Fundamentos de los Enlaces Químicos: Tipos, Estructuras y Propiedades

Conceptos Previos

Átomos aislados: Los gases nobles son los únicos elementos químicos cuyos átomos se presentan aislados a temperatura ambiente, dando lugar a sustancias gaseosas.

Cristales: Son agrupaciones de muchos átomos o iones con una estructura interna ordenada que se extiende en las tres direcciones del espacio.

Moléculas: Son estructuras eléctricamente neutras formadas por un grupo concreto de átomos no metálicos, unidos siempre de la misma manera.

1. Enlace Químico

Es el conjunto de fuerzas que mantienen unidas las partículas (átomos, iones o moléculas) que forman las especies químicas. Existen dos tipos principales:

• Enlace químico entre átomos (intratómico o intramolecular)
• Fuerzas intermoleculares (entre moléculas)

2. Tipos de Enlace entre Átomos

En 1916, G.N. Lewis propuso una teoría basada en la tendencia de los átomos a alcanzar una configuración electrónica estable, similar a la de los gases nobles, conocida como la regla del octeto: muchos átomos tienden a obtener ocho electrones en su capa de valencia para lograr la máxima estabilidad. Existen tres tipos principales de enlaces entre átomos:

• Enlace iónico
• Enlace covalente
• Enlace metálico

3. Enlace Iónico

Se establece típicamente cuando se combina un metal (que tiende a perder electrones y formar cationes) y un no metal (que tiende a ganar electrones y formar aniones). Se basa en la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. La fórmula del compuesto iónico indica la proporción mínima en que se combinan los iones para que el conjunto sea eléctricamente neutro.

3.1 Propiedades de los Compuestos Iónicos

• A temperatura ambiente son sólidos cristalinos con altos puntos de fusión y ebullición.
• Son duros (difíciles de rayar) debido a la fuerte atracción entre iones.
• Son frágiles (se rompen fácilmente al golpearlos) porque un desplazamiento de capas puede enfrentar iones del mismo signo, provocando repulsión.
• Muchos se disuelven en disolventes polares como el agua.
• No conducen la corriente eléctrica en estado sólido (los iones están fijos), pero sí la conducen cuando están fundidos o en disolución (los iones tienen movilidad).

4. Enlace Covalente

Se establece cuando se combinan átomos de elementos no metálicos (generalmente con electronegatividades similares o altas), que comparten uno o más pares de electrones para alcanzar una configuración electrónica estable. Hay dos tipos principales de sustancias formadas por enlace covalente: sustancias moleculares y sólidos covalentes atómicos (o redes covalentes). Según el número de pares de electrones compartidos, el enlace puede ser:

1. Enlace covalente simple: Se comparte un par de electrones (ej: Cl₂, H₂O).
2. Enlace covalente doble: Se comparten dos pares de electrones (ej: O₂, CO₂).
3. Enlace covalente triple: Se comparten tres pares de electrones (ej: N₂).

La fórmula de una molécula (fórmula molecular) indica el número exacto de átomos de cada elemento que la forman, y no solo su proporción.

4.1 Propiedades de las Sustancias Covalentes

• Sustancias Moleculares:
  • Pueden ser sólidas, líquidas o gases a temperatura ambiente, con puntos de fusión y ebullición generalmente bajos (dependen de las fuerzas intermoleculares).
  • Suelen ser blandas y no resistentes a los golpes.
  • Generalmente no conducen la electricidad porque no tienen electrones libres ni iones móviles.
  • Su solubilidad depende de su polaridad (ver sección 6).
• Sólidos Covalentes Atómicos (Redes Covalentes):
  • Son sólidos muy duros con puntos de fusión y ebullición extremadamente altos (ej: diamante, cuarzo).
  • Son insolubles en la mayoría de los disolventes.
  • Generalmente no conducen la electricidad (excepto el grafito).

5. Enlace Metálico

Se da cuando se combinan átomos de metales entre sí. Se explica por el modelo del "mar de electrones": los átomos de metal pierden sus electrones de valencia, que se deslocalizan formando una nube electrónica que se mueve libremente entre los cationes metálicos ordenados en una red cristalina. El enlace se debe a la atracción electrostática entre la nube de electrones (negativa) y los cationes (positivos).

5.1 Propiedades de los Metales

• Casi todos son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio). Tienen temperaturas de fusión y ebullición muy variables, pero generalmente altas.
• Son buenos conductores del calor y de la electricidad, tanto en estado sólido como líquido, debido a la movilidad de los electrones deslocalizados.
• Presentan brillo metálico característico.
• Son dúctiles (se pueden estirar en hilos) y maleables (se pueden formar láminas) porque las capas de cationes pueden deslizarse unas sobre otras sin romper la estructura, ya que la nube de electrones se adapta.
• Generalmente son duros y se pueden rayar.

6. Polaridad y Fuerzas Intermoleculares

Una molécula es polar si tiene una distribución asimétrica de la densidad electrónica debido a diferencias de electronegatividad entre los átomos enlazados y/o a una geometría molecular asimétrica. Esto crea un dipolo eléctrico permanente, con una zona de mayor densidad electrónica (polo negativo, δ-) y otra de menor densidad (polo positivo, δ+). Una molécula es apolar si la distribución de electrones es simétrica, ya sea porque los enlaces son apolares (átomos iguales, ej: O₂, N₂) o porque la geometría molecular hace que los dipolos de enlace se anulen (ej: CO₂, CH₄).

6.1 Enlaces Intermoleculares (Fuerzas Intermoleculares)

Son fuerzas de atracción entre moléculas (iguales o diferentes), más débiles que los enlaces intramoleculares (iónico, covalente, metálico). Determinan muchas propiedades macroscópicas como los puntos de fusión y ebullición de las sustancias moleculares. Los tipos principales son:

• Fuerzas de dispersión de London: Presentes en todas las moléculas (polares y apolares), debidas a dipolos instantáneos. Son las únicas fuerzas entre moléculas apolares.
• Fuerzas dipolo-dipolo: Ocurren entre moléculas polares.
• Puentes de hidrógeno: Un tipo especial de interacción dipolo-dipolo, particularmente fuerte, que ocurre cuando el hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos y pequeños (F, O, N).

Generalmente, los enlaces entre moléculas polares son más fuertes que entre moléculas apolares de tamaño similar.

6.2 Solubilidad de los Compuestos Iónicos

Muchos compuestos iónicos se disuelven en disolventes polares como el agua. Las moléculas polares del disolvente rodean a los iones (proceso de solvatación o hidratación si el disolvente es agua), estableciendo interacciones ion-dipolo que compensan la energía necesaria para romper la red cristalina iónica.

6.3 Solubilidad de las Sustancias Covalentes

Se aplica la regla empírica "lo semejante disuelve a lo semejante":

• Las sustancias moleculares polares tienden a disolverse en disolventes polares.
• Las sustancias moleculares apolares tienden a disolverse en disolventes apolares.

Cuando dos líquidos se pueden mezclar en cualquier proporción, se llaman líquidos miscibles (ej: agua y etanol). Si no se mezclan apreciablemente, son líquidos inmiscibles (ej: agua y aceite).

7. Resumen de Propiedades de las Sustancias según su Enlace

Estado Físico (a T amb.)

• Iónicas: Sólidos cristalinos.
• Covalentes Atómicas: Sólidos.
• Metálicas: Sólidos (excepto Hg).
• Moleculares: Sólidos, líquidos o gases (depende de fuerzas intermoleculares y masa molecular).

Puntos de Fusión/Ebullición: Generalmente: Covalentes Atómicas > Iónicas > Metálicas >> Moleculares.

Dureza y Fragilidad

• Iónicas: Duras y frágiles.
• Covalentes Atómicas: Muy duras y frágiles.
• Metálicas: Dureza variable, maleables y dúctiles (no frágiles).
• Moleculares: Blandas y frágiles (si son sólidas).

Conductividad Eléctrica

• Iónicas: No conducen en estado sólido; sí fundidas o en disolución.
• Covalentes Atómicas: No conducen (excepto grafito).
• Metálicas: Sí conducen en estado sólido y líquido.
• Moleculares: No conducen.

Solubilidad

• Iónicas: Muchas solubles en disolventes polares (agua).
• Covalentes Atómicas: Insolubles.
• Metálicas: Insolubles (pueden reaccionar o formar aleaciones).
• Moleculares: Solubles en disolventes de polaridad semejante.