Los átomos se unen porque así alcanzan una situación de menor energía, normalmente completando su capa de valencia. Según cómo se repartan los electrones, el enlace es iónico, covalente o metálico, y de ello dependen las propiedades de las sustancias: su punto de fusión, su solubilidad o su conductividad.
Objetivos
- Calcular la energía reticular con el ciclo de Born‑Haber y comparar compuestos iónicos
- Escribir estructuras de Lewis y predecir la geometría molecular con la TRPECV
- Asignar la hibridación del átomo central y contar enlaces σ y π
- Determinar la polaridad de una molécula y el tipo de fuerzas intermoleculares
- Relacionar el tipo de enlace con las propiedades de las sustancias
1. Enlace iónico
Se forma entre un metal (baja EI) y un no metal (AE muy negativa): hay transferencia de electrones y los iones se ordenan en una red cristalina. La estabilidad de la red se mide con la energía reticular U: energía desprendida al formarse un mol de cristal a partir de sus iones gaseosos.
ΔHf = ΔHsub + EI + ½ · D + AE + U
Energía reticular del NaCl
ΔHf = −411 ; ΔHsub(Na) = +107 ; EI(Na) = +496 ; D(Cl₂) = +244 ; AE(Cl) = −349 (kJ/mol).
- U = ΔHf − ΔHsub − EI − ½ · D − AE
- U = −411 − 107 − 496 − 122 + 349
- U = −787 kJ/mol
|U| aumenta con la carga de los iones y disminuye con su tamaño (U ∝ ): por eso MgO funde a mucha más temperatura que NaCl. Los compuestos iónicos son sólidos duros y frágiles, con altos puntos de fusión, solubles en agua, y conducen la electricidad fundidos o disueltos, no en estado sólido.
2. Enlace covalente: Lewis y geometría
Entre no metales los átomos comparten pares de electrones. Las estructuras de Lewis muestran los pares enlazantes y los pares solitarios. La TRPECV (teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia) predice la geometría: los pares se colocan lo más lejos posible entre sí.
| Pares (enlazantes + solitarios) | Ejemplo | Geometría | Ángulo |
|---|---|---|---|
| 2 + 0 | BeCl₂, CO₂ | Lineal | 180° |
| 3 + 0 | BF₃ | Trigonal plana | 120° |
| 4 + 0 | CH₄ | Tetraédrica | 109,5° |
| 3 + 1 | NH₃ | Piramidal trigonal | ≈ 107° |
| 2 + 2 | H₂O | Angular | ≈ 104,5° |
3. Hibridación y polaridad
| Hibridación | Orbitales híbridos | Geometría | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| sp | 2 | Lineal | C en C₂H₂ (etino) |
| sp² | 3 | Trigonal plana | C en C₂H₄ (eteno), B en BF₃ |
| sp³ | 4 | Tetraédrica | C en CH₄, N en NH₃, O en H₂O |
Un enlace simple es σ; un doble es σ + π; un triple es σ + 2π. En el eteno (H₂C=CH₂) hay 5 enlaces σ y 1 π.
Polaridad molecular: Un enlace entre átomos de distinta electronegatividad es polar. La molécula es polar si la suma vectorial de los momentos dipolares no se anula: H₂O y NH₃ son polares; CO₂, BF₃, CH₄ y CCl₄ son apolares por su simetría.
4. Enlace metálico y fuerzas intermoleculares
En el enlace metálico, los cationes forman una red y los electrones de valencia se mueven libremente («mar de electrones»): de ahí la conductividad eléctrica y térmica, el brillo y la ductilidad de los metales.
| Tipo | Entre | Ejemplo |
|---|---|---|
| Dispersión (London) | Todas las moléculas; crecen con la masa molecular | I₂, CH₄, gases nobles |
| Dipolo‑dipolo | Moléculas polares | HCl |
| Puente de hidrógeno | H unido a F, O o N y otro F, O o N | H₂O, NH₃, HF |
Los sólidos covalentes (diamante, SiO₂) forman redes de enlaces covalentes: son durísimos y con puntos de fusión altísimos. Las sustancias moleculares (I₂, H₂O, CO₂) tienen puntos de fusión bajos porque solo hay que vencer fuerzas intermoleculares.
Recuerda
- Born‑Haber: ΔHf = ΔHsub + EI + ½D + AE + U ; |U| crece con la carga y baja con el tamaño.
- TRPECV: 2, 3 y 4 direcciones ⟹ lineal, trigonal plana, tetraédrica (piramidal o angular con pares solitarios).
- Hibridación sp (180°), sp² (120°), sp³ (109,5°); doble enlace = σ + π.
- Molécula polar si los momentos dipolares no se compensan.
- Puentes de hidrógeno: H unido a F, O o N; elevan los puntos de ebullición.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.