El Enlace Químico y sus Tipos

El Enlace Químico

Enlace químico: Conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

Electrones de Valencia

Electrones del último nivel de energía; estos forman los enlaces.

Propiedades del Enlace

Longitud de enlace: Distancia que hay entre los núcleos de los átomos involucrados en los enlaces. Si la energía es mínima, la estabilidad es máxima.

Energía de enlace: Energía necesaria para romper un mol de enlace.

Tipos de Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Se forma cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales. Los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Los iones de diferente signo se atraen, formando enlaces iónicos. Los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

Enlace Covalente

Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.

• Covalente simple: Se forma cuando los átomos comparten un par de electrones. Ejemplo: H₂.
• Covalente doble: Se forma cuando los átomos comparten dos pares de electrones. Ejemplo: O₂.
• Covalente triple: Se forma cuando los átomos comparten tres pares de electrones. Ejemplo: N₂.
• Covalente polar: Uno de los átomos ejerce mayor fuerza de atracción sobre el electrón compartido. El más electronegativo atraerá al otro.
• Covalente apolar: Se produce entre átomos iguales.
• Covalente dativo (o coordinado): Uno de los átomos aporta ambos electrones del enlace. Ejemplo: SO₂.

Enlace Metálico

Se produce entre átomos con tendencia a perder electrones de valencia; entre metales con baja electronegatividad.

Fuerzas Intermoleculares

Fuerzas dipolo-dipolo: Se establecen entre moléculas covalentes polares (+/-).

Fuerzas ion-dipolo: Ocurren entre un ion y una molécula polar neutra.

Fuerzas de dispersión (o de London): Se dan entre sustancias apolares simétricas, como SO₃ y CO₂. Momentáneamente, estas moléculas cambian su polaridad y ocurre una atracción. Son más fáciles de romper sus enlaces.

Puentes de hidrógeno: Se forman entre moléculas covalentes polares que tienen hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo (como oxígeno, nitrógeno o flúor).

Geometría Molecular

A: átomo central; X: átomos unidos al átomo central; E: par de electrones no enlazados.

• Molécula lineal: 2 pares de electrones alrededor de un átomo central. Ángulo de enlace: 180°.
• Molécula plana trigonal: 3 pares de electrones alrededor de un átomo central. Ángulo de enlace: 120°.
• Molécula tetraédrica: 4 pares de electrones alrededor de un átomo central. Ángulo de enlace: 109.5°.
• Molécula piramidal trigonal: 3 pares de electrones enlazantes y 1 par de electrones no compartidos alrededor de un átomo central. Ángulo de enlace: 107°.
• Molécula angular: 2 pares de electrones enlazantes y 2 pares de electrones libres alrededor de un átomo central. Ángulo de enlace: 104.5°.