Enlace Químico

A excepción de los gases nobles, que tienen completo su último nivel de energía, los átomos se unen entre sí mediante enlaces químicos para alcanzar un estado energético más estable, pues enlazados presentan menor energía que por separado. Además, para adquirir mayor estabilidad, tienden a adquirir el mismo número de electrones en su último nivel que el gas noble más cercano.

La Regla del Octeto

Establece que los átomos se unen para adquirir ocho electrones en su último nivel energético. Esto se logra de dos maneras principales:

• Compartiendo electrones.
• Cediendo o ganando electrones, es decir, formando iones.

Enlace Covalente y Tipos de Moléculas

Los elementos no metálicos se sitúan en la zona derecha del sistema periódico y tienden a conseguir electrones para adquirir una configuración más estable. Cuando se forman enlaces entre átomos de elementos no metálicos, estos no ceden ni ganan electrones, sino que los comparten, dando lugar al enlace covalente.

Las moléculas pueden ser:

• Sustancias simples: Formadas por dos o más átomos del mismo elemento, como H₂, F₂, O₂ u O₃.
• Compuestos: Formadas por átomos de elementos diferentes, como HF, H₂O o NH₃.

Polaridad de las Moléculas

La polaridad de una molécula depende de la distribución de la densidad de carga en su estructura.

Moléculas Apolares

La densidad de carga se reparte uniformemente en la molécula. Esto ocurre en las moléculas diatómicas homonucleares, como el H₂, y en moléculas simétricas, como el CCl₄, debido a que los momentos dipolares se anulan.

Moléculas Polares

La densidad de carga no se reparte uniformemente en la molécula, por lo que se distinguen dos polos, positivo y negativo. Esta asimetría se denomina dipolo. La parte más negativa está en el átomo más electronegativo, y la positiva, en el de mayor carácter metálico.

Fuerzas Intermoleculares

La distribución desigual de la densidad de carga en las moléculas polares hace que estas puedan atraerse electrostáticamente (fuerzas electrostáticas) y formar, a su vez, pequeños enlaces intermoleculares, es decir, entre moléculas. Estos son mucho más débiles que los enlaces covalentes que unen los átomos; sin embargo, tienen una gran incidencia en las propiedades de las sustancias.

Tipos de Fuerzas Intermoleculares

• Fuerzas de Van der Waals: Son fuerzas muy débiles que se producen entre los polos opuestos de las moléculas polares. Se dan en las moléculas de HCl, NO, SO₂, etc.
• Enlaces de Hidrógeno: Son enlaces más fuertes que los de Van der Waals y se forman entre el hidrógeno de una molécula y otro átomo muy electronegativo (bajo carácter metálico), en concreto, con el flúor (F), el oxígeno (O) o el nitrógeno (N). La densidad de carga eléctrica está desplazada hacia el átomo más electronegativo.

Propiedades de las Sustancias Moleculares

Las sustancias moleculares, debido a la naturaleza de sus fuerzas intermoleculares, presentan las siguientes propiedades:

• Punto de fusión y ebullición bajos: Estos puntos serán mayores a medida que las fuerzas intermoleculares aumenten.
• Densidad baja: Al ser casi independientes unas de otras, las moléculas ocupan mucho volumen.
• Conductividad baja: No conducen la electricidad o lo hacen con dificultad, porque los electrones carecen de libertad de movimiento, ya que se encuentran formando los enlaces alrededor de la molécula.

Sólidos Moleculares

Se forman cuando las sustancias moleculares se encuentran a una temperatura inferior a su punto de fusión, es decir, están congeladas. En este caso, las moléculas se unen entre sí según un orden simétrico para conformar el cristal. Los enlaces covalentes entre los átomos serán siempre mucho más fuertes que los que agrupan a una molécula con sus vecinas.

Cristales Atómicos (Covalentes)

También se denominan cristales covalentes. Son sólidos a temperatura ambiente, ya que su punto de fusión es muy elevado. Este es el caso del diamante y del grafito, ambos formados exclusivamente por átomos de carbono, y del cuarzo, integrado por átomos de silicio y oxígeno.

El Carbono y sus Alótropos

La configuración electrónica del carbono es 1s² 2s² 2p². Forma cuatro enlaces, ya que tiene cuatro electrones en su última capa y le faltan otros cuatro para completar su octeto. La cristalización del carbono da lugar a diferentes estructuras, conocidas como alótropos.

Diamante

Cada átomo de carbono forma cuatro enlaces covalentes con otros cuatro átomos de carbono, creando una estructura tetraédrica tridimensional.

Grafito

Cada átomo de carbono forma tres enlaces covalentes con otros tres átomos de carbono, formando capas hexagonales que se apilan.

Grafeno

Es una estructura bidimensional de átomos de carbono unidos a otros tres por enlaces covalentes, formando una red hexagonal.

Cuarzo

El cuarzo (SiO₂) es un cristal atómico donde cada átomo de silicio se enlaza con cuatro átomos de oxígeno.

Propiedades de los Cristales Atómicos

• Gran dureza: El diamante es el más duro, mientras que el grafito se puede exfoliar en láminas.
• Puntos de fusión y ebullición muy altos: El diamante se carboniza antes de llegar a fundirse.
• Insolubilidad: Ninguna sustancia es capaz de disolverlos.
• Conductividad eléctrica: En el diamante es nula, ya que todos los electrones se encuentran perfectamente localizados en la red cristalina; sin embargo, el grafito sí es conductor.
• Propiedades ópticas: El diamante es transparente y refleja la luz, lo que lo hace apto para multitud de usos; el grafito, por el contrario, es negro, porque absorbe la luz.

Enlace Metálico

El enlace metálico es el que se forma entre los átomos de los metales. Los átomos metálicos presentan pocos electrones en su último nivel electrónico y, al ser muy débil la fuerza de atracción entre estos y el núcleo, tienden a perderlos y a formar cationes. Estos electrones deslocalizados forman una «nube» o «mar de electrones» que mantiene unidos a los iones metálicos.

Propiedades de los Metales

• Brillo: Reflejan la mayor parte de la luz que reciben, y su brillo es metálico. Son blancos plateados, salvo el oro, que es amarillo, y el cobre, rojo.
• Buena conductividad: Son grandes conductores de la electricidad y del calor, ya que sus electrones externos disponen de gran movilidad.
• Ductilidad y maleabilidad: Se pueden estirar en hilos (ductilidad) y formar láminas (maleabilidad).
• Puntos de fusión y ebullición muy variados: En general, son sólidos a temperatura ambiente, salvo el mercurio, que es líquido.
• Dureza: Varía de la misma forma que los puntos de fusión y de ebullición.

Enlace Iónico

Los elementos metálicos tienden a ceder los electrones de la última capa y a formar cationes; por otro lado, los elementos no metálicos tienden a captar electrones y formar aniones. El enlace iónico se establece gracias a la transferencia de electrones entre el metal y el no metal, formando redes cristalinas iónicas. Se origina por la atracción electrostática entre cationes y aniones formados por cesión y ganancia de electrones.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Puntos de fusión y ebullición altos: Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente, ya que sus puntos de fusión y de ebullición son altos.
• Disolución: Se disuelven en agua, porque en ella su estructura cristalina se rompe y los iones quedan libres.
• Conductividad: Cuando están disueltos o fundidos, conducen la electricidad, ya que los iones, al estar libres, pueden ser atraídos por un electrodo de carga opuesta en un proceso de electrólisis.
• Fragilidad: Son frágiles, ya que un desplazamiento en una capa de un cristal enfrenta iones de igual signo.