[Carga
y lenguaje químico] Sección 2. Conceptos clave [Enlace
químico] [Tipos de sustancia] Otros conceptos [El
átomo de Thomson]
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
N. Lewis (1875-1946) fue un químico y físico estadounidense que revolucionó la química
moderna con su teoría del enlace de valencia y su definición de ácidos
y bases de Lewis. También investigó en termodinámica, electroquímica
y radioactividad. Sus aportes, como las estructuras de Lewis,
transformaron la comprensión de la química estructural y lo consolidaron
como un referente científico del siglo XX.
El átomo de Thomson
Para comprender el enlace químico es necesario
retroceder en la historia y revisar cómo los científicos comenzaron a imaginar
la estructura del átomo. Desde el siglo XIX, varios químicos sostenían que los
átomos, al unirse para formar sustancias, debían interactuar a través de algún
tipo de fuerza electrostática, semejante a la atracción entre los polos
opuestos de un imán. Esto implicaba que, de alguna manera, los átomos eran
capaces de manifestar cargas eléctricas, incluso en sustancias aparentemente
neutras y no afectadas por los campos magnéticos. Estas ideas abrieron la
puerta a modelos más elaborados que buscaban explicar tanto la estabilidad de
los compuestos como las propiedades eléctricas de la materia.
Hacia finales del siglo XIX, el desarrollo de la tecnología
del semivacío permitió realizar experimentos con gases poco densos que
revelaron un comportamiento inesperado: se volvían buenos conductores de la
electricidad. Sin embargo, esta conducción no se asemejaba a la de un alambre
metálico, sino que ocurría en forma de rayos catódicos, haces de
partículas cargadas que se desplazaban en línea recta dentro de los tubos de
descarga. Estos experimentos fueron fundamentales porque evidenciaban que el
átomo no era indivisible, como se creía desde la época de Dalton, sino que
contenía partículas más pequeñas responsables de transportar la electricidad.
A inicios del siglo XX, Robert Millikan, con su famoso
experimento de la gota de aceite, logró medir la carga elemental del
electrón, confirmando así que esas partículas tenían una masa y una carga
definidas. Poco después, Joseph John Thomson determinó la relación entre masa y
carga de dichas partículas, consolidando el descubrimiento del electrón.
A partir de estos hallazgos, Thomson propuso en 1904 un nuevo modelo atómico
conocido como el modelo del pudín de pasas, en el cual los electrones
estaban incrustados en una esfera positiva, distribuidos como pasas en un
pudín. Aunque posteriormente fue reemplazado por modelos más precisos, marcó un
hito en la transición hacia una visión más compleja y realista del átomo.
Para nuestros fines, más que hablar de un “pudín”, podemos
imaginar este modelo como una bolsa cargada positivamente en cuyo interior
se encuentran electrones distribuidos en capas. Estas capas no están
organizadas al azar, sino que muestran un orden jerárquico: los electrones más
internos permanecen fuertemente ligados al núcleo, mientras que los más
externos, conocidos como electrones de valencia, son los que “valen”
para formar enlaces químicos. Ellos son los responsables de que los átomos se
unan entre sí para originar moléculas y compuestos, determinando en gran medida
la reactividad química y las propiedades de la materia. Así, el modelo de Thomson,
pese a sus limitaciones, fue el punto de partida hacia una comprensión moderna
de la estructura electrónica y de la naturaleza de los enlaces químicos.
El protón y el equilibrio de carga
En los modelos didácticos de lápiz y papel, los átomos no se
representan como esferas macizas ni como “pudines” de carga positiva, sino
mediante su símbolo atómico. A este símbolo se le asigna una carga si
ocurre una ganancia o pérdida de electrones: un ion negativo (anión)
cuando adquiere electrones, y un ion positivo (catión) cuando los
pierde. Esta convención refleja la estructura interna del átomo, donde la carga
positiva no se distribuye difusamente, sino que está concentrada en un núcleo
denso, rígido y poco móvil. Este núcleo contiene partículas elementales
denominadas protones, responsables de la carga positiva, cuyo
descubrimiento fue posible gracias a los experimentos de dispersión de
partículas alfa realizados por Ernest Rutherford con su célebre lámina
de oro a inicios del siglo XX.
Los experimentos de Rutherford demostraron que la mayor
parte de la masa atómica se concentra en un volumen extremadamente pequeño del
átomo, lo que dio lugar al concepto de núcleo atómico. Sin embargo, en
ese momento solo se sabía que el núcleo era una “amalgama positiva”. Fue
gracias a los trabajos posteriores que se identificó que esa carga estaba
localizada en partículas discretas llamadas protones. El descubrimiento
de estas partículas permitió avanzar hacia una descripción más detallada de la
estructura nuclear y planteó un nuevo problema conceptual: si los protones eran
positivos, ¿cómo podían permanecer unidos dentro de un espacio tan reducido sin
repelerse violentamente?
Esta paradoja fue parcialmente resuelta gracias a las
investigaciones de James Chadwick, quien en 1932 descubrió el neutrón,
y a los estudios posteriores de Enrico Fermi y otros físicos que
ayudaron a explicar la dinámica nuclear. El neutrón, una partícula neutra en
términos de carga eléctrica, actúa como un “pegamento” que contribuye a
mantener cohesionados a los protones en el núcleo. Esto es posible gracias a la
acción de la fuerza nuclear fuerte, una de las interacciones
fundamentales de la naturaleza, mucho más intensa que la repulsión eléctrica
entre protones, aunque de alcance extremadamente corto. Gracias a esta
interacción, los núcleos atómicos pueden permanecer estables, en especial los de
los elementos ligeros y medianos.
En el modelo atómico moderno, compuesto por protones,
neutrones y electrones, se conserva la neutralidad eléctrica en un átomo
aislado: el número de protones positivos en el núcleo es igual al número de
electrones negativos que orbitan a su alrededor. Los neutrones, por su
parte, cumplen una función estabilizadora al evitar que la repulsión entre
protones desintegre el núcleo, aunque esta estabilidad no siempre es perfecta.
En los isótopos pesados, por ejemplo, el equilibrio entre protones y
neutrones se vuelve inestable, lo que conduce a fenómenos de radioactividad.
De todos modos, para los propósitos iniciales, podemos considerar que un átomo
estable tiene un núcleo que no se desintegra de manera espontánea, lo que nos
permite construir modelos simples y útiles para comprender la química básica y
la formación de sustancias
Electrones de valencia
Aunque los modelos
atómicos fueron cambiando con el tiempo, la idea de los electrones de
valencia siempre se conservó: son los electrones más externos y los que
realmente “valen” para explicar cómo los átomos forman sustancias. Estos
electrones, además, son los únicos capaces de movilizarse de un átomo a otro.
Sin embargo, esa movilización depende de un factor esencial: la afinidad
electrónica, entendida como la capacidad del núcleo de atraer electrones
hacia sí. Los elementos metálicos de la tabla periódica poseen afinidades
bajas, lo que los hace propensos a perder electrones; mientras que los no
metálicos presentan afinidades muy altas, lo que favorece la ganancia de
electrones.
Cuando un elemento metálico pierde electrones ocurre un
proceso llamado oxidación, como en la reacción Na → Na⁺
+ e-, donde el sodio metálico cede
un electrón y se convierte en un catión. Al perder ese electrón, deja de ser
estable como sustancia independiente y pasa a formar parte de otra entidad, ya
sea como ion en disolución acuosa o como integrante de un
compuesto (óxidos, haluros, etc.). En cambio, cuando un
no metal gana electrones ocurre la reducción, como en Cl + e-
→ Cl⁻, donde el cloro se transforma en
aniones. En este caso, la ganancia de electrones también hace
que los átomos pierdan estabilidad individual, dando
lugar a la formación de compuestos iónicos o covalentes en los que participan como parte de un todo más estable. Así, la relación entre oxidación y reducción resulta clave para comprender las reacciones químicas.
Figura
2. El sodio
(Na) pierde un electrón y se convierte en Na⁺,
mientras que el cloro (Cl) lo gana y se transforma en Cl⁻. Esta transferencia genera un enlace iónico,
cuya atracción electrostática forma una red cristalina ordenada. El
resultado es el cloruro de sodio (NaCl), un sólido estable, duro, con alto
punto de fusión y soluble en agua.
En la teoría de Lewis, los electrones de valencia
se determinan a partir del grupo al que pertenece un elemento en la tabla
periódica. En las nomenclaturas antiguas (CAS e IUPAC clásica), los grupos
principales indicaban directamente la cantidad de electrones de valencia. En la
nomenclatura moderna ocurre algo similar: el número de valencia coincide con la
unidad del grupo, y si el grupo tiene decenas, estas se ignoran. Por ejemplo,
el sodio (Na), ubicado en el grupo 1, tiene un electrón de valencia,
mientras que el calcio (Ca), en el grupo 2, posee dos electrones de valencia.
De manera análoga, los elementos situados entre los grupos 13 y 18 tienen de 3
a 8 electrones de valencia, respectivamente, culminando con los gases nobles
que alcanzan el octeto completo.
Bajo esta idea, la tendencia de los átomos a ganar o
perder electrones se explica mediante el principio del octeto de Lewis,
que establece que los elementos buscan alcanzar 8 electrones en su capa más
externa, pues esa configuración es la más estable. Así, el berilio o el calcio,
ambos en el grupo 2 y de carácter metálico, tienden a perder dos electrones
para estabilizarse. Frente a ellos, el flúor, que se encuentra en el grupo 17,
ya posee 7 electrones de valencia y solo necesita ganar uno más para
completar el octeto. Por esta razón, cuando el calcio se combina con el flúor,
cada átomo de calcio pierde dos electrones, y cada átomo de flúor solo puede
aceptar uno. En consecuencia, se requieren dos átomos de flúor para
balancear la pérdida de electrones de un calcio, originando así el compuesto
estable fluoruro de calcio (CaF₂). Este ejemplo ilustra claramente cómo
la teoría de Lewis permite predecir la formación de compuestos iónicos y la
proporción en la que los elementos se combinan.
Enlace iónico
El enlace iónico se puede definir como una unión
química establecida entre dos núcleos atómicos gracias a la atracción
electrostática que existe entre cargas de signo opuesto. Esta interacción se
produce porque un átomo, generalmente un metal, tiende a ceder
electrones y formar un catión, mientras que otro átomo, generalmente un no
metal, los acepta para convertirse en un anión. Como resultado, se forma
una sustancia de carácter predominantemente iónico, en la que la estabilidad
proviene de la fuerte atracción entre las cargas contrarias. Este tipo de
enlace explica muchas de las propiedades macroscópicas de los compuestos
iónicos, como su elevada dureza, sus altos puntos de fusión y su capacidad de
conducir electricidad en disolución.
Para predecir la formación de un enlace iónico existen
varias estrategias, pero la más sencilla es la regla de oposición en la
tabla periódica: los enlaces iónicos suelen formarse entre un metal y un no
metal. Cuanto más alejados estén estos elementos en la tabla periódica, mayor
será la diferencia de electronegatividad y, por tanto, más pronunciado el
carácter iónico. Por ejemplo, un caso casi ideal de enlace iónico sería el fluoruro
de francio, donde el metal más electropositivo se combina con el no metal
más electronegativo. En contraste, cuando los elementos se encuentran más
próximos en la tabla, el carácter iónico disminuye y aparecen enlaces de
naturaleza ambigua, en los que coexisten características iónicas y covalentes.
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.
Figura
3. La figura
representa la formación del fluoruro de calcio (CaF₂) mediante el modelo
de Lewis. El calcio cede dos electrones, formando Ca²⁺, y cada flúor recibe uno, generando F⁻. Los corchetes simbolizan campos
electrostáticos, no barras de enlace. En la realidad, el CaF₂
forma un sólido cristalino con red iónica estable, responsable de
sus propiedades características.
Los enlaces iónicos no se forman mediante un “puente
físico” entre átomos, sino a través de la acción de los campos
electrostáticos generados por cargas de signo opuesto. Por ello, al
representarlos en papel no se dibuja una barra de enlace, sino que se utiliza
la notación con corchetes y superíndices de carga, donde los corchetes
simbolizan el campo eléctrico que rodea al ion. Una manera sencilla de imaginar
este fenómeno es compararlo con el comportamiento de los polos de un imán:
cuando dos campos opuestos se encuentran a una distancia adecuada, se atraen de
forma espontánea hasta lograr un encaje estable.
Es importante recordar que las barras de enlace
representan interacciones físicas de compartición electrónica, como ocurre en
los enlaces covalentes. En el caso del enlace iónico, no existe tal “puente” de
electrones compartidos, sino una atracción entre cargas opuestas. Por esta
razón, nunca debe representarse un enlace iónico mediante una barra, ya que
ello daría la impresión errónea de que se trata de una unión covalente. En su
lugar, la notación con corchetes y cargas refleja de manera más fiel la
naturaleza del enlace iónico.
Enlace covalente
Definimos el enlace covalente clásico o ideal como la
unión entre dos no metales del mismo elemento, en la cual ninguno
presenta mayor afinidad electrónica que el otro. En este caso, los electrones
de valencia se comparten en una entidad física denominada enlace
covalente. Cada enlace covalente está constituido por dos electrones y se
representa mediante una barra de enlace (–).
Es importante comprender que la barra no simboliza un objeto
material, sino el campo electrostático compartido generado por los
electrones entre ambos núcleos. Así, en la molécula H–H, cada átomo de
hidrógeno posee de manera individual un único electrón; sin embargo, al
compartir dos electrones en el enlace, ambos núcleos pueden considerarlos como
propios. Este efecto otorga estabilidad a la molécula, pues cada hidrógeno
alcanza la configuración de un gas noble.
Figura
3. La figura
muestra la formación del enlace covalente simple en la molécula de flúor
(F₂). Cada átomo, con siete electrones de valencia, comparte uno para
completar el octeto electrónico, representado por la barra F–F. Este
enlace es covalente perfecto o no polar, ya que ambos átomos poseen
igual electronegatividad, generando una unión estable y simétrica entre
los núcleos.
Figura
4. La molécula de diazufre (S₂) presenta un enlace covalente doble,
donde ambos átomos comparten dos pares de electrones para completar su octeto.
Cada azufre conserva además pares no enlazantes, sumando ocho electrones
de valencia. Las dos barras del esquema de Lewis simbolizan este campo
electrónico compartido, que confiere al S₂ un enlace más fuerte y estable
que uno simple.
Enlace covalente polarizado
Definimos el enlace
covalente polar como aquel que se establece entre dos átomos no
metálicos de diferente identidad. En la representación de Lewis se dibuja
de manera similar a un enlace covalente común, pero en la práctica sus
propiedades muestran un carácter intermedio entre lo covalente y lo iónico.
Esto ocurre porque el puente electrónico no se comparte de manera
perfectamente equitativa, sino que se desplaza hacia el átomo con mayor
afinidad electrónica, es decir, hacia el que posee mayor electronegatividad.
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha
y de abajo hacia arriba en la tabla periódica, siendo el flúor el
elemento más electronegativo. Por lo tanto, en un enlace polar, la densidad
electrónica se concentra más hacia el átomo que se encuentra más cercano al
flúor en la tabla periódica. Este desequilibrio genera una ligera carga
parcial negativa (δ⁻) en ese átomo, mientras que
el otro adquiere una carga parcial positiva (δ⁺),
creando un dipolo eléctrico.
A pesar de esta asimetría en la distribución de electrones,
las reglas de Lewis se cumplen en moléculas sencillas: cada átomo busca
completar el octeto electrónico de su capa de valencia. Por ejemplo, en
moléculas como el HCl o el HF, se observa claramente este
fenómeno: el hidrógeno comparte su único electrón con el halógeno, pero el par
electrónico compartido se encuentra desplazado hacia el halógeno, lo que le
confiere propiedades físicas y químicas distintas a las de un enlace covalente
puro.
Figura
5. La
molécula de agua (H₂O) presenta un enlace covalente polar, donde
el oxígeno, más electronegativo, atrae los electrones compartidos,
generando cargas parciales y un dipolo eléctrico. Esta polaridad
permite la formación de puentes de hidrógeno, responsables de su tensión
superficial, cohesión y capacidad como disolvente universal.
Gracias a ello, el agua permanece líquida y cumple un papel esencial en
procesos biológicos.
Figura
6. La molécula
de agua (H₂O) se explica con la teoría de Lewis. El oxígeno,
con seis electrones de valencia, necesita dos más para completar el octeto;
cada hidrógeno, con uno, requiere otro para estabilizarse. Al compartir electrones
se forman dos enlaces covalentes simples, representados con barras.
El oxígeno conserva dos pares no compartidos, logrando estabilidad
completa.
Enlace metálico
Definimos el enlace metálico como la unión
característica de un gran número de átomos metálicos (no necesariamente del
mismo elemento). Debido a que los metales presentan una baja afinidad
electrónica, los electrones de valencia no están fuertemente ligados
a un núcleo en particular, sino que permanecen libres y compartidos por toda la
estructura. Este fenómeno se describe como una “nube electrónica” o un “mar
de electrones” que rodea a los núcleos metálicos, los cuales actúan como cationes
fijos en la red.
Gracias a esta distribución colectiva de electrones, los
metales presentan propiedades notables. En primer lugar, los electrones móviles
permiten la conductividad eléctrica, ya que pueden desplazarse
libremente a lo largo de la red transfiriendo carga de un punto a otro.
Asimismo, la vibración de los núcleos metálicos se transmite fácilmente por la
estructura, lo que explica la alta conductividad térmica de los metales.
Además, la interacción de los electrones con la luz es responsable de su brillo
metálico característico.
Figura
5. La figura
muestra el modelo del enlace metálico, donde los iones positivos
se mantienen en posiciones fijas y los electrones deslocalizados forman
un mar electrónico que los rodea. Esta estructura explica la conductividad
eléctrica y térmica, el brillo metálico y la maleabilidad, ya
que los núcleos pueden deslizarse sin romper el enlace, manteniendo cohesionada
la red metálica.
Teoría del estado de oxidación
Si bien la teoría de Lewis resulta sumamente útil
para describir de manera sencilla el comportamiento de muchos compuestos, lo
cierto es que se trata de un modelo limitado y con numerosas excepciones.
Por ejemplo, algunos óxidos de cloro no cumplen con la regla del octeto,
ya que el cloro puede expandir su número de electrones en la capa de valencia
más allá de ocho. Esto ocurre porque puede modificar la estructura de su capa
de valencia. Asimismo, existen casos contrarios, como el berilio (Be) en
BeCl₂, que queda rodeado únicamente por cuatro electrones, o el boro
(B) en BF₃, que alcanza seis. Estos ejemplos muestran que la regla
del octeto no es una ley universal, sino una guía aproximada que
funciona solo en contextos muy concretos.
Para comprender mejor el enlace químico, es necesario
trascender la visión simplificada de que los átomos se unen únicamente para
alcanzar ocho electrones en su capa externa. En realidad, los átomos tienden a
vincularse buscando el máximo de estabilidad con el mínimo de energía.
Una manera más flexible de interpretar esto es mediante la teoría de los estados
de oxidación, que describe a los electrones de valencia no como entidades
fijas, sino como valores que pueden variar según las condiciones químicas.
Aunque la teoría de Lewis ha sido extendida y modificada
para dar cuenta de algunas de estas excepciones, sus versiones más avanzadas
suelen ser demasiado complejas para predecir o explicar con rapidez ciertos
compuestos. En cambio, el modelo de los estados de oxidación ofrece una
aproximación más práctica: aunque menos precisa en algunos detalles, permite modelar
y comprender interacciones químicas de manera ágil, facilitando el análisis
de reacciones y la clasificación de compuestos con un menor costo de tiempo y
esfuerzo.
Un ejemplo sencillo para aplicar la teoría de los estados
de oxidación es la molécula de agua (H₂O). El oxígeno, al ser
más electronegativo y encontrarse más a la derecha en la tabla periódica, se
considera con estado de oxidación –2, lo que refleja su tendencia a ganar
electrones. El hidrógeno, en cambio, se toma con estado de oxidación
+1, ya que suele ceder electrones. Como cada hidrógeno aporta un
electrón, son necesarios dos átomos de hidrógeno para balancear la carga del
oxígeno y dar lugar a una molécula neutra. Al representarlo con la teoría de Lewis,
esto se traduce en la formación de dos enlaces covalentes simples
(dibujados como barras), porque los átomos involucrados son no metales y
comparten electrones.
Si bien este método de estados de oxidación no
muestra detalles como los pares de electrones no enlazantes, es muy
práctico para las primeras etapas del aprendizaje, ya que permite plantear
fórmulas moleculares de manera rápida y ordenada. De esta forma, podemos
comprender cómo los átomos se combinan en proporciones específicas para formar
moléculas estables, sin necesidad de recurrir de inmediato a modelos más
complejos. Posteriormente, se podrán añadir elementos más avanzados, como la geometría
molecular, la polaridad y la influencia de los pares libres de electrones, pero
para comenzar, este enfoque es una herramienta clara y funcional.
Formas especiales del enlace covalente
Enlace resonante
La resonancia es un concepto fundamental en química
que explica por qué ciertas moléculas y grupos funcionales no pueden
representarse adecuadamente con una sola fórmula de Lewis o con un único
valor de estado de oxidación. Por ejemplo, el monóxido de carbono
(CO) puede representarse como C=O al usar estados de oxidación (con
el carbono en +2 y el oxígeno en –2), pero al aplicar la teoría de Lewis surge
un esquema con tres enlaces (un triple enlace con un par libre en cada
átomo). En los experimentos, sin embargo, se observa que la molécula real no
coincide exactamente con ninguna de esas representaciones, sino que se comporta
como una superposición cuántica de estructuras posibles, algunas más
estables que otras. Este fenómeno se denomina resonancia, y nos permite
entender que los electrones no están fijos en un solo enlace, sino que se
distribuyen entre los núcleos, generando estructuras híbridas.
La resonancia no solo es una curiosidad de representación,
sino que tiene un fuerte impacto en las propiedades químicas. Los
enlaces que presentan resonancia suelen ser mucho más estables que los
enlaces covalentes normales, ya que la deslocalización de electrones reparte la
energía a lo largo de la molécula, disminuyendo su reactividad frente a
rupturas simples. Por esta razón, los compuestos con estructuras resonantes
resisten mejor las transformaciones químicas y suelen conservar sus fragmentos
más estables durante las reacciones. Un ejemplo clásico es el ion nitrato
(NO₃⁻), donde los tres oxígenos se encuentran
equivalentes debido a la resonancia de los enlaces N=O y N–O, lo que confiere
gran estabilidad a este anión.
De forma similar, los oxoaniones de azufre y fósforo,
como el sulfato (SO₄²⁻) y el fosfato (PO₄³⁻),
presentan enlaces resonantes entre el átomo central y los oxígenos, lo que
explica su alta estabilidad en medios acuosos y su importancia en la biología y
la geología. También el ion carbonato (CO₃²⁻) se
encuentra en la misma situación, con tres estructuras resonantes equivalentes
que justifican su rigidez y su papel clave en rocas y minerales. En todos estos
casos, la resonancia permite comprender por qué ciertos óxidos no metálicos y
sus derivados forman redes estables, participan en reacciones de transferencia
de grupos, y se encuentran de manera abundante en la naturaleza.
Figura
6. La figura
ilustra la resonancia, fenómeno donde una molécula puede representarse
con varias estructuras de Lewis, pero la realidad es un híbrido estable
de todas ellas. Esto explica que los enlaces tengan longitudes y energías
intermedias, como en el ion carbonato (CO₃²⁻). Sin complicaciones matemáticas, la resonancia permite predecir
propiedades y estabilidad química mejor que la teoría de Lewis por sí sola.
Figura
7. El benceno
(C₆H₆) es un ejemplo clásico de resonancia, donde los enlaces
carbono-carbono forman un híbrido resonante con longitudes y
energías intermedias entre enlaces simples y dobles. Los electrones π
están deslocalizados en un “anillo electrónico”, otorgando gran estabilidad
y favoreciendo reacciones de sustitución aromática sobre adición. Su
estructura es clave en compuestos naturales y sintéticos, como
medicamentos, colorantes y plásticos.
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
Brown, T.
L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., &
Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.
Brown, T.
L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., Stoltzfus, M.
W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry, the central science (15th
ed.). Pearson.
Chang, R.
(2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.
Chang, R.,
& Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.
Seager, S.
L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for Today
(10th ed.). Cengage Learning.
Zumdahl, S.
S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry
(10th ed.). Cengage Learning.
