Enlace Químico

El enlace químico es la fuerza de atracción entre átomos que permite la formación de sustancias químicas estables. Se produce mediante la transferencia total o parcial de los electrones de valencia, hasta que los átomos participantes adquieren una configuración de gas noble.

Modelos de Enlace

Estequiometría molecular: se refiere al número de átomos que se unen para formar una sustancia.

Geometría molecular: describe la distribución espacial de cada átomo en la molécula.

Energía de enlace: es la energía que mantiene unidos a los átomos.

Curvas de Morse: se utilizan para estudiar la estabilidad de un enlace. Se determinan experimentalmente y expresan la variación de energía en función de la distancia entre los átomos y las fuerzas que surgen entre ellos.

• Si los átomos están muy separados, no hay interacción entre ellos y la fuerza es nula.
• Al acercar los átomos, se crean fuerzas de atracción entre los núcleos de un átomo y las nubes de carga del otro.
• Cuando disminuye la distancia interatómica, aparecen fuerzas repulsivas entre las nubes de carga, haciendo que el sistema sea inestable, ya que la energía aumenta asintóticamente.

Energía de disociación: es la energía necesaria para romper un enlace químico y debe ser mayor o igual que la energía de enlace.

Regla del octeto: al formar un enlace, cada átomo tiende a obtener ocho electrones en su capa más externa, logrando así una gran estabilidad energética. Sin embargo, esta regla tiene limitaciones:

• El hidrógeno se estabiliza con dos electrones, al igual que el litio y el berilio.
• Algunos elementos a partir del tercer periodo (orbital d) pueden rodearse de más de ocho electrones (ejemplo: PCl₅).
• Otros elementos se estabilizan con menos de ocho electrones (ejemplo: BF₃).

Enlace Iónico

El enlace iónico se forma entre un elemento electronegativo (derecha de la tabla periódica) y uno electropositivo (izquierda). Se produce por la atracción electrostática entre iones debido a la cesión y captación de electrones por parte de los átomos.

Número de coordinación: es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion, y depende del tamaño y la carga de cada ion.

Energía reticular: es la energía desprendida cuando se forma un mol de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Informa sobre la estabilidad de la sal iónica formada.

Ciclo de Born-Haber: estudia la reacción de formación de la red cristalina mediante la combinación de reacciones parciales que dan lugar a la formación del cristal.

Propiedades de los compuestos iónicos:

1. Son sólidos debido a sus estructuras cristalinas.
2. Presentan una dureza elevada, ya que se requiere mucha energía para romper los enlaces de atracción.
3. Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.
4. No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí cuando están disueltos o fundidos, debido a la movilidad de los iones.
5. Se disuelven bien en disolventes polares, gracias a que la separación de cargas de estos facilita la ruptura y separación de los iones mediante atracción electrostática. Un proceso asociado es la solvatación, donde el ion extraído se rodea de moléculas de disolvente.

Enlace Covalente

El enlace covalente se forma al unirse dos no metales entre sí o con hidrógeno (elementos con electronegatividad similar). Se produce por la compartición de electrones, y la molécula formada es más estable que los átomos por separado.

Enlace dativo: es un tipo de enlace covalente en el que un átomo de la molécula aporta ambos electrones compartidos.

Energía de enlace: es la energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental.

Longitud de enlace: es la distancia de equilibrio entre dos núcleos de átomos, que corresponde al valor mínimo de energía de enlace según la curva de Morse.

Ángulo de enlace: es el ángulo teórico formado entre el núcleo del átomo central y los núcleos de los átomos unidos a él.

Polaridad del enlace: un enlace es polar cuando se unen dos átomos de distinta electronegatividad. El átomo más electronegativo atrae hacia sí el par de electrones de enlace, creando un dipolo.

Teoría RPECV (Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia): se utiliza para predecir la geometría molecular.

• A: átomo central.
• X: átomos unidos al átomo central.
• E: pares de electrones no enlazantes del átomo central.

Ejemplos de geometrías moleculares:

• AX₂E₀: lineal
• AX₃E₀: triangular plana
• AX₄E₀: tetraédrica
• AX₂E₁: angular
• AX₃E₁: piramidal trigonal
• AX₂E₂: angular

Teoría del enlace de valencia: en la formación del enlace, se produce un acercamiento de los orbitales atómicos, llegando a superponerse y solaparse, aproximando así electrones con espines contrarios de átomos diferentes. Esto resulta en un aumento de la densidad de carga en la zona internuclear.

Enlaces tipo sigma (σ): se forman por solapamiento frontal de orbitales, siendo más fuertes.

Enlaces tipo pi (π): se forman por solapamiento lateral de orbitales.

Propiedades de las sustancias con enlaces covalentes:

• Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
• Las moléculas polares tienen mayores puntos de fusión y ebullición debido a su mayor polaridad. Son solubles en disolventes polares y conducen la corriente eléctrica.
• Las moléculas apolares tienen puntos de fusión y ebullición generalmente bajos. Son solubles en disolventes apolares y no conducen la electricidad.

Enlaces Metálicos