Enlace Químico: Tipos, Propiedades y Modelo de Gas de Electrones

Enlace Químico

Se llama enlace químico a cualquiera de los mecanismos de unión entre átomos. Estas uniones interatómicas son químicas porque se forman y se rompen en reacciones químicas. La formación de los enlaces se produce por un balance favorable de energía; es decir, los átomos enlazados constituyen un sistema menos energético (más estable) que los átomos por separado.

Formación de Enlaces y Estabilidad Energética

Cuando dos o más átomos se unen, la energía del sistema cambia:

• En el instante inicial, los dos átomos de hidrógeno están separados lo suficiente para que no interaccionen entre sí (nivel de energía 0).
• Al irse acercando, las fuerzas atractivas de los núcleos sobre la nube electrónica de los otros átomos originan que el sistema se estabilice. El valor de la energía va disminuyendo hasta llegar a un mínimo, que corresponde con la distancia de enlace.
• Si los átomos continúan acercándose, predominan las fuerzas de repulsión que ejercen entre sí los núcleos. Este hecho se traduce en una inestabilidad y aumento de energía.

Dos o más átomos se unen para formar agrupaciones más estables, de menor energía, que la que tenían los átomos por separado.

Tipos de Enlace Químico

Se divide en tres grandes categorías:

• Enlace iónico: Debido a la atracción electrostática entre iones. Este enlace es típico de la combinación de metales con no metales por transferencia de electrones del metal al no metal.
• Enlace covalente: Característico de las uniones entre elementos no metálicos. La unión interatómica se debe a la compartición de pares de electrones entre átomos contiguos.
• Enlace metálico: Típico de los metales. En este enlace también se comparten electrones, pero de forma colectiva.

Propiedades del Enlace Covalente

Longitud de Enlace y Multiplicidad

La longitud de enlace es la distancia media de la separación entre los núcleos de los átomos enlazados. Cuanto mayor es el orden de un enlace, más fuertemente están enlazados los átomos y más próximos están los núcleos.

Energía de Enlace

La energía de disociación de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en especies gaseosas. Revela la fortaleza de cada enlace.

Polaridad y Electronegatividad

En los enlaces covalentes homopolares, los átomos que se enlazan son idénticos y los electrones son compartidos de forma equilibrada, por lo que es apolar. Si los átomos que se unen no son iguales, los electrones pueden no ser compartidos de forma equilibrada (polar). El átomo que más atrae al par o pares de electrones del enlace queda con exceso de carga negativa, y el átomo que menos atrae a los electrones queda con un defecto de carga negativa. La polaridad de un enlace covalente se mide por medio de una magnitud física llamada momento dipolar. La electronegatividad de cada elemento nos permite predecir si un enlace covalente va a ser polar o no. Si los átomos que se unen tienen electronegatividad similar, es apolar; si existe una apreciable diferencia, es polar.

Enlace Metálico

Este es el enlace propio de los metales, metaloides y sus aleaciones. Los metales son un grupo muy homogéneo de sustancias con un gran número de propiedades en común, la más llamativa es la conductividad eléctrica. La teoría de Lewis no tiene explicación para este enlace debido al pequeño número de electrones de valencia disponible.

Modelo de Gas de Electrones

Es el modelo más sencillo. Las hipótesis del modelo son:

• Los átomos del metal, ionizados por la pérdida de sus electrones de valencia, se han convertido en cationes de forma esférica.
• Los cationes forman una red de esferas tridimensional, ordenada y compacta que crea un campo eléctrico uniforme de atracción electrónica.
• Los electrones de valencia rodean la red positiva como si fueran un gas de electrones y neutralizan la carga positiva.
• El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red catiónica, pero no puede escapar de ella por su potencial eléctrico atractivo.

Este modelo se aplica a los elementos con baja energía de ionización.