Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Describe la formación del carbonato de calcio y su importancia en la corteza terrestre. También introduce los conceptos de enlace químico, compartir electrones y la teoría de Lewis sobre la formación de enlaces covalentes.

2. 3.1 Introducción a enlaces químicos
El carbonato de calcio, CaCO3, es uno de los compuestos más
interesantes y versátiles del planeta. Representa alrededor del 4%
de la corteza terrestre y es el componente principal de rocas como
la piedra caliza y el mármol. Los blancos acantilados de Dover, en
el suroeste de Inglaterra, son una de las formaciones de CaCO3.
El carbonato de calcio desempeña una función en la química
compleja asociada con el efecto invernadero, debido a que se
forma en los océanos por la reacción entre iones calcio y dióxido
de carbono disuelto…
(Química la ciencia central por Brown págs.297, 298)

3. 3.1.1 Concepto de enlace químico
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo
entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón, cuando
se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los
electrones de valencia. Para reconocer los electrones de valencia y
asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una
reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos
desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis consta del
símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un
átomo del elemento. La figura 9.1 indica los símbolos de puntos de
Lewis para los elementos representativos y los gases nobles.
(Química Novena Edición por Raymond Chang. Pág.358)

4. 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos
Siempre que dos átomos o iones están unidos fuertemente entre sí,
decimos que hay un enlace químico entre ellos. Existen tres tipos generales
de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. La figura 8.1« muestra
ejemplos de sustancias en las que encontramos cada uno de estos tipos de
fuerzas de atracción. El término enlace iónico se refiere a fuerzas
electrostáticas que existen entre iones con cargas opuestas. Los iones
pueden formarse a partir de átomos mediante la transferencia de uno o
más electrones de un átomo a otro. La sustancias iónicas por lo general
resultan de la interacción de metales del lado izquierdo de la tabla
periódica, con no metales del lado derecho de la tabla (excluyendo a los
gases nobles, grupo 8A).
(Química la ciencia central por Brown pág. 298)

5. 3.1.3
Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Oct
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones
para alcanzar el mismo número de electrones que el gas noble
que se encuentra más cerca de ellos en la tabla periódica. Los
gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo
demuestran sus energías de ionización elevadas, su poca afinidad
por los electrones adicionales y su carencia general de reactividad
química. (Sección 7.8) Como todos los gases nobles (excepto el
He) tienen ocho electrones de valencia, muchos de los átomos
que experimentan reacciones también terminan con ocho
electrones de valencia. Esta observación dio lugar a un principio
conocido como la regla del octeto: b s átomos tienden a ganar,
perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados
por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones consiste
en las subcapas llenas s y p de un átomo.
(Química la ciencia central por Brown pág. 299)

6. 3.2 Enlace Covalente
Las sustancias iónicas poseen varias propiedades características. Por lo
general son sustancias quebradizas con puntos de fusión elevados y por
lo general son cristalinas.
Además, los cristales iónicos pueden romperse; es decir, separarse a lo
largo de superficies planas lisas. Estas características resultan de las
fuerzas electrostáticas que mantienen a los iones en arreglos
tridimensionales rígidos y bien definidos. La gran mayoría de las
sustancias químicas no tienen las características de los materiales iónicos.
Muchas de las sustancias con las que tenemos contacto en la vida diaria,
como el agua, tienden a ser gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de
fusión. Muchas, como la gasolina, se evaporan con rapidez. Otras son
flexibles en sus formas sólidas, por ejemplo, las bolsas plásticas y la
parafina. Para los grandes tipos de sustancias que no presentan un
comportamiento iónico, necesitamos un modelo distinto para describir
los enlaces entre átomos.
(Química la ciencia central por Brown pág. 305)

7. 3.2.1
Teorías para explicar el enlace covalente
Aunque el concepto de molécula se remonta al siglo XVII, no fue sino a principios
del siglo xx que los químicos empezaron a comprender cómo y por qué se forman
las moléculas. El primer avance importante en este sentido surgió con la
proposición de Gilbert Lewis de que la formación de un enlace químico implica
que los átomos compartan electrones. Lewis describió la formación de un enlace
químico en el hidrógeno como:
Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente, un
enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos
covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Para simplificar, el
par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. Así,
el enlace covalente de la molécula de hidrógeno se escribe como H-H. En el
enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de
ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula
de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras
moléculas…
(Química novena edición por Raymond Chang. Pags.366, 367, 368)

8. 3.2.1.1
Teorías del Enlace de Valencia
El modelo RPECV proporciona un medio sencillo para predecir las formas de las
moléculas. Sin embargo, no explica por qué existen enlaces entre los átomos.
Para desarrollar las teorías de los enlaces covalentes, los químicos han abordado
el problema desde otra perspectiva, utilizando la mecánica cuántica. ¿Cómo
podemos utilizar los orbitales atómicos para explicar los enlaces y para explicar
las geometrías de las moléculas? La combinación del concepto de Lewis de
enlaces por pares de electrones con la idea de orbitales atómicos dio origen a un
modelo del enlace químico conocido como teoría del enlace de valencia. Al
ampliar este enfoque para incluir las formas en que los orbitales atómicos pueden
combinarse entre sí, obtenemos una imagen que concuerda muy bien con el
modelo RPECV.
En la teoría de Lewis, se forman enlaces covalentes cuando los átomos
comparten electrones, los cuales concentran la densidad electrónica entre los
núcleos…
(Química la ciencia central por Brown pág. 355)

9. 3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular
El modelo RPECV, tan sencillo como es, funciona tan bien para predecir la forma
molecular, a pesar del hecho de que no tiene una relación evidente con el llenado
o las formas de los orbitales atómicos. Por ejemplo, si nos basamos en las formas y
orientaciones de los orbitales 2 s y 2 p del átomo de carbono, no resulta evidente
la razón por la que una molécula de CH4 debe tener una geometría tetraédrica.
¿Cómo podemos hacer que coincida la noción de que los enlaces covalentes se
forman por de traslape de los orbitales atómicos, con las geometrías moleculares
que surgen del modelo RPECV?
Para explicar las geometrías, suponemos que los orbitales atómicos de un átomo
(el átomo central) se combinan para formar nuevos orbitales, llamados orbitales
híbridos. La forma de cualquier orbital híbrido es diferente de las formas de los
orbitales atómicos originales…
(Química la ciencia central por Brown pág. 357)

10. 3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular
La teoría del enlace valencia es una de las dos propuestas de la mecánica
cuántica para explicar los enlaces en las moléculas. Explica, al menos
cualitativamente, la estabilidad del enlace covalente en términos del traslapo de
orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría del enlace
valencia puede explicar la geometría molecular predicha por el modelo RPECV.
Sin embargo, la suposición de que los electrones en una molécula ocupan
orbitales atómicos de los átomos individuales, es sólo una aproximación, ya que
cada electrón enlazante en una molécula debe estar en un orbital característico
de la molécula como un todo.
De acuerdo con esta descripción, todos los electrones en el O 2 están apareados y
la molécula debería ser diamagnética. Los experimentos han demostrado que la
molécula de oxígeno es paramagnética, con dos electrones desapareados (figura
10.21). Este hallazgo sugiere una deficiencia fundamental en la teoría de enlace
valencia, lo que justifica la búsqueda de una propuesta alternativa que explique
las propiedades del O2 y de otras moléculas que no justifica la teoría de enlace
valencia.
(Química novena edición por Raymond Chang pág. 429)

11. 3.3 Enlace iónico
Cuando el sodio metálico, Na(s), se pone en contacto con cloro
gaseoso, Cl2(g), ocurre una reacción violenta (Figura 8.2). El
producto de esta reacción tan exotérmica es cloruro de sodio,
NaCl(s):
El cloruro de sodio está compuesto por iones Na + y Cl- , los
cuales están organizados en un arreglo tridimensional regular,
como muestra la figura 8.3. La formación de Na+ a partir del Na,
y de Cl- a partir de Cl2 indica que un átomo de sodio perdió un
electrón y que lo ganó un átomo de cloro; podemos visualizar
esto como una transferencia de electrones del átomo de sodio
al átomo de cloro.
(Química la ciencia central por Brown pág. 299)

12. 3.3.1 Formación y propiedades de los
compuestos iónicos
Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más
probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y
los más aptos para formar aniones son los halógenos y el
oxígeno. En consecuencia, la composición de una gran
variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de
un metal del grupo lA o 2A y un halógeno u oxígeno.
(Química Novena Edición Por Raymond Chang.
Pág. 359, 360)

13. 3.3.2 Redes cristalinas
El orden característico de los sólidos cristalinos nos permite tener la
imagen de un cristal completo con tan sólo observar una pequeña parte
de éste. Podemos imaginar al sólido como si estuviera formado por
bloques de construcción idénticos apilados, como cuando se apilan filas
de ladrillos individuales "idénticos" para formar una pared. La unidad de
repetición de un sólido, el "ladrillo" cristalino, se conoce como celda
unitaria. Un sencillo ejemplo bidimensional aparece en la hoja de papel
tapiz que se muestra en la figura 11.31 4. Hay varias formas de elegir
una celda unitaria, pero la elección es en general la celda unitaria más
pequeña que muestra con claridad las características simétricas de todo
el patrón. Un sólido cristalino puede representarse por medio de un
arreglo tridimensional de puntos conocidos como red cristalina.
(Química la ciencia central por
Brown pág. 460)

14. 3.3.2.1 Estructura redes cristalinas
Los sólidos se dividen en dos categorías: cristalinos y amorfos. El hielo es
un sólido cristalino que posee un ordenamiento estricto y regular, es decir,
sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas. Gracias a la
distribución de estas partículas en el sólido cristalino, las fuerzas netas de
atracción intermolecular son máximas. Las fuerzas que mantienen la
estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, de van der Waals,
de puentes de hidrógeno o una combinación de todas ellas. Un sólido
amorfo, como el vidrio, carece de un ordenamiento bien definido y de un
orden molecular repetido.
(Química Novena Edición Por Raymond Chang. Pág. 462)

15. 3.3.2.2 Energía reticular
Con los valores de energía de ionización y de afinidad electrónica de los
elementos es posible predecir qué elementos forman compuestos iónicos, pero,
¿cómo se evalúa la estabilidad de un compuesto iónico? La energía de ionización
y la afinidad electrónica están definidas para procesos que ocurren en fase
gaseosa, aunque todos los compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25°C. El
estado sólido es una condición muy distinta porque cada catión se rodea de un
número específico de aniones y viceversa. En consecuencia, la estabilidad global
del compuesto iónico sólido depende de las interacciones de todos los iones y no
sólo de la interacción de un catión con un anión. Una medida cuantitativa de la
estabilidad de cualquier sólido iónico es su energía reticular, que se define como
la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto
iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.
(Química Novena Edición Por
Raymond Chang. Pág. 361)