Enlace Químico y Estabilidad

A lo largo del siglo 19, entretanto se formulaba la teoría atómica, se sucedieron con mayor o menor grado de acierto, suposiciones sobre la naturaleza de las fuerzas que mantienen unidos los átomos en los compuestos químicos.

Una de las hipótesis más aceptadas fue la de Berzelius, según la cual las combinaciones químicas obedecen al principio de atracción entre cargas eléctricas de signos opuestos.

Un enlace químico entre dos átomos se establece cuando la fuerza de unión entre ellos es suficiente para dar origen a un agregado estable, que puede ser considerado como especie molecular independiente. Apenas los gases nobles o inertes (helio, argón, neón, criptón y xenón) y los metales en estado gaseoso presentan estructura interna configurada por átomos aislados.

Las demás substancias químicas puras se construyen de mas de un átomo del mismo elemento químico (substancias simples como el oxígeno, de formula molecular O2) o de átomos de elementos químicos diferentes (substancias compuestas, como el agua, de formula molecular H2O, con 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno).

La cantidad de enlaces que el átomo de un elemento puede efectuar simultáneamente expresa su capacidad de combinarse, también llamada valencia. Cada elementos presenta normalmente, un número fijo y limitado de valencias.

Se distinguen varios tipos de enlaces químicos: electrovalente (o iónica), covalente, metálica y la ligación que se establece por puente de hidrógeno. Según la teoría de octeto enunciada por el científico americano Gilbert Newton Lewis, los átomos al combinarse tienden a asumir la estructura electrónica del gas noble que les es más próximo en la tabla periódica. Los enlaces químicos son, por tanto, la solución para una configuración electrónica estable.

La diferencia entre las cantidades de energía necesarias para arrancar un electrón de un átomo, desempeña un papel fundamental en la construcción de los enlaces químicos. En los metales alcalinos, esa energía es mínima. Los elementos de ese grupo presentan por tanto, gran reactividad, o sea, que se unen fácilmente a otros elementos. Ya, los gases nobles, en que la energía necesaria es máxima, presentan gran dificultad para formar combinaciones, motivo por el cual son llamados gases inertes.

Enlace electrovalente o iónico. Albrecht Kossel observó en 1916, el cambio brusco de propiedades entre los elementos que preceden y los que se suceden inmediatamente a los gases nobles en la clasificación periódica de los elementos, hecho que dio origen a su teoría de enlace iónico. Según Kossel, la estructura electrónica de un gas noble es óptima y estable, como resultado de la perfecta distribución de los electrones en su entorno. Así los elementos del grupo de los halógenos (flúor, cloro y bromo) y los calcógenos (oxígeno y azufre), que presentan en su ultima capa menos electrones que los gases nobles, se caracterizan por una gran afinidad electrónica, o capacidad de captación de las partículas elementales. Al contrario, los alcalinos (sodio y potasio), alcalino térreos (calcio y magnesio) y los metales en general tienen fuerte tendencia a perder electrones para adquirir una estructura estable.

Cuando se unen átomos con comportamientos electrónicos opuestos, la transferencia de electrones da origen a átomos eléctricamente cargados, los iones: cationes átomos que al ceder electrones adquieren carga positiva; y aniones, átomos que reciben electrones y adquieren carga negativa.

El enlace iónico así verificado, característica de las sales alcalinas y alcalino térreas, se sustenta principalmente en las fuerzas de atracción electroestática, mas allá que sea también importante la energía de la combinación que se forma, llamada energía de red o reticular.

Enlace covalente: Cuando dos átomos comparten un par de electrones prácticamente de la misma manera, se produce entre ellos un enlace covalente. Esta unión, que se verifica en átomos de naturaleza semejante, es la más común en los compuestos orgánicos. También forman enlace covalente las moléculas biatómicas de gran estabilidad de oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, flúor y cloro.

El par de electrones que participa del enlace, puede quedar más próximo del átomo que ejerce sobre el la mayor fuerza de atracción. Este enlace, llamado covalente polar, forma un pequeño dipolo eléctrico, mas allá que la molécula, en conjunto, sea neutra. El agua y el amoníaco son ejemplos de compuestos de este tipo. Las substancias polares que contienen hidrógeno, pueden presentar ocasionalmente en su estructura molecular los llamados puentes de hidrógeno.

Enlace metálico: Desde el punto de vista químico, los metales se caracterizan por poseer pocos electrones en la capa exterior del átomo. Según la teoría de enlace metálico, estos electrones forman una “nube electrónica”, que ocupa franjas limitadas en el interior del metal, las llamadas zonas de Brillain y pueden pasar fácilmente de una parte a otra lo que justifica la relativa libertad de la que disfrutan dentro de la red. El sólido metálico sería así formado por los núcleos de los átomos sumergidos en esa nube electrónica que pertenece al conjunto.

Enlace por puente de hidrógeno: En las moléculas formadas por átomos de hidrógeno unidos a elementos con fuerte afinidad por electrones, los átomos de hidrógeno son atraídos simultáneamente por varios otros átomos y forman puentes de hidrógeno.

Este tipo de enlace explica la estructura y el comportamiento de varios hidruros, o combinaciones de hidrógeno con átomos de alta afinidad electrónica, como el flúor (del cual resulta el hidruro de flúor), el oxígeno (en la molécula de agua) y el nitrógeno (que da origen al amoníaco). Debido a esta asociación, tales hidruros poseen puntos de fusión y ebullición más altos que lo esperado. El enlace por puente de hidrógeno también puede explicar por que el hielo flota en el agua: su densidad es menor porque los puentes de hidrógeno forman espacios vacíos en la estructura reticular del hielo que no existen en estado líquido.

Enlaces y reacciones químicas. Las substancias químicas son formadas por moléculas compuestas de átomos, unidos entre si por medio de enlaces químicos. La energía almacenada por estos enlaces, sumada a la red molecular del conjunto, determina la estabilidad de estos enlaces

Una reacción química rompe los enlaces existentes entre los átomos de las substancias iniciales o reactivas, para darle origen a productos finales de la reacción, por medio de nuevos enlaces.

La viabilidad de una reacción es dada por el balance global de las energías que participan en el proceso. Es necesario que exista una energía inicial suficiente para eliminar la estabilidad de los enlaces de los reactivos y que los productos finales tengan carácter altamente estable. En caso contrario, se reconstituyen las substancias iniciales.

Actualmente son conocidas muchas excepciones a la regla del octeto. La mayoría de los metales de transición, por ejemplo, no adquiere configuración de gas noble en sus compuestos. Por esto, la regla del octeto debe ser encarada como orientación general, pero no puede ser considerada como ley natural.

Conociendo este hecho, podemos clasificar los elementos así:

1)      Metales – Son aquellos que poseen 1, 2, o 3 electrones en la capa de valencia. La tendencia de los metales es a perder  estos electrones.

a) ₁₉K: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

₁₉K1+: ¹s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

b) ₂₀Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

₂₀Ca²+: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

2)      No metales – Son aquellos que poseen 4, 5, 6 o 7 electrones en la capa de valencia. La tendencia de los no metales es recibir electrones.

a) ₁₆S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

₁₆S 2–: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

b) ₉F: 1s² 2s² 2p⁵

₉F-: 1s² 2s² 2p⁶

A pesar de estar en la familia 1A, el hidrógeno (H) no es un metal, o sea, no posee tendencia de perder su único electrón. En verdad, el átomo de hidrógeno tiende a recibir un electrón, quedándose así con una configuración electrónica igual a la del gas noble Helio (He)

Como la pérdida de un electrón originaría un sistema sin electrones, el ión H⁺ no es estable en estado aislado.