Enlaces Químicos: Formación y Tipos

• El enlace químico mantiene unidos los átomos de un compuesto.
• Los electrones de valencia se encuentran en la última capa de un átomo.
• Hay tres tipos principales de enlaces: iónico, covalente y metálico.

Enlace Químico y Energía

• Un enlace químico es la unión entre átomos.
• Cuando dos átomos forman un enlace, la energía del sistema es menor que la energía total de los átomos separados.
• Si al transferir uno o más electrones de un átomo a otro disminuye la energía, se genera un enlace iónico.
• Si para disminuir la energía, los átomos comparten electrones, se genera un enlace covalente.
• Un enlace metálico se forma cuando una serie de cationes están unidos por un "mar" de electrones, donde cada electrón proviene de un átomo del catión.

El Octeto de Electrones

• Un elemento metálico del bloque S, al perder electrones de valencia, se convierte en un catión con una configuración electrónica exterior de gas noble, conocido como octeto (ns² np⁶).

Compuestos Iónicos

• Los compuestos iónicos se forman por la unión entre iones mono o poliatómicos.
• Los compuestos se apilan en una formación tridimensional ajustada o regular.
• Los elementos se transforman en iones al ganar o perder electrones, influenciado por su naturaleza química.
• La tabla periódica ayuda a predecir esta tendencia mediante la afinidad electrónica, energía de ionización, carácter metálico y electronegatividad.
• Los elementos metálicos tienden a formar cationes.
• Los elementos no metálicos forman aniones.

Enlace Iónico

• Resulta de la atracción electrostática entre iones con cargas opuestas, implicando la transferencia de electrones de un átomo a otro para adquirir una configuración electrónica de gas noble.
• El cambio de entalpía (ΔHf) para la formación de NaCl(s) a partir de Na(s) y Cl₂(g) es de -411 kJ/mol.
• Un carácter iónico mayor a 1,8 en la diferencia de electronegatividad (ΔEN) indica un enlace iónico; entre 0 y 1,8, el enlace es covalente polar.

Ley de Coulomb

• Establece que la fuerza (F) entre dos cargas eléctricas (q1 y q2) es proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia (r) que las separa: F = K(q1q2/r²).

Enlace Covalente

• Los átomos se acercan lo suficiente como para compartir sus electrones de valencia y completar sus respectivos octetos.
• Para formar F₂, solo dos electrones participan para completar los octetos, los electrones de valencia que no enlazan se conocen como pares de electrones libres.
• Cada átomo de Flúor en la molécula de F₂ posee tres pares libres de electrones.
• Existen enlaces covalentes simples, dobles y triples, dependiendo de la cantidad de pares de electrones compartidos.

Longitud de Enlace

• La longitud de enlace se define como la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por un enlace covalente.
• Los enlaces múltiples tienen una longitud menor que la de los enlaces simples.

Estructuras de Lewis

• Muestran los átomos mediante sus símbolos químicos, los enlaces covalentes mediante líneas y los pares libres de electrones mediante pares de puntos.

• Para representar estructuras de Lewis, se siguen los siguientes pasos:

  • Escribir la estructura fundamental del compuesto.
  • Sumar los electrones de valencia de todos los átomos y agruparlos por pares, sumando o restando electrones según la carga de aniones o cationes.
  • Dibujar pares de electrones entre el átomo central y los que lo rodean.
  • Completar los octetos, teniendo en cuenta el número de electrones que cada átomo necesita para completar su octeto o su par (H).
  • Dibujar los enlaces, donde cada par de electrones compartidos representa un enlace simple.

• La regla del octeto establece que al combinarse los átomos para formar compuestos, sus electrones de valencia muestran una tendencia a adquirir la configuración estable de gas noble.

Excepciones a la Regla del Octeto

• Incluyen moléculas con número impar de electrones, déficit de electrones o expansión de valencia.

Carga Formal

• Se calcula para un átomo por defecto o exceso de electrones, asumiendo enlaces covalentes puros.
• Se calcula así: CF = (# e- de valencia del átomo libre) - (# total de e- no enlazados) - ½ (# total de e- de enlace)
• La carga de una molécula neutra es 0, y para un ión, la carga formal es igual a la carga del ión.
• Las cargas formales ayudan a indicar la estructura más probable siguiendo generalidades como:
  • Estructuras de Lewis con menos carga formal son más estables.
  • Estructuras de Lewis con átomos adyacentes con carga formal del mismo signo son inestables.
  • Las cargas formales negativas en los átomos más electronegativos y cargas formales adyacentes de signo opuesto hacen a la estructura más estable.

Tipos de Enlace y Electronegatividad

• Un enlace covalente se forma cuando los átomos comparten electrones.
• La diferencia de electronegatividad (EN) determina el tipo de enlace:
  • Si la EN es muy grande, un átomo electronegativo recibe electrones completamente de un átomo electropositivo (enlace iónico).
  • Si la EN es igual o parecida, los electrones son compartidos entre átomos (enlace covalente).
  • Electronegatividades iguales resultan en enlaces covalentes puros (ej., H₂).
  • Electronegatividades similares resultan en enlaces covalentes polares (ej., HF).
  • Electronegatividades muy diferentes resultan en enlaces iónicos (ej., NaCl).
• Numéricamente se puede determinar el carácter iónico de un enlace entre dos átomos, a través de la Δχ.
  • Si Δχ=0, es un enlace covalente puro.
  • Si 0,0<Δχ<1,8, es un enlace covalente polar.
  • Si Δχ>1,8 es un enlace iónico

Resonancia

• Se presenta cuando una molécula o ión poliatómico puede ser descrito por dos o más fórmulas de Lewis con el mismo ordenamiento de átomos.
• La resonancia nivela las características de los enlaces y minimiza la energía de la estructura

Explora la formación de enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Aprende sobre la compartición de electrones y la conductividad eléctrica. Descubre cómo la energía del sistema cambia al formarse enlaces químicos.