Tema 41

El enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantiene unidos a los átomos en las sustancias, dando lugar a moléculas, redes cristalinas y agregados metálicos. Explicar por qué y cómo se combinan los átomos es una de las cuestiones centrales de la química: prácticamente todas las propiedades de la materia —su estado de agregación, su dureza, su punto de fusión, su conductividad o su reactividad— derivan del tipo de enlace y de la estructura que este impone. Este tema, situado en el bloque de química general, articula tres ideas que se retroalimentan: el criterio energético que gobierna la formación de todo enlace, la electronegatividad como parámetro que permite clasificar los enlaces en un continuo, y la relación entre enlace y propiedades, que hace de estas últimas una herramienta experimental para deducir el tipo de unión.

Históricamente, el modelo moderno arranca en 1916, cuando Walther Kossel racionalizó el enlace iónico como transferencia de electrones y Gilbert N. Lewis propuso el enlace covalente como par de electrones compartido, formulando la regla del octeto. Décadas después, Linus Pauling cuantificó la electronegatividad y unificó ambos extremos en un mismo espectro. Conviene subrayar de entrada que los tres tipos clásicos de enlace —iónico, covalente y metálico— son modelos límite: la mayoría de sustancias reales presentan carácter intermedio.

1. El enlace químico

Por qué se enlazan los átomos: el criterio energético

Dos átomos se unen si, al hacerlo, el sistema alcanza una energía menor que la de los átomos separados. La formación de un enlace es, por tanto, un proceso que libera energía y conduce a una situación más estable. La estabilidad especial de los gases nobles, con su configuración electrónica de capa completa ($\mathrm{ns^2\,np^6}$), inspiró la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta rodearse de ocho electrones de valencia. Es una regla orientativa muy útil en los periodos cortos, pero con numerosas excepciones (hidrógeno y dueto, octetos incompletos como el $\mathrm{BF_3}$, octetos expandidos como el $\mathrm{SF_6}$).

Modelos de enlace

Según cómo se redistribuyan los electrones de valencia se distinguen tres tipos de enlace fuerte o intramolecular:

• Enlace iónico: transferencia de electrones de un metal a un no metal; se forman iones de signo opuesto que se atraen electrostáticamente y se ordenan en una red cristalina.
• Enlace covalente: compartición de uno o varios pares de electrones entre átomos de electronegatividad semejante, generalmente no metales.
• Enlace metálico: los cationes metálicos quedan inmersos en un “mar” o “nube” de electrones de valencia deslocalizados.

Junto a ellos existen las fuerzas intermoleculares (enlace de hidrógeno, fuerzas de Van der Waals), mucho más débiles, que actúan entre moléculas ya formadas y que resultan decisivas para explicar propiedades como los puntos de ebullición de los compuestos moleculares. No deben confundirse con el enlace químico propiamente dicho.

Representación de Lewis

La estructura de Lewis representa los electrones de valencia mediante puntos y los enlaces mediante líneas (un par compartido por línea). Permite predecir de forma sencilla la conectividad y, combinada con el modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV o VSEPR), la geometría molecular. Esa geometría es la que, junto con la polaridad de los enlaces, determina si una molécula es o no polar.

2. Aspectos energéticos

Curva de energía potencial y enlace covalente

La descripción energética más intuitiva es la curva de energía potencial frente a la distancia internuclear $r$ para dos átomos que se aproximan. A distancias grandes predomina una débil atracción; al acercarse, la energía disminuye hasta un mínimo y, si se sigue reduciendo $r$, la repulsión entre núcleos y entre nubes electrónicas la dispara. El mínimo define las dos magnitudes características del enlace:

• La longitud de enlace $r_0$, distancia internuclear de equilibrio.
• La energía de enlace $D_e$, profundidad del pozo, es decir, la energía que hay que aportar para separar los átomos.

Una descripción analítica clásica es el potencial de Morse:

Cuanto mayor es la energía de enlace y menor la longitud, más fuerte es la unión. Por ejemplo, los enlaces múltiples son más cortos y energéticos que los sencillos entre los mismos átomos. La energía de disociación de enlace medida experimentalmente (entalpías de enlace) permite estimar entalpías de reacción como diferencia entre enlaces rotos y formados.

Aspectos energéticos del enlace iónico

En un sólido iónico la estabilidad procede de la atracción electrostática entre iones de signo contrario. La energía potencial entre un par de iones de cargas $q_+$ y $q_-$ separados una distancia $r$ obedece la ley de Coulomb:

Como en un cristal cada ion interacciona con todos los demás (atracciones y repulsiones), la magnitud relevante es la energía reticular $U$: energía liberada al formarse un mol de sólido cristalino a partir de sus iones en estado gaseoso. Se estima con la ecuación de Born–Landé:

donde $N_A$ es el número de Avogadro, $M$ la constante de Madelung (depende de la geometría de la red), $z_+$ y $z_-$ los números de carga de los iones, $r_0$ la distancia interiónica de equilibrio y $n$ el exponente de Born (repulsión de capas). La expresión revela que la energía reticular crece —en valor absoluto— con el producto de las cargas y disminuye al aumentar el tamaño de los iones; por eso el $\mathrm{MgO}$ ($z_+z_- = 4$) funde a temperatura mucho más alta que el $\mathrm{NaCl}$ ($z_+z_- = 1$).

El ciclo de Born–Haber

La energía reticular no se mide directamente; se obtiene aplicando la ley de Hess a un ciclo termoquímico, el ciclo de Born–Haber, que descompone la formación del sólido en etapas. Para el cloruro de sodio:

donde $\Delta H_{sub}$ es la entalpía de sublimación del metal, $I_1$ su energía de ionización, $D$ la energía de disociación de la molécula de cloro, $A_e$ la afinidad electrónica del cloro (negativa) y $U$ la energía reticular (negativa y dominante). El ciclo permite despejar $U$ a partir de magnitudes medibles y comprobar la validez del modelo iónico.

Aspectos energéticos del enlace metálico

En el enlace metálico la cohesión se explica por la deslocalización de los electrones de valencia sobre todo el cristal, lo que reduce su energía cinética y estabiliza el conjunto. El modelo del mar de electrones de Drude, refinado por la teoría de bandas, da cuenta de la energía de cohesión metálica y de propiedades como la conductividad, que se justifican por la existencia de niveles electrónicos muy próximos (banda) parcialmente ocupados.

3. Clasificación de los enlaces según la electronegatividad

El concepto de electronegatividad

La electronegatividad ($\chi$) es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones del enlace. No es una propiedad medible directamente, sino un parámetro que se define mediante distintas escalas:

• Escala de Pauling: la más usada, basada en energías de enlace. Pauling observó que la energía real de un enlace $\mathrm{A}\!-\!\mathrm{B}$ supera a la media de las energías de los enlaces homonucleares, y atribuyó ese exceso $\Delta$ a la contribución iónica:

(con las energías en $\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$). Fija el flúor como el elemento más electronegativo, con $\chi \approx 4{,}0$.

• Escala de Mulliken: promedio de la energía de ionización $I$ y la afinidad electrónica $A_e$ del átomo:

• Escala de Allred–Rochow: basada en la carga nuclear efectiva y el radio covalente.

La electronegatividad aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al bajar en un grupo, siguiendo la variación de la carga nuclear efectiva y el radio atómico.

La diferencia de electronegatividad como criterio

La diferencia de electronegatividad $\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B|$ entre los átomos que se unen sitúa cada enlace en un continuo:

• $\Delta\chi = 0$ (o muy pequeña): enlace covalente no polar. Los electrones se comparten por igual ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{Cl_2}$).
• $0 < \Delta\chi \lesssim 1{,}7$: enlace covalente polar. La compartición es desigual y aparece una carga parcial ($\mathrm{HCl}$, $\mathrm{H_2O}$).
• $\Delta\chi \gtrsim 1{,}7$ (entre metal y no metal): enlace predominantemente iónico ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CaF_2}$).

El valor de referencia $\Delta\chi \approx 1{,}7$ corresponde, según Pauling, a un enlace con aproximadamente un 50 % de carácter iónico, que se estima con la expresión:

Es un umbral orientativo, no una frontera nítida: el propio Pauling insistió en que el enlace iónico “puro” no existe y que todo enlace tiene algo de covalente y algo de iónico.

Polaridad, momento dipolar y carácter iónico experimental

En un enlace polar, el desplazamiento de la carga genera un momento dipolar:

siendo $q$ la carga desplazada y $d$ la distancia entre centros de carga (se mide en debyes, $\mathrm{D}$). El carácter iónico de un enlace puede medirse comparando el momento dipolar experimental con el que tendría el enlace si fuera 100 % iónico:

Conviene distinguir la polaridad del enlace de la polaridad de la molécula: esta última depende, además, de la geometría. Así, el $\mathrm{CO_2}$ tiene enlaces polares pero es apolar porque su geometría lineal cancela los dipolos, mientras que el $\mathrm{H_2O}$, angular, es polar.

El triángulo de Van Arkel–Ketelaar

Una visión más completa clasifica los enlaces según dos parámetros: la diferencia de electronegatividad $\Delta\chi$ (eje vertical, carácter iónico) y la electronegatividad media (eje horizontal). El triángulo de Van Arkel–Ketelaar sitúa en sus tres vértices los enlaces metálico (baja $\chi$ media, baja $\Delta\chi$), covalente (alta $\chi$ media, baja $\Delta\chi$) e iónico (alta $\Delta\chi$), y en sus lados y su interior todas las situaciones intermedias. Es la forma moderna de expresar que los tres modelos son extremos de un mismo continuo.

4. Estudio del tipo de enlace de acuerdo con las propiedades de las sustancias

El razonamiento puede invertirse: a partir de las propiedades macroscópicas de una sustancia se deduce el tipo de enlace y de estructura que la caracteriza. Es un ejercicio de gran valor experimental y didáctico.

Sólidos iónicos

Redes tridimensionales de iones alternados unidos por fuerzas electrostáticas intensas. Sus propiedades típicas son:

• Puntos de fusión y ebullición altos (romper la red exige mucha energía).
• Duros pero frágiles: un desplazamiento de planos enfrenta iones del mismo signo y el cristal se rompe (exfoliación).
• No conductores en estado sólido, pero conductores fundidos o en disolución acuosa, porque entonces los iones adquieren movilidad.
• Solubles en disolventes polares como el agua.

Ejemplos: $\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{KBr}$, $\mathrm{CaF_2}$.

Sustancias covalentes moleculares

Formadas por moléculas discretas, con enlaces covalentes fuertes dentro de cada molécula pero fuerzas intermoleculares débiles entre ellas. En consecuencia:

• Puntos de fusión y ebullición bajos; muchas son gases o líquidos a temperatura ambiente.
• No conducen la electricidad (no hay cargas libres), salvo excepciones como los ácidos, que se ionizan en agua.
• Solubilidad regida por la regla “semejante disuelve a semejante”: las polares ($\mathrm{NH_3}$, azúcar) en disolventes polares; las apolares ($\mathrm{I_2}$, grasas) en disolventes apolares.

Ejemplos: $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{I_2}$.

Sólidos covalentes reticulares (atómicos)

Redes gigantes en las que todos los átomos están unidos por enlaces covalentes, formando una única “macromolécula”. Sus propiedades son extremas:

• Puntos de fusión altísimos y gran dureza (diamante, el material natural más duro).
• Insolubles en casi cualquier disolvente.
• Generalmente no conductores (diamante, $\mathrm{SiO_2}$), con la notable excepción del grafito, que conduce por la deslocalización de electrones entre sus capas.

Ejemplos: diamante ($\mathrm{C}$), grafito ($\mathrm{C}$), cuarzo ($\mathrm{SiO_2}$), carburo de silicio ($\mathrm{SiC}$).

Sustancias metálicas

Cationes ordenados en una red inmersos en un mar de electrones deslocalizados. De ahí sus propiedades características:

• Buenos conductores del calor y la electricidad (electrones móviles), incluso en estado sólido.
• Dúctiles y maleables: los planos de cationes pueden deslizar sin romper el enlace.
• Brillo metálico y, en general, puntos de fusión variables (desde el mercurio, líquido, hasta el wolframio, muy refractario).
• Insolubles en agua (pero forman aleaciones entre sí).

Ejemplos: $\mathrm{Fe}$, $\mathrm{Cu}$, $\mathrm{Al}$, $\mathrm{Na}$.

Tabla de contraste

Reunir las propiedades permite un diagnóstico rápido: una sustancia dura, con punto de fusión muy alto, que no conduce sólida pero sí fundida y en disolución es casi con seguridad iónica; si conduce también en estado sólido y es maleable, es metálica; si funde a baja temperatura y no conduce, es covalente molecular; y si es extremadamente dura, refractaria e insoluble, es un sólido covalente reticular. Esta lógica inferencial es el núcleo de este cuarto epígrafe.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), el enlace químico es un contenido vertebrador de la materia de Física y Química. Se introduce cualitativamente en 2.º y 3.º de ESO (los átomos se unen para ganar estabilidad; tipos de enlace y su relación con las propiedades) y se formaliza en 4.º de ESO y, con mayor profundidad energética y estructural (estructuras de Lewis, geometría VSEPR, energía reticular, ciclo de Born–Haber), en 1.º y 2.º de Bachillerato dentro de Química. Es un tema idóneo para desarrollar la competencia específica STEM, al conectar el modelo microscópico con propiedades observables, y para plantear situaciones de aprendizaje experimentales: ensayos de conductividad, solubilidad y punto de fusión que permiten clasificar muestras desconocidas por su tipo de enlace.

Conviene anticipar las ideas previas y errores frecuentes del alumnado:

• Interpretar la regla del octeto como una ley universal en lugar de una regla orientativa con excepciones.
• Confundir el enlace intramolecular (covalente) con las fuerzas intermoleculares: muchos estudiantes creen que “al hervir agua se rompen enlaces O–H”, cuando solo se vencen enlaces de hidrógeno.
• Pensar que existe una frontera tajante entre iónico y covalente, en vez de un continuo.
• Confundir la polaridad del enlace con la de la molécula (caso del $\mathrm{CO_2}$).
• Atribuir la conductividad de las disoluciones iónicas a electrones libres y no a iones móviles.

El uso de modelos moleculares, simulaciones interactivas (por ejemplo, del tipo PhET) y prácticas de laboratorio de bajo coste resulta especialmente eficaz para corregir estas concepciones alternativas y para trabajar la indagación que prescribe el currículo.

Conclusión

El enlace químico se explica por un único principio —la búsqueda de una energía menor— que se materializa en tres modelos límite: iónico, covalente y metálico. Su vertiente energética (curva de energía potencial, energía de enlace, energía reticular y ciclo de Born–Haber) cuantifica la estabilidad ganada; la electronegatividad y su diferencia ordenan todos los enlaces reales en un continuo, del covalente no polar al iónico, que el triángulo de Van Arkel–Ketelaar representa con dos parámetros; y las propiedades de las sustancias —punto de fusión, dureza, conductividad y solubilidad— cierran el círculo al permitir deducir experimentalmente el tipo de enlace. Esta triple mirada convierte el enlace en la llave que conecta la estructura microscópica de la materia con su comportamiento observable, base de bloques posteriores como la estructura de las sustancias, la reactividad y la química del carbono.