Clasificación y Características de los Enlaces Químicos

1. Enlace Iónico

El enlace iónico se forma cuando dos átomos se unen y uno de ellos transfiere uno o más electrones al otro. Esto resulta en la formación de un ion negativo (el que gana electrones) y un ion positivo (el que pierde electrones). Una fuerza eléctrica de atracción (debido a las cargas de signo opuesto) mantiene unidos a estos iones. Nuevos iones se atraen y se unen hasta formar una estructura cristalina.

Propiedades de los Compuestos Iónicos:

• Puntos de Fusión y Ebullición Elevados: La fuerza del enlace es muy intensa.
• Gran Dureza: Los iones están fuertemente unidos en la red cristalina.
• Fragilidad: Son muy frágiles.
• Solubilidad: Son solubles en agua y otros disolventes polares. Las moléculas del disolvente rodean y separan los iones de la red sólida.
• Conductividad Eléctrica: Conducen la electricidad solo cuando están disueltos o en estado líquido (fundidos), ya que los iones tienen movilidad.

2. Enlace Metálico

Este enlace se presenta en los elementos metálicos, dándose en sólidos y líquidos, aunque solo hablamos de cristales metálicos en estado sólido. Se produce cuando un gran número de átomos metálicos se agrupan.

Formación y Propiedades:

• Para formar un enlace metálico, los átomos se desprenden de sus electrones más externos, los cuales forman una nube o gas de electrones que envuelve a los iones positivos (cationes).
• Dentro de esa nube, los electrones tienen gran movilidad.
• Salvo los metales alcalinos, los metales tienen una alta densidad, ya que los átomos están agrupados de manera compacta.
• Temperaturas Altas de Fusión y Ebullición: El enlace es intenso.
• Solubilidad: Generalmente no son solubles en agua.
• Conductividad: Conducen muy bien la electricidad y el calor.
• Maleabilidad y Ductilidad: Son dúctiles (pueden formar hilos) y maleables (pueden formar láminas).

3. Enlace Covalente

Según la Teoría de Lewis, los electrones de la última capa (electrones de valencia) son los que juegan un papel fundamental en el enlace.

• Cuando los electrones se transfieren de un átomo a otro, aparece un enlace iónico.
• Cuando los electrones se comparten entre dos átomos, aparece un enlace covalente.
• Los electrones se distribuyen de tal manera que los átomos adquieren una configuración electrónica de gas noble (1s² para el Helio, y ns²np⁶ para el resto de los gases nobles).

Modelos Atómicos Fundamentales

Modelo de Dalton (Siglo XIX)

Postulados principales:

• La materia está compuesta por partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos.
• Existen átomos de varios tipos. Todos los de un mismo tipo son idénticos entre sí y distintos de otros tipos.
• En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, ni se transforman; solo se reorganizan y recombinan (Ley de Conservación de la Masa de Lavoisier).
• Cuando los átomos se combinan, lo hacen siempre en proporciones fijas para cada sustancia (Ley de las Proporciones Definidas de Proust).

Modelo de Thomson (Finales del XIX, Principios del XX)

Thomson propuso que el átomo tiene dos partes: los electrones (con carga negativa) y un fluido eléctrico con carga positiva. Los electrones están incrustados en el fluido. Este modelo es conocido como el modelo del «bizcocho con pasas» o «pudín de pasas».

• Las cargas se compensan para que la materia sea neutra.
• De los experimentos con rayos catódicos, se obtuvo la relación carga/masa del electrón ($1.76 \times 10^{11} \text{ C/kg}$).

Modelo de Rutherford (1911)

El átomo se compone de dos partes:

• La Corteza: La parte más externa, donde se encuentran los electrones.
• El Núcleo: Concentra casi toda la masa del átomo y posee carga positiva. El tamaño del núcleo es del orden de $10^5$ veces menor que el radio de la corteza.

Modelo de Bohr (1913)

Bohr parte del modelo de Rutherford, manteniendo un núcleo (muy masivo, pequeño y con carga positiva) y desarrolla la estructura de la corteza de electrones.

• La corteza tiene una serie de órbitas llamadas niveles. Los electrones situados en estos niveles siguen trayectorias estables.
• Los electrones pueden moverse entre niveles de energía.
• La diferencia de energía entre niveles tiene valores fijos para cada elemento: $\Delta E = E_n – E_m$.
• En cada nivel (n) solo pueden estar al mismo tiempo un máximo de $2n^2$ electrones.

Modelo de Sommerfeld (1915)

Su modelo atómico es una extensión del modelo de Bohr, añadiendo subniveles de energía (o subcapas) a los niveles del átomo de Bohr.

Notación Atómica y Composición

Usamos la notación ${}_Z^A X^Q$ para detallar la composición de un átomo o ion:

• X: Símbolo del elemento (el de la tabla periódica).
• Z: Número atómico (número de protones).
• A: Número másico (protones + neutrones).
• Q: Número de carga (protones – electrones).

Cálculo de Partículas:

• Protones: $Z$
• Neutrones: $A – Z$
• Electrones: $Z – Q$

Configuración Electrónica

El orden de llenado de los orbitales sigue la regla de las diagonales:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p…

Capacidad máxima de los subniveles:

• s: 2 electrones ($s^2$)
• p: 6 electrones ($p^6$)
• d: 10 electrones ($d^{10}$)
• f: 14 electrones ($f^{14}$)

Propiedades Periódicas de los Elementos

Radio Atómico

Se define como la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos iguales unidos.

• Tendencia en Grupo: Aumenta al descender por un grupo.
• Tendencia en Periodo: Disminuye al moverse hacia la derecha en un periodo.

Energía de Ionización (EI)

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de la capa más externa de un átomo en estado gaseoso.

• Tendencia en Periodo: Aumenta al ir hacia la derecha en un periodo.
• Tendencia en Grupo: Disminuye al descender por un grupo.

Afinidad Electrónica (AE)

Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso captura un electrón. (Los átomos tienden a buscar subcapas completas o semi-completas).

• Tendencia en Periodo: Aumenta al moverse hacia la derecha en un periodo.
• Tendencia en Grupo: Disminuye a medida que descendemos por un grupo.

Electronegatividad (EN)

Está relacionada con la capacidad de un átomo de atraer los electrones de otro átomo cuando ambos se acercan para formar un enlace.

• Tendencia en Periodo: Aumenta al ir hacia la derecha de un periodo.
• Tendencia en Grupo: Disminuye al descender por un grupo.

Nota: Los gases nobles generalmente no se tienen en cuenta en estas tendencias porque no reaccionan fácilmente.

Fuerzas Intermoleculares

Entre las moléculas aparecen una serie de fuerzas que son responsables de que las sustancias covalentes moleculares puedan formar sólidos o líquidos. Las fuerzas intermoleculares son más débiles que las fuerzas de enlace (metálico, iónico, covalente), sin embargo, tienen el mismo origen (fuerzas eléctricas).

Hay varios tipos de fuerzas intermoleculares:

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Fuerzas que se establecen entre dipolos eléctricos permanentes, como las moléculas polares.

Fuerzas de Dispersión (Fuerzas de London)

Similares a las anteriores, pero se producen entre dipolos inducidos (temporales) que aparecen en moléculas no polares.

Grupos Principales de la Tabla Periódica

Clasificación de los grupos (columnas) más relevantes:

• Grupo 1: Alcalinos
• Grupo 2: Alcalinotérreos
• Grupos 3-12: Metales de Transición
• Grupo 13: Térreos (o Grupo del Boro)
• Grupo 14: Carbonoideos (o Grupo del Carbono)
• Grupo 15: Nitrogenoideos (o Grupo del Nitrógeno)
• Grupo 16: Anfígenos (o Grupo del Oxígeno)
• Grupo 17: Halógenos
• Grupo 18: Gases Nobles