• ENLACE QUÍMICO
• ENLACE IÓNICO
• ENLACE COVALENTE
• ENLACE METÁLICO
• ENLACES INTERMOLECULARES

ENLACE QUÍMICO

   La razón que hace que los átomos se unan es la razón que mueve todos los cambios de la naturaleza, los átomos se unen para conseguir más estabilidad. La mayor parte de los átomos son más estables juntos que separados. Intentaremos comprender por qué.

   Por ejemplo, el oxígeno y el hidrógeno nunca aparecen en la naturaleza como átomos aislados, los encontramos formando las moléculas gaseosas, O₂ y H₂ o para nosotros los seres vivos la imprescindible molécula de agua, H₂O. La mayor parte de los elementos de la Tabla Periódica son metales, bien pues los metales siempre aparecen formando parte de sales o de redes cristalinas metálicas. El carbono otro querido elemento para los seres vivos tampoco aparece aislado, aparece en innumerables moléculas orgánicas, en sales como los carbonatos, en gases como el CO₂, y unido consigo mismo formando redes covalentes en el grafito y el diamante.

   Imagina dos átomos a gran distancia. Si son más estables unidos que separados cuando se acerquen es porque las fuerzas de atracción serán favorables para la formación del enlace. ¿Cuáles pueden ser estas fuerzas? pues las interacciones de los electrones de un átomo con los protones del otro y viceversa. Pero a medida que se acerquen también estarán sometidos a fuerzas de repulsión, las establecidas entre los electrones de un átomo y los del otro, o las interacciones entre los núcleos de los dos átomos. Llegará un momento en que las fuerzas atractivas se maximizan y las repulsivas se minimizan, en este momento los núcleos estarán a una distancia que llamaremos distancia de enlace. Ya no se pueden juntar más pues se repelerían, ni se pueden separar pues se atraerían. Diremos que han quedado enlazados.

SIMULACIÓN: FUERZAS ENTRE ÁTOMOS, en educaplus.org

Llamamos enlace químico a la interacción que se da entre los átomos cuando se unen para dar moléculas o redes cristalinas. 

Para entender por qué se estabilizan los átomos al formar enlaces es útil fijarse en los únicos elementos de la Tabla que no tienen tendencia a asociarse, son tan estables que no necesitan unirse a otros átomos. Son los gases nobles. No fue fácil descubrirlos pues existen en pequeñas cantidades en el aire. Hubo que licuar el aire para obtenerlos aislados. Más fantástica es la historia del helio, He, que fue descubierto antes en el Sol que en la Tierra.

¿Por qué son tan estables los gases nobles? Lo único que diferencia a los gases nobles de los demás elementos, como ya vimos en el tema anterior, es que tienen las capas electrónicas completas, con más propiedad, tienen 8 electrones en la capa más externa, los dos electrones s, y los seis electrones p. Tener esta configuración ns² np⁶ debe de conferir gran estabilidad a los átomos. Esta configuración se conoce como configuración de gas noble.

Todos los demás átomos tienden a conseguir esta configuración de gas noble cuando se combinan con otro átomos. Este comportamiento lo denominamos Regla del octeto: Los átomos cuando se asocian con otros átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para conseguir configuración de gas noble. 

Bien, ya vimos que para conseguir estabilidad los átomos deben conseguir configuración de gas noble, y para conseguir esta configuración deben de ganar, perder o compartir electrones. En función de como se comporten los átomos para conseguir configuración de gas noble nos van a aparecer tres tipos de enlace: Enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se forma cuando iones de distintos signos se unen por fuerzas electrostáticas para dar redes cristalinas. 

Los iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos. Los iones monoatómicos pierden o ganan electrones para obtener configuración electrónica de gas noble. Los iones positivos se llaman cationes y los iones negativos se llaman aniones. En la red cristalina cada ión de un signo se rodea de iones de signo contrario para dar una estructura que maximiza las fuerzas atractivas frente a las repulsivas.

En función de la carga y tamaño de los iones éstos se ordenan en distintos tipos de redes cristalinas. La que tienes en la imagen es la red del cloruro de sodio, NaCl. Cada ión Na⁺ se rodea de 6 iones Cl^-, y cada ións Cl^- de 6 iones Na⁺. Entre los iones no hay contacto se atraen por fuerzas electrostáticas de Coulomb. En la red cristalina también hay fuerzas repulsivas entre iones del mismo signo, pero fíjate que estos están más lejos entre si que los de signo contrario. El balance entre las fuerzas atractivas y repulsivas en la red cristalina es lo que se conoce como energía de red.

Hay redes cristalinas con mayor índice de coordinación, o número de iones que rodean a un ion de signo contrario. El la red del CsCl, cada ion Cl^-, está rodeado por 8 iones Cs⁺, y cada ion Cs⁺ está rodeado por 8 iones Cl^-.

Cuando los iones no tienen la misma carga, en valor absoluto, no hay el mismo número de iones que rodean a otro de signo contrario. Por ejemplo en la fluorita, CaF₂, cada ion F^- está rodeado de 4 iones Ca²⁺, y cada ion Ca²⁺ está rodeado por 8 iones F^-.

Red del NaCl, Fuente: Wikipedia

¿Cómo se forman los iones? fíjate en la siguiente simulación:

SIMULACIÓN: ENLACE IÓNICO  en educaplus.org

Los iones positivos son metales, que tienen tendencia a perder electrones, pues así consiguen configuración de gas noble. También pueden ser iones positivos grupos atómicos como el ion amonio: NH₄⁺. Los iones negativos son no metales, que tienen tendencia a ganar electrones para así conseguir configuración de gas noble. También pueden ser iones negativos grupos atómicos como el ion carbonato, CO₃^2-, el ion nitrato, NO₃^-, o el ion sulfato, SO₄^2-.

Las sustancias iónicas son todas sólidas, pero con frecuencia nos encontramos con sustancias muy frágiles, al ser golpeadas se rompen con facilidad ya que al desplazarse partes de la red cristalina se pueden poner en contacto iones con el mismo signo que se repelen.

Cuando las cargas de los iones sean bajas y los iones voluminosos encontramos muchas sales que son solubles en agua. Pero también encontramos sales que son muy poco solubles, cuando las cargas de los iones sean altas y los tamaños de los iones pequeños. El NaCl de sodio que forma parte del agua del mar es muy soluble, en cambio el CaCO₃, que forma parte de la roca caliza es prácticamente insoluble.

El proceso de disolución de las sales se debe a que las interacciones de los iones superficiales con las moléculas de agua, que son polares, son más fuertes que las interacciones de los iones entre si. Los iones se rodean de moléculas de agua, decimos que están disueltos, y los representamos de esta forma: Na⁺_(aq)

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Redes cristalinas formadas por iones.	Los iones de distinto signo se atraen y se rodean del mayor número de iones de signo contrario.
Estado físico	Sólidas	El gran número de iones que forman la red hace que se presente en estado sólido
Puntos de fusión y ebullición	Altos	Los enlaces iónicos son enlaces fuertes, difíciles de romper.
Dureza	Son duras pero también frágiles	Son duras porque los enlaces son fuertes, pero son frágiles pues al golpearlas las capas de iones se desplazan entrando en contacto iones del mismos signo que se repelen.
Solubilidad	Son solubles en agua y disolventes polares	Las moléculas polares como el agua rodean los iones y los separan de la red si las fuerzas de interacción entre el ion y el agua son mayores que entre el ion y el resto de la red.
Conductividad eléctrica	Conducen la corriente en disolución o fundidas	Para que haya conductividad debe haber movimiento de cargas, los iones solo se pueden mover cuando están disueltos o en estado líquido.
Ejemplos	Cloruro de sodio, NaCl
	Sulfato de cobre, CuSO4·5H2O
	Calcita, CaCO3

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE

Los no metales para estabilizarse necesitan ganar electrones para conseguir configuración de gas noble. Eso es fácil en los compuestos iónicos, porque hay metales que pueden perder electrones, pero qué pasa cuando los no metales interaccionan entre ellos, pues que no pueden ganar electrones porque nadie los quiere perder, así que los comparten para ganar electrones sin que nadie los tenga que perder.

Imagínate dos átomos de flúor que se aproximan, llega un momento en que sus nubes electrónicas solapan dando una zona de intersección en la que están los electrones que se comparten por ambos átomos. El par de electrones que se comparten es lo que llamamos par de enlace covalente.

Los pares de electrones de la zona de intersección son los pares de enlace, y los demás pares de electrones son los pares no enlazantes. 

Estas estructuras que nos permiten entender como se comparten los electrones en los enlaces se llaman "estructuras de Lewis".

Para dibujarlas pintamos los electrones de valencia alrededor de cada átomo. Si sabes en que grupo está un elemento sabes cuantos electrones de valencia tiene. Podemos darle formas diferentes a los electrones de diferentes átomos. Con círculos rodeamos los electrones de un átomo y los que debe compartir para conseguir configuración de gas noble. Los pares de la zona de intersección son los pares de enlace y los demás  son pares no enlazantes. También podemos sustituir los pares de electrones con barras para visualizar los enlaces y pares no enlazantes. Veamos como se dibujan las estructuras de Lewis de varias moléculas sencillas:

Molécula de Cl₂

Molécula de N₂

Molécula de H₂O

Las estructuras de Lewis no sólo nos permiten justificar si una molécula es estable o no, también nos aporta más información como la polaridad de los enlaces y la propia estructura de la molécula a través de la Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV) o teoría de Gillespie.

Cuando dos átomos como el Cl y el H forman un enlace, H--Cl, siempre hay un átomo que atrae los electrones del enlace más hacia él. Se dice que es más electronegativo. En nuestro caso es el Cl, por lo tanto la molécula de HCl será polar pues su enlace es polar. Presentará una cierta carga parcial negativa sobre el cloro y una cierta carga parcial positiva sobre el hidrógeno.

El conocer si una molécula es polar es importante pues condiciona sus propiedades, el HCl se disuelve bien en agua porque el agua también es una molécula polar. La electronegatividad de los átomos es una propiedad que en la tabla periódica aumenta en la diagonal que va del cesio al flúor, el flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. Aunque no sepas exactamente que átomo es más electronegativo en un enlace, piensa que si los dos átomos de un enlace son distintos, uno será más electronegativo que el otro, y por tanto el enlace será polar.

Si los enlaces de una molécula son polares no es condición única para que esa molécula sea polar. Debe tener una geometría adecuada para que los dipolos de enlace no se anulen por simetría. La molécula de CO₂, tiene enlaces polares pero se anulan por simetría los dipolos de enlace al ser la molécula lineal.

La siguiente simulación te ayudará a entender la polaridad de las moléculas:

SIMULACIÓN: POLARIDAD DE LA MOLÉCULA, en phet.colorado.edu

En Dos átomos, comprueba como varía la polaridad al variar la electronegatividad de los átomos. Puedes mover la molécula y observar que sucede al activar un campo eléctrico.

En Tres átomos, comprueba como varía la polaridad al variar la electronegatividad de los átomos. Puedes mover la molécula y observar que sucede al activar un campo eléctrico. Observa qué pasa cuando la molécula es lineal y las electronegatividades de los átomos de los extremos coinciden.

¿Cómo podemos conocer la estructura de una molécula de varios átomos? La teoría de Lewis nos permite conocer los pares de enlace y no enlazantes que hay sobre cada átomo de una molécula sencilla. Estos pares se repelen dando una estructura en la que las repulsiones se minimicen. La Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia, TRPECV, o teoría de Gillespie, nos dice que los pares enlazantes y no enlazantes al rededor de un átomo deben estar lo más separados posible para que las repulsiones entre ellos sean mínimas.

Si sobre un átomo hay dos pares de electrones estos tendrán estructura lineal con ángulos de 180º, si sobre un átomo hay tres pares de electrones estos tendrán estructura triangular plana con ángulos de 120º, si sobre un átomo hay cuatro pares de electrones estos tendrán estructura tetraédrica con ángulos de 109º.

Pares electrónicos	Disposición de los pares	Ángulos	Ejemplos
2	Lineal	180º	BeF2 CO2
3	Trigonal plana	120º	BF3
4	Tetraédica	109º	CH4, NH3, H2O

Estas estructuras también te sirven para saber que dipolos de enlace se anulan por simetría.

SE ELIMINAN POR SIMETRÍA LOS SIGUIENTES DIPOLOS DE ENLACE
Dipolos de enlace iguales	Disposición de los dipolos de enlace	Ángulos
2	Lineal	180º
3	Trigonal plana	120º
4	Tetraédica	109º

SIMULACIÓN: FORMA DE LAS MOLÉCULAS, en phet.colorado.edu

Construye moléculas con hasta cuatro pares, entre enlazantes y no enlazantes, alrededor de un átomo, y observa las estructuras que se obtienen para que las repulsiones sean mínimas. En Moléculas reales, puedes observar la diferencia en los ángulos entre las estructuras reales y el modelo.

SIMULACIÓN: CONTRUYE UNA MOLÉCULA, en phet.colorado.edu

   En esta simulación, puedes construir moléculas sencillas, y en Sala se exploración, construir posibles moléculas con los átomos que te proporcionan. Fíjate en las estructuras 3D de las moléculas.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Moléculas de un determinado número de átomos	Los átomos comparten electrones dando lugar a enlaces covalentes que los unen formando agregados que llamamos moléculas
Estado físico	Gas, líquido o sólido	Las moléculas más pequeñas suelen dar lugar a gases a no ser que las interacciones intermoleculares sean grandes.
Puntos de fusión y ebullición	Bajos	En general las fuerzas entre moléculas son débiles.
Dureza	Blandas	Debido a las débiles fuerzas intermaleculares.
Solubilidad	Las sustancias polares se disuelven en disolventes polares, como el agua, y las sustancias apolares se disuelven disolventes apolares.	La solubilidad depende de la polaridad de las moléculas, las polares se disuelven en disolventes polares y las apolares en disolventes apolares.
Conductividad eléctrica	En general no son conductoras	Los electrones de los enlaces están localizados y carecen de cargas que se puedan desplazar.
Ejemplos	Agua, H2O
	Sacarosa, C12H22O11 (azúcar de mesa)
	Azufre, S
	Otros: O2, N2, CH4, C6H12O6, CH3CH2OH

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES CRISTALINAS
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Redes cristalinas covalentes	Los átomos comparten electrones dando lugar a estructuras cristalinas formadas por enlaces covalentes
Estado físico	Sólido	Debido a la fortaleza de los enlaces covalentes, cuesta mucho romperlos
Puntos de fusión y ebullición	Muy altos	La interacción entre los átomos en la red es muy fuerte
Dureza	Muy duras	Son las sustancias más duras que conocemos debido a la fortaleza de los enlaces que las forman
Solubilidad	Insolubles	Los disolventes no son capaces de romper los enlaces covalentes que las forman
Conductividad eléctrica	En general no son conductoras, aunque el grafito sí es conductor	Los electrones de los enlaces están localizados y carecen de cargas que se puedan desplazar. Aunque algunas sí presentan conductividad como el grafito.
Ejemplos	Cuarzo, SiO2
	Silex, roca que contiene sílice SiO2, muy apreciada en la prehistoria para la fabricación de útiles de piedra.
	Otros ejemplos: C(grafito), C(diamante), carborundo SiC

SIMULACIÓN: POLARIDAD Y DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD, en educaplus.org

SIMULACIÓN: POLARIDAD DE LOS ENLACES, en educaplus.org

EJERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACE METÁLICO

Los metales se caracterizan por tener estructuras muy compactas y altas densidades, sus átomos deben estar muy juntos. Entre sus propiedades características están la alta conductividad eléctrica y térmica. Dado que los electrones de valencia de los metales se pueden perder con facilidad podemos suponer un modelo en el que los átomos se distribuyen en estructuras cristalinas compactas y los electrones de valencia se desplazan entre ellos con facilidad, es lo que se denomina el modelo de la nube electrónica.

Fuente

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS
Propiedad	Característica	¿Por qué?
Estructura	Redes cristalinas metálicas	Los átomos metálicos forman estructuras muy compactas con altos índices de coordinación
Estado físico	Sólido (el Hg es líquido)	Los altos índices de coordinación hacen que estas estructuras sean sólidas.
Puntos de fusión y ebullición	Medios y altos	Hay metales que funden fácilmente como Sn o Pb y otros que solo lo hacen a altísimas temperaturas como W u Os
Dureza	Variable	Algunos son muy blandos como el Na que se corta con cuchillo, o el plomo y otros presentan gran dureza dependiendo de la fortaleza del enlace. En general son dúctiles y maleables.
Solubilidad	Insolubles en agua, pero solubles en otros metales formando aleaciones, y en Hg formando amalgamas. También muchos se disuelven bien en ácidos.	Las moléculas de agua no los disuelven pero los ácidos oxidan muchos átomos metálicos a cationes que así pasan a la disolución.
Conductividad eléctrica	Son muy buenos conductores	Los electrones libres de la red cristalina favorecen la conductividad eléctrica y térmica de los metales.
Ejemplos	Oro, Au.
	Mercurio, Hg, único metal líquido a temperatura ambiente
	Aluminio, Al; Hierro, Fe; Latón, aleación de Cu y Zn.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACES INTERMOLECULARES

Estos enlaces entre moléculas pueden ser de dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.

Las fuerzas de Van der Waals pueden ser de varios tipos:

• Fuerzas de dispersión, o fuerzas dipolo instantáneo - dipolo inducido.
• Fuerzas dipolo - dipolo inducido.
• Fuerzas dipolo - dipolo. 

Las fuerzas de dispersión, o fuerzas dipolo instantáneo - dipolo inducido, justifican los puntos de ebullición más altos de lo esperable para moléculas apolares como, N₂, O₂, o los gases nobles. Estas moléculas apolares no debieran interaccionar, pero en alguna de ellas se pueden producir dipolos instantáneos que inducen en las que están próximas dipolos inducidos, estos dipolos formados interaccionan en breves intervalos de tiempo aumentando los puntos de ebullición.

Las fuerzas dipolo - dipolo inducido tienen lugar al interaccionar moléculas polares con moléculas apolares, como el H₂O (polar) con el CO₂ (apolar).

Las fuerzas dipolo - dipolo son las más intensas de las tres, las dos moléculas deben de ser polares, es el caso de interacción entre moléculas de HCl, por ejemplo.

El enlace de hidrógeno, o enlace por puentes de hidrógeno, se produce en moléculas que contienen átomos de pequeño tamaño, muy electronegativos y con pares no enlazantes, como el F, O y N, unidos a átomos de hidrógeno, como ocurre en el HF, H₂O y NH₃.

La interacción entre el H y esos átomos electronegativos es mucho más fuerte que las interacciones dipolo-dipolo. El enlace de hidrógeno es la justificación de los altos puntos de ebullición del HF, H₂O y NH₃ frente a los compuestos de hidrógeno de sus grupos. Observa el siguiente gráfico que nos representa los puntos de ebullición de los compuestos de hidrógeno.

SIMULACIÓN: CARACTERÍSTICAS DE LOS ENLACES, en educaplus.org

EJERCICIOS PARA PRACTICAR