Tipos de Enlaces Químicos y Propiedades de Compuestos

Enlaces Químicos: Fundamentos y Tipos

El enlace químico surge cuando los átomos interactúan y conducen a la formación de compuestos que tienen una energía menor que cualquiera de los sistemas por separado. Para adquirir la configuración de gas noble, los átomos pueden ganar, perder o compartir electrones. Según el modo de conseguirlo, los enlaces pueden ser iónicos, covalentes o metálicos. Las propiedades de los compuestos dependen fundamentalmente del tipo de enlace que haya entre sus átomos.

Enlace Iónico

El enlace iónico se da entre elementos metálicos y no metálicos. A los metales les sobran electrones para adquirir la configuración de gas noble, y al no metal siempre le faltan electrones para conseguirla. De modo que, cuando se enfrentan metales y no metales, se produce una transferencia electrónica desde el metal al no metal.

Procedimiento para identificar el enlace iónico:

1. Se realiza la configuración electrónica de los átomos.
2. Se identifica en el metal los electrones que sobran y en el no metal los que faltan.
3. Se representa el proceso con una flecha indicando la transferencia del electrón del átomo que le sobran al que le faltan.

Propiedades de los compuestos iónicos:

• Son sólidos cristalinos.
• Tienen elevados puntos de fusión y de ebullición.
• Son solubles en disolventes polares (Ej: H₂O).
• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica (fundidos o disueltos sí son capaces).
• Son duros pero frágiles.

Enlace Covalente

El enlace covalente surge cuando se combinan elementos no metálicos, ya sean iguales o diferentes. En este caso, a todos los átomos les faltan electrones (e^-) para estabilizarse, por lo que para conseguir una configuración estable deben compartir electrones, de manera que cada átomo va a compartir tantos electrones como le falten. Los compuestos covalentes no son conductores de la corriente eléctrica.

Procedimiento para representar el enlace covalente:

1. Se colocan los átomos: los que hay dos a los lados y el que hay uno en el centro (si aplica).
2. Se representan los electrones de valencia que tienen alrededor de cada átomo.
3. Se unen los electrones compartidos (pares de enlace) hasta que todos los átomos tengan ocho electrones en su capa de valencia (regla del octeto), excepto el hidrógeno que solo necesita tener dos.

Geometría de las Moléculas Covalentes

La geometría molecular se determina considerando los pares de electrones alrededor del átomo central.

Conceptos clave:

• Pares libres (o no enlazantes): Número de electrones de valencia del átomo central menos los electrones compartidos (pares de enlace).
• Número de direcciones: Número de elementos con los que el átomo central comparte electrones más el número de pares libres. Cada par libre cuenta como una dirección más.

Tipos de Geometría según el número de direcciones:

• 2 direcciones: Lineal, 180º.
• 3 direcciones: Trigonal plana, 120º.
• 4 direcciones: Tetraédrica, 109.5º.
• 5 direcciones: Bipirámide trigonal, 120º y 90º (no 109º).
• 6 direcciones: Octaédrica, 90º.

Polaridad Molecular:

• Polar: Una molécula es polar si tiene pares de electrones libres en el átomo central (y la geometría no los cancela) o si los enlaces son polares y la geometría no es simétrica.
• Apolar: Una molécula es apolar si no tiene pares de electrones libres en el átomo central (o si los tiene, la geometría es lineal o cuadrada plana) y/o si los enlaces son apolares, o si los enlaces polares se cancelan por la simetría de la geometría (Ej: CO₂, CCl₄).

Propiedades de los Compuestos Covalentes

Existen dos tipos principales de sustancias covalentes con propiedades distintas:

1. Sustancias Covalentes Moleculares:

• Son generalmente gaseosas, líquidas o sólidas a temperatura ambiente.
• Tienen bajos puntos de fusión y ebullición.
• Son solubles en disolventes polares aquellas moléculas polares, y se disolverán en disolventes apolares las moléculas apolares.
• No conducen la electricidad.

2. Cristales Atómicos Covalentes:

• Son sólidos cristalinos, muy compactos, en los que los nudos del cristal están ocupados por átomos unidos por enlaces covalentes. Son muy duros aunque frágiles.
• No se disuelven en ningún disolvente común.
• No conducen la electricidad (con excepciones como el grafito).
• Tienen elevados puntos de fusión puesto que el enlace covalente entre los átomos del cristal es muy fuerte. Ej: Cuarzo (SiO₂), Diamante (C).

Fuerzas Intermoleculares (o Fuerzas de Van Der Waals)

Son las fuerzas que se establecen entre las moléculas de un compuesto covalente. Estas fuerzas son muchísimo más débiles que los enlaces intramoleculares (iónico, covalente, metálico) propiamente dichos. Actúan uniendo las distintas moléculas y su intensidad depende fundamentalmente de la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la molécula y también del tamaño de los átomos. Cuanto mayores sean estos factores, más intensas serán las fuerzas entre las moléculas.

Las fuerzas intermoleculares se deben a la atracción electrostática entre dipolos permanentes de moléculas heteronucleares (fuerzas dipolo-dipolo) o entre dipolos inducidos de moléculas homonucleares o apolares (fuerzas de dispersión de London).

Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares, mayor va a ser la cohesión entre las moléculas, lo que influye en el estado de agregación y hace que aumente la temperatura de fusión y ebullición.

En moléculas homonucleares, la deformación instantánea de la nube electrónica (polarizabilidad) es más fácil cuanto mayor sea el tamaño de los átomos. En este sentido, aumenta la deformabilidad con el tamaño; así se explica el distinto estado de agregación de los halógenos (F₂ gas, Cl₂ gas, Br₂ líquido, I₂ sólido).