guia de enlaces atomicos de los materiales

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Ciencia de los Materiales
Carlos Urra Simonet
ENLACES QUIMICOS Y MOLECULARES
Fuerzas y energía de enlace
Cuando se forman enlaces entre átomos existe afinidad química entre estos. Cuando
no hay afinidad química, los átomos no se unen, cada uno de ellos está bien separado de los
demás, y los elementos son gaseosos a temperaturas y presiones ordinarias. Cuando hay
afinidad química, existe una fuerza de atracción electroestática (coulómbica) positiva de largo
alcance, FA, que acerca mucho los átomo unos a otros. Esto se muestra en la figura 1, donde la
atracción ocurre entre el núcleo de un átomo (N1) y los electrones e2 del otro átomo N2. Cuando
los átomos están muy próximos entre si, se manifiesta una fuerza de repulsión negativa, FR,
cuyo origen es la repulsión mutua de los electrones, e1 y e2. La fuerza de enlace total, FB, es la
suma de las fuerzas de atracción y repulsión; es decir,
FB = FA + FR
e1 e2
Fuerza de atracción de largo alcance entre cargas
Positivas (núcleos) y cargas negativas (electrones)
Fuerza de repulsión de corto alcance entre
Cargas del mismo signo (electrones – electrones)
Fig. 1. Esquema de dos átomos separados, donde se indican las fuerzas de atracción y
de repulsión
Se acostumbra utilizar la energía, en vez de la fuerza, para analizar los enlaces entre
átomos.
Tipos de enlace
a) Enlace iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas
eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco
electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los
elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo. Este tipo de enlace se suele producir
entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene
lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones
electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya
que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles,
ganando los átomos en estabilidad.
+
N1
+
N2

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Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la
energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del
cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental
alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y
recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que
rodean a uno determinado en un red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación
es 6 para ambos
Propiedades de los compuestos iónicos
Las sustancias iónicas están constituidas por iones
ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen
esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto
hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con
puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal
iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones.
El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de
energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es
la energía desprendida en la formación de un mol de
compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes
iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación
entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto
más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se
aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red
dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay
sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de
cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas
positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas
iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos
se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la
distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
b) Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir
configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la
derecha de la tabla periódica (no metales) consiguen dicha configuración por captura de
electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla (metales ), la consiguen
Enlace iónico
Na Cl
Na+
Cl -
Transferencia de electrones

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por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace
por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante
este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de
un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado
por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo.
Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en
BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre
consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del
enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su
número.
Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. El enlace covalente
se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.
Un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para
producir una molécula de H2
Propiedades de los compuestos covalentes
Los puntos de fusión de las sustancias
covalentes son siempre bajos, ya que la agitación
térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las
débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las
sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son
gases o líquidos de punto de ebullición bajo (ej.: agua).
En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en
general, las sustancias covalentes son solubles en
disolventes apolares y no lo son en disolventes polares.
Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente
infusibles e insolubles, que son excepción al
comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es
el diamante. La gran estabilidad de estas redes
cristalinas se debe a que los átomos que las forman
están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para
deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los
cual consume enormes cantidades de energía
ELECTROVALENCIA Y COVALENCIA
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la
valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.
La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número
de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los
gases nobles.
La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el
número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un
átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar
ningún electrón a un nivel energético superior.
El enlace iónico no es direccional. En oposición al el enlace covalente que es una
naturaleza altamente direccional. El nombre “covalente” se deriva de la distribución compartida,
cooperativa, de electrones de valencia entre dos átomos adyacentes. Una particularidad
importante de estos enlaces es que se pueden formar entre átomos del mismo tipo, entre los
cuales puede haber muy poca o ninguna formación de enlaces iónicos, el enlace covalente se
forma entre átomos con pequeñas diferencias de electronegatividad y ubicados muy próximos
en la tabla periódica, generalmente se comparten sus electrones externos s y p con otros
átomos, de modo que alcanza la configuración electrónica de gas noble. En un enlace
covalente sencillo, cada uno de los dos átomos contribuye con un electrón a la formación del
par de electrones del enlace, y las energías de los dos átomos asociadas con el enlace
covalente son menores (mas estables) como consecuencia de la interacción de los electrones.

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En el enlace covalente, se pueden formar múltiples pares de electrones por un átomo consigo
mismo o con otros átomos. En los enlaces covalentes puros los electrones de un átomo
comparten los estados cuánticos disponibles y son compartidos entre los núcleos para formar
una configuración de capa cerrada.
El ejemplo clásico de enlace covalente es, desde luego, la molécula de hidrogeno.
Recordemos que cada átomo de hidrógeno tiene un estado energético vacío disponible en el
estado cuántico 1s1
. Los dos electrones (con espines opuestos) de los átomos de hidrógeno de
la molécula H2 ocupan el estado cuántico 1s para dar la configuración de capa cerrada 1s2
, que
es la configuración de átomo de helio. Cada uno de los átomos de hidrógeno comparte esta
configuración, y se dice han formado enlaces por saturación entre los dos átomos. Como tal, la
energía de enlace entre los átomos de hidrógeno es muy grande, pero no hay mas enlaces
fuertes disponibles para otras moléculas de H2, como se ilustra en la figura 4.
Fig. 4. El enlace covalente entre dos átomos de H agota el estado cuántico
disponible y produce un enlazamiento saturado y un enlace intramolecular muy fuerte, pero una
atracción intermolecular muy débil entre dos moléculas.
c) Enlace Metálico
Un tercer tipo de enlace atómico es el enlace metálico, que se presenta en los metales
sólidos. En metales en estado sólido, los átomos se encuentran empaquetados relativamente
muy juntos es una ordenación sistemática o estructura cristalina.
El enlace metálico es consecuencia de la facilidad de disociación de los metales en
iones positivos y electrones libres. Hay muchos estados cuánticos disponibles en los metales,
todos los cuales no pueden ser ocupados por electrones cuando los átomos se acercan unos a
otros. Por consiguiente, los metales tienen enlazamiento no saturado y se componen de un
gran número de átomos (una macromolécula). Los electrones liberados se desplazan con
facilidad de los orbítales de un átomo a los del otro y ya no esta confinados a un par de
átomos; elementalmente, son como un “fluido”. Es por esto que, por lo común, se representa a
los metales como un gran agregado de centros iónicos positivos inmersos en una “nube” o
“mar” de electrones como en la figura 5. Esta es la clásica y simple “teoría de los electrones
libres de los metales”1
, para distinguir los metales de los no metales, explica las
conductividades eléctricas y térmicas extraordinariamente buenas de los metales, también
explica la opacidad óptica y la reflectividad. La oscilación de los electrones libre absorbe la
energía de la luz incidente en todas las longitudes de onda, y por tanto, hace que el metal sea
opaco. Por otra parte, los electrones oscilantes también emiten ondas luminosas (fotones) y
confieren reflectividad al metal.
El enlazamiento insaturado en los metales también explica el empaque compacto de
sus átomos, sus propiedades de formación de aleaciones y las propiedades mecánicas
sobresalientes de tenacidad y ductilidad con suficiente resistencia mecánica.
Puesto que los electrones no esta confinados como ya se menciono al principio, es
posible separar los centros iónicos positivos unos de otros cierta distancia, lo que confiere a los
metales buena ductilidad, antes que los enlaces con los electrones se rompan. Esto contrata
con la fragilidad de los materiales con enlaces iónicos o covalentes, donde es necesario romper
enlaces para separar los núcleos que comparten la unión. La propiedad de ductilidad permite
+ + + +
+ + + +
Atracción
Intermolecular
Muy débilMolécula de
hidrogeno
Molécula
de
hidrogen
o
e
e e
H H H H
La máxima densidad de probabilidad de dos electrones de dos electrones
entre átomos forma un enlace covalente intramolecular muy fuerte
e

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deformar los metales fácilmente para darles diversas formas. Si a esto aunamos esto a una
resistencia y tenacidad suficientes, no es de sorprender que los metales sean los materiales
dominantes en las aplicaciones de ingeniería.
Fig. 5. El enlace metálico se compone de centros iónicos positivos inmersos en un mar
o nube de electrones.
d) Enlace secundario o de van der Waals.
La principal causa de cohesión dentro de determinado material técnico es uno o varios
de los tres enlazamientos que se describieron anteriormente. El enlace van der Waals2
es una
fuerza débil de atracción que puede existir entre los átomos y las moléculas. A este enlace se
debe la condensación de los gases nobles y de las moléculas con enlaces químicamente para
formar líquidos y sólidos a temperaturas bajas. El mecanismo de enlazamiento secundario es
algo semejante al iónico, esto es, por atracción de cargas opuestas3
. La diferencia clave es que
no se transfieren electrones. La atracción depende de las distribuciones asimétricas de carga
positiva y negativa dentro de cada unidad atómica o molecular que se enlaza. Esta asimetría
de carga se llama dipolo. El enlazamiento secundario puede ser de dos tipos, según los dipolos
sean:
1.- Temporales
2.- Permanentes
e) Enlaces Mixtos
El enlace químico de átomos o iones puede involucrar más de un tipo de enlace
primario y también enlaces dipolares secundarios. Para el enlace primario existen las
siguientes combinaciones de tipos de enlace mixto:
 Iónico – covalente
 Metálico – covalente
 Metálico – iónico
 Iónico – covalente – metálico
1.- Enlace mixto iónico – covalente: La mayoría de las moléculas con enlaces
covalentes poseen algo de enlace iónico y viceversa. El carácter iónico parcial de los enlaces
covalentes se pude interpretar en términos de la escala de electronegatividades. Cuanto mayor
es la diferencia en las electronegatividades de los elementos involucrados en un enlace iónico
– covalente, mayor es el grado de carácter iónico del enlace. El grado de carácter iónico en el
enlace crece a medida que lo hace la diferencia de electronegatividades entre los átomos del
compuesto.
2.- Enlace mixto metálico – covalente: Se presenta frecuentemente, por ejemplo, los
metales de transición tienen enlace metálico – covalente mixto que involucra orbítales
enlazantes dsp. Los altos puntos de fusión de los metales de transición son atribuidos al enlace
mixto metálico – covalente. También en el grupo 4A de la tabla periódica hay una transición
gradual desde el enlace covalente puro en el carbono (diamante) a algún carácter metálico en
el silicio y germanio para terminar, en estaño y plomo, con un enlace primordialmente metálico.
3.- Enlace mixto metálico – iónico: si se da una diferencia significativa de
electronegatividad en los elementos que forman parte del enlace intermetalico, puede ser que
exista una cantidad significativa de transferencia electrónica (enlace iónico) en el compuesto.
Así pues, algunos compuestos intermetalicos son buenos de enlace mixto metálico – iónico.