Relaciones Químicas

Enlaces Químicos: La Naturaleza del Enlace Químico

por Anthony Carpi, Ph.D., Adrian Dingle, B.Sc.

La versión en español de este módulo aún se está creando. Por favor vea la versión anterior aquí.

La vida en la Tierra depende del agua, necesitamos agua para beber, bañarnos, aliviarnos del calor en un día caliente (Figura 1). De hecho, la evidencia sugiere que la vida en la Tierra comenzó en el agua, específicamente en el océano, el cual tiene una combinación de agua y sales, como la sal de mesa – cloruro de sodio. Pero en donde el aparecen el agua y estas sales comunes en la tabla periódica de elementos? Pues ellas y millones de sustancias no se encuentran en la tabla periódica, la referencia química mas famosa. ¿Por qué no? la respuesta es una simple.

Cala Tío Ximo, Benidorm, Spain
Figura 1: La vida en la Tierra depende del agua, no solo por sus funciones biológicas claves, pero también por placer. Por ejemplo, un oasis relajante en el Mar Mediterráneo, la playa Cala Tío Ximo en Benidorm, España image © Diego Delso

La tabla periódica organiza 118 elementos químicos actualmente reconocidos, pero el agua y el cloruro de sodio no son elementos. Ambos son sustancias que son formadas por una combinación de elementos en una proporción fija. Estas combinaciones de proporciones fijas de esos 118 elementos se conocen como compuestos.

en sus reacciones químicas e interacciones físicas, el cloruro de sodio no actúa como los elementos que lo forman (sodio y cloro); actúa como una sustancia única y completamente diferente. Eso es bueno debido a que el cloro es un gas tóxico que ha sido utilizado como una arma química, y el sodio es un metal altamente radioactivo que es algo explosivo en agua. Pero que es lo que permite que el cloruro de sodio actué en una manera completamente diferente? La respuesta es que en la sal de mesa, el sodio y el cloro son unidos por un enlace químico que forma un compuesto único, muy diferente a los elementos individuales que lo forman.

El enlace químico puede pensarse como una fuerza que contiene los átomos de varios elementos juntos en tales compuestos. Abre la posibilidad de millones y millones de combinaciones de elementos y la creación de millones y millones de nuevos compuestos. En resumen, la existencia de enlaces químicos es responsable por la riqueza de la química que llega mas allá de esas 118 bases.

La historia de enlaces químicas

Cuando se discute la historia de la química, siempre es peligroso señalar un origen especifico de una idea, como por su propia definición, el proceso científico depende en un refinamiento de ideas que vinieron desde antes. Sin embargo, como es el caso de un numero de tales ideas, uno puede señalar a ciertos momentos seminales y en el caso de enlaces químicos, una publicación famosa de principios del siglo XVIII provee tal momento.

En su publicación 1704 Opticks, Isaac Newton hizo mención de una fuerza que señala a la idea moderna de enlaces químicos. En la consulta 31 del libro, Newton describe “fuerzas” – aparte de las del magnetismo y la gravedad – que permiten que “partículas” interactúen.

En el año 1718 mientras traducía Opticks en su lengua materna, el químico Frances Étienne François Geoffroy creó una Tabla de Afinidad. En esta fascinante primera vista en el la probabilidad de ciertas interacciones, Geoffroy tabuló la relativa afinidad que varias sustancias tenían para otras sustancias, y por ende describieron la fuerza de las interacciones entre dos sustancias.

Mientras que el trabajo de Newton y Geoffroy fue antes que nuestro entendimiento moderno de elementos y compuestos, su trabajo proveyó una visión de la naturaleza de interacciones químicas. Sin embargo, fue hace mas de 100 años antes de que el concepto del poder de combinaciones de elementos fue entendido en un sentido mas moderno. En el articulo en la revista científica Philosophical Transactions (Transacciones Filosóficas en español) llamado “Acerca de una serie nueva de cuerpos orgánicos conteniendo metales” (Frankland, 1852), Edward Frankland describe el “poder de combinación de elementos” un concepto ahora conocido como la valencia en la química. Frankland resumió sus pensamientos proponiendo lo que el describe como una “ley”:

Una tendencia o ley prevalece (aquí), y que no importa los personajes de los átomos que unen, el poder de combinación de un elemento que atrae, si se me permite el término, es siempre satisfecho por el mismo número de estos átomos.

El trabajo de Frankland sugiere que cada elemento combina con solo un numero limitado de átomos de otro elemento, por ende aludiendo al concepto de enlazamiento. Pero fueron otros dos científicos que llevaron a cabo la investigación contemporánea mas importante acerca de el concepto de enlazamiento.

En el año 1916, el científico Americano Gilbert N. Lewis publicó un artículo que ahora es famoso acerca de enlaces llamado “El átomo y la molécula” (Lewis, 1916). En ese articulo en donde señaló un número de conceptos importantes relacionados con enlazamiento que son utilizados aun hoy en día como modelos de arreglos de electrones en el nivel atómico. Lo mas significante es que Lewis desarrolló una teoría acerca del enlazamiento basándose en el numero de capa electrónica o valencia, electrones en un átomos. Sugirió que un enlace químico fue formado cuando dos átomos comparten un par de electrones (después nombrado enlace covalente por Irving Langmuir). Su “diagrama de punto y raya diagonal de Lewis” utilizó un par de puntos para representar cada par compartido de electrones que forman un enlace covalente (Figura 2).

Lewis dot_rev
Figura 2: Estructura de Lewis para elementos en los primeros dos periodos de la tabla periódica. La estructura se escribe como el símbolo elemental rodeado por puntos que representan los electrones de valencia.

Lewis también defendió la idea de que octetos (grupos de ocho) que tienen una valencia era crucial en el entendimiento de configuración electrónica y también como la manera que átomos se enlazan juntos. El octeto había sido discutido previamente por químicos tal como John Newland, que decía que era importante, pero Lewis avanzó la teoría.

Punto de Comprensión

Lewis basó su teoría de enlazamiento en

El enlace químico moderno

Mientras aun estaba en la universidad, un joven químico con el nombre de Linus Pauling se familiarizó con el trabajo de Lewis y comenzó a considerar como puede ser interpretado dentro del contexto del campo recién desarrollado de mecánica cuántica, desarrollada en la primer mitad del siglo XX, había redefinido nuestro entendimiento moderno de un átomo y entonces cualquier otra teoría de enlazamiento estaría incompleta si no fuese consistente con esta nueva teoría. (vea nuestros módulos a href="/library/module_viewer.php?mid=51">Teoría Atómica II y Teoría Atómica III for more information).

Las contribuciones inmensas de Pauling al campo fue su libro La Naturaleza del Enlace Químico (Pauling, 1939). En el, enlazó la física de la mecánica cuántica con la naturaleza química de las interacciones que ocurren entre electrones cuando enlaces químicos son hechos. El trabajo conceptual de Pauling se concentraba en establecer que enlaces iónicos de verdad y enlaces covalentes quedan a finales extremos del espectro de enlazamiento y que la mayoría de los enlaces químicos se clasifican en algún lado entre esos extremos. Pauling desarrollo mas una escala del tipo de enlazamiento gobernado por la electronegatividad de átomos participando en el enlace.

Las contribuciones inmensas de Pauling en nuestro entendimiento moderno del enlace químico le obtuvo el Premio Nobel del año 1954 por “investigación de la naturaleza de enlaces químicos y su aplicación a la elucidación de la estructura de sustancias complejas.”

Tipos de enlaces químicos

Enlaces químicos e interacciones entre átomos pueden ser clasificados en diferentes tipos. Para nuestros propósitos nos concentraremos en dos tipos comunes de enlaces químicos, principalmente enlazamiento iónico y enlazamiento covalente.

H2 covalent bond chart
Figure 3: Here the interaction of two gaseous hydrogen atoms is charted showing the potential energy (purple line) versus the internuclear distance of the atoms (in pm, trillionths of a meter). The observed minimum in potential energy is indicated as the bond length (r) between the atoms. image © Saylor Academy
O2 and N2 Lewis structures
Figure 4: The bonds between gaseous oxygen and nitrogen atoms. In oxygen gas (O2), two atoms share a double bond resulting in the structure O=O. In nitrogen gas (N2), a triple bond exists between two nitrogen atoms, N≡N.

Punto de Comprensión

When four electrons are shared between atoms, _____ bonds are formed.

Sodium chloride lattice
Figure 5: A sodium chloride crystal, showing the rigid, highly organized structure.

Punto de Comprensión

Atoms that lose electrons and acquire a net positive charge and are called

H2 bond
Figure 6: Two hydrogen atoms are connected by a covalent bond. This can be represented by two dots (left) or a single bar (right).

Punto de Comprensión

If there is a big difference in electronegativity between two different elements, the bond between them will be

Polar covalent
Figure 7: In panel A, a molecule of water, H2O, is shown with uneven electron sharing resulting in a partial negative charge around the oxygen atom and partial positive charges around the hydrogen atoms. In panel B, three H2O molecules interact favorably, forming a dipole-dipole interaction between the partial charges.
CO2 dipole
Figure 8: Electrons are not shared evenly across the C=O bonds in CO2 and thus it contains two dipoles. Since these two dipoles are opposite to one another across a linear molecule, they cancel via symmetry to leave the carbon dioxide molecule non-polar. image © Molecule: FrankRamspott/iStockphoto

Resumen

The millions of different chemical compounds that make up everything on Earth are composed of 118 elements that bond together in different ways. This module explores two common types of chemical bonds: covalent and ionic. The module presents chemical bonding on a sliding scale from pure covalent to pure ionic, depending on differences in the electronegativity of the bonding atoms. Highlights from three centuries of scientific inquiry into chemical bonding include Isaac Newton’s ‘forces’, Gilbert Lewis’s dot structures, and Linus Pauling’s application of the principles of quantum mechanics.

Conceptos Clave

  • Cuando una fuerza sostiene átomos juntos durante un tiempo suficientemente largo para crear una entidad estable e independiente, esa fuerza se describe como un enlace químico.

  • Los 118 elementos químicos conocidos interactúan unos con otros vía enlaces químicos para crear nuevos compuestos únicos que tienen un diferentes propiedades químicas y físicas en comparación a los elementos que los componen.

  • Es útil pensar de el enlace químico como una escala móvil, en donde en un extremo hay puros enlaces covalentes y en el otro hay enlaces iónicos. La mayoría de enlaces químicos están en alguna posición entre esos dos extremos.

  • Cuando un enlace químico se forma entre dos elementos, las diferencias en la electronegatividad de átomos determina en un que parte de la escala móvil cae el enlace. Diferencias grandes en electronegatividad favorecen enlaces iónicos, ninguna diferencia crea enlaces no-polares, y una diferencia relativamente pequeña causa la formación de enlaces covalentes.

  • NGSS
  • HS-C4.3, HS-C6.2, HS-PS1.A3, HS-PS1.B1
  • Referencias
  • Fleming, D.G., Manz, J., Sato, K., and Takayanagi, T. (2014). Fundamental change in the nature of chemical bonding by isotopic substitution. Angewandte Chemie International Edition, 53(50): 13706–13709.

  • Frankland, E. (1852). On a new series of organic bodies containing metals. Philosophical Transactions, 417: 417-444. Retrieved from http://rstl.royalsocietypublishing.org/content/142/417.full.pdf+html
  • Langmuir, I. (1919). The arrangement of electrons in atoms and molecules. Journal of the American Chemical Society, 41(6): 868-934.
  • Lewis, G.N. (1916). The atom and the molecule. Journal of the American Chemical Society, 38(4): 762-786.
  • Newton, I. (1704). Opticks: or, a treatise of the reflexions, refractions, inflexions and colours of light.
  • Pauling, L. (1931). The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules. Journal of the American Chemical Society, 53(4): 1367-1400.

Anthony Carpi, Ph.D., Adrian Dingle, B.Sc. “Enlaces Químicos” Visionlearning Vol. CHE-1 (7), 2003.

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