Enlaces covalentes

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Enlace químico es la unión que aparece entre átomos para formar unidades de rango superior, tales como moléculas o redes cristalinas. Desde mediados del siglo XIX han ido surgiendo diversas teorías para explicar el enlace químico, que han intentado responder a diversas preguntas imprescindibles para comprenderlo en su totalidad: 
• ¿Por qué se forma un enlace?
 • ¿Por qué los diferentes elementos presentan distinto número de enlace? 
• ¿Por qué los valores de los parámetros moleculares? 
Aspectos geométricos y energéticos. Las teorías más sencillas para explicar el enlace químico se basan en la tendencia a adquirir la configuración de capa de valencia de los gases nobles (He{1s2 }, resto{ns2 p6 }), debido a la estabilidad que presentan éstos, que en condiciones normales no reaccionan presentándose como gases monoatómicos. La pasividad de los gases nobles a reaccionar sugiere que sus configuraciones electrónicas deben ser más estables que las de otros elementos. * Kossel (1916) propuso la “Regla del Octeto”: Los átomos al unirse tienden a adquirir las configuraciones de capa de valencia de los gases nobles mediante transferencia de electrones. * Lewis (1923) propone que “dos átomos también pueden cumplir con la regla del octeto por compartición de pares de electrones”. Lewis propuso que la compartición de un par electrónico constituía un enlace químico. * La tendencia a la adquisición de la configuración de capa de valencia de gas noble, según Kossel, se satisface de diferente modo según los distintos elementos: • Mediante pérdida de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan carácter metálico y bajos valores de energía de ionización; (ej.: alcalinos y alcalinotérreos). Tienden a formar cationes. • Mediante adquisición de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan carácter no metálico y elevados valores de afinidad electrónica; (ej.: familia del oxígeno y halógenos). Tienden a formar aniones. Entre estos iones de diferente carga (de átomos con electronegatividades muy diferentes) surge el enlace iónico. * Otros átomos (de electronegatividades similares) enlazan entre sí compartiendo pares de electrones, dando lugar al enlace covalente. 
La mayor parte de todo este desarrollo teórico para explicar el enlace químico tuvo lugar antes del desarrollo de la mecánica cuántica, cuando el único modelo disponible para comprender el comportamiento de los electrones en los átomos era el del átomo de Bohr. Este modelo representaba una imagen del movimiento electrónico demasiado rudimentaria para poder explicar convenientemente la formación de un enlace covalente. Sólo la mecánica cuántica puede explicar adecuadamente el comportamiento de los electrones en los átomos y en las moléculas. Así, la Teoría del enlace químico se basa en la Mecánica Cuántica.
 * Para comprender el enlace químico es imprescindible explicar por qué surge una atracción neta entre los núcleos. Uno de los principios que hay que aplicar a las moléculas es el de la atracción culómbica entre los electrones negativos y los núcleos positivos; esta atracción estará compensada por la repulsión entre los núcleos y entre los propios electrones de los distintos átomos que forman la molécula. Por lo tanto, para comprender el enlace químico es necesario determinar cómo todas esas interacciones culómbicas (de atracción y de repulsión) dan lugar a una atracción neta entre núcleos. La tarea de los electrones es apantallar recíprocamente los núcleos de los átomos enlazados para que resulte una atracción neta. Tema 5: El enlace iónico - 4 - * En una primera aproximación a los tipos de enlace aparecen claras diferencias, pudiéndose distinguir dos tipos límite de enlace químico: 
• Enlace iónico: Uno o más electrones se transfieren de un átomo electropositivo a otro electronegativo. La distancia entre los iones es suficientemente grande como para que las funciones de onda electrónicas de cada ión no solapen con las del otro; resultando una distribución esférica de carga alrededor de cada núcleo. La interacción culómbica neta entre todos los electrones y el núcleo del catión (Na+ ) con todos los electrones y el núcleo del anión (Cl- ) viene dada por la ley de Coulomb usando sólo las cargas netas de los dos iones formados. Como ambos iones tienen cargas netas de signo opuesto, la interacción neta es una atracción. Como resultado, los dos iones tienen menor energía cuando están juntos (interaccionando) que cuando están separados, por lo que se produce el enlace químico.
* Cationes: (Metales)
 + Los alcalinos (M+ )
 + Los alcalinotérreos menos el Be (M2+) 
+ A veces los del grupo 13 menos B (M+ ) 
+ En algunos casos Sn y Pb (Gr. 14) (M2+) 
* Aniones: (No metales)
 + Los halógenos (X- ) 
+ Los del grupo 16 (X2-) 
+ En algunos casos N (Gr. 15) (X3-)
3.1. Enlace iónico
Los electrones se transfieren completamente de un átomo otro. En el proceso de perder o ganar electrones, los átomos reaccionan a formar iones. Los iones están cargados de modo que aquellos de carga opuesta se atraen por fuerzas electroestáticas que son las bases del enlace.
Un enlace iónico puede formarse por una reacción redox, donde átomos de un elemento, usualmente un metal, presentan una energía baja de ionización, liberan algunos de sus electrones para alcanzar una configuración estable. Se forma el catión. Otro átomo acepta el electrón, por ser un elemento electronegativo, para ganar una configuración estable y se convierte en un anión.
El sodio al perder su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro, al ganar un electrón se hace más grande. Una vez que han reaccionado ambos, se mantienen unidos gracias a las fuerzas electroestáticas, formando el enlace.
Características
•	Entre metales y no metales.
•	Se disuelven fácilmente en agua y otros solventes polares.
•	Conducen electricidad cuando se encuentran en solución.
•	Tienden a forma sólidos cristalinos a temperaturas muy altas.
•	Las fuerzas intermoleculares en los sólidos son muy fuertes, de tal manera que hacen que los compuestos tengan una temperatura alta de fusión (entre 300 °C y 1000 °C)
•	Se forma una red de cristales donde los elementos están alternados por capas.
•	Los electrones ganados en un átomo pueden estar más cercanos al núcleo del nuevo átomo que al original, con un menor estado energético, efectivamente más cercano a una mayor carga nuclear.
•	Dado que la fuerza que los une es de corto alcance, no superan fracturas en los cristales.
•	Para mantener la carga neutra, la relación estequiométrica se mantiene.
•	El enlace se forma sólo si el balance de energía es favorable.
•	El sodio pierde su electrón más externo y genera una configuración electrónica estable, ese electrón entra al átomo de flúor exotérmicamente.
•	Los iones cargados opuestamente son atraídos uno a otro y forman un sólido.
•	La estructura del sólido es de capas y la carga relativa de iones y el tamaño de los elementos determinan su forma.
•	En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones muy fijas en la red.
 
3.2. Energía reticular de los compuestos iónicos
La energía reticular, también conocida como energía de red, es la energía que se necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo iónico en sus respectivos iones gaseosos. También se puede decir que la energía reticular es la energía que se consigue a través de la formación de un compuesto de tipo iónico partiendo siempre de sus iones gaseosos.
Este tipo de energía muestra la estabilidad que tiene las redes cristalinas, y viene medida como energía/mol, teniendo las mismas unidades de medida que tiene la entalpía estándar (∆Hº), es decir KJ/mol, aunque de signo opuesto.
La energía reticular es imposible de medir de forma directa, sin embargo, conociendo la estructura y la composición que tenga el compuesto iónico que queramos estudiar, podemos calcular o al menos aproximarnos a ella medianteuna ecuación que da el modelo iónico, basado en la Ley de Coulomb, entre otras. También existe la posibilidad de calcular la energía reticular de manera indirecta mediante los ciclos termodinámicos.
El modelo iónico es aquel que se encuentra formado por cationes y aniones a través de fuerzas electrostáticas, siempre que estemos hablando del estado sólido. Este caso concreto es válido solamente si existe bastante diferencia de electronegatividad entre los elementos que forman el compuesto.
En un sólido iónico, los electrones se encuentran localizados en los correspondientes iones, estando bajo la influencia solamente de sus respectivos núcleos. No hay deslocalización de los electrones como podría ocurrir en el caso de los sólidos de tipo metálicos, ni siquiera hay compartición de electrones como en el caso de los sólidos de tipo covalente. La localización de los electrones tiene como consecuencia la no conducción de la corriente eléctrica para los sólidos iónicos, pero si son aislantes.
La ecuación que viene tras aplicar dicho modelo es:
Uo = -( Na . A . Z^+ . Z^- .q^2 ) / 4πєo . do . ( 1-1/n)
De donde Na es el número de Avogadro y A es la constante de Madelung, la cual varía según la estructura que tenga el compuesto iónico en estudio, Z^+ es decir la carga del catión y en el caso negativo la carga del anión. La carga del electrón viene representada con la letra q, єo es la permisividad del vacío, do la distancia que existe entre el anión y el catión, y por último n, hace referencia a los exponentes de Born.
La energía reticular se puede conocer de manera experimental indirectamente a través de la aplicación de la ley de Hess (caso particular del primer principio de la termodinámica). Cuando se usa este caso se conoce como ciclo de Born-Haber, el cual consiste en examinar un ciclo termodinámico que es resultado de considerar la energía que participa en la formación del compuesto iónico de tipo sólido, así como también se puede explicar como la energía a partir de los elementos que forman el compuesto estándar, o aquella que se transfiere en la formación de los compuestos partiendo siempre de los elemento que se encuentran en estado estándar pero siguiendo un camino distinto que está formado por diferentes etapas:
En primer lugar el proceso de formación de los átomos que se encuentran en estado gaseoso partiendo de los elementos siempre en su estado estándar. En este paso por regla general se tiene en cuenta las energías que se encuentran asociadas a la sublimación, y vaporización de los distintos elementos que forman el compuesto, y por lo tanto dependerá del estado de agregación en el que se encuentren cada uno de ellos.
En la segunda etapa tiene lugar la formación de iones estables, los cuales se encuentran en el retículo iónico del cual parten los elementos que se encuentran en estado gaseoso. En este paso se encuentran implicadas la energía de ionización, así como la afinidad electrónica de los elementos implicados.
En el tercer paso tiene lugar la formación de la red cristalina partiendo de los iones gaseosos y estables. La energía que se desprende cuando se forma un compuesto partiendo de un metal y de un no metal.
3.2.1 Ciclo de Born- Haber para determinar energías reticulares
Cuando se forma un compuesto iónico a partir de los sus iones, se desprende una gran cantidad de energía. Esta energía recibe el nombre de energía reticular. En concreto, se puede definir la energía reticular como la energía liberada cuando se forma un mol de compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso:
 
Cuanto mayor sea la energía liberada en el proceso, más estable será la red cristalina en cuestión.
Además de experimentalmente, dicha energía reticular se puede calcular a partir de la llamada ecuación de Born-Landé: 
 
No obstante, esta ecuación depende de algunas constantes, como la constante de Madelung, A, o n, el coeficiente de compresibilidad, cuyos valores no siempre se conocen con precisión. Por este motivo, se puede recurrir para la determinación de la energía reticular, a un ciclo termodinámico que recibe el nombre de Ciclo de Born-Haber.
Este ciclo se basa, por así decirlo, en desglosar el proceso global en un conjunto de procesos parciales.
La reacción química global que tendrá lugar para la formación del compuesto iónico, será aquella en la que se parte de las sustancias más estables en la naturaleza (a temperatura ambiente) para los elementos que forman la red cristalina. Siguiendo con el ejemplo del cloruro sódico, la forma más estable del sodio puro en la naturaleza es el sodio metálico, sólido, Na(s). Para el cloro, la forma más estable es el cloro gaseoso diatómico, Cl2(g). La reacción será:
 
En esta reacción se desprende cierta cantidad de energía, debido a que el NaCl es más estable que el Na(s) y el Cl2(g) por separado. A esta energía que se desprende, la llamamos variación de entalpía de formación, concepto en el que profundizaremos en el tema de termodinámica.
Por otra parte, también hemos definido la energía reticular de la red iónica, que es generalmente lo que deseamos calcular mediante este Ciclo de Born-Haber, como la energía desprendida cuando se forma un compuesto iónico a partir de los iones en estado gaseoso:
 
La combinación de ambas ecuaciones mediante pasos intermedios constituye el Ciclo de Born-Haber que, para este caso, se puede escribir como:
 
Veamos qué significan algunos de los parámetros que aparecen en este ciclo y aún no hemos comentado:
ΔHsub: entalpía de sublimación del sodio. Como inicialmente tenemos el sodio en estado sólido, y en la ecuación de la energía reticular aparece en estado gaseoso y catiónico, debemos aportar dicha energía de sublimación para pasarlo de sólido a gas.
EI: energía de ionización del sodio. Una vez que se halla en estado vapor, el sodio debe ionizarse, lo cual implica perder un electrón para quedar como catión sodio.
ΔHdis: entalpía de disociación del cloro. Puesto que el cloro se halla en forma gaseosa pero diatómica, deben romperse las moléculas de Cl2 para tener átomos gaseosos independientes. Puesto que tenemos 1/2 mol de Cl2, debemos poner también 1/2 delante de dicha entalpía (sólo necesitaremos la mitad, ya que esta energía vendrá dada en kJ/mol).
AE: afinidad electrónica del cloro. Una vez que el cloro se ha disociado y se halla como átomos individuales, pero neutros, deben captar un electrón para quedar como aniones cloro, desprendiendo una energía que conocemos como afinidad electrónica.
Todas estas variables energéticas que aparecen en esta ecuación final son fáciles de obtener y suelen estar tabuladas, por lo que podremos calcular la Ur del cristal más fácilmente que con la ecuación de Born-Landé.
Así, finalmente, a partir del Ciclo de Born-Haber podemos plantear una ecuación, ya que la energía del proceso global, ΔHf, es igual a la suma de las energías de todos los procesos parciales implicados:
3.2.2 Energía reticular y las formas de los compuestos iónicos
La energía reticular o energía de red es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. En otras palabras, es la energía que se obtendría de la formación de un compuesto iónico a partir de sus iones gaseosos. Muestra la estabilidad de la red cristalina. La energía reticular presenta dimensiones de energía/mol y las mismas unidades que la entalpía estándar ( ), pero de signo contrario, es decir kJ\ /mol.
No es posible medir la energía reticular directamente. Sin embargo, si se conoce la estructura y composición de un compuesto iónico, puede calcularse, o estimarse, mediante la ecuación que proporciona el modelo iónico y que se basa entre otras leyes en la Ley de Coulomb. Alternativamente, se puede calcular indirectamente a través de ciclos termodinámicos.
El modelo iónico, es decir, el que considera al sólido iónico como formado por cationes y aniones unidos por fuerzas electrostáticas, es un caso límite de enlace en sólidos y es válido, solamente, cuando existe una gran diferencia de electronegatividadentre ambos elementos.
En un sólido idealmente iónico, los electrones se encuentran incompletamente localizados en los iones correspondientes y sujetos sólo a la influencia de susnúcleos respectivos. No existe deslocalización de electrones como en el caso de los sólidos metálicos ni compartición de los mismos como en los sólidos covalentes. Como consecuencia de esta estricta localización de los electrones, los sólidos iónicos no conducen la corriente eléctrica, por lo que son aislantes.
La ecuación que resulta de aplicar dicho modelo resulta ser:
 
Donde es el número de Avogadro, la constante de Madelung, que varía dependiendo de la estructura del compuesto iónico, la carga del catión y la carga del anión, la carga del electrón, la permitividad del vacío, la distancia entre el anión y el catión y los exponentes de Born.
Teoría del enlace de valencia
En química, la teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas. La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría de los orbitales moleculares.
La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo y paramagnetismo) de una forma más directa, aunque la teoría de enlace de valencia en una forma complicada genera los mismos resultados. La teoría del enlace de valencia ve las propiedades de aromaticidad en las moléculas que la presentan como debidas a la resonancia entre las estructuras de Kekulé, Dewar y posiblemente iónicas, mientras que la teoría de orbitales moleculares las ve como la deslocalización de los electrones π. Las matemáticas subyacentes también son algo más complicadas, limitando el tratamiento por medio de la teoría de enlace de valencia a moléculas relativamente pequeñas. Por otra parte, la teoría del enlace de valencia provee una descripción más fácil de visualizar de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces durante el curso de una reacción química. En particular, la teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría de orbitales moleculares en su forma simple predice la disociación en una mezcla de átomos y iones.
Recientemente, algunos grupos han desarrollado lo que frecuentemente se llamaba teoría moderna del enlace de valencia. Esta teoría reemplaza el traslape de orbitales atómicos con el traslape de orbitales de enlace de valencia que se expande por toda la molécula. Las energías resultantes son más competitivas cuando se introduce correlación electrónica basada en las funciones de onda de referencia de Hartree-Fock. 
Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es la condición de máximo solapamiento que conduce a la formación de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se usa para explicar la formación de enlaces covalentes en muchas moléculas.
Por ejemplo en el caso de la molécula F2, el enlace F-F está formado por el solapamiento de orbitales p de dos átomos de flúor diferentes, cada uno conteniendo un electrón desapareado. Dado que la naturaleza de los orbitales es diferente en las moléculas de H2 y F2, la fuerza de enlace y la longitud de enlace diferirán en ambas moléculas.
En una molécula de HF, el enlace covalente está formado por el solapamiento del orbital 1s del H y 2p del F, cada uno conteniendo un electrón desapareado. La compartición mutua de los eletrones entre H y F resulta en la formación de un enlace covalente entre ambos.
Hibridación de orbitales atómicos.
 Combinación de al menos dos orbitales atómicos no equivalentes, por ejemplo un orbital s y un orbital p, correspondientes al mismo átomo   (por lo general al átomo central) para formar nuevos orbitales llamados orbitales híbridos. Esta “mezcla de orbitales” es un procedimiento matemático que se llama combinación lineal de funciones (en este caso monocéntricas). El número de orbitales orbitales híbridos obtenidos es igual al número de orbitales atómicos puros que se combinan en el proceso de hibridación. Los enlaces covalentes se forman entonces por el traslape de: ‐ Orbitales híbridos con orbitales atómicos puros. ‐ Orbitales híbridos con otros orbitales híbridos. Por ejemplo:
Teoría de enlace covalente
La Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) es la segunda aproximación al estudio del enlace covalente, y la más ampliamente empleada para explicar la estructura y la geometría de muchos sólidos inorgánicos. El punto de partida consiste en asumir que si los dos núcleos implicados en el enlace se ubican a la distancia de equilibrio, los electrones se alojarán no en orbitales atómicos de cada elemento, sino en orbitales moleculares, que son análogos a los atómicos, y que presentan características similares, como se verá más adelante. Esta analogía es de tal grado que al igual que ocurría con los átomos polielectrónicos, no es posible resolver la ecuación de Schrödinger de forma exacta para la molécula, y de nuevo hay que recurrir a métodos aproximados para conocer la forma de las funciones de onda que representen los mencionados orbitales moleculares.
Uno de los métodos más empleados es el que hace uso de las Combinaciones Lineales de Orbitales Atómicos (CLOA). Esta aproximación puede entenderse de forma simple si se piensa que cuando un electrón esté cerca de uno de los núcleos, es decir, cuando esté “controlado” por un núcleo, su función de onda será muy similar a la de un orbital atómico. Los orbitales moleculares de la molécula de H2 se obtienen de forma aproximada mediante la combinación lineal de los orbitales atómicos 1s de cada átomo de hidrógeno. Únicamente se pueden escribir dos combinaciones lineales:
Ψ+ = cAφA +cBφB
Ψ- = cAφA – cBφB
Los coeficientes ci que aparecen en la combinación lineal reflejan la contribución de cada orbital atómico al orbital molecular: cuanto mayor sea el valor del coeficiente mayor será la participación del orbital atómico en el molecular. 
Para la molécula de H2 la contribución de ambos orbitales atómicos a los orbitales moleculares es la misma, esto es, cA = cB = 1, de forma que las expresiones matemáticas de las funciones de onda se pueden simplificar:
En la figura anterior se representan las funciones Ψ+ y Ψ- (parte radial) frente a la distancia internuclear. La función Ψ+ concentra la densidad electrónica entre los dos núcleos, debido a una interferencia constructiva φA y φB, lo que aumenta la amplitud en la región internuclear. Por el contrario, la función de onda Ψ- concentra la densidad electrónica fuera de la zona comprendida entre los dos núcleos. La interferencia de tipo destructivo entre las funciones de onda φA y φB cancela sus amplitudes y da lugar a la formación de un plano nodal en la región internuclear. Obviamente, la molécula será más estable si los electrones se encuentran en el orbital Ψ+, porque esto origina un aumento de la atracción electrón-núcleo y una disminución de las repulsiones nucleares. La combinación Ψ+ = φA + φB corresponde al orbital molecular de menor energía y se denomina orbital molecular enlazante, que ahora se representa como Ψe. Por el contrario, la combinación Ψ- = φA – φB, representa al orbital molecular de mayor energía denominado orbital molecular antienlazante (Ψa). Las energías relativas de los dos orbitales moleculares se muestran en la siguiente figura, que constituye un ejemplo de lo que se conoce como Diagrama de Orbitales Moleculares o Diagrama de Niveles de Energía.
De forma análoga a las limitaciones en el caso de átomos, el principio de exclusión de Pauli limita a dos el número de electrones que pueden ocupar un orbital molecular, lo que obliga asu apareamiento. La molécula de H2 posee una energía menor que los dos átomos de H por separados porque los dos electrones ocupan el orbital molecular enlazante y ambos contribuyen a una disminución de la energía del sistema.
En definitiva, el enlace en la molécula de hidrógeno puede ahora explicarse en función de la formación de dos orbitales moleculares a partir de dos orbitales atómicos. De forma general, N orbitales atómicos pueden conducir a la formación de N orbitales moleculares. Los electrones ocuparán los Orbitales moleculares siguiendo las mismas reglas que las especificadas para las configuraciones electrónicas de los elementos.
Geometría molecular.
Es el arreglo, en tres dimensiones, de los átomos que constituyen a una molécula. Determina las propiedades de un compuesto como reactividad, Geometría molecular: p p p polaridad, estado, color, magnetismo, actividad biológica… Se puede conocer por métodos espectroscópicos, de difracción, y con programas basados en la Mecánica Cuántica.
Modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV)
Geometría Molecular y Enlace Químico Estructura
Explica la distribución geométrica basándose en la repulsión que ocurre entre los pares electrónicos alrededor del átomo central. El par de electrones del enlace o del par solitario se toma como un todo electrostático. La disposición espacial de mínima energía es aquella que minimiza las interacciones electrostáticas repulsivas, de manera que determina la mayor separación física entre las cargas eléctricas del mismo signo.
Considera tres tipos de interacciones entre los pares electrónicos de una molécula:
Repulsión par libre ‐ par libre
Repulsión par libre ‐ par enlazante
Repulsión par enlazante ‐ par enlazante