Enlace químico y propiedades de sustancias

Cuando dos átomos se aproximan, aparecen fuerzas de atracción (entre núcleos y electrones) y de repulsión (entre núcleos y entre electrones). El enlace se forma a la distancia exacta donde las fuerzas atractivas y repulsivas se equilibran, maximizando la estabilidad del sistema.

• Energía de enlace: Es la energía que se desprende al formarse el enlace a partir de los átomos aislados. Cuanto mayor sea esta energía, más estable será la unión.
• Regla del octeto: Propuesta por Gilbert N. Lewis, establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano ($ns^2 np^6$), es decir, ocho electrones en su capa de valencia.
• Excepciones: Existen moléculas con octeto incompleto (como el $BF_3$) o con octeto expandido (como el $PCl_5$), donde el átomo central tiene más de ocho electrones debido a la disponibilidad de orbitales d.
• Diagramas de Lewis: Representaciones gráficas donde el símbolo del elemento está rodeado por puntos o cruces que representan los electrones de valencia.

La forma en que los átomos interactúan depende de su electronegatividad (capacidad de atraer electrones).

1. Escala de Pauling: Asigna valores de electronegatividad desde el Flúor (4.0) hasta el Francio (0.7).
2. Carácter del enlace:
   • Si $\Delta \chi > 1.7$, el enlace es predominantemente iónico.
   • Si $\Delta \chi < 1.7$, el enlace es covalente.
3. Triángulo de Van Arkel-Ketelaar: Es un gráfico que clasifica los enlaces basándose en la diferencia de electronegatividad ($\Delta \chi$) y la electronegatividad media ($\chi_{media}$), permitiendo visualizar la transición entre enlaces iónicos, covalentes y metálicos.

Los compuestos iónicos no forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas tridimensionales donde cada ion se rodea del máximo número posible de iones de signo opuesto.

• Índice de coordinación: Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion determinado en la red. Depende del tamaño relativo de los iones.
• Energía reticular ($U_r$): Es la energía que se libera cuando se forma un mol de cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Se calcula mediante la ecuación de Born-Landé: $U_r = -K \cdot \frac{q_1 \cdot q_2}{r_0}$
• Ciclo de Born-Haber: Es un método indirecto para calcular la energía reticular aplicando la Ley de Hess, descomponiendo la formación del cristal en pasos: sublimación, ionización, disociación, afinidad electrónica y formación de la red.

• Estado físico: Son sólidos a temperatura ambiente con altos puntos de fusión y ebullición debido a la fuerte atracción electrostática.
• Dureza y fragilidad: Son duros (difíciles de rayar) pero frágiles; al aplicar una fuerza, las capas del cristal se desplazan, enfrentando iones del mismo signo que se repelen, provocando la ruptura del cristal.
• Solubilidad: Suelen ser solubles en disolventes polares como el agua, donde los dipolos del disolvente rodean a los iones (solvatación) venciendo la energía reticular.
• Conductividad: No conducen la electricidad en estado sólido (iones fijos), pero sí en estado fundido o en disolución, ya que los iones tienen movilidad.

Esta teoría explica el enlace como el solapamiento de orbitales atómicos de la capa de valencia.

• Enlace Sigma ($\sigma$): Solapamiento frontal de orbitales. Es el enlace más fuerte y permite la rotación.
• Enlace Pi ($\pi$): Solapamiento lateral de orbitales p paralelos. Solo aparece en enlaces múltiples.
• Hibridación: Para explicar la geometría de moléculas como el metano ($CH_4$), se postula la mezcla de orbitales atómicos puros para formar orbitales híbridos:
  • sp: Geometría lineal ($180^\circ$).
  • sp²: Geometría trigonal plana ($120^\circ$).
  • sp³: Geometría tetraédrica ($109.5^\circ$).

La Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia predice la forma de las moléculas. Los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) se sitúan lo más lejos posible entre sí para minimizar repulsiones.

• Los pares solitarios repelen más que los compartidos, cerrando los ángulos de enlace.
• Polaridad: Una molécula es polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces es distinta de cero ($\sum \vec{\mu} \neq 0$).

Algunas sustancias forman redes tridimensionales de enlaces covalentes en lugar de moléculas pequeñas.

• Diamante: Cada carbono tiene hibridación $sp^3$, formando una red tetraédrica extremadamente dura.
• Grafito: Carbonos con hibridación $sp^2$ en capas hexagonales; es conductor y blando debido a la debilidad de las uniones entre capas.
• Propiedades: Presentan puntos de fusión extremadamente elevados y son insolubles en casi todos los disolventes.

• Fuerzas de Van der Waals: Incluyen fuerzas entre dipolos permanentes (moléculas polares) y fuerzas de dispersión de London (dipolos instantáneos en moléculas apolares).
• Las fuerzas de London aumentan con el tamaño y la masa molecular de la sustancia.

Es una interacción especialmente fuerte que ocurre cuando el hidrógeno está unido a átomos muy pequeños y electronegativos: Flúor, Oxígeno o Nitrógeno (F, O, N).

• Anomalías: Explica por qué el $H_2O$, el $HF$ y el $NH_3$ tienen puntos de ebullición mucho más altos de lo esperado en sus grupos.
• Importancia: Es responsable de la estructura del ADN y de que el hielo sea menos denso que el agua líquida.

1. Modelo del mar de electrones: Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia, formando una red de cationes sumergidos en una "nube" o "mar" de electrones deslocalizados que pertenecen a todo el cristal.
2. Teoría de bandas: Los orbitales atómicos se combinan para formar bandas de energía.
   • Banda de valencia: Ocupada por electrones.
   • Banda de conducción: Vacía o parcialmente llena.
   • En los conductores, estas bandas solapan; en los aislantes, hay un gran salto energético (gap); en los semiconductores, el salto es pequeño.

• Conductividad: La movilidad de la nube electrónica permite el transporte de carga y calor.
• Mecánicas: Son maleables (láminas) y dúctiles (hilos) porque las capas de cationes pueden deslizarse unas sobre otras sin romper el enlace, ya que la nube electrónica se adapta.
• Brillo: Los electrones libres pueden absorber y reemitir luz de casi cualquier frecuencia.

La intensidad de las fuerzas de unión determina el estado físico a 25°C:

Para identificar una sustancia en el laboratorio, seguimos estos criterios:

1. Si conduce en sólido → Metal.
2. Si no conduce en sólido pero sí fundida → Sustancia Iónica.
3. Si tiene punto de fusión muy bajo → Sustancia Molecular.
4. Si es insoluble y no funde a 1000°C → Sustancia Covalente Atómica.

La solubilidad es una prueba clave: "lo semejante disuelve a lo semejante". Las sustancias polares se disuelven en disolventes polares, mientras que las apolares (como el yodo o las grasas) requieren disolventes apolares (como el hexano).