Conceptos Fundamentales de Química: Enlaces y Propiedades Atómicas

Tipos de Enlace Químico según la Diferencia de Electronegatividad

La diferencia de electronegatividad (ΔEN) entre dos átomos es un factor crucial para determinar el tipo de enlace químico que se formará:

• Si ΔEN ≤ 0,4: Se forma un enlace covalente apolar. Los electrones se comparten de manera equitativa.
• Si 0,5 ≤ ΔEN ≤ 1,7: Se forma un enlace covalente polar. Los electrones se comparten de forma desigual, creando dipolos parciales.
• Si ΔEN > 1,7: Se forma un enlace iónico. Hay una transferencia significativa de electrones, resultando en la formación de iones.

Propiedades Periódicas Fundamentales

Las propiedades periódicas son características de los elementos que varían de manera regular a lo largo de la tabla periódica, influenciadas por la configuración electrónica y la carga nuclear. A continuación, se definen algunas de las más importantes:

• Radio Atómico

  El radio atómico es una medida del tamaño de un átomo. Se observa que:

  • El radio de un anión (Ra-) es mayor que el del átomo neutro correspondiente (Ra), ya que la adición de electrones aumenta la repulsión interelectrónica y expande la nube electrónica (Ra < Ra-).
  • El radio de un catión (Ra+) es menor que el del átomo neutro correspondiente (Ra), debido a la pérdida de electrones y una mayor atracción del núcleo sobre los electrones restantes (Ra > Ra+).

• Energía de Ionización (Ei)

  La energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un mol de átomos en estado gaseoso, formando un ion positivo. Se representa como: A(g) + Ei → A+(g) + e-.

• Afinidad Electrónica (Eaf)

  La afinidad electrónica es la energía desprendida (o absorbida) cuando un mol de átomos en estado gaseoso capta un electrón, formando un ion negativo. Se representa como: A(g) + e- → A-(g) + Eaf.

• Electronegatividad

  La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.

• Carácter No Metálico

  El carácter no metálico se refiere a la tendencia de un átomo a ganar electrones para alcanzar una configuración electrónica estable.

Cálculo de Electrones para Estructuras de Lewis (Método D-N-C-S)

Para la construcción de estructuras de Lewis, se pueden seguir los siguientes pasos, utilizando las variables D, N, C y S:

• D (Electrones Disponibles): Suma de los electrones de valencia de todos los átomos en la molécula o ion, ajustando por la carga si es un ion.
• N (Electrones Necesarios): Número total de electrones que cada átomo necesita para completar su octeto (8 electrones por átomo, excepto el hidrógeno que necesita 2).
• C (Electrones Compartidos): Se calcula como la diferencia entre los electrones necesarios y los disponibles (C = N - D). El número de enlaces se obtiene dividiendo C entre 2 (C/2 = número de enlaces).
• S (Electrones Sobrantes): Se calcula como la diferencia entre los electrones disponibles y los compartidos (S = D - C). El número de pares de electrones no enlazantes (pares libres) se obtiene dividiendo S entre 2 (S/2 = pares libres).

Tipos de Enlaces Covalentes: Sigma (σ) y Pi (π)

Los enlaces covalentes pueden clasificarse según la forma en que los orbitales atómicos se solapan:

• Enlaces Sigma (σ)

  Los enlaces sigma se forman por el solapamiento frontal de orbitales atómicos. Son los enlaces más fuertes y siempre son enlaces simples.

• Enlaces Pi (π)

  Los enlaces pi se forman por el solapamiento lateral de orbitales p. Son más débiles que los enlaces sigma.

En los enlaces múltiples, la combinación es la siguiente:

• En un enlace doble: Uno es un enlace sigma (σ) y el otro es un enlace pi (π).
• En un enlace triple: Uno es un enlace sigma (σ) y los otros dos son enlaces pi (π).

Energía Reticular

La energía reticular es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos constituyentes. Esta energía no puede medirse directamente, pero se puede calcular o aproximar utilizando ciclos termodinámicos (como el ciclo de Born-Haber) y conociendo la estructura y composición del compuesto iónico.

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son atracciones entre moléculas que influyen en las propiedades físicas de las sustancias.

• Fuerzas de London o de Dispersión

  Las fuerzas de London (también conocidas como fuerzas de dispersión) se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de atracciones temporales entre dipolos instantáneos que se forman aleatoriamente en las moléculas y los dipolos que estos inducen en moléculas cercanas. Son las fuerzas intermoleculares más débiles.

• Puentes de Hidrógeno

  Los puentes de hidrógeno son un tipo especial y fuerte de interacción dipolo-dipolo. Se forman cuando un átomo de hidrógeno, unido covalentemente a un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño (como Flúor (F), Oxígeno (O) o Nitrógeno (N)), es atraído por un par de electrones no enlazantes de otro átomo electronegativo cercano. Esta atracción se ve favorecida por el pequeño tamaño de los átomos involucrados, permitiendo una mayor proximidad y, por ende, una unión más fuerte.

Configuración Electrónica

La configuración electrónica describe la distribución de los electrones de un átomo en sus orbitales atómicos. La secuencia de llenado de orbitales, siguiendo el principio de Aufbau, es la siguiente:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶...