2.2: Bonos Químicos

La forma en que los elementos interactúan entre sí depende de cómo están dispuestos sus electrones y cuántas aberturas para los electrones existen en la región más externa donde los electrones están presentes en un átomo. Los electrones existen a niveles de energía que forman conchas alrededor del núcleo. El caparazón más cercano puede contener hasta dos electrones. El caparazón más cercano al núcleo siempre se llena primero, antes de que se pueda llenar cualquier otra concha. El hidrógeno tiene un electrón; por lo tanto, solo tiene un punto ocupado dentro de la capa más baja. El helio tiene dos electrones; por lo tanto, puede llenar completamente la capa más baja con sus dos electrones. Si miras la tabla periódica, verás que el hidrógeno y el helio son los únicos dos elementos en la primera fila. Esto se debe a que sólo tienen electrones en su primer caparazón. El hidrógeno y el helio son los únicos dos elementos que tienen el caparazón más bajo y ningún otro caparazón.

El segundo y tercer nivel de energía pueden contener hasta ocho electrones. Los ocho electrones están dispuestos en cuatro pares y una posición en cada par se llena con un electrón antes de que se complete cualquier par.

Al mirar nuevamente la tabla periódica (Figura 2.1.2), notará que hay siete filas. Estas filas corresponden al número de conchas que tienen los elementos dentro de esa fila. Los elementos dentro de una fila en particular tienen un número creciente de electrones a medida que las columnas proceden de izquierda a derecha. Aunque cada elemento tiene el mismo número de conchas, no todas las conchas están completamente llenas de electrones. Si miras la segunda fila de la tabla periódica, encontrarás litio (Li), berilio (Be), boro (B), carbono (C), nitrógeno (N), oxígeno (O), flúor (F) y neón (Ne). Todos estos tienen electrones que ocupan sólo la primera y segunda conchas. El litio solo tiene un electrón en su caparazón más exterior, el berilio tiene dos electrones, el boro tiene tres, y así sucesivamente, hasta que toda la cáscara se llena con ocho electrones, como es el caso del neón.

No todos los elementos tienen suficientes electrones para llenar sus cáscaras más externas, pero un átomo está en su punto más estable cuando se llenan todas las posiciones de los electrones en la capa más externa. Debido a estas vacantes en las conchas más externas, vemos la formación de enlaces químicos, o interacciones entre dos o más elementos iguales o diferentes que resultan en la formación de moléculas. Para lograr una mayor estabilidad, los átomos tenderán a llenar completamente sus capas externas y se unirán con otros elementos para lograr este objetivo compartiendo electrones, aceptando electrones de otro átomo o donando electrones a otro átomo. Debido a que las conchas más externas de los elementos con números atómicos bajos (hasta calcio, con número atómico 20) pueden contener ocho electrones, esto se conoce como la regla del octeto. Un elemento puede donar, aceptar o compartir electrones con otros elementos para llenar su capa exterior y satisfacer la regla del octeto.

Cuando un átomo no contiene igual número de protones y electrones, se le llama ion. Debido a que el número de electrones no es igual al número de protones, cada ion tiene una carga neta. Los iones positivos se forman al perder electrones y se llaman cationes. Los iones negativos se forman ganando electrones y se llaman aniones.

Por ejemplo, el sodio solo tiene un electrón en su caparazón más externo. Se necesita menos energía para que el sodio done ese electrón que para aceptar siete electrones más para llenar la capa externa. Si el sodio pierde un electrón, ahora tiene 11 protones y sólo 10 electrones, dejándolo con una carga general de +1. Ahora se le llama ion de sodio.

El átomo de cloro tiene siete electrones en su capa externa. Nuevamente, es más eficiente energéticamente que el cloro gane un electrón que perder siete. Por lo tanto, tiende a ganar un electrón para crear un ion con 17 protones y 18 electrones, dándole una carga neta negativa (—1). Ahora se le llama ion cloruro. Este movimiento de electrones de un elemento a otro se conoce como transferencia de electrones. Como\(\PageIndex{1}\) ilustra la Figura, un átomo de sodio (Na) solo tiene un electrón en su capa más externa, mientras que un átomo de cloro (Cl) tiene siete electrones en su capa más externa. Un átomo de sodio donará su único electrón para vaciar su caparazón, y un átomo de cloro aceptará ese electrón para llenar su caparazón, convirtiéndose en cloruro. Ambos iones ahora satisfacen la regla del octeto y tienen conchas más externas completas. Debido a que el número de electrones ya no es igual al número de protones, cada uno es ahora un ion y tiene una carga +1 (sodio) o —1 (cloruro).

Figura\(\PageIndex{1}\): Los elementos tienden a llenar sus conchas más externas con electrones. Para ello, pueden donar o aceptar electrones de otros elementos.

Enlaces Iónicos

Hay cuatro tipos de enlaces o interacciones: iónicos, covalentes, enlaces de hidrógeno e interacciones de van der Waals. Los enlaces iónicos y covalentes son interacciones fuertes que requieren un mayor aporte de energía para romperse. Cuando un elemento dona un electrón de su capa externa, como en el ejemplo del átomo de sodio anterior, se forma un ion positivo (Figura\(\PageIndex{2}\)). El elemento que acepta el electrón está ahora cargado negativamente. Debido a que las cargas positivas y negativas se atraen, estos iones permanecen juntos y forman un enlace iónico, o un enlace entre iones. Los elementos se unen con el electrón de un elemento permaneciendo predominantemente con el otro elemento. Cuando los iones Na ⁺ y Cl ^— se combinan para producir NaCl, un electrón de un átomo de sodio permanece con los otros siete del átomo de cloro, y los iones de sodio y cloruro se atraen entre sí en una red de iones con una carga neta cero.

Figura\(\PageIndex{2}\): En la formación de un compuesto iónico, los metales pierden electrones y los no metales ganan electrones para lograr un octeto.

Enlaces covalentes

Otro tipo de enlace químico fuerte entre dos o más átomos es un enlace covalente. Estos enlaces se forman cuando un electrón se comparte entre dos elementos y son la forma más fuerte y común de enlace químico en los organismos vivos. Se forman enlaces covalentes entre los elementos que componen las moléculas biológicas en nuestras células. A diferencia de los enlaces iónicos, los enlaces covalentes no se disocian en agua.

Curiosamente, químicos y biólogos miden la fuerza de unión de diferentes maneras. Los químicos miden la fuerza absoluta de un vínculo (la fuerza teórica) mientras que los biólogos están más interesados en cómo se comporta el vínculo en un sistema biológico, que suele ser acuoso (a base de agua). En el agua, los enlaces iónicos se separan mucho más fácilmente que los enlaces covalentes, por lo que los biólogos dirían que son más débiles que los enlaces covalentes. Si miras en un libro de texto de química, verás algo diferente. Este es un gran ejemplo de cómo la misma información puede conducir a diferentes respuestas dependiendo de la perspectiva desde la que la estés viendo.

Los átomos de hidrógeno y oxígeno que se combinan para formar moléculas de agua están unidos por enlaces covalentes. El electrón del átomo de hidrógeno divide su tiempo entre la capa externa del átomo de hidrógeno y la capa externa incompleta del átomo de oxígeno. Para llenar completamente la capa externa de un átomo de oxígeno, se necesitan dos electrones de dos átomos de hidrógeno, de ahí el subíndice “2” en H ₂ O. Los electrones se comparten entre los átomos, dividiendo su tiempo entre ellos para “llenar” la capa exterior de cada uno. Este reparto es un estado de menor energía para todos los átomos involucrados que si existieran sin sus cáscaras externas llenas.

Existen dos tipos de enlaces covalentes: polares y no polares. Se forman enlaces covalentes no polares entre dos átomos del mismo elemento o entre diferentes elementos que comparten los electrones por igual. Por ejemplo, un átomo de oxígeno puede enlazarse con otro átomo de oxígeno para llenar sus cáscaras externas. Esta asociación es no polar porque los electrones estarán igualmente distribuidos entre cada átomo de oxígeno. Dos enlaces covalentes se forman entre los dos átomos de oxígeno porque el oxígeno requiere dos electrones compartidos para llenar su capa más externa. Los átomos de nitrógeno formarán tres enlaces covalentes (también llamados triple covalentes) entre dos átomos de nitrógeno porque cada átomo de nitrógeno necesita tres electrones para llenar su capa más externa. Otro ejemplo de un enlace covalente no polar se encuentra en la molécula de metano (CH ₄). El átomo de carbono tiene cuatro electrones en su caparazón más externo y necesita cuatro más para llenarlo. Obtiene estos cuatro de cuatro átomos de hidrógeno, cada átomo proporciona uno. Todos estos elementos comparten los electrones por igual, creando cuatro enlaces covalentes no polares (Figura\(\PageIndex{3}\)).

En un enlace covalente polar, los electrones compartidos por los átomos pasan más tiempo más cerca de un núcleo que del otro núcleo. Debido a la distribución desigual de electrones entre los diferentes núcleos, se desarrolla una carga ligeramente positiva (δ+) o ligeramente negativa (δ—). Los enlaces covalentes entre los átomos de hidrógeno y oxígeno en el agua son enlaces covalentes polares. Los electrones compartidos pasan más tiempo cerca del núcleo de oxígeno, dándole una pequeña carga negativa, que pasan cerca de los núcleos de hidrógeno, dando a estas moléculas una pequeña carga positiva.

Figura\(\PageIndex{3}\): La molécula de agua (izquierda) representa un enlace polar con una carga ligeramente positiva en los átomos de hidrógeno y una carga ligeramente negativa en el oxígeno. Ejemplos de enlaces no polares incluyen metano (medio) y oxígeno (derecha).

Enlaces de hidrógeno

Los enlaces iónicos y covalentes son enlaces fuertes que requieren una energía considerable para romperse. Sin embargo, no todos los enlaces entre elementos son enlaces iónicos o covalentes. También se pueden formar enlaces más débiles. Se trata de atractivos que ocurren entre cargas positivas y negativas que no requieren de mucha energía para romperse. Dos enlaces débiles que ocurren con frecuencia son los enlaces de hidrógeno y las interacciones de van der Waals. Estos enlaces dan lugar a las propiedades únicas del agua y a las estructuras únicas del ADN y las proteínas.

Cuando se forman enlaces covalentes polares que contienen un átomo de hidrógeno, el átomo de hidrógeno en ese enlace tiene una carga ligeramente positiva. Esto se debe a que el electrón compartido es arrastrado con mayor fuerza hacia el otro elemento y lejos del núcleo de hidrógeno. Debido a que el átomo de hidrógeno es ligeramente positivo (δ+), será atraído por cargas parciales negativas vecinas (δ—). Cuando esto sucede, se produce una interacción débil entre la carga δ+ del átomo de hidrógeno de una molécula y la carga δ— de la otra molécula. Esta interacción se llama un enlace de hidrógeno. Este tipo de enlace es común; por ejemplo, la naturaleza líquida del agua es causada por los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua (Figura\(\PageIndex{4}\)). Los enlaces de hidrógeno le dan al agua las propiedades únicas que sostienen la vida. Si no fuera por enlaces de hidrógeno, el agua sería un gas en lugar de un líquido a temperatura ambiente.

Figura\(\PageIndex{4}\): Se forman enlaces de hidrógeno entre cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ—) de moléculas covalentes polares, como el agua.

Se pueden formar enlaces de hidrógeno entre diferentes moléculas y no siempre tienen que incluir una molécula de agua. Los átomos de hidrógeno en enlaces polares dentro de cualquier molécula pueden formar enlaces con otras moléculas adyacentes. Por ejemplo, los enlaces de hidrógeno mantienen unidas dos largas cadenas de ADN para dar a la molécula de ADN su característica estructura bicatenaria. Los enlaces de hidrógeno también son responsables de parte de la estructura tridimensional de las proteínas.

van der Waals Interacciones

Al igual que los enlaces de hidrógeno, las interacciones de van der Waals son débiles atracciones o interacciones entre moléculas. Ocurren entre átomos polares, unidos covalentemente, en diferentes moléculas. Algunas de estas débiles atracciones son causadas por cargas parciales temporales que se forman cuando los electrones se mueven alrededor de un núcleo. Estas interacciones débiles entre moléculas son importantes en los sistemas biológicos.

Consulta\(\PageIndex{1}\)

Consulta\(\PageIndex{2}\)

Referencias

A menos que se indique lo contrario, las imágenes de esta página están bajo licencia CC-BY 4.0 de OpenStax.

OpenStax, Conceptos de Biología. OpenStax CNX. marzo 22, 2017 https://cnx.org/contents/s8Hh0oOc@9....cks-of-Molecul