04 El enlace químico

Una vez estudiado el concepto de átomo como unidad básica constituyente de la materia universal, este tema explicará cómo dichos átomos se combinan entre si para dar lugar a moléculas, de formas y combinaciones definidas.

La Teoría del Enlace Químico explica precisamente la interacción entre átomos para formar moléculas, que a su vez, caracterizan los compuestos químicos, al igual que los átomos caracterizan los elementos.

La Teoría del Enlace Químico que se expone en el siguiente vídeo es bastante compleja y extensa, por lo que es recomendable visualizar el vídeo por partes, no antes que haber comprendido y estudiado correctamente las características del átomo explicadas en los temas anteriores, especialmente los conceptos de configuración electrónica y propiedades periódicas: energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.

Complemento: Estructuras de Lewis

La estructura de Lewis es una representación gráfica de los átomos con sus respectivos electrones de sus capas de valencia que resulta muy útil a la hora de explicar la formación de un determinado enlace químico.
En el vídeo presente, concretamente en el minuto 7:02, he presentado un ejemplo de estructura de Lewis para explicar el enlace iónico que se forma en la molécula de NaCl. Consiste básicamente en escribir los símbolos químicos de los átomos que forman la molécula como si fueran núcleos de la misma, y a su alrededor se pintan, bien con puntos bien con cruces, los electrones de valencia de cada uno de esos átomos.
Vamos a ver algún ejemplo más de estructuras de Lewis, concretamente el amoníaco: lo primero que hay que hacer es escribir las configuraciones electrónicas de los átomos implicados para conocer al detalle sus capas de valencia:

N: [He] 2s² 2p³             H: 1s

así comprobamos que N tiene 5 electrones en su capa de valencia, mientras que H solo tiene uno:

en esta estructura de Lewis, los 5 electrones del N están representados por puntos, mientras que los electrones de los H están representados por cruces. De esta forma unimos los cuatro átomos para formar la molécula correspondiente con sus tres enlaces covalentes entre N y H. Obsérvese el par de electrones del N que quedan sin compartir y que siguen por tanto alojados en el orbital 2s del N, ésto justifica que la geometría molecular del amoníaco sea una pirámide de base triangular, como se indica en el vídeo en el minuto 54:15.

Vamos a estudiar finalmente otra molécula más complicada en la que intervienen muchos más enlaces de diferente naturaleza: el ácido sulfúrico H₂SO₄:

S: [Ne] 3s² 3p⁴                    O: [He] 2s² 2p⁴                        H: 1s

La imagen izquierda corresponde a la representación de Lewis desarrollada, donde podemos ver cómo S, con sus 6 electrones de valencia representados por puntos, establece cuatro enlaces covalentes: dos simples y dos dobles con los átomos de O, cuyos electrones respectivos están representados por cruces. Vemos también que en esta molécula, todos los O quedan con dos pares electrónicos desparejados y sin formar enlaces. Mientras que los H, con sus electrones representados por *, establecen enlaces covalentes con aquellos O que han formado enlaces simples con el S.
Como vemos, las estructuras de Lewis para ciertas moléculas pueden resultar un tanto complicadas, por lo que en la mayoría de los casos se emplean representaciones gráficas análogas a la imagen de la derecha, donde los electrones ya no se representan como tales, sino que se representan los pares de electrones que definen los enlaces. De esta manera en la segunda imagen se visualizan mucho mejor los enlaces, simples y dobles, que encontramos en la molécula de H₂SO₄, así como los pares electrónicos solitarios que no forman parte de enlace alguno. Esta segunda forma de representar las moléculas se emplea mucho en Química Orgánica.