Química Esencial: Conceptos Atómicos, Enlaces y Propiedades de la Materia

Conceptos Fundamentales de la Estructura Atómica

Carga Nuclear Efectiva (Z*)

Es la carga real que mantiene unido a un electrón (e-) al núcleo. Representa la carga neta positiva experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico, considerando el apantallamiento de los electrones internos.

Radio Atómico

Se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales que están enlazados entre sí.

Radio Iónico

Es el radio que adquiere un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, logrando así la configuración electrónica del gas noble más cercano.

Energía de Ionización (EI)

Es la energía necesaria para que un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, ceda un electrón de su nivel más externo y dé lugar a un ion monopositivo en su estado fundamental. Este proceso es endotérmico (EI > 0).

Afinidad Electrónica (AE)

Es la variación de energía que se produce cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, captura un electrón y forma un anión mononegativo, gaseoso y en su estado fundamental.

Electronegatividad

Es la tendencia de un átomo a atraer los electrones compartidos en un enlace químico hacia sí mismo.

Tipos de Enlaces Químicos y Propiedades Asociadas

Enlace Iónico

Se forma entre un metal (que tiende a perder electrones) y un no metal (que tiende a capturar electrones). Resultan iones positivos (cationes) y negativos (aniones) que se mantienen unidos por intensas atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas.

Propiedades de los Compuestos Iónicos:

• Puntos de fusión y ebullición elevados: Directamente relacionados con la magnitud de la energía reticular (U).
• Dureza: Debido a la rigidez de la red cristalina formada por las fuertes fuerzas electrostáticas.
• Solubilidad: Generalmente solubles en disolventes polares (como el agua).
• Conductividad eléctrica: Son malos conductores en estado sólido, pero buenos conductores en estado fundido o en disolución acuosa (debido a la movilidad de los iones).
• Fragilidad: Tienden a fracturarse bajo presión debido a la repulsión entre iones de la misma carga al desplazarse la red.

Energía Reticular (U) en Compuestos Iónicos

Es la energía desprendida en la formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Se calcula mediante el ciclo de Born-Haber:

U = ΔH°f - (AE + EI + ΔH°sublimación + ΔH°disociación)

Enlace Covalente

Se forma entre dos no metales, donde los átomos comparten uno o más pares de electrones para alcanzar una configuración electrónica estable.

Propiedades de los Compuestos Covalentes (Moleculares):

• Puntos de fusión y ebullición bajos: Las fuerzas intermoleculares son débiles.
• Blandos: Fácilmente deformables.
• Aislantes eléctricos: No poseen electrones libres ni iones móviles.
• Solubilidad: Los compuestos covalentes polares son solubles en disolventes polares, y los apolares en disolventes apolares (principio de 'lo semejante disuelve a lo semejante').

Sólidos Covalentes (Redes Covalentes)

En estos sólidos, los enlaces covalentes se extienden a lo largo de todo el cristal, formando una estructura tridimensional gigante.

• Gran dureza y puntos de fusión muy elevados: Debido a la fortaleza y extensión de los enlaces covalentes.
• Insolubles: La ruptura de la red covalente requiere una gran cantidad de energía.
• Malos conductores eléctricos: Generalmente, no tienen electrones libres (excepción: el grafito).
• Ejemplo: El grafito, al formar una estructura por capas, es más blando y conductor que otros sólidos covalentes (como el diamante) debido a la deslocalización de electrones dentro de las capas.

Sustancias Moleculares

Formadas por moléculas discretas y aisladas, unidas por fuerzas intermoleculares débiles.

• Puntos de fusión y ebullición bajos: Muchas son gases o líquidos a temperatura ambiente.
• Blandas: Fácilmente deformables.
• Solubles en disolventes moleculares: Polar en polar, apolar en apolar.
• Malos conductores eléctricos: No hay iones ni electrones libres.
• Las sustancias polares suelen tener mayores puntos de fusión y ebullición que las apolares debido a fuerzas intermoleculares más fuertes.

Compuestos Metálicos (Enlace Metálico)

Se forma entre átomos metálicos. Consisten en una red de cationes metálicos inmersos en un 'mar' de electrones deslocalizados, unidos por atracción electrostática.

• Estado físico: Sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
• Puntos de fusión y ebullición altos: Debido a la fuerte atracción entre los cationes y el 'mar' de electrones.
• Alta conductividad eléctrica y térmica: Gracias a la movilidad de los electrones deslocalizados.
• Dúctiles y maleables: Los átomos pueden deslizarse unos sobre otros sin romper el enlace global.
• Insolubles: En disolventes comunes.

Fuerzas Intermoleculares

Son las fuerzas de atracción que existen entre moléculas individuales. Son significativamente más débiles que los enlaces intramoleculares (iónicos, covalentes, metálicos).

Fuerzas de Van der Waals

Engloban varias interacciones:

• Interacciones Dipolo-Dipolo Permanente: Se dan entre moléculas polares (que poseen un momento dipolar permanente), como el HCl o el HBr.
• Puentes de Hidrógeno: Un tipo especial y particularmente fuerte de interacción dipolo-dipolo. Ocurren cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo y pequeño (N, O, F) y es atraído por otro átomo electronegativo de una molécula vecina.
• Interacciones Dipolo Permanente-Dipolo Inducido: Se producen entre una molécula polar y una molécula apolar, donde la molécula polar induce un dipolo temporal en la apolar (ej. HCl y Cl₂).

Fuerzas de Dispersión de London

• Se dan entre todas las moléculas, tanto polares como apolares.
• Resultan de la interacción entre dipolos instantáneos y dipolos inducidos que se forman debido al movimiento aleatorio de los electrones.
• Son las fuerzas intermoleculares más débiles.
• Su intensidad aumenta con la masa molecular y la polarizabilidad (deformabilidad de la nube electrónica) de la molécula.
• Explican los puntos de fusión y ebullición bajos de muchas sustancias apolares.