Enlaces Químicos: Iónico, Covalente y Metálico

Enlaces Químicos

Tipos de Enlaces

Los elementos pueden formar agrupaciones homoatómicas (mismo átomo) o heteroatómicas (compuestos). Al unirse, los átomos buscan mayor estabilidad, intentando alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles.

Enlace Iónico

Se forma entre metales y no metales.

Enlace Covalente

Se forma entre no metales.

Enlace Metálico

Se forma entre metales.

Enlace Iónico

Los no metales próximos a los gases nobles tienden a ganar electrones para alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Al ganar electrones, un átomo forma un ion negativo (anión) cuya carga es igual al número de electrones ganados. Cuando se combinan un metal y un no metal, el no metal forma aniones ganando electrones del metal, que a su vez pierde electrones formando cationes. La estequiometría depende de las cargas del anión y del catión.

Enlace Covalente

Los átomos de los no metales pueden formar sustancias homoatómicas (mismo elemento) o heteroatómicas (compuestos).

Teoría del Octeto: Estructuras de Lewis

Lewis postuló la teoría del octeto, que establece que los elementos comparten electrones de su última capa para alcanzar ocho electrones (octeto completo). Una vez compartidos, los electrones del enlace pertenecen a ambos átomos.

Enlace Covalente Dativo

Se forma cuando un átomo con pares de electrones solitarios comparte esos electrones con otro átomo que tiene un orbital vacío.

Formación de Sólidos Iónicos

Los cationes atraen a los aniones y repelen a otros cationes, y viceversa. Esta atracción y repulsión se propaga por toda la sustancia, formando agrupaciones de un gran número de iones, lo que resulta en un compuesto iónico sólido.

Índice de Coordinación

El índice de coordinación (IC) de un ion es el número de iones de signo contrario que lo rodean. El IC depende de la relación entre el radio del catión y el radio del anión: a mayor relación, mayor IC.

  1. Nombrar las sustancias.
  2. Configuración electrónica de las sustancias.
  3. Comparación de las sustancias.

El radio atómico aumenta hacia abajo y a la izquierda.

Energía Reticular

La energía reticular (ER) es la energía liberada al formar un mol de cristal iónico a partir de sus iones. La ER depende de la distancia interiónica y de las cargas de los iones (y de la forma del cristal). Es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional a la distancia interiónica.

Propiedades Generales de los Compuestos Iónicos

  1. Son sólidos cristalinos.
  2. Son duros.
  3. Son frágiles.
  4. Conducen la electricidad en estado líquido o en disolución, pero no en estado sólido.
  5. Son más solubles en agua que en disolventes orgánicos. La solubilidad en agua se debe a la hidratación de los iones.
  6. Tienen temperaturas de fusión y ebullición altas debido a la fuerza del retículo cristalino.

Iones Poliatómicos

Un ion poliatómico está formado por varios átomos unidos por enlaces covalentes, con una deficiencia o exceso de electrones, lo que les da una carga neta.

Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos

Los pares electrónicos del átomo central de una molécula se repelen entre sí, buscando la máxima distancia posible. La fuerza de repulsión varía según:

Fuerza: enlace-enlace < enlace-par solitario < par solitario-par solitario

Polaridad del Enlace Covalente

La compartición de electrones en un enlace covalente solo es equitativa si los átomos tienen la misma electronegatividad. Si las electronegatividades son diferentes, el enlace es polar, con los electrones más atraídos por el átomo más electronegativo. La electronegatividad aumenta hacia la derecha y arriba en la tabla periódica.

Polaridad Molecular

En moléculas diatómicas, la polaridad del enlace determina la polaridad de la molécula. En moléculas poliatómicas, aunque los enlaces sean polares, la molécula puede ser apolar si:

  1. Los átomos periféricos son del mismo elemento.
  2. La geometría molecular es regular (lineal, triangular, tetraédrica) y no hay pares solitarios en el átomo central.

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares, descritas por Van der Waals, son responsables de la formación de los estados condensados (líquido y sólido) de las sustancias moleculares.

Tipos de Fuerzas de Van der Waals

Estas fuerzas son más intensas cuanto mayor es la masa molecular, pero son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes.

  1. Dipolo-dipolo: entre moléculas polares.
  2. Fuerzas de dispersión: presentes en todas las sustancias, pero importantes entre moléculas apolares.

Puentes de Hidrógeno

Se forman cuando un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo (F, O, N) se atrae al átomo electronegativo de otra molécula. Son más fuertes que las fuerzas de Van der Waals, pero más débiles que los enlaces iónicos y covalentes.

Sólidos Covalentes

Ejemplos: SiO2, C, Si, SiC. Son sólidos con altos puntos de fusión y ebullición, aislantes del calor y la electricidad, e insolubles.

Sólidos Covalentes Moleculares

Tienen bajos puntos de fusión y ebullición, son blandos y más solubles en compuestos orgánicos que en agua (a menos que tengan puentes de hidrógeno, en cuyo caso son muy solubles en agua).

Propiedades del Enlace Metálico

  • Brillo característico.
  • Color grisáceo (excepto oro y cobre).
  • Buenos conductores de calor y electricidad.
  • Ductiles y maleables.
  • Mantienen sus propiedades metálicas en estado sólido y líquido, pero no en gaseoso.

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