Clasificación de Enlaces y Sustancias Químicas

Configuración Electrónica

(Z)1s².2s².2p⁶.3s².3p⁶.4s².3d¹⁰.4p⁶.5s².4d¹⁰.5p⁶.6s².4f¹⁴.5d¹⁰.6p⁶.7s².5f¹⁴.6d¹⁰.7p⁶

Tipos de Enlaces Químicos

Un enlace químico es la fuerza que une a los átomos para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado.

Enlace Iónico

• Se forma entre un metal electropositivo y un no metal electronegativo.
• Implica la transferencia de electrones (el metal "cede" y el no metal "acepta").
• Ejemplo: Unión de un metal con un no metal (e.g., Na con Cl para formar NaCl).

Enlace Covalente

• Se forma entre átomos de elevada y parecida electronegatividad.
• Comúnmente ocurre entre no metales (iguales o diferentes) o entre hidrógeno y un no metal.
• Implica la compartición de electrones.

Enlace Covalente Simple

• Se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones.
• Ejemplo: H₂ (H : H o H - H)

Enlace Covalente Doble

• Se forma cuando dos átomos comparten dos pares de electrones.
• Ejemplo: O₂ (O = O)

Enlace Covalente Triple

• Se forma cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.
• Ejemplo: N₂ (N ≡ N)

Enlace Covalente Coordinado (o Dativo)

• Es un tipo de enlace covalente en el que uno de los átomos aporta los dos electrones que se van a compartir, y el otro elemento aporta un orbital vacío.

Polarización del Enlace Covalente

El enlace covalente polar se forma cuando se unen dos átomos de diferente electronegatividad. Esto produce la aparición de cargas parciales (δ+ y δ-) en los extremos del enlace.

• Enlace Covalente Puro o Apolar: Se forma entre átomos con electronegatividad muy similar o idéntica.
  • Ejemplo: O₂ (O—O)
• Enlace Covalente Polar: Se forma entre átomos con diferencia de electronegatividad significativa, pero no lo suficiente para una transferencia completa.
  • Ejemplo: HCl (H^δ+—Cl^δ-)
• Enlace Iónico: Se forma entre átomos con una gran diferencia de electronegatividad, resultando en una transferencia completa de electrones y la formación de iones.
  • Ejemplo: NaCl (Na⁺Cl^-)

Enlace Metálico

• Se forma entre metales, que son elementos muy electropositivos.
• Ejemplo: En el sodio (Na), cada átomo de sodio libera su electrón de valencia (Na: 2.8.1), formando cationes sodio (Na⁺).
• Estos cationes se colocan tridimensionalmente en una red metálica.
• Se mantienen unidos por una nube electrónica (o "mar de electrones") formada por los electrones liberados, que se mueven libremente por toda la estructura.

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son atracciones entre moléculas. Una molécula puede estar formada por elementos no metálicos, o elementos no metálicos con hidrógeno, o solo hidrógeno.

• Fuerzas de Dispersión de London: Son fuerzas débiles que actúan entre moléculas apolares debido a dipolos instantáneos.
• Atracción Dipolo-Dipolo: Ocurre entre moléculas polares, donde los extremos parcialmente cargados se atraen.
• Enlace por Puente de Hidrógeno: Es un tipo especial y fuerte de interacción dipolo-dipolo. Requiere un hidrógeno unido a un átomo muy pequeño y electronegativo (principalmente Flúor (F), Oxígeno (O) o Nitrógeno (N)).

Propiedades de las Sustancias según su Enlace

Compuestos Iónicos

• Formados por la unión de un metal y un no metal mediante enlace iónico.
• Forman cristales iónicos (redes de cationes y aniones).
• En estado sólido:
  • Son duros y frágiles.
  • No conducen la electricidad.
• En estado líquido (fundidos) o en disolución acuosa:
  • Conducen la electricidad.
• Son solubles en agua (disolventes polares).

Sustancias Covalentes

• Formadas por la unión de no metales entre sí (no metal + no metal, o no metal + hidrógeno, o hidrógeno + hidrógeno) mediante enlace covalente.
• Pueden presentarse en estado gaseoso, líquido o sólido (molecular o de red).
• Solubilidad:
  • Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares.
  • Las moléculas apolares se disuelven en disolventes apolares.
• Conductividad Eléctrica:
  • Las sustancias covalentes apolares no conducen la electricidad.
  • Las sustancias covalentes polares conducen poco o nada la electricidad (a menos que reaccionen con el disolvente para formar iones).

Sustancias Metálicas

• Formadas por la unión de metales entre sí mediante enlace metálico.
• Constituyen una red metálica de cationes y electrones deslocalizados.
• En estado sólido:
  • Son excelentes conductores de la electricidad y el calor.
  • Son dúctiles (se pueden estirar en hilos) y maleables (se pueden laminar).

Elementos Químicos Comunes y sus Estados de Oxidación

Metales

• +1: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs), Francio (Fr), Plata (Ag)
• +2: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Bario (Ba), Radio (Ra)
• +3: Aluminio (Al)
• +1, +2: Cobre (Cu), Mercurio (Hg)
• +1, +3: Oro (Au), Talio (Tl)
• +2, +3: Níquel (Ni), Cobalto (Co), Hierro (Fe)
• +2, +4: Platino (Pt), Plomo (Pb), Estaño (Sn)
• +2, +3, +6: Cromo (Cr)
• +2, +3, +4, +6, +7: Manganeso (Mn)

No Metales

• -1: Flúor (F)
• -1, +1, +3, +5, +7: Cloro (Cl), Bromo (Br), Yodo (I)
• -2: Oxígeno (O)
• -2, +2, +4, +6: Azufre (S), Selenio (Se), Teluro (Te)
• -3, +1, +2, +3, +4, +5: Nitrógeno (N)
• -3, +3, +5: Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb)
• -4, +2, +4: Carbono (C)
• -4, +4: Silicio (Si)
• -3, +3: Boro (B)

Hidrógeno

• -1, +1: Hidrógeno (H)