Enlace químico

El Nitrógeno dispone de 5 electrones en su capa de valencia. Al formar tres enlaces covalentes sencillos con los átomos de Flúor, utiliza 3 electrones, por lo que le resta 1 par de electrones sin compartir.

El Boro posee 3 electrones en su capa de valencia. Al formar los tres enlaces con el Flúor, emplea la totalidad de sus electrones de valencia, por lo que el átomo central no presenta ningún par de electrones sin compartir (es una excepción a la regla del octeto por defecto).

La geometría electrónica (disposición de todos los pares de electrones) es tetraédrica para minimizar las repulsiones. No obstante, la geometría molecular viene definida únicamente por la posición de los núcleos atómicos; al existir un par solitario que ejerce una mayor repulsión sobre los pares enlazantes, la geometría molecular resultante es piramidal trigonal, no tetraédrica.

En la molécula de $\ce{NF3}$, los enlaces $\ce{N-F}$ son polares. Debido a su geometría piramidal trigonal ($AB_3E$), la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace es distinta de cero ($\mu \neq 0$). Por lo tanto, la molécula es polar.En la molécula de $\ce{BF3}$, los enlaces $\ce{B-F}$ también son polares. Sin embargo, su geometría es trigonal plana ($AB_3$). Debido a la elevada simetría de esta disposición, los vectores momento dipolar de los tres enlaces se anulan entre sí, resultando en un momento dipolar total nulo ($\mu = 0$). Por lo tanto, la molécula es apolar.

Al tener 3 pares de electrones enlazantes y 1 par de electrones solitario, el Nitrógeno presenta 4 regiones de densidad electrónica. Para orientar estas regiones hacia los vértices de un tetraedro, el átomo central requiere una hibridación $sp^3$.

Por el contrario, el $\ce{H2S}$, aunque es una molécula polar, contiene un átomo de azufre que es menos electronegativo y posee un mayor radio atómico que el oxígeno. Esto impide la formación de enlaces de hidrógeno, por lo que las fuerzas intermoleculares predominantes son las de Van der Waals (dipolo-dipolo), considerablemente más débiles.Dado que se requiere mucha más energía para vencer los enlaces de hidrógeno en el $\ce{H2O}$ que las fuerzas dipolo-dipolo en el $\ce{H2S}$, el agua tiene un punto de ebullición superior que le permite ser líquida a $25^\circ\text{C}$, mientras que el $\ce{H2S}$ ya se encuentra en fase gaseosa.

La molécula de $\ce{CH4}$ presenta una geometría tetraédrica de tipo $AB_4$ y es totalmente apolar. Por ello, sus moléculas se unen exclusivamente mediante fuerzas de dispersión de London, que son interacciones muy débiles debidas a dipolos instantáneos.Al ser los enlaces de hidrógeno en el $\ce{NH3}$ mucho más fuertes que las fuerzas de London en el $\ce{CH4}$, se necesita más energía térmica para separar las moléculas de amoníaco, resultando en un punto de ebullición más alto.

La intensidad de estas fuerzas depende de la polarizabilidad de la nube electrónica, la cual aumenta con el número de electrones y el tamaño molecular (masa molar). En el grupo de los halógenos, el tamaño y la masa aumentan en el orden: $\ce{F2}$ < $\ce{Cl2}$ < $\ce{Br2}$ < $\ce{I2}$.A $25^\circ\text{C}$ y $1\text{ atm}$, las fuerzas de London en $\ce{F2}$ y $\ce{Cl2}$ son insuficientes para vencer la agitación térmica, siendo gases. En el $\ce{Br2}$, la mayor polarizabilidad permite la existencia del estado líquido, mientras que en el $\ce{I2}$ las fuerzas son suficientemente intensas para que sea un sólido.

El $\ce{Cl2}$ es una sustancia molecular apolar cuyas moléculas están unidas entre sí únicamente por fuerzas de dispersión de London, que son interacciones intermoleculares muy débiles.La energía necesaria para romper la red cristalina del $\ce{KCl}$ es muchísimo mayor que la requerida para separar las moléculas de $\ce{Cl2}$, por lo que el punto de fusión del compuesto iónico es significativamente superior al de la sustancia molecular.

Para determinar el tamaño atómico, primero establecemos las configuraciones electrónicas de los estados fundamentales siguiendo el principio de Aufbau:

Ambos elementos tienen sus electrones diferenciadores en el nivel de energía $n=3$. Al avanzar en el periodo de izquierda a derecha, aumenta el número atómico ($Z$) y, por tanto, la carga nuclear. Dado que el apantallamiento ($S$) ejercido por los electrones de las capas internas ($n=1$ y $n=2$) es el mismo para ambos, la carga nuclear efectiva ($Z_{ef}$) experimentada por los electrones externos es mayor en el Azufre. Una mayor $Z_{ef}$ implica una mayor fuerza de atracción del núcleo sobre la nube electrónica, lo que provoca una contracción de la misma. Por consiguiente, el Magnesio tiene un radio atómico mayor que el Azufre.

En la molécula de $\ce{NH3}$, el átomo central es el Nitrógeno (A), que posee 5 electrones de valencia. Este se une a tres átomos de Hidrógeno (B) mediante enlaces sencillos. Los dos electrones restantes del Nitrógeno forman un par de no enlace o par solitario (E). La molécula responde a la notación $AB_3E_1$.Según la RPECV, los cuatro pares de electrones (tres de enlace y uno solitario) se disponen hacia los vértices de un tetraedro para minimizar las repulsiones. Al considerar únicamente la posición de los núcleos de los átomos, la geometría molecular resultante es piramidal trigonal. El ángulo de enlace es ligeramente inferior al tetraédrico de $109,5^\circ$ debido a que la repulsión ejercida por el par solitario es mayor que la de los pares de enlace.

La espontaneidad de una reacción se determina mediante la energía libre de Gibbs, según la expresión:

En este proceso, el factor entálpico favorece la espontaneidad, ya que al ser la reacción exotérmica ($\Delta H < 0$), el sistema desprende energía y tiende a la estabilidad. Por el contrario, el factor entrópico se opone a la espontaneidad, ya que al ser $\Delta S < 0$, el término $-T\Delta S$ resulta positivo, indicando un aumento del orden en el sistema. La espontaneidad dependerá de la temperatura: la reacción será espontánea ($\Delta G < 0$) solo a temperaturas bajas, donde el valor absoluto del factor entálpico sea mayor que el del factor entrópico ($|\Delta H| > |T\Delta S|$).

En el $\ce{BCl3}$, el boro presenta la configuración $1s^2 2s^2 2p^1$ según el principio de Aufbau, disponiendo de 3 electrones de valencia. Al formar tres enlaces con los átomos de cloro, no posee pares de electrones solitarios en el átomo central. Siguiendo la RPECV, es una molécula de tipo $AB_3$ con geometría trigonal plana. Al ser una geometría simétrica con ángulos de enlace de $120^\circ$, los momentos dipolares de los enlaces $\ce{B-Cl}$ se anulan por suma vectorial ($\sum \vec{\mu} = 0$), resultando en una molécula apolar.

La molécula de $\ce{Cl2}$ está formada por dos átomos del mismo elemento no metálico ($\ce{Cl}$). Comparten electrones para alcanzar la configuración de gas noble. El enlace presente es covalente puro o no polar, ya que no existe diferencia de electronegatividad entre los dos átomos de cloro.

El elemento B presenta la configuración electrónica $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$, situando su electrón diferenciador en el nivel de energía $n=3$. Debido a la baja carga nuclear efectiva ($Z_{ef}$) causada por el apantallamiento ($S$) de los niveles internos, B es un metal alcalino. Los metales tienden a formar redes cristalinas metálicas y no moléculas diatómicas estables en condiciones estándar; por tanto, la existencia de $\ce{B2}$ no es posible. En cambio, el elemento C ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$) posee una elevada $Z_{ef}$ y siete electrones de valencia en el nivel $n=3$. Para alcanzar la configuración de gas noble, dos átomos de C comparten un par de electrones mediante un enlace covalente, permitiendo la existencia de la molécula diatómica estable $\ce{C2}$.

El enlace entre B y C es de carácter iónico. El elemento B, al ser un metal con baja energía de ionización, tiende a ceder su electrón de valencia para formar el catión $\ce{B+}$. Por su parte, el elemento C, con una $Z_{ef}$ mayor y alta afinidad electrónica, tiende a ganar un electrón para completar su octeto y formar el anión $\ce{C-}$. La atracción electrostática entre estos iones de carga opuesta da lugar a la formación de una red iónica cuya fórmula empírica es $\ce{BC}$.

El elemento A ($1s^2 2s^2 2p^2$) posee cuatro electrones de valencia, por lo que se combina con cuatro átomos de C para formar el compuesto covalente $\ce{AC4}$. Según la RPECV, el átomo central A se rodea de cuatro pares de electrones de enlace y ningún par solitario, respondiendo a una notación $AB_4E_0$. Esta disposición minimiza las repulsiones electrónicas adoptando una geometría tetraédrica con ángulos de enlace de $109,5^\circ$.Dado que el elemento C tiene una $Z_{ef}$ superior y un menor radio atómico que A, los enlaces $\ce{A-C}$ son polares, presentando cada uno un momento dipolar $\mu > 0$. Sin embargo, debido a la elevada simetría de la geometría tetraédrica, la suma vectorial de los cuatro momentos dipolares es nula ($\sum \vec{\mu} = 0$). En consecuencia, el compuesto $\ce{AC4}$ es una molécula apolar.

Al pertenecer todos los elementos al mismo periodo ($n=2$), los electrones de valencia se encuentran en el mismo nivel energético. A medida que nos desplazamos hacia la derecha en el periodo (de A hacia D), el número atómico ($Z$) aumenta. Dado que el efecto de apantallamiento ($S$) ejercido por los electrones internos se mantiene prácticamente constante, la carga nuclear efectiva ($Z_{ef} = Z - S$) sobre los electrones periféricos aumenta significativamente. Como D es el elemento con mayor $Z$ de la serie, experimenta la mayor $Z_{ef}$, lo que se traduce en una mayor fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones y, por tanto, en una mayor energía necesaria para arrancar un electrón.

El agua es un compuesto formado por enlaces covalentes que forman moléculas discretas. Aunque el agua experimenta un proceso de autoionización, la cantidad de especies iónicas generadas es extremadamente pequeña.

A una temperatura de $25 ^\circ \text{C}$, el producto iónico del agua tiene un valor de $K_w = [H_3O^+][OH^-] = 1,0 \cdot 10^{-14}$. Debido a esta bajísima concentración de iones, no existen suficientes portadores de carga para permitir el paso de la corriente eléctrica de manera apreciable.

El $\ce{KCl}$ es un sólido iónico constituido por una red cristalina de cationes $\ce{K+}$ y aniones $\ce{Cl-}$. En el estado sólido, estos iones se encuentran en posiciones fijas dentro de la estructura debido a las fuertes interacciones electrostáticas.Al no presentar movilidad iónica ni electrones libres en la red, la sustancia no puede transportar carga eléctrica, comportándose como un aislante.

Cuando el $\ce{NaCl}$ se disuelve en agua, las moléculas de disolvente vencen la energía reticular del cristal, provocando la disociación en sus iones constituyentes:

En la disolución, los iones hidratados tienen libertad de movimiento. Estos iones actúan como portadores de carga eléctrica que se desplazan hacia los electrodos de signo opuesto cuando se aplica una diferencia de potencial, permitiendo la conducción electrolítica.

En el $\ce{CaF2}$, el calcio es un metal del grupo 2 y el flúor un no metal muy electronegativo del grupo 17. La elevada diferencia de electronegatividad entre ambos átomos favorece la transferencia electrónica del metal al no metal, predominando el enlace iónico mediante la formación de una red cristalina de iones $\ce{Ca^{2+}}$ y $\ce{F-}$. En el $\ce{CO2}$, tanto el carbono como el oxígeno son no metales con electronegatividades altas; la diferencia entre ellos no es suficiente para la transferencia de electrones, por lo que comparten pares de electrones estableciendo enlaces covalentes polares.

El $\ce{CO2}$ es una molécula de geometría lineal tipo $AB_2$ y, debido a la anulación de sus momentos dipolares, es apolar. Sus fuerzas intermoleculares son de dispersión de London, que son muy débiles. El $\ce{H2O}$ es una molécula de geometría angular tipo $AB_2E_2$ y muy polar, que presenta enlaces de hidrógeno, una interacción intermolecular especialmente intensa. El $\ce{CaF2}$ es un sólido iónico cuya estructura se mantiene por fuertes fuerzas electrostáticas en una red tridimensional, lo que requiere mucha más energía para ser vencida que las fuerzas intermoleculares. El orden creciente de puntos de ebullición es:

La energía reticular ($U$) de un cristal iónico se rige por la ley de Coulomb y es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional a la distancia interatómica ($r_0$). En los tres compuestos, las cargas de los iones son $+1$ para el metal y $-1$ para el flúor. Al descender en el grupo de los alcalinos ($\ce{Li} \to \ce{Na} \to \ce{K}$), aumenta el número de niveles de energía ocupados y el apantallamiento ($S$), lo que provoca un aumento del radio iónico a pesar del aumento de la carga nuclear. Por tanto, los radios iónicos siguen el orden $r(\ce{Li+}) < r(\ce{Na+}) < r(\ce{K+})$. Al ser el ion $\ce{Li+}$ el de menor radio, la distancia $r_0$ en el $\ce{LiF}$ es la menor de todas, maximizando la energía reticular.

El compuesto con mayor dureza es el $\ce{LiBr}$. Ambos son compuestos iónicos, por lo que su dureza está relacionada con la energía reticular ($U$), que es la energía necesaria para separar totalmente los iones del cristal. Esta energía es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones e inversamente proporcional a la distancia interatómica ($r_0$):

En ambos casos las cargas son $+1$ y $-1$. Al comparar los radios iónicos, el $\ce{Li+}$ tiene sus electrones en el nivel de energía $n=1$, mientras que el $\ce{Cs+}$ los tiene hasta el nivel $n=5$. El $\ce{Cs+}$ presenta un mayor número de capas internas y, por tanto, un mayor apantallamiento ($S$), lo que aumenta significativamente su radio. De igual modo, el $\ce{Br-}$ ($n=4$) es más pequeño que el $\ce{I-}$ ($n=5$) por tener menos niveles energéticos. Al ser el radio de los iones menor en el $\ce{LiBr}$, la distancia $r_0$ es menor, la energía reticular es mayor y, consecuentemente, su dureza es superior.

El $\ce{HF}$ tiene una mayor temperatura de ebullición. Ambos son compuestos covalentes moleculares polares. En el $\ce{HI}$, las fuerzas intermoleculares predominantes son las de Van der Waals (fuerzas de London y dipolo-dipolo). Sin embargo, en el $\ce{HF}$, debido a la gran electronegatividad del flúor y a su pequeño tamaño, se forman enlaces de hidrógeno entre sus moléculas.El enlace de hidrógeno es una interacción intermolecular mucho más intensa que las fuerzas de Van der Waals presentes en el $\ce{HI}$. Por tanto, se requiere aportar una mayor cantidad de energía térmica para vencer estas fuerzas y producir el cambio de estado de líquido a gas en el $\ce{HF}$.

El $\ce{NaBr}$ presenta un mayor punto de fusión. Al tratarse de redes iónicas, el punto de fusión es proporcional a la energía reticular ($U$). Dado que las cargas de los iones en ambos compuestos son idénticas ($+1$ para el catión y $-1$ para el anión), la diferencia radica en el tamaño de los aniones.El ion bromuro ($\ce{Br-}$) tiene sus electrones de valencia en el nivel $n=4$, mientras que el ion yoduro ($\ce{I-}$) los tiene en el nivel $n=5$. El mayor número de niveles ocupados en el $\ce{I-}$ implica un mayor apantallamiento ($S$) de la carga nuclear sobre los electrones externos, resultando en un radio iónico mayor que el del $\ce{Br-}$. Como la distancia interatómica ($r_0$) es menor en el $\ce{NaBr}$, su energía reticular es más elevada, lo que se traduce en un punto de fusión más alto.

En el $\ce{CaF2}$, el calcio es un metal de baja electronegatividad y el flúor es un no metal con la electronegatividad más alta de la tabla periódica. La elevada diferencia de electronegatividad provoca la transferencia de electrones del metal al no metal, predominando el enlace iónico. En el $\ce{CO2}$, tanto el carbono como el oxígeno son no metales que comparten pares de electrones para completar su octeto, estableciendo enlaces covalentes polares.

El punto de ebullición refleja la magnitud de las fuerzas de cohesión entre las partículas. El $\ce{CaF2}$ presenta una red cristalina iónica con fuertes fuerzas electrostáticas, lo que le otorga el punto de ebullición más elevado. El $\ce{H2O}$ y el $\ce{CO2}$ son compuestos moleculares. El $\ce{H2O}$ es una molécula polar que forma enlaces de hidrógeno, una interacción intermolecular muy intensa. El $\ce{CO2}$ es una molécula de geometría lineal (tipo $AB_2$) y apolar, por lo que solo presenta fuerzas de dispersión de London, que son las más débiles. El orden creciente es:

La energía reticular ($U_0$) en compuestos con la misma estequiometría y cargas iónicas depende de la distancia interatómica ($r_0$), según la relación:

En los compuestos $\ce{LiF}$, $\ce{NaF}$ y $\ce{KF}$, las cargas de los iones son constantes ($+1$ y $-1$). El radio de los cationes alcalinos aumenta al descender en el grupo ($\ce{Li+} < \ce{Na+} < \ce{K+}$) debido al aumento del número de niveles de energía y del apantallamiento ($S$), lo que disminuye la atracción del núcleo sobre los electrones externos. Al ser el radio del $\ce{Li+}$ el menor, la distancia interatómica ($r_0$) en el $\ce{LiF}$ es la más pequeña de la serie, lo que maximiza la fuerza de atracción electrostática. Por tanto, el $\ce{LiF}$ es el compuesto con mayor energía reticular.

Para comparar la dureza, se debe analizar el tamaño de los cationes $\ce{Li+}$ y $\ce{K+}$. El ion $\ce{Li+}$ es más pequeño que el ion $\ce{K+}$. Esto se debe a que $\ce{Li}$ tiene su electrón diferenciador en el nivel energético $n=2$, mientras que $\ce{K}$ lo tiene en el nivel $n=4$. A pesar del aumento de la carga nuclear ($Z$) de $\ce{Li}$ a $\ce{K}$, el aumento de los niveles electrónicos y del apantallamiento ($S$) de los electrones internos en $\ce{K}$ hace que el radio iónico del $\ce{K+}$ sea mayor que el del $\ce{Li+}$. Al ser el radio del $\ce{Li+}$ menor, la distancia internuclear en el $\ce{LiBr}$ es menor que en el $\ce{KBr}$, lo que resulta en fuerzas electrostáticas de atracción más intensas y, por lo tanto, una mayor energía reticular. Una mayor energía reticular implica una mayor dureza.

En el etano ($\ce{C2H6}$), el enlace $\ce{C-C}$ es un enlace simple, con un orden de enlace de 1. Los átomos de carbono tienen hibridación $sp^3$. En el eteno ($\ce{C2H4}$), el enlace $\ce{C=C}$ es un enlace doble, con un orden de enlace de 2. Los átomos de carbono tienen hibridación $sp^2$. En el etino ($\ce{C2H2}$), el enlace $\ce{C#C}$ es un enlace triple, con un orden de enlace de 3. Los átomos de carbono tienen hibridación $sp$.A medida que aumenta el número de pares de electrones compartidos (el orden de enlace), la atracción entre los núcleos de carbono se intensifica, lo que los acerca y disminuye la longitud del enlace. Además, el carácter s de los orbitales híbridos aumenta en el orden $sp^3 < sp^2 < sp$. Un mayor carácter s implica que los electrones de enlace están más cerca del núcleo, resultando en un orbital híbrido más compacto y un enlace más corto y fuerte.

En el $\ce{MgO}$, los iones constituyentes son $\ce{Mg^{2+}}$ y $\ce{O^{2-}}$, por lo que el producto de sus cargas es $|2 \cdot (-2)| = 4$. En el caso del $\ce{K2O}$, los iones son $\ce{K^+}$ y $\ce{O^{2-}}$, con un producto de cargas de $|1 \cdot (-2)| = 2$. Dado que el factor de las cargas es el doble en el óxido de magnesio, la atracción electrostática es mucho más intensa.Además, el ion $\ce{Mg^{2+}}$ es notablemente más pequeño que el ion $\ce{K^+}$. El magnesio posee una carga nuclear efectiva ($Z_{ef}$) mayor sobre un menor número de niveles de energía (electrones en $n=2$ para el ion frente a $n=3$ para el potasio), lo que reduce la distancia $r_0$ en la red. Al tener mayor carga y menor distancia, la energía reticular del $\ce{MgO}$ es muy superior a la del $\ce{K2O}$, lo que justifica que su punto de fusión sea más elevado.