• ENLACE QUÍMICO
• ENLACE IÓNICO
• ENLACE IÓNICO. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
• ENLACE COVALENTE. ESTRUCTURAS DE LEWIS
• ENLACE COVALENTE. POLARIDAD DE LOS ENLACES
• ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (TEV)
• ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES (TOM)
• ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
• ENLACE METÁLICO. MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO
• ENLACE METÁLICO. TEORÍA DE BANDAS
• ENLACE METÁLICO. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS
• FUERZAS INTERMOLECULARES

Ada E. Yonath (1939-)

    Ada E. Yonath, israelí, recibió en 2009 el Premio Nobel de Química junto con Venkatraman Ramakrishnan y Thomas A. Steitz por sus estudios sobre la estructura y función del ribosoma.

    Su trabajo se ha centrado en la determinación y el estudio de la estructura de los ribosomas, macromoléculas responsables de la síntesis de proteínas y el modo de acción de los antibióticos. Introdujo una nueva técnica, la criobiocristalografía, en la cual los cristales de materiales biológicos sensible a la radiación son enfriados a temperaturas menores de 100 K, lo que facilita su estudio por rayos X.

ENLACE QUÍMICO

   La razón que hace que los átomos se unan es la razón que mueve todos los cambios de la naturaleza, los átomos se unen para conseguir más estabilidad. La mayor parte de los átomos son más estables juntos que separados. Intentaremos comprender por qué.

   Imagina dos átomos a gran distancia. Si son más estables unidos que separados cuando se acerquen es porque las fuerzas de atracción serán favorables para la formación del enlace. ¿Cuáles pueden ser estas fuerzas? pues las interacciones de los electrones de un átomo con los protones del otro y viceversa. Pero a medida que se acerquen también estarán sometidos a fuerzas de repulsión, las establecidas entre los electrones de un átomo y los del otro, o las interacciones entre los núcleos de los dos átomos. Llegará un momento en que las fuerzas atractivas se maximizan y las repulsivas se minimizan, en este momento los núcleos estarán a una distancia que llamaremos distancia de enlace. Ya no se pueden juntar más pues se repelerían, ni se pueden separar pues se atraerían. Diremos que han quedado enlazados. Esta distancia de enlace se corresponde con una energía que llamaremos energía de enlace.

   Llamamos enlace químico a la interacción que se da entre los átomos cuando se unen para dar moléculas o redes cristalinas. 

   Para entender por qué se estabilizan los átomos al formar enlaces es útil fijarse en los únicos elementos de la Tabla que no tienen tendencia a asociarse, son tan estables que no necesitan unirse a otros átomos. Son los gases nobles. No fue fácil descubrirlos pues existen en pequeñas cantidades en el aire. Hubo que licuar el aire para obtenerlos aislados. Más fantástica es la historia del helio, He, que fue descubierto antes en el Sol que en la Tierra.

   ¿Por qué son tan estables los gases nobles? Lo único que diferencia a los gases nobles de los demás elementos es que tienen las capas electrónicas completas, con más propiedad, tienen 8 electrones en la capa más externa, los dos electrones s, y los seis electrones p. Tener esta configuración ns² np⁶ debe de conferir gran estabilidad a los átomos. Esta configuración se conoce como configuración de gas noble.

   Todos los demás átomos tienden a conseguir esta configuración de gas noble cuando se combinan con otro átomos. Este comportamiento lo denominamos Regla del octeto: Los átomos cuando se asocian con otros átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para conseguir configuración de gas noble. 

   Bien, ya vimos que para conseguir estabilidad los átomos deben conseguir configuración de gas noble, y para conseguir esta configuración deben de ganar, perder o compartir electrones. En función de cómo se comporten los átomos para conseguir configuración de gas noble encontramos tres enfoques diferentes para el problema del enlace: Enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

   Comprueba las interacciones atractivas y repulsivas entre átomos utilizando esta simulación de la Universidad de Colorado:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE IÓNICO

   ¿Qué ocurre cuando tenemos dos átomos de muy diferente electronegatividad? Por ejemplo un metal como el sodio, Na, y un no metal como el cloro, Cl. Sus configuraciones electrónicas son:

[₁₁Na] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

[₁₇Cl] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² 3p² 3p¹ 

   Para que estos átomos consigan más estabilidad deben conseguir configuración de gas noble, la pueden conseguir si el sodio pierde un electrón, y este electrón lo gana el cloro. Es decir se transfiere un electrón del sodio al cloro:

[₁₁Na⁺] = 1s² 2s² 2p⁶ 

[₁₇Cl⁻] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶  

   Vemos que se forman dos iones, el metal da lugar a un ión positivo y el no metal a un ión negativo. Estos iones se atraen por fuerzas de tipo electrostático de Coulomb, pero no se tocarán, ya que a pequeñas distancias las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de los dos iones los separarían. Por tanto se mantendrán ligados entre ellos a cierta distancia.

   Como no tendremos sólo dos iones, tendremos muchísimos, cada ión de un signo se rodeará del mayor número de iones de signo contrario, formándose una red cristalina de iones positivos y negativos. En el caso del cloruro de sodio, NaCl, esta red será:

   El índice de coordinación, o iones de un signo que rodean a otro de signo contrario, a una distancia mínima, en esta red es 6. Cada ión Na⁺ está rodeado de 6 iones Cl⁻, y cada ión Cl⁻ está rodeado de 6 iones Na⁺. Esta red cristalina se conoce como red cúbica centrada en las caras.

   Podemos encontrar redes cristalinas con mayor índice de coordinación, así la red del CsCl presenta un índice de coordinación 8, cada ión Cs⁺ se rodea de 8 iones Cl⁻, y cada ión Cl⁻ se rodea de 8 iones Cs⁺. Esta red cristalina se conoce como red cúbica centrada en el cuerpo.

   ¿De qué depende que unas redes cristalinas presenten una disposición de iones diferentes de otras? La diferencia está en las características de los iones, en sus tamaños relativos y en sus cargas eléctricas, Para unas características dadas los iones buscarán la estructura más estable.

   Cuando los iones no tienen la misma carga, en valor absoluto, no hay el mismo número de iones que rodean a otro de signo contrario. Por ejemplo en la fluorita, CaF₂, cada ion F⁻ está rodeado de 4 iones Ca²⁺, y cada ion Ca²⁺ está rodeado por 8 iones F⁻.

   Esta también es una estructura cúbica centrada en las caras, pero de tipo fluorita.

   Podemos estudiar desde el punto de vista energético la formación del cristal iónico, Supongamos que tenemos los elementos que forman el cristal y queremos llegar al compuesto iónico. La energía involucrada en este proceso es la entalpía de formación del cristal cuando el proceso está realizado a presión constante. Si se forma el cristal esta energía debe tener un valor negativo. Pero este proceso lo podemos llevar a cabo a través de otros pasos intermedios, ya que la entalpía es una función de estado, y sólo depende de los estados inicial y final. El ciclo de reacciones que nos lleva de estas dos formas diferentes hasta el cristal se conoce como ciclo de Born-Haber.

   Ciclo de Born-Haber: Nos permite calcular la energía de red aplicando la ley de Hess.

   Observamos así que el proceso más favorable en la formación del cristal iónico es la formación de la red cristalina. La energía involucrada en conseguir el cristal iónico a partir de los iones en estado gas es la entalpía reticular o entalpía de red. 

   Ecuación de Born-Landé: Permite calcular la entalpía de red a partir de unos parámetros dependientes de los iones y otros característicos de la red cristalina.

Z⁺ y Z⁻ = cargas de los iones
e = carga del electrón
N_A = número de Avogadro
A = constante de Madelung, depende del tipo de red cristalina
ε₀ = permitividad del vacío
r₀ = distancia entre los centros de los iones
n = factor de compresibilidad de Born

   Si comparamos compuestos que presentan la misma red cristalina la energía de red será proporcional al siguiente cociente:

   En este caso, si tenemos dos compuestos iónicos que cristalizan en la misma red, evaluando cómo varían las cargas de los iones, o las distancias entre los mismos, podemos conocer que compuesto presentará mayor energía de red.

   Recuerda que puedes recristalizar sales para obtener cristales grandes y bien formados, como puedes ver en este vídeo:

ENLACE IÓNICO. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

   Los compuestos iónicos presentan unas propiedades resumidas en esta tabla:

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Redes cristalinas formadas por iones.	Los iones de distinto signo se atraen y se rodean del mayor número de iones de signo contrario, formando una red cristalina iónica.
Estado físico	Sólidas	El gran número de iones que forman la red hace que se presente en estado sólido
Puntos de fusión y ebullición	Altos	Los enlaces iónicos son enlaces fuertes, difíciles de romper. Los puntos de fusión y ebullición serán más altos en los compuestos iónicos con mayores energías de red.
Dureza	Son duras pero también frágiles	Son duras porque los enlaces son fuertes, pero son frágiles pues al golpearlas las capas de iones se desplazan entrando en contacto iones del mismos signo que se repelen.
Solubilidad	Algunas son solubles en agua y disolventes polares	Las moléculas polares como el agua rodean los iones y los separan de la red si las fuerzas de interacción entre el ión y el agua son mayores que entre el ión y el resto de la red. Si la energía de red es grande su solubilidad será muy baja.
Conductividad eléctrica	Conducen la corriente en disolución o fundidas	Para que haya conductividad debe haber movimiento de cargas, los iones solo se pueden mover cuando están disueltos o en estado líquido, en las sales fundidas
Ejemplos	Cloruro de sodio, NaCl
	Sulfato de cobre, CuSO4·5H2O
	Calcita, CaCO3
	Otros: Sales: CaSO4, Na2CO3, NH4NO3. Óxidos: CaO, Fe2O3. Hidróxidos: NaOH, Ba(OH)2.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. ESTRUCTURAS DE LEWIS

   ¿Qué ocurre cuando los elementos que se enlazan son dos no metales? Los no metales tienden a ganar electrones para conseguir configuración de gas noble, pero para que un átomo gane electrones debe haber otro que los pierda, como pasaba en el enlace iónico, pero ahora todos los átomos tienen necesidad de electrones. En este caso los átomos necesitados de electrones los tienen que conseguir por otro procedimiento que será compartiendo electrones. Los átomos se acercarán hasta que sus nubes electrónicas solapen y puedan compartir cierto número de electrones, con los que conseguir la configuración de gas noble, que necesitan.

   Un primer modelo interesante para entender como se pueden compartir electrones para conseguir configuración de gas noble es el modelo de las estructuras de Lewis. 

• Estructuras de Lewis

   Este modelo, para explicar el enlace covalente, fue propuesto por Gilbert Newton Lewis en 1916. Según este modelo los átomos se aproximan hasta solapar sus capas electrónicas, de forma que los átomos cuando se enlazan comparten pares de electrones. Estos pares de electrones que se comparten se denominan pares enlazantes. Pero también podemos tener pares de electrones sin compartir sobre algunos átomos, que llamaremos pares no enlazantes. En estas estructuras observamos que, cuando se enlazan, los átomos consiguen tener cuatro pares de electrones alrededor de los mismos, es decir, consiguen completar el octeto, consiguen configuración de gas noble.

   En el tema de enlace de 4º de ESO ya vimos como construir estas estructuras de Lewis para moléculas sencillas. 

Molécula	Estructura de Lewis
H2
F2
Cl2
O2
N2
HF
HCl
H2O
NH3
CH4
HCN
CO2

   En todas observamos que los átomos están rodeados de 4 pares de electrones, configuración de gas noble, excepto el H que está rodeado de un par, configuración de gas noble para el hidrógeno.

   Para construir estructuras más complejas podemos seguir las normas siguientes:

   1º Elegir el átomo central. Suele ser el menos electronegativo o el que más electrones necesita para conseguir estructura de gas noble.

   2º Calcular los electrones de valencia necesarios, EN, para que los átomos cumplan con la regla del octeto. Se contarán 8e⁻ por cada átomo, con las siguientes excepciones:2e⁻ para el H, 4e⁻ para el Be, 6e⁻ para el B. Los elementos a partir del tercer período pueden tener "octetos expandidos", si son necesarios se sumarán al número de electrones de valencia el número de enlaces formados, si no da menos de 8, para obtener los electrones necesarios, EN.

   3º Calcular los electrones de valencia disponibles, ED. Se sumarán los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula, y se tendrán en cuenta también las cargas de los iones, en las cargas negativas se suman electrones, en las positivas se restan.

   4º Calcular los pares enlazantes, PE. A los electrones necesarios, EN, le restamos los electrones disponibles, ED, dándonos los electrones que se deben compartir. Dividiendo por 2 obtenemos los pares de enlace, PE:

   5º Calcular los pares no enlazantes, PN. Los electrones disponibles, ED, menos los electrones que forman pares de enlace, 2·PE, nos dan los electrones que no enlazan nada, que no contribuyen al enlace. Dividiendo por 2 obtenemos los pares no enlazantes, PN:

   Por ejemplo, calcula la estructura de Lewis para el ozono, O₃:

    ¿Qué estructura podemos proponer para el ozono según la TRPECV?

    Veamos cuál es la estructura real del ozono: Estructura del ozono (Wikipedia).

• Cargas formales

   Si contamos los electrones que asignamos a cada átomo en la estructura, con respecto a los electrones de valencia que debería tener, podemos calcular la carga formal sobre cada átomo.

   Para contar los electrones sobre cada átomo contaremos uno por cada par de enlace y dos por cada par no enlazante.

   Si el número de electrones alrededor del átomo es mayor que el número de electrones de valencia hay exceso de electrones. La carga formal será negativa e igual al número de electrones en exceso.

   Si el número de electrones alrededor del átomo es menor que el número de electrones de valencia hay defecto de electrones. La carga formal será positiva e igual al número de electrones en defecto.

   Si el número de electrones alrededor del átomo es igual al número de electrones de valencia no hay ni exceso ni defecto de electrones. La carga formal será cero.

   La suma de todas las cargas formales debe ser igual a la carga total del compuesto. 

   Si podemos proponer varias estructuras para un compuesto será más probable la que presente menores cargas formales sobre sus átomos.

• Resonancia

   Se sabe que en la molécula de ozono los enlaces son iguales, pero en la estructura de Lewis propuesta los enlaces son diferentes, uno sencillo y otro doble. Una solución a este problema es proponer más de una estructura posible para una sustancia, estructuras que llamaremos estructuras resonantes. La estructura real será una mezcla entre las estructuras resonantes, que llamaremos híbrido de resonancia. 

• Octeto incompleto

   Hay átomos en algunos compuestos que no tienen electrones suficientes para completar el octeto, como le pasa al B en el BF₃. 

• Octeto expandido

   Otros compuestos tienen átomos que pueden presentar más de cuatro enlaces, se dice que tienen el octeto expandido. Son átomos que disponen de orbitales d que también pueden utilizar en la formación de enlaces, como le ocurre al S en el SF₆, y a otro elementos del tercer período y superiores.

• TRPECV

   TRPECV significa Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia. Este modelo intenta explicar la geometría de las moléculas a partir de las estructuras de Lewis. Predice la geometría molecular y los ángulos de enlace suponiendo que los pares electrónicos, ya sean de enlace como no enlazantes, se deben disponer en una geometría que minimice las fuerzas repulsivas entre los mismos. Para determinar la estructura, los enlaces dobles y triples, cuentan como si fueran sencillos.

Pares electrónicos	Disposición de los pares	Ángulos	Ejemplos
2	Lineal	180º	BeF2 CO2
3	Trigonal plana	120º	BF3 SO3
4	Tetraédica	109º	CH4, NH3, H2O
5	Bipiramidal trigonal	120º y 90º	PCl5
6	Octaédrica	90º	SF6

   Construye moléculas y observa su geometría utilizando esta simulación de la Universidad de Colorado:

   En MODELO, puedes construir moléculas añadiendo pares de enlace y pares no enlazantes al átomo central. También puedes eliminar pares. Puedes mostrar los ángulos de enlace, observa como varían los ángulos de enlace en función del número de pares. También te da el nombre de la geometría de pares y de la geometría molecular.

   En MOLÉCULAS REALES tienes algunos ejemplos de moléculas. Alternando entre la estructura real y el modelo puedes observar el efecto que producen los pares no enlazantes sobre la geometría molecular.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. POLARIDAD DE LOS ENLACES

• Polaridad de los enlaces

   Cuando dos átomos iguales se unen mediante un enlace covalente los dos átomos atraen igualmente a los electrones del enlace. El centro de la carga positiva y negativa en la molécula es el mismo. Esto pasa en el H₂, N₂, o Cl₂.

   Pero qué ocurre si los átomos unidos por un enlace covalente son distintos, como ocurre por ejemplo en el HCl. Si dos átomos distintos se unen por un enlace covalente siempre uno atraerá más los electrones del enlace que el otro. El átomo más electronegativo atraerá más a los electrones del enlace produciendo una separación de cargas. Sobre el cloro habrá una cierta carga parcial negativa y sobre el hidrógeno una cierta carga parcial positiva, ya que el cloro es más electronegativo que el hidrógeno. Esta separación de cargas creará un momento dipolar de enlace. 

   El momento dipolar es un vector que viene dado por el producto de la carga efectiva sobre cada átomo y la distancia que las separa. El sentido de este vector apunta hacia el átomo más electronegativo.

• Polaridad molecular

   Una molécula es polar si cumple dos condiciones:

 1º Si tiene enlaces polares, es decir, si tiene enlaces entre átomos distintos, y

 2º si estos dipolos no se anulan por simetría.

   La molécula de agua, presenta enlaces polares y como es angular estos dipolos de enlace no se anulan por simetría, 

   sino que se suman vectorialmente para dar un vector momento dipolar total distinto de cero. El H₂O es una molécula polar.

   La molécula de CO₂, también presenta enlaces polares, pero estos se anulan por simetría, de forma que el momento dipolar total es cero. El CO₂ es una molécula apolar.

   ¿Cómo sabemos que dipolos de enlace se anulan por simetría? Depende del número de enlaces iguales que rodeen a un átomo central y de los ángulos que formen. Los tienes en esta tabla:

SE ANULAN POR SIMETRÍA LOS SIGUIENTES DIPOLOS DE ENLACE
Dipolos de enlace iguales	Disposición de los dipolos de enlace	Ángulos
2	Lineal	180º
3	Trigonal plana	120º
4	Tetraédica	109º
5	Bipiramidal trigonal	120º y 90º
6	Octaédrica	90º

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (TEV)

• Teoría de enlace de valencia (TEV)

   Es un modelo propuesto en 1927 por Walter Heitler y Fritz London

Walter Heinrich Heitler (1904 - 1981)	Fritz Wolfgang London (1900 - 1954)

 y desarrollado luego por Linus Pauling y J. C. Slater.

Linus Carl Pauling (1901 - 1994)	John C. Slater (1900 - 1976)

   Se basa en el solapamiento de los orbitales atómicos de los átomos. Los átomos forman enlaces cuando solapan sus orbitales atómicos, estos orbitales tienen que estar semiocupados, tienen que tener electrones desapareados, para formar enlaces, o si uno está lleno el otro tiene que estar vacío.  Veamos que posibles solapamientos pueden dar algunos orbitales atómicos cuando forman enlaces:

   Los enlaces, o solapamientos, pueden tener simetría sigma, σ, si el solapamiento tiene lugar en la zona internuclear, o simetría pi, π, si solapan por encima y por debajo de la zona internuclear.

   Veamos como podemos representar algunas moléculas sencillas con este modelo:

   Partimos de las configuraciones electrónicas de los elementos, relacionamos los orbitales que solapan, y finalmente dibujamos la molécula con los solapamientos σ y π que correspondan.

H2
O2
N2

• Hibridación de orbitales atómicos

   Los orbitales atómicos solapan en unas direcciones determinadas por su geometría en el átomo. Por ejemplo los tres orbitales p son perpendiculares, cuando forman enlaces deberían dar geometrías de enlaces perpendiculares, pero en muchos casos esto no ocurre. Para justificar la geometría de las moléculas se tuvo que introducir el concepto de orbital híbrido. Los orbitales atómicos puros de energías parecidas se pueden combinar para dar un conjunto de orbitales híbridos que sean todos de igual forma y de igual energía. El número de orbitales híbridos de cada tipo es igual al número de orbitales atómicos puros que se combinan.

   En el caso del metano, CH₄, se sabe que forma 4 enlaces con los hidrógenos, por tanto el carbono debe de promocionar un electrón desde el orbital 2s a un orbital 2p vacío, para tener la posibilidad de formar cuatro enlaces, la energía que hay que aportar se ve de sobra compensada con la energía que aportan los dos nuevos enlaces que se forman.

CH4

   Pero si se usan los orbitales atómicos puros del carbono, el metano debería tener tres enlaces iguales que se diferenciarían del formado entre el orbital 2s y el 1s del hidrógeno. Además los enlaces formados con los orbitales 2p deberían formar ángulos de 90º, ya que este es el ángulo que forman dichos orbitales. Se sabe que el metano forma cuatro enlaces iguales, con ángulos tetraédricos, de 109º, entre los mismos. Para justificar este hecho no pueden solapar los orbitales atómicos puros del carbono.

   Los orbitales, como funciones de onda que son, se pueden combinar linealmente entre ellos para dar un nuevo conjunto de orbitales. Estos orbitales resultantes se llaman orbitales hibridos:

ORBITALES HÍBRIDOS
Orbitales híbridos sp	Cuando se combinan linealmente un orbital s con un orbital p puros
	Se obtienen dos orbitales híbridos sp, que forman un ángulo de 180º
Orbitales híbridos sp2	Cuando se combinan linealmente un orbital s con dos orbitales p puros
	Se obtienen tres orbitales híbridos sp2, que forman ángulos de 120º
Orbitales híbridos sp3	Cuando se combinan linealmente un orbital s con tres orbitales p puros
	Se obtienen cuatro orbitales híbridos sp3, que forman ángulos de 109º

   Un orbital s y un orbital p mediante combinación lineal dan un conjunto de dos orbitales híbridos sp que forman ángulos de 180º, en una disposición lineal.

   Un orbital s y dos orbitales p mediante combinación lineal dan un conjunto de tres orbitales híbridos sp² que forman ángulos de 120º, en una disposición trigonal plana.

   Un orbital s y tres orbitales p mediante combinación lineal dan un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp³ que forman ángulos de 109º, en una disposición tetraédrica.

   Veamos algunas moléculas sencillas en las que usamos orbitales híbridos:

Metano, CH4

Formación de orbitales híbridos

Solapamiento de orbitales

Esquema de la molécula

Eteno, CH2=CH2

Formación de orbitales híbridos

Solapamiento de orbitales

Esquema de la molécula

Etino, HC≡CH

Formación de orbitales híbridos

Solapamiento de orbitales

Esquema de la molécula

    ¿Cómo saber que orbitales híbridos usar en cada molécula? Si un átomo central está unido a dos átomos, con un ángulo de enlace de 180º, geometría lineal, usaremos orbitales sp, compatibles con esa geometría. La geometría la puedes predecir a partir de las estructuras de Lewis, y la TRPECV. Si un átomo central está unido a varios átomos, con ángulos de enlace de 120º, geometría de pares triangular plana, usaremos orbitales sp². Si un átomo central está unido a varios átomos, con ángulos de enlace de 109,5º; geometría de pares tetraédrica, usaremos orbitales sp³. Por eso es importante que te manejes bien con las estructuras de Lewis y la TRPECV.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES (TOM)

   Como ampliación unos pequeños apuntes sobre orbitales moleculares.

   Otro enfoque del enlace covalente nos los proporciona la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM). Desarrollada por Friedrich Hund y Robert Mulliken entre 1928 y 1931.

Friedrich Hund (1896 - 1997)	Robert Mulliken (1896 - 1986)

   Según la TEV los electrones de cada átomo pertenecen al mismo átomo, y los orbitales que los describen son los que solapan para dar los enlaces, pero según la TOM los electrones pertenecen a la molécula, las moléculas son sistemas multinucleares que afectan a todos los electrones. Matemáticamente es una situación más compleja que la anterior, se tienen que utilizar métodos aproximados para resolver la ecuación de ondas para la molécula. El método CLOA (Combinación Lineal de Orbitales Atómicos) permite obtener los orbitales moleculares, orbitales que afectan a toda la molécula, como combinación lineal de los orbitales atómicos de los átomos.

   Los orbitales moleculares se obtienen por combinación lineal de los orbitales atómicos, dos orbitales atómicos dan dos orbitales moleculares, uno de ellos enlazante, refuerza la densidad electrónica entre los núcleos, y otro antienlazante, disminuye la densidad electrónica entre los núcleos. Los orbitales enlazantes contribuyen al enlace, los antienlazantes todo lo contrario.

   Veamos que orbitales moleculares encontramos al combinar algunos orbitales atómicos:

ORBITALES ATÓMICOS	ORBITALES MOLECULARES	TIPO
		Orbital antienlazante: disminuye la densidad electrónica entre los núcleos.
		Orbital enlazante: aumenta la densidad electrónica entre los núcleos.
		Orbital antienlazante: disminuye la densidad electrónica entre los núcleos.
		Orbital enlazante: aumenta la densidad electrónica entre los núcleos.
		Orbital antienlazante: disminuye la densidad electrónica entre los núcleos.
		Orbital enlazante: aumenta la densidad electrónica entre los núcleos.

   Los orbitales sin asterisco son orbitales enlazantes, contribuyen al enlace, los que tienen asterisco son antienlazantes, no contribuyen al enlace.

   Para describir las moléculas realizamos unos diagramas donde aparecen los orbitales atómicos de cada átomo y los orbitales moleculares de la molécula. Estos orbitales se distribuyen en un diagrama de energía. Los electrones disponibles en los orbitales atómicos se situarán en los orbitales moleculares de menor a mayor energía.

   El orden de enlace será:

   En este caso el orden de enlace es 1, como sabemos corresponde a la molécula de H₂.

   En el caso de la molécula de O₂, el orden de enlace es 2, como es sabido. Pero la TOM nos proporciona una información muy importante para el O₂, se sabía que las moléculas de O₂ son paramagnéticas, por tanto deberían tener electrones desapareados, ahora en este modelo somos capaces de explicar este fenómeno que se da en otras moléculas también, y que no era fácil de explicar con los modelos anteriores.

   Por último, recuerda que el número de orbitales moleculares es siempre igual al número de orbitales atómicos que combinamos.

ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

   Las sustancias covalentes pueden ser moléculas o cristales covalentes, es decir, redes cristalinas donde todos los enlaces son covalentes. Dependiendo de cada tipo de sustancia tendremos diferentes propiedades:

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Moléculas de un determinado número de átomos	Los átomos comparten electrones dando lugar a enlaces covalentes que los unen formando agregados que llamamos moléculas.
Estado físico	Gas, líquido o sólido	Las moléculas más pequeñas suelen dar lugar a gases a no ser que las interacciones intermoleculares sean grandes.
Puntos de fusión y ebullición	Bajos	En general las fuerzas entre moléculas son débiles.
Dureza	Blandas	Debido a las débiles fuerzas intermaleculares.
Solubilidad	Las sustancias polares se disuelven en disolventes polares, como el agua, y las sustancias apolares se disuelven disolventes apolares.	La solubilidad depende de la polaridad de las moléculas, las polares se disuelven en disolventes polares y las apolares en disolventes apolares.
Conductividad eléctrica	En general no son conductoras	Los electrones de los enlaces están localizados y carecen de cargas que se puedan desplazar.
Ejemplos	Agua, H2O
	Sacarosa, C12H22O11 (azúcar de mesa)
	Azufre, S
	Otros: O2, N2, CH4, C6H12O6, CH3CH2OH

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES CRISTALINAS
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Redes cristalinas covalentes	Los átomos comparten electrones dando lugar a estructuras cristalinas formadas por enlaces covalentes
Estado físico	Sólido	Debido a la fortaleza de los enlaces covalentes, cuesta mucho romperlos
Puntos de fusión y ebullición	Muy altos	La interacción entre los átomos en la red es muy fuerte
Dureza	Muy duras	Son las sustancias más duras que conocemos debido a la fortaleza de los enlaces que las forman
Solubilidad	Insolubles	Los disolventes no son capaces de romper los enlaces covalentes que las forman
Conductividad eléctrica	En general no son conductoras, aunque el grafito sí es conductor	Los electrones de los enlaces están localizados y carecen de cargas que se puedan desplazar. Aunque algunas sí presentan conductividad como el grafito.
Ejemplos	Cuarzo, SiO2
	Silex, roca que contiene sílice SiO2, muy apreciada en la prehistoria para la fabricación de útiles de piedra.
	Otros ejemplos: C(grafito), C(diamante), carborundo SiC

   Si sois aficionados a los minerales sabréis que están formados por sustancias cristalinas iónicas o covalentes. Observa este vídeo para saber como se forman en la naturaleza los cristales de estos minerales:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE METÁLICO. MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO

   Enlace metálico: se da entre átomos metálicos. Son todos sólidos con la excepción del mercurio que es líquido a temperatura ambiente. Presentan índices de coordinación muy altos, frecuentemente 12, es decir, cada átomo metálico se rodea a una distancia mínima de otros doce átomos metálicos. 6 en un plano, 3 sobre ese plano, y 3 más por debajo del plano, en una estructura que se denomina hexagonal compacta.

   Estructuras de las redes metálicas: Podemos distinguir en los metales tres redes de diferente estructura:

• Red cúbica centrada en el cuerpo (CC). Por ejemplo: hierro alfa, vanadio, cromo, titanio, molibdeno, wolframio.
• Red cúbica centrada en las caras (CCC). Por ejemplo: hierro gamma, cobre, aluminio, oro, plata, plomo, níquel.
• Red hexagonal compacta (HC). Por ejemplo:  magnesio, cinc, cadmio.

   Las diferencias entre estas estructuras las puedes encontrar en estos vídeos:

   Los metales se caracterizan por tener estructuras muy compactas y altas densidades, sus átomos deben estar muy juntos. Entre sus propiedades características están la alta conductividad eléctrica y conductividad térmica. Dado que los electrones de valencia de los metales se pueden mover con facilidad de unos átomos a otros, debido a sus bajos potenciales de ionización. Podemos suponer un modelo en el que los átomos se distribuyen en estructuras cristalinas compactas y los electrones de valencia se desplazan entre ellos con facilidad, es lo que se denomina el modelo del gas electrónico, o del mar de electrones.

   Si aislamos los electrones de valencia, en los átomos metálicos, el restos que queda es un catión metálico, por eso al representar este modelo se dibuja una estructura de iones metálicos positivos, entre la que se mueven los electrones de valencia. Pero hay que tener cuidado con esta representación, pues no existen tales iones, recuerda que para que haya un ión positivo, que pierde electrones, tiene que haber iones negativos, que los ganen, como ocurre en los compuestos iónicos. Los electrones que se mueven en la red cristalina siempre están en contacto con los átomos metálicos, de forma que no hay tales iones, sólo es una forma de representar el átomo, dibujando la nube de electrones de valencia y el resto del átomo.

   Este modelo también explica las propiedades de ductilidad, facilidad para formar hilos, y maleabilidad, facilidad para formar láminas muy finas, que presentan los metales. Al no haber repulsiones, ni enlaces fuertes que haya que romper entre los átomos, el gas electrónico que los envuelve favorece su desplazamiento entre los mismos.

Fuente

   Recuerda que aunque a veces se represente este modelo como una estructura de cationes metálicos rodeados de un mar de electrones, no existen propiamente estos cationes, no es un modelo iónico, tampoco lo es covalente, compartiendo los electrones con átomos próximos. En todo caso debemos de entender que todos los átomos metálicos comparten, entre todos, sus electrones de valencia.

ENLACE METÁLICO. TEORÍA DE BANDAS

   Si tenemos N orbitales atómicos, en N átomos de un metal, según la TOM obtendremos, por combinación lineal, un conjunto de N orbitales moleculares de diferentes energías, pero debido al número tan alto de orbitales los niveles de energía de los orbitales moleculares estarán muy juntos, formando lo que llamaremos una banda de niveles de energía.

   Imaginemos que tenemos un metal con un solo electrón en los orbitales s de la última capa. Los electrones formarán parte de una banda semiocupada, el resto de la banda está vacía. Estos electrones podrán moverse por el resto de la banda semiocupada. Además en los metales es frecuente que las bandas formadas por los orbitales s solapen con las bandas formadas con los orbitales p, favoreciendo así, aún más, el movimiento de electrones por la red cristalina metálica. En este caso los electrones también pueden moverse por la banda vacía, ya que la diferencia entre niveles es mínima.

   Si el metal tiene dos electrones en los orbitales s, la banda estará totalmente ocupada, pero la conducción es posible si solapa esta banda con la banda formada por los orbitales p. La banda ocupada se conoce también como banda de valencia, y la banda vacía como banda de conducción. Los electrones tienen facilidad para pasar de la banda de valencia a la banda de conducción, sólo precisan un aporte mínimo de energía. Esto explica la alta conductividad eléctrica y térmica de los metales.

   En los elementos semiconductores, que están en la diagonal que divide a metales con no metales, la diferencia de energía entre la banda ocupada y la banda vacía es pequeño. Una pequeña cantidad de energía hace que estos elementos conduzcan la corriente eléctrica. Esto ocurre en elementos como el Si, Ge, Ga. Los electrones pueden saltar de la banda de valencia a la banda de conducción con un aporte pequeño de energía.

   Para favorecer la conductividad de los semiconductores se someten a un proceso de dopado, que consiste en adulterarlos con pequeñas cantidades de otro metales con diferente número de electrones de valencia. El siguiente esquema corresponde a cuando el silicio se dopa con galio. El galio tiene menos electrones de valencia que el silicio, de forma que la banda ocupada ahora tiene un pequeño defecto de electrones que favorecen la conductividad. Este semiconductor se dice que es de tipo p. Esta p indica que al haber defecto de electrones es como si hubiera más carga positiva de la que debía haber.

   El siguiente esquema corresponde a cuando el silicio se dopa con arsénico. El arsénico tiene más electrones de valencia que el silicio, de forma que la banda vacía ahora tiene una pequeña cantidad de electrones que favorecen la conductividad. Este semiconductor se dice que es de tipo n. Esta n indica que al haber exceso de electrones es como si hubiera más carga negativa de la que debía haber.

   Estos semiconductores tipo n y p se usan en las placas solares fotovoltaicas, observa en este vídeo como funcionan:

   En las sustancias aislantes la diferencia entre la banda ocupada y la banda vacía es muy grande y por tanto no habrá conductividad eléctrica, esto ocurre por ejemplo en el diamante y otros sólidos cristalinos covalentes. El espacio que separa la banda ocupada, o banda de valencia, y la banda vacía, o banda de conducción, se conoce como banda prohibida, o banda gap, (en inglés bandgap, o brecha energética). En los conductores esta banda prohibida no existe, al solapar las bandas de valencia y conducción, en los semiconductores esta banda gap es muy pequeña, dificultando la conducción eléctrica, y en los aislantes esta banda gap es muy grande, impidiendo la conductividad eléctrica.

ENLACE METÁLICO. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Redes cristalinas metálicas	Los átomos metálicos forman estructuras muy compactas con altos índices de coordinación
Estado físico	Sólido (el Hg es líquido)	Los altos índices de coordinación hacen que estas estructuras sean sólidas.
Puntos de fusión y ebullición	Medios y altos	Hay metales que funden fácilmente como Sn o Pb y otros que solo lo hacen a altísimas temperaturas como W u Os
Dureza	Variable	Algunos son muy blandos como el Na que se corta con cuchillo, o el Pb, y otros presentan gran dureza dependiendo de la fortaleza del enlace. En general son dúctiles y maleables.
Solubilidad	Insolubles en agua, pero solubles en otros metales formando aleaciones, y en Hg formando amalgamas. También muchos se disuelven bien en ácidos.	Las moléculas de agua no los disuelven pero los ácidos oxidan muchos átomos metálicos a cationes que así pasan a la disolución.
Conductividad eléctrica	Son muy buenos conductores	Los electrones libres de la red cristalina favorecen la conductividad eléctrica y térmica de los metales.
Ejemplos	Oro, Au.
	Mercurio, Hg, único metal líquido a temperatura ambiente
	Aluminio, Al; Hierro, Fe; Latón, aleación de Cu y Zn.

   Os dejo aquí unos vídeos interesantes sobre dos metales curiosos. Uno el mercurio, Hg, el único metal líquido a temperatura ambiente. Otro el wolframio, W, de los metales más densos que existen.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

FUERZAS INTERMOLECULARES

   Ya vimos que las sustancias covalentes moleculares podían presentarse en los tres estados: sólido, liquido y gas. Que aparezcan en uno u otro estado depende de las interacciones entre moléculas. Estas interacciones entre moléculas son un tipo de enlace que llamaremos enlaces débiles, o fuerzas intermoleculares, para diferenciarlos de los enlaces fuertes: iónico, covalente y metálico. 

   Estos enlaces entre moléculas pueden ser de dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.

•  Las fuerzas de Van der Waals pueden ser de varios tipos:

1. Fuerzas de dispersión de London, o fuerzas dipolo instantáneo - dipolo inducido.
2. Fuerzas dipolo - dipolo inducido, o fuerzas de Debye.
3. Fuerzas dipolo - dipolo, o fuerzas de Keesom. 

   Las fuerzas de dispersión de London, o fuerzas dipolo instantáneo - dipolo inducido, justifican los puntos de ebullición más altos de lo esperable para moléculas apolares como, N₂, O₂, o los gases nobles. Estas moléculas apolares no debieran interaccionar, pero en alguna de ellas se pueden producir dipolos instantáneos. Al moverse los electrones dentro de la molécula, en algún momento, puede haber más densidad electrónica en una partes que en otras de la molécula.  Estos dipolos instantáneos, que tendrán una duración muy corta, inducen en las que están próximas dipolos inducidos, estos dipolos formados interaccionan en breves intervalos de tiempo, aumentando los puntos de ebullición. En los instantes posteriores estos dipolos desaparecen, las moléculas volverán a ser apolares, por lo que estas interacciones son muy débiles.

   Las fuerzas dipolo - dipolo inducido, o fuerzas de Debye, tienen lugar al interaccionar moléculas polares con moléculas apolares, como el H₂O (polar) con el CO₂ (apolar).

   Las fuerzas dipolo - dipolo, o fuerzas de Keesom, son las más intensas de las tres, las dos moléculas deben de ser polares. Es el caso de interacción entre moléculas de HCl, por ejemplo.

•  El enlace de hidrógeno, o enlace por puentes de hidrógeno, se produce en moléculas que contienen átomos de pequeño tamaño, muy electronegativos y con pares no enlazantes, como el F, O y N, unidos a átomos de hidrógeno, como ocurre en el HF, H₂O y NH₃.

   Las moléculas de agua presentan enlaces polares O-H, podemos representar una cierta carga parcial negativa sobre el oxígeno y una cierta carga parcial positiva sobre el hidrógeno. Estas cargas parciales y los pares no enlazantes sobre el oxígeno, permiten pensar que se debilita el enlace entre el oxígeno y los hidrógenos de la molécula, y se crea un enlace parcial entre el oxígeno de una molécula y los hidrógenos de otras, de forma que los hidrógenos hacen de puente entre dos átomos de oxígeno, creándose unos enlaces parciales, que deben tener una componente covalente, como propuso Pauling, y recientemente se ha demostrado. Estas interacciones estarían entre las fuerzas de Van der Waals y los enlaces covalentes. Los enlaces de hidrógeno también son los responsables de la estructura de muchas proteínas (seda, seda de araña, queratina), polisacáridos estructurales (celulosa, quitina), y algunos polímeros sintéticos (poliamidas).

   En las moléculas de ADN los enlaces de hidrógeno son los responsables de los emparejamientos entre Timina-Adenina y Citosina-Guanina, en los que se forman 2 y 3 enlaces de hidrógeno respectivamente.

   La interacción por enlace de hidrógeno es mucho más fuerte que las interacciones dipolo-dipolo. El enlace de hidrógeno es la justificación de los altos puntos de ebullición del HF, H₂O y NH₃ frente a los demás compuestos de hidrógeno de sus grupos, en los que las interacciones son dipolo - dipolo. Observa el siguiente gráfico que nos representa los puntos de ebullición de los compuestos de hidrógeno.

   En los compuestos de hidrógeno de los elementos del grupo del carbono observamos que el punto de ebullición aumenta de una forma, más o menos lineal desde el C al Sn, estas son moléculas apolares, pero más polarizables al aumentar el tamaño del átomo central.

   Podríamos esperar un comportamiento similar en los demás grupos, que aunque presentan moléculas polares, vemos que siguen esta misma variación del punto de ebullición, con la excepción de tres compuestos, el NH₃, el HF y el H₂O.

   En estos tres compuestos el punto de ebullición es notablemente mayor que el que se esperaría de comportarse como los demás compuestos de su grupo. ¿Qué ocurre entonces? Pues que debe haber una interacción entre las moléculas, en este caso, mayor que la que se explicaría por las fuerzas de Van der Waals. El enlace de hidrógeno, o enlace por puentes de hidrógeno, es la interacción que justifica estos altos puntos de ebullición. El nitrógeno, flúor y oxígeno que forman estos compuestos tienen unas características que los diferencian de los demás, son átomos pequeños, electronegativos y con pares no enlazantes. Cuando estén unidos al hidrógeno pueden presentar enlaces por puente de hidrógeno. Fíjate que el cloro no forma parte de este selecto grupo, al ser del tercer período y ser más voluminoso. El carbono tampoco, no es tan electronegativo, y no presenta pares no enlazantes.

   Observa en el gráfico que el H₂O, si la interacción que presentara entre las moléculas fuera similar a las de los compañeros de grupo, es decir, interacción dipolo-dipolo, su punto de ebullición debería ser de unos -80ºC. Muy por debajo del real de 100ºC. Eso significaría que el agua debería ser gas a cualquier temperatura que se da en la Tierra, o dicho de otro modo, no habría agua líquida en la Tierra, y por tanto no habría vida en nuestro planeta, por lo menos vida como la que conocemos. La vida, por tanto, tiene que estar muy agradecida a los enlaces de hidrógeno, y no solo a los del agua, sino a los que se dan en otras moléculas como ácidos nucleicos o proteínas, también moléculas muy ligadas a la vida. No estaría mal hacerle un monumento a los enlaces por puente de hidrógeno, ¿no te parece?

EJERCICIOS PARA PRACTICAR