Enlaces Químicos y Propiedades de la Materia

Enlace Iónico

La atracción electrostática entre iones de carga opuesta forma un enlace iónico. Ocurre entre un átomo muy electronegativo (no metal) y otro poco electronegativo (metal). El metal cede electrones al no metal, formando iones de signos contrarios que se atraen.

Compuestos Iónicos

Son compuestos formados por enlaces iónicos.

Propiedades

• Sólidos a temperatura ambiente: La intensidad de las fuerzas electrostáticas mantiene a los iones en una estructura cristalina rígida.
• Altos puntos de fusión y ebullición: Se necesita mucha energía para vencer la fuerza electrostática y romper la red cristalina.
• Duros: Difíciles de rayar debido a la fuerza del enlace.
• Frágiles: La repulsión entre iones del mismo signo al ser golpeados puede romper el cristal.
• Solubles en agua: El agua, al ser polar, debilita la fuerza electrostática, separando y rodeando los iones (solvatación).
• Buenos conductores de electricidad en estado fundido o disueltos: Los iones libres actúan como portadores de carga.

Enlace Covalente

Unión entre átomos no metálicos donde se comparten electrones para alcanzar una configuración electrónica más estable.

Tipos de Enlaces Covalentes

• Enlace sigma: Solapamiento frontal de orbitales (s-s, s-p, p-p). Permite la rotación.
• Enlace pi: Solapamiento lateral de orbitales p-p. No permite la rotación.

Sólidos Covalentes

• Diamante: Red tridimensional de átomos de carbono con hibridación sp3, formando enlaces covalentes fuertes.
• Grafito: Átomos de carbono con hibridación sp2 formando láminas. Las láminas interactúan por fuerzas intermoleculares.
• Sílice (SiO2): Red tridimensional similar al diamante.

Propiedades

• Baja reactividad
• Gran resistencia a ser rayados
• Puntos de fusión y ebullición muy altos
• Insolubles en la mayoría de los disolventes
• Baja conductividad eléctrica

Propiedades de los Metales

• Sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio)
• Puntos de fusión variables, generalmente altos
• Buenos conductores de electricidad y calor
• Brillo característico
• Dúctiles (pueden formar hilos) y maleables (pueden formar láminas)
• Presentan efecto fotoeléctrico
• Solubles entre sí formando aleaciones

Fuerzas Intermoleculares

Interacciones entre moléculas sin formar enlaces químicos. Son más débiles que los enlaces iónicos o covalentes.

Tipos de Fuerzas Intermoleculares

1. Fuerzas de Van der Waals

• 1.1 Fuerzas dipolo-dipolo: Entre moléculas polares. La intensidad depende de la polaridad y el tamaño de la molécula.
• 1.2 Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Entre una molécula polar y otra apolar. El dipolo permanente induce un dipolo temporal en la molécula apolar.
• 1.3 Fuerzas de dispersión de London: Entre moléculas apolares. La intensidad depende de la polarizabilidad y el tamaño de la molécula.

2. Puentes de Hidrógeno

Interacción especial entre un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo (N, O, F) y un par de electrones libres en un átomo electronegativo de otra molécula.

Propiedades de los Sólidos Moleculares

• Puntos de fusión y ebullición bajos debido a las débiles fuerzas intermoleculares.
• Mala conductividad eléctrica y térmica
• Solubilidad variable dependiendo de la polaridad de la molécula
• Blandos

Configuración Electrónica y Valencias

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

Elementos Diatómicos

H₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, N₂

Valencias Comunes

Metales

• 1+: Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, NH₄⁺
• 2+: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd
• 1+, 2+: Cu, Hg
• 3+: Al
• 1+, 3+: Au
• 2+, 3+: Fe, Co, Ni
• 2+, 4+: Pt, Pb, Sn, Ir
• 2+, 3+, 6+: Cr
• 2+, 3+, 4+, 6+, 7+: Mn

No Metales

• 1-: H, F
• 1-, 3-, 5-, 7-: Cl, Br, I
• 2-: O
• 2+, 4+, 6+: S, Se, Te
• 1-, 3+, 5+: N
• 3+, 5+: P, As, Sb
• 3+: B
• 2+, 4+: C, Si

Casos Especiales

• Fósforo (P) y Arsénico (As):
  • HPO₂ – Ácido metafosforoso
  • H₄P₂O₅ – Ácido pirofosforoso
  • H₃PO₃ – Ácido fosforoso
  • HPO₃ – Ácido metafosfórico
  • H₄P₂O₇ – Ácido pirofosfórico
  • H₃PO₄ – Ácido fosfórico
• Cromo (Cr):
  • H₂CrO₄ – Ácido crómico
  • H₂Cr₂O₇ – Ácido dicrómico
• Manganeso (Mn):
  • H₂MnO₃ – Ácido manganoso
  • H₂MnO₄ – Ácido mangánico
  • HMnO₄ – Ácido permangánico
• Boro (B):
  • HBO₂ – Ácido metabórico
  • H₃BO₃ – Ácido bórico
  • H₂B₄O₇ – Ácido tetrabórico