Tipos de Enlaces Químicos: Iónico, Covalente, Hibridación y Repulsión de Pares

Enlace Iónico

Cuando un elemento muy electronegativo se encuentra cerca de otro muy electropositivo, el no metálico capta uno o más electrones del otro (formando un anión) y el metálico cede electrones (formando un catión).

Redes Cristalinas

Los sólidos tienen sus iones en contacto mutuo, por lo que no pueden moverse y están en posiciones fijas formando redes espaciales. Los retículos cristalinos se agrupan en poliedros llamados sistemas cristalográficos. El más sencillo se llama celdilla unidad. El índice de coordinación es el número de iones de un signo que rodea a un ion de signo opuesto.

Ciclo de Born-Haber

Q_reacción = E_sublimación + E_ionización + 1/2 E_disociación + E_{electroafinidad} + U

Sustancias Iónicas

• Solubilidad: Buena, que puede transmitir interacciones electrostáticas como para separarlas en cristal y disolverlas.
• Solvatación: Las moléculas polares del disolvente rodean al ion ya separado del cristal.
• Conductividad: Nula para los sólidos iónicos. En cambio, cuando están disueltas, la conductividad es muy grande.

Enlace Covalente

Se produce al unirse elementos no metálicos entre sí. Para visualizarlos se utiliza el diagrama de Lewis.

Enlace Covalente Dativo

El átomo que pone a disposición el par electrónico es el dador y el que lo recibe, el aceptor. Se representa con una flecha que sale del átomo dador.

Energía de Enlace

Se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental.

Longitud de Enlace

Es la distancia de equilibrio entre los núcleos atómicos, correspondiente al valor de la energía de enlace en la curva de acercamiento interatómico. Distancia internuclear.

Ángulo de Enlace

Es el ángulo formado entre el núcleo del átomo central y los átomos enlazados a él.

Enlace Polar

Se produce cuando se enlazan dos átomos de distinta electronegatividad.

Hibridación

• Molécula Cl₂: 1 electrón de enlace simple.
• Molécula O₂: Tiene 2 electrones desapareados en dos orbitales p, dos solapamientos, uno frontal formando un enlace σ, y otro lateral formando un enlace π. Enlace doble.
• Molécula N₂: Tiene 3 electrones desapareados en tres orbitales p, solapamiento frontal, se forman un enlace σ y dos laterales π. Enlace triple.

Repulsión de Pares de Electrones

• Molécula tipo AB₂: Lineal.
• Molécula AB₃: Triangular plana.
• Molécula AB₄: Tetraédrica, que hace mínimas las repulsiones entre pares de electrones que forman el enlace entre los átomos.
• Molécula AB₂P: Molécula angular cuyo ángulo BAB está más cerrado de lo habitual (120º) por la repulsión del par electrónico sobre los pares de electrones que participan en los enlaces.
• Molécula tipo AB₃P: Los pares entrelazados A-B están más juntos y apretados, disminuyendo el ángulo BAB de 109,5º.
• Molécula AB₂P₂: Los dos pares de electrones libres provocan una mayor repulsión de pares enlazados A-B por encontrarse más cercanos a ellos debido a la propia repulsión que ejercen aquellos entre sí, por lo que el ángulo de enlace BAB disminuye aún más que en el anterior.

Ejemplos: H₂O es AB₂P₂, BeCl₂ es AB₂, NH₃ es AB₃P y CH₄ es AB₄.