Enlace químico: qué es, tipos (covalente e iónico) y ejemplos

Enlace químico: definición, tipos (covalente e iónico), ejemplos y representaciones. Aprende cómo se forman y su papel en moléculas, cristales y metales.

Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos dentro de moléculas, cristales, metales y gases diatómicos. Esos átomos unidos permanecen juntos a menos que se suministre —por ejemplo mediante calor o radiación— la energía suficiente para romper el enlace; en otras palabras, a menos que se transfiera la cantidad necesaria de energía al sistema.

Qué es un enlace químico

En términos generales, un enlace químico se produce por interacciones entre electrones y núcleos: los electrones, cargados negativamente, se sienten atraídos por los protones en los núcleos de átomos vecinos, creando una región de estabilidad que mantiene a los átomos juntos. Estas fuerzas permiten la existencia de moléculas, cristales, metales y gases diatómicos.

Tipos principales de enlace

De forma simplificada se consideran dos tipos principales de enlace químico:

• Enlace covalente: se forma cuando átomos comparten pares de electrones. Este tipo puede ser no polar (compartición equitativa) o polar (compartición desigual).
• Enlace iónico: resulta de la transferencia de electrones de un átomo a otro, formando iones de carga opuesta que se atraen electrostáticamente.

Además existen otros tipos o variantes que conviene conocer: enlace metálico (mar de electrones en metales), enlaces coordinados o dativos (un átomo aporta ambos electrones del par compartido) y redes covalentes (por ejemplo el diamante). Pero para la mayoría de explicaciones básicas, los enlaces covalentes e iónicos son los más relevantes.

Enlace covalente

En el enlace covalente los átomos comparten uno o más pares de electrones para alcanzar una configuración más estable. Algunas características:

• Pueden ser simples, dobles o triples, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones. Los enlaces dobles y triples contienen, además de un enlace σ (sigma), uno o dos enlaces π (pi), lo que los hace más cortos y más fuertes que un enlace simple.
• Si la electronegatividad de los átomos es similar, el enlace es no polar (por ejemplo H2, Cl2). Si difiere, el enlace es polar (por ejemplo HCl, H2O), dando lugar a dipolos y afectando propiedades como solubilidad y punto de ebullición.
• Ejemplos comunes: H2, O2 (doble), N2 (triple), CH4, CO2 (doble en cada C=O).

Enlace iónico

En el enlace iónico un átomo (típicamente un metal) pierde electrones y otro (típicamente un no metal) los gana. Se forman así cationes y aniones que se atraen mediante fuerzas electrostáticas formando una red cristalina. Características típicas:

• Elevados puntos de fusión y ebullición (debido a la fuerte atracción entre iones en la red).
• En estado sólido no conducen electricidad, pero sí cuando están fundidos o disueltos en agua (los iones pueden moverse).
• Suelen ser solubles en solventes polares (por ejemplo agua).
• Ejemplos: NaCl, MgO, CaCl2.

Representación de enlaces: estructuras de Lewis y líneas

Una forma habitual de representar enlaces es mediante puntos y líneas en las estructuras de Lewis. Cada átomo se dibuja con sus electrones de valencia como puntos; cuando dos electrones forman un enlace, se suele dibujar una línea entre los átomos en lugar de mostrar los puntos. El objetivo es completar, en muchos casos, un máximo de ocho electrones alrededor de cada átomo (la regla del octeto), aunque hay excepciones:

• H alcanza estabilidad con 2 electrones (dueto).
• Elementos como B o Be pueden tener menos de 8 electrones.
• Elementos del periodo 3 en adelante pueden presentar octetos expandidos (más de 8 electrones).

Como los átomos y las moléculas son tridimensionales, las representaciones bidimensionales no siempre muestran la geometría real; para eso se usan modelos 3D, diagramas de repulsión de pares electrónicos (VSEPR) y cálculos moleculares.

Fuerza, longitud y energía del enlace

Dos magnitudes importantes son la energía de enlace (energía necesaria para romper el enlace) y la longitud de enlace (distancia entre núcleos). En general:

• Enlaces más cortos son más fuertes y requieren más energía para romperse.
• Un doble enlace es más corto y más fuerte que un enlace simple; un triple enlace es aún más corto y más fuerte.
• La polaridad de un enlace influye en sus propiedades físicas (solubilidad, punto de ebullición, etc.).

Ejemplos y comparaciones prácticas

• H2: enlace covalente simple no polar entre dos H.
• O2: enlace covalente doble entre átomos de oxígeno.
• N2: enlace covalente triple, molécula muy estable y con enlace de gran energía.
• H2O: enlaces covalentes polares (O–H) que generan una molécula polar y puentes de hidrógeno entre moléculas.
• NaCl: cristal iónico formado por Na+ y Cl–; alto punto de fusión, conduce electricidad en solución.

Casos especiales

• Enlace metálico: en metales, los electrones de valencia se deslocalizan formando un “mar de electrones” que explica conductividad eléctrica y ductilidad.
• Enlaces coordinados (dativos): un átomo dona un par de electrones compartido (por ejemplo NH3→BF3 en complejos).
• Redes covalentes: materiales como el diamante o la sílice (SiO2) están formados por una red extensa de enlaces covalentes, con propiedades distintas a las moléculas simples.

En resumen, los enlaces químicos —ya sean covalentes o iónicos— son la base de la estructura y las propiedades de la materia. Entender su naturaleza (compartición, transferencia, polaridad, energía) permite explicar por qué las sustancias se comportan de una u otra manera en reacciones químicas, en disoluciones o en estado sólido.

Preguntas y respuestas

P: ¿Qué es un enlace químico?

P: ¿Qué les ocurre a los átomos que están unidos?

P: ¿Qué conlleva un enlace químico fuerte?

P: ¿Cuáles son los tipos de enlaces químicos?

P: ¿Cómo se forman los enlaces covalentes?

P: ¿Qué es el enlace iónico?

P: ¿Cómo suelen describir los químicos los enlaces químicos?

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