Si bien la mayoría de los elementos tienden a
combinarse unos con otros, los elementos clasificados en el grupo VIII de la
tabla, llamados gases raros, nobles o inertes, son una excepción. Éstos no
reaccionan y sus átomos se encuentran al estado libre en la naturaleza. Los
químicos buscaron en la configuración electrónica de los gases nobles la
explicación a su inercia, o incapacidad de reaccionar. Encontraron que los
gases nobles tienen su último nivel electrónico completo, esto es: con el
número máximo de electrones admisible para ese nivel. El resto de los
elementos, pertenecientes a otros grupos de la tabla periódica, posee su último
nivel incompleto. Concluyeron, entonces, que lo que determina que un átomo sea
inestable y reaccione con otros es la “necesidad” de completar su nivel
electrónico más externo. Al formar una unión química, un átomo inestable
“consigue” el número de electrones que le confiere la estabilidad. Esta
explicación se conoce como “teoría del octeto de Lewis”, dado que, en muchos
casos, ocho es el número de electrones del último nivel con el cual un átomo se
hace estable. Cuando un átomo se enlaza con otro tiende a adquirir la
configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.
Los electrones de la última capa electrónica de
un átomo, responsables de la reactividad química del mismo, se denominan
electrones de valencia (éstos no deben confundirse con el “número de valencia”
que definiremos más adelante).
Las uniones o enlaces químicos interatómicos se
clasifican en dos tipos fundamentales: iónicos y covalentes. Los enlaces
covalentes pueden ser polares o apolares.
El tipo de enlace que se establezca entre los
átomos depende de una propiedad llamada electronegatividad. La
electronegatividad mide la capacidad de un átomo de atraer electrones. Cada
elemento tiene un valor de electronegatividad (que figura en la tabla
periódica). La diferencia de electronegatividad entre los átomos que
interaccionan determina el enlace que se establece entre ellos, según la
siguiente escala:
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La diferencia de electronegatividad es marcada
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el enlace es iónico
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La diferencia de electronegatividad es
intermedia
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el enlace es covalente polar
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La diferencia de electronegatividad no existe
o es pequeña
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el enlace es covalente apolar
|
Las uniones iónicas ocurren cuando reaccionan un
metal, como el sodio y un no metal, como el cloro. Los metales son elementos
con baja electronegatividad (electropositivos) y tienen tendencia a ceder
electrones, mientras que los no metales tienen una electronegatividad alta
(electronegativos) y tienen tendencia a captar electrones.
Al encontrarse un átomo de sodio con uno de
cloro, éste atrae el electrón de valencia del sodio. Así, el cloro adquiere el
electrón que le faltaba para estabilizar su nivel 3. Al mismo tiempo, el sodio,
despojado de su electrón, queda con dos niveles electrónicos. Ahora, su nivel 2
pasa a ser el más externo, quedando estabilizado con sus 8 electrones. Como
consecuencia de la cesión de un electrón del sodio al cloro, tanto uno como
otro se convierten en iones.
Un ión es una partícula con carga eléctrica. El
sodio se transforma en un catión (ión con carga positiva), pues conserva sus 11
protones, pero posee solamente 10 electrones. El cloro, por su parte, queda
convertido en un anión (ión con carga negativa), pues posee 17 protones y 18
electrones.
Como las partículas de carga opuesta se atraen,
el catión sodio y el anión cloruro (nombre del anión derivado del cloro)
permanecen juntos, formando un compuesto iónico: la sal cloruro de sodio (sal
de mesa). La fuerza que los mantiene unidos se denomina enlace iónico.
A diferencia de los enlaces iónicos, en los
cuales un átomo cede electrones y otro los capta, en los enlaces covalentes los
átomos comparten pares de electrones. Por ejemplo, los átomos de Hidrógeno que
forman las moléculas de H2 (gas hidrógeno) establecen entre sí una unión
covalente.
Para esquematizar una unión covalente, es útil
el diagrama de Lewis, que consiste en representar el núcleo y las capas
electrónicas interiores de un átomo mediante su símbolo químico, y dibujar a su
alrededor los electrones de valencia, escogiendo para ello un signo como punto,
cruz u otros.
Dado
que los átomos de Hidrógeno poseen 1 electrón en su nivel 1, alcanzan la
estabilidad con 2 electrones, que es el número máximo admitido por ese nivel,
adoptando así la estructura del Helio, el gas noble más cercano (Z =2). A cada
átomo le falta un electrón para estabilizarse, pero como tienen la misma
electronegatividad, el electrón no es cedido por ninguno de ellos. Por lo
tanto, se forma un par de electrones que se comparte entre ambos núcleos. El
par de electrones compartido mantiene juntos y estables a los átomos formando
una unión covalente.
En el
caso del gas oxígeno (O2), los átomos que forman la molécula comparten dos
pares de electrones, dado que los átomos de Oxígeno tienen 6 electrones de
valencia en el nivel 2, el cual se satisface con 8 electrones.
Como se desprende de los casos anteriores, en
las uniones covalentes pueden ser compartidos uno o más pares de electrones, lo
que permite clasificarlas en simples, dobles, etc.
La unión covalente simple entre los átomos de
Hidrógeno del H2 y la unión covalente doble entre los átomos de Oxígeno del O2
son uniones covalentes apolares o no polares. Se denomina así a las uniones en
las cuales los pares de electrones compartidos son atraídos con la misma fuerza
por los núcleos que los comparten, de manera que los electrones no tienden a
acercarse más a un núcleo que al otro, sino que se reparten equitativamente
entre ambos. Esto ocurre cuando los átomos que establecen la unión covalente
pertenecen al mismo elemento, o sea que tienen la misma electronegatividad,
pero también puede darse entre elementos diferentes, por ejemplo entre Carbono
e Hidrógeno, porque la diferencia de electronegatividad entre ellos es pequeña.
Las sustancias formadas por moléculas cuyos enlaces interatómicos son
covalentes apolares, se conocen como sustancias apolares.
En otros casos, los enlaces covalentes se establecen
entre átomos de elementos con diferencia de electronegatividad intermedia: ni
tan acentuada como para producir la ionización, ni tan pequeña como para
generar un enlace covalente apolar, en el cual los electrones compartidos están
a igual distancia de ambos núcleos.
En estos casos ocurren uniones covalentes
polares. En las uniones covalentes polares, cada átomo aporta un electrón para
formar el par que se comparte, pero éste resulta atraído más fuertemente por
uno de los dos átomos, el que corresponde al elemento con mayor
electronegatividad. Así, los electrones tienden a ubicarse en un polo de la
molécula, generando una zona de densidad eléctrica negativa, mientras que el
otro polo de la molécula queda desprovisto de electrones, convirtiéndose en un
polo de densidad eléctrica positiva. Las moléculas en las cuales hay uniones
covalentes polares son dipolos, y las sustancias por ellas formadas son
compuestos polares. Es importante diferenciar un compuesto polar de un ión. En
el compuesto polar, la cantidad total de cargas positivas (protones) y
negativas (electrones) está balanceada, aunque la densidad de electrones sea
mayor en una parte de la molécula. Un ión, en cambio, es una partícula que
cedió o ganó uno o más electrones, por lo cual sus cargas positivas y negativas
no están balanceadas y se dice que tiene carga neta (negativa o positiva).
El Oxígeno, por ser un elemento muy
electronegativo, forma uniones covalentes polares con otros elementos menos
electronegativos, como el Carbono o el Hidrógeno. En el siguiente esquema se
analiza la formación de los enlaces covalentes polares entre el Oxígeno y el
Hidrógeno que dan origen a la molécula de agua, compuesto polar de importancia
fundamental para los seres vivos.
Como se
observa en el esquema de la molécula de agua, los dos pares de electrones
compartidos entre ambos elementos resultan atraídos con mayor fuerza por el
átomo de Oxígeno, donde se establece el polo de densidad negativa de la
molécula; la zona de densidad positiva corresponde a los núcleos de los átomos
de Hidrógeno.
Ejemplos
de elementos que establecen uniones covalentes apolares y polares:
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Uniones
covalentes apolares entre
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Uniones
covalentes polares entre
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C
- C
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O
- H
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N
- H
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C
- H
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C
- O
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S
- H
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C
- N
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En todas las uniones covalentes mencionadas
hasta el momento, el par de electrones que se comparte se conforma con un
electrón proveniente de cada átomo. Éstas son las uniones covalentes puras.
Existe otro tipo de unión covalente, la dativa o coordinada, que se diferencia
de la anterior en que el par de electrones es aportado por uno solo de los
átomos participantes. De modo que un átomo contribuye como dador de los
electrones y el otro como aceptor, aunque los electrones son compartidos. Por
ejemplo, en el dióxido de azufre (SO2), uno de los átomos de Oxígeno establece
unión covalente pura doble con el átomo de azufre (Z=16), de manera que ambos
consiguen 8 electrones en su nivel electrónico externo. El segundo átomo de
Oxígeno también comparte un par de electrones con el átomo de Azufre, pero en
este caso los dos electrones los aporta el Azufre, formándose una unión
covalente dativa.
Valencia: El
número de valencia o la valencia de un elemento químico es el poder o capacidad
de combinación que éste tiene con respecto a otro, es decir, el número de
uniones que puede establecer. Si se tratare de uniones covalentes, la valencia
es el número de pares electrónicos que comparte, y si se tratare de uniones
iónicas, el número de electrones que cede o recibe.
Uniones intermoleculares: fuerzas de van der
Waals
Entre todas las moléculas de cualquier sustancia
existe una débil atracción que se torna significativa cuando la distancia entre
las moléculas es muy pequeña. Este tipo de atracción o unión intermolecular se
conoce como fuerza de van der Waals. Es debida a que la atracción mutua entre
el núcleo de una molécula y los electrones de otra, es ligeramente superior a
la repulsión mutua entre los electrones y los núcleos de ambas. Por regla
general, las moléculas pesadas se atraen con mayor intensidad que las livianas.
