Enlace Químico: Iónico, Covalente y Formas Moleculares
¿Por qué se enlazan los átomos? Comparación de enlaces iónico, covalente y metálico — más estructuras de Lewis, polaridad, formas VSEPR y las fuerzas intermoleculares que hacen que el agua moje.
Por qué se enlazan los átomos: la regla del octeto
La mayoría de los átomos del grupo principal "quieren" tener 8 electrones de valencia (el octeto) — la configuración de un gas noble. Lo logran compartiendo, transfiriendo o poniendo en común electrones con otros átomos. La forma en que lo hacen define el tipo de enlace.
Enlace iónico — transferencia de electrones
Un metal PIERDE electrones; un no metal los GANA. Resultado: iones de carga opuesta unidos por atracción electrostática. Ejemplo clásico:
Na (pierde 1 e⁻) → Na⁺ Cl (gana 1 e⁻) → Cl⁻ Na⁺ + Cl⁻ → NaCl
Propiedades de los compuestos iónicos:
- Puntos de fusión/ebullición altos (fuertes fuerzas electrostáticas)
- Duros pero frágiles (iones desplazados se repelen)
- Conducen la electricidad cuando están FUNDIDOS o DISUELTOS (iones libres), no como sólido
- Frecuentemente solubles en disolventes polares (agua)
Para balancear cargas en una fórmula: cruza las cargas. Ca²⁺ + Cl⁻ → CaCl₂. Al³⁺ + O²⁻ → Al₂O₃.
Enlace covalente — compartición de electrones
Dos no metales comparten uno o más pares de electrones. Cada par compartido = un enlace. Tres variantes:
- Enlace simple — 1 par compartido (2 electrones). Ejemplo: H-H en H₂.
- Enlace doble — 2 pares compartidos (4 electrones). Ejemplo: O=O en O₂, o C=O en CO₂.
- Enlace triple — 3 pares compartidos (6 electrones). Ejemplo: N≡N en N₂. Muy fuerte, muy corto.
Orden de fuerza y longitud: triple > doble > simple (el más fuerte y corto primero).
Covalente polar frente a no polar
Si los dos átomos enlazados tienen electronegatividad igual, los electrones se comparten POR IGUAL (covalente no polar). Si son distintos, los electrones son atraídos hacia el átomo más electronegativo → covalente POLAR, creando cargas parciales (δ⁺ y δ⁻).
Reglas prácticas (usando diferencias de electronegatividad de Pauling):
- ΔEN < 0.5 → covalente no polar (p. ej., C-H)
- 0.5 ≤ ΔEN ≤ 1.7 → covalente polar (p. ej., H-O)
- ΔEN > 1.7 → iónico (p. ej., Na-Cl)
Enlace metálico — electrones en común
En un metal, los electrones de valencia no están sujetos a átomos individuales — forman un "mar" deslocalizado que rodea núcleos positivos de iones metálicos. Esto explica las propiedades metálicas:
- Conduce la electricidad — los electrones fluyen libremente
- Maleable y dúctil — los iones pueden desplazarse unos sobre otros; el mar de electrones se ajusta
- Brillante — los electrones absorben y reemiten la luz visible
- Alta conductividad térmica — los electrones transportan energía cinética
Las aleaciones son mezclas de metales (latón = Cu+Zn; bronce = Cu+Sn; acero = Fe+C) que conservan el enlace metálico pero suelen mejorar las propiedades mecánicas.
Estructuras de Lewis — dibujar los enlaces
Las estructuras de Lewis muestran los electrones de valencia como puntos y los enlaces como líneas. Pasos para construir una:
- Cuenta el total de electrones de valencia de todos los átomos.
- Coloca el átomo MENOS electronegativo al centro (generalmente).
- Conecta cada átomo periférico al central con un enlace simple.
- Distribuye los electrones restantes como pares solitarios para satisfacer los octetos.
- Si los átomos no completan sus octetos, convierte pares solitarios en enlaces dobles o triples.
Ejemplo: CO₂. Valencia total = 4 + 6 + 6 = 16. Dos enlaces dobles (O=C=O), cada O con 2 pares solitarios, C sin pares solitarios.
VSEPR — predecir la forma molecular
Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de Valencia: los grupos de electrones alrededor de un átomo central se disponen lo MÁS LEJOS POSIBLE entre sí.
| Grupos | Pares solitarios | Forma | Ángulo | Ejemplo |
|---|---|---|---|---|
| 2 | 0 | Lineal | 180° | CO₂ |
| 3 | 0 | Trigonal plana | 120° | BF₃ |
| 4 | 0 | Tetraédrica | 109.5° | CH₄ |
| 4 | 1 | Piramidal trigonal | ~107° | NH₃ |
| 4 | 2 | Angular | ~104.5° | H₂O |
Los pares solitarios ocupan más espacio que los pares enlazados, comprimiendo ligeramente el ángulo.
Polaridad molecular — la geometría importa
Una molécula es polar si tiene enlaces polares Y una forma asimétrica que impide que los dipolos de enlace se cancelen. H₂O (angular) es polar — sus dipolos de enlace se suman. CO₂ (lineal con átomos enlazados idénticos) es NO polar — los dipolos de enlace se cancelan exactamente. CH₄ (tetraédrica, átomos enlazados idénticos) también es no polar.
Fuerzas intermoleculares (FIM) — más débiles pero cruciales
Son fuerzas ENTRE moléculas (no dentro). De la más débil a la más fuerte:
- Dispersión de London — presente en TODAS las moléculas; dipolos temporales fluctuantes.
- Dipolo-dipolo — entre moléculas polares.
- Enlace de hidrógeno — caso especial de dipolo-dipolo; H unido a F, O o N. Explica el punto de ebullición inusualmente alto del agua.
La fuerza de las FIM determina el punto de ebullición, el punto de fusión, la viscosidad, la tensión superficial — todas las propiedades "físicas" de los líquidos.