Tipos de Enlaces Químicos y Geometría Molecular
Enlace Iónico
Se presenta cuando los átomos participantes tienen una diferencia de electronegatividad apreciable, igual o mayor a 1.7. Es una fuerza electrostática que se establece debido a que se forman iones.
Los compuestos iónicos se caracterizan por:
- Ser sólidos a temperatura ambiente.
- Presentar altos puntos de ebullición y fusión.
- Facilidad para romperse en estado sólido (fragilidad).
- Ser malos conductores del calor y la electricidad en estado sólido (pero buenos conductores fundidos o en disolución).
Enlace Covalente
Se forma cuando los átomos participantes tienen electronegatividades similares. La diferencia de electronegatividad es igual o mayor que 0 y menor que 1.7.
Enlace Covalente Polar
Corresponde al tipo de enlace formado cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es diferente de 0 pero inferior a 1.7.
Enlace Covalente Coordinado (Dativo)
Se produce cuando solo uno de los átomos participantes aporta el par de electrones al enlace.
Enlace Covalente Apolar (o No Polar)
Se da por la unión de átomos con la misma electronegatividad, siendo su diferencia igual a 0.
Compuestos Covalentes
- Sustancias moleculares: Formadas por moléculas individuales unidas entre sí por fuerzas intermoleculares.
- Sustancias reticulares (o redes covalentes): Formadas por un número indefinido de átomos unidos entre sí mediante enlaces covalentes, creando una estructura tridimensional continua.
Enlace Metálico
Presente en los metales. En la estructura metálica, los átomos se organizan como iones positivos (cationes) en posiciones fijas y próximas, rodeados por un ‘mar’ de electrones de valencia deslocalizados que se mueven libremente.
Polaridad Molecular
Para establecer la polaridad de las moléculas diatómicas, basta determinar la diferencia de electronegatividad; si es distinta de cero, la molécula es polar.
Para determinar la polaridad de moléculas poliatómicas (de 3 o más átomos), es necesario establecer primero la geometría molecular para definir la distribución espacial de los enlaces polares y si el momento dipolar neto es cero (apolar) o distinto de cero (polar).
Energía de Enlace
Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace específico en estado gaseoso. Cuanto mayor es la energía del enlace, más fuerte es la unión entre los átomos, mayor es la atracción y, por tanto, la molécula es más estable.
Interacciones Moleculares (Fuerzas Intermoleculares)
Son fuerzas de atracción entre moléculas.
Atracción Dipolo-Dipolo
Fuerza de atracción producida entre dos o más moléculas polares. Se establece por la atracción electrostática entre el extremo positivo (+) de una molécula y el extremo negativo (-) de otra molécula cercana.
Atracción Ion-Dipolo
Interacción electrostática entre un ion (catión o anión) y una molécula polar.
Fuerzas de Van der Waals (Fuerzas de Dispersión de London)
También conocidas como fuerzas de London o dipolo instantáneo-dipolo inducido. Son las fuerzas de atracción intermoleculares más débiles. Se producen incluso entre moléculas no polares debido a fluctuaciones temporales en la distribución electrónica, que generan dipolos instantáneos. Estos dipolos inducen dipolos en moléculas vecinas, resultando en una atracción débil.
Puente de Hidrógeno
Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo, particularmente fuerte. Ocurre cuando un átomo de hidrógeno (H) está enlazado covalentemente a un átomo pequeño y muy electronegativo (principalmente Nitrógeno (N), Oxígeno (O) o Flúor (F)). Este átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva significativa y es atraído electrostáticamente por un par de electrones libres de otro átomo electronegativo (N, O o F) en una molécula cercana.
Geometría Molecular y Pares de Electrones (Modelo RPECV)
| Pares de electrones enlazantes | Pares de electrones libres | Distribución de pares de electrones | Geometría Molecular | Ángulo de enlace ideal | Ejemplo | Imagen |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 2 | 0 | Lineal | Lineal | 180° | BeCl2 |  |
| 3 | 0 | Trigonal Plana | Trigonal Plana | 120° | BF3 |  |
| 2 | 1 | Trigonal Plana | Angular | < 120° | SO2 |  |
| 4 | 0 | Tetraédrica | Tetraédrica | 109.5° | CH4 |  |
| 3 | 1 | Tetraédrica | Piramidal Trigonal | < 109.5° | NH3 (107.5°) |  |
| 2 | 2 | Tetraédrica | Angular | < 109.5° | H2O (104.5°) |  |
| 5 | 0 | Bipiramidal Trigonal | Bipiramidal Trigonal | 90°, 120° | PCl5 |  |
| 4 | 1 | Bipiramidal Trigonal | Balancín (Tetraedro Distorsionado) | < 90°, < 120° | SF4 |  |
| 3 | 2 | Bipiramidal Trigonal | Forma de T | < 90° | ClF3 |  |
| 2 | 3 | Bipiramidal Trigonal | Lineal | 180° | XeF2 |  |
| 6 | 0 | Octaédrica | Octaédrica | 90° | SF6 |  |
| 5 | 1 | Octaédrica | Piramidal Cuadrada | < 90° | BrF5 |  |
| 4 | 2 | Octaédrica | Cuadrada Plana | 90° | XeF4 |  |