📚 Día 8

📚 Día 8: Enlace químico y geometría molecular

Conceptos clave

Enlace iónico y covalente
Polaridad
Teoría VSEPR
Hibridación

Ejercicio 8

¿Cuál es la geometría del H₂O según VSEPR?

→ Angular (tetraédrica con dos pares libres)

Fuente: Chang, capítulo 8.

1.       Enlace químico y la Formula Molecular

Enlace Iónico	Enlace covalente	Enlace metálico
Depende de gran diferencia de electronegatividad, baja ionización en metales y alta afinidad electrónica en no metales.	Depende de electronegatividades similares y radios pequeños que permiten compartir electrones.	Depende de bajo potencial de ionización y alto carácter metálico, generando electrones deslocalizados que explican la conductividad y maleabilidad.
⚡ Ejemplo: Sodio (Na) y Cloro (Cl) Electronegatividad (Pauling) Na = 0.93 Cl = 3.16 Diferencia de electronegatividad: Interpretación: 🧪 Regla: Una diferencia mayor a 1.7 suele indicar enlace iónico. En este caso, el sodio cede su electrón (baja ionización, alto carácter metálico) y el cloro lo capta (alta afinidad electrónica), formando Na⁺ y Cl⁻.   Ejemplo 2: Calcio (Ca) y Oxígeno (O) Electronegatividad (Pauling) Ca = 1.00 O = 3.44 Diferencia de electronegatividad: Interpretación: Una diferencia mayor a 1.7 suele indicar enlace iónico. En este caso, el calcio pierde dos electrones → Ca²⁺. El oxígeno gana dos electrones → O²⁻. Resultado: formación de óxido de calcio (CaO)	🧪 Regla: 0 – 0.4 = Covalente no polar 0.5 – 1.7 = Covalente polar     1.       Enlace covalente no polar Ejemplo: Molécula de hidrógeno → H₂ Átomos iguales Características: Ambos átomos son iguales → misma electronegatividad. Comparten un par de electrones de forma equitativa. Aplicación: gases diatómicos como H₂, O₂, N₂, Cl₂.   2. Enlace covalente polar Ejemplo: Agua → H₂O Átomos diferentes Características: Oxígeno (EN = 3.44) es más electronegativo que el hidrógeno (EN = 2.20). El par de electrones compartido se desplaza hacia el oxígeno → crea polos. Aplicación: moléculas con geometría angular o tetraédrica que generan dipolos, como H₂O, NH₃, HF.	En el cobre (Cu) y en los metales en general, los electrones de valencia se deslocalizan, es decir, no pertenecen a un solo átomo ni a un enlace específico, sino que se mueven libremente en toda la red metálica formando el llamado “mar de electrones”. Ejemplo: Cobre sólido → Cu Características: Los átomos de cobre ceden electrones que se deslocalizan. Se forma una red de cationes metálicos rodeados por un “mar de electrones”. En metales como el cobre: ·  Los átomos de Cu pierden sus electrones de valencia (del orbital 4s¹). ·  Estos electrones pasan a formar parte de un “mar” que rodea a los cationes Cu⁺. ·  Se mueven libremente, lo que permite que el metal conduzca electricidad y calor. Importancia: La atracción electrostática entre los cationes metálicos y los electrones deslocalizados mantiene la red metálica unida. Aplicación: metales puros y aleaciones como Fe, Al, Au, acero, bronce.