Fundamentos de Enlaces Atómicos y Fuerzas entre Moléculas

Introducción a los Enlaces Químicos

Un tipo de enlace es un vínculo o unión que da paso a la creación de compuestos. En la formación de un enlace químico, generalmente existe una liberación de energía. La fuerza del enlace es mayor cuanto menor es la distancia entre los átomos enlazados. Los átomos forman enlaces a través de sus electrones de valencia.

Enlace Iónico o Electrovalente

Se forma cuando los átomos participantes presentan una apreciable diferencia de electronegatividad (generalmente igual o mayor a 1,7). Debido a esta diferencia, se pueden transferir uno o varios electrones desde el átomo con menor electronegatividad al que tiene mayor electronegatividad. Como resultado, se crea un anión y un catión, y se establece una fuerza electrostática que los une y origina compuestos iónicos. Ej.: NaCl (sal de mesa).

Características de los Compuestos Iónicos

• a) Son sólidos a temperatura ambiente.
• b) Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
• c) Son buenos conductores de la electricidad cuando están fundidos o disueltos en agua.
• d) Son malos conductores del calor en estado sólido.
• e) Forman estructuras cristalinas tridimensionales.

Enlace Covalente

Se forma cuando los átomos participantes tienen electronegatividades similares o iguales, con una diferencia de electronegatividad igual o superior a 0 y menor que 1,7. No se forman iones, ya que no se transfieren electrones de un átomo a otro, solo se comparten. Ej.: HCl.

Los enlaces covalentes se clasifican como polar o apolar atendiendo a la diferencia de electronegatividad (ΔEN) entre los átomos participantes.

También se pueden clasificar según el número de pares de electrones compartidos:

• Simple o Sencillo (Saturado): Se comparte un par de electrones (2 electrones).
• Doble: Se comparten 2 pares de electrones (4 electrones en total).
• Triple: Se comparten 3 pares de electrones (6 electrones en total).

Enlace Covalente Polar

Se presenta cuando la diferencia de electronegatividad es distinta de 0 pero menor a 1,7. Forman moléculas diatómicas o poliatómicas con distribución asimétrica de carga.

Enlace Covalente Coordinado o Dativo

Es un tipo de enlace covalente en el que uno de los átomos participantes aporta el par de electrones compartido. Este enlace es siempre de naturaleza polar. Ej.: En el ion sulfato (SO₄²⁻) o en el ácido nítrico (HNO₃).

Enlace Covalente Apolar

Se forma cuando la diferencia de electronegatividad es igual a cero. Da origen a moléculas diatómicas homonucleares (como H₂, N₂, O₂) o poliatómicas con distribución simétrica de carga (como CH₄, CO₂).

Clasificación de Sustancias con Enlaces Covalentes

Las sustancias formadas por enlaces covalentes se separan en dos tipos principales:

• Sustancias Moleculares

  Formadas por moléculas individuales unidas entre sí por fuerzas intermoleculares. Se pueden presentar como sólido, líquido o gaseoso dependiendo de su masa molecular y la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

• Sustancias Reticulares

  Formadas por un número indefinido de átomos iguales o diferentes unidos por una red continua de enlaces covalentes. No se habla de moléculas discretas, sino de una red o cristal covalente (Ej.: diamante, cuarzo).

Enlace Metálico

Se presenta en los metales. Los átomos metálicos no se repelen gracias a los electrones de valencia, que se deslocalizan y actúan como una "nube electrónica" que se desplaza a través de todo el sólido metálico, contrarrestando las repulsiones electrostáticas entre los iones metálicos positivos.

Características de los Metales

1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
2. Sus puntos de fusión y ebullición varían ampliamente entre los diferentes metales.
3. Presentan conductividad térmica y eléctrica muy elevadas.
4. Presentan brillo metálico, ya que reflejan la luz.
5. Son dúctiles (pueden ser estirados para formar alambres).
6. Son maleables (pueden ser conformados en láminas).
7. Sus electrones pueden moverse libremente o ser excitados cuando reciben energía en forma de calor (relacionado con la conductividad).
8. Tienden a perder electrones de su última capa de valencia cuando reciben luz (efecto fotoeléctrico).

Polaridad Molecular

Para moléculas diatómicas, solo la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es suficiente para determinar si la molécula es polar o apolar.

Para las moléculas poliatómicas, además de la electronegatividad de los átomos, es necesario considerar la geometría molecular para determinar la polaridad global de la molécula.

Fuerzas Intermoleculares

Son fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas que forman sustancias covalentes. Estas fuerzas son generalmente más débiles que los enlaces químicos (intramoleculares) que unen a los átomos dentro de una molécula.

• Fuerza Ion-Dipolo

  Interacción entre un ion y el polo de carga opuesta de un dipolo molecular.

  • Atracción catión – dipolo: (ion +) (δ- δ+)
  • Atracción anión – dipolo: (ion -) (δ+ δ-)

• Fuerzas Dipolo-Dipolo

  Interacciones entre moléculas polares. Las moléculas polares se orientan de manera que el polo positivo de una molécula interactúa con el polo negativo de otra.

  (δ- δ+) (δ- δ+)

• Puentes de Hidrógeno

  Conocidos como enlaces de hidrógeno, son un tipo especial de interacción dipolo-dipolo fuerte. Se presentan típicamente cuando el hidrógeno está unido covalentemente a un átomo muy electronegativo y pequeño (como flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N)) y es atraído por otro átomo electronegativo cercano.

• Fuerzas de London o de Dispersión

  Son fuerzas de atracción débiles y temporales que surgen de la formación de dipolos instantáneos o transitorios en moléculas apolares (o en cualquier molécula). Si un ion o molécula polar (dipolo) se acerca a una molécula apolar, la distribución de electrones de la molécula sin carga se distorsiona, originando un dipolo inducido. Esta interacción desaparece cuando el ion o dipolo se aleja. Son el único tipo de fuerzas intermoleculares en las que pueden participar especies apolares.

Por medio de las fuerzas intermoleculares podemos explicar fenómenos como la solvatación, y los puntos de fusión y ebullición de las sustancias moleculares.