Uniones químicas

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:

La diferencia de electronegatividad es marcada	el enlace es iónico
La diferencia de electronegatividad es intermedia	el enlace es covalente polar
La diferencia de electronegatividad no existe o es pequeña	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:

Uniones covalentes apolares entre	Uniones covalentes polares entre
C - C	O - H	N - H
C - H	C - O	S - H
	C - N

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.