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Coggle - Tema 4: Enlace Químico - Coggle Diagram
Coggle - Tema 4: Enlace Químico
Enlace Químico
Definición
Fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos [121].
Reduce la energía potencial entre partículas positivas y negativas [122].
Involucra solo los electrones más externos (electrones de valencia) [121].
Símbolos de Puntos de Lewis
Representación de los electrones de valencia de un elemento [123].
Consiste en el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia [123].
Reglas de Estabilidad
Regla del Octeto
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para completar 8 electrones de valencia, como los gases nobles [124, 125].
Excepciones a la Regla del Octeto [126]
Número impar de electrones: Moléculas como NO, NO2 [126].
Octeto incompleto: Átomos con menos de 8 electrones de valencia (común en B, Be, Al) [126, 127].
Octeto expandido: Átomos del 3er periodo en adelante pueden tener más de 8 electrones (Ej: SF6, PCl5) [127, 128].
Regla del Dueto
Para átomos pequeños como H, que logran estabilidad con 2 electrones (configuración del He) [124].
Tipos de Enlaces Químicos Interatómicos [129]
Enlace Iónico
Fuerza electrostática que une iones con cargas opuestas [129].
Resulta de la transferencia de electrones de un metal a un no metal [130].
Ocurre entre elementos con gran diferencia de electronegatividad (ΔEN ≥ 2.0) [130, 131].
Propiedades de las Sustancias Iónicas
Forman sólidos cristalinos (redes) [132].
Altos puntos de fusión y ebullición (> 400°C) [132].
Conductividad: Conducen electricidad en estado líquido o en disolución, no en estado sólido [133].
Solubilidad: Solubles en solventes polares (agua), insolubles en no polares [133].
Duros y quebradizos [133].
Energía Reticular
Energía necesaria para separar 1 mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos [134].
Medida de la estabilidad del sólido iónico [134].
Se puede calcular con la Ley de Coulomb o indirectamente con el Ciclo de Born-Haber [135, 136].
Enlace Covalente
Resulta de la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos [137].
Tipos de Enlace Covalente
Según la Polaridad (depende de la ΔEN) [131]
Apolar (Puro): Compartición equitativa de electrones (ΔEN ≈ 0). Ocurre entre átomos iguales (H₂, O₂, N₂) [138].
Polar: Compartición desigual de electrones. Se forman polos parciales (δ+, δ-) (Ej: HF, H₂O) [138, 139].
Según el número de pares enlazantes
Simple: Se comparte un par de electrones [139].
Doble: Se comparten dos pares de electrones [140].
Triple: Se comparten tres pares de electrones [140].
Según el aporte de electrones
Normal: Cada átomo aporta un electrón al par enlazante [140].
Dativo o Coordinado: Un átomo aporta los dos electrones del par enlazante a otro que tiene un orbital vacío [141].
Propiedades de las Sustancias Covalentes
Bajos puntos de fusión y ebullición (< 300°C) [137].
Pueden ser sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente [137].
No conducen la electricidad [137, 142].
Solubilidad: "Lo similar disuelve a lo similar" (polares en polares, apolares en apolares) [142].
Enlace Metálico
Modelo del "mar de electrones": Los electrones de valencia están deslocalizados y se mueven libremente entre una red de cationes metálicos [143].
Propiedades de las Sustancias Metálicas
Buenos conductores de calor y electricidad [144].
La mayoría son sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg) [144].
Dúctiles (se hacen hilos) y maleables (se hacen láminas) [144].
Puntos de fusión y ebullición altos [144].
Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas de atracción entre moléculas [145].
Son más débiles que los enlaces intramoleculares (iónico, covalente) [145].
Responsables de propiedades como puntos de fusión y ebullición [145].
Tipos
Fuerzas de Van der Waals [146]
Fuerzas Dipolo-Dipolo
Atracción electrostática entre moléculas polares (extremo positivo de una con el negativo de otra) [147].
Fuerzas de Dispersión (de London)
Atracciones temporales debidas al movimiento de electrones, presentes en todas las moléculas.
Enlace Puente de Hidrógeno
Tipo especial y fuerte de interacción dipolo-dipolo [148].
Ocurre cuando un átomo de Hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo (F, O, N) y es atraído por un par de electrones de otro átomo de F, O o N cercano [148].
Ejemplos: agua (H₂O), amoniaco (NH₃) [148].