Enlaces químicos
Enlace químico = fuerza que mantiene unidos a los átomos en moléculas, redes y estructuras. Resultado del comportamiento de los electrones de valencia.
Regla del octeto
La mayoría de los átomos tienden a completar 8 electrones en su capa externa (configuración de gas noble). Lo consiguen ganando, perdiendo o compartiendo electrones.
Excepciones: hidrógeno (busca 2, como He), berilio, boro, elementos con orbitales d accesibles.
Tres grandes tipos de enlace
1. Enlace iónico
Transferencia total de electrones entre átomos con electronegatividades muy diferentes.
- Metal + No metal (típicamente).
- Un átomo cede electrones → cation.
- Otro gana electrones → anión.
- Atracción electrostática entre cargas opuestas.
- Diferencia de χ > 1,7 (aproximado).
Ejemplos
- NaCl (sal común): Na⁺ + Cl⁻.
- CaF₂ (fluorita).
- MgO.
Propiedades de compuestos iónicos
- Sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
- Altos puntos de fusión y ebullición.
- Conducen electricidad disueltos en agua o fundidos (iones libres), no en estado sólido.
- Solubles en agua (en general).
- Frágiles.
2. Enlace covalente
Compartición de electrones entre átomos con electronegatividades similares.
- No metal + No metal.
- Pares de electrones compartidos forman el enlace.
Tipos
- Simple (un par compartido): H-H, Cl-Cl.
- Doble (dos pares): O=O, C=C.
- Triple (tres pares): N≡N, C≡C.
Polaridad
- Covalente apolar: Δχ < 0,4. Ejemplo: H-H, O=O.
- Covalente polar: 0,4 < Δχ < 1,7. Carga parcial δ⁺ y δ⁻. Ejemplo: H-Cl, O-H.
Propiedades de compuestos covalentes
- Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
- Puntos de fusión variables (depende de las fuerzas intermoleculares).
- No conducen electricidad (salvo excepciones).
- Solubilidad: polares en polares, apolares en apolares (“lo similar disuelve lo similar”).
Covalente coordinado (dativo)
Un átomo aporta ambos electrones del par compartido. Ejemplo: NH₄⁺ (el N dona su par al H⁺).
3. Enlace metálico
En metales puros y aleaciones. Los electrones de valencia se deslocalizan en un “mar” que rodea a los cationes metálicos.
- Metal + Metal.
- Modelo del “mar de electrones” (Drude).
Propiedades de metales
- Conductividad eléctrica y térmica altas.
- Maleabilidad y ductilidad (se deforman sin romperse).
- Brillo metálico.
- Altos puntos de fusión (casi todos).
- Ver MXene - conductividad 160x.
Ejemplos comparativos
| Compuesto | Tipo | Δχ |
|---|---|---|
| NaCl | Iónico | 2,23 |
| MgO | Iónico | 2,13 |
| HCl | Covalente polar | 0,96 |
| H₂O | Covalente polar | 1,24 |
| CH₄ | Covalente apolar | 0,35 |
| H₂ | Covalente apolar | 0 |
| Fe (metal) | Metálico | — |
Estructuras de Lewis
Notación para representar electrones de valencia:
- Punto = electrón.
- Línea entre átomos = par compartido.
Ejemplo: H-O-H para agua.
Pasos para dibujar
- Contar electrones de valencia totales.
- Identificar átomo central (menos electronegativo, excepto H).
- Conectar con enlaces simples.
- Completar octetos de los demás átomos.
- Ajustar para el átomo central (dobles/triples enlaces si falta).
Resonancia
Cuando hay varias estructuras de Lewis válidas, la estructura real es promedio de ellas. Ejemplo: ozono (O₃), benceno (C₆H₆), ion carbonato (CO₃²⁻).
Cuando el octeto falla
- Hipovalentes (B, Be): menos de 8 electrones.
- Hipervalentes (P, S, Cl en compuestos extendidos): más de 8 electrones, usa orbitales d.
- Radicales libres: número impar de electrones (NO, NO₂).
Carga formal y enlaces
A veces ayuda calcular la carga formal para elegir la estructura más estable:
CF = (e⁻ de valencia) − (e⁻ no enlazantes) − (½ × e⁻ enlazantes).
La estructura más estable tiene cargas formales pequeñas y distribuidas sensatamente.
Enlaces intermoleculares (diferentes a los intra)
- Fuerzas de Van der Waals (London) — transitorias, en todas las moléculas.
- Dipolo-dipolo — entre moléculas polares permanentes.
- Puente de hidrógeno — caso especial muy fuerte (H unido a F, O, N).