Enlace químico y propiedades

La formación de este enlace implica una transferencia electrónica completa. El metal cede electrones convirtiéndose en un catión, mientras que el no metal los acepta transformándose en un anión. La unión no se limita a una pareja de átomos, sino que se extiende en las tres direcciones del espacio formando una red cristalina.

La fuerza que mantiene unidos a los iones es de naturaleza electrostática y se rige por la Ley de Coulomb: $F = k \cdot \frac{q_1 \cdot q_2}{r^2}$ Donde $q$ representa las cargas de los iones y $r$ la distancia entre sus núcleos.

Un concepto clave es la Energía Reticular ($U$): es la energía que se libera cuando se forma un mol de cristal iónico a partir de sus iones constituyentes en estado gaseoso. Cuanto mayor sea esta energía, más estable será el compuesto y más altos sus puntos de fusión.

El Ciclo de Born-Haber es una aplicación de la Ley de Hess que permite calcular la energía reticular, la cual no puede medirse directamente en el laboratorio. Se basa en que la entalpía de formación de un compuesto iónico es igual a la suma de las energías de los pasos individuales:

1. Sublimación del metal: $\Delta H_{sub}$ (paso de sólido a gas).
2. Disociación del no metal: $\frac{1}{2} \Delta H_{dis}$ (ruptura del enlace molecular).
3. Energía de Ionización (EI): Arrancar el electrón al metal gaseoso.
4. Afinidad Electrónica (AE): El no metal gaseoso gana el electrón (proceso generalmente exotérmico).
5. Energía Reticular (U): Formación del cristal a partir de los iones gaseosos.

La ecuación general es: $\Delta H_f = \Delta H_{sub} + \frac{1}{2} \Delta H_{dis} + EI + AE + U$

Las propiedades derivan de la fuerte atracción electrostática en la red:

• Puntos de fusión y ebullición elevados: Se requiere mucha energía para romper las intensas fuerzas de Coulomb.
• Solubilidad: Son solubles en disolventes polares como el agua. Las moléculas de agua rodean a los iones (hidratación) y vencen la energía reticular.
• Conductividad: En estado sólido son aislantes. Sin embargo, conducen la electricidad en estado fundido o disuelto, ya que los iones adquieren movilidad.
• Dureza y fragilidad: Son duros (difíciles de rayar) pero frágiles; un golpe desplaza las capas del cristal, enfrentando iones del mismo signo que se repelen, provocando la fractura.

Según Lewis, los átomos comparten electrones para adquirir la configuración electrónica de gas noble ($ns^2 np^6$), conocida como la Regla del Octeto.

• Pares enlazantes: Electrones compartidos entre dos átomos.
• Pares solitarios: Electrones de valencia que no participan en el enlace.

Excepciones:

1. Octeto incompleto: Elementos como el Boro ($BF_3$) se estabilizan con menos de 8 electrones.
2. Octeto expandido: Elementos del tercer periodo en adelante (como el P en $PCl_5$ o el S en $SF_6$) pueden albergar más de 8 electrones usando sus orbitales d vacíos.

• Energía de enlace: Energía necesaria para romper un mol de enlaces. A mayor orden de enlace (triple > doble > simple), mayor energía.
• Longitud de enlace: Distancia de equilibrio entre núcleos. A mayor energía, menor longitud.
• Polaridad: Si los átomos tienen distinta electronegatividad, el par de electrones se desplaza hacia el más electronegativo, creando un momento dipolar ($\mu$). Una molécula es polar si la suma vectorial de sus momentos dipolares es distinta de cero.

Esta teoría postula que el enlace se forma por el solapamiento de orbitales atómicos de la capa de valencia que contienen electrones desapareados.

• Enlace Sigma ($\sigma$): Solapamiento frontal sobre el eje internuclear. Es el enlace más fuerte y el primero en formarse.
• Enlace Pi ($\pi$): Solapamiento lateral de orbitales p paralelos. Solo ocurre en enlaces múltiples tras haberse formado un enlace $\sigma$.

La Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia predice la geometría molecular basándose en que los pares de electrones alrededor de un átomo central se sitúan lo más lejos posible para minimizar la repulsión.

Los pares solitarios repelen más que los enlazantes, lo que provoca que los ángulos de enlace se cierren ligeramente respecto a la geometría ideal.

Para explicar geometrías que la TEV clásica no justifica (como el metano, $CH_4$), se utiliza la hibridación: la mezcla de orbitales atómicos puros para formar nuevos orbitales híbridos equivalentes.

• sp: Mezcla de 1 orbital s y 1 p. Geometría lineal ($BeCl_2$, etino).
• sp²: Mezcla de 1 orbital s y 2 p. Geometría trigonal plana (eteno, $BF_3$).
• sp³: Mezcla de 1 orbital s y 3 p. Geometría tetraédrica ($CH_4$, $NH_3$, $H_2O$).

Algunas moléculas (como el benceno $C_6H_6$ o el ozono $O_3$) no pueden representarse con una sola estructura de Lewis. La resonancia describe la molécula como un promedio de varias estructuras posibles. Los electrones $\pi$ están deslocalizados, lo que aporta una estabilidad extra a la molécula.

Ocurren entre moléculas polares. El extremo positivo de una molécula atrae al extremo negativo de la vecina. Son fuerzas de Van der Waals que aumentan los puntos de fusión y ebullición en comparación con moléculas apolares de masa similar.

Es un caso extremo de interacción dipolo-dipolo. Se produce cuando el hidrógeno está unido covalentemente a átomos muy pequeños y electronegativos: F, O o N.

• Consecuencia: Explica por qué el agua tiene un punto de ebullición anómalamente alto (100 ºC) frente a otros hidruros del grupo 16.
• Importancia: Mantiene la estructura del ADN y las proteínas.

Presentes en todas las moléculas, incluso las apolares. Se deben a la formación de dipolos instantáneos por el movimiento aleatorio de los electrones, que inducen dipolos en moléculas adyacentes. Su intensidad aumenta con la masa molecular y la polarizabilidad (tamaño de la nube electrónica).

1. Modelo del mar de electrones: Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia, que forman una "nube" o "mar" deslocalizado que rodea a los cationes dispuestos en posiciones fijas.
2. Teoría de bandas: Los orbitales atómicos se combinan para formar bandas de energía. En los metales, la banda de valencia y la banda de conducción se solapan, permitiendo el flujo libre de electrones. En aislantes, existe un gran salto energético (gap) entre ellas.

• Conductividad: El movimiento libre de electrones permite el transporte de carga y calor.
• Maleabilidad y ductilidad: Al no haber enlaces direccionales, las capas de cationes pueden deslizarse unas sobre otras sin romperse.
• Brillo: Los electrones del "mar" pueden absorber y reemitir luz de casi cualquier frecuencia.

A diferencia de las sustancias moleculares, aquí los átomos están unidos por una red continua de enlaces covalentes.

• Diamante: Cada carbono tiene hibridación $sp^3$, formando una red tridimensional extremadamente dura.
• Grafito: Carbonos con hibridación $sp^2$ en capas planas. Es conductor (electrones $\pi$ deslocalizados entre capas) y lubricante.
• Propiedades generales: Poseen puntos de fusión altísimos (superiores a 3000 ºC) y son generalmente insolubles en cualquier disolvente.