Principios Fundamentales de la Unión Atómica

Los átomos se unen para alcanzar una situación de mínima energía y máxima estabilidad. Cuando dos átomos se unen, pierden energía; es decir, la energía de los dos átomos enlazados es menor que la suma de las energías de cada uno cuando estaban separados. Esa energía perdida se denomina energía de enlace; cuanto mayor sea esta energía, más fuerte será el enlace. Se toma como energía de enlace el valor mínimo de la energía del sistema formado por dos átomos. Es una energía negativa, porque la situación final es de menor energía que la inicial. Se puede representar mediante una Curva de Morse o de estabilidad energética.

La situación de mínima energía se alcanza cuando los átomos están a una distancia llamada longitud de enlace, de forma que las fuerzas de atracción entre el núcleo y los electrones de la corteza son máximas y las de repulsión de los núcleos son mínimas.

Estabilidad de los Gases Nobles

Los átomos más estables de la naturaleza son los gases nobles, los cuales no forman enlaces. Excepto el helio, cuya configuración electrónica es $1s^2$, los demás gases nobles tienen configuraciones que acaban en $s^2 p^6$, es decir, poseen 8 electrones en su último nivel.

Teoría de Lewis y la Regla del Octeto

Teoría de Lewis o Regla del octeto: Cuando dos átomos se unen para formar un enlace, lo hacen ganando, perdiendo o compartiendo electrones de las capas externas, hasta conseguir 8 electrones en su última capa (configuración de un gas noble).

Tipos de Asociaciones Atómicas

Cuando dos o más átomos se unen pueden formar:

• Moléculas: Tienen siempre la misma composición y sus átomos están unidos siempre de la misma manera; el número de átomos que forman una molécula es pequeño. Ejemplo: $\text{CO}_2$, $\text{H}_2\text{O}$.
• Cristales o redes cristalinas: Formadas por un número muy grande e indefinido de átomos o iones. Si se ordenan de forma regular se forma un cristal, y si no tienen orden, se forma un sólido amorfo. Ejemplos: $\text{Na}^+\text{Cl}^-$, $\text{Ca}^{+2}\text{S}^{-2}$.

Estructuras de Lewis

En 1902, Gilbert Newton Lewis (químico americano) propuso representar los electrones del último nivel electrónico o electrones de valencia como puntos o crucecitas alrededor del símbolo químico del elemento. Estas representaciones se conocen como estructuras de Lewis.

Clasificación de los Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Se forma al unir un metal con un no metal, es decir, átomos con electronegatividades muy distintas. El metal (baja electronegatividad) pierde electrones y se convierte en un catión (ión positivo), mientras que el no metal (alta electronegatividad) gana los electrones que le cede el metal y se convierte en un anión (ión negativo). Los iones formados quedan unidos por la fuerza de atracción electrostática entre las cargas de distinto signo de los iones.

Se denomina energía reticular a la energía que se desprende cuando se forma la red o cristal. Los iones se acercan para que las fuerzas de atracción sean máximas y las de repulsión sean mínimas formando un cristal, es decir, una estructura sólida.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
• Son solubles en agua y disolventes polares e insolubles en disolventes no polares, porque los disolventes polares rodean a los iones y evitan que se vuelvan a unir.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición, ya que el enlace iónico es muy fuerte.
• Conducen la electricidad cuando están disueltos o fundidos, pero no en estado sólido.
• Son duros, debido a la fuerte atracción entre iones.
• Son frágiles, porque al desplazarse los iones se repelen y el cristal se rompe.

Polaridad de las Moléculas

Molécula Polar

Una molécula polar está formada por átomos distintos con diferente electronegatividad. El átomo más electronegativo atrae más los electrones, creando una zona negativa y otra positiva en la molécula. Un dipolo eléctrico está formado por 2 cargas iguales de distinto signo separadas una distancia.

Molécula No Polar o Apolar

Formada por átomos iguales. Al tener la misma electronegatividad, tiran de los electrones con la misma fuerza y no hay desplazamiento de carga. Los electrones se sitúan entre los dos átomos. A veces, aunque los enlaces de la molécula sean polares, por la geometría de la molécula, resulta ser no polar. Ejemplo: $\text{CH}_4$. Los átomos de $\text{H}$ tiran de los electrones hacia arriba y hacia abajo con la misma fuerza, y hacia la derecha y hacia la izquierda con la misma fuerza, por lo que al final no hay desplazamiento de carga y no se forman polos o dipolos.

Enlace Metálico

El enlace metálico se da entre átomos metálicos (iguales o distintos, en aleaciones). Los átomos pierden sus electrones de valencia, que quedan libres formando un “mar de electrones”. Estos electrones se mueven entre los cationes positivos, transportan la carga eléctrica y mantienen unido el metal en una red cristalina.

Propiedades de los Metales

• Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
• Tienen alta densidad, porque sus átomos están muy juntos.
• Son tenaces, no se rompen fácilmente.
• Son dúctiles y maleables, se pueden estirar en hilos o aplastar en láminas sin romperse.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
• Son buenos conductores del calor y la electricidad, gracias a los electrones libres.
• Presentan brillo metálico, porque sus electrones reflejan la luz.

Enlace Covalente

Se forma entre elementos no metálicos (alta electronegatividad). Los átomos comparten electrones para completar el octeto. Al unirse, sus orbitales se solapan y forman un orbital molecular. Según la TRPECV (Teoría de Repulsión de Pares de Electrones del Par de Valencia), los electrones de valencia se distribuyen alrededor del átomo central de forma que la repulsión sea mínima y la estabilidad máxima. Es el enlace más fuerte y el único que forma moléculas.

Tipos de Enlace Covalente

• Simple: comparten 1 par de electrones.
• Doble: comparten 2 pares de electrones.
• Triple: comparten 3 pares de electrones.

Polaridad del Enlace Covalente

• Covalente polar: entre átomos distintos con diferencia de electronegatividad $> 0,4$. Se forma un dipolo.
• Covalente no polar (apolar): Entre átomos iguales ($\text{H}_2$, $\text{N}_2$, $\text{O}_2$, $\text{Cl}_2$…). También en algunas moléculas con átomos distintos, si su geometría hace que los dipolos se cancelen.

Propiedades de los Compuestos Covalentes

Pueden presentarse como moléculas o como redes cristalinas, por lo que sus propiedades varían mucho.

Compuestos Covalentes Moleculares

• A temperatura ambiente suelen ser gases, aunque también pueden ser líquidos o sólidos.
• Tienen bajo punto de fusión y ebullición, porque las fuerzas entre moléculas son débiles.
• No conducen la electricidad, ya que los electrones no son libres.
• Solubilidad: lo polar disuelve a lo polar y lo apolar a lo apolar.

Sólidos Covalentes Cristalinos

(Ej.: diamante, cuarzo, sílice, grafito)

• Tienen puntos de fusión y ebullición muy altos.
• Son muy duros e insolubles en cualquier disolvente.
• No conducen la electricidad (excepto el grafito).
• Son malos conductores del calor.

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas entre moléculas covalentes. No permanecen aisladas, sino que se unen mediante fuerzas, que son de 2 tipos:

Fuerzas de Van der Waals

Son fuerzas de naturaleza eléctrica, de atracción entre cargas de distinto signo.

• Fuerzas dipolo-dipolo: Se dan en moléculas polares, donde los dipolos permanentes originan atracciones entre cargas de signo opuesto.
• Fuerzas de dispersión o fuerzas de London: Se producen entre moléculas apolares, de forma aleatoria, al formarse dipolos instantáneos por la asimétrica distribución de los electrones en movimiento; los dipolos duran muy poco tiempo.
• Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Se producen cuando una molécula polar se acerca a una molécula apolar, induciendo en ella la formación de un dipolo instantáneo.

Enlaces o Puentes de Hidrógeno

Son un caso especial de interacción dipolo-dipolo de mayor intensidad. Este enlace se forma entre moléculas covalentes polares, que contienen hidrógeno unido a un átomo muy pequeño y muy electronegativo, como el flúor ($\text{F}$), el oxígeno ($\text{O}$) o el nitrógeno ($\text{N}$). La unión de moléculas por puentes de hidrógeno es más fuerte que la unión por fuerzas de Van der Waals. Eso explica que estos compuestos tengan puntos de fusión y ebullición más altos de lo normal, pues al ser un enlace más fuerte, se necesita más energía para separar las moléculas.