Tipos de Enlaces Químicos y Propiedades Atómicas: Una Mirada Completa

Conceptos Básicos

• No metal = electronegativo
• Metal = electropositivo

Enlace químico: fuerzas de atracción entre los átomos que se mantienen unidos en las moléculas (fuerzas de Van der Waals, London, Keesom, Debye).

El sodio y el flúor son muy inestables. Los gases nobles son los más estables.

Tipos de Enlaces

Enlace Iónico

Enlace Iónico: uno de los elementos debe perder y el otro ganar (metal + no metal). Existe atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario, entre átomos poco electronegativos con los de muy alta electronegatividad.

Enlace Covalente

Enlace covalente: Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo elemento no metal y entre distintos elementos no metales. Se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel.

• Polar: se da cuando los electrones que se comparten son de dos no metales distintos. Son conductores pobres. Solo un átomo aporta el par de electrones.
• No polar: unión de dos átomos de no metales de igual electronegatividad por medio de un par de electrones. Su diferencia de electronegatividad es 0. No son conductores.
• Coordinado: cuando se forman enlaces múltiples, el par compartido lo aporta solo uno de los átomos.

Enlace Metálico

Enlace metálico: los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a una nube electrónica.

Regla del Octeto y Teorías del Enlace

Regla del octeto (Kossel & Lewis): concluyeron que los átomos tienden a lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano. Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que la capa más externa de cada átomo tenga 8 electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas más cercano.

Enlace covalente: Los no metales capturan electrones y los elementos situados a la izquierda y centro de la tabla (metales) lo consiguen por pérdida de electrones.

Un enlace químico se forma al compartir los dos electrones de una misma región del espacio.

Cuando es s-s, s-p, y p-p con la dirección es el eje z.

Electrovalencia: Es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de gases nobles.

Covalencia: Número de enlaces covalentes que puede formar un átomo. Es el número de electrones desapareados que tiene tal átomo.

Teorías del enlace de valencia: Son dos:

• Teoría del enlace de valencia: sirve para determinar la geometría molecular o energía de disociación y propiedades del estado fundamental de la molécula. Según esta, se ocupa solapar un orbital de un átomo, con otro de otro átomo. Cada orbital debe ser ocupado por un solo electrón, además de espines opuestos.
• Teoría de orbitales moleculares: útil para explicar las propiedades espectroscópicas.

Principio de incertidumbre de Heisenberg: no es posible saber de forma simultánea la posición y cantidad de movimiento de un electrón.

Energía de disociación de enlace: es el valor de la energía que se desprende al formarse el enlace y es la misma que se ocuparía para romper el enlace.

Modelo de Repulsión y Estructuras

Modelo de repulsión de electrones de la capa de valencia: indica el tipo de orbitales de los enlaces. Supone que los pares de electrones de la capa de valencia están ordenados en torno al átomo central del compuesto de tal manera que existe la máxima separación entre ambas y por ende mínima repulsión.

Índice de coordinación: número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina.

Las sustancias iónicas se mantienen unidas por las fuerzas de Coulomb, por eso las uniones iónicas son sólidos cristalinos.

Dipolo: conjunto de dos cargas iguales, en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a cierta distancia.

Redes cristalinas: se constituyen por nudos, separados por traslaciones (vectores). Todos los nudos son idénticos y simétricos y existen 7 redes planas.

1 fila de nudos = red monodimensional, 2 filas = bidimensional.

Propiedades Atómicas

Radio atómico: La mitad de la distancia entre los centros de dos átomos adyacentes.

Energía de ionización: mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental.

Afinidad electrónica: Es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso. Entre más negativo sea el valor, más apto es para recibir electrones.

Electronegatividad: Habilidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones en un enlace químico.

Energía reticular: la energía liberada cuando se forma un mol de compuesto iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso.

Ley de Hess: si se efectúa una reacción en una serie de etapas, ΔH° para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía para la etapas individuales.

Enlace sigma: Por solapamiento frontal. Es decir, sobre la línea de unión imaginaria que une los núcleos. Se dice que se produce un enlace de tipo sigma (σ).

Enlace pi: hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado de la línea de unión de los núcleos atómicos.

Fuerzas de Van der Waals: engloba las fuerzas de atracción, son débiles y se establecen entre moléculas neutras tanto polares como no, pero son muy numerosas y hay:

• Dipolo-dipolo (Keesom)
• Dipolo-dipolo inducido (Debye)
• Dipolo instantáneo-dipolo inducido (dispersión)