Conceptos Fundamentales de Enlace Químico y Estructura Atómica

Definiciones Clave

Energía de Red (UR): Energía que se desprende cuando se forma un mol de compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.

Ciclo de Born-Haber: Ciclo termodinámico que emplea la ley de Hess para calcular la energía de red, ya que directamente no es posible medirla de forma experimental.

Energía de Ionización: Es la energía que hay que transmitir a un átomo neutro para que este ceda un electrón de su capa más externa y se convierta en un ion positivo. En la tabla periódica, la energía de ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha.

Afinidad Electrónica (AE): Es la variación de energía que se produce cuando un átomo neutro adquiere un electrón para dar lugar a un ion negativo. Aumenta hacia arriba y a la derecha en la tabla periódica.

Electronegatividad: Es la capacidad de un átomo de atraer hacia sí mismo el par de electrones que comparte con otro átomo al que está unido por un enlace químico. Esta propiedad aumenta hacia arriba y a la derecha en la tabla periódica.

Estructura de Lewis: Es una forma de representar los elementos, principalmente los no metálicos, de manera que se escribe el símbolo del elemento rodeado de un número de puntos que corresponden a sus electrones de valencia (electrones de la capa más externa).

Enlace Covalente Dativo: Es un tipo de enlace covalente en el que un átomo aporta los dos electrones del enlace, mientras que el otro átomo los acepta en un orbital vacío. Se representa con una flecha desde el átomo dador al átomo aceptor.

Radio Atómico: Es la distancia entre el núcleo de un átomo y su electrón más externo. En la tabla periódica, el radio atómico aumenta hacia abajo y a la izquierda.

Carácter Metálico: Es la tendencia de un elemento a perder electrones y convertirse en un ion positivo. Esta propiedad aumenta hacia abajo y a la izquierda en la tabla periódica.

Fortaleza de los Enlaces

La fuerza de los diferentes tipos de enlaces químicos varía considerablemente. En orden decreciente de fuerza, tenemos:

1. Enlace Covalente Atómico
2. Enlace Metálico
3. Enlace Iónico
4. Enlace de Hidrógeno
5. Interacciones Dipolo-Dipolo (Moléculas Polares)
6. Interacciones Dipolo-Dipolo Inducido
7. Fuerzas de London (Moléculas Apolares)

Propiedades de los Enlaces y Tipos de Sólidos

• Covalente Molecular: Blandos, aislantes eléctricos, solubles en disolventes polares o apolares (dependiendo de la polaridad de la molécula).
• Covalente Atómico: Duros, aislantes eléctricos, insolubles en la mayoría de los disolventes.
• Iónico: Duros pero frágiles, aislantes eléctricos en estado sólido, solubles en disolventes polares.
• Metálico: Duros y maleables, excelentes conductores de electricidad y calor, elevados puntos de fusión y ebullición, poseen brillo metálico característico.

Abreviaturas Comunes en Diagramas de Entalpía

• HS: Entalpía de Sublimación
• HD: Entalpía de Disociación de Moléculas
• 1º EI: Primera Energía de Ionización
• AE: Afinidad Electrónica
• UR: Energía de Red

Excepciones a la Regla del Octeto en Estructuras de Lewis

• Exceso de Electrones: Fósforo (P) y Azufre (S) pueden acomodar más de 8 electrones en su capa de valencia.
• Defecto de Electrones: Boro (B), Aluminio (Al) y Berilio (Be) pueden formar compuestos estables con menos de 8 electrones en su capa de valencia.