Enlaces Intermoleculares

Los enlaces intermoleculares son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas o compuestos iónicos.

Existen 3 tipos principales:

• Enlace Iónico: Se forma por la atracción electrostática entre iones de cargas opuestas. La estructura resultante debe ser eléctricamente neutra. Este tipo de enlace se da entre un metal y un no metal, formando compuestos sólidos de tipo iónico, es decir, en forma de cristales iónicos.
• Enlace Covalente: Se forma entre no metales, donde ambos átomos comparten electrones para alcanzar una configuración electrónica estable, similar a la de un gas noble. Los átomos se unen mediante fuerzas magnéticas, que son más débiles que las fuerzas iónicas. Los compuestos formados se denominan moléculas.
• Enlace Metálico: Se forma entre átomos metálicos. Es un enlace muy fuerte.

Tipos de Fórmulas en Enlaces Covalentes

Existen 3 tipos de fórmulas para representar los enlaces covalentes:

• Electrónica: Muestra los átomos que participan y los pares de electrones mediante puntos.
• Estructural Plana: Representa los átomos involucrados y los pares de electrones compartidos mediante líneas: una línea para un enlace simple (un par de electrones), dos líneas para un enlace doble (dos pares de electrones) y tres líneas para un enlace triple (tres pares de electrones).
• Molecular: Indica los átomos presentes en la molécula y la cantidad de cada uno.

Regla del Octeto y Estructura de Lewis

La regla del octeto establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar una configuración electrónica estable con ocho electrones en su capa de valencia (excepto el hidrógeno, que se estabiliza con dos electrones, y el boro y el berilio, que pueden tener menos de ocho electrones).

Para aplicar la regla del octeto y construir la estructura de Lewis, se siguen estos pasos:

1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en la capa más externa del átomo.
2. Colocar en el centro el átomo que tenga más electrones para compartir. Si hay un empate, se coloca en el centro el átomo menos electronegativo. En los oxiácidos, los hidrógenos ionizables se conectan al oxígeno, y en los hidrácidos, los hidrógenos ionizables se conectan al átomo central.
3. Formar enlaces simples entre el átomo central y los átomos circundantes, representados por una línea.
4. Completar el octeto de todos los átomos (excepto H, B y Be) con pares de electrones libres.
5. Si la suma de los electrones distribuidos en la molécula coincide con la suma de los electrones de valencia calculada en el paso 1, la estructura está completa. De lo contrario, se deben reemplazar uno o varios enlaces simples por enlaces dobles o triples hasta que el número de electrones distribuidos coincida con el número de electrones de valencia.

Se denomina región de enlace a una zona con un enlace simple, doble o triple entre dos átomos. Un par de electrones libres alrededor de un átomo se denomina región no enlazante.

Geometría Molecular

• Si hay cuatro regiones (enlazantes o no enlazantes) alrededor de un átomo central, la geometría de la molécula será tetraédrica. Los átomos ocuparán el centro y los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de 109°28′.
• Si hay tres regiones enlazantes y una no enlazante alrededor del átomo central, la geometría de la molécula será piramidal, con ángulos similares a los de un tetraedro. Si las tres regiones enlazantes son átomos de hidrógeno, el ángulo será de aproximadamente 107° debido a la repulsión del par de electrones libres.
• Si hay dos regiones enlazantes y dos no enlazantes alrededor del átomo central, la geometría será angular, con un ángulo de aproximadamente 109°28′. Si las dos regiones enlazantes son átomos de hidrógeno, el ángulo será de aproximadamente 105° debido a la repulsión de los pares de electrones no enlazantes.
• Si hay tres regiones enlazantes alrededor del átomo central, la geometría será trigonal plana, con ángulos de 120°. Generalmente, el átomo central tendrá un enlace doble y dos enlaces simples.
• Si hay dos regiones enlazantes alrededor del átomo central, la geometría será lineal, con un ángulo de 180°. Generalmente, el átomo central tendrá un enlace triple y uno simple, o dos enlaces dobles.

Enlaces Intermoleculares

Los enlaces intermoleculares son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas entre sí. Estas fuerzas determinan si una sustancia se encuentra en estado sólido, líquido o gaseoso.

Hay dos tipos principales:

• Fuerzas dipolo-dipolo: Se producen entre moléculas polares. Cuando en una molécula polar hay un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo como flúor, oxígeno o nitrógeno (FON), la interacción dipolo-dipolo se denomina puente de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno son interacciones intermoleculares fuertes debido a la gran diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.
• Fuerzas de Van der Waals (dispersión de London o dipolo inducido): Se producen entre moléculas no polares. Son las fuerzas intermoleculares más débiles. Sin embargo, la intensidad de estas fuerzas aumenta con el peso molecular de la molécula. Por lo tanto, moléculas no polares con mayor masa molecular tendrán fuerzas de Van der Waals más intensas.