• ENLACE QUÍMICO
• ENLACE IÓNICO
• ENLACE COVALENTE
• ENLACE METÁLICO
• ENLACES INTERMOLECULARES

ENLACE QUÍMICO

   No tema anterior empezamos a coñecer mellor aos átomos. Vimos como son, de que partículas compóñense e como se distribúen os electróns no interior do átomo. Neste tema intentaremos dar resposta a por que os átomos case nunca aparecen illados na natureza, aparecen agrupados en pequenos grupos que chamamos moléculas ou en grupos inmensos que chamamos redes cristalinas. Entender como se agrupan os átomos axúdanos a entender mellor as súas propiedades como substancias.

   A razón que fai que os átomos se unan é a razón que move todos os cambios da natureza, os átomos únense para conseguir máis estabilidade. A maior parte dos átomos son máis estables xuntos que separados. Intentaremos comprender por que.

   Por exemplo, o osíxeno e o hidrógeno nunca aparecen na natureza como átomos illados, atopámolos formando as moléculas gaseosas, O₂ e H₂ ou para nós os seres vivos a imprescindible molécula de auga, H₂O. A maior parte dos elementos da Táboa Periódica son metais, ben pois os metais sempre aparecen formando parte de sales ou de redes cristalinas metálicas. O carbono outro querido elemento para os seres vivos tampouco aparece illado, aparece en innumerables moléculas orgánicas, en sales como os carbonatos, en gases como o CO₂, e unido consigo mesmo formando redes covalentes no grafito e o diamante.

   Imaxina dous átomos a gran distancia. Se son máis estables unidos que separados cando se acheguen é porque as forzas de atracción serán favorables para a formación do enlace. Cales poden ser estas forzas? pois as interaccións dos electróns dun átomo cos protones do outro e viceversa. Pero a medida que se acheguen tamén estarán sometidos a forzas de repulsión, as establecidas entre os electróns dun átomo e os do outro, ou as interaccións entre os núcleos dos dous átomos. Chegará un momento en que as forzas atractivas se maximizan e as repulsivas se minimizan, neste momento os núcleos estarán a unha distancia que chamaremos distancia de enlace. Xa non se poden xuntar máis pois se repelerían, nin se poden separar pois se atraerían. Diremos que quedaron enlazados.

SIMULACIÓN: FORZAS ENTRE ÁTOMOS, en educaplus.org

   Chamamos enlace químico á interacción que se dá entre os átomos cando se unen para dar moléculas ou redes cristalinas. 

   Para entender por que se estabilizan os átomos ao formar enlaces é útil fixarse nos únicos elementos da Táboa que non teñen tendencia a asociarse, son tan estables que non necesitan unirse a outros átomos. Son os gases nobres. Non foi fácil descubrilos pois existen en pequenas cantidades no aire. Houbo que licuar o aire para obtelos illados. Máis fantástica é a historia do helio, He, que foi descuberto antes no Sol que na Terra.

   Por que son tan estables os gases nobres? O único que diferencia aos gases nobres dos demais elementos, como xa vimos no tema anterior, é que teñen as capas electrónicas completas, con máis propiedade, teñen 8 electróns na capa máis externa, os dous electróns s, e os seis electróns p. Ter esta configuración ns² np⁶ debe de conferir gran estabilidade aos átomos. Esta configuración coñécese como configuración de gas nobre.

   Todos os demais átomos tenden a conseguir esta configuración de gas nobre cando se combinan con outro átomos. Este comportamento denominámolo Regra do octeto: Os átomos cando se asocian con outros átomos tenden a gañar, perder ou compartir electróns para conseguir configuración de gas nobre. 

   Ben, xa vimos que para conseguir estabilidade os átomos deben conseguir configuración de gas nobre, e para conseguir esta configuración deben de gañar, perder ou compartir electróns. En función de como se comporten os átomos para conseguir configuración de gas nobre vannos a aparecer tres tipos de enlace: Enlace iónico, enlace covalente e enlace metálico.

ENLACE IÓNICO

   Enlace iónico: dáse entre átomos ou grupos atómicos que teñen carga eléctrica e chamamos ións . En compostos binarios, de dous elementos, dáse entre un metal e un non metal. O metal perde electróns para dar un ión positivo, ou catión, e o non metal gaña electróns para dar un ión negativo ou anión. Os catións ou anións tamén poden ser grupos de átomos como xa veremos. Os compostos iónicos forman redes cristalinas e son sólidos.

   O enlace iónico fórmase cando ións de distintos signos únense por forzas electrostáticas para dar redes cristalinas. 

   Os ións poden ser monoatómicos ou poliatómicos. Os ións monoatómicos perden ou gañan electróns para obter configuración electrónica de gas nobre. Os ións positivos chámanse catións e os ións negativos chámanse anións. Na rede cristalina cada ión dun signo rodéase de ións de signo contrario para dar unha estrutura que maximiza as forzas atractivas fronte ás repulsivas.

   En función da carga e tamaño dos ións estes ordénanse en distintos tipos de redes cristalinas. A que tes na imaxe é a rede do cloruro de sodio, NaCl. Cada ión Na⁺ rodéase de 6 iones Cl^-, e cada ións Cl^- de 6 iones Na⁺ . Entre os ións non hai contacto atráense por forzas electrostáticas de Coulomb. Na rede cristalina tamén hai forzas repulsivas entre ións do mesmo signo, pero fíxate que estes están máis lonxe entre si que os de signo contrario. O balance entre as forzas atractivas e repulsivas na rede cristalina é o que se coñece como enerxía de rede.

   Hai redes cristalinas con maior índice de coordinación, ou número de ións que rodean a un ión de signo contrario. O a rede do CsCl, cada ión Cl^-, está rodeado por 8 ións Cs⁺ , e cada ión Cs⁺ está rodeado por 8 ións Cl^-.

   Cando os ións non teñen a mesma carga, en valor absoluto, non hai o mesmo número de ións que rodean a outro de signo contrario. Por exemplo na fluorita, CaF₂, cada ión F^- está rodeado de 4 ións Ca²⁺ , e cada ión Ca²⁺ está rodeado por 8 ións F^-.

Rede do NaCl, Fonte: Wikipedia

   Como se forman os ións? fíxate na seguinte simulación:

SIMULACIÓN: ENLACE IÓNICO  en educaplus.org

   Os ións positivos son metais, que teñen tendencia a perder electróns, pois así conseguen configuración de gas nobre. Tamén poden ser ións positivos grupos atómicos como o ión amonio: NH₄⁺ . Os ións negativos son non metais, que teñen tendencia a gañar electróns para así conseguir configuración de gas nobre. Tamén poden ser ións negativos grupos atómicos como o ión carbonato, CO₃^2-, o ión nitrato, NO₃^-, ou o ión sulfato, SO₄^2-.

   As sustancias iónicas son todas sólidas, pero con frecuencia atopámonos con sustancias moi fráxiles, ao ser golpeadas rómpense con facilidade xa que ao desprazarse partes da rede cristalina pódense poñer en contacto ións co mesmo signo que se repelen.

   Cando as cargas dos ións sexan baixas e os ións voluminosos atopamos moitos sales que son solubles en auga. Pero tamén atopamos sales que son moi pouco solubles, cando as cargas dos ións sexan altas e os tamaños dos ións pequenos. O NaCl de sodio que forma parte do auga do mar é moi soluble, en cambio o CaCO₃, que forma parte da roca caliza é prácticamente insoluble.

   O proceso de disolución dos sales débese a que as interaccións dos ións superficiais coas moléculas de auga, que son polares, son máis fortes que as interaccións dos ións entre si. Os ións rodéanse de moléculas de auga, dicimos que están disoltos, e representámolos desta forma: Na⁺_(aq)

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS IÓNICAS
Propiedade	Característica	Por que?
Estructura	Redes cristalinas formadas por ións.	Os ións de distinto signo atráense e rodéanse do maior número de ións de signo contrario.
Estado físico	Sólidas	O gran número de ións que forman a rede fai que se presente en estado sólido
Puntos de fusión e ebulición	Altos	Os enlaces iónicos son enlaces fortes, difíciles de romper.
Dureza	Son duras pero tamén fráxiles	Son duras porque os enlaces son fortes, pero son fráxiles pois ao golpealas as capas de iones desprázanse entrando en contacto ións do mesmos signo que se repelen.
Solubilidade	Son solubles en auga e disolventes polares	As moléculas polares como a auga rodean os ións e sepáranos da rede se as forzas de interacción entre o ión e a auga son maiores que entre o ión e o resto da rede.
Conductividade eléctrica	Conducen a corrente en disolución ou fundidas	Para que haxa conductividade debe haber movemento de cargas, os ións só pódense mover cando están disoltos ou en estado líquido.
Exemplos	Cloruro de sodio, NaCl
	Sulfato de cobre, CuSO4·5H2O
	Calcita, CaCO3

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE

   Enlace covalente: dáse entre átomos non metálicos. Caracterízase porque os átomos comparten electróns. Cando dous átomos únense mediante un enlace covalente cada átomo comparte un electrón co outro átomo para dar un par de enlace, no caso máis xeral. Os compostos covalentes forman moléculas e poden ser gases, líquidos e sólidos.

   Os non metais para estabilizarse necesitan gañar electróns para conseguir configuración de gas nobre. Iso é fácil nos compostos iónicos, porque hai metais que poden perder electróns, pero que pasa cando os non metais interaccionan entre eles, pois que non poden gañar electróns porque ninguén os quere perder, así que os comparten para gañar electróns sen que ninguén os teña que perder.

   Imaxínate dous átomos de flúor que se aproximan, chega un momento en que as súas nubes electrónicas solapan dando unha zona de intersección na que están os electróns que se comparten por ambos átomos. O par de electróns que se comparten é o que chamamos par de enlace covalente.

   Os pares de electróns da zona de intersección son os pares de enlace, e os demais pares de electróns son os pares non enlazantes. 

   Estas estruturas que nos permiten entender como se comparten os electróns nos enlaces chámanse "estruturas de Lewis".

Para debuxalas pintamos os electróns de valencia ao redor de cada átomo. Se sabes en que grupo está un elemento sabes cantos electróns de valencia ten. Podemos darlle formas diferentes aos electróns de diferentes átomos. Con círculos rodeamos os electróns dun átomo e os que debe compartir para conseguir configuración de gas nobre. Os pares da zona de intersección son os pares de enlace e os demais son pares non enlazantes. Tamén podemos substituír os pares de electróns con barras para visualizar os enlaces e pares non enlazantes. Vexamos como se debuxan as estruturas de Lewis de varias moléculas sinxelas:

Molécula de Cl₂

Molécula de N₂

Molécula de H₂O

   As estruturas de Lewis non só nos permiten xustificar si unha molécula é estable ou non, tamén nos aporta máis información como a polaridad dos enlaces e a propia estrutura da molécula a través da Teoría de Repulsión dos Pares Electrónicos da Capa de Valencia (TRPECV) ou teoría de Gillespie.

   Cando dous átomos como o Cl e o H forman un enlace, H--Cl, sempre hai un átomo que atrae os electróns do enlace máis cara a el. Dise que é máis electronegativo. No noso caso é o Cl, polo tanto a molécula de HCl será polar pois o seu enlace é polar. Presentará unha certa carga parcial negativa sobre o cloro e unha certa carga parcial positiva sobre o hidróxeno.

O coñecer se unha molécula é polar é importante pois condiciona as súas propiedades, o HCl disólvese ben en auga porque a auga tamén é unha molécula polar. A electronegatividade dos átomos é unha propiedade que na táboa periódica aumenta na diagonal que vai do cesio ao flúor, o flúor é o elemento máis electronegativo da táboa periódica. Aínda que non saibas exactamente que átomo é máis electronegativo nun enlace, pensa que se os dous átomos dun enlace son distintos, un será máis electronegativo que o outro, e xa que logo o enlace será polar.

   Se os enlaces dunha molécula son polares non é condición única para que esa molécula sexa polar. Debe ter unha xeometría adecuada para que os dipolos de enlace non se anulen por simetría. A molécula de CO₂, ten enlaces polares pero se anulan por simetría os dipolos de enlace ao ser a molécula lineal.

A seguinte simulación axudarache a entender a polaridade das moléculas:

SIMULACIÓN: POLARIDADE DA MOLÉCULA, en phet.colorado.edu

En Dous átomos, comproba como varía a polaridade ao variar a electronegatividade dos átomos. Podes mover a molécula e observar que sucede ao activar un campo eléctrico.

En Tres átomos, comproba como varía a polaridade ao variar a electronegatividade dos átomos. Podes mover a molécula e observar que sucede ao activar un campo eléctrico. Observa que pasa cando a molécula é lineal e as electronegatividades dos átomos dos extremos coinciden.

   Como podemos coñecer a estrutura dunha molécula de varios átomos? A teoría de Lewis permítenos coñecer os pares de enlace e non enlazantes que hai sobre cada átomo dunha molécula sinxela. Estes pares se repelen dando unha estrutura na que as repulsiones minimícense. A Teoría de Repulsión dos Pares Electrónicos da Capa de Valencia, TRPECV, ou teoría de Gillespie, dinos que os pares enlazantes e non enlazantes ao rededor dun átomo deben estar o máis separados posible para que as repulsiones entre eles sexan mínimas.

   Se sobre un átomo hai dous pares de electróns estes terán estrutura lineal con ángulos de 180º, se sobre un átomo hai tres pares de electróns estes terán estrutura triangular plana con ángulos de 120º, se sobre un átomo hai catro pares de electróns estes terán estrutura tetraédrica con ángulos de 109º.

Pares electrónicos	Disposición dos pares	Ángulos	Exemplos
2	Lineal	180º	BeF2 CO2
3	Trigonal plana	120º	BF3
4	Tetraédica	109º	CH4, NH3, H2O

Estas estruturas tamén che serven para saber que dipolos de enlace se anulan por simetría.

ELIMÍNANSE POR SIMETRÍA OS SEGUINTES DIPOLOS DE ENLACE
Dipolos de enlace iguais	Disposición dos dipolos de enlace	Ángulos
2	Lineal	180º
3	Trigonal plana	120º
4	Tetraédica	109º

SIMULACIÓN: FORMA DAS MOLÉCULAS, en phet.colorado.edu

 Constrúe moléculas con ata catro pares, entre enlazantes e non enlazantes, ao redor dun átomo, e observa as estruturas que se obteñen para que as repulsións sexan mínimas. En Moléculas reais, podes observar a diferenza nos ángulos entre as estruturas reais e o modelo.

SIMULACIÓN: CONTRÚE UNHA MOLÉCULA, en phet.colorado.edu

   Nesta simulación, podes construír moléculas sinxelas, e en Sala se exploración, construír posibles moléculas cos átomos que che proporcionan. Fíxate nas estruturas 3D das moléculas.

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES
Propiedade	Característica	Por que?
Estructura	Moléculas dun determinado número de átomos	Os átomos comparten electróns dando lugar a enlaces covalentes que os unen formando agregados que chamamos moléculas
Estado físico	Gas, líquido ou sólido	As moléculas máis pequenas adoitan dar lugar a gases a non ser que as interaccións intermoleculares sexan grandes.
Puntos de fusión e ebulición	Baixos	En xeral as forzas entre moléculas son febles.
Dureza	Brandas	Debido ás febles forzas intermaleculares.
Solubilidade	As sustancias polares disólvense en disolventes polares, como a auga, e as sustancias apolares disólvense en disolventes apolares.	A solubilidade depende da polaridade das moléculas, as polares disólvense en disolventes polares e as apolares en disolventes apolares.
Conductividade eléctrica	En xeral non son condutoras	Os electróns dos enlaces están localizados e carecen de cargas que se poidan desprazar.
Exemplos	Auga, H2O
	Sacarosa, C12H22O11 (azúcre de mesa)
	Xofre, S
	Outros: O2, N2, CH4, C6H12O6, CH3CH2OH

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS COVALENTES CRISTALINAS
Propiedade	Característica	Por que?
Estructura	Redes cristalinas covalentes	Os átomos comparten electróns dando lugar a estruturas cristalinas formadas por enlaces covalentes
Estado físico	Sólido	Debido á fortaleza dos enlaces covalentes, costa moito rompelos
Puntos de fusión e ebulición	Moi altos	A interacción entre os átomos na rede é moi forte
Dureza	Moi duras	Son as sustancias máis duras que coñecemos debido á fortaleza dos enlaces que as forman
Solubilidade	Insolubles	Os disolventes non son capaces de romper os enlaces covalentes que as forman
Conductividade eléctrica	En xeral non son condutoras, anque o grafito sí é conductor	Os electróns dos enlaces están localizados e carecen de cargas que se poidan desprazar. Aínda que algunhas si presentan conductividade como o grafito.
Exemplos	Cuarzo, SiO2
	Silex, rocha que contén sílice SiO2, moi apreciada na prehistoria para a fabricación de ferramentas de pedra.
	Outros exemplos: C(grafito), C(diamante), carborundo SiC

SIMULACIÓN: POLARIDAD E DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDADE, en educaplus.org

SIMULACIÓN: POLARIDADE DOS ENLACES, en educaplus.org

EXERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACE METÁLICO

   Enlace metálico: dáse entre átomos metálicos. Os átomos metálicos únense en estruturas cristalinas moi compactas nas que os electróns de valencia pódense mover con moita facilidade entre os átomos favorecendo as propiedades características dos metais como a conductividade eléctrica e térmica. Son todos sólidos coa excepción do mercurio que é líquido a temperatura ambiente.

   Os metais se caracterizan por ter estruturas moi compactas e altas densidades, os seus átomos deben estar moi xuntos. Entre as súas propiedades características están a alta conductividade eléctrica e térmica. Dado que os electróns de valencia dos metais pódense perder con facilidade podemos supoñer un modelo no que os átomos distribúense en estruturas cristalinas compactas e os electróns de valencia desprázanse entre eles con facilidade, é o que se denomina o modelo da nube electrónica.

Fonte

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS METÁLICAS
Propiedade	Característica	Por que?
Estructura	Redes cristalinas metálicas	Os átomos metálicos forman estructuras moi compactas con altos índices de coordinación
Estado físico	Sólido (o Hg é líquido)	Os altos índices de coordinación fan que estas estructuras sexan sólidas.
Puntos de fusión e ebulición	Medios e altos	Hai metais que funden fácilmente como Sn ou Pb e outros que só o fan a altísimas temperaturas como W ou Os
Dureza	Variable	Alguns son moi brandos como o Na que se corta con coitelo, ou o chumbo e outros presentan gran dureza dependendo da fortaleza do enlace. En xeral son dúctiles e maleables.
Solubilidade	Insolubles en auga, pero solubles noutros metais formando aleacións, e en Hg formando amalgamas. Tamén moitos disólvense ben en ácidos.	As moléculas de auga non os disolven pero os ácidos oxidan moitos átomos metálicos a catións que así pasan á disolución.
Conductividade eléctrica	Son moi bos condutores	Os electróns libres da rede cristalina favorecen a conductividade eléctrica e térmica dos metais.
Exemplos	Ouro, Au.
	Mercurio, Hg, único metal líquido a temperatura ambiente
	Aluminio, Al; Ferro, Fe; Latón, aliaxe de Cu e Zn.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACES INTERMOLECULARES

   Xa vimos que as sustancias covalentes moleculares podían presentarse nos tres estados: sólido, liquido e gas. Que aparezan nun ou outro depende das interaccións entre moléculas. Estas interaccións entre moléculas son un tipo de enlace que chamaremos enlaces débiles para diferencialos dos enlaces fortes: iónico, covalente e metálico. 

   Estes enlaces entre moléculas poden ser de dous tipos: Forzas de Van der Waals e enlaces de hidróxeno.

   As forzas de Van der Waals poden ser de varios tipos:

• Forzas de dispersión, ou forzas dipolo instantáneo - dipolo inducido.
• Forzas dipolo - dipolo inducido.
• Forzas dipolo - dipolo. 

   As forzas de dispersión, ou forzas dipolo instantáneo - dipolo inducido, xustifican os puntos de ebulición máis altos do esperable para moléculas apolares como, N₂, O₂, ou os gases nobres. Estas moléculas apolares non deberan interaccionar, pero nalgunha delas pódense producir dipolos instantáneos que inducen nas que están próximas dipolos inducidos, estes dipolos formados interaccionan en breves intervalos de tempo aumentando os puntos de ebulición.

   As forzas dipolo - dipolo inducido teñen lugar ao interaccionar moléculas polares con moléculas apolares, como o H₂O (polar) co CO₂ (apolar).

   As forzas dipolo - dipolo son as máis intensas das tres, as dúas moléculas deben ser polares, é o caso de interacción entre moléculas de HCl, por exemplo.

   O enlace de hidróxeno, ou enlace por pontes de hidróxeno, prodúcese en moléculas que conteñen átomos de pequeno tamaño, moi electronegativos e con pares non enlazantes, como o F, O e N, unidos a átomos de hidróxeno, como ocorre no HF, H₂O e NH₃.

   A interacción entre o H e eses átomos electronegativos é moito máis forte que as interaccións dipolo-dipolo. O enlace de hidróxeno é a xustificación dos altos puntos de ebulición do HF, H₂O e NH₃ fronte aos compostos de hidróxeno dos seus grupos. Observa o seguinte gráfico que nos representa os puntos de ebulición dos compostos de hidróxeno.

SIMULACIÓN: CARACTERÍSTICAS DOS ENLACES, en educaplus.org

EXERCICIOS PARA PRACTICAR