1. Concepto de enlace químicos
1.1. Un enlace químico es la union de do o más átomos para formar una moneda.
1.1.1. Los átomos se unen para alcanzar al estabilidad electrónica.
2. Clasificación de los enlaces químicos
2.1. Enlace Iónicos: Formados por la transferencia de electrones.
2.1.1. Aparecen entre un metal y un no metal.
2.1.1.1. Son sólidos cristalinos y quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición altos.
2.1.1.1.1. Covalentes: Formados por la compartición de electrones.
3. Aplicaciones y limitaciones de la regla de octeto
3.1. La regla de octeto es una regla química que establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para obtener una configuración electrónica con ocho electrones.
3.1.1. Aplicaciones: La regla de octeto puede ayudar a predecir la forma en que los átomos se combinarán químicamente para formar moléculas estables. Por ejemplo, un átomo de cloro necesita ganar un electrón para tener una configuración de octeto completa, y un átomo de sodio necesita perder un electrón, por lo que se combinan para formar cloruro de sodio (NaCl).
3.1.1.1. La regla del octeto es útil para explicar la geometría de las moléculas. Una molécula que sigue la regla del octeto es más estable que una que no lo hace, por lo que se espera que los átomos se configuren en patrones que maximicen los octetos. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene una estructura lineal porque los dos átomos de oxígeno comparten dos pares de electrones con el carbono, dejando a cada átomo de oxígeno con un octeto completo.
3.1.1.1.1. Limitaciones: La regla del octeto no es aplicable a todos los elementos. Los átomos de hidrógeno, helio, berilio y litio, por ejemplo, tienen una capa de valencia con solo dos electrones y pueden formar enlaces satisfactorios con menos de ocho electrones. Además, algunos elementos pueden formar compuestos con más de ocho electrones como el cloro en el clorato de perchlorato de cloro (CI04-). • La regla del octeto no siempre es suficiente para predecir completamente la estabilidad de una molécula o un ion. La highpervalencia y los enlaces covalentes coordinados son dos ejemplos que no siguen la regla del octeto. • La regla del octeto no explica completamente la formación de enlaces químicos en fenómenos como los enlaces metálicos.
4. Enlace Covalente
4.1. • Tipo de enlace químico. • Se forma por la compartición de electrones entre dos átomos. Ocurre entre átomos no metálicos. Los átomos comparten electrones para alcanzar estabilidad (configuración electrónica del gas noble más cercano). • Los enlaces covalentes pueden ser simples, dobles y triples. • Los átomos enlazados forman moléculas con propiedades químicas únicas.
4.1.1. Teorias para explicar el enlace covalente y sus alcances.
4.1.1.1. Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparte. El enlace covalente puede ser: • Simple: Compartición de un par de electrones. • Doble: Compartición de dos pares de electrones. • Triple: Compartición de tres pares de electrones
4.1.1.1.1. Teorías de enlace de valencia
4.1.1.1.2. Hibridación y geometría molecular
5. Enlace Iónico
5.1. El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
5.1.1. Formación y propiedades de los compuestos iónicos
5.1.1.1. Los compuestos iónicos son aquellos que están compuestos por iones, es decir, átomos o moléculas que han ganado o perdido electrones, y que se mantienen unidos entre sí mediante fuerzas electrostática. Están formados por una especie química que han cedido electrones (catión) y otra que los han recibido (anión) como en el caso del cloruro de sodio (NaCl), donde el sodio (Na+) cede un electrón al cloro (Cl-), formando un enlace iónico.
5.2. El enlace iónico está presente en todos los compuestos iónicos, es decir, aquellos formados por la unión de un catión y un anión. Recuerda que: • Forman cationes aquellos elementos con baja energía de ionización (izquierda de la tabla), principalmente los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica. Por otro lado, los elementos con alta energía de ionización (no metales de la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones y, por tanto, forman con facilidad aniones, al ganar un electrón.
5.2.1. Redes Cristalina
5.2.1.1. La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios.
5.2.2. Estructura
5.2.2.1. La estructura cristalina es la forma sólida de cómo se ordenan y empaquetan los átomos, moléculas, o iones. Estos son empaquetados de manera ordenada y con patrones de repetición que se extienden en las tres dimensiones del espacio. La cristalografía es el estudio científico de los cristales y su formación.
5.2.2.1.1. Diferencia entre vidrios y cristales: Estos gráficos existe siempre una fracción de los mismos que se repite. Asimismo, los cristales, átomos, iones o moléculas se empaquetan y dan lugar a motivos que se repiten del orden de 1 Ángstrom = 10-8 cm; a esta repetitividad, en tres dimensiones, la denominamos red cristalina.
5.2.3. Energia reticular
5.2.3.1. La energía reticular, también conocida como energía de red, es la energía que se necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo iónico en sus respectivos iones gaseosos. También se puede decir que la energía reticular es la energía que se consigue a través de la formación de un compuesto de tipo iónico partiendo siempre de sus iones gaseosos. Este tipo de energía muestra la estabilidad que tiene las redes cristalinas, y viene medida como energía/mol, teniendo las mismas unidades de medida que tiene la entalpía estándar (∆Hº), es decir KJ/mol, aunque de signo opuesto.