Los 9 tipos de enlaces químicos (y sus características)

1 week ago

Amanda Coeting

Este artículo te permitirá descubrir cómo se organizan los átomos para crear todo tipo de materia

Los 9 tipos de enlaces químicos (y sus características)

Si alzamos la mirada y miramos a nuestro alrededor veremos múltiples cosas. Todas ellas están formadas por materia. También el aire que respiramos, todas y cada una de las células de nuestro cuerpo, el desayuno que comemos, etc.

Cuándo echamos azúcar al café, ¿desaparece la leche o el azúcar? Sin duda no, sabemos que se disuelve. Pero exactamente, ¿qué pasa ahí dentro? ¿Por qué? La cotidianidad de este tipos de cosas a veces hace que nos olvidemos de fenómenos realmente fascinantes.

Hoy veremos cómo los átomos y las moléculas establecen uniones mediante enlaces químicos. Conocer a cada uno de los diferentes enlaces químicos y sus características nos permitirá entender mejor el mundo en el que vivimos desde un punto de vista más químico.

¿Qué son los enlaces químicos?

Para comprender cómo la materia se estructura es básico entender que hay unas unidades básicas llamadas átomos. A partir de ahí, la materia se organiza combinando estos átomos gracias a uniones que se establecen gracias a los enlaces químicos.

Los átomos están compuestos por un núcleo y unos electrones que orbitan a su alrededor, teniendo cargas opuestas. Los electrones por lo tanto se ven repelidos entre ellos, pero experimentan atracción hacia el núcleo de su átomo e incluso los de otros átomos.

Enlaces intramoleculares

Para realizar enlaces intramoleculares el concepto básico que tenemos que tener presente es que los átomos comparten electrones. Cuando los átomos lo hacen se produce una unión que les permite establecer una nueva estabilidad, siempre teniendo en consideración la carga eléctrica.

A continuación te mostramos cuáles son los diferentes tipos de enlaces intramoleculares mediante los cuales se organiza la materia que existen.

1. Enlace iónico

En el enlace iónico se une un componente con poca electronegatividad con uno que tiene mucha. Un ejemplo típico de este tipo de unión es la sal común de cocina o cloruro de sodio, que se escribe NaCl. La electronegatividad del cloruro (Cl) hace que captura fácilmente un electrón del sodio (Na).

Este tipo de atracción da lugar a compuestos estables mediante esta unión electroquímica. Las propiedades de este tipo de compuestos por lo general son altos puntos de fusión, buena conducción a la electricidad, cristalización al disminuir la temperatura y alta solubilidad en agua.

2. Enlace covalente puro

El enlace covalente puro es un enlace de dos átomos con el mismo valor de electronegatividad. Por ejemplo, cuando dos átomos de oxígeno pueden formar un enlace covalente (O2), compartiendo dos pares de electrones.

Gráficamente se representa la nueva molécula con un guión que une los dos átomos y que indica los cuatro electrones en común: O-O. Para otras moléculas los electrones compartidos pueden ser otra cantidad. Por ejemplo, dos átomos de cloro (Cl2; Cl-Cl) comparten dos electrones.

3. Enlace covalente polar

En los enlaces covalentes polares la unión ya no es simétrica. La asimetría viene representada por la unión de dos átomos de diferente tipología. Por ejemplo, una molécula de ácido clorhídrico.

Representada como HCl, la molécula de ácido clorhídrico contiene hidrógeno (H), con electronegatividad de 2.2, y cloro (Cl), con electronegatividad de 3. La diferencia de electronegatividad es por lo tanto de 0.8.

De este modo, los dos átomos comparten un electrón y alcanzan la estabilidad a través del enlace covalente, pero la brecha electrónica no se comparte de manera equitativa entre los dos átomos.

4. Enlace dativo

En el caso de los enlaces dativos los dos átomos no se comparten los electrones. La asimetría es tal que el balance de electrones es de uno entero dado por uno de los átomos al otro. Los dos electrones responsables del enlace van a cargo de uno de los átomos, mientras que el otro reorganiza su configuración electrónica para acomodarlos.

Es un tipo particular de enlace covalente llamado dativo, ya que los dos electrones involucrados en el enlace provienen sólo de uno de los dos átomos. Por ejemplo, el azufre puede unirse al oxígeno mediante un enlace dativo. El enlace dativo se puede representar con una flecha, desde el donante hasta el aceptor: S-O.

5. Enlace metálico

El enlace metálico hace referencia al que se puede establecer en átomos de metal, como por ejemplo el hierro, el cobre o el zinc. En estos casos la estructura que se forma se organiza como una red de átomos ionizados inmersos positivamente en un "mar" de electrones.

Esta es una característica fundamental de los metales y la causa de que sean tan buenos conductores eléctricos. La fuerza atractiva que se establece en el enlace metálico entre iones y electrones es siempre de átomos con la misma naturaleza.

Enlaces intermoleculares

Los enlaces intermoleculares son fundamentales para la existencia de estados líquidos y sólidos. Si no hubiera fuerzas para mantener las moléculas juntas, solo existiría el estado gaseoso. De este modo, los enlaces intermoleculares son también responsables de los cambios en el estado.

6. Fuerzas de Van Der Waals

Las fuerzas de Van Der Waals se establece entre las moléculas no polares y que muestran cargas eléctricas neutras, como por ejemplo N2 o H2. Se trata de formacioes momentáneas de dipolos dentro de las moléculas debido a las fluctuaciones de la nube de electrones alrededor de la molécula.

Esto crea temporalmente diferencias de carga (que en cambio, en moléculas polares son constantes, como en el caso del HCl). Estas fuerzas son responsables de las transiciones de estado de este tipo de molécula.

7. Interacciones dipolo-dipolo.

Este tipo de enlaces aparecen cuando existen dos átomos enlazados fuertemente, como en el caso del HCl por un enlace covalente polar. Al haber dos partes de la molécula con diferencia en electronegatividad, cada dipolo (los dos polos de la molécula) va a interaccionar con el dipolo de otra molécula.

Se crea así una red de en base a interacciones dipolo, haciendo que la sustancia adquiera otras propiedades físico-químicas. Estas sustancias tienen más altos puntos de fusión y de ebullición que las moléculas apolares.

8. Enlace de hidrógeno

El enlace de hidrógeno es un tipo particular de interacción dipolo-dipolo. Se produce cuando los átomos de hidrógeno están unidos a átomos fuertemente electronegativos, como en el caso de los átomos de oxígeno, flúor o nitrógeno.

En estos casos se crea una carga parcial positiva en el hidrógeno y una carga negativa en el átomo electronegativo. Al estar una molécula como la del ácido fluorhídrico (HF) fuertemente polarizada, en vez de haber atracción entre moléculas de HF, la atracción está centrada en los átomos que las componen. Así, los átomos de H pertenecientes a una molécula de HF crean un enlace con los átomos de F pertenecientes a otra molécula.

Este tipo de enlaces son muy fuertes y hacen que los puntos de fusión y ebullición de las sustancias sea aún más alto (por ejemplo, el HF tiene una temperatura de ebullición y de fusión más alto que el HCl). El agua (H2O) es otra de estas sustancias, por eso se explica su alto punto de ebullición (100 °C).

9. Enlace dipolo instantáneo a dipolo inducido

Los enlaces dipolo instantáneo a dipolo inducido se producen a causa de alteraciones en la nube electrónica alrededor de un átomo. A causa de situaciones anormales un átomo puede estar desbalanceado, con los electrones orientados en un lado. Esto supone cargas negativas en un lado y positivas en el otro.

Esta carga ligeramente desbalanceada es capaz de tener un efecto en los electrones de los átomos vecinos. Estas interacciones son débiles y oblicuas, y generalmente dura unos instantes antes de que los átomos tengan algún nuevo movimiento y se rebalancee la carga del conjunto de ellos.

Referencias bibliográficas

  • Chang, R. (2007). Química (novena edición). México: Mc Graw Hill.

  • De Santos, V.E. y Rodríguez de Vega, G. (2002). Ciencias naturales 3. México: Mc Graw-Hill.

  • Del Bosque, F.R. (2005). Química Inorgánica. Tercera edición. México: Mc Graw-Hill.

  • Laidler, K. J. (1993). The World of Physical Chemistry, Oxford University Press.

Amanda Coeting