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Esta web hablan sobre la que es el enlace icónico y sus propiedades

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Bienvenidos al mundo de los enlaces. En esta entrada vamos a tratar el enlace iónico, fundamental dentro de la química y el primero de los que vamos a explicar.

¿Qué es el enlace iónico?

Un enlace iónico es uno de los tipos de unión existentes entre átomos. El enlace iónico se produce entre elementos metálicos y elementos no metálicos. Esta unión se debe a la gran diferencia de electronegatividad de los elementos que la forman. Al unirse dos átomos mediante este enlace el átomo metálico pierde electrones quedándose con carga positiva y el átomo no metálico acepta los electrones del otro quedándose con carga negativa. Esto hace que, por la fuerza electrostática, se emparejen formando un enlace.

Este enlace se presenta en forma de redes o cristales iónicos. Los cristales iónicos son series enlazadas de elementos metálicos y no metálicos tal y como se muestra en la imagen.

La fórmula resultante de obtener un enlace iónico, al ser un cristal, nos denota la relación existente entre los elementos y no el número de átomos que hay como ocurre en las moléculas.

Por ejemplo: para el [latex]NaCl[/latex] hay un cloro por cada sodio, pero para el [latex]Ca F_2[/latex] hay dos flúor por cada calcio.

Cuando se forma una red iónica, se necesita una energía para separar todos los átomos del cristal. Esta energía es la energía reticular o energía de red, que se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un cristal iónico en sus iones gaseosos. Otra forma de definirla es la energía desprendida al formar un mol de cristal a partir de sus elementos en estado gaseoso. Es una medida de la estabilidad de un cristal iónico, ya que cuanto mayor es, más estable es el cristal.

Esta energía reticular se puede calcular a partir de la fórmula de Born-Landé: [latex]E_r=\frac{-Z_1Z_2q_e^2N_AA}{r}\left(1-\frac{1}{n}\right)[/latex]

¿Cómo se forman los compuestos iónicos? Ciclo de Born-Haber.

En la formación de un enlace iónico intervienen distintos procesos en los que intervienen energías como la de ionización o sublimación que nos van a proporcionar un método para obtener la energía reticular.

Propiedades del enlace iónico.

A temperatura ambiente son sólidos cristalinos.

Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

En estado sólido no son conductores , pero fundidos o en disolución acuosa sí lo son.

Son duros (incompresibles), pero frágiles (se rompen con facilidad) y poco flexibles.

En general son solubles en disolventes polares.

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Enlace Iónico. ¿Qué es? ¿Qué propiedades tiene?

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Qué es y qué propiedades tiene el enlace iónico Bienvenidos al mundo de los enlaces. En esta entrada vamos a tratar el enlace iónico, fundamental dentro de la química y el primero de los que vamos a explicar. ¿Qué es el enlace iónico?

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Esta web habla sobre lo que es un enlace covalente, sus características y sus tipos

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¿Qué es un enlace covalente?

Un enlace covalente es una fuerza que une a dos átomos de elementos no metálicos para formar una molécula. Lo fundamental en esa unión es el hecho de que los átomos comparten pares de electrones de su capa más superficial (llamada capa de valencia) para lograr la estabilidad de la molécula que se ha formado con el enlace.

A la tendencia de los elementos de alcanzar una configuración estable se le conoce como regla del octeto, y es fundamental para la formación de enlaces covalentes y otros tipos de enlaces químicos (como los iónicos).

Dependiendo de la capacidad de los átomos para atraer electrones, los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares. También pueden ser simples, dobles o triples, según la cantidad de electrones que comparten.

Características de los enlaces covalentes

Los enlaces covalentes son más estables cuando son no polares, es decir, cuando la electronegatividad de los átomos es similar.

Solo se forman entre elementos no metálicos (oxígeno (O), hidrógeno (H), nitrógeno (N), etc.

Los electrones se comparten siempre en pares, bien sea en enlaces simples, dobles (cuatro electrones) o triples (seis electrones).

Tipos de enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se clasifican en función de la electronegatividad de los átomos del enlace y del número de electrones compartidos entre ellos.

Enlace covalente polar

Una molécula está compuesta por más de un átomo. Cuando hay un átomo que atrae a los electrones con mayor intensidad, se genera una mayor concentración de electrones en esa parte de la molécula. Este fenómeno se llama polaridad.

La parte de la molécula donde se concentran los electrones tiene una carga parcial negativa, mientras la otra región de la molécula tiene una carga parcial positiva.

Por eso, este tipo de enlace recibe el nombre de "polar", porque hay una polarización o distribución poco equitativa de los electrones que conforman la molécula.

En una molécula de agua (H ₂ O), el átomo de oxígeno es el que tiene mayor polaridad, por lo que atrae a los electrones del hidrógeno.

Enlace covalente no polar

Ocurre cuando los pares de electrones se comparten entre átomos que tienen una electronegatividad igual o muy similar. Esto favorece una distribución equitativa de los electrones.

La molécula de hidrógeno (H), compuesta por dos átomos de hidrógeno, es un ejemplo de enlace covalente no polar.

Enlace covalente dativo o coordinado

Este tipo de enlace recibe este nombre ya que solo uno de los átomos en el enlace aporta sus electrones. Este átomo se llama dativo, y el átomo que recibe los electrones se denomina átomo receptor. Gráficamente, se identifica con una flecha.

En la molécula de hidrogenión o ion hidronio (H ₃ O)⁺, el oxígeno aporta un par de electrones al ion de hidrógeno (protón).

Enlace covalente simple

Ocurre cuando cada átomo comparte un electrón para completar el par de electrones del enlace.

Una molécula de cloro (Cl ₂) se forma cuando los átomos comparten un electrón para completar 8 electrones en su capa de valencia cada uno.

Enlace covalente doble

Los enlaces dobles se generan cuando se comparten dos pares de electrones entre dos átomos, para un total de cuatro electrones compartidos.

Un ejemplo es el dióxido de carbono (CO ₂), cuyos átomos de oxígeno comparten un par de electrones cada uno con el átomo de carbono.

Enlace covalente triple

Cuando los átomos comparten seis electrones (tres pares) se genera un enlace triple.

Un ejemplo es la molécula de nitrógeno (N ₂), cuyos átomos comparten tres pares de electrones.

La regla del octeto en los enlaces covalentes

Se conoce como regla del octeto a la tendencia que se observa en algunos elementos de la tabla periódica de alcanzar una configuración estable.

De hecho, los átomos más estables de la tabla periódica son los gases nobles como el argón (Ar) o el neón (Ne), que tienen 8 electrones en su capa de valencia.

Otros átomos tratan de alcanzar la estabilidad de los gases nobles reaccionando con otros átomos con quienes puedan compartir electrones hasta llegar a 8.

Un ejemplo es la molécula de cloro (Cl), que está compuesta por dos átomos. Cada uno de ellos tiene 7 electrones, por lo que cada átomo comparte un electrón para que el otro pueda llegar a 8 electrones.

La regla del octeto tiene excepciones, ya que no se cumple con las moléculas de berilio (Be) y boro (B).

La importancia de la regla del octeto es que al conocer la tendencia que tienen los átomos para estructurarse, se puede predecir cómo se van a comportar al combinarse con otros elementos.

Esta regla fue descubierta por por el fisicoquímico Gilbert Newton Lewis en 1916.

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Cómo citar: "Enlace covalente". En: Significados.com. Disponible en: https://www.significados.com/enlace-covalente/ Consultado:

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Un enlace covalente es una fuerza que une a dos átomos de elementos no metálicos para formar una molécula. Lo fundamental en esa unión es el hecho de que los átomos comparten pares de electrones de su capa más superficial (llamada capa de valencia) para lograr la estabilidad de la molécula que se ha formado con el enlace.

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Este enlace habla sobre las propiedades de las sustancias covalentes

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Esta web habla sobre la definición de los enlaces iónicos, sus características, sus propiedades y como se forman los enlaces iónicos

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Qué es un enlace iónico

Un enlace iónico (también llamado enlace electrovalente) es un tipo de enlace químico que ocurre cuando un átomo cede un electrón al otro, a fin de que ambos alcancen estabilidad electrónica.

Esta unión normalmente se produce entre elementos metales y no metales con diferente electronegatividad, lo que significa que los elementos tienen diferente capacidad para atraer electrones. En general, los elementos metales están dispuestos a donar un electrón mientras que los no metales están dispuestos a tomarlo.

Reciben el nombre de enlaces iónicos porque producen iones en su proceso. Veamos: cuando ocurre la transferencia de electrones entre los átomos, el donador se convierte en un ion positivo llamado catión, lo que significa que adquiere carga positiva. Por su parte, el receptor se transforma en un ion negativo llamado anión.

Los enlaces iónicos son uno de los tres tipos de enlaces químicos que existen, junto a los enlaces covalentes y los enlaces metálicos. Los iónicos son los enlaces más comunes que intervienen en la formación de compuestos inorgánicos.

Características de los enlaces iónicos

Las características de los enlaces iónicos se relacionan con los elementos que intervienen en ellos, el proceso de unión y su resultado.

Se producen entre elementos metales (grupos I y II) y no metales (grupos VI y VII) de la tabla periódica.

Los átomos que los forman deben tener diferencias de electronegatividad entre sí.

Son producto de una transferencia de electrones.

Sus átomos se transforman en cationes y aniones tras la transferencia de electrones, lo que da lugar al enlace.

Son enlaces fuertes, pero rígidos, debido a la atracción entre cargas negativas y positivas.

Propiedades de un enlace iónico

Los compuestos formados por enlaces iónicos presentan una serie de propiedades como resultado de la fuerte atracción entre cargas que se produce en dichos enlaces, determinando su comportamiento químico. A saber.

Son neutros en estado sólido: cuando están en estado sólido, la carga eléctrica de los enlaces iónicos es neutra.

Suelen cristalizarse: debido a la estructura tridimensional de un enlace iónico, estos favorecen redes cristalizadas frágiles.

Altos puntos de ebullición y fusión (300º C a 1000º C): ya que existe una fuerza de atracción muy potente entre los iones, estos deben someterse a altos puntos de fusión o ebullición para modificar su estado.

Sólidos en temperaturas entre 20º C y 30º C: en consecuencia de lo anterior, los enlaces iónicos suelen ser sólidos a temperatura ambiente.

Buenos conductores de electricidad: los enlaces iónicos son buenos conductores de electricidad siempre que estén disueltos en agua.

Cómo se forma un enlace iónico

Cuando un elemento metal y otro no metal se aproximan, buscan la estabilidad electrónica. El metal estará dispuesto a donar un electrón de valencia de su capa más externa, mientras que el no metal estará dispuesto a recibir dicho electrón en su capa más externa.

Una vez que el elemento metal transfiere su electrón, adquiere una carga positiva, esto es, se convierte en un catión (ión positivo). Por su parte, el no metal adquiere una carga negativa al recibir el electrón y así se convierte en un anión (ión negativo).

Las cargas positiva y negativa de los iones genera inmediatamente una fuerza de atracción que los une. Así, se consolida un enlace iónico.

Por ejemplo, el sodio (Na) tiene un electrón de valencia en la última capa electrónica, mientras que el cloro (Cl) tiene siete. Cuando el sodio y el cloro se aproximan, el sodio cede su electrón al cloro. Este, suma entonces 8 electrones de valencia.

Cuando el sodio pierde su electrón, gana una carga positiva y se convierte en un catión. Cuando el cloro gana un electrón, se hace negativo y se convierte en un anión.

Dado que las cargas positivas y negativas se atraen, ambos iones se unen formando un enlace iónico. Este compuesto en particular, formado a partir de enlaces iónicos, es cloruro de sodio (NaCl), nombre químico de la sal de mesa.

Ver también: Ion

Ejemplos de enlaces iónicos

1. Bromuro de potasio (KBr), componente de medicamentos homeopáticos, sedantes, anticonvulsivo, diurético, etc.

2. Carbonato de calcio (CaCO₃), usos médicos como antiácido, digestivo, entre otros.

3. Cloruro de amonio (NH₄Cl), base de fertilizante.

4. Cloruro de magnesio (MgCl₂), entre cuyas propiedades está ser anticongelante.

5. Cloruro de manganeso (MnCl₂), usado en la producción de pinturas, barnices, desinfectantes, etc.

6. Cloruro de sodio (NaCl), sal de mesa común.

7. Dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇), usado en fabricación de pigmentos, tratamiento del cuero, tratamiento de metales, etc.

8. Fluoruro de litio (LiF), usado en la fabricación de vidrios, cristales, esmaltes y cerámicas.

9. Fosfato disódico (Na₂HPO₄), muy usado como estabilizante de productos cárnicos.

10. Hidróxido de potasio (KOH), se usa en jabones, detergentes, fertilizantes, etc.

11. Hidróxido de zinc (Zn(OH)₂), muy usado para tratamientos cutáneos, como cremas y bronceadores.

12. Hipoclorito de sodio (NaClO), útil en la desinfección del agua.

13. Ioduro de potasio (KI), usado como base de la sal yodada

14. Nitrato de calcio (Ca(NO₃)₂), aplicado en el tratamiento de aguas residuales.

15. Nitrato de plata (AgNO₃), permite detectar cloruro en otras soluciones. Sirve como cauterizante de lesiones diversas.

16. Óxido de Calcio (CaO), cal.

17. Óxido de hierro II (FeO), base para pigmentos de cosméticos y tintes corporales.

18. Óxido de magnesio (MgO), laxante y antiácido normalmente conocido como leche de magnesia.

19. Sulfato de cobre (CuSO₄), sirve como fiungicida, limpiador de piscinas y componente de la alimentación animal.

20. Sulfato de potasio (K₂SO₄), tiene aplicaciones como fertilizante y es un componente de algunos materiales de construcción.

Diferencia entre enlaces iónicos y enlaces covalentes

La diferencia más importante entre enlaces iónicos y covalentes reside en que los enlaces iónicos transfieren un electrón de un átomo al otro. En cambio, en los enlaces covalentes los átomos comparten electrones.

Los enlaces iónicos se producen normalmente entre elementos metales y no metales. Los enlaces covalentes solo se establecen entre elementos no metales.

Otra diferencia radica en el tipo de compuestos que generan ambos enlaces. La mayor parte de los compuestos inorgánicos están constituidos por enlaces iónicos. Por su parte, los compuestos orgánicos siempre se forman con enlaces covalentes.

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Cómo citar: "Enlace Iónico". En: Significados.com. Disponible en: https://www.significados.com/enlace-ionico/ Consultado:

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Esta web habla sobre lo que es un enlace metálico, cual es son sus propiedades y también incluye algunos ejemplos

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Te explicamos qué es un enlace metálico, cuáles son sus distintas propiedades y algunos ejemplos de esta unión química.

¿Qué es un enlace metálico?

Los enlaces metálicos son, como su nombre lo indica, un tipo de unión química que se produce únicamente entre los átomos de un mismo elemento metálico. Gracias a este tipo de enlace los metales logran estructuras moleculares sumamente compactas, sólidas y resistentes, dado que los núcleos de sus átomos se juntan a tal extremo, que comparten sus electrones de valencia.

En el caso de los enlaces metálicos, lo que ocurre con los electrones de valencia es que abandonan sus órbitas alrededor del núcleo atómico cuando éste se junta con otro, y permanecen alrededor de ambos núcleos como una especie de nube electrónica. De esta manera las cargas positivas y negativas mantienen su atracción, sujetando firmemente al conjunto atómico y alcanzando márgenes importantes de dureza, compactación y durabilidad, que son típicas de los metales en barra.

Podemos decir que el enlace metálico constituye un vínculo atómico muy fuerte, propio de átomos metálicos de la misma especie. Es importante no confundir el enlace metálico con las aleaciones, que son mezclas homogéneas de distintos metales, o de metales y otros elementos.

Tampoco debe confundirse a este tipo de enlaces con los enlaces iónicos (metal-no metal) o los covalentes (no metal-no metal), si bien comparten con estos últimos ciertos rasgos funcionales, ya que los átomos involucrados intercambian los electrones de su capa de valencia.

Ver también: No metales

Propiedades de un enlace metálico

A los enlaces metálicos se deben muchas de las propiedades típicas de los metales, como su solidez, su dureza, e incluso su maleabilidad y ductilidad. La buena conducción del calor y de la electricidad de los metales, de hecho, se debe a la disposición particular de los electrones en forma de nube alrededor de los núcleos, lo que permite su movilidad a lo largo y ancho del conjunto. Incluso el lustre de los metales se debe a ello, pues este tipo de enlace repele casi toda la energía lumínica que los impacta, es decir, brillan.

Los átomos unidos mediante enlaces metálicos suelen, además, organizarse en estructuras hexagonales, cúbicas, o de forma geométrica concreta. La única excepción es la del mercurio, que a pesar de ser un metal, es líquido a temperatura ambiente y forma de gotas perfectamente redondas y brillantes.

Ejemplos de enlace metálico

Los enlaces metálicos son la base del mundo de los metales, por lo que cualquier elemento metálico puro es perfecto ejemplo de ello. Es decir, cualquier fragmento puro de: plata (Ag), oro (Au), cadmio (Cd), hierro (Fe), níquel (Ni), zinc (Zn), cobre (Cu), platino (Pt), aluminio (Al), galio (Ga), titanio (Ti), paladio (Pd), plomo (Pb), iridio (Ir) o cobalto (Co), siempre que no se encuentre mezclado con otros metales y elementos, se mantendrá unido mediante enlaces metálicos.

Referencias

"Principios de química: los caminos del descubrimiento" por Atkins, Peter; Jones, Loretta. Ed. Médica Panamericana (2006). ISBN 9789500600804

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Enlace metálico - Concepto, propiedades y ejemplos

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Te explicamos qué es un enlace metálico, cuáles son sus distintas propiedades y algunos ejemplos de esta unión química. Los enlaces metálicos son, como su nombre lo indica, un tipo de unión química que se produce únicamente entre los átomos de un mismo elemento metálico .

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Esta web habla sobre lo que es un enlace metálico y sus características

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Enlace metálico   Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia) de los

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Esta web habla sobre las características y propiedades del enlace metálico

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5.1.Características y Propiedades de los compuestos metálicos - 279 - enlaces

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Esta web habla de los enlaces químicos, pero sobre el enlace covalente habla sobre sus características

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Se entiende por enlace químico a la combinación de átomos para formar compuestos químicos y darle estabilidad al producto resultante. En este proceso, los átomos pueden compartir o ceder electrones de su capa más externa para unirse y crear una nueva sustancia homogénea.

Cuando se produce un enlace químico, la estructura y características de los átomos no cambian, solo existe una compartición de electrones. Esto significa, por ejemplo, que al formarse el enlace químico del agua (H ₂ O) sus elementos (oxígeno e hidrógeno) siguen siendo los mismos.

El ambiente que nos rodea es resultado de múltiples enlaces químicos que dotan de propiedades, tanto físicas como químicas, a la materia. Esto es producto de la fuerza generada por los átomos cuando se combinan y forman enlaces, pues estas pequeñas partículas son mucho más estables en conjunto que en solitario.

¿Cómo se produce un enlace químico?

Todo átomo está compuesto por un núcleo con protones de carga positiva y neutrones de carga neutra, y rodeado por una capa externa conocida como nube de electrones, estos últimos de carga negativa.

Las cargas opuestas se atraen, tanto dentro del mismo átomo, como entre otros átomos. Gracias a esta atracción, se forman los enlaces químicos entre elementos distintos.

Los átomos completan sus cargas eléctricas por medio del intercambio de los electrones: ceden, aceptan o comparten tales partículas para lograr una configuración electrónica estable que implique menor consumo de energía.

¿Cuál es la regla del octeto de Lewis y cuál es su relación con los enlaces químicos?

El físico químico estadounidense Gilbert Lewis enunció en 1917 la regla del octeto, que explica cómo se combinan los átomos de los distintos elementos químicos para formar enlaces.

Esta teoría plantea que los iones de los elementos de la tabla periódica completan sus últimos niveles de energía con 8 electrones. De esta manera, las moléculas consiguen una estabilidad a nivel de estructura electrónica.

Así, los elementos con altas cargas electronegativas ganan electrones hasta alcanzar el octeto, mientras que los de baja electronegatividad suelen perderlos para lograr el mismo objetivo.

¿Qué tipos de enlaces químicos existen?

Según el tipo de átomos enlazados, con sus propias características y mecanismos, un enlace químico puede ser:

1. Covalente: ocurre cuando los átomos no metálicos comparten electrones. En este tipo de enlace, los electrones se mueven entre los átomos dando origen a los enlaces covalentes polares (cuando comparten electrones de forma no equitativa) y apolares (cuando se distribuye equitativamente la cantidad de electrones).
Ejemplo: el agua (H₂O), formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, y cuyo enlace viene dado porque cada átomo de hidrógeno comparte un átomo de oxígeno.

2. Iónico: ocurre cuando existe una unión de átomos metálicos y no metálicos, transfiriéndose una carga de electrones entre ellos. Como resultado, se forman iones cargados tanto negativa (aniones) como positivamente (cationes) y se genera una atracción entre sus cargas opuestas.
Ejemplo: el cloruro de sodio (NaCl), que combina un átomo de cloro y uno de sodio; mientras el primero tiene siete electrones, el segundo tiene uno. A la hora de formar el enlace iónico, el sodio cede su electrón al cloro y así se cumple la ley del octeto.

3. Metálico: son aquellos que se forman entre átomos de metales, cuyos núcleos atómicos se reúnen y están rodeados por sus electrones como una nube. Es un tipo de enlace fuerte que se distribuye a manera de red.
Todos los elementos metálicos puros están conformados por enlaces metálicos, por ejemplo: oro (Au), hierro (Fe), aluminio (Al), etc.

¿Cuáles son algunas características de los enlaces químicos?

Mantienen los átomos unidos dentro de las moléculas químicas.

La fuerza de un enlace químico viene determinada por la diferencia de electronegatividad (mientras mayor sea, mayor la fuerza de los electrones atraídos entre átomos).

Generalmente, los números de electrones son pares.

Los enlaces covalentes pueden existir en estado gaseoso, sólido y líquido.

Algunos enlaces covalentes son solubles en agua, otros en solventes orgánicos.

Son conductores de electricidad los enlaces covalentes ácidos en presencia de una solución acuosa (el resto de los enlaces covalentes no son buenos conductores de electricidad), y los enlaces iónicos cuando se disuelven en agua o cuando se funden.

Los enlaces iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición.

Los enlaces metálicos son buenos conductores de calor y electricidad, se presentan en estado sólido y son altamente maleables.

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Enlaces químicos, qué son, tipos y características - Ferrovial

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Se entiende por enlace químico a la combinación de átomos para formar compuestos químicos y darle estabilidad al producto resultante.

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Qué es un enlace, qué es un enlace metálico, mar de electrones, las características del enlace metálico, etc. (Permite que los átomos de un compuesto metálico se mantengan unidos, agupándose cerca entre sí).

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Un enlace es una conexión, un vínculo o una unión entre dos elementos. Metálico, por su parte, es aquello relacionado a un metal (un elemento químico que dispone de un brillo que lo caracteriza y que permite conducir la electricidad y el calor).

En el terreno de la química, se denomina enlace al lazo que establecen dos átomos que forman parte de un compuesto químico. El caso específico del enlace metálico refiere a la unión de este tipo que se produce en un metal.

Antes de avanzar cabe recordar que un átomo es una partícula que presenta un núcleo con electrones a su alrededor. Los átomos no pueden dividirse por mecanismos químicos.

Un enlace metálico, en este marco, permite que los átomos de un compuesto metálico se mantengan unidos, agrupándose cerca entre sí. Esta cercanía hace que interactúen tanto los núcleos como las nubes electrónicas y que se generen estructuras muy compactas.

En esta clase de estructura, cada átomo del metal se halla rodeado por otra docena de átomos. Los electrones de valencia, mientras tanto, salen de sus orbitales y se desplazan con libertad a lo largo del compuesto. Esta particularidad genera las ya mencionadas propiedades térmicas y eléctricas de los metales.

La movilidad de los electrones de valencia en el enlace metálico no solo confiere buena conductividad eléctrica y térmica: también le otorga maleabilidad y ductilidad al metal, ya que los cationes se movilizan sin generar una rotura.

Puede servirte: Unión iónica

Ver también: Nube

Gracias a este modelo es posible explicar de forma eficaz y con un nivel reducido de complejidad la conductividad térmica y eléctrica de los metales. Dada la evidente movilidad de los electrones en un enlace metálico, se pueden mover hacia el electrodo positivo desde el negativo si sometemos el metal a una diferencia de potencial eléctrico.

Otra particularidad de los electrones móviles es que pueden conducir el calor llevando a través del cristal la energía cinética (la que genera a causa de su movimiento). Los metales son maleables y dúctiles porque el enlace deslocalizado no tiene una única orientación sino que puede extenderse en cualquier dirección, a diferencia de los sólidos de redes covalentes. Cuando el cristal sufre una deformación, los enlaces metálicos se adaptan y la energía resultante no dista mucho de la original.

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Un enlace es una conexión, un vínculo o una unión entre dos elementos. Metálico, por su parte, es aquello relacionado a un metal (un elemento...

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Que son los enlaces iónicos y sus propiedades y ejemplos. (Atracción electroestática entre partículas con cargas eléctricas de signos contrarios llamados iones) (Un ion es una partícula cargada eléctricamente)

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Enlace Iónico - Concepto, propiedades y ejemplos

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Enlace Iónico ✓ Te explicamos qué es un enlace iónico y sus diferentes propiedades. Además, sus usos y algunos ejemplos de este enlace químico…

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El enlace iónico es un tipo de unión química en la que un Átomo cede un electrón a otro, formando iones con carga positiva y negativa. Este tipo de enlace ocurre entre metales y no metales con diferentes electronegatividades. Los compuestos iónicos suelen tener altos puntos de fusión , ser solubles en agua y conductores eléctricos en solución. Un ejemplo comúnes el cloruro de sodio (NaCl).

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Qué es un enlace iónico

Un enlace iónico (también llamado enlace electrovalente) es un tipo de enlace químico que ocurre cuando un átomo cede un electrón al otro, a fin de que ambos alcancen estabilidad electrónica.

Esta unión normalmente se produce entre elementos metales y no metales con diferente electronegatividad, lo que significa que los elementos tienen diferente capacidad para atraer electrones. En general, los elementos metales están dispuestos a donar un electrón mientras que los no metales están dispuestos a tomarlo.

Reciben el nombre de enlaces iónicos porque producen iones en su proceso. Veamos: cuando ocurre la transferencia de electrones entre los átomos, el donador se convierte en un ion positivo llamado catión, lo que significa que adquiere carga positiva. Por su parte, el receptor se transforma en un ion negativo llamado anión.

Los enlaces iónicos son uno de los tres tipos de enlaces químicos que existen, junto a los enlaces covalentes y los enlaces metálicos. Los iónicos son los enlaces más comunes que intervienen en la formación de compuestos inorgánicos.

Características de los enlaces iónicos

Las características de los enlaces iónicos se relacionan con los elementos que intervienen en ellos, el proceso de unión y su resultado.

Se producen entre elementos metales (grupos I y II) y no metales (grupos VI y VII) de la tabla periódica.

Los átomos que los forman deben tener diferencias de electronegatividad entre sí.

Son producto de una transferencia de electrones.

Sus átomos se transforman en cationes y aniones tras la transferencia de electrones, lo que da lugar al enlace.

Son enlaces fuertes, pero rígidos, debido a la atracción entre cargas negativas y positivas.

Propiedades de un enlace iónico

Los compuestos formados por enlaces iónicos presentan una serie de propiedades como resultado de la fuerte atracción entre cargas que se produce en dichos enlaces, determinando su comportamiento químico. A saber.

Son neutros en estado sólido: cuando están en estado sólido, la carga eléctrica de los enlaces iónicos es neutra.

Suelen cristalizarse: debido a la estructura tridimensional de un enlace iónico, estos favorecen redes cristalizadas frágiles.

Altos puntos de ebullición y fusión (300º C a 1000º C): ya que existe una fuerza de atracción muy potente entre los iones, estos deben someterse a altos puntos de fusión o ebullición para modificar su estado.

Sólidos en temperaturas entre 20º C y 30º C: en consecuencia de lo anterior, los enlaces iónicos suelen ser sólidos a temperatura ambiente.

Buenos conductores de electricidad: los enlaces iónicos son buenos conductores de electricidad siempre que estén disueltos en agua.

Cómo se forma un enlace iónico

Cuando un elemento metal y otro no metal se aproximan, buscan la estabilidad electrónica. El metal estará dispuesto a donar un electrón de valencia de su capa más externa, mientras que el no metal estará dispuesto a recibir dicho electrón en su capa más externa.

Una vez que el elemento metal transfiere su electrón, adquiere una carga positiva, esto es, se convierte en un catión (ión positivo). Por su parte, el no metal adquiere una carga negativa al recibir el electrón y así se convierte en un anión (ión negativo).

Las cargas positiva y negativa de los iones genera inmediatamente una fuerza de atracción que los une. Así, se consolida un enlace iónico.

Por ejemplo, el sodio (Na) tiene un electrón de valencia en la última capa electrónica, mientras que el cloro (Cl) tiene siete. Cuando el sodio y el cloro se aproximan, el sodio cede su electrón al cloro. Este, suma entonces 8 electrones de valencia.

Cuando el sodio pierde su electrón, gana una carga positiva y se convierte en un catión. Cuando el cloro gana un electrón, se hace negativo y se convierte en un anión.

Dado que las cargas positivas y negativas se atraen, ambos iones se unen formando un enlace iónico. Este compuesto en particular, formado a partir de enlaces iónicos, es cloruro de sodio (NaCl), nombre químico de la sal de mesa.

Ver también: Ion

Ejemplos de enlaces iónicos

1. Bromuro de potasio (KBr), componente de medicamentos homeopáticos, sedantes, anticonvulsivo, diurético, etc.

2. Carbonato de calcio (CaCO₃), usos médicos como antiácido, digestivo, entre otros.

3. Cloruro de amonio (NH₄Cl), base de fertilizante.

4. Cloruro de magnesio (MgCl₂), entre cuyas propiedades está ser anticongelante.

5. Cloruro de manganeso (MnCl₂), usado en la producción de pinturas, barnices, desinfectantes, etc.

6. Cloruro de sodio (NaCl), sal de mesa común.

7. Dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇), usado en fabricación de pigmentos, tratamiento del cuero, tratamiento de metales, etc.

8. Fluoruro de litio (LiF), usado en la fabricación de vidrios, cristales, esmaltes y cerámicas.

9. Fosfato disódico (Na₂HPO₄), muy usado como estabilizante de productos cárnicos.

10. Hidróxido de potasio (KOH), se usa en jabones, detergentes, fertilizantes, etc.

11. Hidróxido de zinc (Zn(OH)₂), muy usado para tratamientos cutáneos, como cremas y bronceadores.

12. Hipoclorito de sodio (NaClO), útil en la desinfección del agua.

13. Ioduro de potasio (KI), usado como base de la sal yodada

14. Nitrato de calcio (Ca(NO₃)₂), aplicado en el tratamiento de aguas residuales.

15. Nitrato de plata (AgNO₃), permite detectar cloruro en otras soluciones. Sirve como cauterizante de lesiones diversas.

16. Óxido de Calcio (CaO), cal.

17. Óxido de hierro II (FeO), base para pigmentos de cosméticos y tintes corporales.

18. Óxido de magnesio (MgO), laxante y antiácido normalmente conocido como leche de magnesia.

19. Sulfato de cobre (CuSO₄), sirve como fiungicida, limpiador de piscinas y componente de la alimentación animal.

20. Sulfato de potasio (K₂SO₄), tiene aplicaciones como fertilizante y es un componente de algunos materiales de construcción.

Diferencia entre enlaces iónicos y enlaces covalentes

La diferencia más importante entre enlaces iónicos y covalentes reside en que los enlaces iónicos transfieren un electrón de un átomo al otro. En cambio, en los enlaces covalentes los átomos comparten electrones.

Los enlaces iónicos se producen normalmente entre elementos metales y no metales. Los enlaces covalentes solo se establecen entre elementos no metales.

Otra diferencia radica en el tipo de compuestos que generan ambos enlaces. La mayor parte de los compuestos inorgánicos están constituidos por enlaces iónicos. Por su parte, los compuestos orgánicos siempre se forman con enlaces covalentes.

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Cómo citar: "Enlace Iónico". En: Significados.com. Disponible en: https://www.significados.com/enlace-ionico/ Consultado:

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Qué es un enlace iónico: Un enlace iónico (también llamado enlace electrovalente) es un tipo de enlace químico que ocurre cuando un átomo cede un...

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Que es un encañe iónico, como se forma y su proceso. Ejemplos con fluoruro de potasio y cloruro de sodio.

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Un enlace iónico se forma cuando los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso, un átomo pierde electrones y otro los gana, formándose iones. Este fenómeno se presenta entre átomos con diferencias de electronegatividad muy alta (superior o igual a 1.7), el átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad los electrones logrando "arrancar" el electrón del elemento menos electronegativo.

Analicemos el caso del fluoruro de potasio (KF); la electronegatividad del átomo de potasio (0.8) es menor que la del flúor (4.0), por lo que el flúor atrae el electrón de valencia del potasio. Al determinar la diferencia de electronegatividades: 4.0 - 0.8= 3.2, se obtiene un valor que se encuentra en el intervalo para enlaces iónicos. Debido a lo anterior se generan las especies iónicas K+ y F- para formar una red iónica.

El valor de la electronegatividad se calcula restando la electronegatividad menor de la mayor, así que la diferencia siempre es positiva.

Observa la formación de la red iónica en los siguientes esquemas:

Formación del fluoruro de potasio (KF)

Formación del cloruro de sodio (NaCl)

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Enlace iónico (diferencia entre 1.7 y 3.3 ) Un enlace iónico se forma cuando los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso, un átomo pierde electrones y otro los gana, formándose iones.

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Qué son los enlaces covalentes, sus fundamentos y propiedades. Tipos y cómo se forman.

(Interacción química entre dos átomos que se produce cuando comparten electrones).

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El enlace covalente es un tipo de enlace que ocurre cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones, permitiendo la formación de moléculas con propiedades únicas y variadas. Es la base de la estructura molecular en una amplia variedad de compuestos, tanto orgánicos como inorgánicos.

La comprensión del enlace covalente no solo es crucial para los químicos, sino también para un amplio espectro de disciplinas científicas y aplicaciones industriales. Desde la creación de nuevos materiales hasta el desarrollo de fármacos, el conocimiento de cómo interactúan los átomos a través de enlaces covalentes es fundamental para impulsar innovaciones y descubrimientos.

En este artículo, exploraremos en detalle qué es un enlace covalente, sus fundamentos teóricos, los diferentes tipos de enlaces covalentes, y su relevancia en diversas aplicaciones prácticas.

¿Qué es un Enlace Covalente?

Un enlace covalente es una interacción química entre dos átomos que se produce cuando comparten electrones. Se forma cuando los orbitales electrónicos de los átomos que participan en el enlace se solapan, permitiendo a los electrones ocupar simultáneamente la región de espacio compartido por ambos átomos.

Los enlaces covalentes son fundamentales para la formación de moléculas y se encuentran en una gran variedad de compuestos químicos. Su formación permite a los átomos alcanzar una configuración electrónica más estable, generalmente al completar su último nivel de energía con electrones, lo que se conoce como la regla del octeto.

Fundamentos Teóricos del Enlace Covalente

El enlace covalente se basa en unos principios teóricos sólidos. Estos fundamentosproporcionan una ventana al comportamiento de los átomos cuando interactúan para formar moléculas. A continuación, exploraremos la teoría de orbitales atómicos, la compartición de electrones bajo la regla del octeto, y cómo estos enlaces difieren de otros tipos de interacciones químicas.

Teoría de Orbitales Atómicos

La teoría de orbitales atómicos es fundamental para entender la formación de enlaces covalentes. Los orbitales son regiones del espacio alrededor del núcleo de un átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es mayor. Cada orbital puede alojar un máximo de dos electrones con espines opuestos. En el contexto de los enlaces covalentes, los electrones de los átomos participantes ocupan orbitales que se solapan, permitiendo así la compartición de electrones.

Esta teoría explica la orientación y geometría de los enlaces en las moléculas. Por ejemplo, los orbitales s y p de los átomos pueden mezclarse para formar nuevos orbitales híbridos, lo que da lugar a diferentes formas de enlaces covalentes, como los enlaces sigma y pi.

Regla del Octeto y Compartición de Electrones

La compartición de electrones es el principio clave detrás de la formación de estos enlaces. Los átomos tienden a compartir electrones para alcanzar una configuración electrónica más estable, generalmente emulando la estructura de gas noble más cercana. Esto suele traducirse en completar su capa de valencia con ocho electrones, conocido como la regla del octeto.

La regla del octeto, sin embargo, tiene excepciones. Algunos elementos son capaces de formar enlaces estables con menos o más de ocho electrones en su capa de valencia, como los elementos del grupo 3 o los elementos del período 3 en adelante de la tabla periódica, respectivamente.

Los enlaces covalentes se diferencian de otros tipos de enlaces, como los iónicos o metálicos, en varios aspectos. Los enlaces iónicos se forman por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta, generalmente un metal y un no metal, donde hay una transferencia de electrones. En cambio, en los enlaces covalentes, los electrones se comparten entre átomos no metálicos. Los enlaces metálicos, por otro lado, se caracterizan por un "mar de electrones" compartidos que se mueven libremente entre los átomos de un metal.

Tipos de Enlaces Covalentes

Los enlaces covalentes se presentan en diversas formas, cada una con sus características y propiedades. Cada uno de ellos determina la estructura, estabilidad y reactividad de las moléculas. En esta sección, exploraremos los enlaces covalentes simples, dobles y triples, así como la diferencia entre enlaces polares y no polares, proporcionando ejemplos y discutiendo sus características distintivas.

Enlace Covalente Simple, Doble y Triple

Los enlaces covalentes se clasifican según la cantidad de pares de electrones compartidos entre dos átomos:

Enlace Covalente Simple: Se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones. Es el tipo de enlace más básico y se encuentra en muchas moléculas, como el H₂ (hidrógeno) y el Cl₂ (cloro). Permite cierta rotación alrededor del eje del enlace, otorgando flexibilidad a la molécula.

Enlace Covalente Doble: Ocurre cuando dos átomos comparten dos pares de electrones. Este tipo de enlace es más fuerte y más corto que el enlace simple. Un ejemplo clásico es el O₂ (oxígeno), donde dos átomos de oxígeno comparten dos pares de electrones.

Enlace Covalente Triple: Es aún más fuerte y más corto, formado por la compartición de tres pares de electrones entre dos átomos. El N₂ (nitrógeno) es un ejemplo, donde los átomos de nitrógeno comparten tres pares de electrones.

Enlaces Covalentes Polares y No Polares

La polaridad de un enlace covalente se refiere a la distribución desigual de la densidad electrónica entre los átomos involucrados:

Enlaces Covalentes No Polares: Se forman entre átomos con igual o similar electronegatividad, donde la compartición de electrones es igualitaria. Por ejemplo, en el H₂, los dos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad, compartiendo los electrones de manera uniforme.

Enlaces Covalentes Polares: Se presentan cuando los átomos tienen diferentes electronegatividades. El átomo más electronegativo atrae más fuertemente los electrones compartidos, resultando en una distribución desigual de la carga. Un ejemplo es el HCl (cloruro de hidrógeno), donde el cloro, siendo más electronegativo, atrae más los electrones hacia sí.

¿Cómo se foma un Enlace Covalente?

La formación de un enlace covalente es un proceso que se realiza a través de varias etapas:

1. Aproximación de los Átomos: Todo comienza cuando dos átomos se acercan el uno al otro. En esta fase, los electrones de cada átomo están inicialmente en sus respectivos orbitales atómicos.

2. Solapamiento de Orbitales: A medida que los átomos se acercan, sus orbitales electrónicos comienzan a solaparse. Este solapamiento permite que los electrones se muevan entre los átomos. La efectividad del solapamiento depende de la orientación y la energía de los orbitales involucrados.

3. Compartición de Electrones: Los electrones comienzan a ocupar el espacio de solapamiento de los orbitales, compartiéndose entre los átomos. Este intercambio de electrones conduce a una configuración más estable para cada átomo, generalmente alcanzando o acercándose a la regla del octeto.

4. Estabilización del Enlace: A medida que los electrones se comparten, se crea una fuerza de atracción entre los átomos, contrarrestando la repulsión natural entre sus núcleos cargados positivamente. Esta fuerza de atracción mantiene unidos a los átomos en un equilibrio estable, formando así el enlace covalente.

5. Consolidación de la Molécula: Finalmente, el enlace covalente se consolida, resultando en la formación de una molécula con propiedades específicas. La naturaleza y disposición de los enlaces covalentes dentro de una molécula determinan su estructura tridimensional y, por ende, sus propiedades físicas y químicas.

Puntos clave de los enlaces covalentes

Compartición de Electrones: Fundamental en la formación de enlaces covalentes, logrando estabilidad atómica.

Variedad de Enlaces: Existen enlaces simples, dobles y triples, además de la clasificación en polares y no polares, determinados por la compartición de electrones.

Influencia en la Estructura Molecular: Los enlaces covalentes definen la forma tridimensional de las moléculas, afectando sus propiedades y reactividad.

Orbitales Atómicos: Clave para entender cómo se forman los enlaces covalentes, especialmente en la geometría molecular.

Importancia en Diversos Campos: Esenciales en la química y la biología, los enlaces covalentes son cruciales en la formación de compuestos complejos y en la innovación tecnológica.

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Enlace covalente: Qué son, fundamentos y propiedades

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Conoce que son los enlaces covalentes, los tipos, sus fundamentos, su formación, propiedades. Aprende de forma facil.

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Qué es un enlace covalente, características, tipos, ejemplos, etc. (Tipo de enlace químico que ocurre cuando dos átomos se alzan para formar una molécula, compartiendo electrones pertenecienres a su capa de valencia o último nivel de energía...).

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Te explicamos qué es un enlace covalente y algunas de sus características. Además, los tipos de enlace covalente y ejemplos.

¿Qué es un enlace covalente?

Se llama enlace covalente a un tipo de enlace químico que ocurre cuando dos átomos se enlazan para formar una molécula, compartiendo electrones pertenecientes a su capa de valencia o último nivel de energía, alcanzando gracias a ello el conocido "octeto estable", conforme a la "regla del octeto " propuesto por Gilbert Newton Lewis sobre la estabilidad electrónica de los átomos.

La " regla del octeto" plantea que los iones de los elementos químicos ubicados en la Tabla Periódica, tienden a completar sus últimos niveles de energía con 8 electrones, y esta configuración electrónica les confiere una gran estabilidad, que es muy similar a la de los gases nobles.

Los átomos enlazados por enlaces covalentes comparten uno o más pares de electrones de su último nivel de energía. Se denomina orbital molecular a la región del espacio donde está ubicada la densidad electrónica en la molécula.

Esta densidad electrónica se puede definir y calcular utilizando ecuaciones matemáticas muy complejas que describen el comportamiento de los electrones en las moléculas. Por otro lado, también existen los orbitales atómicos, que se definen como la región del espacio que representa la probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo atómico. Así, cuando se combinan varios orbitales atómicos, se generan orbitales moleculares.

Los enlaces covalentes se forman por compartimiento de electrones entre los átomos que se enlazan, y se diferencian de los enlaces iónicos en que en estos últimos ocurre una transferencia de electrones entre los átomos involucrados en el enlace iónico (no se comparten electrones).

Para que se forme un enlace iónico, un átomo transfiere uno o varios electrones a otro átomo, y el enlace se forma por interacción electrostática entre ambos átomos que quedan cargados eléctricamente, pues al ocurrir la transferencia de electrones un átomo (el que cedió electrones) quedó con carga positiva (catión) y el otro átomo (el que aceptó electrones) quedó con carga negativa (anión).

Por otra parte, el enlace covalente se forma entre átomos que no tienen una gran diferencia de electronegatividad. Este enlace se puede formar entre átomos no metálicos, o entre átomos metálicos y el hidrógeno. E enlace iónico se forma entre iones de átomos con una elevada diferencia de electronegatividad, y suele formarse entre iones de átomos de elementos metálicos e iones de átomos de elementos no metálicos.

Es importante aclarar que no existe un enlace absolutamente covalente, o un enlace absolutamente iónico. De hecho, muchas veces se suele considerar al enlace iónico como una "exageración" del enlace covalente.

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Tipos de enlace covalente

Existen los siguientes tipos de enlace covalente, a partir de la cantidad de electrones compartidos por los átomos enlazados:

Simple. Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa electrónica (un electrón cada uno). Se representa por una línea en el compuesto molecular. Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro).

Doble. Los átomos enlazados aporta cada uno dos electrones de su última capa de energía, formando un enlace de dos pares de electrones. Se representa por dos líneas paralelas, una arriba y una abajo, similar al signo matemático de igualdad. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).

Triple. Este enlace se forma por tres pares de electrones, es decir, cada átomo aporta 3 electrones de su última capa de energía. Se representa por tres líneas paralelas, ubicadas una arriba, otra en el medio y la otra debajo. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).

Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno. Se representa con una flecha en el compuesto molecular. Por ejemplo el ión amonio:

Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad (propiedad de algunas moléculas de separar las cargas eléctricas en su estructura), se puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares (que forman moléculas no polares):

Enlaces covalentes polares. Se enlazan átomos de distintos elementos y con diferencia de electronegatividad por encima de 0,5. Así, la molécula tendrá la densidad de carga negativa sobre el átomo más electronegativo, pues este átomo atrae con mayor fuerza los electrones del enlace, mientras que sobre el átomo menos electronegativo quedará una densidad de carga positiva. La separación de las densidades de carga genera dipolos electromagnéticos.

Enlaces covalentes no polares. Se enlazan átomos de un mismo elemento, o de distintos elementos pero con similares electronegatividades, con una diferencia de electronegatividad menor que 0,4. La nube electrónica es atraída con igual intensidad por ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular.

Ejemplos de enlace covalente

Ejemplos sencillos de enlace covalente son los que se dan en las siguientes moléculas:

Oxígeno puro (O₂). O=O (un enlace doble)

Hidrógeno puro (H₂). H-H (un enlace simple)

Dióxido de carbono (CO₂). O=C=O (dos enlaces dobles)

Agua (H₂O). H-O-H (dos enlaces simples)

Ácido clorhídrico (HCl). H-Cl (un enlace simple)

Nitrógeno puro (N₂). N≡N (un enlace triple)

Ácido cianhídrico (HCN). H-C≡N (un enlace simple y uno triple)

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Enlace Covalente - Concepto, tipos y ejemplos

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Enlace Covalente ✓ Te explicamos qué es un enlace covalente y algunas de sus características. Además, los tipos de enlace covalente y ejemplos...

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Experimento para comprobar la existencia de un enlace iónico o uno covalente, con un circuito casero. (Batería 9V, tira led, cables caimán, dos agujas).

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Experimento de Enlace Iónico y Enlace Covalente PARTE 1 🧪 🧨⚠️

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Qué es el enlace metálico, nube electrónica, características, etc. (Mantiene unidos los átomos de los metales...).

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El enlace iónico ocurre cuando un metal cede electrones a un no metal, formando iones que se atraen. Así se crean sólidos cristalinos, como la sal (NaCl), que pueden conducir electricidad en agua o fundidos.

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Un enlace iónico o electrovalente​ es el resultado de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo respecto a las valencias de los elementos y el número de electrones que deben perder o ganar para completar las capas, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo.​ Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de electronegatividades sea mayor o igual a 1,7. ( Escala de Pauling).​ La energía necesaria para crear un enlace iónico es alrededor de 75-100 Kcal/mol. Cabe resaltar que ningún enlace es totalmente iónico, siempre habrá una contribución en el enlace que se le pueda atribuir a la compartición de los electrones en el mismo enlace (covalencia).​ El modelo del enlace iónico es una exageración que resulta conveniente ya que muchos datos termodinámicos se pueden obtener con muy buena precisión si se piensa que los átomos son iones y no hay compartición de electrones.

Representación de la unión iónica entre el litio y el flúor para formar el fluoruro de litio. El litio tiene una energía de ionización baja y cede fácilmente su único electrón de valencia a un átomo de flúor, que tiene una afinidad positiva con los electrones y acepta el electrón donado por el átomo de litio. El resultado final es que el litio es isoelectrónico con el helio y el flúor es isoelectrónico con el neón. La interacción electrostática se produce entre los dos iones resultantes, pero la agregación no se limita a dos de ellos. El resultado es la agregación en toda una red entera mantenida unida por la unión iónica.

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico.​ Se produce una transferencia electrónica total de un átomo​ a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable.​ Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior ( capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega al octeto con dos electrones, el berilio (Be) con 4, el aluminio (Al) y el boro (B) que se rodean de seis (estas últimas dos especies forman aductos ácido-base para llegar al octeto convencional de 8 electrones).

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por N iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares, como el benceno o el disulfuro de carbono.​

Enlace iónico en un cristal de NaCl.

Algunas características de este tipo de enlace son:

Los enlaces son muy fuertes (depende fuertemente de la naturaleza de los iones).

Sólidos a temperatura ambiente y poseen una estructura cristalina o transparente en el sistema cúbico. (Hay compuestos iónicos que son líquidos a temperatura ambiente denominados "líquidos iónicos" o "Sales Derretidas", con un campo de aplicación gigantesco.)

Altos punto de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) y ebullición (Si el enlace tiene un carácter covalente alto, puede ser que estos valores disminuyan abruptamente)

Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.

Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas debido al dipolo eléctrico que presentan las moléculas de agua; capaces de solvatar a los iones, compensando así la energía de red cristalina. (No todos los compuestos iónicos se pueden disolver fácilmente con agua, ya sea por la poca energía de solvatación de los iones o por el carácter covalente del compuesto iónico).

Una vez en disolución acuosa son excelentes conductores de electricidad, ya que entonces los iones quedan libres.[9] ​ (Hay una gran variedad de compuestos iónicos que son poco o muy poco solubles en disolución acuosa, también debido al carácter covalente del compuesto y que no permite que el agua separe fácilmente la red cristalina, resultando así en una muy pobre conductividad en disolución)

Posee únicamente enlaces simples.

En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones muy fijas en la red. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y, por ello, este funciona.[10] ​

Los iones se clasifican en dos tipos:

a) Anión: Es un ion con carga eléctrica negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más habituales son (el número indica la carga):

b) Catión: es un ion con carga eléctrica positiva. Los más comunes se forman a partir de metales,​ pero hay ciertos cationes formados con no metales.

El enlace iónico puede resultar de una reacción redox cuando los átomos de un elemento (generalmente un metal), cuya energía de ionización es baja, ceden algunos de sus electrones para lograr una configuración electrónica estable. Al hacerlo se forman cationes. Un átomo de otro elemento (generalmente no metal) con mayor afinidad electrónica acepta uno o más electrones para alcanzar una configuración electrónica estable y, después de aceptar electrones, un átomo se convierte en un anión. Normalmente, la configuración electrónica estable es uno de los gases nobles para los elementos del bloque s y del bloque p, y configuraciones electrónicas estables particulares para los elementos del bloque d y del bloque f. La atracción electrostática entre aniones y cationes conduce a la formación de un sólido con una red cristalográfica en la que los iones se apilan de forma alterna. En una red de este tipo normalmente no es posible distinguir unidades moleculares discretas, de modo que los compuestos formados no son moleculares. Sin embargo, los propios iones pueden ser complejos y formar iones moleculares como el anión acetato o el catión amonio.

Por ejemplo, la sal de mesa común es el cloruro de sodio. Cuando se combinan sodio (Na) y cloro (Cl), cada átomo de sodio pierde un electrón, formando cationes (Na+), y cada átomo de cloro gana un electrón para formar aniones (Cl-). Luego, estos iones se atraen entre sí en una proporción de 1:1 para formar cloruro de sodio (NaCl).

Sin embargo, para mantener la neutralidad de carga se observan relaciones estrictas entre aniones y cationes de modo que los compuestos iónicos, en general, obedecen las reglas de la estequiometría a pesar de no ser compuestos moleculares. Para los compuestos que son de transición a las aleaciones y poseen enlaces mixtos iónicos y metálicos, este puede que ya no sea el caso. Muchos sulfuros, por ejemplo, forman compuestos no estequiométricos.

Muchos compuestos iónicos se denominan sales, ya que también pueden formarse mediante la reacción de neutralización de una base de Arrhenius como NaOH con un ácido de Arrhenius como HCl.

Se dice entonces que la sal NaCl está formada por el resto ácido Cl− y el resto base Na+.

La eliminación de electrones para formar el catión es endotérmica, lo que aumenta la energía general del sistema. También puede haber cambios de energía asociados con la ruptura de enlaces existentes o la adición de más de un electrón para formar aniones. Sin embargo, la acción del anión de aceptar los electrones de valencia del catión y la posterior atracción de los iones entre sí libera energía (red) y, por lo tanto, reduce la energía general del sistema.

El enlace iónico se producirá sólo si el cambio de energía general de la reacción es favorable. En general, la reacción es exotérmica, pero, por ejemplo, la formación de óxido de mercurio (HgO) es endotérmica. La carga de los iones resultantes es un factor importante en la fuerza del enlace iónico, p. una sal C⁺A − se mantiene unida mediante fuerzas electrostáticas aproximadamente cuatro veces más débiles que C ²⁺A 2− según la ley de Coulomb, donde C y A representan un catión y un anión genéricos, respectivamente. En este argumento bastante simplista se ignoran los tamaños de los iones y el empaquetamiento particular de la red.

Para un compuesto iónico cristalino sólido, el cambio de entalpía al formar el sólido a partir de iones gaseosos se denomina energía reticular. El valor experimental de la energía reticular se puede determinar mediante el ciclo de Born-Haber. También se puede calcular (predecir) utilizando la ecuación de Born-Landé como la suma de la energía potencial electrostática, calculada sumando las interacciones entre cationes y aniones, y un término de energía potencial repulsiva de corto alcance. El potencial electrostático se puede expresar en términos de separación interiónica y una constante ( constante de Madelung) que tiene en cuenta la geometría del cristal. Cuanto más lejos del núcleo, más débil es el escudo. La ecuación de Born-Landé proporciona un ajuste razonable a la energía reticular de, por ejemplo, cloruro de sodio, donde el valor calculado (predicho) es −756 kJ/mol, que se compara con −787 kJ/mol usando el ciclo de Born-Haber.​​ En solución acuosa, la fuerza de unión puede describirse mediante la ecuación de Bjerrum o Fuoss como función de las cargas iónicas, más bien independiente de la naturaleza de los iones, como la polarizabilidad o el tamaño.​ La fuerza de los puentes salinos se evalúa con mayor frecuencia mediante mediciones de equilibrios entre moléculas que contienen sitios catiónicos y aniónicos, generalmente en solución.​ Las constantes de equilibrio en el agua indican las contribuciones de energía libre aditiva para cada puente salino. Otro método para identificar enlaces de hidrógeno también en moléculas complicadas es la cristalografía y, a veces, también la espectroscopia de Resonancia Magnética Nuclear.

Las fuerzas de atracción que definen la fuerza de los enlaces iónicos pueden modelarse mediante la ley de Coulomb. Las fuerzas de los enlaces iónicos suelen estar (los rangos citados varían) entre 170 y 1500 kJ/mol.​​

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Enlace iónico - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Un enlace iónico o electrovalente​ es el resultado de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo respecto a las valencias de los elementos y el número de electrones que deben perder o ganar para completar las capas, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo.​ Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.

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Experimento para comprobar la existencia de un enlace iónico o uno covalente, con un circuito casero. (Batería 9V, tira led, cables caimán, dos agujas).

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Experimento de Enlace Iónico y Enlace Covalente PARTE 1 🧪 🧨⚠️

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Experimento dónde se comprueba la conducción de electricidad entre dos elementos de enlace metálico.

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explica como los Átomos no metálicos comparten electrones para formar una unión . Este tipo de enlace se da cuando la diferencia de electronegatividad entre los Átomos es pequeña. Los enlaces pueden ser simples, dobles o triples, dependiendo de cuantos electrones se compartan. Además¡s, puede ser polar o no polar, dependiendo de la distribución de los electrones.

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unión entre átomos de elementos no metálicos donde se comparten electrones y se generan moléculas

Un enlace covalente se produce en dos átomos no metálicos cuando se unen y comparten uno o más electrones del último nivel ( electrones de valencia) ​ (excepto el hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones) para alcanzar así la regla del octeto. La diferencia de electronegatividad entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica. Para que un enlace covalente se genere es necesario que la diferencia de electronegatividad entre átomos sea menor a 1,7.​

Los primeros conceptos de la unión covalente surgieron de este tipo de imagen de la molécula de carbono e hidrógeno. El enlace covalente está implícito en la estructura de Lewis indicando electrones partiendo entre los átomos.

De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo elemento no metal, entre distintos no metales y entre un no metal y el hidrógeno.​​

Cuando átomos distintos de no metales se unen en una forma iónica, uno de ellos resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico.​ Esta polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad.

Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos. Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.

En síntesis, en un enlace iónico, se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro y en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la estructura de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

El término "covalencia" en relación con la unión fue utilizada por primera vez en 1919 por Irving Langmuir en artículo del Journal of the American Chemical Society titulado "The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules" ( La distribución de electrones en átomos y moléculas). En este, Langmuir escribió: "designaremos con el término covalencia al número de pares de electrones que un determinado átomo comparte con sus vecinos".​

La idea de la unión covalente se puede remontar varios años antes hasta Gilbert N. Lewis, quien en 1916 describió el intercambio de pares de electrones entre los átomos.​ Introdujo la notación de Lewis o notación de puntos de electrones o estructura de puntos de Lewis, en el que la valencia de los electrones (los de la capa exterior) se representa en forma de puntos en torno a los símbolos atómicos. Los pares de electrones localizados entre átomos representan enlaces covalentes. Múltiples parejas representan enlaces múltiples, tales como enlaces dobles y enlaces triples. Una forma alternativa de representación, que no se muestra aquí, tiene los pares de electrones de formación de enlaces representados como líneas sólidas.

Lewis propuso que un átomo forma suficientes enlaces covalentes para formar una capa electrónica exterior completa (o cerrada). En el diagrama del metano que se muestra aquí, el átomo de carbono tiene una valencia de cuatro y está, por lo tanto, rodeado por ocho electrones (la regla del octeto), cuatro del carbono mismo y cuatro de los hidrógenos unidos a él. Cada hidrógeno tiene una valencia de uno y está rodeado por dos electrones (una regla del dueto), su propio electrón más uno del carbono. El número de electrones corresponden a capas completas en la teoría cuántica del átomo; la capa exterior de un átomo de carbono es la capa n = 2, con capacidad para ocho electrones, mientras que la capa exterior (y única) de un átomo de hidrógeno es la capa n = 1, con capacidad para dos o más elementos.

Si bien la idea de los pares de electrones compartidos proporciona una imagen cualitativa efectiva de la unión covalente, es necesaria la mecánica cuántica para entender la naturaleza de estas uniones y predecir las estructuras y propiedades de las moléculas simples. Walter Heitler y Fritz London dieron la primera explicación con éxito de un enlace químico aplicando la mecánica cuántica, en concreto del hidrógeno molecular, en 1927.​ Su trabajo se basó en el modelo de enlace de valencia, que asume que un enlace químico se forma cuando hay una buena coincidencia entre los orbitales atómicos de los átomos participantes.

Se sabe que estos orbitales atómicos tienen relaciones angulares específicas entre ellos, y por lo tanto el modelo de enlace de valencia pueden predecir con éxito los ángulos de enlace observados en moléculas simples.

Sin embargo la teoría del enlace covalente o también conocido como la idea de la compartición de electrones, la cual está basada en el átomo cúbico, se enfrentó a varias dificultades conceptuales, ya que esta teoría tuvo como competencia al modelo del enlace iónico. A pesar de esta rivalidad de estas dos Teorías, la teoría del enlace covalente fue aceptada hasta 1920. M.Niaz y M.A.Rodríguez mencionan en su texto Historia y filosofía de las ciencias: necesidad de su incorporación en los textos universitarios de ciencias que Lewis reconoce que la estructura cúbica no puede representar el triple enlace y sugiere reemplazarlo por el átomo tetraédrico. Lewis asumió por muchos años que, si los electrones están pareados en el átomo magnéticamente, es fácil entender cómo dos electrones no pareados en átomos diferentes pueden acoplarse magnéticamente y formar el enlace no polar.

Considérense átomos de hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.

Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.

Según los químicos S. Seese y G. William Daub, en la molécula de hidrógeno como en todas las sustancias covalentes se deben de tomar cuatro aspectos:

Primero: las propiedades de los átomos individuales sin combinar son muy distintos a las propiedades de las moléculas. Por ello cuando se escribe la fórmula química del hidrógeno se debe escribir como H ₂, debido a que es una molécula diatómica.

Segundo: los dos núcleos positivos atraen a los dos electrones con el fin de producir una molécula más estable que la de los átomos separados, en consecuencia se forma un enlace y con ello resulta una molécula más estable que la anterior. Debido a la atracción que ejercen los núcleos sobre los dos electrones se equilibra la repulsión que hay entre ellos y por esto es mayor la probabilidad de encontrar electrones en algún lugar situado entre los núcleos.

Tercero: la distancia entre los núcleos es tal que las orbitales 1s tienen el máximo traslape. En el caso de la molécula de hidrógeno, la distancia entre los núcleos es aproximadamente de 0.74 Å. De otro modo, la distancia que existe entre dos átomos que se unen en forma covalente se llama longitud de enlace.

Cuarto: para "romper" los enlaces covalentes que hay en 1.0 g de hidrógeno gaseoso y para formar los átomos de hidrógeno se necesitan 52. 0 kcal.​

Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico. De ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.

Cuando la diferencia tiene un valor de 0 a 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H. No obstante, según el químico Raymond Chang, esta diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser de 2,0 o mayor para que el enlace sea considerado iónico (Chang, 371).

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.

Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente puro; para una diferencia de electronegatividades de 1,9 el carácter iónico alcanza ya el 35%, y para una diferencia de 3, será del 49,5%.

Entre el oxígeno o flúor y los elementos de los grupos 1 y 2, esta diferencia será máxima y su carácter iónico también.

En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro.​ Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ-) en distintas partes de la molécula.

En una molécula de agua, el enlace que une al oxígeno con cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga parcialmente negativa (tiene una densidad de electrones alta), mientras que los hidrógenos llevan cargas parcialmente positivas (tienen una densidad electrónica baja).

En general, la electronegatividad relativa de los dos átomos en un enlace, es decir su tendencia a acaparar los electrones compartidos, determinará si el enlace es polar o no polar. Siempre que un elemento sea significativamente más electronegativo que otro, el enlace entre ellos será polar; esto significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa.

Es decir, consiste en la formación de un enlace entre átomos de diferentes elementos, y la diferencia de la electronegatividad debe ser mayor de 0,4. En este enlace, los electrones son atraídos fundamentalmente por el núcleo del átomo más electronegativo, generando moléculas cuya nube electrónica presentará una zona con mayor densidad de carga negativa y otra con mayor densidad de carga positiva (dipolo).

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa.​ Por ejemplo, el oxígeno molecular no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno.

Otro ejemplo de enlace covalente no polar puede encontrarse en el metano. El carbono tiene cuatro electrones en su capa exterior y requiere cuatro más para volverse un octeto estable. Los consigue al compartir electrones con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales le provee de un electrón. Del mismo modo, los átomos de hidrógeno necesitan un electrón adicional cada uno para llenar su capa más externa, los cuales reciben en forma de electrones compartidos del carbono. Aunque el carbono y el hidrógeno no tienen exactamente la misma electronegatividad, son bastante similares, así que los enlaces carbono-hidrógeno se consideran no polares.

Enlace simple: Es un par electrónico compartido formado por un electrón perteneciente al último nivel de energía de cada átomo y se representa con una línea. Ejemplos: H-H, Cl-Cl

Enlace doble: Formado por dos pares electrónicos compartidos, es decir por dos electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con dos líneas paralelas. Ejemplo: O=O

Enlace triple: Formado por tres pares electrónicos compartidos, es decir por tres electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con tres líneas paralelas. Ejemplo: N≡N

Un ejemplo de una especie química que posee un enlace coordinado es el ion amonio (NH ₄ ¹⁺). El ion amonio está constituido por un protón y amoniaco.

Los compuestos en los que se encuentra un enlace coordinado se conocen con el nombre de compuestos de coordinación.

Los compuestos de coordinación o también denominados complejos, normalmente están unidos a varios aniones circundantes conocidos como ligandos.

Existen dos tipos de sustancias covalentes:

Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:​​

Temperaturas de fusión y ebullición bajas.

En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Son blandos en estado sólido.

Son aislantes de la corriente eléctrica y el calor.

Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (lo semejante disuelve a lo semejante).

Ejemplos: dióxido de carbono, benceno, oxígeno, nitrógeno.

Redes o sustancias covalentes reticulares: Además, las sustancias covalentes forman redes cristalinas de un número indefinido de átomos, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:​

Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.

Son sólidos en condiciones normales.

Son sustancias muy duras.

Son aislantes (excepto el grafito).

Son insolubles.

Ejemplos: cuarzo, diamante.

Definición del enlace covalente

Véase también

1. ↑ Enlace covalente en Google Libros

2. "we shall denote by the term Langmuir, Irving (1 de junio de 1919). "The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules". ↑ covalence the number of pairs of electrons that a given atom shares with its neighbors." Journal of the American Chemical Society 41 (6): 868-934. doi:10.1021/ja02227a002.

3. Lewis, Gilbert N. (1 de abril de 1916). "The atom and the molecule". ↑ Journal of the American Chemical Society 38 (4): 762-785. doi:10.1021/ja02261a002.

4. ↑ "Compuestos covalentes moleculares". www.deciencias.net.

5. ↑ a b

6. Franchini, William S. Seese, G. William Daub ; traducción, Ma. Cristina Arroyo Espinosa ; revisión técnica, Ma. Cristina Sanginés (1989). ↑ Química (1a ed. en español. edición). México: Prentice-Hall Hispanoamericana. ISBN 968-880-167-4.

7. ↑ a "Enlaces covalentes (video)". Khan Academy.b

Bibliografía

Gasque Silvia, D.r Laura. Introducción al enlace químico. pp. 2-27.

Franchini, William S. Seese, G. William Daub ; traducción, Ma. Cristina Arroyo Espinosa ; revisión técnica, Ma. Cristina Sanginés (1989). Química (1a ed. en español. edición). México: Prentice-Hall Hispanoamericana. ISBN 968-880-167-4.

Escudero P., Lauzurica M., Pascual R., Pastor J.M. (1999). "10". Físico- Química. Estomba 44, Buenos Aires, Argentina: Santillana. pp. 133, 138. ISBN 950-46-0181-2.

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Enlace covalente - Wikipedia, la enciclopedia libre

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unión entre átomos de elementos no metálicos donde se comparten electrones y se generan moléculas Un enlace covalente se produce en dos átomos no metálicos cuando se unen y comparten uno o más electrones del último nivel ( electrones de valencia) ​ (excepto el hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones) para alcanzar así la regla del octeto.

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El documento aborda el enlace covalente, detallando cómo los átomos comparten electrones para formar moléculas. Se discuten los enlaces covalentes polares y no polares, la hibridación de orbitales y las propiedades de las moléculas resultantes. también se exploran aspectos como la teoría de orbitales y las moléculas poliaticas.

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El enlace metálico ocurre cuando los Átomos de los metales se unen mediante un mar de electrones libres que se mueven alrededor de los cationes positivos. Esto permite propiedades típicas de los metales, como la conductividad eléctrica , maleabilidad y brillo. La teoría explica la estructura y comportamiento de los metales, incluyendo las aleaciones.

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Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (Unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí.

Enlace metálico en el Zinc.

Un ejemplo que muestra la unión metálica. + representa cationes, - representa los electrones flotantes libres.

Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo.

En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos​ (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.​

Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, que tienen un punto de fusión muy bajo.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y son maleables.

Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes.​

Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen.

La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como solidez, dureza, maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).​​​​

La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o cationes y los electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se puede explicar un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.

Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En su lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes identificados.

A medida que la química se desarrollaba como ciencia, quedó claro que los metales formaban la mayor parte de la tabla periódica de los elementos, y se hicieron grandes progresos en la descripción de las sales que pueden formarse en reacciones con ácidos. Con el advenimiento de la electroquímica, quedó claro que los metales generalmente entran en solución como iones cargados positivamente, y las reacciones de oxidación de los metales se comprendieron bien en sus series electroquímicas. Surgió una imagen de los metales como iones positivos unidos por un océano de electrones negativos.

Con el advenimiento de la mecánica cuántica, esta imagen recibió una interpretación más formal en forma del modelo de electrón libre y su extensión posterior, el modelo del electrón casi libre. En ambos modelos, los electrones se ven como un gas que viaja a través de la estructura del sólido con una energía que es esencialmente isótropa, en el sentido de que depende del cuadrado de la magnitud, no de la dirección del vector momento . En el espacio k tridimensional, el conjunto de puntos de los niveles llenos más altos (la superficie de Fermi) debería ser, por tanto, una esfera. En el modelo casi libre, la Zona de Brillouin en forma de caja se añaden al espacio k por el potencial periódico experimentado por la estructura (iónica), rompiendo así ligeramente la isotropía.

La llegada de la difracción de rayos X y el análisis térmico permitió estudiar la estructura de los sólidos cristalinos, incluidos los metales y sus aleaciones, y se desarrollaron los diagramas de fase. A pesar de todos estos avances, la naturaleza de los compuestos intermetálicos y las aleaciones seguía siendo en gran medida un misterio y su estudio era a menudo meramente empírico. Por lo general, los químicos se apartaban de todo lo que no pareciera seguir la leyes de las proporciones múltiples de Dalton; y el problema se consideraba del dominio de una ciencia diferente, la metalurgia.

El modelo de electrones casi libres fue adoptado con entusiasmo por algunos investigadores en este campo, en particular Hume-Rothery, en un intento de explicar por qué se formaban ciertas aleaciones intermetálicas con determinadas composiciones y otras no. Al principio, los intentos de Hume-Rothery tuvieron bastante éxito. Su idea consistía en añadir electrones para inflar el globo esférico de Fermi dentro de la serie de cajas de Brillouin y determinar cuándo se llenaría una caja determinada. Esto predijo un número bastante grande de composiciones de aleaciones que se observaron más tarde. Tan pronto como la resonancia ciclotrónica estuvo disponible y se pudo determinar la forma del globo, se descubrió que la suposición de que el globo era esférico no se cumplía, excepto quizás en el caso del cesio. Este hallazgo redujo muchas de las conclusiones a ejemplos de cómo un modelo puede a veces dar toda una serie de predicciones correctas, y aun así estar equivocado.

La debacle de los electrones casi libres mostró a los investigadores que cualquier modelo que supusiera que los iones se encontraban en un mar de electrones libres necesitaba modificaciones. Así, se desarrollaron varios modelos de mecánica cuántica, como los cálculos de estructura de bandas basados en orbitales moleculares o la teoría del funcional de la densidad. En estos modelos, se parte de los orbitales atómicos de los átomos neutros que comparten sus electrones o (en el caso de la teoría funcional de la densidad) se parte de la densidad electrónica total. No obstante, la imagen del electrón libre ha seguido siendo la dominante en la enseñanza.

El modelo de estructura de bandas electrónicas se convirtió en uno de los principales focos de atención no sólo para el estudio de los metales, sino aún más para el estudio de los semiconductores. Junto con los estados electrónicos, se demostró que los estados vibracionales también formaban bandas. Rudolf Peierls demostró que, en el caso de una fila unidimensional de átomos metálicos -por ejemplo, hidrógeno-, tenía que surgir una inestabilidad que condujera a la ruptura de dicha cadena en moléculas individuales. Esto despertó el interés por la pregunta general: ¿cuándo es estable el enlace metálico colectivo y cuándo ocupará su lugar una forma más localizada de enlace? Se investigó mucho el estudio de la agrupación de átomos metálicos.

A pesar de que el concepto de modelo de estructura de bandas ha demostrado ser muy útil para describir la unión metálica, tiene el inconveniente de que sigue siendo una aproximación de un solo electrón a un problema de muchos cuerpos. En otras palabras, los estados energéticos de cada electrón se describen como si todos los demás electrones formaran simplemente un fondo homogéneo. Investigadores como Mott y Hubbard se dieron cuenta de que esto era quizás apropiado para electrones fuertemente deslocalizados; pero para electrones d, y aún más para electrones f, la interacción con electrones (y desplazamientos atómicos) en el entorno local puede llegar a ser más fuerte que la deslocalización que conduce a bandas anchas. Así, la transición de los electrones no apareados localizados a los itinerantes que participan en el enlace metálico se hizo más comprensible.

La combinación de dos fenómenos da lugar al enlace metálico: deslocalización de electrones y la disponibilidad de un número mucho mayor de estados energéticos deslocalizados que de electrones deslocalizados.[aclaración requerida] Esto último podría denominarse deficiencia de electrones.

El grafeno es un ejemplo de enlace metálico bidimensional. Sus enlaces metálicos son similares a enlace aromático en benceno, naftaleno, antraceno, ovaleno, etc.

La aromaticidad metálica en cúmulos metálicos es otro ejemplo de deslocalización, esta vez a menudo en disposiciones tridimensionales. Los metales llevan el principio de deslocalización a su extremo, y se podría decir que un cristal de un metal representa una única molécula sobre la que todos los electrones de conducción están deslocalizados en las tres dimensiones. Esto significa que, por lo general, en el interior del metal no se distinguen las moléculas, por lo que el enlace metálico no es ni intramolecular ni intermolecular. Quizá sería mejor hablar de "no molecular". El enlace metálico es mayoritariamente apolar, porque incluso en las aleaciones hay poca diferencia entre las electronegatividades de los átomos que participan en la interacción de enlace (y, en los metales elementales puros, ninguna en absoluto). Por lo tanto, el enlace metálico es una forma comunal extremadamente deslocalizada de enlace covalente. En cierto sentido, el enlace metálico no es un tipo de enlace "nuevo". Describe el enlace sólo como presente en un trozo de materia condensada: ya sea sólido cristalino, líquido o incluso vidrio. Los vapores metálicos, por el contrario, suelen ser atómicos ( Hg) o a veces contienen moléculas, como , unidas por un enlace covalente más convencional. Por eso no es correcto hablar de un único "enlace metálico".[aclaración requerida]

La deslocalización es más pronunciada para los electrones s- y p. La deslocalización en el cesio es tan fuerte que los electrones están virtualmente liberados de los átomos de cesio para formar un gas limitado sólo por la superficie del metal. Para el cesio, por lo tanto, la imagen de iones Cs⁺ unidos por un gas de electrones cargado negativamente no es inexacta.​ Para otros elementos los electrones son menos libres, en el sentido de que todavía experimentan el potencial de los átomos metálicos, a veces con bastante fuerza. Requieren un tratamiento mecánico cuántico más intrincado (por ejemplo, enlace estrecho) en el que los átomos se consideran neutros, como los átomos de carbono en el benceno. Para los electrones d- y especialmente f- la deslocalización no es fuerte en absoluto y esto explica por qué estos electrones son capaces de seguir comportándose como electrones no apareados que conservan su espín, añadiendo interesantes propiedades magnéticas a estos metales.

Los átomos metálicos contienen pocos electrones en sus Conchas de valencia en relación con sus periodos o nivel de energías. Son deficiencias de electrones en relación con su nivel de energía. Son elementos deficientes en electrones y el reparto comunal no cambia esta situación. Quedan muchos más estados energéticos disponibles que electrones compartidos. Por tanto, se cumplen ambos requisitos para la conductividad: fuerte deslocalización y bandas de energía parcialmente llenas. Por tanto, estos electrones pueden cambiar fácilmente de un estado energético a otro ligeramente distinto. Así, no sólo se deslocalizan, formando un mar de electrones que impregna la estructura, sino que también son capaces de migrar a través de la estructura cuando se aplica un campo eléctrico externo, lo que da lugar a la conductividad eléctrica. Sin el campo, los electrones se mueven por igual en todas direcciones. Dentro de dicho campo, algunos electrones ajustarán ligeramente su estado, adoptando un vector de onda diferente. En consecuencia, habrá más electrones moviéndose en una dirección que en otra y se producirá una corriente neta.

La libertad de los electrones para migrar también da a los átomos metálicos, o a capas de ellos, la capacidad de deslizarse unos sobre otros. Localmente, los enlaces pueden romperse fácilmente y sustituirse por otros nuevos tras una deformación. Este proceso no afecta demasiado al enlace metálico comunal, lo que da lugar a la maleabilidad y ductilidad características de los metales. Esto es especialmente cierto en el caso de los elementos puros. En presencia de impurezas disueltas, las escisiones que normalmente se forman con facilidad pueden bloquearse y el material endurecerse. El oro, por ejemplo, es muy blando en estado puro (24- karat), por eso se prefieren las aleaciones en joyería.

Los metales también suelen ser buenos conductores del calor, pero los electrones conductores sólo contribuyen en parte a este fenómeno. Las vibraciones colectivas (es decir, deslocalizadas) de los átomos, conocidas como fononess que viajan a través del sólido como una onda, contribuyen en mayor medida.

Sin embargo, una sustancia como el diamante, que conduce bastante bien el calor, no es un conductor eléctrico. Esto no es consecuencia de que la deslocalización esté ausente en el diamante, sino simplemente de que el carbono no es deficiente en electrones.

La deficiencia de electrones es importante para distinguir el enlace metálico del enlace covalente más convencional. Por lo tanto, deberíamos modificar la expresión anterior por: El enlace metálico es una forma comunal extremadamente deslocalizada de deficiencia de electrones​ enlace covalente.

Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo "ligeramente" a los átomos, formando una especie de gas (también llamado "gas electrónico", "nube electrónica", "mar de electrones" o "mar electrónico"), que se conoce como enlace metálico. Drude y Lorentz, propusieron este modelo hacia 1900.​

En definitiva, un elemento metálico se considera que está constituido por cationes metálicos distribuidos regularmente e inmersos en un "gas electrónico" de valencia deslocalizados, actuando como un aglutinante electrostático que mantiene unidos a los cationes metálicos.

El modelo del "gas electrónico" permite una explicación cualitativa sencilla de la conductividad eléctrica y térmica de los metales. Dado que los electrones son móviles, se pueden trasladar desde el electrodo negativo al positivo cuando el metal se somete al efecto de una diferencia de potencial eléctrico. Los electrones móviles también pueden conducir el calor transportando la energía cinética de una parte a otra del cristal. El carácter dúctil y maleable de los metales está permitido por el hecho de que el enlace deslocalizado se extiende en todas las direcciones; es decir, no está limitado a una orientación determinada, como sucede en el caso de los sólidos de redes covalentes.

Cuando un cristal metálico se deforma, no se rompen enlaces localizados; en su lugar, el mar de electrones simplemente se adapta a la nueva distribución de los cationes, siendo la energía de la estructura deformada similar a la original. La energía necesaria para deformar un metal como el litio es relativamente baja, siendo, como es lógico, mucho mayor la que se necesita para deformar un metal de transición, porque este último posee muchos más electrones de valencia que son el aglutinante electrostático de los cationes.

Mediante la teoría del "gas electrónico" se pueden justificar de forma satisfactoria muchas propiedades de los metales, pero no es adecuada para explicar otros aspectos, como la descripción detallada de la variación de la conductividad entre los elementos metálicos.

El radio metálico se define como la mitad de la distancia entre los dos iones metálicos adyacentes en la estructura metálica. Este radio depende de la naturaleza del átomo, así como de su entorno, específicamente, del número de coordinación (CN), que a su vez depende de la temperatura y la presión aplicada.

Al comparar tendencias periódicas en el tamaño de los átomos, a menudo es deseable aplicar la llamada corrección de Goldschmidt, que convierte los radios atómicos a los valores que tendrían los átomos si estuvieran coordinados en 12. Dado que los radios metálicos son mayores para el número de coordinación más alto, la corrección para coordinaciones menos densas implica multiplicar por x, donde 0 < x < 1. Específicamente, para CN = 4, x = 0,88; para CN = 6, x = 0,96 y para CN = 8, x = 0,97. La corrección lleva el nombre de Victor Goldschmidt, quien obtuvo los valores numéricos citados anteriormente.​

Los radios siguen las tendencias periódicas generales: disminuyen a lo largo del período debido al aumento de la carga nuclear efectiva, que no se compensa con el aumento del número de electrones de valencia; pero los radios aumentan hacia abajo en el grupo debido a un aumento en el número cuántico principal. Entre los elementos 4 d y 5 d, se observa la contracción de los lantánidos: hay un aumento muy pequeño del radio hacia abajo del grupo debido a la presencia de orbitales f de blindaje.

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Enlace metálico - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (Unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas.

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El video de Khan Academy explica los tres tipos de enlaces químicos : iónico , covalente y metálico En el enlace iónico , los átomos transfieren electrones, formando iones con cargas opuestas. En el enlace covalente, los átomos comparten electrones. En el enlace metálico, los electrones se mueven libremente entre los átomos de un metal. Estos enlaces determinan las propiedades de las sustancias, como la conductividad, la maleabilidad y la solubilidad.

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Enlaces iónicos, covalentes y metálicos (video) | Khan Academy

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explica de manera sencilla los tres tipos principales de enlaces químicos: iónico , covalente y metálico. El enlace iónico se da cuando los átomos transfieren electrones, el covalente cuando los comparten, y el metálico cuando los electrones se mueven libremente entre los átomos de un metal. Estos enlaces afectan las propiedades físicas y químicas de las sustancias.

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Enlace químico 2 ESO Física y Química - Aprende con Juan