> ## Documentation Index > Fetch the complete documentation index at: https://apuntes.simulab.es/llms.txt > Use this file to discover all available pages before exploring further. # Enlace químico: iónico, covalente y metálico, estructuras de Lewis y fuerzas intermoleculares > El enlace químico explicado: regla del octeto, electronegatividad, enlace iónico y energía reticular, enlace covalente y estructuras de Lewis, enlaces polares, enlace metálico, fuerzas intermoleculares (puentes de hidrógeno, dipolo-dipolo, London) y propiedades de cada tipo de sustancia, con ejemplos resueltos. ¿Por qué la sal se disuelve en agua y el aceite no? ¿Por qué el diamante es durísimo y el hierro conduce la electricidad? Todo depende de cómo están unidos sus átomos: el **enlace químico**. Los átomos se unen para alcanzar una configuración electrónica más estable, y según cómo lo consigan (cediendo, compartiendo o poniendo en común electrones) el enlace es **iónico**, **covalente** o **metálico**, con propiedades muy distintas. ## Lo que vas a aprender * La regla del octeto y la electronegatividad. * El enlace iónico y las propiedades de los compuestos iónicos. * El enlace covalente y cómo dibujar estructuras de Lewis. * Cuándo un enlace es polar y cuándo una molécula es polar. * El enlace metálico. * Las fuerzas intermoleculares y su efecto en los puntos de ebullición. ## Fundamentos teóricos ### Regla del octeto Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta tener **ocho en su última capa** (dos en el caso del hidrógeno), como los gases nobles. Ver [configuración electrónica](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/configuracion-electronica.md). Tiene excepciones (boro con 6, azufre o fósforo con 10 o 12), pero explica la mayoría de los compuestos. ### Electronegatividad La tendencia de un átomo a atraer los electrones de un enlace. En la escala de Pauling, el flúor es el más electronegativo (4,0) y los metales alcalinos, los que menos (\~0,8–1,0). Aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica. | Diferencia de electronegatividad | Tipo de enlace | | - | - | | Menor que 0,4 | Covalente apolar | | Entre 0,4 y 1,7 | Covalente polar | | Mayor que 1,7 | Iónico (predomina) | Son valores orientativos: en realidad hay una transición gradual. ### Enlace iónico Un metal **cede** electrones a un no metal; se forman iones de cargas opuestas que se atraen. No forman moléculas, sino **redes cristalinas** (como el NaCl, con cada ion rodeado de seis del signo contrario). La energía que se libera al formar la red es la **energía reticular**. **Propiedades:** sólidos duros y frágiles, puntos de fusión altos, solubles en agua, no conducen en estado sólido pero **sí fundidos o disueltos** (los iones pueden moverse). ### Enlace covalente Dos no metales **comparten** pares de electrones. Puede ser simple (un par), doble o triple. **Cómo dibujar una estructura de Lewis:** 1. Cuenta los electrones de valencia de todos los átomos (suma o resta la carga si es un ion). 2. Pon el átomo menos electronegativo en el centro (nunca el H). 3. Une los átomos con enlaces simples (2 electrones cada uno). 4. Completa los octetos de los átomos de fuera con pares libres. 5. Si el átomo central no tiene octeto, convierte pares libres en dobles o triples enlaces. Las sustancias covalentes pueden ser **moleculares** (H₂O, CO₂, con puntos de fusión bajos) o **redes covalentes** (diamante, cuarzo, durísimas y con puntos de fusión altísimos). ### Polaridad Un enlace es polar si los átomos tienen distinta electronegatividad. Una **molécula** es polar si la suma de los dipolos de sus enlaces no es cero, lo que depende de su forma (ver [geometría molecular](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/geometria-molecular.md)): el CO₂ es lineal y apolar; el H₂O, angular y polar. ### Enlace metálico Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia a un "mar de electrones" que se mueve libremente entre los cationes. Explica que los metales **conduzcan** la electricidad y el calor, tengan **brillo** y sean **dúctiles y maleables** (las capas de cationes pueden deslizar sin romper el enlace). ### Fuerzas intermoleculares Entre moléculas covalentes hay fuerzas mucho más débiles que los enlaces, que deciden los puntos de fusión y ebullición y la solubilidad: | Fuerza | Entre | Intensidad | | - | - | - | | **Puentes de hidrógeno** | H unido a F, O o N, y un F, O o N de otra molécula | La más fuerte | | **Dipolo-dipolo** | Moléculas polares | Media | | **Dispersión de London** | Todas (dipolos instantáneos) | Débil, crece con el tamaño de la molécula | "Lo semejante disuelve a lo semejante": las sustancias polares e iónicas se disuelven en disolventes polares (agua); las apolares, en apolares (gasolina). ## Ejemplos resueltos > [accordion] Ejemplo 1 · ¿Qué tipo de enlace? > > * NaCl: metal y no metal, diferencia de electronegatividad 2,1: **iónico**. > * HCl: 3,0 − 2,1 = 0,9: **covalente polar**. > * Cl₂: diferencia 0: **covalente apolar**. > * Cu: **metálico**. > [accordion] Ejemplo 2 · Lewis del CO₂ > > Electrones de valencia: $4 + 2\cdot6 = 16$. Carbono en el centro. Con enlaces simples y completando los oxígenos, al carbono le faltan electrones: se forman dos dobles enlaces. $\text{O}=\text{C}=\text{O}$, con dos pares libres en cada oxígeno. Lineal y apolar. > [accordion] Ejemplo 3 · Lewis del amoniaco > > $5 + 3 = 8$ electrones. N en el centro con tres enlaces N–H (6 electrones) y un par libre (2). La molécula es piramidal y polar, y forma puentes de hidrógeno. > [accordion] Ejemplo 4 · Fórmula de un compuesto iónico > > Magnesio (pierde 2 electrones, Mg²⁺) y cloro (gana 1, Cl⁻): $\text{MgCl}_2$. Aluminio (Al³⁺) y oxígeno (O²⁻): $\text{Al}_2\text{O}_3$. > [accordion] Ejemplo 5 · Puntos de ebullición > > El agua (18 g/mol) hierve a 100 °C y el sulfuro de hidrógeno (34 g/mol), a −60 °C. El agua es más ligera, pero forma puentes de hidrógeno; el H₂S, no (el S no es lo bastante electronegativo). ## Errores frecuentes * **Hablar de "moléculas" de NaCl.** Los compuestos iónicos forman redes, no moléculas. * **Pensar que toda molécula con enlaces polares es polar.** Depende de la geometría. * **Confundir enlaces con fuerzas intermoleculares.** Al hervir agua se rompen puentes de hidrógeno, no enlaces O–H. * **Contar mal los electrones de valencia** en las estructuras de Lewis de iones (hay que sumar o restar la carga). * **Decir que los compuestos iónicos conducen siempre.** Solo fundidos o disueltos. ## Preguntas frecuentes > [accordion] ¿Por qué el hielo flota? > > Porque al congelarse, las moléculas de agua se ordenan formando puentes de hidrógeno en una red hexagonal con mucho espacio vacío. El hielo es menos denso que el agua líquida, algo muy raro en la naturaleza y esencial para la vida en lagos y mares. > [accordion] ¿Cómo se pegan los geckos a las paredes? > > Con fuerzas de London. Tienen millones de pelos microscópicos en las patas que se acercan tanto a la superficie que, aunque cada fuerza es diminuta, la suma aguanta su peso. No usan pegamento ni succión. ## Temas relacionados > [card] [Geometría molecular](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/geometria-molecular.md) > > Forma y polaridad de las moléculas. > [card] [Estructuras cristalinas](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/estructuras-cristalinas.md) > > Redes iónicas y metálicas. > [card] [Configuración electrónica](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/configuracion-electronica.md) > > Los electrones de valencia. This documentation is built and hosted on [Mintlify](https://mintlify.com), a developer documentation platform.