Enlace químico

Enlace iónico, covalente y metálico. Geometría molecular. Fuerzas intermoleculares

Imagen de Tomislav Jakupec en Pixabay
Índice

Regla del octeto

La configuración más estable para cualquier átomo es contar con ocho electrones en la capa exterior.

Los elementos tenderán a unirse para completar su capa exterior, intercambiando (cediendo/captando $\rightarrow$ enlace iónico) o compartiendo electrones (enlace covalente), y así ganar estabilidad.

Parámetros moleculares

Traducida y adaptada de https://ch301.cm.utexas.edu/section2.php?target=atomic/bonding/covalent-bonding.html.
Traducida y adaptada de https://ch301.cm.utexas.edu/section2.php?target=atomic/bonding/covalent-bonding.html.

Energía de enlace

Es una medida de la fortaleza de un enlace químico.

Longitud de enlace

Distancia media entre los núcleos de dos átomos enlazados.

Ángulo de enlace

Ángulo formado por tres átomos enlazados consecutivamente.

Polaridad de enlace

Es la separación de cargas eléctricas a lo largo de un enlace, dando lugar a un momento dipolar eléctrico. La diferencia de electronegatividad, $\Delta \chi$, entre los átomos de un enlace determina su polaridad:

Imágenes adaptadas de https://www.chegg.com/learn/chemistry/introduction-to-chemistry/bond-polarity-and-dipole-moments.
Imágenes adaptadas de https://www.chegg.com/learn/chemistry/introduction-to-chemistry/bond-polarity-and-dipole-moments.

Una molécula será polar si el momento dipolar total (suma vectorial) es distinto de cero.

La molécula de BF3 tiene tres enlaces polares pero debido a su geometría trigonal plana el momento dipolar resultante es nulo. Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Boron-trifluoride-elpot-3D-vdW.png.
La molécula de BF3 tiene tres enlaces polares pero debido a su geometría trigonal plana el momento dipolar resultante es nulo. Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Boron-trifluoride-elpot-3D-vdW.png.

Estudia la polaridad de moléculas con esta excelente simulación:

Enlace iónico

Es un enlace que involucra la atracción electrostática entre iones de signo opuesto. El enlace iónico suele darse entre metales (tienden a ceder electrones, convirtiéndose en cationes) y no metales (tienden a captar electrones, convirtiéndose en aniones). Los compuestos iónicos forman redes cristalinas compactas y neutras con diferentes geometrías según el tipo de iones que las forman.

Representación de la **unión iónica** entre el **litio** (Li) y el **flúor** (F) para formar el **fluoruro de litio** (LiF). El litio cede fácilmente su único electrón de valencia a un átomo de flúor, que acepta el electrón donado.
Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ionic_bonding.svg.
Representación de la unión iónica entre el litio (Li) y el flúor (F) para formar el fluoruro de litio (LiF). El litio cede fácilmente su único electrón de valencia a un átomo de flúor, que acepta el electrón donado.
Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ionic_bonding.svg.

Energía de red $U_\mathrm R$

Es la energía liberada al formar la red a partir de sus iones en estado gaseoso.

Ciclo de Born-Haber

Formación de un compuesto iónico a partir de sus elementos.

Ciclo de Born-Haber para la formación del fluoruro de litio (LiF). Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Born-haber_cycle_LiF.svg.
Ciclo de Born-Haber para la formación del fluoruro de litio (LiF). Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Born-haber_cycle_LiF.svg.

Ecuación de Born-Landé

Permite calcular la energía de red $U_\mathrm R$:

$$ U_\mathrm R = -\frac{N_\mathrm A M z^+ z^- e^2}{4\pi\epsilon_0 r_0}\left(1-\frac{1}{n}\right), $$

donde $N_\mathrm A = 6.022\times 10^{23}\thinspace\mathrm{mol^{-1}}$ es la constante de Avogadro; $M$ es la constante de Madelung, relacionada con la geometría del cristal; $z^+$ y $z^-$ son los números de carga del catión y del anión, respectivamente; $e = 1.6\times 10^{-19}\thinspace\mathrm{C}$ es la carga elemental, $\epsilon_0 = 8.85\times 10^{-12}\thinspace\mathrm{C^2N^{-1}m^{-2}}$ es la permitividad eléctrica del vacío; $r_0$ es la distancia al ion más cercano; y $5<n<12$ es el exponente de Born (experimental).

Se comprueba que el módulo de la energía de red es:

  • Directamente proporcional al producto de las cargas de los iones.
  • Inversamente proporcional a la distancia interiónica.

Propiedades de las sustancias iónicas

  • Debido a las intensas fuerzas electrostáticas entre los iones, suelen tener temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas, por lo que la mayoría son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
**Cristal** de **cloruro de sodio** (sal común, NaCl). 🔵 $\rightarrow$ sodio (Na); 🟢 $\rightarrow$ cloro (Cl). https://freesvg.org/sodium-chloride-crystal
Cristal de cloruro de sodio (sal común, NaCl).
🔵 $\rightarrow$ sodio (Na); 🟢 $\rightarrow$ cloro (Cl).
https://freesvg.org/sodium-chloride-crystal
  • Ante golpes, el alineamiento de los iones positivos y negativos puede perderse, por lo que son muy frágiles, aunque también muy duros.
  • Fundidos o en disolución, conducen la corriente eléctrica.

Enlace metálico

El enlace metálico es el enlace químico que mantiene unidos a los átomos de un metal entre sí. Surge de la atracción electrostática entre los electrones de conducción y los cationes metálicos.

Modelo del gas electrónico

Modelo del **gas electrónico**, con los **cationes** en **posiciones fijas** y los **electrones moviéndose libremente** en una ***nube***. Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Metalic_bond_model.svg.
Modelo del gas electrónico, con los cationes en posiciones fijas y los electrones moviéndose libremente en una nube. Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Metalic_bond_model.svg.

Teoría de bandas

Comparación de la **estructura** de **bandas** electrónicas de un **metal**, un **semiconductor** y un **aislante**. Traducida y adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Isolator-metal.svg.
Comparación de la estructura de bandas electrónicas de un metal, un semiconductor y un aislante. Traducida y adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Isolator-metal.svg.
Puedes aprender más sobre la teoría de bandas y cómo ésta explica la conductividad eléctrica en este excelente artículo.

También te recomiendo echar un vistazo a este magnífico vídeo de Quantum Made Simple (en inglés) donde explican la diferencia entre un metal y un aislante:

Propiedades de las sustancias metálicas

  • Apariencia brillante.
  • Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
  • Forman aleaciones con otros metales.
  • Tienden a ceder (perder) electrones al reaccionar con otras sustancias.
  • La mayoría son sólidos a temperatura ambiente (Hg es 💧).

Enlace covalente

Es un enlace químico que implica la compartición de pares de electrones entre átomos. El enlace covalente suele darse entre no metales (tendencia a captar electrones).

Representación de la **unión covalente** entre dos átomos de **flúor** (F) para formar F2, con un par de electrones compartidos. Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Covalent_bond_fluorine.svg.
Representación de la unión covalente entre dos átomos de flúor (F) para formar F2, con un par de electrones compartidos. Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Covalent_bond_fluorine.svg.

Estructuras de Lewis

Se trata de diagramas que muestran la unión entre los átomos de una molécula y los pares solitarios de electrones que pueden existir en la molécula.

Las estructuras de Lewis muestran cada átomo y su posición en la estructura de la molécula usando su símbolo químico. Se dibujan líneas entre los átomos que están unidos entre sí (se pueden utilizar pares de puntos en lugar de líneas). El exceso de electrones que forman pares solitarios se representan como pares de puntos, y se colocan junto a los átomos.

Pincha aquí para ver cómo construir estructuras de Lewis paso a paso

  1. Dibujar la molécula de la forma más simétrica posible, colocando los elementos más electronegtivos en los extremos.
  2. Rodear cada elemento del número de electrones de valencia ($N_\mathrm v$).
  3. Calcular el número máximo de electrones de valencia cumpliendo la regla del octeto ($N_\mathrm{máx}$).
  4. Calcular el número de electrones enlazantes ($N_\mathrm{e} = N_\mathrm{máx} - N_\mathrm{v}$).
  5. Calcular el número de electrones no enlazantes ($N_\mathrm{ne} = N_\mathrm{v} - N_\mathrm{e}$).

Ejemplos

Agua (H2O)
Oxígeno (O2)
Dióxido de carbono (CO2)

Enlace covalente coordinado o dativo

Se trata de enlaces en los que un solo elemento (dador) aporta el par de electrones, el cual es aceptado por otro elemento que tiene un orbital vacío (aceptor). Es un enlace muy común1 y clave para entender el concepto ácido-base de Lewis, en el que el ácido es la especie que acepta el par de electrones (aceptor) y la base la especie que lo cede (dador).

El catión H+ no tiene electrones para compartir, por lo que el N y el O aportan el par de electrones. El enlace covalente coordinado o dativo se representa con una flecha &#8594;, que va desde el átomo dador al átomo aceptor.
El catión H+ no tiene electrones para compartir, por lo que el N y el O aportan el par de electrones. El enlace covalente coordinado o dativo se representa con una flecha →, que va desde el átomo dador al átomo aceptor.

Resonancia

La resonancia es una forma de describir el enlace en ciertas moléculas mediante la combinación de varias estructuras resonantes cuyo conjunto se conoce como un híbrido de resonancia. Es especialmente útil para describir los electrones deslocalizados (enlaces $=$ en distintas posiciones) en ciertas moléculas o iones poliatómicos.

Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Benzene_delocalization.svg.
Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Benzene_delocalization.svg.

Propiedades de las sustancias covalentes moleculares

Representación esquemática en 3D de una **molécula** de **sacarosa**. ⚫ $\rightarrow$ carbono (C); 🔴 $\rightarrow$ oxígeno (O); ⚪ $\rightarrow$ hidrógeno (H). Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sucrose_molecule.svg
Representación esquemática en 3D de una molécula de sacarosa.
⚫ $\rightarrow$ carbono (C); 🔴 $\rightarrow$ oxígeno (O); ⚪ $\rightarrow$ hidrógeno (H).
Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sucrose_molecule.svg
  • Debido a las débiles interacciones entre moléculas covalentes, suelen tener temperaturas de fusión y ebullición bajas (muchos compuestos covalentes son líquidos o gases a temperatura ambiente).
  • En estado sólido son compuestos blandos y frágiles.
  • Son malos conductores del calor y de la electricidad.

Propiedades de las sustancias covalentes cristalinas

Las sustancias covalentes cristalinas contienen un gran número de átomos neutros unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando láminas bidimensionales, como el grafito o el grafeno, o estructuras tridimensionales, como el 💎 diamante o el cuarzo.

Estructura cristalina del **grafito**, formado por capas de **grafeno** (átomos de **carbono**, C, unidos mediante **enlaces covalentes** en una red hexagonal).
Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Graphit_gitter.svg.
Estructura cristalina del grafito, formado por capas de grafeno (átomos de carbono, C, unidos mediante enlaces covalentes en una red hexagonal).
Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Graphit_gitter.svg.
Estructura tetraédrica del 💎 **diamante**, formado por átomos de **carbono** (C) unidos mediante **enlaces covalentes**. Adaptada de https://www.physics-in-a-nutshell.com/article/13/diamond-structure.
Estructura tetraédrica del 💎 diamante, formado por átomos de carbono (C) unidos mediante enlaces covalentes. Adaptada de https://www.physics-in-a-nutshell.com/article/13/diamond-structure.
  • Debido a los fuertes enlaces covalentes entre los átomos, suelen tener temperaturas de fusión y ebullición altas, por lo que son sólidos a temperatura ambiente.
  • Son sustancias muy duras aunque frágiles.
  • Suelen ser malos conductores (no así el grafito o el grafeno).

Geometría molecular

TRPECV

La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) se basa en que, como los electrones de valencia se repelen unos a otros, éstos tienden a adoptar una disposición espacial que minimiza dicha repulsión.

Imágenes adaptadas de https://www.sigmaaldrich.com/technical-documents/articles/chemistry/vsepr-chart-valence-shell-electron-pair-repulsion-theory.html.
Imágenes adaptadas de https://www.sigmaaldrich.com/technical-documents/articles/chemistry/vsepr-chart-valence-shell-electron-pair-repulsion-theory.html.

Ejemplos

Lineal
Trigonal plana
Angular
Tetraédrica
Piramidal trigonal
Bipiramidal trigonal
Balancín
Forma de T
Octaédrica
Piramidal cuadrada
Cuadrada plana

TEV

La Teoría del Enlace de Valencia (TEV) se basa en que los e compartidos se encuentran en una zona de solapamiento orbital:

También se puede dar un solapamiento frontal entre orbitales s, p y cualquiera de sus hibridaciones (sp, sp2 y sp3). Imágenes adaptadas de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/valence-bond-theory/.
También se puede dar un solapamiento frontal entre orbitales s, p y cualquiera de sus hibridaciones (sp, sp2 y sp3). Imágenes adaptadas de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/valence-bond-theory/.

Promoción electrónica

Consiste en aportar energía extra a los electrones apareados de la capa de valencia para que ocupen un orbital de mayor energía (se exciten) y permitan al átomo tener más electrones solitarios con los que formar los enlaces que necesite.

Pincha aquí para ver en detalle cómo aplicar la TEV

  1. Se escoge el átomo central.
  2. Se establece el número de enlaces que debe formar, mediante la estructura de Lewis correspondiente.
  3. Se comprueba si el número de electrones desapareados disponibles es suficiente para formar los enlaces necesarios. Si no es así, se promocionan los electrones a otros orbitales.
  4. Se combinan los orbitales atómicos que forman enlaces $\sigma$ (solapamiento frontal) y los que poseen pares de electrones apareados para determinar la hibridación que tendrá lugar en el átomo central.
  5. Se solapan los orbitales híbridos con los orbitales de los otros átomos con los que forma enlace, teniendo en cuenta la TRPECV para determinar la geometría final de la molécula.

Hibridación

La hibridación consiste en combinar orbitales atómicos del átomo central para formar orbitales híbridos energéticamente iguales y orientados en la dirección del enlace.

Imágenes tomadas de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/types-of-hybrid-orbitals/.
Imágenes tomadas de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/types-of-hybrid-orbitals/.

Ejemplos

sp: BeCl2

El berilio no tiene electrones desapareados por lo que se produce promoción electrónica e hibridación para que pueda formar dos enlaces Be—Cl. Cada uno de estos híbridos sp se solapa frontalmente con un orbital p del cloro, formando dos enlaces sigma:

Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
sp2: BF3

El boro solo tiene un electrón desapareado pero necesita tres, por lo que se produce promoción electrónica e hibridación para que pueda formar tres enlaces B—F. Cada uno de estos híbridos sp2 se solapa frontalmente con un orbital p del flúor, formando tres enlaces sigma:

Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
sp3: CH4

El carbono solo tiene dos electrones desapareados pero necesita cuatro, por lo que se produce promoción electrónica e hibridación para que pueda formar cuatro enlaces C—H. Cada uno de estos híbridos sp3 se solapa frontalmente con un orbital s del hidrógeno, formando cuatro enlaces sigma:

Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Enlaces múltiples
Eteno (CH2=CH2)

Cada carbono necesita formar un enlace doble (con el otro C) y dos enlaces simples (con H), por lo que se necesita promoción electrónica y una hibridación sp2 para tener también un orbital puro p con el que formar un enlace $\pi$ (solapamiento lateral).

Cada orbital sp2 del carbono solapa frontalmente ($\sigma$) con dos orbitales s del H y el orbital sp2 del otro carbono. Además, los orbitales pz de cada carbono solapan lateralmente entre sí ($\pi$) para formar el doble enlace C=C. Adaptada de https://chem.libretexts.org/Courses/Colorado_State_University/Chem_476%3A_Physical_Chemistry_II_(Levinger)/Chapters/10%3A_Bonding_in_Polyatomic_Molecules/10.5%3A_The_Pi-Electron_Approximation_of_Conjugated_Hydrocarbons.
Cada orbital sp2 del carbono solapa frontalmente ($\sigma$) con dos orbitales s del H y el orbital sp2 del otro carbono. Además, los orbitales pz de cada carbono solapan lateralmente entre sí ($\pi$) para formar el doble enlace C=C. Adaptada de https://chem.libretexts.org/Courses/Colorado_State_University/Chem_476%3A_Physical_Chemistry_II_(Levinger)/Chapters/10%3A_Bonding_in_Polyatomic_Molecules/10.5%3A_The_Pi-Electron_Approximation_of_Conjugated_Hydrocarbons.
Acetileno (CH≡CH)

Cada carbono necesita formar un enlace triple (con el otro C) y un enlace simple (con H), por lo que se necesita promoción electrónica y una hibridación sp para tener dos orbitales puros p con los que formar dos enlaces $\pi$ (solapamiento lateral).

El enlace triple del acetileno consiste en un enlace $\sigma$ (sp&ndash;s) y dos enlaces $\pi$ (p&ndash;p). Adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/structure-of-alkynes/.
El enlace triple del acetileno consiste en un enlace $\sigma$ (sp–s) y dos enlaces $\pi$ (p–p). Adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/structure-of-alkynes/.

Simulación

Explora las formas moleculares mediante la construcción de moléculas en 3D con la siguiente simulación:

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas que existen entre las moléculas, incluyendo las fuerzas de atracción o repulsión que actúan entre las moléculas y otros tipos de partículas vecinas, por ejemplo, átomos o iones. Las fuerzas intermoleculares son débiles en relación con las fuerzas intramoleculares (las que mantienen unida una molécula).

Fuerzas de van der Waals

**Atracción intermolecular** entre moléculas de **cloruro de hidrógeno**, HCl. Traducida y adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.
Atracción intermolecular entre moléculas de cloruro de hidrógeno, HCl. Traducida y adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.

Se pueden dar entre moléculas polares (dipolo-dipolo, más fuertes cuanto mayor sea la polaridad de la molécula), y apolares (llamadas fuerzas de dispersión de London, más fuertes cuanto más grandes y masivas son las moléculas involucradas).

Enlaces de hidrógeno

Son las fuerzas intermoleculares más intensas. Se dan entre moléculas que contienen átomos de hidrógeno unidos a átomos de nitrógeno (N), oxígeno (O) o flúor (F).

**Enlaces de hidrógeno** entre átomos de H y O en moléculas de **agua** (H2O). Traducida y adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.
Enlaces de hidrógeno entre átomos de H y O en moléculas de agua (H2O). Traducida y adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.

Los enlaces de hidrógeno son responsables de:

  • Que el agua (H2O) tenga una temperatura de ebullición anormalmente alta (100 °C a presión atmosférica).
  • La estructura de proteínas y ácidos nucleicos, como la doble hélice del ADN 🧬.
  • La estructura de polímeros.

  1. En todos los aquo-complejos metálicos, [M(H2O)n]m+, el enlace entre el agua y el catión metálico se describe como un enlace covalente coordinado↩︎

Rodrigo Alcaraz de la Osa
Rodrigo Alcaraz de la Osa
Doctor en Física y Profesor de Física y Química

Soy Doctor en Física y Profesor de Física y Química en el IES Peñacastillo de Cantabria (España).

Alba López Valenzuela
Alba López Valenzuela
Graduada en Química

Soy Graduada en Química y Profesora de Física y Química por cuenta propia.

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