Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Enlace químico


El enlace químico es un concepto fundamental en química que describe cómo los átomos se unen para formar moléculas y compuestos. En su esencia, el enlace químico involucra las interacciones entre los electrones en las capas más externas de los átomos, haciendo que se unan en varias configuraciones. El estudio del enlace químico nos permite entender las estructuras, propiedades y comportamientos de diversas sustancias.

Tipos de enlaces químicos

Existen varios tipos principales de enlaces químicos, cada uno de los cuales tiene diferentes propiedades y características. Los tres tipos principales de enlaces químicos son los enlaces iónicos, los enlaces covalentes y los enlaces metálicos.

Enlace iónico

Los enlaces iónicos se forman cuando los electrones se transfieren de un átomo a otro, resultando en la formación de iones. Este tipo de enlace suele formarse entre metales y no metales. El átomo metálico pierde electrones para convertirse en un ion cargado positivamente, o catión, mientras que el no metal gana electrones para convertirse en un ion cargado negativamente, o anión. Los enlaces iónicos se forman por la atracción entre cargas opuestas.

Por ejemplo, en la formación del cloruro de sodio (NaCl), el sodio (Na) pierde un electrón para formar Na+, y el cloro (Cl) gana un electrón para formar Cl–. El enlace iónico es la atracción electrostática entre estos dos iones de carga opuesta.

Na → Na+ + e-
Cl + e- → Cl-
Na+ + Cl- → NaCl

Ejemplo visual de enlace iónico:

Na Cloro Na+ Cl-

Enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se forman cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace se forma típicamente entre átomos no metálicos. En los enlaces covalentes, los electrones compartidos permiten que cada átomo logre una capa de electrones completa, creando una configuración más estable.

Un ejemplo clásico de un enlace covalente se encuentra en la molécula de agua (H2O). Cada átomo de hidrógeno comparte uno de sus electrones con un átomo de oxígeno, y el átomo de oxígeno comparte uno de sus electrones con cada átomo de hidrógeno, resultando en dos enlaces covalentes.

H• + •H → H:H (Enlace Covalente en H2O)

Ejemplo visual de un enlace covalente:

O H H

Enlace metálico

Los enlaces metálicos se encuentran en elementos metálicos donde los átomos se mantienen unidos en una celosía por un conjunto de electrones compartidos. En los enlaces metálicos, los electrones están deslocalizados, es decir, no están unidos a ningún átomo en particular sino que se mueven libremente por toda la estructura. Esta deslocalización es responsable de muchas de las propiedades de los metales, como la conductividad eléctrica, la ductilidad y el brillo.

Una modificación de este modelo de mar de electrones se puede ver en metales como el cobre (Cu) y el aluminio (Al), donde el enlace metálico mantiene unidos los iones metálicos a través de electrones compartidos.

Ejemplo visual de un enlace metálico:

Polaridad de enlaces y electronegatividades

El concepto de electronegatividad es importante para entender la naturaleza de los enlaces químicos. La electronegatividad se refiere a la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un enlace químico. La diferencia en las electronegatividades entre dos átomos enlazados puede determinar la polaridad del enlace.

Un enlace covalente no polar se forma cuando los átomos enlazados tienen electronegatividades similares, resultando en un reparto igual de los electrones. Por ejemplo, en una molécula de hidrógeno molecular (H2), ambos átomos de hidrógeno tienen electronegatividades similares, resultando en un enlace no polar.

H:H (Enlace Covalente No Polar en H2)

En contraste, un enlace covalente polar ocurre cuando hay una diferencia significativa en las electronegatividades entre los átomos enlazados. Esto resulta en una distribución desigual de la densidad electrónica, con el átomo más electronegativo adquiriendo una carga parcial negativa, y el átomo menos electronegativo una carga parcial positiva. Un ejemplo familiar es la molécula de agua (H2O) donde el átomo de oxígeno es más electronegativo que los átomos de hidrógeno.

Hδ+ - Oδ- - Hδ+ (Enlace Covalente Polar en H2O)

Fuerzas intermoleculares

Mientras que los enlaces químicos mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula, las fuerzas intermoleculares (IMFs) son las fuerzas atractivas que existen entre moléculas. Estas fuerzas juegan un rol esencial en la determinación de las propiedades físicas de sustancias, tales como sus puntos de fusión y ebullición.

Tipos de fuerzas intermoleculares

1. Fuerzas de dispersión de London: Estas son las fuerzas intermoleculares más débiles y surgen de las fluctuaciones temporales en la densidad electrónica, creando dipolos de corta duración. Todas las moléculas exhiben fuerzas de dispersión de London, pero son particularmente importantes en moléculas no polares.

2. Interacciones dipolo-dipolo: ocurren en moléculas polares donde los extremos positivo y negativo de diferentes moléculas se atraen entre sí. La fuerza de las interacciones dipolo-dipolo depende de la polaridad de las moléculas involucradas.

3. Enlace de hidrógeno: Un tipo especial de interacción dipolo-dipolo que ocurre cuando el hidrógeno está enlazado a átomos altamente electronegativos como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor. Los enlaces de hidrógeno son relativamente fuertes entre las fuerzas intermoleculares y son importantes para mantener la estructura de las moléculas biológicas como el agua y el ADN.

Ejemplo visual de fuerzas intermoleculares:

H2O H2O

Estructuras de Lewis y teoría VSEPR

Las estructuras de Lewis son un método para modelar moléculas mostrando cómo los átomos están conectados entre sí y qué pares solitarios de electrones podrían estar presentes. Son útiles para predecir la geometría de las moléculas cuando se utilizan junto con la teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia (VSEPR).

La teoría VSEPR explica las formas moleculares basándose en que los pares de electrones, tanto enlazados como solitarios, se repelen entre sí. Al minimizar esta repulsión, la teoría ayuda a predecir la disposición de los átomos en una molécula.

Ejemplo de Estructura de Lewis para el Agua:
H / O  H

Según la teoría VSEPR, la forma molecular del agua es angular debido a los dos pares de electrones solitarios presentes en el oxígeno, que empujan los enlaces O-H hacia abajo.

Conclusión

Entender los enlaces químicos es la clave para comprender los principios de la química. Las interacciones entre átomos a través de enlaces iónicos, covalentes y metálicos ayudan a definir una miríada de compuestos y materiales. Además, estudiar las fuerzas intermoleculares profundiza nuestra comprensión de las propiedades de la materia, y el uso de modelos como las estructuras de Lewis y la teoría VSEPR nos permite observar la geometría molecular. Al combinar estos conceptos, podemos entender mejor la complejidad de las estructuras y reacciones químicas.


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