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Imagina un mundo sin enlace, sin enlace químico, para ser precisos. Los átomos se ignoran mutuamente y vagan por el espacio vacío, ocupándose de sus propios asuntos. El agua de los océanos se divide en gases de hidrógeno y oxígeno, que se expanden hasta 1500 veces su volumen líquido. Los átomos de cloro de las sales disueltas en el agua forman una nube tóxica que envenena toda la vida con vapores mortales. No es que haya vida, ni agua, ni casi nada.
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Regístrate gratisLas fuerzas dentro de las moléculas se conocen como:
Las fuerzas entre moléculas se conocen como:
¿Qué tipo(s) de átomos implican los enlaces covalentes?
¿Qué tipo(s) de átomos implican los enlaces iónicos?
¿Qué tipo(s) de átomos implican los enlaces metálicos?
Nombra los tres tipos de fuerzas intermoleculares.
Las sustancias iónicas pueden formar moléculas simples. ¿Verdadero o falso?
Nombra la forma de una molécula con sólo dos enlaces covalentes y sin pares de electrones solitarios.
Indica el ángulo de enlace en una molécula con seis pares de electrones enlazados.
Indica el ángulo de enlace en una molécula con tres pares de electrones enlazados y un par de electrones solitarios.
Las fuerzas dentro de las moléculas se conocen como:
Las fuerzas entre moléculas se conocen como:
¿Qué tipo(s) de átomos implican los enlaces covalentes?
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Enviar comentariosTodas las reacciones que tienen lugar y todas las moléculas que encontramos en la vida sólo existen gracias a los enlaces. Los únicos elementos que solemos encontrar sin enlaces son los gases nobles.
El enlace es la interacción de diferentes átomos para formar compuestos, moléculas, iones, cristales y todas las demás sustancias que componen el mundo. Se produce por la atracción duradera entre cargas positivas y negativas.
Existen dos categorías de enlace, conocidas como enlace primario y enlace secundario. El enlace primario es en el que piensa la mayoría de la gente cuando se menciona esta palabra. Los enlaces primarios también se conocen como fuerzas intramoleculares. Tienen lugar entre átomos dentro de la molécula. Suelen ser fuertes y difíciles de romper.
En cambio, los enlaces secundarios son mucho más débiles. Se conocen más comúnmente como fuerzasintermoleculares, ya que tienen lugar entre moléculas. Cuando mencionamos aquí los enlaces, nos referimos a los enlaces primarios, salvo que se indique lo contrario.
Los átomos quieren ser estables: les gusta estar en el estado de energía más bajo posible. Al combinarse con otros átomos en diversas combinaciones, pueden formar sustancias diferentes con estados de energía mucho más bajos.
La estabilidad depende del número de electrones que tenga un átomo en su capa externa. Para ser lo más estable posible, un átomo debe tener una capa exterior llena de electrones, como la de un gas noble. Por eso los gases nobles no forman fácilmente enlaces con otros átomos. ¡Ya son todo lo estables que pueden ser! En cambio, los encontramos como gases monatómicos.
Las sustancias monatómicas están formadas por un solo átomo. En lugar de unirse a otro átomo, cada átomo flota en el espacio por sí mismo.
Los átomos unidos entre sí forman moléculas o compuestos.
Una molécula está formada por dos o más átomos unidos químicamente. Si estos átomos proceden de dos o más elementos distintos, entonces llamamos compuesto a la molécula.
Antes hemos dicho que el enlace se produce por la atracción entre cargas positivas y negativas. Debes saber por Estructura atómica y partículas fundamentales que los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. La tabla siguiente resume sus cargas y ubicaciones dentro del átomo.
Fig. 1 - Tabla comparativa de protones, neutrones y electrones
Puedes ver que los protones tienen carga positiva y los electrones negativa. Éstas son las únicas partículas cargadas dentro de un átomo. Toda atracción, y por tanto todo enlace, debe producirse entre protones y electrones.
Sabemos que los átomos intentan formar enlaces para conseguir una capa exterior completa de electrones. Lo hacen moviendo sus electrones entre sí. Pueden hacerlo de tres formas distintas, que dan lugar a tres tipos diferentes de enlace:
Los átomos con enlace covalente comparten electrones entre sí, de modo que todos tienen sus capas exteriores llenas de electrones.
Un enlace covalente es un par de electrones compartidos.
Sólo los no metales forman enlaces covalentes. Los orbitales de los electrones de dos átomos diferentes se solapan, y se forma un par de electrones compartidos utilizando un electrón de cada átomo. El enlace se mantiene unido por la atracción entre el par de electrones compartidos negativos y los núcleos positivos del interior de los dos átomos.
Fig. 2 - Diagrama del enlace covalente. Cada enlace contiene un electrón del carbono y un electrón del hidrógeno
El enlace iónico se produce entre metales y no metales. Los enlaces iónicos se forman cuando un átomo metálico dona electrones a un no metal. Esto forma átomos cargados, conocidos como iones, que se atraen entre sí. Un enlace iónico es una atracción electrostática entre iones de carga opuesta.
Fig. 3 - Diagrama del enlace iónico. Cada átomo de sodio dona un electrón a un átomo de cloro, formando iones de sodio positivos e iones de cloruro negativos.
Para que un metal por sí solo tenga una capa de electrones externa completa, debe hacer algo muy distinto. Sus electrones exteriores se deslocalizan y el metal forma iones metálicos positivos. A diferencia del enlace iónico, en el que los electrones son captados por otro átomo, en el enlace metálico los electrones flotan libremente dentro de la estructura. La atracción entre los electrones negativos y los iones metálicos positivos mantiene unido el metal.
Un enlace metálico es la atracción electrostática entre electrones deslocalizados e iones metálicos positivos.
Fig. 4 - Enlace metálico en el sodio. Cada átomo de sodio pierde un electrón para formar un ion positivo. Los electrones están deslocalizados y se mueven dentro de la estructura
Como ya sabes, las sustancias formadas por dos o más átomos unidos por enlaces químicos se llaman moléculas. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno se unen para formar una molécula de agua. Sabemos que los enlaces se encuentran dentro de las moléculas. ¿Qué fuerzas existen entre las moléculas?
La respuesta esFuerzas Intermoleculares, que también pueden conocerse como enlaces secundarios. Existen tres tipos diferentes:
Las fuerzas de Van der Waals son el tipo más débil de fuerza intermolecular. Se producen entre todas las moléculas. El movimiento aleatorio de los electrones dentro de una molécula provoca un dipolo temporal, que induce un dipolo en una molécula vecina. La atracción entre los dos dipolos mantiene unidas a las moléculas.
En algunas moléculas, los electrones están distribuidos permanentemente de forma desigual. Esto significa que un lado de la molécula es constantemente más negativo que el otro, y a esto lo llamamos dipolo permanente. Los dipolos con carga opuesta se atraen entre sí. Estas fuerzas se denominan fuerzas dipolo-dipolopermanentes y son más fuertes que las fuerzas de van der Waals.
Algunas moléculas que contienen átomos de hidrógeno experimentan un tipo aún más fuerte de fuerza intermolecular que llamamos enlace de hidrógeno. Se produce entre moléculas que tienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo de oxígeno, nitrógeno o flúor.
El siguiente diagrama clasifica los distintos tipos de enlaces primarios y secundarios, también conocidos respectivamente como fuerzas intramoleculares e intermoleculares, según su fuerza relativa.
Aunque los enlaces de hidrógeno son el tipo más fuerte de fuerza intermolecular, siguen siendo mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares como los enlaces covalentes, iónicos y metálicos. Para unavisión más detallada de los distintos tipos de enlaces y fuerzas, consulta Enlace covalente, Enlace iónico, Enlace metálico y Fuerzas intermoleculares.
Fig. 5 - Diagrama que muestra la fuerza relativa de las fuerzas intermoleculares e intramoleculares
Probablemente puedas adivinar, observando los objetos cotidianos que te rodean, que los distintos tipos de enlace producen estructuras muy diferentes. Por ejemplo, un anillo de diamantes. El metal que compone el anillo se funde fácilmente o se golpea para darle su forma de toroide circular, pero el diamante incrustado en el centro es extremadamente duro y resistente. De hecho, el diamante no se funde en absoluto en condiciones atmosféricas normales. Si lo calientas a temperaturas extremadamente altas, simplemente se sublima , es decir, se convierte directamente en gas.
Esto se debe a que los metales se unen mediante enlaces metálicos, mientras que el diamante utiliza enlaces covalentes. Esto confiere a ambas sustancias estructuras y propiedades muy diferentes. Sin embargo, el oxígeno también es una molécula covalente, ¡pero se comporta de forma completamente distinta al diamante! Fíjate, por ejemplo, en sus estados de la materia. Acabamos de aprender que un diamante necesita temperaturas extremas para sublimarse, pero el oxígeno, en cambio, es un gas a temperatura ambiente. Por tanto, podemos deducir que no es sólo el tipo de enlace lo que afecta a las propiedades de una molécula, sino también la estructura y disposición de los átomos y la forma en que los enlaces mantienen unida a la molécula. La siguiente tabla resume los distintos tipos de estructuras que encontramos en química.
Fig. 6 - Tabla comparativa de las distintas estructuras provocadas por los enlaces
Antes hemos visto cómo los metales y las sustancias iónicas forman redes. Algunas sustancias covalentes también lo hacen.
Una red es una disposición de átomos o moléculas que se repite regularmente.
Por ejemplo, la red iónica del cloruro sódico alterna iones positivos de sodio e iones negativos de cloruro. Sin embargo, una molécula covalente simple no tiene una estructura reticular. En lugar de ello, forma una molécula con una forma específica, dependiendo del número de pares de electrones y enlaces covalentes que contenga.
La forma de la molécula vienedictada por los pares de electrones. Imagina dos imanes. Si acercas los dos polos sur, intentarán separarse. Esto se debe a que las cargas similares se repelen. Los pares de electrones son muy parecidos. Coloca un grupo de pares de electrones juntos en la corteza de un átomo y se repelerán, intentando separarse lo máximo posible. Si todos los pares de electrones forman parte de enlaces covalentes, los enlaces estarán separados por igual. Pero los pares de electrones que no forman parte de un enlace, conocidos como pares solitarios, tienen una fuerza de repulsión mayor que los pares enlazados. Repelen más a otros pares de electrones y aplastan más a los pares enlazados.
Un ejemplo es el metano, o \(CH_4\) . Tiene cuatro pares de electrones en su capa externa. Todos son pares enlazados y se repelen por igual. El ángulo entre cada uno de los pares enlazados es de 109,5°. El agua \(H_2O\) también tiene cuatro pares de electrones en su capa externa. Sin embargo, dos de los pares no están enlazados, sino que son pares de electrones solitarios. Esto reduce el ángulo de enlace a sólo 104,5°.
La siguiente tabla resume las formas de las distintas moléculas covalentes. También hay diagramas que te ayudarán a consolidar tus conocimientos.
Fig. 7 - Tabla comparativa de las distintas formas de las moléculas
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Lily Hulatt is a Digital Content Specialist with over three years of experience in content strategy and curriculum design. She gained her PhD in English Literature from Durham University in 2022, taught in Durham University’s English Studies Department, and has contributed to a number of publications. Lily specialises in English Literature, English Language, History, and Philosophy.
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Gabriel Freitas is an AI Engineer with a solid experience in software development, machine learning algorithms, and generative AI, including large language models’ (LLMs) applications. Graduated in Electrical Engineering at the University of São Paulo, he is currently pursuing an MSc in Computer Engineering at the University of Campinas, specializing in machine learning topics. Gabriel has a strong background in software engineering and has worked on projects involving computer vision, embedded AI, and LLM applications.
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