El enlace químico es una fuerza atractiva que mantiene unidos a los átomos dentro de una molécula o compuesto. Este enlace se forma cuando dos o más átomos comparten electrones, o bien, cuando uno cede y otro acepta electrones, con el objetivo de alcanzar una configuración electrónica más estable. Al consultar un libro de texto, es común encontrar la afirmación de que dicha estabilidad se logra cuando los átomos adquieren una configuración electrónica similar a la de un gas noble, lo cual constituye un principio fundamental de la teoría del octeto de Lewis. Esta teoría postula que los átomos tienden a completar su última capa de valencia con ocho electrones, imitando la estructura estable de los gases nobles.
Figura
1. Gilbert Newton
Lewis fue un destacado químico y físico estadounidense nacido en 1875 y
fallecido en 1946. Es reconocido por sus contribuciones fundamentales en la teoría
del enlace de valencia y la teoría de ácidos y bases de Lewis. Estudió en la
Universidad de Harvard y posteriormente obtuvo su doctorado en la Universidad
de Gotinga. Lewis trabajó en la Universidad de California, Berkeley, durante
gran parte de su carrera, donde desarrolló su famosa teoría del enlace de
valencia en 1916. También realizó importantes investigaciones en termodinámica,
electroquímica y radioactividad. Su trabajo influyó profundamente en el
desarrollo de la química moderna y dejó un legado duradero en la ciencia.
Sin embargo, esto no es del todo cierto. Existen numerosas excepciones
a la regla del octeto. Por ejemplo, muchos óxidos de cloro no
cumplen con el octeto en todos sus enlaces, ya que el cloro puede formar
compuestos donde supera los ocho electrones en su capa de valencia. Asimismo,
algunos elementos como el berilio (Be) y el boro (B) forman
compuestos estables con menos de ocho electrones. El berilio en BeCl₂ y
el boro en BF₃ son ejemplos clásicos de moléculas donde el átomo central queda
con cuatro o seis electrones respectivamente. Estas excepciones muestran
que, si bien la regla del octeto es útil, no es una ley universal, sino una
guía general dentro del enlace químico.
Más allá de concebir el enlace químico simplemente como un medio para que los átomos alcancen ocho electrones en su capa de valencia, debemos entenderlo en términos de la afinidad electrónica y las fuerzas de atracción generadas por las interacciones con los electrones. Estas interacciones pueden manifestarse de diversas formas: puede haber cesiones totales de electrones (como en los enlaces iónicos), cesiones parciales (como en enlaces polarizados), electrones compartidos entre un par de núcleos (enlaces covalentes clásicos), e incluso electrones compartidos entre múltiples núcleos simultáneamente, como ocurre en estructuras de resonancia o en los enlaces metálicos. Esta perspectiva más amplia permite comprender la diversidad y complejidad de los enlaces químicos más allá del marco limitado de la regla del octeto.
Electrones de valencia
El modo en que explicamos la formación de enlaces es
a través del comportamiento de los electrones. Hasta este punto, ya
hemos visto que el modelo atómico de Thomson proponía que los electrones
estaban distribuidos en el interior del átomo. Sin embargo, modelos posteriores
indicaron que al menos algunos de ellos se ubicaban en zonas más externas.
Estos son los llamados electrones de valencia, y son los que
verdaderamente importan al momento de generar enlaces.
La teoría de Lewis establecía que, en los elementos
representativos, la cantidad de electrones de valencia era igual al número
de grupo en el sistema CAS (donde los gases nobles corresponden al
grupo VIII). Así, por ejemplo, el cloro, perteneciente al grupo VII,
tendría 7 electrones de valencia.
No obstante, esta idea no siempre se cumple. Por
ejemplo, el helio posee solo 2 electrones, y además, la valencia
de algunos elementos puede variar considerablemente. Por esta razón, en
lugar de referirnos a los electrones de valencia únicamente por su cantidad, lo
haremos por su función: los electrones de valencia son aquellos
que participan en la formación de enlaces, ya sea al perderse,
ganarse o compartirse.
En general, los elementos más a la izquierda de la
tabla periódica (y en las fórmulas moleculares) tienen baja afinidad
electrónica y tienden a perder electrones en una cantidad igual a
alguno de sus estados de oxidación positivos. Por el contrario, los elementos
más a la derecha (ignorando los gases nobles) son muy afines a
los electrones y tienden a ganarlos en cantidades iguales a su estado
de oxidación negativo.
Por ejemplo, el sodio tiene un estado de oxidación
positivo de +1, ya que pierde un electrón. Mientras tanto, el cloro
tiene un estado de oxidación negativo de -1, porque gana un
electrón.
La afinidad electrónica es más baja cuanto más a
la izquierda y hacia abajo se encuentra un elemento en la tabla
periódica. Por lo tanto, el elemento con menor afinidad electrónica es el francio,
mientras que el más afín es el flúor.
Sin embargo, la tendencia a ganar o perder electrones no es absoluta; depende de la relación entre los elementos involucrados. Por ejemplo, el oxígeno tiende a ganar electrones al interactuar con casi cualquier otro elemento, pero si se enfrenta al flúor, es más probable que pierda electrones. Por otro lado, si un elemento se enfrenta a sí mismo, los electrones tienden a compartirse de manera equitativa.
Enlace iónico
Un enlace iónico se genera entre un par de núcleos:
uno con alta afinidad electrónica y otro con baja afinidad. El
núcleo con baja afinidad pierde uno o más electrones, mientras que el
otro los gana, generando así iones cargados de signo opuesto. Estos
casos suelen coincidir con los octetos clásicos, como ocurre con el cloro,
que tiene siete electrones en su capa más externa y gana uno para
completar ocho. El enlace iónico se basa en una atracción electrostática
pura entre regiones de carga positiva y negativa, sin que exista un objeto
físico entre los núcleos que los una. Por ello, en representaciones
pictóricas no debe dibujarse una barra de enlace como en los enlaces
covalentes.
Figura
2. En la imagen,
el sodio (Na) pierde un electrón y se convierte en un ion Na⁺, mientras que el cloro (Cl) gana un electrón,
formando un ion Cl⁻. Al generarse estas cargas
permanentes, los iones Na⁺ y Cl⁻ se atraen electrostáticamente, formando un enlace
iónico. Esta interacción da lugar a una red iónica, donde los iones
se organizan en una estructura ordenada y repetitiva. Además, debido a que la
molécula actúa como un pequeño imán, esta red proporciona estabilidad y rigidez
a la sustancia, como ocurre en el cloruro de sodio (NaCl).
Con algunas excepciones, puede inferirse que la mayoría de
los compuestos iónicos se forman entre metales y no metales,
siendo la ionicidad del enlace mayor cuanto más alejados estén estos
elementos en la tabla periódica. En cambio, si el metal y el no metal
están muy próximos, la naturaleza iónica del enlace puede ser ambigua, y
es recomendable consultar la literatura científica para conocer el
comportamiento real de la sustancia. Aunque existe la regla de la diferencia
de electronegatividades como criterio orientador, esta también es un heurístico
con múltiples excepciones, por lo que la herramienta más confiable sigue siendo
la observación directa y experimental del compuesto.
Según la tabla convencional, una diferencia mayor a 1.7
sugiere un enlace iónico. Por lo tanto, la predicción sería que BeF₂ es
un compuesto iónico. Un buen ejemplo donde la diferencia de
electronegatividades no predice correctamente el tipo de enlace es el del fluoruro
de berilio (BeF₂).
Si aplicamos la regla de la diferencia de
electronegatividades: Electronegatividad del flúor ≈ 3.98. Electronegatividad
del berilio ≈ 1.57. Diferencia ≈ 2.41. Pero en realidad, BeF₂ es covalente,
y además forma una estructura lineal con orbitales híbridos sp. Esto se
debe a que el berilio es muy pequeño, tiene una carga nuclear débilmente
protegida, y no puede estabilizar un catión Be²⁺ sin una fuerte polarización
del anión. Como resultado, los electrones del flúor se comparten de forma
polarizada en lugar de transferirse completamente.
Este ejemplo demuestra que, aunque la diferencia de
electronegatividades puede ofrecer una guía general, no siempre predice
correctamente el tipo de enlace. Factores como el tamaño atómico, la
capacidad de polarización, y la energía de ionización pueden
alterar drásticamente el comportamiento esperado de una sustancia. Por ello, en
la práctica, lo más confiable es aplicar el heurístico más sencillo:
Metal + no metal → probablemente enlace iónico.
Si aun así persiste la duda, especialmente en casos
fronterizos o elementos cercanos en la tabla periódica, lo más recomendable es consultar
cómo se comporta realmente la sustancia en fuentes confiables o literatura
especializada.
Enlace covalente
El enlace covalente perfecto o clásico se da cuando
un par de núcleos tienen la misma afinidad electrónica o son del mismo
elemento. En estos casos, dos electrones quedan compartidos a igual
distancia entre ambos núcleos, generando un campo atractivo altamente
estable. A diferencia del enlace iónico, en el enlace covalente sí existe un
objeto físico que une los núcleos: el par electrónico compartido, el
cual se representa con una barra de enlace (—).
Este tipo de enlace no genera polos eléctricos, y
además, suele ser más estable que uno iónico. Las condiciones que
fácilmente rompen enlaces iónicos no afectan tan fácilmente a los covalentes.
Otra característica clave es que no altera el estado de oxidación, ya
que no hay ni pérdida ni ganancia neta de electrones.
Figura
3. En un enlace
covalente perfecto, conceptualizamos a los electrones tanto como partículas
físicas como nubes de probabilidad. En este contexto, la nube de probabilidad
se sitúa exactamente entre los núcleos de los átomos involucrados.
Como regla heurística, los enlaces covalentes se forman entre dos núcleos no metálicos similares o idénticos, y son predominantes en moléculas diatómicas (como H₂, O₂, N₂).
Enlace covalente polarizado
El enlace covalente polarizado se sitúa a medio
camino entre el enlace iónico y el enlace covalente puro. Se
genera entre dos núcleos con diferente afinidad electrónica, pero donde
el átomo más afín no es lo suficientemente fuerte como para apropiarse
completamente del par de electrones compartido. En su lugar, se forma un
enlace en el que la densidad electrónica se concentra ligeramente hacia el
átomo más electronegativo, generando una distribución asimétrica de
carga.
Esto da lugar a una carga parcial negativa (δ−) en el
átomo más afín a los electrones, y una carga parcial positiva (δ⁺)
en el otro. Aunque el enlace sigue siendo covalente y establemente
compartido, presenta características polares.
Por ejemplo, mientras que un compuesto iónico como NaCl
se disocia completamente en agua, un compuesto con enlace covalente polar,
como HF, solo se ioniza parcialmente, dependiendo del medio.
En general, diremos que el enlace covalente polar se
forma entre no metales con diferencias marcadas en afinidad electrónica
(o electronegatividad). Como regla heurística, si los dos átomos
enlazados son de elementos distintos, es muy probable que el enlace
tenga algún grado de polaridad, aunque sea mínimo.
Figura
4. En la molécula
de agua, se presenta un ejemplo clásico de enlace covalente polar. En este
enlace, la nube electrónica alrededor de cada átomo de hidrógeno tiende a
acercarse al oxígeno, lo que resulta en una polarización de la molécula. El
oxígeno adquiere una carga negativa parcial
Enlace metálico
La analogía más sencilla para entender el enlace metálico es la del “comunismo electrónico”. En este modelo, los electrones de valencia no están ligados a un solo núcleo, sino que se comparten colectivamente en una nube electrónica deslocalizada que rodea a los núcleos metálicos positivos. Esta nube es externa, volátil y móvil, lo que permite transferir cargas con gran velocidad.
Figura
5. En el enlace
metálico, los electrones no se encuentran asociados a un núcleo específico,
sino que se deslocalizan a lo largo de toda la estructura del metal. Este
fenómeno se asemeja a un enorme y masivo enlace covalente que envuelve a todos
los núcleos, y no solo a un par de átomos, manteniendo unido al colectivo de
manera muy estable. Sin embargo, esta deslocalización de electrones permite
vibraciones de los núcleos, lo que conlleva la generación de calor y la
transferencia de cargas con bastante facilidad. La estructura altamente
ordenada del enlace metálico favorece una superficie pulida y brillante,
característica de muchos metales.
Además, como los núcleos metálicos pueden vibrar sin perder su posición relativa, esta estructura explica de manera clara las propiedades características de los metales, como la conductividad eléctrica, la conductividad térmica, y la maleabilidad. Los enlaces metálicos se forman exclusivamente entre átomos metálicos, ya sea en elementos puros o en aleaciones.
Enlace resonante
Un enlace resonante surge en situaciones donde entre
un par de núcleos pueden o no surgir más de un enlace secundario. Este fenómeno
se debe a superposiciones cuánticas, lo que implica que podemos tener un
estado en el que el enlace extra está presente y otro en el que no lo está,
pero ambos estados coexisten simultáneamente. Esta dualidad genera efectos
notables en las propiedades de la sustancia, siendo uno de los más importantes
la mayor estabilidad.
Figura
6. Si el número
de enlaces fuera igual al número de estados de oxidación, esperaríamos que la
fórmula estructural desplegada del
Figura
7. Otro ejemplo
clásico de resonancia se encuentra en el benceno. En esta molécula, los enlaces
dobles no permanecen estáticos entre los mismos carbonos, sino que se alternan
cuánticamente en superposiciones cuánticas, en las que están y no están
simultáneamente. Esta peculiaridad es una manifestación de la realidad que el
cerebro humano no puede comprender fácilmente. Sin embargo, esta situación hace
que todo el grupo sea más estable de lo que debería ser al compararlo con
moléculas similares sin resonancia. Es por esto que en la representación
estructural del benceno se dibuja un círculo en medio de la estructura para
indicar la resonancia.
Un ejemplo clásico de enlaces resonantes se encuentra en los óxidos de nitrógeno o en el monóxido de carbono. En estas moléculas, la deslocalización electrónica entre los enlaces permite que los átomos involucrados adopten múltiples configuraciones estructurales, lo que mejora la estabilidad global del compuesto. La resonancia es una característica clave en muchas moléculas con enlaces covalentes, ya que permite que la carga y la energía se distribuyan de manera más eficiente.
Enlaces múltiples
La cantidad de enlaces entre núcleos puede variar considerablemente, generalmente oscilando entre uno y tres. Las teorías que explican los enlaces químicos aún no están completamente unificadas, y persisten diversos enigmas en este campo. En estudios avanzados, se abordan tres enfoques principales: los octetos de Lewis, la teoría del orbital molecular y la teoría del enlace de valencia. Sin embargo, aún no existe una teoría que pueda explicar de manera unificada todas las propiedades del enlace químico.
Figura
8. El carbono
posee la capacidad única de formar enlaces simples o múltiples con otros átomos
de carbono o con otros elementos. Esta versatilidad en la formación de enlaces
permite una amplia variedad de configuraciones tridimensionales en las
moléculas que forma. Esta capacidad del carbono es fundamental en la química
orgánica, donde se encuentran billones de compuestos, conocidos como compuestos
orgánicos. La capacidad del carbono para formar enlaces simples o múltiples,
junto con su habilidad para enlazarse consigo mismo y con otros elementos,
contribuye a la diversidad de propiedades y funciones encontradas en los
compuestos orgánicos, lo que los convierte en los bloques de construcción
fundamentales para la vida y la química de los organismos.
Por ahora, es crucial entender que los átomos se unen para liberar energía y formar moléculas más estables. El número de enlaces formados depende de la estabilidad de la sustancia frente a las condiciones externas. Además, el número de enlaces entre un par de núcleos puede variar; por ejemplo, dos átomos de carbono pueden formar uno, dos o incluso tres enlaces en diferentes circunstancias. En algunos casos, este número de enlaces puede cambiar de manera resonante, lo que agrega una capa adicional de complejidad en la comprensión de estas interacciones
Enlace coordinado
El enlace coordinado o enlace dativo ocurre
entre un núcleo que tiene una alta densidad de carga negativa, como un
átomo con electrones no compartidos (por ejemplo, el oxígeno o el nitrógeno en
compuestos como el amoníaco o el agua), y un núcleo muy
positivo o un átomo con una carga positiva marcada (como el ion hidrógeno
en el caso del amonio). En este tipo de enlace, un átomo donante
aporta un par de electrones no compartidos para formar un enlace con un átomo receptor
que carece de electrones para completar su octeto.
Un ejemplo clásico es el ión amonio (NH₄⁺), donde el nitrógeno dona un par de electrones a un ion hidrógeno (H⁺) para formar el enlace. A diferencia de los enlaces covalentes típicos, donde ambos átomos comparten un par de electrones, en el enlace coordinado el electrón proviene únicamente de uno de los átomos involucrados en la interacción
Interacciones moleculares
Las interacciones moleculares son fuerzas de
atracción más débiles que los enlaces químicos que hemos discutido, pero son
más fuertes que la ausencia total de atracción. Estas interacciones son
cruciales para determinar las propiedades físicas de las sustancias, como su
punto de ebullición, solubilidad y comportamiento en diferentes estados de
agregación.
Existen varios tipos de interacciones moleculares, siendo
las más fuertes las atracciones electrostáticas entre iones, que
forman una red iónica. Un ejemplo clásico de esto es el cloruro de
sodio (NaCl), donde los iones Na⁺ y Cl⁻ se mantienen
unidos en una estructura rígida. Aunque estas interacciones son
fuertes, las redes iónicas pueden romperse fácilmente en solución o bajo
condiciones específicas, debido a la solvatación de los iones.
Por otro lado, los puentes de hidrógeno son más
débiles que las interacciones iónicas, pero son más flexibles. Estos
enlaces ocurren cuando un átomo de hidrógeno, que está covalentemente unido a
un átomo electronegativo (como oxígeno o nitrógeno), se atrae a otro átomo
electronegativo en una molécula cercana. Los puentes de hidrógeno son
fundamentales para la estructura del agua y las propiedades de los
líquidos en general.
Finalmente, las fuerzas de Van der Waals surgen
debido a momentos transitorios de carga opuesta en moléculas grandes. Estos
momentos de dipolos temporales provocan atracciones entre las moléculas. A
medida que la superficie de la molécula aumenta, estas atracciones
se hacen más importantes. Un ejemplo de este tipo de interacción es el
comportamiento de los gases nobles o moléculas no polares como el hidrógeno
(H₂), que muestran fuerzas de atracción débiles, pero notables cuando las
moléculas tienen superficies más grandes.
Cada uno de estos tipos de interacciones moleculares juega
un papel importante en la estabilidad y el comportamiento de las
sustancias químicas en diferentes contextos, desde la solubilidad en agua hasta
las propiedades mecánicas de materiales sólidos.
Referencias
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Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.
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