Fundamentos de interacción y termodinámica
Cualquier transformación química se basa en la atracción electrostática entre cargas positivas (cationes) y negativas (aniones). El criterio principal para la formación de cualquier enlace es la disminución de la energía del sistema.
Por ejemplo, al aproximar un átomo de hidrógeno aislado ($H$) y un protón libre ($p^+$), se forma el sistema molecular más simple: el ion $H_2^+$. Si se toma como cero la energía inicial de las partículas aisladas, tras su unión, la energía potencial cae hasta –270 kJ/mol.
Esta ganancia energética se denomina energía de enlace químico ($E_{enlace}$). Es precisamente la que garantiza la estabilidad de la nueva estructura en comparación con las partículas aisladas. El valor de $E_{enlace}$ se mide en kJ/mol (calculado para $6,02 \cdot 10^{23}$ enlaces).
Enlace covalente
Se produce entre átomos neutros mediante la formación de un par de electrones de enlace compartido. Desde la perspectiva de la mecánica cuántica, el enlace se forma si un solo electrón es capaz de mantener unidos simultáneamente dos núcleos atómicos.
Existen dos vías principales de formación:
- Mecanismo de intercambio: cada átomo aporta un electrón desapareado. Se produce una penetración mutua (solapamiento) de las nubes electrónicas. Por ejemplo, en la molécula de hidrógeno ($H_2$), la distancia entre núcleos se reduce a 75 pm, lo cual es inferior al doble del radio del átomo aislado (106 pm). La energía del sistema disminuye en 436 kJ/mol.
- Mecanismo dativo (o de donante-aseceptor): un participante (donante, nucleófilo, base) aporta un par de electrones no enlazante, y el segundo (aseceptor, electrófilo, ácido) aporta un orbital de valencia vacío. Un ejemplo clásico es la reacción del amoníaco ($:NH_3$) con un protón ($H^+$) para formar el ion amonio ($NH_4^+$).
En el solapamiento de nubes participan exclusivamente los electrones externos (de valencia). Los electrones en orbitales internos prácticamente no modifican su estado.
Fundamentos de la teoría de orbitales moleculares
Durante la interacción de los átomos se forma un nuevo orbital molecular, común para los núcleos de los átomos que interactúan. La densidad electrónica se concentra entre ellos, y la energía de dichos electrones es menor que en los átomos separados.
Sin embargo, al aumentar el número de electrones, se empiezan a llenar diferentes tipos de niveles:
- Si aparecen electrones adicionales en el sistema (como en el ion $H_2^-$, donde hay tres), el tercer electrón ocupa un orbital antienlazante, energéticamente desfavorable. Esto no fortalece, sino que debilita el enlace.
- En la molécula hipotética de helio ($He_2$), cuatro electrones se distribuirían equitativamente entre los niveles enlazantes y antienlazantes. No se produce una ganancia energética neta, por lo que no se forma enlace químico.
Conclusión: Para la formación exitosa de un enlace, los átomos que se unen deben tener electrones desapareados para evitar el llenado de niveles antienlazantes.
Enlaces iónico y metálico
- El enlace iónico (Ionic bond) se forma exclusivamente debido a las fuerzas de atracción electrostática entre iones ya formados. Los átomos ceden o aceptan electrones por completo. Como resultado, no se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas iónicas resistentes. Es más característico de las sales (por ejemplo, $NaCl$).
- El enlace metálico es característico de elementos con un número bajo de electrones externos y orbitales vacíos. Durante la formación del cristal, los electrones externos se comparten: ocupan orbitales muy próximos, formando una banda de conducción. Los electrones en ella se mueven libremente («gas de electrones»). El enlace se debe a la interacción de este gas de electrones con la red de iones cargados positivamente de la estructura cristalina, lo que también proporciona una alta conductividad eléctrica.
Valencia de los elementos
La valencia de un átomo está determinada por el número de sus electrones desapareados en su estado fundamental o excitado. La excitación (transición de un electrón a un subnivel superior) solo es posible dentro de un mismo nivel energético, ya que el salto al siguiente nivel es energéticamente desfavorable.
En los elementos del 2.º periodo se observan tendencias claras:
- El carbono (C) posee la mayor valencia. El número de sus orbitales de valencia es igual al número de sus electrones de valencia, y todos ellos pueden ser desapareados.
- En la serie N $\rightarrow$ O $\rightarrow$ F $\rightarrow$ Ne, el número total de electrones de valencia aumenta, pero la cantidad de electrones desapareados disminuye. En el neón, la valencia cae a cero.
- Los pares no enlazantes en los orbitales de valencia permiten que el átomo forme enlaces adicionales (como en el nitrógeno del ion amonio). Debido a esto, el número total de enlaces de un átomo puede superar su valencia formal.
En resumen: respuestas a preguntas sobre el tema
¿Qué tipos de enlaces químicos se encuentran en los compuestos bioorgánicos?
En los compuestos bioorgánicos se encuentran interacciones covalentes y no covalentes.
- Enlace disulfuro: enlace covalente que se forma debido a la oxidación de grupos SH de residuos de cisteína y su interacción mutua.
- Enlace iónico: interacción electrostática entre grupos funcionales cargados positiva y negativamente.
- Enlace de hidrógeno: participa en la estabilización de la estructura secundaria de las proteínas; surge entre el átomo de oxígeno de un grupo peptídico y el átomo de hidrógeno de otro grupo peptídico. Asimismo, los enlaces de hidrógeno se forman entre bases nitrogenadas complementarias del ADN.
- Interacciones hidrófobas: surgen entre radicales hidrófobos de aminoácidos, así como entre las bases nitrogenadas del ADN apiladas unas sobre otras.
¿Qué átomos organógenos actúan como donantes del par de electrones en las moléculas biológicas?
Los átomos de nitrógeno y oxígeno pueden actuar como donantes del par de electrones.
- El átomo de nitrógeno aporta un par de electrones no enlazante y actúa como donante, por ejemplo, en el amoníaco y las aminas al formar enlaces dativos con iones metálicos.
- El átomo de oxígeno también puede participar en la formación de enlaces dativos mediante pares de electrones no enlazantes, por ejemplo, en la complejación de iones $Mg^{2+}$ y $Ca^{2+}$ con agentes quelantes (complexones).
Durante la formación de dichos enlaces, el donante aporta un par de electrones y el aseceptor lo acepta en un orbital de valencia vacío.
¿Cómo se produce la transición del átomo de carbono al estado excitado?
La transición del átomo de carbono al estado excitado se produce mediante el desapareamiento de los electrones $s$ y la transición de un electrón al subnivel $p$.
En su estado fundamental, los átomos de los elementos del grupo IV tienen 2 electrones desapareados en el subnivel $p$ y muestran una valencia II. En el estado excitado, se produce la transición según el esquema: $$ns^2np^2 \xrightarrow{E} ns^1np^3$$ Como resultado se forman 4 electrones desapareados, y el carbono en sus compuestos muestra una valencia IV.
La energía invertida en la excitación del electrón es compensada por la energía liberada al formarse enlaces químicos adicionales. Al formarse los enlaces en la molécula, el átomo recibe electrones adicionales para poblar los orbitales, lo que excluye el retorno al estado fundamental.
¿Qué es un enlace de hidrógeno y entre qué átomos se forma?
El enlace de hidrógeno es una interacción en la cual el hidrógeno une dos moléculas o regiones de una molécula, convirtiéndose en un «puente» entre dos átomos.
Se forma mediante un salto incompleto del protón: surge un enlace con el nuevo átomo sin la ruptura completa del enlace anterior.
En los compuestos orgánicos, el enlace de hidrógeno surge entre el átomo de hidrógeno de un grupo polar, por ejemplo, un hidroxilo, y un átomo electronegativo, por ejemplo, el oxígeno, de otra molécula. La condición para su formación es la presencia de un átomo de hidrógeno unido directamente al oxígeno en el grupo –OH.
En las proteínas, los enlaces de hidrógeno se forman entre el átomo de oxígeno de un grupo peptídico y el átomo de hidrógeno de otro grupo peptídico, estabilizando la estructura secundaria.
Para recordar los roles de los participantes en la formación del enlace: el Donante Da (el par de electrones), el Aseceptor Alquila/Aloja (el orbital vacío).
Preguntas de clases y exámenes
¿Es obligatorio que se forme un enlace químico cuando chocan los átomos?
No. El enlace se forma únicamente si este proceso va acompañado de la liberación de energía (disminución de la energía del sistema) y, al mismo tiempo, no se produce un llenado forzado de los orbitales antienlazantes.
¿En qué se diferencian los enlaces en el ion amonio (NH₄⁺)?
Formalmente, un enlace se forma por el mecanismo dativo, y los tres restantes por el mecanismo de intercambio. Sin embargo, de hecho, en el ion resultante los cuatro enlaces son absolutamente idénticos e indistinguibles.
¿Por qué el ion H₂⁺ es más estable que un protón y un átomo de hidrógeno aislados?
Al aproximar un protón y un átomo de hidrógeno a la distancia óptima (106 pm), la densidad electrónica se distribuye entre los núcleos. La energía potencial del sistema disminuye en 270 kJ/mol, lo que hace que el ion H₂⁺ sea más estable.
Qué más repasar sobre el tema
- Modelo mecánico-cuántico de orbitales moleculares
- Propiedades del ion molecular hipotético H₂⁻
- Energética de las transiciones electrónicas durante la excitación del átomo
- Relación entre la valencia del carbono y el número de orbitales de valencia
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Otros temas de la sección «Capítulo 5. Estructura de la materia»
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