Enlaces Químicos y Geometría Molecular: Tipos y Propiedades

Estructura de Lewis y la Regla del Octeto

En 1916, Walter Kössel y Gilbert Newton Lewis establecieron que: "Un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, por lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo". La regla del octeto dice que: "Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga 8 electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica".

Tipos de Enlaces Químicos

Un enlace químico se forma cuando dos o más átomos comparten pares de electrones.

Enlace Iónico

Se forma cuando los átomos participantes presentan una diferencia de electronegatividad considerable, igual o mayor a 1.7. Debido a la fuerza electrostática que se establece entre los iones formados en un enlace iónico, los compuestos se clasifican en:

• Ser sólidos a temperatura ambiente.
• Presentar altos puntos de evaporación y fusión.
• Romperse con facilidad en estado sólido.
• Ser malos conductores del calor.

Enlace Covalente

Se forma cuando los átomos participantes tienen electronegatividades similares o iguales, produciendo una diferencia que puede ser igual o mayor a 0 y menor a 1.7.

Enlace Covalente Polar (E.C. Polar)

Corresponde al tipo de enlace que se forma cuando la diferencia de electronegatividad es distinta de 0 pero inferior a 1.7.

Enlace Covalente Coordinado (E.C. Coordinado)

Se produce cuando solo uno de los átomos participantes aporta electrones.

Enlace Covalente Apolar (E.C. Apolar)

Se forma por la unión de los átomos con la misma electronegatividad, siendo su diferencia igual a 0.

Compuestos Covalentes

• Sustancias Moleculares: Formadas por moléculas individuales unidas entre sí.
• Sustancias Reticulares: Formadas por un número indefinido de átomos iguales o diferentes unidos por enlace covalente.

Enlace Metálico

Presente en los metales, que forman agregados en los que no se encuentran átomos, sino iones positivos en posiciones fijas y próximas.

Geometría Molecular

En 1957, R.J. Gillespie y R. Nyholm desarrollaron un modelo basado en criterios electrónicos para predecir la geometría de moléculas, denominado Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRPEV).

1. Geometría lineal: Presenta dos pares electrónicos de la forma AX₂ y forma un ángulo de enlace de 180º.
2. Geometría trigonal plana: Presenta tres pares electrónicos de la forma AX₃, formando enlaces de 120º.
3. Geometría trigonal angular: Presenta la forma AX₂E, puesto que uno de los tres pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central, formando una geometría angular con ángulos inferiores a 120º.
4. Geometría tetraédrica regular: Presenta cuatro pares de electrones de la forma AX₄, formando ángulos de 109.5º.
5. Geometría tetraédrica piramidal: Presenta cuatro pares de electrones, pero uno solitario (AX₃E), formando ángulos menores a 109º.
6. Geometría angular: Deriva del tetraedro. Esta estructura presenta cuatro pares electrónicos, de los cuales dos son solitarios (AX₂E₂), formando ángulos menores a 109º.

Polaridad Molecular

Para establecer la polaridad de las moléculas diatómicas, basta con determinar la diferencia de electronegatividad, lo que indicará si son polares o no polares. Para determinar la polaridad de las moléculas poliatómicas de tres o más átomos, es necesario establecer la geometría molecular para definir la distribución de la nube electrónica.

Energía de Enlace

Es la energía necesaria para romper el enlace específico en la molécula. Cuanto mayor es la energía del enlace, mayor será la atracción que se establecerá entre las moléculas.

Interacciones Moleculares

• Atracción dipolo-dipolo: Fuerza de atracción producida entre dos o más moléculas polares, estableciéndose asociación entre el extremo positivo de una molécula con el extremo negativo de otra.
• Atracción ion-dipolo: Interacción de una molécula polar con un ion de comportamiento positivo o negativo.
• Fuerzas de Van der Waals: Conocidas como fuerzas de London o fuerzas dipolo-transitorias, son atracciones débiles entre las moléculas no polares. Se producen cuando estas moléculas no tienen polos y son inducidas a provocar un desplazamiento momentáneo y relativo de los electrones, generando un polo positivo y otro negativo al que se le llama "dipolo transitorio".
• Puente de hidrógeno: Parecido al tipo de interacción dipolo-dipolo, pero muy fuerte. Ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo (como el nitrógeno, oxígeno o el flúor). Posee carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula.