatividad de Pauling asigna números entre 0 y 4 a cada elemento químico. Cuanto mayor sea el número, mayor será la electronegatividad y mayor será la atracción que tiene ese elemento por los electrones. La diferencia de electronegatividad entre dos especies ayuda a identificar el tipo de enlace. Los enlaces iónicos son aquellos en los que existe una gran diferencia de electronegatividad entre dos especies enlazantes. Generalmente se producen grandes diferencias en la electronegatividad cuando los metales se unen a los no metales, por lo que los enlaces entre ellos tienden a considerarse iónicos.

Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace químico es menor, se considera que la interacción predominante es compartir y el enlace se considera covalente. Si bien de ninguna manera es absoluto, algunos consideran que existe el límite entre el enlace iónico y el covalente cuando la diferencia en electronegatividad es de alrededor de 1,7: una diferencia menor tiende hacia el covalente y una diferencia mayor tiende hacia el iónico. Las diferencias más pequeñas en la electronegatividad generalmente ocurren entre elementos que se consideran no metales, por lo que la mayoría de los compuestos que están formados por dos átomos no metálicos se consideran covalentes.

¿Qué tan covalente es covalente?

Una vez que se han considerado las diferencias en electronegatividad y se ha determinado que un enlace es covalente, la historia no ha terminado del todo. No todos los enlaces covalentes se crean por igual. El único enlace verdadero, perfectamente covalente, será aquel en el que la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos dentro del enlace sea igual a cero. Cuando esto ocurre, cada átomo tiene exactamente la misma atracción por los electrones que forman el enlace covalente, y por tanto los electrones se reparten perfectamente. Esto ocurre típicamente en moléculas diatómicas (dos átomos) como H2, N2, O2 y las de los compuestos halógenos cuando los átomos en el enlace son idénticos.

Sin embargo, la mayoría de los enlaces covalentes ocurren entre elementos donde, aunque la diferencia de electronegatividad es inferior a 1,7, no es cero. En estos casos, los electrones todavía se consideran compartidos, es decir, el enlace todavía se considera covalente, pero la compartición no es perfecta.

Polaridad y dipolos en moléculas covalentes

La mayoría de los enlaces covalentes se forman entre átomos de diferente electronegatividad, lo que significa que los electrones compartidos son atraídos por un átomo dentro del enlace más que por el otro. Como resultado, los electrones tienden a pasar más tiempo en un extremo del enlace que en el otro. Esto establece lo que se conoce como un dipolo, que literalmente significa "dos polos". Un extremo del enlace es relativamente positivo (menos atracción por los electrones) y un extremo del enlace es relativamente negativo (más atracción por los electrones). Si esta diferencia en la afinidad electrónica existe en toda la molécula, entonces se dice que la molécula es polar, lo que significa que tendrá dos cargas parciales diferentes y opuestas en cada extremo. El agua (H2O) es un excelente ejemplo de una molécula polar. Los electrones no se comparten de manera uniforme ya que el hidrógeno y el oxígeno tienen electronegatividades diferentes. Esto crea dipolos en cada enlace H-O, y estos dipolos no se anulan entre sí, dejando la molécula de agua polar en general (Figura 7). (Lea más sobre estos enlaces en nuestro módulo Propiedades de los líquidos).

Cuando los electrones en un enlace están perfectamente compartidos, no hay dipolo y ninguno de los extremos del enlace lleva carga parcial. Cuando no existe tal carga total, se dice que la molécula es no polar. Un ejemplo de tal molécula no polar es el hidrógeno, H2. En moléculas más grandes con enlaces covalentes múltiples, cada enlace no tendrá dipolo o tendrá un dipolo con grados variables de carga parcial. Cuando todos estos dipolos se toman en consideración en tres dimensiones, la distribución desigual de carga causada por los dipolos puede cancelarse, haciendo que la molécula no sea polar.

Alternativamente, puede haber una carga eléctrica parcial a lo largo de la molécula, lo que la convierte en una molécula polar. Un ejemplo de una molécula no polar de múltiples átomos es el dióxido de carbono. Los electrones no se comparten uniformemente entre los enlaces C=O ya que el carbono y el oxígeno tienen electronegatividades diferentes. Esto crea dipolos en cada enlace C=O, pero debido a que estos están alineados de manera opuesta a lo largo de una molécula lineal, con los átomos de oxígeno a cada lado del átomo de carbono, se cancelan por simetría para dejar la molécula de dióxido de carbono no polar (Figura 8) .

Otros tipos de vinculación y el futuro

Hemos limitado nuestra discusión a los enlaces iónicos y covalentes ya la escala móvil del tipo de enlace que existe entre ellos. Sin embargo, existen muchos otros tipos de interacciones y enlaces entre los átomos, en particular los enlaces metálicos (las atracciones que mantienen unidos a los átomos metálicos en elementos metálicos) y las fuerzas intermoleculares (las interacciones que existen entre moléculas unidas covalentemente, en lugar de dentro de ellas). Cada uno de estos involucra interacciones electrostáticas similares a las descritas en los enlaces iónicos y covalentes, pero incluso esas extensiones están lejos del final de la historia de los enlaces.

En 2014, los investigadores encontraron la primera evidencia experimental de un nuevo tipo de interacción entre átomos que se había predicho en la década de 1980 (Fleming et al., 2014). Denominado "enlace vibratorio", la teoría describe un elemento liviano (en este caso, un isótopo de hidrógeno) que oscila o "rebota" entre dos átomos mucho más pesados (en este caso, bromo) y mantiene unidos a los átomos más grandes. Donald Fleming, un químico de la Universidad de Columbia Británica en Canadá, describió el nuevo vínculo como "como una pelota de ping pong que rebota entre dos bolas de boliche". A medida que continúa la investigación, podemos esperar comprender las interacciones a nivel molecular con una sofisticación creciente y, con ello, una mayor comprensión de lo que llamamos enlace químico.