Fundamentos de los Enlaces Químicos: Iónico, Covalente y Metálico

Tipos de Enlace Químico

Enlace Covalente

Uniones entre elementos no metálicos debido a la compartición de pares de electrones.

Enlace Metálico

Se establece entre metales, sus aleaciones y algunos metaloides, que comparten electrones de forma colectiva (entre todos los átomos que componen el metal). Los metales son un grupo con numerosas propiedades en común, como la conductividad eléctrica, por lo que se han propuesto diversos modelos para este tipo de enlace.

Modelo del Gas de Electrones

Es el modelo más sencillo. Las hipótesis de este modelo son:

1. Los átomos de metal, ionizados por la pérdida de sus electrones de valencia, se han convertido en cationes de forma esférica.
2. Los cationes forman una red tridimensional, ordenada y compacta de esferas, que crea un campo eléctrico uniforme de atracción electrónica. Dos estructuras típicas de empaquetamiento son la red hexagonal compacta y la red cúbica compacta.
3. Los electrones de valencia, que ya no pertenecen a cada átomo sino al cristal entero, rodean la red positiva como si fueran un gas o nube de electrones y neutralizan la carga positiva.
4. El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red catiónica, pero no puede escapar de ella por su potencial eléctrico atractivo.

Enlace Iónico

Debido a la atracción electrostática entre iones de distinto signo. Es la combinación de metales con no metales por transferencia de electrones. Los compuestos iónicos están formados por redes cristalinas sólidas constituidas por gran cantidad de iones positivos y negativos. Un catión se rodeará siempre del mayor número de aniones posible y viceversa.

Energía Reticular (U)

Es la energía que se desprende cuando un mol de iones positivos y un mol de iones negativos en estado gaseoso se unen para formar un mol del compuesto iónico en estado sólido (la red cristalina iónica). Se podría entender como la energía estabilizadora que se produce en el sistema de iones para pasar del estado gaseoso al estado sólido. La Energía de Red (U) depende de:

• La mayor o menor carga de los iones (mayor o menor fuerza electrostática).
• La distancia entre los iones (también relacionada con la fuerza electrostática).
• Su disposición espacial en la red.

Propiedades Comparadas

Compuestos Iónicos

• Puntos de fusión y ebullición medios y altos.
• Duros, pero quebradizos.
• En estado sólido son aislantes eléctricos, pero fundidos o disueltos conducen la corriente eléctrica.
• Se disuelven en líquidos muy polares como el agua, pero son insolubles en disolventes apolares.
• Cuando se disuelven en agua, conducen la corriente eléctrica.

Metales

• Expulsan electrones cuando son calentados (efecto termoiónico) o irradiados con luz adecuada (efecto fotoeléctrico).
• Brillantes (lustre metálico).
• Excelentes conductores de la electricidad y el calor.
• Dureza variable (media o baja en general).
• Elásticos, dúctiles y maleables.
• Puntos de fusión generalmente altos (con excepciones como el mercurio).
• No se disuelven en líquidos polares ni apolares; se disuelven unos en otros creando aleaciones y amalgamas.

Sustancias Covalentes

Se distinguen dos tipos principales:

• Sustancias Moleculares: Formadas por moléculas discretas (ej. H₂O, CO₂, I₂). Suelen ser gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Generalmente no conducen la electricidad. Su solubilidad varía según la polaridad.
• Sólidos Covalentes (o de Red Covalente): Formados por átomos unidos por enlaces covalentes en una red tridimensional continua (ej. diamante, cuarzo).
  • Son sólidos a temperatura ambiente con puntos de fusión muy elevados.
  • Muy duros.
  • Muy rígidos.
  • Buenos aislantes eléctricos y malos conductores del calor (excepto el grafito).
  • Insolubles en todo tipo de disolventes (polares y apolares).

Teorías del Enlace Covalente

Teoría de Orbitales Moleculares (TOM)

Explica un enlace covalente entre dos átomos en el que los orbitales atómicos se combinan para dar orbitales moleculares (OM), que pertenecen a toda la molécula. Si tengo "n" orbitales atómicos, se formarán "n" orbitales moleculares. La mitad de ellos tendrán menos energía que los orbitales atómicos de partida y, por ello, como son más estables, se les llama enlazantes. La otra mitad posee mayor energía que los de partida y se les llama antienlazantes. En todos los orbitales moleculares caben como máximo 2 electrones (con espines opuestos, según el principio de exclusión de Pauli).

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

Explica el enlace covalente entre dos átomos por solapamiento (superposición) de orbitales atómicos de la capa de valencia. Cada orbital que participa en el solapamiento contribuirá generalmente con un electrón desapareado. Se pueden dar dos tipos de enlaces según el solapamiento:

• Enlace sigma (σ): Solapamiento frontal de orbitales (a lo largo del eje internuclear). Se puede dar entre: s-s, s-p, p-p (frontal). Es el primer enlace que se forma entre dos átomos.
• Enlace pi (π): Solapamiento lateral de orbitales p (por encima y por debajo del eje internuclear). Se puede dar entre: p-p (lateral). Se forma después del enlace sigma, en enlaces dobles o triples.

Estructura Molecular

Moléculas

Agregados de estructura fija y permanente formados por un número definido de átomos, unidos entre sí por enlaces covalentes, que tienen existencia independiente y estable.

Método RPECV (Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia)

Este método permite predecir la geometría de una molécula basándose en la repulsión electrostática entre los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes o libres) alrededor del átomo central.

1. Se dibuja la estructura de Lewis de la molécula o ion.
2. Se cuenta el número total de zonas de alta densidad electrónica alrededor del átomo central (cada enlace simple, doble o triple cuenta como una zona, y cada par de electrones libres cuenta como una zona).
3. Se determina la disposición espacial (geometría electrónica) de estas zonas que minimiza las repulsiones (lineal, trigonal plana, tetraédrica, bipirámide trigonal, octaédrica). Se representa gráficamente esta orientación.
4. Se colocan los átomos que rodean al átomo central en los extremos de algunas de las zonas de densidad electrónica (las correspondientes a los pares enlazantes).
5. Se describe la forma geométrica de la molécula (geometría molecular) considerando solo la posición de los átomos, no los pares libres (aunque estos influyen en los ángulos de enlace).