Fundamentos de Enlaces Químicos: Valencia, Energía Reticular y Fuerzas Intermoleculares

Conceptos Fundamentales del Enlace Químico

Valencia y Estructuras Iónicas

Valencia Iónica

Es el número de electrones que pierde o gana un átomo para formar un ion estable (ejemplos: O²⁻, F¹⁻, N³⁻, Na¹⁺). Para formar un ion estable, el átomo busca alcanzar la configuración electrónica de gas noble.

Los enlaces iónicos forman redes cristalinas, que son estructuras infinitas con un número indeterminado de iones.

Energía Reticular (U)

Es la energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso.

Según la fórmula (U ∝ Z₁Z₂ / d²), la energía reticular (U) es:

• Directamente proporcional al producto de las cargas (Z₁Z₂).
• Inversamente proporcional al cuadrado de la distancia (d) que separa a los iones.

La energía reticular está directamente relacionada con:

• La Temperatura de Fusión (mayor U, mayor Tªf).
• La Dureza del cristal (mayor U, mayor dureza).

Enlace Covalente y Propiedades Moleculares

Enlace Covalente

Se forma entre no metales entre sí o con el Hidrógeno (H). Requiere electronegatividades semejantes y altas.

La Valencia Covalente es el número de electrones aportados por cada elemento en un compuesto covalente.

Resonancia

La estructura real de la molécula es una mezcla de todas las formas estructurales propuestas, formándose un híbrido de resonancia. Suele ocurrir en moléculas con enlaces dobles o triples conjugados.

Polaridad de los Enlaces

Cuando se enlazan dos átomos con una diferencia de electronegatividad mayor de 0,4, se crean polos (las cargas son atraídas hacia el átomo más electronegativo).

Geometría Molecular e Hibridación

La geometría molecular determina la forma tridimensional de la molécula:

• Lineal: 180º (Hibridación sp).
• Triangular Plana: 120º (Hibridación sp²).
• Tetraédrica: 109.5º (Hibridación sp³).
• Piramidal: 3 pares enlazantes (pe) y 1 par solitario (ps), ángulo ligeramente menor a 109.5º.
• Angular: 2 pe y 2 ps (derivada de tetraédrica) o 2 pe y 1 ps (derivada de triangular plana).

Nota: Las moléculas pueden ser apolares si la suma vectorial de los momentos dipolares es cero.

Fuerzas Intermoleculares y Puntos de Cambio de Estado

Fuerzas Intermoleculares (FIM)

Son las fuerzas que actúan entre dos moléculas. Para que una sustancia cambie de estado (ebullición o fusión), deben romperse estas fuerzas.

Tipos principales:

• Puentes de Hidrógeno (P.H.): Se producen entre el H y átomos muy electronegativos (F, O, N). Generan puntos de fusión y ebullición excepcionalmente altos. Comunes en alcoholes, ácidos, aminas, amidas y fenoles.
• Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas de tipo electrostático.
  • Fuerzas Dipolo-Dipolo (entre moléculas polares).
  • Fuerzas de Dispersión de London: Dominantes en moléculas apolares, ya que forman dipolos instantáneos.

Generalmente, los puntos de fusión (PF) y ebullición (PE) aumentan al aumentar la masa molecular.

Comparaciones de Puntos de Fusión y Ebullición

NaCl vs LiCl (Punto de Fusión)

La comparación propuesta es NaCl > LiCl en punto de fusión. Esto se relaciona con la Energía Reticular (U).

Regla: Los iones tienen la misma carga. El tamaño aumenta al descender en el grupo (Na⁺ es más grande que Li⁺). Dado que U ∝ 1/d², el compuesto con el ion más pequeño (LiCl) debería tener una mayor energía reticular y, por ende, un PF más alto (LiCl > NaCl).

NaCl vs CaCl₂ (Punto de Fusión)

Aunque el producto de las cargas (Z₁Z₂) del CaCl₂ (2) es mayor que el del NaCl (1), el factor distancia (d²) tiene un peso significativo en la fórmula de la energía reticular (U ∝ Z₁Z₂ / d²). Si la energía reticular del CaCl₂ fuera menor que la del NaCl, implicaría que el aumento de la distancia iónica domina sobre el aumento de la carga.

SiO₂ vs CO₂ (Punto de Fusión)

SiO₂ > CO₂ en PF.

• El SiO₂ (Dióxido de Silicio) forma una red covalente tridimensional, lo que resulta en un PF muy alto.
• El CO₂ (Dióxido de Carbono) es una sustancia molecular, unida por fuerzas de Van der Waals débiles, resultando en un PF muy bajo.

H₂O vs H₂S (Punto de Ebullición)

H₂O > H₂S en PE.

A pesar de que el H₂S tiene mayor masa molecular, el H₂O requiere una energía adicional significativa para romper las fuertes asociaciones intermoleculares de Puentes de Hidrógeno, lo que eleva su punto de ebullición de manera excepcional. Lo mismo aplica para los puntos de fusión.

Teoría del Enlace de Valencia

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

Los electrones inicialmente apareados pueden desaparearse para participar en el enlace si existen orbitales vacíos en la misma capa.

Si los orbitales que se solapan son tipo s y p, se distinguen dos tipos de enlaces:

• Enlace Sigma (σ): Se forma por solapamiento frontal, es decir, sobre el mismo eje (de orbitales s o p).
• Enlace Pi (π): Se forma por solapamiento lateral, sobre ejes paralelos de los orbitales p.

Influencia de la Energía Reticular en Propiedades

Para la ebullición, hay que romper las fuerzas intermoleculares (Puentes de H o Fuerzas de Van der Waals).

Cuanto mayor sea el tamaño de los iones, menor será la energía reticular. La energía reticular influye directamente en la dureza de los sólidos iónicos.