Enlace Químico

Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí para alcanzar una situación de mínima energía, lo que equivale a máxima estabilidad. Los electrones (e-) más externos, también llamados electrones de valencia, son los responsables de esta unión.

Enlace Iónico

1. Se produce entre un metal y un no metal con electronegatividades muy diferentes.
2. Se forman cristales con iones fuertemente unidos por atracción electrostática.
3. Las reacciones donde hay pérdida o ganancia de electrones se llaman reacciones de ionización.

Energía de Red (E_red)

Energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso (kJ/mol). Cuanto mayor sea la carga de los iones (z1, z2) y menor sea la distancia interiónica (ro), mayor será la energía de red desprendida (en valor absoluto).

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Puntos de fusión y ebullición elevados, ya que se necesita mucha energía para romper la red cristalina estable.
• Sólidos a temperatura ambiente.
• Gran dureza y energía de red muy grande.
• Solubles en disolventes polares (especialmente si la energía de red es menor) e insolubles en apolares.
• Conductividad eléctrica en estado disuelto o fundido, pero no en estado sólido.
• Frágiles, ya que un golpe puede desplazar los iones, quedando enfrentados iones de distinto signo.

Enlace Covalente

Se produce entre átomos con electronegatividades altas y parecidas (generalmente no metales). Si la electronegatividad es igual, el enlace es apolar; si es diferente, el enlace es polar.

Tipos:

• Sólidos covalentes (redes cristalinas).
• Sustancias moleculares (átomos unidos covalentemente dentro de la molécula).

Estructuras de Lewis

Los átomos comparten electrones para completar su capa de valencia con 8 electrones (regla del octeto), excepto el hidrógeno (H), que se completa con 2 electrones.

Resonancia

Cuando no hay una única estructura de Lewis posible, la estructura real es un híbrido de resonancia, una combinación de varias estructuras posibles.

Enlace Covalente Coordinado o Dativo

Se produce cuando los electrones compartidos son aportados por el mismo átomo. Hay una especie dadora (átomo con un par de electrones sin compartir) y una especie aceptora (átomo que puede aceptar un par de electrones). Se representa con una flecha que va del átomo que da el par al que lo recibe.

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

Los pares de electrones de la capa de valencia de los átomos que forman enlaces covalentes se sitúan lo más alejados posible para minimizar las repulsiones entre ellos. La disposición espacial de los pares de electrones es diferente a la geometría molecular.

Disposición espacial según el número de pares de electrones:

• 2 pares: lineal (180º)
• 3 pares: triangular (120º)
• 4 pares: tetraédrica (109.5º)
• 5 pares: bipirámide trigonal (90º/120º)
• 6 pares: octaédrica (90º)

Para la geometría molecular, se distingue entre pares enlazantes (PE) y pares no enlazantes (PNE). La repulsión es mayor en el orden PNE-PNE > PNE-PE > PE-PE.

Polaridad de Moléculas Covalentes. Momento Dipolar

Las moléculas con enlaces covalentes polares tienen átomos con cargas parciales positiva (+) y negativa (-). Cada enlace tiene un momento dipolar (μ), una magnitud vectorial que depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos, cuya dirección es la línea que los une y cuyo sentido va del átomo menos electronegativo al más electronegativo. En moléculas diatómicas, el momento dipolar de la molécula es igual al momento dipolar del enlace.

• Moléculas polares: μ ≠ 0 (moléculas angulares, piramidales, o con un solo enlace polar).
• Moléculas apolares: μ = 0 (los momentos dipolares de los enlaces se anulan).

Teoría de Enlace de Valencia

Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por el solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos (cada uno con un electrón desapareado) y el emparejamiento de los electrones con espines contrarios. Para que el solapamiento sea efectivo, los orbitales deben tener un tamaño comparable y una orientación adecuada.

Covalencia: Número de electrones desapareados y, por lo tanto, número de enlaces que un átomo puede formar.

• Enlace covalente simple: solapamiento frontal (σ) sigma.
• Enlace covalente múltiple: 2 o 3 solapamientos de orbitales entre dos átomos. Siempre hay un enlace sigma; si el enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral (π) pi; si es triple, hay un sigma y dos pi.

Solapamiento Lateral (Enlace π)

El enlace π es menos estable que el sigma porque los orbitales se acercan lateralmente, lo que genera mayor repulsión entre los núcleos atómicos. También es menos fuerte que el sigma, ya que a la distancia de enlace, el solapamiento frontal es más efectivo.

Hibridación

Para explicar la geometría de las moléculas (ángulos y distancias de enlace) y la covalencia de ciertos átomos, se desarrolló la teoría de hibridación. Esta teoría propone que los orbitales atómicos de distinto tipo de un mismo átomo pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual energía (isoenergéticos) que se orientan en el espacio para minimizar la repulsión cuando los átomos forman enlaces.

Tipos de hibridación:

• sp (BeF₂, CO₂)
• sp² (BF₃, C₂H₄ eteno)
• sp³ (CH₄, NH₃, H₂O)

Fuerzas Intermoleculares

Son las fuerzas que unen moléculas distintas y son responsables del estado físico de las sustancias. Son mucho más débiles que los enlaces intramoleculares (entre átomos) y se clasifican en fuerzas de van der Waals.

Mecánica Cuántica y Fuerzas de London

La mecánica cuántica contempla la existencia de dipolos instantáneos en cualquier átomo o molécula como consecuencia de fluctuaciones espontáneas y aleatorias de las nubes electrónicas. Estos dipolos instantáneos inducen dipolos en las moléculas vecinas. Las fuerzas de London se deben a las atracciones entre dipolos instantáneos y dipolos inducidos. La intensidad de las fuerzas de London depende de la polarizabilidad de la molécula.