Enlace Químico: Propiedades, Características y Factores Clave

Enlace Químico

Las fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones o moléculas de sustancias químicas se conocen como enlace químico.

Enlace Iónico

El enlace iónico se produce entre un metal y un no metal. Es la unión de iones con cargas eléctricas opuestas, debido a las fuerzas de atracción electrostáticas. Se forma una red cristalina compacta, tridimensional y neutra, debido a la diferencia de electronegatividad entre dos cargas.

Red Cristalina

Los iones se disponen en el espacio formando una red tridimensional que minimiza la energía potencial.

Energía Reticular

La energía reticular es la energía que se libera cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus iones en estado gaseoso. Explica la existencia del enlace iónico (proceso exotérmico).

Ciclo de Born-Haber

El ciclo de Born-Haber sirve para calcular la energía liberada en el proceso de formación del enlace iónico mediante una ecuación. La energía reticular (UR) es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional a su distancia. A menor distancia, mayor UR y mayor resistencia.

Características de la Energía Reticular

• El valor negativo indica que es un proceso exotérmico, pero se compensa su valor absoluto.

Factores que Influyen en la Energía Reticular

• Radio: A mayor distancia, mayor UR y más estable.
• Carga: A mayor carga, mayor UR y más estabilidad.

Propiedades del Enlace Iónico

• Sustancias sólidas a temperatura ambiente.
• Puntos de fusión y de ebullición muy elevados.
• Son duros y frágiles.
• Solubles en disoluciones polares, cuanto más inestable, más solubles.
• La conductividad eléctrica es nula en el estado natural.

Enlace Covalente

El enlace covalente se produce entre no metales. La unión entre átomos se justifica a partir de la compartición de pares de electrones.

Parámetros del Enlace Covalente

• Energía de enlace: La energía necesaria para romper los enlaces de un mol de cualquier sustancia.
• Longitud de enlace: Distancia de equilibrio a la que se sitúan los átomos. A mayor longitud, mayor fuerza.
• Ángulo de enlace: El que forman las líneas imaginarias que pasan por el centro de dos átomos enlazados.

Teoría de Lewis

La teoría de Lewis consiste en la compartición de uno o más pares de electrones entre los átomos con el objetivo de alcanzar el octeto electrónico o una estructura de gas noble. Excepciones: H-2, B-6, Be-4. Por exceso, los que no pertenecen al segundo periodo.

Carga Formal

Número de electrones de enlace de valencia.

Geometría de una Molécula

La geometría de una molécula está definida por las posiciones espaciales que adoptan los átomos que la forman.

Teoría del Enlace de Valencia

La zona de solapamiento orbital es la zona localizada entre los átomos que forman el enlace, donde se encuentran el par de átomos compartidos. Esta zona pertenece a ambos átomos al mismo tiempo y donde hay mayor densidad de carga.

• Frontal: O llamado enlace sigma (σ). Se enfrentan orbitales. Se puede dar entre orbitales s, s-p y p, enlaces sencillos.
• Lateral: O llamado enlace pi (π). Se da entre orbitales paralelos. Orbitales p paralelos. Enlaces múltiples.

Enlace Covalente Coordinado

El mismo átomo aporta los dos electrones para formar el enlace de solapamiento entre un orbital lleno con dos electrones y otro orbital vacío de otro átomo.

Hibridación

La hibridación es la combinación de orbitales s con p, formando sp. Consiste en hacer una promoción de un electrón de un orbital s para formar orbitales híbridos.

Promoción Electrónica

La promoción electrónica consiste en aportar energía extra a los electrones apareados de la capa de valencia para que ocupen un orbital de mayor energía y permitan al átomo tener más electrones desapareados y formar el número de enlaces necesarios.

Enlace Apolar

En el enlace apolar, los átomos son iguales o de parecida electronegatividad. El par de electrones se encuentra en el medio de ambos y la densidad electrónica es igual en toda la molécula (μ = 0).

Enlace Polar

En el enlace polar, los átomos enlazados covalentemente tienen diferentes electronegatividades. El par de electrones es atraído por el elemento más electronegativo. La separación de carga de una molécula crea un momento dipolar que indica el elemento electronegativo. A mayor electronegatividad, mayor polaridad y μ.

Momento Dipolar

El momento dipolar es el producto de la carga eléctrica por la distancia entre los extremos del dipolo.

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son las interacciones que aparecen entre las moléculas, pero no llegan a ser enlaces covalentes.