Tipos de Enlaces Químicos
Enlace iónico: Se forma entre elementos de electronegatividad muy diferente. Cuando EN (A) – EN (B) > 1,7. Tiene lugar entre un metal (I A II A) que tiene baja EI y forman fácilmente cationes, y un no metal (VI A VII A) que tienen alta AE y tendencia a formar aniones.
Enlace covalente: Se forma entre elementos de electronegatividad alta, igual o parecida. EN (A) – EN(B) = < 1,7.
Enlace metálico: Se forma en elementos de electronegatividad baja, en los metales con baja EI y gran tendencia a formar cationes.
Conceptos Relacionados con los Enlaces Químicos
Valencia iónica: Es el número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ion estable en un compuesto iónico.
Índice o número de coordinación: En un cristal iónico, se llama así al número de iones de un signo que rodean a un ion de signo contrario a la menor distancia.
Energía reticular: La energía desprendida en la formación de 1 mol de sólido iónico a partir de sus iones aislados (en estado gaseoso). A mayor energía reticular, mayor dureza y más altos puntos de fusión y ebullición del cristal.
Ley de Hess: El calor de una reacción es el mismo si esta tiene lugar directamente o en varias etapas.
Tipos de Enlaces Covalentes
Enlace covalente normal: Cada átomo aporta un electrón al enlace.
Enlace covalente coordinado o dativo: Los dos electrones de enlace son aportados por un solo átomo.
Teorías y Propiedades de los Enlaces Covalentes
Teoría de Lewis: Una molécula es estable cuando los átomos que la forman tienen ocho electrones en la capa de valencia (configuración de gas noble), excepto el hidrógeno.
Longitud de enlace: Es la distancia internuclear en la que el compuesto es más estable, es decir, la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por enlace covalente.
Energía de enlace: Es la energía desprendida en la formación de un enlace covalente.
Energía de disociación: Es la energía mínima que hay que aplicar para romper un enlace covalente y separar los átomos a una distancia infinita. A menor longitud de enlace, mayor fortaleza.
Orden de enlace: Es el número de enlaces covalentes que se forman entre dos átomos.
Ángulo de enlace: Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos del átomo.
Resonancia: Cuando la estructura correcta de un compuesto es la intermedia entre las posibles que se obtienen con la estructura de Lewis.
Energía de resonancia: Es el exceso de energía de enlace o energía estabilizadora.
Método de repulsión: Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) de la capa de valencia del átomo central se disponen en el espacio de forma que queden lo más alejados posible unos de otros, para que la repulsión sea mínima.
Covalencia: Es el número de enlaces covalentes que puede formar un átomo y viene determinada por el número de electrones desapareados que tiene o puede formar un átomo.
La teoría del enlace de valencia: Al acercarse los átomos para formar el enlace, se produce un solapamiento, una superposición, una interpenetración de los orbitales, de las nubes electrónicas, que trae como consecuencia el apareamiento de los electrones.
Enlace sigma: Tiene lugar por el solapamiento de los orbitales y en ellos la región de máxima densidad electrónica rodea al eje internuclear.
Enlace pi: Tiene lugar por el solapamiento lateral de los orbitales, y en ellos hay una región de densidad electrónica nula a lo largo del eje internuclear.
Teoría de la hibridación: Algunos átomos centrales al enlazarse no participan con orbitales puros (s, p, d…) sino que forman orbitales híbridos, mezcla de los orbitales puros.
Polaridad de los Enlaces y Moléculas
Enlace apolar: Cuando los átomos que se unen mediante enlace covalente son iguales o de la misma electronegatividad, los electrones compartidos de enlace están igualmente atraídos por los dos núcleos y se encuentran aproximadamente a la mitad de distancia internuclear.
Enlace polar: Cuando los átomos son distintos, el más electronegativo atrae más fuertemente a los electrones de enlace, los cuales se desplazan hacia él, originándose una cierta densidad de carga negativa en dicho extremo, mientras que en el otro extremo hay una cierta deficiencia electrónica, por lo que aparece la misma densidad de carga positiva, originándose un dipolo eléctrico.
Moléculas diatómicas: Si el enlace es polar la molécula es polar, y si el enlace es apolar la molécula también lo es.
Molécula poliatómicas: Si los enlaces son apolares la molécula también lo es, pero si los enlaces son polares la molécula puede ser polar o apolar. Las moléculas simétricas son siempre polares, pues el momento dipolar total es cero, ya que se anulan los momentos dipolares de los enlaces que se forman; sin embargo, las moléculas asimétricas con enlaces polares son polares ya que el momento dipolar total es distinto de cero.
Fuerzas Intermoleculares
Enlace de hidrógeno: Se forma cuando el H se une a los átomos más electronegativos: F, O y N. La gran electronegatividad del otro átomo hace que la nube electrónica esté muy deformada originándose un dipolo muy intenso. Si dos de estos dipolos se aproximan, se produce la atracción electrostática entre el extremo positivo de un dipolo y el negativo de otro.
Enlaces o fuerzas de Van der Waals:
- Dipolo permanente: Se producen en las moléculas polares como HCL, H2S, estableciéndose la interacción entre los polos opuestos de los dipolos vecinos, dando lugar a la orientación de las moléculas.
- Dipolo instantáneo, o incluido: Se producen en las moléculas apolares como O2, N2, Cl2, debido al movimiento electrónico, en un instante determinado la distribución de la nube electrónica en la molécula es asimétrica, es decir, los electrones se concentran en una zona, originándose un dipolo con una determinada orientación, lo que induce en las moléculas vecinas otra deformación, otros dipolos, y se originan fuerzas de atracción entre ellas.
Conceptos Básicos de Estequiometría y Disoluciones
Masa atómica de un elemento: Debido a la existencia de isótopos, se toma como masa atómica de un elemento a la masa promedio de sus isótopos.
Masa molecular: Se obtiene sumando la masa de los átomos que forman la molécula.
Mol de átomos: De un elemento, es la cantidad de dicho elemento que contiene el NA de átomos.
Mol de moléculas: De un elemento o compuesto, es la cantidad de dicho elemento compuesto que contiene el NA de moléculas.
Masa molar: Es la masa de un mol de sustancia.
La concentración: De una disolución indica la composición de la misma, la proporción que existe entre el soluto y disolvente.
Disolución saturada: Es aquella disolución que no admite más soluto.
Solubilidad: Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente, es decir, la concentración de la disolución saturada.
Leyes de los Gases
Hipótesis de Avogadro: Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de P y T, contienen el mismo número de moléculas y por tanto de moles.
Ley de Boyle-Mariotte: Para una determinada masa de gases, a T constante, la presión es inversamente proporcional al volumen.
Ley de Charles y Gay-Lussac: Para una determinada masa de gas, a P constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
Volumen molar: Es el volumen ocupado por un mol de sustancia.
Presión parcial: En una mezcla de gases es la presión que ejercería dicho gas si estuviese solo, ocupando el mismo volumen y a la misma temperatura.
Ley de Dalton o de las presiones parciales: En una mezcla de gases, la presión total es la suma de las presiones parciales que ejerce cada gas individualmente.
Presión de vapor de un líquido: En un recipiente cerrado, es la presión ejercida por las moléculas del líquido que han escapado a la fase vapor, debido a la evaporación.
Fórmulas Químicas y Estequiometría
Fórmula empírica: Indica la mínima relación entre los átomos de una molécula.
Fórmula molecular: Indica el número real de átomos que forman la molécula.
Fórmula estructural: Indica cómo están enlazados los átomos en la molécula.
Estequiometría: Es el estudio cuantitativo de las reacciones.
Reactivo limitante: En una reacción es el reactivo que se consume antes.