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ENLACES

TIPOS DE ENLACES

Existen dos grandes grupos de enlaces los intramoleculares y los intermoleculares.

  • 1).- ENLACES INTRAMOLECULARES.
  • 1.1).- Enlaces iónicos.
  • 1.2).- Enlaces metálicos
  • 1.3).- Enlaces covalentes
  • 1.3.1).- Enlace covalente simple
  • 1.3.2).- Enlace covalente doble
  • 1.3.3).- Enlace covalente triple
  • 1.3.4).- Enlace covalente coordinado o dativo.
  • 2).- ENALCES INTERMOLECULARES
  • 2.1).- Enlace ión – ión o puente salino.
  • 2.2).- Enlace ión – dipolo.
  • 2.3).- Enlace ión – dipolo inducido.
  • 2.4).- Enlace hidrofóbico.
  • 2.5).- Enlace de Van Der Waals
  • 2.5.1).- Fuerza de London
  • 2.5.2).- Fuerza dipolo – dipolo
  • 2.5.3).- Puente de hidrógeno.

 

ENLACES INTRAMOLECULARES.

Son los enlaces que existen entre los átomos que forman una molécula dándoles las características químicas a una molécula (ácido, base, sal, oxidoreducción, combustión, etcétera), los cuales son iónicos, covalentes y metálicos.

 

ENLACES INTERMOLECULARES.

Son fuerzas que actúan sobre moléculas o iones haciendo que éstos se atraigan o repelen sin ocasionar cambios químicos en las moléculas o iones que los llevan a cabo y son las que dan las propiedades físicas de las sustancias (las que impresionan nuestros sentidos) tales como: estado físico (sólido, gas, líquido), organolépticas (olor, sabor), punto de fusión, ebullición, solubilidad, dureza, conductibilidad eléctrica, conductibilidad calórica, tensión superficial, densidad etcétera.

Son muchas entre las que tenemos: ión-ión (llamadas también puentes salinos), ión-dipolo, ión-dipolo inducido, fuerzas hidrofóbicas y los enlaces de Van Der Waals (los cuales a su vez se dividen en fuerzas de London, dipolo-dipolo inducido y puentes de hidrógeno).

 

ENLACES IONICOS

Son los enlaces que se dan entre átomos donde uno de ellos tiene la suficiente fuerza para sustraer electrones de otro átomo y de esta forma completar sus 8 electrones en su última capa de valencia. El átomo que pierde electrones queda lógicamente con carga positiva (porque no perdió protones y entonces queda con un número de protones superior al de electrones) y se llama catión y el que ganó electrones queda con carga negativa (por razón contraria) y se llama anión. Uno y otro átomo una vez que ha perdido o ganado electrones deja de llamarse átomo y comienza a llamarse ión. En síntesis se denomina enlace iónico al enlace químico que conlleva a la formación de iones de signo opuesto que se atraen fuertemente entre si. Los elementos que participan de estos elementos son uno electronegativo y el otro electropositivo. Estos enlaces son muy fuertes formando compuestos que tienen altos puntos de fusión y ebullición y por eso son cristalinos y sólidos que se disuelven en agua pero con baja solubilidad. Se forman entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII Ejemplo sodio con cloro o el calcio con el cloro. Cuando están en forma líquida o cuando están en disoluciones acuosas transmiten la electricidad porque sus iones pueden moverse llevando la electricidad por esa razón se llaman electrolitos. Además los compuestos formados son polares.

 

ENLACES COVALENTES

Es el enlace entre átomos en los cuales ninguno de ellos tienen la suficiente fuerza para formar un enlace iónico y por consiguiente comparten electrones para lograr un nivel superior de energía. Este tipo de enlace se da entre elementos muy electronegativos.

Según la cantidad de electrones que compartan los átomos se tienen tres tipos de enlaces covalentes comunes: 1) El simples: comparten un solo electrón cada átomo o sea que comparten un par de electrones Ejemplo HCl o el hidrógeno molecular H2 2) El doble: cuando comparte dos electrones cada átomo o sea que comparten dos pares de electrones Ejemplo O2 o el oxido de azufre SO y 3) El triple: que comparte 3 electrones cada átomo o sea que comparten tres pares de electrones Ejemplo: N2. Los enlaces cuádruples, quíntuples y séxtuples son menos comunes pero se dan en metales de transición.

Cuando los átomos unidos por el enlace covalentes son idénticos los electrones se comparten por igual y la nube electrónica es uniforme alrededor de los dos átomos formando un enlace covalente apolar, mientras que cuando son diferentes el átomo más electronegativo tiende a tener más tiempo los electrones formándose un enlace covalente polar por cuanto se forma un dipolo.

Debido a que estos enlaces son menos fuentes que los iónicos, las moléculas formadas por estos enlaces poseen temperaturas con menor valor en los puntos de ebullición y fusión y por tanto en condiciones normales generalmente son líquidos o gases, sin embargo por ejemplo el yodo molecular (I2) es sólido.

Las moléculas formadas por enlaces covalentes apolares (como el oxígeno molecular) son insolubles en disolventes polares como el agua, pero solubles en disolventes apolares como el benceno o el cloroformo.

En la formula semidesarrollada los enlaces comunes covalentes simples, dobles o triples se representan así respectivamente: H3C-CH3, H2C=CH2 y HC = CH.

Existe otro enlace covalente denominado COORDINADO o DATIVA en el cual los electrones compartidos son aportados por uno solo de los átomos Ejemplos de este tipo de enlace son el NH4+ formado al unir un NH3 + un protón (H+),  ozono O3 al unirse una molécula de oxígeno O2 + un átomo de oxígeno O-2, el SO2, el ácido fosfórico H2PO4, el ácido sulfúrico H2SO4, el ácido Nítrico HNO3

En la formula semidesarrollada los enlaces coordinados covalentes se representan con una flecha así: O←S=O para el caso del SO2 en el cual la flecha sale del donador y llega al receptor.

 

ENLACES METALICOS

Se basa en el modelo del mar de electrones en el cual cada uno de los átomos de metal cede electrones de valencia convirtiéndose en un ión catión los cuales se agrupan ordenadamente y los electrones de valencia sobrantes se mueven libremente dentro de la estructura metálica y se forma un “mar de electrones” que rodea la red catiónica manteniéndola unida y por tanto el enlace metálico es el resultado de la atracción mutua entre el mar de electrones y la red de cationes. Dicho de otra forma cada átomo de metal libera sus electrones de valencia, que forman una nube electrónica compartida por todos los cationes metálicos. Los átomos que forman estos enlaces son lo contrario de los que forman los covalentes o sea son electropositivos. Este tipo de enlace es el responsable de las características particulares de los metales como resistencia, maleabilidad, ductilidad, conductibildiad de calor y electricidad, opacidad y brillo y por eso su altísimo nivel de temperatura de ebullición y fusión. La excepción a estas propiedades la presentan los metales del grupo del Zn, que incluyen al Hg y el Cd que son líquidos a temperatura ambiente. Los metales son insolubles en el agua y disolventes orgánicos a no ser que reaccionen con ellos caso en el cual se oxidan porque pierden electrones rompiéndose el enlace metálico. 

 

FUERZA ELECTROSTATICA IÓN – IÓN O PUENTE SALINO.

Es una fuerza intermolecular que se establece entre iones de igual o distinta carga que se atraen o se rechazan. Esta fuerza es directamente proporcional a la magnitud de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa (Ley de Coulomb).

Es una fuerza intermolecular frecuente entre enzima – sustrato, entre aminoácidos de un proteína y entre ácidos nucleicos y proteínas. Los aminoácidos que con mayor frecuencia participan en los puentes salinos por poseer cadenas laterales cargadas en forma positiva son la Arginina, la Lisina y la Histidina y los que la poseen cargada en forma negativa son el aspartato y el glutamato.

Un ejemplo de fuerza electrostática ión-ión que se rechazan por tener la misma carga (negativa en este caso) es la que se presenta entre las glucosaminoglicanos, los cuales poseen cargas negativas a expensas de los grupos sulfatos de los aminoazucares sulfatados y de los grupos carboxilos de los azúcares ácidos que los forman; por esa razón estas polisacáridos poseen textura resbaladiza, como lo tiene el humor vítreo por ejemplo.

 

FUERZA IÓN – DIPOLO.

Es un enlace intermolecular que se establece entre un ión y una molécula polar como el agua. Se da entre las sustancias solubles y el agua.

 

FUERZA IÓN – DIPOLO INDUCIDO.

Es un enlace intermolecular que se establece entre un ión y una molécula apolar. La proximidad del ión provoca una distorsión de la nube de electrones en la molécula apolar que la convierte transitoriamente en una molécula polar; en este momento se convierte en una fuerza ión – dipolo que ha sido inducido por el cambio de la molécula de apolar a polar. El ejemplo se da en el enlace entre el ión ferroso y el oxígeno en la oxihemoglobina y es lo que permite que la molécula de oxígeno permanezca como tal y no como un radical de oxígeno.

 

INTERACCIONES HIDROFÓBICAS.

En un medio acuosa las moléculas hidrofobias tienden a organizarse (asociarse) para evitar interactuar con el agua y de esta forma estructuras tales como micelas lipídicas, bicapas lipídicas en las membranas celulares o en las estructuras cuaternarias de proteínas globulares donde los aminoácidos hidrofóbicos se apiñan en el centro de la estructura como el caso de las globinas, donde se localiza el grupo Hemo.

 

FUERZAS INTERMOLECUARLES O ENLACES DE VAN DER WAALS (VDW)

En realidad son tres tipos de enlaces que se diferencian en la fuerza del enlace que se presenta entre los átomos.

Todos los enlaces de tipo VDW se deben a atracciones eléctricas entre los átomos o moléculas. Entre estos enlaces de VDW tenemos las fuerzas de dispersión de London, los enlaces dipolares y los puentes de hidrógeno.

Fuerzas de dispersión de London: Esta fuerza se debe a que la ubicación de los electrones alrededor del núcleo no posee una ubicación regular y uniforme sino que es como una nube irregular donde los electrones pueden estar en cualquier lado; esta distribución irregular de los electrones hace que un lado del átomo sea ligeramente más negativo que otro. Esta distribución permite que en determinado momento un átomo se encuentre atraído eléctricamente por otro a través de una fuerza muy débil. Estas fuerzas de dispersión de London son los únicos enlaces que se pueden dar entre los átomos de los gases nobles (porque estos no realizan enlaces de otro tipo) y son los que permiten que a temperaturas muy bajas sean líquidos y por eso al contrario se requiere muy poca energía para llevarlos de líquidos a gases. Sin embargo las fuerzas de dispersión de London se dan entre todos los átomos y todas las moléculas sean polares o no polares, lo que pasa es que no son relevantes porque los otros enlaces que se forman entre los átomos o las moléculas no dejan que se expresen estas fuerzas de dispersión de London y por esta razón solo se observan en los gases nobles.

Enlaces dipolo-dipolo o dipolares: Es otro tipo de enlace de VDW que se expresa con más fuerza que el de dispersión de London. Se da exclusivamente entre moléculas que sean polares (mientras que el de dispersión de London puede ser también entre átomos) en el que el polo negativo de una molécula se encuentra atraído por el polo positivo de la otra molécula. Para que una molécula sea polar debe estar formada por un elemento electronegativo y otro de menor grado de electronegatividad.

Enlaces de puentes de hidrógeno: Son similares a los enlaces dipolo-dipolo (pero más extremos o fuertes) en las cuales siempre está involucrado el hidrógeno que se encuentra enlazado exclusivamente a flúor, oxígeno o nitrógeno, los cuales son los átomos más electronegativo y por tanto se da entre moléculas muy polares (los elementos más electronegativos son los localizados en la parte superior derecha de la tabla periódica tal como el F, O y N). El ejemplo más típico de los puentes de hidrógeno se da con una molécula fuertemente polar como el es agua, ya que el átomo de oxígeno se vuelve muy negativo y los de hidrógeno muy positivos (protones) y por tanto se da con mucha facilidad los puentes de hidrógeno dentro del agua y es lo que les da el estado líquido. Otro puente de hidrógeno muy importante es el que se da entre el hidrógeno que esta unido al nitrógeno del grupo α-amino de la glicina de una cadena alfa de preprocolágeno y el oxígeno del grupo carbonilo de otro aminoácido de otra cadena de preprocolágeno, puentes estos requeridos para formar la triple hélice de de la molécula de procolágeno