Concepto De Enlaces Químicos 

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (ver valencia). En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Clasificación De Enlases Quimicos

Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente.


-Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.
-Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.
-Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. -Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto

Resonancia

Una única estructura de Lewis, a veces, no da una descripción adecuada de una molécula. Así, por ejemplo, para la molécula de ozono pueden dibujarse dos estructuras de Lewis (Figura 1). Sin embargo ninguna de las dos, por separado, representa correctamente la geometría de dicha molécula. Cada una presenta un enlace simple y uno doble, cuando las dos distancias Ocentral-Oterminal deben ser idénticas (1.28 Å). Este valor aparece entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 Å) y el de un enlace doble (O=O, 1.21 Å).

Figura 1. Estructuras de Lewis para el ozono.
Para explicar esta aparente deficiencia en la teoría de Lewis debe introducirse el concepto de la resonancia. Según éste, la estructura de una molécula puede estar representada por la suma o mezcla de todas las estructuras de Lewis posibles para la misma. La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta:

La estructura resonante debe considerarse como una mezcla de las distintas estructuras y no como un equilibrio o intercambio rápido entre ellas. En términos de la mecánica cuántica, la distribución electrónica de cada una de las estructuras se representa mediante una función de onda, siendo la función de onda real de la molécula Y, una combinación lineal de las funciones de onda correspondientes a cada una de las estructuras resonantes o formas canónicas:
Ψ = cI ΨI+ cII ΨII
Ambas funciones de onda contribuyen de igual forma a la función de onda real de la molécula Ψ porque ambas tienen la misma energía, por lo que en este caso cI = cII La estructura global se conoce como híbrido en resonancia.
La resonancia tiene dos consecuencias importantes: a) promediar las características de los enlaces de la molécula y b) reducir la energía del híbrido en resonancia, de manera que ésta será siempre inferior a la de cualquier estructura contribuyente. Así, por ejemplo, la energía del híbrido en resonancia de la molécula de O3 es menor que la de cada estructura resonante por separado.


La resonancia es tanto más importante cuando existen varias estructuras contribuyentes con la misma energía, como se ha descrito para la molécula de O3. En estos casos todas las estructuras resonantes contribuyen de igual forma al híbrido en resonancia. Pero si las distintas estructuras resonantes tienen diferentes energías, la contribución al híbrido en resonancia será tanto menos importante cuanto mayor sea la energía de la estructura. Es decir, aquellas formas resonantes de menor energía se asemejan más a la forma real de la molécula. Para la molécula de BF3 se pueden escribir dos estructuras de Lewis no equivalentes, I y II. La función de onda viene dad igualmente por Ψ = cI ΨI + cIIΨII, pero en este caso cI ≠ cII. ¿Cuál de ellas contribuye más al híbrido en resonancia?.
La decisión a tomar sobre qué estructura de Lewis es la que tiene menor energía y, en consecuencia, contribuye predominantemente al híbrido en resonancia depende marcadamente de la distribución de las cargas formales sobre cada átomo. Aunque la carga total de una molécula está repartida globalmente por toda la estructura, en muchas ocasiones resulta útil adscribir una carga formal a cada átomo de la misma. La carga formal de un átomo en una estructura de Lewis se puede calcular mediante la siguiente expresión:
Carga Formal = Nv – Nps – ½ Npc
donde Nv es el número de electrones de valencia del átomo, Nps es el número de electrones en pares solitarios (o no compartidos) que presenta dicho átomo en la estructura de Lewis y ½ Npc es el número de electrones en pares compartidos (o de enlace). Es decir, la carga formal es la diferencia entre el número de electrones que posee el átomo libre y el número de electrones que posee cuando forma parte de la molécula. En un sentido ideal la carga formal indica el número de electrones que un átomo gana o pierde cuando se implica en un enlace covalente con otro átomo. La suma de las cargas formales para una estructura de Lewis es siempre igual a la carga total de la especie química.
La estructura resonante que posee la menor energía es aquella en la que: 1) las cargas formales sobre los átomos individuales son las más bajas y 2) los átomos más electronegativos soportan las cargas negativas y los menos electronegativos las positivas. Ejemplos: NO3¯ y BF3.
Las estructuras resonantes para la especie química NO3¯ son:



El cálculo de las cargas formales de N y O arroja los siguientes resultados. En la estructura I, cada oxígeno presenta carga formal -1 y el nitrógeno +2. En las estructuras II, III y IV, los oxígenos unidos al nitrógeno por doble enlace presentan carga formal cero y los unidos mediante enlace simple, carga formal -1. El nitrógeno presenta carga formal +1 en las tres estructuras. De acuerdo con los criterios mencionados anteriormente, estas tres estructuras son más estables que la primera, y contribuyen más al híbrido de resonancia.
En cuanto al BF3, cuyas estructuras de Lewis aparecen más arriba, es la I la que más contribuye al híbrido resonante, pues la II presenta separación de carga y además el flúor soporta carga formal positiva, siendo más electronegativo que el átomo de boro. Por ello, se puede afirmar que al ser la forma resonante I de menor energía que II, aquella contribuirá en mayor medida al híbrido de resonancia, es decir, cI > cII. La Figura 2 muestra, de forma cualitativa, el orden energético de las formas resonantes y de la estructura real para las moléculas de ozono y trifluoruro de boro. En aquella las dos formas I y II contribuyen por igual al híbrido resonante, mientras que en ésta una de las formas es más estable en términos energéticos, y por ello contribuye más a la forma resonante.

Figura 2. Orden de energía de las formas resonantes y energías de resonancia para O3 y BF3.
De la Figura anterior puede extenderse como, en el caso de que para una molécula sólo pueda escribirse una estructura de Lewis, ésa es coincidente con la estructura real, y su energía es la de la molécula real, no existiendo contribución de la energía resonante.
El número de oxidación
El concepto de carga formal se basa en la suposición de que todos y cada uno de los enlaces que forma un átomo en una molécula son de tipo covalente. Por el contrario, el número de oxidación es un concepto que nace de la situación opuesta, es decir, del carácter iónico de todos esos enlaces. Se suele definir como la carga iónica efectiva que tendría un átomo si el par de electrones del enlace perteneciera al átomo más electronegativo. Considérese de nuevo el ion NO3-:

Cada átomo de oxígeno (elemento más electronegativo que el N) posee un par de electrones más de los que presenta en su capa de valencia en estado libre (6): por ello el número de oxidación para este átomo es –2. El átomo de N no contaría con ningún electrón y su estado de oxidación es +5. Cuando a un elemento se le asigna un determinado número de oxidación se dice que ese elemento se encuentra en un estado de oxidación específico. Así, cuando el nitrógeno tiene el número de oxidación +5 se dice que presenta el estado de oxidación +5.

En la práctica, los números de oxidación se asignan aplicando las siguientes reglas:
La suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga total de la especie química.
Los átomos en su forma elemental tienen números de oxidación iguales a cero.
Los átomos de los elementos del grupo 1 poseen el número de oxidación +1. Los del grupo 2 el número de oxidación +2. Los del grupo 13, excepto el B, poseen los números de oxidación +3 y +1. Los del grupo 14, excepto el C y el Si, poseen los números de oxidación +4 y +2.
El hidrógeno presenta número de oxidación +1 en sus combinaciones con los no metales y –1 cuando se combina con los metales.
El flúor presenta número de oxidación –1 en todos sus compuestos.
El oxígeno posee los números de oxidación –2 (siempre que no esté combinado con el flúor), -1 cuando está como ion peroxo, O22-, -1/2 en los superóxidos, O2¯ y –1/3 en los ozónidos, O3¯.
Los halógenos poseen el número de oxidación –1 en todos sus compuestos siempre que no se combinen con el oxígeno u otro halógeno más electronegativo.La hipervalencia

Los elementos del periodo 2 cumplen la regla del octeto, pero los del periodo 3 y siguientes muestran desviaciones de la misma. Por ejemplo, la existencia de la molécula de PCl5 sólo se puede explicar, en términos de la teoría de Lewis, si el átomo de P tiene 10 electrones en su capa de valencia. De forma similar, en la molécula de SF6, compuesto muy estable, el átomo de S debe tener 12 electrones en su capa de valencia si cada átomo de flúor está enlazado al átomo central de S mediante un par de electrones. Las especies de este tipo, para las cuales las estructuras de Lewis demandan la existencia de más de 8 electrones en la capa de valencia de uno de sus átomos, se denominan hipervalentes. Aquellas especies cuyas estructuras resonantes incluyan expansiones del octeto, pero que no necesariamente tengan más de 8 electrones de valencia, no son hipervalentes: es el caso del anión sulfato (SO4=), que presenta estructuras de Lewis desde 8 hasta 12 electrones de valencia.
La explicación tradicional de la hipervalencia y de la expansión de la regla del octeto hace uso de los orbitales d vacíos y de baja energía del átomo central, que pueden alojar los electrones adicionales. Según esta explicación, un átomo de P puede acomodar más de 8 electrones en su capa de valencia si hace uso de sus orbitales 3d vacíos. En la molécula de PCl5, por ejemplo, el P usa al menos uno de sus orbitales 3d. La ausencia de la hipervalencia en el segundo periodo es debido a la ausencia de orbitales d en el nivel 2. Un argumento más convincente para explicar esta ausencia podría ser la dificultad geométrica para acomodar más de cuatro átomos alrededor de un átomo central pequeño.

Enlace covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.


Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).
Propiedades de los compuestos covalentes
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía
Electrovalencia y covalenciaTeniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.



La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.


La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

El Enlace Covalente: Teorías de enlace

En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlace covalente: la Teoría del Enlace de Valencia y la Teoría de Orbitales Moleculares. Es preciso hacer notar que ninguna de las dos teorías es "mejor" que la otra, y que cada una de ellas puede ser más adecuada en función del parámetro, del cálculo o de la propiedad que se esté estudiando. Así, por ejemplo, si se trata de determinar la geometría molecular o la energía de disociación, propiedades del estado fundamental de la molécula, es más conveniente emplear la Teoría del Enlace de Valencia. En cambio, si se trata de explicar las propiedades espectroscópicas, es preferible emplear la Teoría de Orbitales Moleculares. En realidad ambas teorías son incluso complementarias, hasta tal punto que no utilizar ambas supondría limitar las herramientas disponibles para el estudio del enlace.

La Teoría del Enlace de Valencia (T.E.V.)

La Teoría del Enlace de Valencia fue la primera teoría, basada en la mecánica cuántica, que se desarrolló para explicar el enlace en las moléculas covalentes. Se puede considerar que expresa el concepto de Lewis del enlace en términos de las funciones de ondas. En 1927, Heitler y London propusieron un tratamiento mecano-cuántico para la molécula de hidrógeno, que fue posteriormente desarrollado por investigadores como Pauling y Slater, entre otros. Lo que aparece a continuación es un resumen del trabajo de Pauling y Coulson.

Como primera aproximación, considérense dos átomos de hidrógeno que se encuentran muy separados entre sí, a distancia infinita, de forma que no hay interacción posible entre ellos. La función de onda que describe al sistema será igual al producto de las funciones de onda que describen a cada átomo por separado:

Ψ = φA(1)φB(2)

donde φA y φB representan a los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno. Cuando se resuelve la ecuación de ondas en función de la distancia de separación entre los átomos, se obtiene un valor de la energía de -24 kJ/mol y una distancia de equilibrio de 90 pm. Los valores experimentales para esta molécula son –458 kJ/mol y 74 pm, respectivamente, lo que indica que esta aproximación dista mucho de representar la situación real.

Una mejora de dicha función, sugerida por Heitler y London, consiste en suponer que los electrones no pueden ser asignados de manera taxativa a los núcleos A y B. Cuando los átomos se aproximan hasta la distancia de equilibrio, no es posible distinguir si el electrón 1 está ligado al átomo A o al átomo B, y lo mismo sucede con el electrón 2. Así pues, una descripción del sistema igualmente válida es la que representa la función de onda Ψ = φA(2)φB(1), en la cual el electrón 2 está en el átomo A y el electrón 1 en el átomo B. Como ambas funciones son igualmente probables, la mejor función que describe al sistema resulta de una combinación lineal de ambas:

Ψ = φA(1)φB(2) + φA(2)φB(1)

Los valores de energía y distancia que se obtienen en este caso son -303 kJ/mol y 86.9 pm. Aunque estos valores aún están lejos de los correspondientes a la molécula real, sí se acercan más que los anteriores. Esta aproximación suele llamarse de intercambio, pues se basa en la posibilidad de que los electrones cambien de núcleo en lo que a asignaciones se refiere.

Una mejora posterior hace uso de la carga nuclear efectiva. Aunque tenemos dos electrones y dos núcleos, cada electrón apantalla al otro en cierto grado, por lo que el empleo de Zef en φA y φB podría mejorar el cálculo. Y así sucede, como se observa en la tabla
Energías y distancias de equilibrio para las funciones de onda de Enlace Valencia (Molécula de hidrógeno)

Función de onda	Energía (kJ/mol)	Distancia (pm)
Ψ = φA(1)φB(2)	24	90
Ψ = φA(1)φB(2) + φA(2)φB(1)	303	86.9
Inclusión de Zef	365	74.3
Contribución iónica	388	74.9
Valores Experimentales	458	74.1

Pero aún es posible incluir una corrección adicional que supone que en algún momento los dos electrones puedan “pertenecer” a un único átomo (A o B) simultáneamente, en lo que comúnmente se denomina la contribución iónica. Aunque es una situación extrema, no lo es menos el suponer que los dos electrones van a estar siempre uno con cada núcleo. Así pues, lo que esto presupone es la existencia de una parte iónica en un enlace covalente:


H-H H+ H- H- H+

covalente iónica


Entonces puede escribirse la siguiente función de onda molecular:

Ψ = φA(1)φB(2) + φA(2)φB(1) + λ φA(1)φA(2) + λ φB(1)φB(2)


en la que los dos primeros términos representan la estructura covalente y los dos siguientes las estructuras iónicas. Como los dos electrones tienden a repelerse entre sí, la probabilidad de encontrar a los dos sobre el mismo núcleo es inferior y por eso la contribución iónica pesa menos que la covalente ( λ < 1). Esta ecuación puede escribirse también de la forma siguiente:

Ψ = φcov + λ φ H+ H- + λ φ H- H+

Resulta obvio que esta función de onda puede modificarse por adición de términos que acerquen los cálculos hasta los valores experimentales. De hecho, se ha publicado una función Ψ con 100 términos que acerca el valor de la energía hasta el límite de 0.01 kJ/mol.