Fundamentos de Enlaces Químicos y Estructura Molecular: Conceptos Clave

Fundamentos de Enlaces Químicos

Tipos de Enlaces Químicos

• Enlace Químico: Unión de dos o más átomos para formar entidades mayores, como moléculas o elementos.
• Enlace Iónico: Unión que resulta entre iones de diferentes signos.
  • Cuando la electronegatividad es mayor a 1.7.
  • Metal + No metal.
  • Grupo IIA + O.

  Ejemplo: Ca + O

  Ca z=20 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²
  O z=8 1s²2s²2p⁴

• Enlace Covalente: Se produce cuando la diferencia de electronegatividad no es suficiente para que se transfieran electrones; de esta forma, los átomos comparten uno o más pares de electrones en un orbital.
• Enlace Metálico: Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí.

Regla del Octeto y sus Excepciones

• Regla del Octeto: Es una regla que explica los enlaces entre los átomos, la cual establece que, al formarse un enlace químico, los átomos adquieren, ceden o comparten electrones para tener el mismo número de electrones (ocho) en su última capa.
• Excepciones de la Regla del Octeto:
  • Octeto Incompleto: En algunos compuestos, el número de electrones que rodea el átomo central en una molécula estable es menor que ocho.
    • Ejemplos: H=2, Be=4, B=6. Otros elementos tienden a 8.
  • Moléculas con Número Impar de Electrones: Algunas moléculas tienen un número impar de electrones de valencia. A este tipo de moléculas se les conoce como radicales libres a causa de sus electrones no apareados.
  • Octeto Expandido: Los átomos del tercer periodo en adelante pueden estar rodeados por más de cuatro pares de electrones en ciertos compuestos, porque tienen orbitales d con una energía lo suficientemente baja como para dar cabida a electrones adicionales.

Estructura de Lewis

La estructura de Lewis es una representación visual de los enlaces covalentes y los electrones no enlazantes en una molécula.

Ejemplo de Estructura de Lewis: BrF₅

• N (Electrones Necesarios para Octeto): 1x8 (Br) + 5x8 (F) = 48 electrones necesarios.
• A (Electrones Disponibles de Valencia): 1x7 (Br) + 5x7 (F) = 42 electrones disponibles.

  *Nota: Los valores se basan en el número de electrones de valencia de los elementos en su periodo.

• S (Electrones Compartidos): N - A = 48 - 42 = 6 electrones compartidos (3 pares de enlace).
• A (Electrones No Compartidos): A - S = 42 - 6 = 36 electrones no compartidos.

Características y Clasificación del Enlace Metálico

El enlace metálico se caracteriza por tener pocos electrones de valencia. No se pueden formar enlaces covalentes, ya que al compartir sus electrones no pueden adquirir una estructura de gas noble.

Características de los Metales

• Presentan brillo metálico.
• Son dúctiles y maleables.
• Son buenos emisores de electrones (efecto fotoeléctrico).
• Son poco solubles en la mayoría de los disolventes.
• Son excelentes conductores de calor y electricidad.

Clasificación de los Materiales según su Conductividad (Relacionado con Enlace Metálico)

• Conductores: Electrones muy deslocalizados, con banda de valencia y conducción solapadas (ej. Au, Cu, Pt).
• Semiconductores: Electrones con una banda prohibida pequeña, que permite la conductividad bajo ciertas condiciones (ej. Si, Ge).
• Aislantes: Electrones fuertemente ligados, con una banda prohibida grande, lo que impide la conductividad.

Otros Tipos de Enlaces y Fuerzas Intermoleculares

• Enlace Covalente Coordinado (o Dativo): Enlace que se produce cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero dicho par procede de uno solo de los átomos combinados. También se le llama enlace covalente dativo.
• Fuerzas de Van der Waals: Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener dipolos instantáneos inducidos o permanentes.

  Ejemplos: Fuerzas entre moléculas no polares como F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

• Puentes de Hidrógeno: Se forman cuando un átomo de hidrógeno está unido a un elemento muy electronegativo (como O, N, F), lo cual genera un dipolo permanente.

  Ejemplos: Ácidos, alcoholes, cetonas (enlace C=O con H en alfa).

Estructura y Propiedades de Materiales

Las estructuras y propiedades de los cristales, polímeros y cerámicos están determinadas por el tipo de fuerza que mantiene unidas a sus partículas.

Tipos de Cristales

• Iónico: Atracción electrostática. Puntos de fusión altos, quebradizos, malos conductores.
• Covalente: Enlace covalente. Puntos de fusión muy altos, muy duros, malos conductores.
• Molecular: Fuerzas de dispersión (Van der Waals). Puntos de fusión bajos, blandos, malos conductores térmicos y eléctricos.
• Metálico: Enlace metálico. Dureza variable (blandos a duros), puntos de fusión variables (altos o bajos), buenos conductores.

Ejemplos de Cristales: NaCl, CsF, MgO, CaCO₃.

Polímeros

Del griego poli- (muchos) y meros (partes). Sustancias cuyas moléculas son múltiplos de una unidad repetitiva (monómero), resultando en un alto peso molecular.

Polímeros Naturales: Formados por fibras de celulosa (ej. madera, algodón). Empleados para hacer textiles, papel, etc.

Cerámicos

Significa 'sustancias quemadas'. La materia prima principal es la arcilla, a la que se le pueden añadir agua, feldespatos, sílice, etc.

Usos: Ladrillos, tejas, porcelana, sanitarios.

Conceptos Energéticos y Estructurales

• Energía Reticular: Energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.
• Ley de Coulomb: La energía potencial entre dos iones es directamente proporcional al producto de sus cargas e inversamente proporcional a la distancia que las separa.
• Ciclo de Born-Haber: Este procedimiento relaciona la energía reticular de los compuestos iónicos con las energías de ionización, afinidad electrónica y otras propiedades termodinámicas.
• Sublimación: Conversión de una sustancia sólida directamente a vapor, sin pasar por el estado líquido.
• Hibridación: Se utiliza para explicar la mezcla de orbitales atómicos para generar un conjunto de orbitales híbridos. Se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan los orbitales atómicos puros para formar nuevos orbitales híbridos.

Geometría Molecular

La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Esta afecta sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión y el punto de ebullición.