Enlace químico

Enlace iónico, covalente y metálico. 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.

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 iónico

Es un enlace que involucra la atracción electrostática entre iones de signo opuesto. Los iones son átomos con carga eléctrica, que puede ser negativa (aniones) en caso de haber captado (ganado) electrones, o positiva (cationes) en caso de haber cedido (perdido) electrones.

El enlace iónico suele darse entre metales (tienden a ceder electrones) y no metales (tienden a captar electrones).

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.

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 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.

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.

Simulación

Construye moléculas con la siguiente simulación:

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**. Fuente: 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. Fuente: 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).

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.

Esquema de **enlace metálico**, 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.
Esquema de enlace metálico, 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.

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 💧).

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).

**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/.

Enlaces de hidrógeno

También llamados puentes 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.

Actividad de repaso/síntesis

Estupenda y divertida actividad de la mano del gran Miguel Quiroga para repasar el enlace químico.

Comentarios

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 Ría San Martín de Cantabria (España).

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