Enlace químico: iónico, covalente y metálico

Introducción

Casi ningún átomo se encuentra aislado en la naturaleza: se unen formando moléculas, cristales y metales. La razón es energética: al unirse, los átomos alcanzan una configuración electrónica más estable (normalmente con ocho electrones en la última capa, la regla del octeto) y el conjunto tiene menos energía que los átomos por separado. Según cómo se consiga esa estabilidad, hay tres tipos de enlace: iónico, covalente y metálico.

En este artículo aprenderás qué diferencia a cada tipo de enlace, cómo predecir las propiedades de una sustancia a partir del enlace y cómo identificar el enlace usando la electronegatividad, con ejemplos resueltos. Te ayudará repasar antes las propiedades periódicas, y tienes un esquema de los tipos de enlace para imprimir.

Los tres tipos de enlace, de forma esquemática.

1. Enlace iónico

Se da entre un metal (que tiende a perder electrones) y un no metal (que tiende a ganarlos). Hay una transferencia de electrones: el metal se convierte en un catión y el no metal en un anión, y la atracción electrostática entre iones de signo opuesto los mantiene unidos.

$\text{Na} \rightarrow \text{Na}^+ + e^- \qquad \text{Cl} + e^- \rightarrow \text{Cl}^- \qquad \text{Na}^+ + \text{Cl}^- \rightarrow \text{NaCl}$

Los compuestos iónicos no forman moléculas independientes, sino una red cristalina en la que cada ion se rodea de iones de carga contraria. Por eso son:

• Sólidos a temperatura ambiente, con puntos de fusión altos (el NaCl funde a 801 °C y el MgO a 2852 °C).
• Duros pero frágiles: si se desplaza una capa de la red, los iones del mismo signo quedan enfrentados, se repelen y el cristal se rompe.
• Solubles en agua (en general), porque las moléculas de agua separan los iones.
• Malos conductores de la electricidad en estado sólido, pero buenos fundidos o disueltos, porque los iones quedan libres para moverse.

2. Enlace covalente

Se da entre no metales, que comparten electrones para completar su capa de valencia. Cada par de electrones compartidos es un enlace: sencillo (1 par, como en $\text{H}_2$), doble (2 pares, $\text{O}_2$) o triple (3 pares, $\text{N}_2$). Hay dos grandes grupos de sustancias covalentes:

• Sustancias moleculares ($\text{H}_2\text{O}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$): grupos pequeños de átomos con enlaces fuertes dentro de la molécula pero fuerzas débiles entre moléculas. Tienen puntos de fusión y ebullición bajos (muchas son gases o líquidos) y no conducen la electricidad.
• Redes covalentes (diamante, cuarzo $\text{SiO}_2$): cada átomo está unido a sus vecinos en una red gigante. Son muy duras y con puntos de fusión muy altos (el cuarzo, por encima de 1600 °C). El grafito es una excepción: conduce la electricidad por sus capas.

Si los dos átomos tienen la misma electronegatividad el reparto es igual y el enlace es apolar ($\text{H}_2$, $\text{Cl}_2$). Si uno atrae más los electrones que el otro, el enlace es polar y aparecen cargas parciales: $\delta^-$ en el más electronegativo y $\delta^+$ en el otro.

Geometría molecular. La forma de una molécula depende de cuántos pares de electrones rodean al átomo central, que se repelen y se colocan lo más lejos posible (modelo TRPECV):

3. Enlace metálico

Se da entre átomos de metales. Los electrones de valencia se desprenden de sus átomos y forman un «mar» de electrones deslocalizados que se mueve libremente entre los cationes metálicos, que quedan ordenados en una red. Esa estructura explica las propiedades de los metales:

• Conductividad eléctrica y térmica elevadas: los electrones libres transportan la carga y el calor.
• Maleabilidad y ductilidad: las capas de cationes pueden deslizarse sin romperse, porque el mar de electrones sigue envolviéndolas.
• Brillo metálico: los electrones libres interaccionan con la luz.
• Puntos de fusión de moderados a muy altos.

4. Fuerzas intermoleculares

Entre las moléculas de una sustancia covalente molecular actúan fuerzas mucho más débiles que los enlaces. De menor a mayor intensidad:

• Fuerzas de dispersión (de London): existen en todas las moléculas; crecen con el tamaño y la masa molecular.
• Dipolo-dipolo: entre moléculas polares.
• Enlace (puente) de hidrógeno: el más intenso; se da cuando un hidrógeno unido a F, O o N es atraído por un par libre de un F, O o N de otra molécula.

Los puntos de ebullición muestran el efecto. Compara moléculas de masa parecida con y sin enlace de hidrógeno:

El agua, aunque su molécula es muy pequeña, hierve a 100 °C porque cada molécula forma puentes de hidrógeno con sus vecinas; el $\text{H}_2\text{S}$, sin ellos, hierve a −60 °C.

5. ¿Cómo identificar el tipo de enlace?

Para distinguir con más precisión se usa la diferencia de electronegatividad $\Delta EN$ (escala de Pauling), con unos límites orientativos: $\Delta EN > 1{,}7$ suele indicar enlace iónico; entre $0{,}4$ y $1{,}7$, covalente polar; menos de $0{,}4$, covalente apolar.

6. Ejercicios resueltos

Ejercicio 1. Indica el tipo de enlace en: KBr, $\text{CO}_2$, Fe, $\text{SiO}_2$ y $\text{H}_2\text{O}$.

• KBr: metal (K) + no metal (Br): iónico.
• $\text{CO}_2$: dos no metales: covalente molecular (polar en los enlaces, apolar en la molécula).
• Fe: un metal: metálico.
• $\text{SiO}_2$: dos no metales: covalente, pero en forma de red gigante.
• $\text{H}_2\text{O}$: dos no metales: covalente polar; entre moléculas hay puentes de hidrógeno.

Ejercicio 2. Razona cuál tiene mayor punto de fusión: NaCl o HCl.

El NaCl es iónico: forma una red cristalina con enlaces electrostáticos muy intensos en todas direcciones y hay que aportar mucha energía para romperla (801 °C). El HCl es covalente molecular: al fundir solo se vencen las débiles fuerzas entre moléculas (dipolo-dipolo), y funde a −114 °C. Mayor punto de fusión: NaCl.

Ejercicio 3. Explica por qué el cobre conduce la electricidad y el cloruro de sodio sólido no.

El cobre es un metal: sus electrones de valencia están deslocalizados y se mueven libremente, por lo que transportan la carga. En el NaCl sólido los iones están fijos en la red cristalina y no pueden moverse; solo conduce cuando está fundido o disuelto, porque entonces los iones quedan libres.

Ejercicio 4. Indica la geometría del $\text{NH}_3$ y explica por qué no es plana.

El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia: forma tres enlaces con los hidrógenos y le queda un par libre. Los cuatro pares (3 de enlace y 1 libre) se repelen y se disponen en forma tetraédrica, pero como solo se «ven» los átomos, la molécula es piramidal, con ángulos algo menores de 109,5° (≈ 107°) porque el par libre repele más.

7. Errores frecuentes

• ⚠️ Decir que el NaCl forma moléculas. Es una red de iones; la fórmula NaCl solo indica la proporción 1:1 de Na⁺ y Cl⁻
• ⚠️ Confundir romper un enlace con vencer una fuerza intermolecular. Al hervir agua no se rompen los enlaces O–H; se separan las moléculas, venciendo los puentes de hidrógeno
• ⚠️ Pensar que todo enlace covalente es apolar. Es apolar solo si los dos átomos tienen la misma electronegatividad (o muy parecida)
• ⚠️ Creer que molécula polar equivale a enlaces polares. Importa también la geometría: en el CO₂ los dipolos se anulan
• ⚠️ Olvidar que el grafito y el diamante son covalentes pero no moleculares. Son redes covalentes: no hay moléculas individuales

8. 📌 En 30 segundos

1. Iónico: metal + no metal, transferencia de electrones, red cristalina; puntos de fusión altos, frágiles, conducen fundidos o disueltos.
2. Covalente: no metal + no metal, comparten electrones; moleculares (punto de fusión bajo) o redes (muy duras y con puntos de fusión altos).
3. Metálico: cationes y mar de electrones; conducen la electricidad, maleables y dúctiles.
4. Fuerzas intermoleculares: dispersión < dipolo-dipolo < puente de hidrógeno (H unido a F, O o N).
5. Con $\Delta EN$: > 1,7 iónico; 0,4–1,7 covalente polar; < 0,4 covalente apolar.

Para seguir estudiando

• Configuración electrónica de un átomo
• Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad
• Formulación orgánica: hidrocarburos (alcanos, alquenos y alquinos)