3.1 Introducción a enlaces químicosEl carbonato de calcio, CaCO3, es uno de los compuestos más interesantes y versátiles del planeta. Representa alrededor del 4% de la corteza terrestre y es el componente principal de rocas como la piedra caliza y el mármol. Los blancos acantilados de Dover, en el suroeste de Inglaterra, son una de las formaciones de CaCO3.El carbonato de calcio desempeña una función en la química compleja asociada con el efecto invernadero, debido a que se forma en los océanos por la reacción entre iones calcio y dióxido de carbono disuelto…

 

(Química la ciencia central por Brown págs.297, 298)

3.1.1 Concepto de enlace químico

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón, cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los electrones de valencia. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo  de  puntos  de Lewis  consta  del símbolo  del  elemento  y  un punto por  cada  electrón de  valencia  de un átomo  del  elemento.  La figura 9.1 indica los símbolos de puntos de Lewis para los elementos representativos y los gases nobles.

 

(Química Novena Edición por Raymond Chang. Pág.358)

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

Siempre que dos átomos o iones están unidos fuertemente entre sí, decimos que hay un enlace químico entre ellos. Existen tres tipos generales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. La figura 8.1« muestra ejemplos de sustancias en las que encontramos cada uno de estos tipos de fuerzas de atracción. El término enlace iónico se refiere a fuerzas electrostáticas que existen entre iones con cargas opuestas. Los iones pueden formarse a partir de átomos mediante la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. La sustancias iónicas por lo general resultan de la interacción de metales del lado izquierdo de la tabla periódica, con no metales del lado derecho de la tabla (excluyendo a los gases nobles, grupo 8A).

(Química la ciencia central por Brown pág. 298)

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto

Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar el mismo número de electrones que el gas noble que se encuentra más cerca de ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo demuestran sus energías de ionización elevadas, su poca afinidad por los electrones adicionales y su carencia general de reactividad química. (Sección 7.8) Como todos los gases nobles (excepto el He) tienen ocho electrones de valencia, muchos de los átomos que experimentan reacciones también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación dio lugar a un principio conocido como la regla del octeto: b  s  átomos  tienden  a  ganar,  perder  o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados por ocho electrones  de  valencia.  Un octeto de electrones consiste en las subcapas llenas s y p de un átomo.

(Química la ciencia central por Brown pág. 299)

3.2 Enlace CovalenteLas sustancias iónicas poseen varias propiedades características. Por lo general son sustancias quebradizas con puntos de fusión elevados y por lo general son cristalinas.Además, los cristales iónicos pueden romperse; es decir, separarse a lo largo de superficies planas lisas. Estas características resultan de las fuerzas electrostáticas que mantienen a los iones en arreglos tridimensionales rígidos y bien definidos. La gran mayoría de las sustancias químicas no tienen las características de los materiales iónicos. Muchas de las sustancias con las que tenemos contacto en la vida diaria, como el agua, tienden a ser gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión. Muchas, como la gasolina, se evaporan con rapidez. Otras son flexibles en sus formas sólidas, por ejemplo, las bolsas plásticas y la parafina. Para los grandes tipos de sustancias que no presentan un comportamiento iónico, necesitamos un modelo distinto para describir los enlaces entre átomos.

(Química la ciencia central por Brown pág. 305)

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcancesAunque el concepto de molécula se remonta al siglo XVII, no fue sino a principios

del siglo xx que los químicos empezaron a comprender cómo y por qué se forman las moléculas. El primer avance importante en este sentido surgió con la proposición de Gilbert Lewis de que la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones. Lewis describió la formación de un enlace químico en el hidrógeno como:

Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente, un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Para simplificar, el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. Así, el enlace covalente de la molécula de  hidrógeno se escribe como H-H. En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas…

(Química novena edición por Raymond Chang. Pags.366, 367, 368)

3.2.1.1 Teorías del Enlace de ValenciaEl modelo RPECV proporciona un medio sencillo para predecir las formas de las moléculas. Sin embargo, no explica por qué existen enlaces entre los átomos. Para desarrollar las teorías de los enlaces covalentes, los químicos han abordado el problema desde otra perspectiva, utilizando la mecánica cuántica. ¿Cómo podemos utilizar los orbitales atómicos para explicar los enlaces y para explicar las geometrías de las moléculas? La combinación del concepto de Lewis de enlaces por pares de electrones con la idea de orbitales atómicos dio origen a un modelo del enlace químico conocido como teoría del enlace de valencia. Al ampliar este enfoque para incluir las formas en que los orbitales atómicos pueden combinarse entre sí, obtenemos una imagen que concuerda muy bien con el modelo RPECV.En la teoría de Lewis, se forman enlaces covalentes cuando los átomos comparten electrones, los cuales concentran la densidad electrónica entre los núcleos…

(Química la ciencia central por Brown pág. 355)

3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular

El modelo RPECV, tan sencillo como es, funciona tan bien para predecir la forma molecular, a pesar del hecho de que no tiene una relación evidente con el llenado o las formas de los orbitales atómicos. Por ejemplo, si nos basamos en las formas y orientaciones de los orbitales 2 s y 2 p del átomo de carbono, no resulta evidente la razón por la que una molécula de CH4 debe tener una geometría tetraédrica. ¿Cómo podemos hacer que coincida la noción de que los enlaces covalentes se forman por de traslape de los orbitales atómicos, con las geometrías moleculares que surgen del modelo RPECV?Para explicar las geometrías, suponemos que los orbitales atómicos de un átomo (el átomo central) se combinan para formar nuevos orbitales, llamados orbitales híbridos. La forma de cualquier orbital híbrido es diferente de las formas de los orbitales atómicos originales…

(Química la ciencia central por Brown pág. 357)

3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular

La teoría del enlace valencia es una de las dos propuestas de la mecánica cuántica para explicar los enlaces en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad del enlace covalente en términos del traslapo de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría del enlace valencia puede explicar la geometría molecular predicha por el modelo RPECV. Sin embargo, la suposición de que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales, es sólo una aproximación, ya que cada electrón enlazante en una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo.De acuerdo con esta descripción, todos los electrones en el O2 están apareados y la molécula debería ser diamagnética. Los experimentos han demostrado que la molécula de oxígeno es paramagnética, con dos electrones desapareados (figura 10.21). Este hallazgo sugiere una deficiencia fundamental en la teoría de enlace valencia, lo que justifica la búsqueda de una propuesta alternativa que explique las propiedades del O2 y de otras moléculas que no justifica la teoría de enlace valencia.

(Química novena edición por Raymond Chang pág. 429)

3.3 Enlace iónicoCuando el sodio metálico, Na(s), se pone en contacto con cloro gaseoso, Cl2(g), ocurre una reacción violenta (Figura 8.2).  El producto de esta reacción tan exotérmica es cloruro de sodio, NaCl(s):

El cloruro de sodio está compuesto por iones Na+ y Cl- , los cuales están organizados en un arreglo tridimensional regular, como muestra la figura 8.3. La formación de Na+ a partir del Na, y de Cl- a partir de Cl2 indica que un átomo de sodio perdió un electrón y que lo ganó un átomo de cloro; podemos visualizar esto como una transferencia de electrones del átomo de sodio al átomo de cloro.

(Química la ciencia central por Brown pág. 299)

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos

Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y los más aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. En consecuencia, la composición de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo lA o 2A y un halógeno u oxígeno.

(Química Novena Edición Por Raymond Chang.

Pág. 359, 360)

3.3.2 Redes cristalinasEl orden característico de los sólidos cristalinos nos permite tener la imagen de un cristal completo con tan sólo observar una pequeña parte de éste. Podemos imaginar al sólido como si estuviera formado por bloques de construcción idénticos apilados, como cuando se apilan filas de ladrillos individuales "idénticos" para formar una pared. La unidad de repetición de un sólido, el "ladrillo" cristalino, se conoce como celda unitaria. Un sencillo ejemplo bidimensional aparece en la hoja de papel tapiz que se muestra en la figura 11.31 4. Hay varias formas de elegir una celda unitaria, pero la elección es en general la celda unitaria más pequeña que muestra con claridad las características simétricas de todo el patrón. Un sólido cristalino puede representarse por medio de un arreglo tridimensional de puntos conocidos como red cristalina.

 (Química la ciencia central por

Brown pág. 460)

3.3.2.1 Estructura redes cristalinas

Los sólidos se dividen en dos categorías: cristalinos y amorfos. El hielo es un sólido cristalino que posee un ordenamiento estricto y regular, es decir, sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas. Gracias a la distribución de estas partículas en el sólido cristalino, las fuerzas netas de atracción intermolecular son máximas. Las fuerzas que mantienen la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, de van der Waals, de puentes de hidrógeno o una combinación de todas ellas. Un sólido amorfo, como el vidrio, carece de un ordenamiento bien definido y de un orden molecular repetido.

(Química Novena Edición Por Raymond Chang. Pág. 462)

3.3.2.2 Energía reticular

Con los valores de energía de ionización y de afinidad electrónica de los elementos es posible predecir qué elementos forman compuestos iónicos, pero, ¿cómo se evalúa la estabilidad de un compuesto iónico? La energía de ionización y la afinidad electrónica están definidas para procesos que ocurren en fase gaseosa, aunque todos los compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25°C. El estado sólido es una condición muy distinta porque cada catión se rodea de un número específico de aniones y viceversa. En consecuencia, la estabilidad global del compuesto iónico sólido depende de las interacciones de todos los iones y no sólo de la interacción de un catión con un anión. Una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier sólido iónico es su energía reticular, que se define como la  energía  necesaria para  separar  completamente  un  mol  de  un  compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.

(Química Novena Edición Por Raymond Chang. Pág. 361)