Moléculas y compuestos

Los átomos son las unidades más pequeñas de la materia que todavía retienen las propiedades químicas fundamentales de un elemento. Sin embargo, gran parte del estudio de la química implica observar lo que sucede cuando los átomos se combinan con otros átomos para formar compuestos. Un compuesto es un grupo definido de átomos unidos por enlaces químicos. De la misma manera en la que la estructura del átomo se mantiene unida por la atracción electrostática entre el núcleo con carga positiva y los electrones negativos que lo rodean, la estabilidad dentro de los enlaces químicos también se debe a las atracciones electrostáticas. Para ilustrarlo mejor, considera los dos tipos principales de enlace químico: enlaces covalentes y enlaces iónicos. En los enlaces covalentes, dos átomos comparten pares de electrones, mientras que en los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente entre dos átomos por lo que se forman iones. Vamos a considerar ambos tipos de enlace a detalle.

Se forma un enlace covalente cuando dos átomos comparten pares de electrones. En un enlace covalente, la estabilidad del enlace proviene de la atracción electrostática que comparten los dos núcleos atómicos con carga positiva, y los electrones con carga negativa que comparten entre los dos.

Cuando se combinan los átomos al formar enlaces covalentes, el grupo de átomos que resulta se conoce como molécula. Por lo tanto, podemos decir que una molécula es la unidad más simple de un compuesto covalente. Como ahora podremos ver, hay una variedad de formas distintas de representar y dibujar moléculas.

Las fórmulas químicas, a veces llamadas fórmulas moleculares, son la forma más simple de representar moléculas. En una fórmula química, utilizamos los símbolos de los elementos de la tabla periódica para indicar qué elementos están presentes, y usamos subíndices para indicar cuántos átomos de cada elemento existen dentro de la molécula. Por ejemplo, una sola molécula de NH$_\purpleC{3}$start subscript, start color #aa87ff, 3, end color #aa87ff, end subscript, amoniaco, contiene un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. En contraste, una sola molécula de N$_\blueD{2}$start subscript, start color #11accd, 2, end color #11accd, end subscriptH$_\redD{4}$start subscript, start color #e84d39, 4, end color #e84d39, end subscript, hidracina, contiene dos átomos de nitrógeno y cuatro átomos de hidrógeno.

Verificación de conceptos: la fórmula química del ácido acético, un ácido común que se encuentra en el vinagre, es C$_2$start subscript, 2, end subscriptH$_4$start subscript, 4, end subscriptO$_2$start subscript, 2, end subscript. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en tres moléculas de ácido acético?

Conforme avance tu estudio de la química, encontrarás que a veces los químicos escriben fórmulas moleculares de distintas maneras. Por ejemplo, como acabamos de ver, la fórmula química del ácido acético es C$_2$start subscript, 2, end subscriptH$_4$start subscript, 4, end subscriptO$_2$start subscript, 2, end subscript; sin embargo, con frecuencia veremos que se escribe como CH$_3$start subscript, 3, end subscriptCOOH. El motivo de este segundo tipo de fórmula es que el orden en el que se escriben los átomos ayuda a mostrar la estructura de la molécula del ácido acético; esta a veces se conoce como fórmula estructural condensada. Como tal, podemos pensar en CH$_3$start subscript, 3, end subscriptCOOH como una forma intermedia entre una fórmula química y una fórmula estructural, la cual consideraremos a continuación.

Las fórmulas químicas solo nos dicen cuántos átomos de cada elemento se encuentran en una molécula, pero las fórmulas estructurales también nos dan información sobre cómo se conectan los átomos en el espacio. En las fórmulas estructurales, en realidad dibujamos los enlaces covalentes que conectan los átomos. En la última sección, vimos la fórmula química del amoniaco, que es NH$_3$start subscript, 3, end subscript. Ahora consideremos su fórmula estructural:

En ambas fórmulas estructurales, podemos ver que el átomo central de nitrógeno está conectado a cada átomo de hidrógeno por un solo enlace covalente. Hay que tener en cuenta, sin embargo, que los átomos y moléculas, igual que todo lo demás en el universo, existen en tres dimensiones: tienen largo y ancho, así como profundidad. En la fórmula estructural a la izquierda, solo vemos una aproximación en dos dimensiones de esta molécula. Pero, en la fórmula estructural más detallada a la derecha, tenemos una línea discontinua que indica que el átomo de hidrógeno a la extrema derecha está detrás del plano de la pantalla, mientras que la línea en forma de cuña en negritas indica que el hidrógeno central está delante del plano de la pantalla. Los dos puntos arriba del nitrógeno indican un par de electrones solos que no participan en ningún enlace covalente. Al final de esta sección analizaremos la importancia de estos electrones. Para ayudar a mostrar esta forma tridimensional con mayor precisión, podemos apoyarnos en modelos espaciales, así como en modelos de esferas y barras. Consideremos ambos modelos para NH$_3$start subscript, 3, end subscript:

La imagen de lado izquierdo muestra el modelo espacial del amoniaco. El átomo de nitrógeno está representado por una esfera central azul más grande, y los tres átomos de hidrógeno están representados como esferas blancas más pequeñas a los lados, que forman una especie de trípode. La forma general de la molécula es una pirámide con el nitrógeno en el vértice y una base triangular formada por los tres átomos de hidrógeno. Como aprenderás cuando estudies formas moleculares y geometría molecular, este tipo de arreglo se conoce como pirámide trigonal. La principal ventaja del modelo espacial es que nos da un sentido de los tamaños relativos de los distintos átomos: el radio del núcleo de nitrógeno es más grande que el del hidrógeno.

La imagen a la derecha nos muestra el modelo de esferas y barras del amoniaco. Como podrás adivinar, las esferas representan los átomos y las barras que conectan las esferas representan los enlaces covalentes entre ellos. La ventaja de este tipo de modelo es que podemos ver los enlaces covalentes, lo que además nos permite ver mejor la geometría de la molécula.

Ahora que hemos entendido los enlaces covalentes, podemos empezar a analizar el otro tipo principal de enlace químico, el enlace iónico. A diferencia de los enlaces covalentes, en los que pares de electrones se comparten entre los átomos, un enlace iónico se forma cuando dos iones con cargas opuestas se atraen entre sí. Para ilustrar esto mejor, primero tenemos que examinar la estructura y formación de los iones.

Recuerda que los átomos neutros tienen igual número de protones y electrones. El resultado de esto es que la carga positiva total de los protones cancela exactamente la carga negativa total de los electrones, por lo que el átomo tiene una carga general, o carga neta, de cero.

Sin embargo, si un átomo gana o pierde electrones, se rompe el equilibrio entre protones y electrones, y el átomo se convierte en un ion (una especie con carga neta). Veamos primero lo que pasa cuando un átomo neutro pierde un electrón:

En el diagrama anterior, vemos un átomo neutro de sodio, Na, que pierde un electrón. El resultado es que el ion sodio, Na$^+$start superscript, plus, end superscript, tiene 11 protones, pero solo 10 electrones. Así, el ion sodio tiene una carga neta de 1+, y se ha convertido en un catión, un ion con carga positiva.

A continuación, veremos la formación de un anión, un ion con una carga neta negativa.

En este diagrama vemos el proceso opuesto de lo que observamos con el átomo de sodio. Aquí, un átomo neutro de cloro, Cl, está ganando un electrón. El resultado es que el ion cloruro, Cl$^-$start superscript, minus, end superscript, que se acaba de formar, tiene 17 protones y 18 electrones. Puesto que los electrones llevan una carga de 1-, la carga neta en el ion cloruro por el electrón adicional es 1-. Se convirtió en un anión, o un ion con carga negativa.

Nota: cuando los átomos neutros ganan uno o más electrones para formar aniones, generalmente se les nombra con un sufijo -uro. Por ejemplo, Cl$^-$start superscript, minus, end superscript es cloruro, Br$^-$start superscript, minus, end superscript es bromuro, N$^{3-}$start superscript, 3, minus, end superscript es nitruro, etc. (el O$^{2-}$start superscript, 2, minus, end superscript, óxido, sería una excepción).

En la última sección, analizamos cómo el sodio puede perder un electrón para formar el catión Na$^+$start superscript, plus, end superscript, y por otra parte, cómo el cloro puede ganar un electrón para formar el anión Cl$^-$start superscript, minus, end superscript. Pero en realidad este proceso puede ocurrir completo en un solo paso cuando el sodio regala su electrón al cloro. Podemos ilustrar esto como sigue:

Aquí podemos ver cómo se transfiere un electrón del sodio al cloro para formar los iones Na$^+$start superscript, plus, end superscript y Cl$^-$start superscript, minus, end superscript. Una vez que se forman estos iones, hay una fuerte atracción electrostática entre ellos, lo que lleva a la formación de un enlace iónico. Podemos ver que uno de los principales factores que distingue los enlaces iónicos de los covalentes es que en los enlaces iónicos los electrones se transfieren completamente, mientras que en los enlaces covalentes, los electrones se comparten.

Nota: conforme aprendas más sobre la formación de enlaces, verás que en realidad la diferencia entre enlaces covalentes y iónicos no es blanco y negro y que los dos tipos de enlace en realidad son más como los dos extremos de un espectro común. Podemos pensar que en un enlace iónico puro se comparten electrones de forma perfectamente dispareja, mientras que en el enlace covalente puro, se comparten electrones de forma perfectamente igual. Sin embargo, la verdad es que la mayoría de los enlaces químicos están en un punto intermedio entre estos dos casos.

Ahora consideraremos las diferentes maneras de dibujar o representar los enlaces iónicos. Seguiremos estudiando el compuesto iónico más comúnmente conocido, el cloruro de sodio, también llamado sal de mesa. Se puede representar un solo enlace iónico en el cloruro de sodio de la siguiente manera:

Al catión de sodio con carga positiva y al anión de cloruro con carga negativa les gusta colocarse uno junto al otro debido a su atracción electrostática mutua. Puesto que no se comparten electrones, no mostramos un enlace iónico con una línea como lo hacemos para los enlaces covalentes. Sencillamente reconocemos que la atracción existe por los signos de cargas opuestas en los iones.

El diagrama anterior, sin embargo, es solo un modelo. En la naturaleza, el cloruro de sodio no existe como un solo catión de sodio unido con un solo anión de cloruro. Como mencionamos antes, el cloruro de sodio es la sal de mesa, y si pudiéramos usar un microscopio superpoderoso con en el que fuera posible ver la sal de mesa a nivel atómico, veríamos algo como la estructura siguiente:

En este diagrama podemos ver que los iones Na$^+$start superscript, plus, end superscript y Cl$^-$start superscript, minus, end superscript se colocan naturalmente uno junto al otro en el espacio debido a la atracción electrostática que comparten entre ellos. Entonces los iones se mantienen en su lugar mediante sus enlaces iónicos muy fuertes. La estructura anterior se conoce como red cristalina, y el cloruro de sodio, como la mayoría de los compuestos iónicos, es un sólido cristalino. Aprenderás más sobre esto en lecciones futuras sobre los diferentes tipos de sólidos.

Ya que hemos analizado lo básico tanto de los enlaces covalentes como de los iónicos, tenemos que hacer unas cuantas diferencias necesarias. Sabemos que un grupo de átomos unidos solo por enlaces covalentes se conoce como molécula. Se debe enfatizar, sin embargo, que la palabra molécula solo se debe usar para referirse a compuestos covalentes. En un compuesto iónico, como el cloruro de sodio, no existe algo como una sola molécula de cloruro de sodio, puesto que en realidad, el cloruro de sodio está hecho de muchos iones de sodio y cloro unidos en una gran red cristalina, como lo vimos en el diagrama anterior. Como tal, nos referimos a un pedazo de NaCl no como una molécula sino como una celda unitaria. Hay que tener en cuenta que una sola celda unitaria, a diferencia de una sola molécula, en general no existe en la naturaleza, simplemente usamos las celdas unitarias por conveniencia y para facilitar su alusión.

Verificación de conceptos: ¿qué tipo de compuestos están hechos de moléculas, los iónicos o los covalentes?

Todos los enlaces químicos se deben a la atracción electrostática. Cuando los átomos se combinan a través de enlaces químicos, forman compuestos, es decir estructuras únicas que se conforman de dos o más átomos. La composición básica de un compuesto se puede manifestar mediante el uso de una fórmula química. Una fórmula química utiliza símbolos de la tabla periódica para indicar los tipos de elementos presentes en un compuesto en particular, y usa subíndices para representar el número de cada tipo de elemento presente.

Los compuestos pueden ser covalentes o iónicos. En los compuestos covalentes, los átomos forman enlaces covalentes que consisten de núcleos atómicos adyacentes que comparten pares de electrones. Un ejemplo de compuesto covalente es el amoniaco. La fórmula química del amoniaco es NH$_3$start subscript, 3, end subscript, que nos dice que en una sola molécula de amoniaco hay un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. La estructura de un compuesto covalente se puede representar a través de modelos espaciales así como de modelos de esferas y barras.

En los compuestos iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro, de manera que se forma un catión (ion con carga positiva), y un anión (ion con carga negativa). La fuerte atracción electrostática entre cationes y aniones adyacentes se conoce como enlace iónico. El ejemplo más común de un compuesto iónico es el cloruro de sodio, NaCl, mejor conocido como sal de mesa. A diferencia de los compuestos covalentes, no existe algo como una molécula de un compuesto iónico. Esto se debe a que en la naturaleza, el NaCl no existe en unidades individuales, sino en estructuras de red cristalina que se conforman de muchos iones de Na$^+$start superscript, plus, end superscript y Cl$^-$start superscript, minus, end superscript que se alternan en el espacio. La fórmula química NaCl especifica una celda unitaria de este compuesto.