Fundamentos del Enlace Químico

Un enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos cuando forman moléculas, así como las fuerzas que mantienen unidas las moléculas cuando se presentan en estado sólido o líquido.

Energía de Enlace

La energía de enlace es la energía que se desprende en la formación de un enlace químico. Resulta de un balance entre las energías de atracción y las energías de repulsión entre los átomos involucrados.

Electronegatividad y Tipos de Enlace

La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. La diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen determina el tipo de enlace formado:

  • Si los átomos tienen electronegatividades muy diferentes, uno de ellos tenderá a perder electrones (formando un ion positivo o catión) y el otro a ganarlos (formando un ion negativo o anión). Se forma un enlace iónico.
  • Si dos átomos presentan una gran tendencia a atraer electrones (alta electronegatividad), compartirán electrones formando un enlace covalente.
  • Si dos átomos tienen muy poca tendencia a atraer electrones (baja electronegatividad), ambos se desprenderán de sus electrones de valencia, formando una estructura en la que los cationes se estabilizan con los electrones libres. Se forma un enlace metálico.

Enlace Iónico

Se establece entre dos elementos con electronegatividades muy diferentes. El elemento más electronegativo formará iones negativos (aniones), y el menos electronegativo, iones positivos (cationes). El enlace se produce por la atracción electrostática entre iones que tienen cargas de distinto signo.

Energía de Red

La energía de red (o energía reticular) es una medida de la estabilidad del cristal iónico. Cuanto mayor sea su valor, más difícil será romper el cristal. Los factores que afectan la energía de red incluyen:

  • Las cargas iónicas.
  • El tamaño de los iones.
  • La diferencia de electronegatividad (indirectamente, al influir en la ionicidad).

Enlace Covalente

Se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades altas y parecidas. El enlace se produce porque los átomos comparten electrones de su capa de valencia.

  • Enlace Covalente Apolar: Cuando los átomos que se combinan tienen la misma electronegatividad, los electrones compartidos pertenecen por igual a ambos átomos.
  • Enlace Covalente Polar: Cuando se combinan átomos con distinta electronegatividad, los electrones compartidos se distribuyen de forma asimétrica y están más próximos al elemento con mayor electronegatividad. Se genera una carga parcial negativa (δ-) sobre el átomo más electronegativo y una carga parcial positiva (δ+) sobre el menos electronegativo.

Las sustancias con enlaces covalentes pueden ser moléculas covalentes (sustancias moleculares) o sólidos de red covalente.

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) afirma que todos los pares electrónicos (tanto de enlace como no enlazantes) de la capa de valencia del átomo central se sitúan lo más alejados posible unos de otros, de manera que las repulsiones entre ellos sean mínimas. Esta teoría explica la geometría molecular de las sustancias covalentes.

Polaridad Molecular

La polaridad de una molécula viene determinada por su momento dipolar total, que es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Cuando se forma un enlace covalente entre átomos de elementos con distinta electronegatividad, el enlace es polar. Si una molécula contiene enlaces polares, puede ser polar o apolar dependiendo de su geometría. Si los momentos dipolares de los enlaces se anulan vectorialmente debido a la simetría de la molécula, la molécula será apolar. Si la suma vectorial es distinta de cero, la molécula será polar.

Teoría de Enlace de Valencia (TEV)

La Teoría de Enlace de Valencia (TEV) afirma que para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, cada uno de ellos debe tener un orbital atómico con un electrón desapareado. Al aproximarse las nubes de carga de los orbitales de los dos átomos hasta una distancia adecuada, se producirá un solapamiento (o superposición) de orbitales y tendrá lugar el apareamiento de los electrones. Para que el solapamiento sea efectivo, los orbitales han de tener un tamaño comparable y aproximarse con una orientación adecuada.

  • Enlace Sigma (σ): Se forma por un solapamiento frontal de orbitales a lo largo del eje internuclear. Los electrones compartidos se localizan principalmente entre los núcleos.
  • Enlace Pi (π): Se forma por un solapamiento lateral de orbitales p (paralelos entre sí y perpendiculares al eje internuclear). La densidad electrónica se localiza por encima y por debajo del eje internuclear.

Sólidos de Red Covalente

Son estructuras tridimensionales donde los átomos están unidos por enlaces covalentes formando una red continua.

  • Diamante: Formado por átomos de carbono (C) con hibridación sp³. Cada átomo de C está unido tetraédricamente a otros cuatro átomos mediante enlaces covalentes simples. El conjunto es una estructura cristalina de gran simetría y dureza, con un punto de fusión muy elevado. Todos los enlaces son iguales.
  • Grafito: También está formado por átomos de carbono (C), pero con hibridación sp². Los átomos de C se unen formando anillos hexagonales planos, dispuestos en capas. Dentro de cada capa, los enlaces son covalentes fuertes. Con los electrones que están en los orbitales p perpendiculares a este plano (no hibridados) se forma una nube electrónica π deslocalizada que permite la conductividad eléctrica dentro de las capas. Las capas se unen entre sí por fuerzas intermoleculares débiles (fuerzas de London).
  • Sílice (Dióxido de Silicio, SiO₂): Es un material muy duro formado por átomos de silicio (Si) unidos covalentemente a átomos de oxígeno (O). Cada átomo de Si tiene una estructura tetraédrica, unido a cuatro átomos de O, y cada átomo de O actúa como puente entre dos átomos de Si.

Enlace Metálico

Se establece cuando se combinan átomos de elementos con electronegatividades parecidas y bajas (metales). Están formados generalmente por átomos de un solo elemento metálico, aunque también existen aleaciones (combinaciones de elementos metálicos). El modelo más sencillo describe el enlace metálico como una red ordenada de cationes metálicos inmersos en un “mar” de electrones de valencia deslocalizados, que son responsables de las propiedades características de los metales (conductividad eléctrica y térmica, ductilidad, maleabilidad, brillo).

Fuerzas Intermoleculares

Son fuerzas de atracción entre moléculas. Son más débiles que los enlaces intramoleculares (iónico, covalente, metálico).

  • Fuerzas Dipolo-Dipolo: Se establecen entre moléculas polares (con momento dipolar neto distinto de cero). La parte positiva de una molécula atrae a la parte negativa de otra.
  • Enlace de Hidrógeno: Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo, particularmente fuerte. Se da entre moléculas que tienen átomos de hidrógeno (H) unidos covalentemente a átomos muy electronegativos y de pequeño tamaño, como flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N) (enlaces H-F, H-O, H-N). Es la fuerza intermolecular más fuerte entre las mencionadas aquí.
  • Fuerzas de Dispersión de London (Dipolo Instantáneo-Dipolo Inducido): Son fuerzas de interacción débiles presentes en todas las sustancias moleculares (polares y apolares). Se deben a fluctuaciones temporales en la distribución electrónica de las moléculas, que crean dipolos instantáneos. Estos dipolos inducen dipolos en moléculas vecinas, generando una atracción. La intensidad de estas fuerzas aumenta a medida que lo hace el tamaño y la masa molecular (mayor número de electrones). Las fuerzas de London, junto con las dipolo-dipolo y dipolo-dipolo inducido, se conocen colectivamente como fuerzas de Van der Waals.

Introducción a la Cinética Química y Termodinámica

La cinética química estudia la velocidad a la que transcurren las reacciones químicas y los factores que influyen sobre ella (concentración, temperatura, catalizadores, etc.). Conceptos termodinámicos relacionados incluyen:

  • Variación de Entalpía (ΔH): Es el calor que el sistema intercambia con el entorno cuando el proceso químico se realiza a presión constante. Si el sistema desprende calor, la reacción es exotérmica (ΔH < 0). Si absorbe calor, es endotérmica (ΔH > 0).
  • Variación de Entropía (ΔS): Es una medida del grado de desorden del sistema. Un aumento del desorden corresponde a ΔS > 0.