Formación de moléculas

Por qué los átomos se unen

Solo la capa electrónica más externa de un átomo — la capa de valencia — determina su comportamiento químico. Si está completamente llena, como en los gases nobles helio, neón o argón, el átomo es químicamente inerte y prácticamente no forma enlaces. Todos los demás elementos "buscan" alcanzar también esa configuración estable de gas noble — la llamada regla del octeto: ocho electrones de valencia (en el hidrógeno y el helio bastan ya dos).

Para alcanzar ese objetivo, a un átomo solo le queda compartir electrones con otros átomos, o bien cederlos o aceptarlos por completo. Qué camino se elige depende esencialmente de la electronegatividad — una medida de cuán fuertemente atrae un átomo los electrones de un enlace hacia sí. De la interacción entre electrones de valencia, configuración de gas noble y electronegatividad surge toda la sistemática de los enlaces químicos.

Modelo de capas: la primera capa admite un máximo de 2 electrones, y cada capa siguiente hasta la de valencia admite un máximo de 8 — solo una capa llena es estable.

Covalente, iónico, metálico

Según cuán parecida sea la electronegatividad de dos compañeros de enlace, surge uno de tres tipos fundamentales de enlace. Las transiciones entre ellos son graduales — no existe una frontera nítida, sino un continuo.

El enlace covalente en detalle

En un enlace covalente, las nubes electrónicas de dos átomos se solapan, y un par de electrones permanece preferentemente entre ambos núcleos — pertenece, en cierto modo, a los dos átomos a la vez. Según cuántos pares de electrones se compartan de esta manera, se habla de enlaces simples, dobles o triples. Cuantos más pares compartidos, más corto y fuerte, pero también más rígido, es el enlace.

De arriba abajo aumenta el número de pares de electrones compartidos — el enlace se vuelve más corto y más fuerte: H–H (436 kJ/mol) < O=O (498 kJ/mol) < N≡N (945 kJ/mol). En todos los casos, el enlace, junto con los eventuales pares libres, completa por entero la capa de valencia de ambos átomos.

El enlace iónico: el ejemplo de la sal común

El sodio posee un único electrón de valencia, débilmente unido; al cloro le falta un solo electrón para completar su capa de valencia. En lugar de compartir un par de electrones, el sodio cede por completo su electrón de valencia al cloro. Quedan así dos partículas cargadas: un ion sodio con carga positiva (Na⁺) y un ion cloruro con carga negativa (Cl⁻) — ambos con configuración completa de gas noble. La atracción electrostática entre las cargas opuestas es el enlace iónico en sí mismo.

A diferencia de una molécula aislada, en un cristal iónico como la sal común innumerables iones Na⁺ y Cl⁻ se ordenan formando una red tridimensional regular — por eso, en sentido estricto, no existe "una molécula de NaCl", sino solo la red iónica como conjunto.

Del enlace covalente no polar al cristal iónico

Los tres tipos de enlace no son categorías netamente separadas, sino los extremos de un espectro determinado únicamente por la diferencia de electronegatividad Δ EN de los átomos implicados. Con Δ EN cercano a cero, ambos átomos comparten los electrones de manera uniforme (covalente no polar). Al crecer la diferencia, la densidad electrónica se desplaza notablemente hacia el compañero más electronegativo (covalente polar) — hasta que la diferencia es tan grande que una transferencia completa resulta más favorable que un par compartido (iónico).