Enlaces químicos: iónico, covalente y metálico, con teorías y propiedades

Resumen

El documento explica los tres tipos principales de enlace químico (iónico, covalente y metálico), sus propiedades y las teorías que describen el enlace covalente, como la TRPECV y la TEV. Incluye ejemplos de sólidos covalentes como el diamante y el grafito, y resume las fuerzas intermoleculares, como los puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.

Puntos clave

El enlace iónico se forma por una gran diferencia de electronegatividad entre aniones y cationes, y los compuestos iónicos son sólidos, duros y frágiles, con punto de fusión elevado.
En el enlace covalente los átomos comparten electrones; puede ser molecular o formar sólidos covalentes reticulares.
En el enlace metálico los átomos liberan electrones que forman una nube electrónica, lo que explica la conductividad eléctrica y la ductilidad de los metales.
La TRPECV afirma que los pares de electrones de la capa de valencia se sitúan lo más alejados posible para minimizar la repulsión.
La TEV explica el enlace covalente por el solapamiento de orbitales que contienen electrones desapareados.
Los puentes de hidrógeno son las fuerzas intermoleculares más fuertes y explican que el agua sea líquida a temperatura ambiente.

Ponte a prueba

Enlaces Químicos: Iónico, Covalente y Metálico

Conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forman moléculas o cristales. La energía de enlace depende de la distancia. Existe una distancia de enlace en la que la energía del sistema es mínima.

Tipos de Enlaces Químicos

Iónico: Gran diferencia de electronegatividad entre aniones y cationes.
Covalente: Los átomos comparten electrones.
Metálico: Los átomos pierden electrones y se estabilizan en una red junto a electrones libres.

Enlace Iónico

Fórmula: U = N_A · k · (Q_anión · Q_catión) / distancia_enlace · A · (1/n)

Propiedades de los Compuestos Iónicos

Sólidos a temperatura ambiente.
Punto de fusión elevado.
Para romper la red cristalina se necesita mucha energía.
Solubles en disolventes polares (rompen la red cristalina y liberan iones solvatados).
No conducen electricidad en solución, pero sí en estado líquido o gaseoso.
Duros y frágiles.

Enlace Covalente

Depende de la electronegatividad.

Tipos de Sustancias Covalentes

Sustancias Covalentes Moleculares: Número determinado de átomos que forman una molécula.
Sólidos Covalentes: Número enorme de átomos unidos por enlaces covalentes.

Las moléculas no cumplen la regla del octeto, ya que algunos átomos pueden tener 12 o 14 electrones.

Teorías del Enlace Covalente

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

Afirma que todos los pares de electrones de la capa de valencia de los átomos que forman un enlace covalente se sitúan lo más alejados posible entre sí para minimizar la repulsión.

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

Afirma que para formar un enlace covalente entre dos átomos, estos deben tener un orbital y un electrón desapareado cada uno. Al acercarse, los orbitales se solapan y producen una zona en común donde se alojan los dos electrones del enlace.

Sólidos Covalentes

Diamante: Átomos de carbono con hibridación sp³ unidos por enlaces covalentes. Gran dureza y alto punto de fusión.
Grafito: Átomos de carbono con hibridación sp² que forman anillos planos de 6 átomos de carbono unidos por enlaces sencillos. Los electrones no hibridados forman una nube electrónica.

Propiedades de los Compuestos Covalentes

Pueden ser sólidos con elevado punto de fusión.
Pueden ser sólidos, líquidos o gases con puntos de fusión y ebullición más bajos que los compuestos iónicos o metálicos.
Pueden ser polares (solubles en disolventes polares) o apolares (solubles en disolventes apolares).
Los sólidos covalentes moleculares son blandos, mientras que los sólidos covalentes reticulares son duros.

Enlace Metálico

Los átomos metálicos liberan electrones, formando una nube de electrones en la que se insertan los iones metálicos positivos. Estos iones no pueden escapar debido a la atracción electrostática.

Propiedades de los Metales

Sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
Punto de fusión menor que los compuestos iónicos.
Buenos conductores de electricidad debido a los electrones libres.
Dúctiles y maleables, ya que al desplazar un plano de la red cristalina no se produce repulsión que provoque la ruptura.

Fuerzas Intermoleculares

Mantienen unidas a las moléculas de sustancias covalentes. Son más débiles que los enlaces entre átomos.

Puentes de Hidrógeno

Interacciones entre moléculas con átomos de hidrógeno unidos a otros átomos muy electronegativos. Son las más fuertes y justifican que el agua sea líquida a temperatura ambiente.

Fuerzas de Van der Waals

Interacciones electrostáticas entre restos de cargas parciales positivas (δ+) y negativas (δ-) de una molécula. Pueden aparecer en moléculas con enlaces polares (con un momento dipolar distinto de cero) o en moléculas apolares (inducidas a polarizarse al interactuar con moléculas polares, generando dipolos inducidos). Esto explica su conductividad eléctrica.

La sílice (SiO₂) tiene átomos de silicio con hibridación sp³ unidos por enlaces covalentes, formando una estructura que se rompe fácilmente.

Preguntas frecuentes

¿Por qué los compuestos iónicos conducen la electricidad en estado líquido pero no en solución?

El texto indica que no conducen en solución, pero sí en estado líquido o gaseoso. En solución, los iones quedan rodeados por moléculas de disolvente (solvatados), mientras que en el estado líquido o gaseoso los iones pueden moverse libremente.

¿Qué diferencia hay entre el diamante y el grafito?

Ambos están formados por átomos de carbono, pero el diamante tiene hibridación sp3 y gran dureza, mientras que el grafito tiene hibridación sp2 y forma anillos planos de 6 átomos de carbono con una nube electrónica.

¿Qué es la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia?

Es la TRPECV, que afirma que los pares de electrones de la capa de valencia de los átomos que forman un enlace covalente se sitúan lo más alejados posible entre sí para minimizar la repulsión.