El enlace químico: iónico, covalente y metálico explicados con ejemplos

TL;DR

• Los átomos se unen porque juntos tienen menos energía que separados. Esa bajada de energía es todo el "motivo" del enlace químico: no hay ninguna intención, solo estabilidad.
• La regla del octeto (rodearse de ocho electrones de valencia, como un gas noble) explica bien la mayoría de los casos de la ESO y el Bachillerato, pero tiene excepciones que conviene conocer: H, Be, B y los elementos del tercer periodo en adelante.
• La diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es el criterio rápido para predecir el tipo de enlace: grande (mayor que 1,7 aproximadamente) apunta a iónico, pequeña o intermedia a covalente, y entre dos metales a metálico.
• Cada enlace produce un tipo de sustancia con propiedades muy distintas: los compuestos iónicos son sólidos duros, frágiles, de alto punto de fusión y conductores solo fundidos o disueltos; los covalentes moleculares son gases o líquidos volátiles; los metálicos conducen siempre y son maleables.
• Las fuerzas intermoleculares (dispersión de London, dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno) no son enlaces, son atracciones entre moléculas, y son las responsables de que el agua sea líquida a temperatura ambiente y de que el hielo flote.
• En el examen esto se pregunta casi siempre igual: predecir el tipo de enlace, dibujar una estructura de Lewis y justificar una propiedad. Si dominas esos tres formatos, tienes el tema resuelto.

Si estás leyendo esto es probable que el tema del enlace químico te haya dejado con esa sensación incómoda de "creo que lo entiendo, pero si me lo preguntan de otra forma me pierdo". Es una reacción normalísima, y tiene una explicación: el enlace químico es el primer tema de Química en el que ya no basta con aplicar una receta. En formulación puedes salir adelante memorizando reglas; aquí te piden razonar, y razonar sobre cosas que no se ven.

La buena noticia es que todo el tema se sostiene sobre una única idea, y es una idea sencilla: los átomos se unen porque así están más estables. Absolutamente todo lo demás (los tipos de enlace, las estructuras de Lewis, las propiedades de los materiales, por qué la sal es dura y el cobre se deja doblar) sale de ahí. Si de verdad entiendes esa frase y sus consecuencias, el resto del tema se ordena solo.

En esta guía vamos a construirlo desde abajo: primero por qué se unen los átomos, luego cómo predecir qué tipo de unión van a formar, después cada tipo de enlace con sus propiedades y su porqué, las fuerzas entre moléculas, una tabla comparativa para tenerlo todo junto, doce ejercicios resueltos con el razonamiento completo, los errores que más puntos hacen perder y un plan de cinco días para llevarlo preparado al examen. Ponte cómodo, que hay tela.

Por qué se unen los átomos

La estabilidad es cuestión de energía, no de "querer"

Empecemos por desmontar una frase que se dice mucho en clase y que hace más daño que bien: "los átomos quieren tener ocho electrones". Los átomos no quieren nada. No tienen voluntad, ni objetivos, ni preferencias.

Lo que ocurre es puramente físico y se puede resumir así: un sistema evoluciona espontáneamente hacia el estado de menor energía. Una pelota rueda cuesta abajo, no porque quiera bajar, sino porque abajo tiene menos energía potencial. Con los átomos pasa exactamente lo mismo.

Imagina dos átomos de hidrógeno muy separados. Cada uno tiene su protón y su electrón, y entre ellos no pasa nada. Ahora acércalos poco a poco. Aparecen a la vez fuerzas de dos signos:

• Atracciones: el núcleo de cada átomo atrae al electrón del otro.
• Repulsiones: los dos núcleos (positivos) se repelen, y los dos electrones (negativos) también.

A distancias grandes ganan las atracciones y la energía del conjunto baja. A distancias muy cortas ganan las repulsiones entre núcleos y la energía se dispara. Entre medias hay una distancia concreta en la que la energía alcanza su valor mínimo: esa distancia es la longitud de enlace (en el H2, 74 picómetros) y esa bajada de energía es la energía de enlace (en el H2, 436 kJ/mol).

Lee esto con calma porque es la clave del tema entero: existe enlace químico cuando el conjunto unido tiene menos energía que los átomos por separado. Si unirse no bajara la energía, no habría enlace. Por eso los gases nobles no forman prácticamente compuestos: su configuración electrónica ya es tan estable que unirse a otro átomo no les compensa energéticamente.

Y de aquí sale una consecuencia práctica que suele caer en examen: romper un enlace siempre consume energía (es un proceso endotérmico) y formar un enlace siempre libera energía (exotérmico). Cuando quemas metano, no es que "el enlace libere energía al romperse"; lo que ocurre es que los enlaces que se forman en el CO2 y el H2O liberan más energía de la que costó romper los del CH4 y el O2.

Los electrones de valencia son los únicos que participan

Segunda idea fundamental: en un enlace químico solo intervienen los electrones de la última capa, llamados electrones de valencia. Los electrones internos están tan sujetos al núcleo y tan apantallados que, a efectos químicos, no cuentan.

Esto simplifica muchísimo el trabajo. Para saber cómo se va a comportar un átomo, no necesitas su configuración electrónica completa: te basta con el grupo al que pertenece en la tabla periódica. En los elementos representativos, el número de electrones de valencia coincide con la cifra de las unidades del grupo:

Si esta parte la tienes floja, merece la pena que repases antes la tabla periódica y sus propiedades, porque el tema de enlace se apoya en ella constantemente. Intentar entender el enlace sin manejar la tabla es como intentar leer sin saberte el abecedario.

La regla del octeto

Cuando Lewis analizó qué tenían en común los compuestos estables, encontró un patrón: los átomos tienden a rodearse de ocho electrones de valencia, la configuración que tienen los gases nobles (ns2 np6). Es la famosa regla del octeto.

Un átomo puede llegar a ese octeto por tres caminos distintos, y esos tres caminos son precisamente los tres tipos de enlace:

1. Cediendo electrones hasta quedarse con la capa anterior completa. Lo hacen los metales, que tienen pocos electrones de valencia y los sueltan con facilidad. El Na (1 electrón de valencia) lo cede y se queda como Na+, con la configuración del neón.
2. Captando electrones hasta completar ocho. Lo hacen los no metales, a los que les faltan pocos. El Cl (7 electrones) capta uno y se queda como Cl-, con la configuración del argón.
3. Compartiendo electrones con otro átomo, de forma que los electrones compartidos cuentan para los dos a la vez. Es el camino de dos no metales entre sí.

El primer y el segundo camino se dan a la vez: uno cede, el otro capta, y ahí tienes el enlace iónico. El tercero es el enlace covalente. Y cuando todos los átomos implicados son metales dispuestos a ceder, se llega al enlace metálico.

Las excepciones al octeto (que sí entran en el examen)

La regla del octeto es una guía muy útil, pero no es una ley de la naturaleza. Es una regla empírica con excepciones importantes, y saberlas es lo que distingue un 7 de un 9 en este tema:

Octeto incompleto. El hidrógeno nunca cumple el octeto: solo tiene el orbital 1s, así que se estabiliza con dos electrones (regla del dueto). Lo mismo le pasa al helio. El berilio forma compuestos como el BeCl2 en los que se queda con solo 4 electrones, y el boro forma el BF3 con solo 6. Esto no es un error de tu estructura de Lewis: es así de verdad, y explica que el BF3 sea tan reactivo (es un ácido de Lewis ávido de un par de electrones).

Octeto expandido. A partir del tercer periodo, los átomos disponen de orbitales d accesibles y pueden alojar más de ocho electrones de valencia. Por eso existen el PCl5 (10 electrones alrededor del fósforo) y el SF6 (12 alrededor del azufre), y por eso no existe el NCl5: el nitrógeno es del segundo periodo y no tiene orbitales d disponibles. Este contraste P sí / N no es una pregunta clásica de 1º de Bachillerato.

Número impar de electrones. Si el total de electrones de valencia es impar, es imposible emparejarlos todos. Son las especies radicalarias, como el NO (11 electrones de valencia) o el NO2 (17). Son muy reactivas justamente por eso.

Y una limitación más, para que sepas que el modelo tiene sus costuras: la estructura de Lewis del oxígeno molecular, O2, se dibuja con un doble enlace y todos los electrones apareados, lo que predice una molécula no magnética. Experimentalmente, el O2 es paramagnético (lo atrae un imán), así que tiene electrones desapareados. Lewis no lo explica; hace falta la teoría de orbitales moleculares. No te lo van a preguntar en la ESO, pero conviene tener claro que los modelos son herramientas, no verdades absolutas.

La electronegatividad: el criterio para predecir el tipo de enlace

Qué es exactamente

La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones del enlace cuando está unido a otro átomo. Ojo al matiz: no es lo mismo que la afinidad electrónica ni que el potencial de ionización, que se miden en átomos aislados. La electronegatividad solo tiene sentido dentro de un enlace.

La escala más usada es la de Pauling, que va desde 0,7 (el francio y el cesio, los menos electronegativos) hasta 4,0 (el flúor, el campeón absoluto). Estos son los valores que conviene tener a mano:

Cómo varía en la tabla periódica

No hace falta memorizar la tabla anterior si entiendes las dos tendencias:

• A lo largo de un periodo (hacia la derecha) aumenta. Al avanzar por un periodo crece la carga nuclear efectiva mientras el número de capas se mantiene, así que el núcleo tira con más fuerza de los electrones del enlace.
• A lo largo de un grupo (hacia abajo) disminuye. Al bajar se añaden capas, los electrones de valencia quedan más lejos del núcleo y más apantallados, así que el núcleo los atrae con menos fuerza.

Resultado: la electronegatividad crece hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica (excluyendo los gases nobles). El flúor, arriba a la derecha, es el más electronegativo; el francio, abajo a la izquierda, el que menos.

El criterio práctico para clasificar el enlace

Aquí está el atajo que resuelve la mitad de las preguntas del tema. Calculas la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos, en valor absoluto, y aplicas:

Dos avisos importantes, porque aquí es donde la gente se estrella:

Primero: los límites son orientativos, no sagrados. No hay un interruptor que cambie el enlace al pasar de 1,69 a 1,71. La realidad es un continuo: todo enlace entre átomos distintos tiene algo de carácter iónico y algo de covalente. El valor 1,7 corresponde aproximadamente a un 50 % de carácter iónico. Cuando un ejercicio te da un caso frontera, di explícitamente que es un caso intermedio; el corrector lo valora.

Segundo: la diferencia no lo es todo, mira también qué elementos son. El criterio completo es:

• Metal + no metal → iónico (los metales tienen EN baja y los no metales alta, así que la diferencia suele ser grande).
• No metal + no metal → covalente.
• Metal + metal → metálico.

Si aplicas solo la diferencia numérica te puedes llevar sorpresas. El HF tiene una diferencia de 1,9 (por encima de 1,7), pero es un compuesto covalente: es un gas a temperatura ambiente, no una red iónica. Son dos no metales. Por eso el criterio de "quién es quién" manda sobre el número.

El enlace iónico

Cómo se forma

El enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Se forma entre un elemento poco electronegativo (un metal, típicamente de los grupos 1 y 2) y otro muy electronegativo (un no metal, típicamente de los grupos 16 y 17).

Vamos a verlo paso a paso con el cloruro de sodio:

1. El sodio tiene configuración [Ne] 3s1: un solo electrón de valencia, muy poco sujeto. Le cuesta poco soltarlo.
2. El cloro tiene configuración [Ne] 3s2 3p5: le falta un electrón para completar el octeto, y su núcleo tira fuerte.
3. El sodio cede su electrón al cloro. Se forman Na+ (configuración del neón) y Cl- (configuración del argón). Los dos han alcanzado octeto.
4. Los dos iones, ahora con cargas opuestas, se atraen electrostáticamente.

Y aquí viene el punto que más se malentiende del tema: ese proceso no se detiene en una pareja. La atracción electrostática no es direccional: un ion Na+ atrae a cualquier Cl- que tenga cerca, esté donde esté. Así que se acercan más y más iones hasta formar una red cristalina enorme, con miles de millones de iones ordenados.

La red cristalina y por qué "NaCl" no es una molécula

Esta es la afirmación que hay que tener grabada: los compuestos iónicos no forman moléculas. No existe "una molécula de sal". Lo que existe es un cristal iónico, una estructura tridimensional ordenada y periódica en la que cada ion está rodeado de iones de signo contrario.

En el cloruro de sodio, cada Na+ está rodeado por 6 Cl- y cada Cl- por 6 Na+. Se dice que el índice de coordinación es 6:6. En el cloruro de cesio, como el Cs+ es mucho mayor, caben 8 vecinos alrededor: la coordinación es 8:8.

Entonces, ¿qué significa la fórmula NaCl? No es una molécula: es la fórmula empírica, que indica la proporción de iones en el cristal (uno de sodio por cada uno de cloro). Por eso en CaF2 la proporción es 1:2, y en Al2O3 es 2:3. Estas proporciones salen siempre de la misma regla: el cristal tiene que ser eléctricamente neutro, así que la carga positiva total debe igualar a la negativa.

La energía reticular: la magnitud que lo explica todo

La energía reticular (o energía de red) es la energía que se libera al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Cuanto más negativa (más energía liberada), más estable y más fuerte es el cristal.

De qué depende, según la ley de Coulomb:

• Directamente proporcional al producto de las cargas de los iones. Doblar las cargas multiplica la atracción.
• Inversamente proporcional a la distancia entre los centros de los iones, es decir, a la suma de sus radios iónicos. Iones pequeños, cristal más fuerte.

Con esas dos reglas puedes ordenar puntos de fusión sin mirar ninguna tabla, y es una pregunta de examen recurrente. Compara:

• NaCl (cargas +1 y −1): funde a 801 °C.
• MgO (cargas +2 y −2): funde a 2852 °C.

El producto de cargas pasa de 1 a 4 y, además, los iones Mg2+ y O2- son más pequeños que Na+ y Cl-. Ambos factores empujan en la misma dirección, y por eso el óxido de magnesio funde a una temperatura brutalmente más alta. Se usa como refractario en hornos precisamente por eso.

Las propiedades de los compuestos iónicos (y su porqué)

No memorices esta lista: entiéndela. Cada propiedad se deduce de la estructura de red.

Puntos de fusión y ebullición altos. Para fundir el cristal hay que romper una cantidad enorme de atracciones electrostáticas fuertes en las tres direcciones del espacio. Eso exige mucha energía térmica. Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente.

Duros pero frágiles. Son duros (cuesta rayarlos) porque los iones están fuertemente sujetos en sus posiciones. Pero son frágiles, y esto es lo bonito: si golpeas el cristal y consigues desplazar una capa de iones respecto a la contigua una sola posición, de repente quedan enfrentados iones del mismo signo. La atracción se convierte en repulsión y el cristal se parte limpiamente por un plano. Por eso la sal se rompe en cubitos en lugar de deformarse.

No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí fundidos o disueltos. Para conducir hace falta que haya cargas libres para moverse. En el sólido, los iones están fijos en la red: hay cargas, pero no se mueven, así que no hay conducción. Al fundir el cristal o al disolverlo en agua, la red se deshace y los iones quedan libres: entonces sí conducen. Ojo, conducen por movimiento de iones (conducción iónica), no por movimiento de electrones como los metales.

Solubles en disolventes polares. Se disuelven bien en agua porque las moléculas de agua, que son polares, rodean a cada ion (solvatación) y lo van arrancando de la red. Las cargas parciales negativas del oxígeno del agua se orientan hacia los cationes y las positivas de los hidrógenos hacia los aniones. En cambio, son insolubles en disolventes apolares como el hexano o el aceite, que no pueden estabilizar iones.

Duros de trabajar, útiles como cerámicas. Su combinación de dureza, alto punto de fusión y fragilidad los hace ideales para materiales refractarios y cerámicos, y malísimos para cualquier cosa que deba doblarse.

El enlace covalente

Compartir en lugar de ceder

Cuando se unen dos no metales, ninguno de los dos está dispuesto a ceder electrones: los dos tiran con fuerza parecida. La solución energéticamente favorable no es que uno gane y otro pierda, sino compartir.

En el enlace covalente, dos átomos comparten uno o más pares de electrones, y esos electrones compartidos cuentan para el octeto de los dos átomos a la vez. En el H2, cada hidrógeno aporta un electrón, y el par compartido hace que ambos "tengan" dos electrones: dueto completo para los dos.

A diferencia del iónico, el enlace covalente sí es direccional: el par de electrones se sitúa en una zona concreta del espacio entre los dos núcleos. Esa direccionalidad es la razón de que las moléculas tengan geometría (ángulos y formas definidas), algo que no ocurre en los cristales iónicos.

Estructuras de Lewis paso a paso

Una estructura de Lewis es un dibujo que representa los electrones de valencia: los pares compartidos como rayas entre átomos y los pares no compartidos (pares solitarios) como puntos o rayas sobre cada átomo. Este es el método que funciona siempre, sin excepciones:

Paso 1. Cuenta el total de electrones de valencia. Suma los de todos los átomos. Si la especie es un anión, suma tantos electrones como carga negativa; si es un catión, resta tantos como carga positiva.

Paso 2. Elige el átomo central. Es el menos electronegativo (excepto el hidrógeno, que nunca puede ser central porque solo forma un enlace). En los oxoácidos, el hidrógeno va unido al oxígeno, no al átomo central.

Paso 3. Une el central con los periféricos mediante enlaces simples. Cada raya son 2 electrones. Réstalos del total.

Paso 4. Reparte los electrones restantes en los átomos periféricos hasta completar sus octetos (empezando por los más electronegativos).

Paso 5. Si sobran electrones, colócalos sobre el átomo central como pares solitarios.

Paso 6. Comprueba el octeto del central. Si le faltan electrones, forma enlaces múltiples desplazando pares solitarios de los átomos periféricos hacia el enlace.

Paso 7. Verifica. Cuenta que el número total de electrones dibujados coincide con el del paso 1, y que todos los átomos cumplen el octeto (o su excepción justificada).

Vamos a aplicarlo al H2O:

1. Electrones de valencia: O aporta 6, cada H aporta 1. Total: 6 + 1 + 1 = 8 electrones (4 pares).
2. Átomo central: el oxígeno (el hidrógeno no puede serlo).
3. Dos enlaces simples H-O-H: consumen 4 electrones. Quedan 4.
4. Los hidrógenos ya tienen su dueto completo con el enlace. No necesitan más.
5. Los 4 electrones restantes van al oxígeno: dos pares solitarios.
6. El oxígeno tiene 4 electrones de enlace + 4 de pares solitarios = 8. Octeto cumplido.

Resultado: H-O-H con dos pares solitarios sobre el oxígeno. Fíjate en esos dos pares: van a ser los responsables de la geometría angular del agua y de todo su comportamiento.

Enlaces simples, dobles y triples

Cuando compartir un solo par no basta para que todos alcancen el octeto, los átomos comparten más pares:

• Enlace simple: 1 par compartido (2 electrones). Se dibuja con una raya. Ejemplo: H-H, Cl-Cl.
• Enlace doble: 2 pares compartidos (4 electrones). Dos rayas. Ejemplo: O=O, O=C=O.
• Enlace triple: 3 pares compartidos (6 electrones). Tres rayas. Ejemplo: N≡N, HC≡CH.

La relación entre orden de enlace, longitud y energía es tan constante que se puede usar como regla:

A mayor orden de enlace, menor longitud y mayor energía. Más pares compartidos significa más densidad electrónica atrayendo a los dos núcleos, así que se acercan más y cuesta más separarlos. Esta regla te permite ordenar longitudes o energías de enlace sin datos, y cae mucho.

Un caso llamativo: el N2 tiene un triple enlace con 941 kJ/mol de energía, uno de los enlaces más fuertes que existen. Por eso el nitrógeno atmosférico es tan inerte, y por eso fijar nitrógeno (romper ese triple enlace para fabricar amoniaco) es uno de los procesos industriales que más energía consume del planeta.

El enlace covalente coordinado o dativo

Hay un caso especial en el que los dos electrones del par compartido los aporta el mismo átomo. Se llama enlace covalente coordinado o dativo, y se representa con una flecha que va del donante al aceptor.

El ejemplo clásico es el ion amonio, NH4+. El amoniaco, NH3, tiene un par solitario sobre el nitrógeno. Cuando se le acerca un protón H+ (que no tiene ningún electrón), el nitrógeno le cede su par completo para formar el cuarto enlace. Resultado: NH4+, con cuatro enlaces N-H que, una vez formados, son exactamente iguales entre sí. Esto último es importante: el enlace dativo se distingue por su origen, no por sus propiedades.

Otro ejemplo típico: el H3O+ (ion oxonio), que se forma cuando una molécula de agua cede uno de sus pares solitarios a un H+.

La polaridad del enlace

Cuando los dos átomos unidos son iguales (H2, Cl2, N2), comparten los electrones de forma perfectamente equitativa. El enlace es apolar.

Cuando son distintos, el más electronegativo atrae el par compartido con más fuerza. La densidad electrónica se desplaza hacia él, y aparecen cargas parciales: δ− sobre el más electronegativo y δ+ sobre el menos. El enlace es polar y constituye un dipolo eléctrico, que se representa con un vector (momento dipolar) que apunta convencionalmente desde la carga positiva hacia la negativa.

Por ejemplo, en el HCl, el cloro (3,0) es más electronegativo que el hidrógeno (2,1). El enlace es Hδ+ — Clδ−.

La geometría de las moléculas: el modelo TRPECV

Para saber si una molécula entera es polar, primero necesitas saber qué forma tiene. Y para eso está el modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV, o VSEPR en inglés).

Su idea es de una simplicidad desarmante: los pares de electrones alrededor del átomo central se repelen entre sí y se colocan lo más separados posible en el espacio. Cuentas los pares (tanto los de enlace como los solitarios; un enlace doble o triple cuenta como uno solo a efectos de geometría) y aplicas:

Fíjate en el detalle de los ángulos en la serie CH4 (109,5°), NH3 (107°) y H2O (104,5°). Los tres tienen cuatro pares alrededor del central, pero el ángulo se va cerrando. La razón: los pares solitarios ocupan más espacio que los de enlace, porque solo están sujetos por un núcleo en lugar de por dos. Cada par solitario que añades comprime un poco más los ángulos entre los enlaces. Si en un examen justificas eso, tienes el punto entero.

La polaridad de la molécula (que no es lo mismo que la del enlace)

Aquí está el error número uno de todo el tema. Que una molécula tenga enlaces polares no significa que la molécula sea polar. El momento dipolar de la molécula es la suma vectorial de los momentos de todos sus enlaces:

• Si los vectores se anulan entre sí, la molécula es apolar aunque sus enlaces sean polares.
• Si no se anulan, la molécula es polar.

Los dos ejemplos que hay que saber decir de memoria:

CO2: enlaces polares, molécula apolar. El oxígeno (3,5) es mucho más electronegativo que el carbono (2,5), así que cada enlace C=O es claramente polar. Pero la molécula es lineal (O=C=O), y los dos vectores tienen el mismo módulo y sentidos opuestos: se anulan. Momento dipolar total = 0. El CO2 es apolar.

H2O: enlaces polares, molécula polar. Los enlaces O-H son polares. Pero la molécula es angular (104,5°), así que los dos vectores no se anulan: su suma da un vector resultante que apunta desde el punto medio de los hidrógenos hacia el oxígeno. El agua es una molécula muy polar, y de ahí sale casi todo lo demás.

La regla práctica: si el átomo central no tiene pares solitarios y todos los átomos periféricos son iguales, la molécula es apolar por simetría (CH4, CCl4, BF3, CO2, PCl5, SF6). Si hay pares solitarios en el central (H2O, NH3, SO2) o los periféricos son distintos (CHCl3), suele ser polar.

Sustancias moleculares y redes covalentes

El enlace covalente da lugar a dos tipos de sustancias muy diferentes, y confundirlas es otro clásico:

Sustancias covalentes moleculares. Los átomos forman moléculas discretas (H2O, CO2, NH3, I2, CH4). Dentro de la molécula, los enlaces son fortísimos; pero entre moléculas solo hay fuerzas intermoleculares, que son débiles. Por eso son gases, líquidos o sólidos blandos de bajo punto de fusión, y en general no conducen la electricidad. Fundir hielo no rompe ningún enlace O-H: solo separa moléculas.

Redes o cristales covalentes. Los átomos se unen por enlaces covalentes en las tres direcciones del espacio, formando una única macroestructura sin moléculas individuales. Ejemplos: diamante (C), cuarzo (SiO2), carburo de silicio (SiC). Como para fundirlos hay que romper enlaces covalentes de verdad, tienen puntos de fusión altísimos (el diamante ronda los 3550 °C), son durísimos, insolubles en todo y no conducen.

El grafito es el caso curioso que siempre cae: también es carbono puro, pero se organiza en capas de hexágonos planos unidas entre sí solo por fuerzas débiles. Por eso es blando y exfoliable (las capas resbalan: por eso escribe el lápiz), y además conduce la electricidad porque cada carbono deja un electrón deslocalizado por encima y por debajo del plano. Mismo elemento que el diamante, propiedades opuestas: la estructura lo es todo.

El enlace metálico

El modelo del mar de electrones

Entre átomos metálicos hay un problema: todos tienen electronegatividad baja y todos tienderían a ceder electrones. Nadie quiere captarlos. ¿Cómo se unen entonces?

El modelo más sencillo, y el que se pide en la ESO y en 1º de Bachillerato, es el del mar de electrones (o nube electrónica). Funciona así:

1. Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia y quedan convertidos en cationes.
2. Esos cationes se ordenan en una red cristalina metálica compacta.
3. Los electrones cedidos no pertenecen a ningún átomo concreto: quedan deslocalizados, moviéndose libremente por todo el cristal como si fueran un fluido.
4. La atracción entre los cationes fijos y ese mar de electrones móviles es lo que mantiene unida la estructura: eso es el enlace metálico.

Es una versión simplificada (el modelo riguroso es la teoría de bandas, que se ve en 2º de Bachillerato y explica también por qué el silicio es semiconductor), pero es más que suficiente para justificar todas las propiedades.

Las propiedades de los metales explicadas

Conducen la electricidad en estado sólido. Es la diferencia decisiva con los compuestos iónicos. En un metal hay cargas libres sin necesidad de fundirlo ni disolverlo: los electrones del mar se desplazan en cuanto aplicas una diferencia de potencial. Y aquí un detalle fino: en los metales, la conductividad disminuye al aumentar la temperatura, porque los cationes vibran más y estorban el paso de los electrones. En las disoluciones iónicas ocurre lo contrario. Ese contraste es una pregunta de nota.

Conducen bien el calor. Los electrones libres transportan energía cinética de una zona a otra del metal a gran velocidad.

Son maleables y dúctiles. Maleables (se laminan) y dúctiles (se estiran en hilos). Al aplicar un golpe, una capa de cationes se desliza sobre otra, pero el mar de electrones se readapta al instante y sigue haciendo de "pegamento". No aparecen repulsiones, así que el metal se deforma sin romperse. Compara esto con la fragilidad del cristal iónico: misma acción, resultado opuesto, y la explicación es la estructura. Si te preguntan por qué el cobre se dobla y la sal se parte, esta es la respuesta completa.

Tienen brillo metálico. Los electrones deslocalizados absorben y reemiten la luz visible que incide sobre la superficie.

Puntos de fusión muy variables. Depende de cuántos electrones aporte cada átomo y del tamaño de los cationes. Los alcalinos, que aportan solo uno, funden bajo (el cesio a 28 °C, el mercurio es líquido a temperatura ambiente); los metales de transición, que aportan varios, funden altísimo (el wolframio a 3422 °C, por eso se usaba en los filamentos de las bombillas).

Forman aleaciones. No se disuelven en agua, pero sí se mezclan entre sí en estado fundido dando aleaciones (bronce, latón, acero) cuyas propiedades se pueden ajustar a medida.

Las fuerzas intermoleculares

Enlace no es lo mismo que fuerza intermolecular

Antes de nada, la distinción que hay que tener clarísima: los enlaces (iónico, covalente, metálico) unen átomos o iones dentro de una sustancia. Las fuerzas intermoleculares unen moléculas ya formadas entre sí. Son mucho más débiles: un enlace covalente ronda los 400 kJ/mol, mientras que las fuerzas intermoleculares se mueven entre 0,1 y 40 kJ/mol.

¿Por qué importan tanto entonces? Porque son ellas, y no los enlaces, las que determinan si una sustancia molecular es sólida, líquida o gaseosa a temperatura ambiente. Cuando hierves agua no rompes enlaces O-H: solo separas moléculas de agua unas de otras.

Fuerzas de dispersión de London

Están presentes en todas las sustancias, polares o no, y son las únicas que tienen las moléculas apolares y los gases nobles.

El origen es probabilístico: los electrones de una molécula se mueven, y en un instante dado pueden estar repartidos de forma asimétrica, generando un dipolo instantáneo. Ese dipolo induce otro en la molécula vecina, y ambos se atraen. El efecto es fugaz pero constante.

Su intensidad aumenta con el número de electrones y con el tamaño de la molécula (con la polarizabilidad, técnicamente): cuantos más electrones y más difusa la nube, más fácil es que se deforme. Por eso, en los halógenos:

Todos son moléculas apolares con el mismo tipo de enlace. La única diferencia es el tamaño, y basta para pasar de gas a sólido.

Fuerzas dipolo-dipolo

Se dan entre moléculas polares. Como cada molécula tiene un extremo δ+ y otro δ−, se orientan de manera que el polo positivo de una quede junto al negativo de la vecina. Son más intensas que las de London a igualdad de masa molecular, y explican por qué la propanona (polar) hierve a 56 °C mientras el butano (apolar, masa parecida) hierve a −0,5 °C.

El enlace de hidrógeno (puente de hidrógeno)

Es un caso extremo de interacción dipolo-dipolo, tan intenso que merece nombre propio. Se produce cuando se cumplen dos condiciones a la vez:

1. Un átomo de hidrógeno unido directamente a F, O o N (los tres elementos muy electronegativos y pequeños). El hidrógeno queda con una carga parcial positiva muy elevada y, al no tener electrones internos, es prácticamente un protón desnudo.
2. Otro átomo de F, O o N con un par de electrones solitario en una molécula vecina, que actúa como aceptor.

Con esos ingredientes se establece una atracción de entre 10 y 40 kJ/mol, unas diez veces más intensa que un dipolo-dipolo normal (aunque sigue siendo diez veces más débil que un enlace covalente).

El enlace de hidrógeno explica anomalías espectaculares. Compara puntos de ebullición dentro de cada grupo:

En los tres casos, la molécula más ligera hierve a temperatura mucho más alta que la más pesada, justo al revés de lo que predice London. La única explicación posible es el enlace de hidrógeno.

Y no es solo química de laboratorio: el enlace de hidrógeno mantiene unidas las dos hebras de la doble hélice del ADN y sostiene la estructura secundaria de las proteínas. Es literalmente la fuerza que sujeta la vida.

Por qué el agua se comporta como se comporta

El agua es la sustancia más anómala que conoces, y todas sus anomalías salen de lo mismo: es una molécula angular y polar, con dos pares solitarios sobre el oxígeno y dos hidrógenos unidos a él. Es decir, cada molécula de agua puede formar hasta cuatro enlaces de hidrógeno simultáneos: dos como donante y dos como aceptor. Ninguna otra molécula pequeña tiene esa capacidad.

Consecuencias, una por una:

Es líquida a temperatura ambiente. Por su masa molecular (18 u), el agua debería ser un gas que hirviera en torno a −80 °C, como el H2S. La red de enlaces de hidrógeno la mantiene líquida hasta los 100 °C.

Tiene un calor específico altísimo (4180 J/(kg·K), el mayor de los líquidos comunes). Calentar agua exige romper enlaces de hidrógeno, así que absorbe mucha energía subiendo poco de temperatura. Por eso los mares regulan el clima y por eso el agua se usa como refrigerante.

Tiene un calor de vaporización enorme (unos 2257 kJ/kg). Evaporar agua requiere romper todos los enlaces de hidrógeno de cada molécula. Gracias a eso el sudor te refrigera de forma tan eficaz.

Tiene una tensión superficial muy alta. Las moléculas de la superficie son atraídas hacia el interior por sus vecinas, formando una especie de piel elástica. Por eso algunos insectos caminan sobre el agua y por eso las gotas son esféricas.

El hielo flota, y esta es la más importante. Al congelarse, las moléculas se colocan en una estructura hexagonal abierta en la que cada una forma exactamente cuatro enlaces de hidrógeno con orientación fija. Esa geometría deja huecos, así que el hielo ocupa más volumen que la misma masa de agua líquida: su densidad es menor (0,917 g/cm³ frente a 1,000 g/cm³) y flota. De hecho, el agua alcanza su densidad máxima a 4 °C, no a 0 °C. Si el hielo se hundiera, los lagos y océanos se congelarían desde el fondo y la vida acuática en zonas frías sería imposible. Que exista vida en el planeta depende, literalmente, de la geometría angular de una molécula.

Disuelve compuestos iónicos y polares. Su polaridad le permite rodear y estabilizar iones. De ahí lo de "disolvente universal", que es una exageración pero se entiende: no disuelve grasas ni hidrocarburos, que son apolares.

Si quieres ver cómo se conecta esto con el resto de la asignatura, en nuestra guía sobre cómo aprobar Física y Química explicamos cómo encajar los temas unos con otros en lugar de estudiarlos como compartimentos estancos.

Tabla comparativa de los tipos de enlace

Esta tabla es, probablemente, lo más rentable de todo el artículo. Si la entiendes (no la memorizas: la entiendes), puedes responder a cualquier pregunta de "identifica el tipo de sustancia a partir de sus propiedades", que es el formato estrella de los exámenes.

La columna que más discrimina es la de conductividad. Si una sustancia conduce en estado sólido, es un metal (o grafito). Si no conduce sólida pero sí fundida, es iónica. Si no conduce nunca y funde bajo, es covalente molecular. Si no conduce nunca y funde altísimo, es una red covalente. Con esas cuatro preguntas identificas cualquier sustancia.

Cómo se pregunta esto en el examen

Después de corregir muchos exámenes, la conclusión es que el enlace químico se pregunta en cinco formatos que se repiten curso tras curso. Reconocerlos vale tanto como saber la teoría.

Formato 1: "Indica y justifica el tipo de enlace de las siguientes sustancias". Te dan cuatro o cinco fórmulas. El procedimiento correcto tiene tres pasos que hay que escribir, no solo pensar: (1) identificar si cada elemento es metal o no metal, (2) razonar con la diferencia de electronegatividad, (3) concluir. Escribir solo "iónico" sin justificación se lleva media puntuación como mucho.

Formato 2: "Representa la estructura de Lewis de...". Aplica los siete pasos. Y dibuja los pares solitarios: olvidarlos es el descuento más frecuente del tema. Si además te piden la geometría, añade el razonamiento TRPECV.

Formato 3: "Justifica por qué la sustancia A tiene mayor punto de fusión que la B". Aquí lo que se evalúa es la cadena de razonamiento: tipo de enlace → tipo de estructura → qué hay que romper para fundir → conclusión. Nunca respondas "porque sus enlaces son más fuertes" sin decir qué enlaces y por qué.

Formato 4: la tabla de propiedades. Te dan una tabla con cuatro sustancias sin nombre (A, B, C, D) y sus puntos de fusión, conductividades y solubilidades, y tienes que decir de qué tipo es cada una. Se resuelve con la tabla comparativa de arriba, mirando primero la conductividad en estado sólido.

Formato 5: la aplicación al mundo real. "Explica por qué se usa cobre en los cables y no cloruro de sodio", "por qué el hielo flota", "por qué se echa sal en las carreteras heladas". Es un formato cada vez más habitual en Selectividad y en la EBAU, y se resuelve conectando estructura con propiedad y propiedad con uso.

Una cosa más: en este tema los exámenes premian el razonamiento escrito mucho más que en otros. Dos alumnos pueden poner la misma palabra final y sacar notas muy distintas. Si en clase vas justo de tiempo y no llegas a preguntar, en Profe 24/7 puedes plantear la duda en el momento en que aparece, incluso a las once de la noche del día antes del examen, y recibir la explicación paso a paso con el razonamiento que el corrector espera ver.

Doce ejercicios resueltos

Ejercicio 1. Predecir el tipo de enlace por electronegatividad

Enunciado: clasifica el enlace en KBr, Br2, HBr y Cu. Datos de EN: K 0,8; Br 2,8; H 2,1; Cu 1,9.

Resolución:

• KBr: metal (K) + no metal (Br). ΔEN = 2,8 − 0,8 = 2,0 (> 1,7) → enlace iónico.
• Br2: dos átomos idénticos. ΔEN = 0 → covalente apolar.
• HBr: dos no metales. ΔEN = 2,8 − 2,1 = 0,7 (entre 0,4 y 1,7) → covalente polar, con Hδ+ — Brδ−.
• Cu: un único elemento metálico → enlace metálico.

Ejercicio 2. Un caso frontera

Enunciado: el HF tiene ΔEN = 4,0 − 2,1 = 1,9. ¿Es un compuesto iónico?

Resolución: no. Aunque la diferencia supera el límite orientativo de 1,7, ambos elementos son no metales, y el HF es un gas a temperatura ambiente que forma moléculas discretas, no una red iónica. Es un compuesto covalente muy polar (con un carácter iónico parcial del orden del 45 %). Conclusión: el criterio numérico es una guía, pero manda la naturaleza metálica o no metálica de los elementos.

Ejercicio 3. Estructura de Lewis del amoniaco

Enunciado: dibuja la estructura de Lewis del NH3 e indica su geometría.

Resolución:

1. Electrones de valencia: N (5) + 3 × H (1) = 8 (4 pares).
2. Central: el nitrógeno.
3. Tres enlaces N-H: gastan 6 electrones. Quedan 2.
4. Los hidrógenos ya tienen su dueto.
5. Los 2 electrones sobrantes van al nitrógeno: un par solitario.
6. Nitrógeno: 6 electrones de enlace + 2 del par solitario = 8. Octeto correcto.

Geometría: 4 pares alrededor del central (3 de enlace + 1 solitario) → disposición tetraédrica de los pares, pero geometría molecular de pirámide trigonal con ángulos de ~107°, algo menores que los 109,5° tetraédricos porque el par solitario repele más.

Ejercicio 4. Estructura de Lewis del dióxido de carbono

Enunciado: representa el CO2 y explica por qué necesita enlaces dobles.

Resolución:

1. Electrones de valencia: C (4) + 2 × O (6) = 16 (8 pares).
2. Central: el carbono (EN 2,5, menor que la del oxígeno, 3,5).
3. Dos enlaces simples O-C-O: gastan 4. Quedan 12.
4. Completo el octeto de cada oxígeno con 3 pares solitarios cada uno: gasto 12. Quedan 0.
5. No sobran electrones para el carbono.
6. Problema: el carbono solo tiene 4 electrones. Le faltan 4. Solución: cada oxígeno cede un par solitario para formar un doble enlace.

Estructura final: O=C=O, con dos pares solitarios en cada oxígeno. Ahora el carbono tiene 8 electrones y cada oxígeno también. Verificación: 4 enlaces × 2 + 4 pares solitarios × 2 = 8 + 8 = 16 electrones. Correcto.

Ejercicio 5. Estructura de Lewis del nitrógeno molecular

Enunciado: representa el N2 y relaciona su estructura con su reactividad.

Resolución: electrones de valencia: 5 + 5 = 10 (5 pares). Con un enlace simple, cada nitrógeno tendría 6 electrones: insuficiente. Con un doble, 7: insuficiente. Con un triple enlace, cada nitrógeno tiene 6 electrones del enlace + 1 par solitario = 8. Octeto cumplido.

Estructura: :N≡N: con un par solitario en cada átomo.

Relación con la reactividad: el triple enlace tiene una energía de 941 kJ/mol, de las más altas conocidas. Romperlo cuesta muchísimo, y por eso el N2 es prácticamente inerte pese a suponer el 78 % del aire que respiras.

Ejercicio 6. Una excepción al octeto

Enunciado: dibuja el BF3 y explica qué tiene de particular.

Resolución: electrones de valencia: B (3) + 3 × F (7) = 24 (12 pares). Tres enlaces simples B-F gastan 6; los 18 restantes completan los octetos de los tres flúores (3 pares solitarios cada uno). No sobra nada.

Particularidad: el boro se queda con solo 6 electrones. Es una excepción al octeto por defecto, y es real: el BF3 existe y es estable. Como le falta un par para el octeto, se comporta como un ácido de Lewis muy reactivo, capaz de aceptar un par de electrones de otra especie (por ejemplo, del NH3, formando el aducto F3B←NH3 mediante un enlace dativo).

Geometría: 3 pares de enlace, ningún solitario → triangular plana, ángulos de 120°.

Ejercicio 7. Conductividad del cloruro de sodio

Enunciado: explica por qué el NaCl sólido no conduce la electricidad, pero sí lo hace fundido o en disolución acuosa.

Resolución: para que una sustancia conduzca la corriente necesita portadores de carga con libertad de movimiento. En el NaCl sólido existen cargas (los iones Na+ y Cl-), pero están fijas en posiciones concretas de la red cristalina por fuertes atracciones electrostáticas: pueden vibrar, pero no desplazarse. Sin movimiento de cargas no hay corriente.

Al fundirlo (por encima de 801 °C) o al disolverlo en agua, la red se destruye: en el primer caso por agitación térmica, en el segundo porque las moléculas polares de agua solvatan los iones y los separan. En ambos casos los iones quedan libres y, bajo un campo eléctrico, migran hacia los electrodos: los cationes al cátodo y los aniones al ánodo. Se trata de conducción iónica, no electrónica.

Ejercicio 8. Comparar puntos de fusión de dos compuestos iónicos

Enunciado: justifica por qué el MgO funde a 2852 °C y el NaCl a 801 °C.

Resolución: ambos son compuestos iónicos, así que hay que comparar sus energías reticulares, que según la ley de Coulomb dependen de dos factores:

1. Cargas. En el NaCl son +1 y −1 (producto = 1); en el MgO son +2 y −2 (producto = 4). La atracción electrostática es cuatro veces mayor en el MgO.
2. Radios iónicos. El Mg2+ (72 pm) es menor que el Na+ (102 pm), y el O2- (140 pm) menor que el Cl- (181 pm). Menor distancia interiónica significa mayor atracción.

Los dos factores actúan en el mismo sentido, así que la energía reticular del MgO es mucho mayor, hacen falta muchas más energía para romper la red y el punto de fusión es muy superior.

Ejercicio 9. Ordenar puntos de ebullición

Enunciado: ordena de menor a mayor punto de ebullición: HCl, HBr, HI, HF. Justifica.

Resolución: el orden real es HCl (−85 °C) < HBr (−67 °C) < HI (−35 °C) < HF (19,5 °C).

Hay dos efectos superpuestos:

• Entre HCl, HBr y HI, las fuerzas dominantes son las de dispersión de London, que aumentan con el tamaño y el número de electrones. Por eso el punto de ebullición crece al bajar en el grupo.
• El HF rompe la tendencia y se coloca el más alto pese a ser el más ligero, porque es el único que forma enlaces de hidrógeno (el flúor cumple las dos condiciones: muy electronegativo, pequeño y con pares solitarios). Esa interacción adicional supera con creces al efecto del tamaño.

Ejercicio 10. Polaridad de molécula frente a polaridad de enlace

Enunciado: explica por qué el CCl4 es apolar mientras que el CHCl3 es polar, si ambos tienen enlaces C-Cl polares.

Resolución: los enlaces C-Cl son polares en ambos casos (ΔEN = 3,0 − 2,5 = 0,5). La diferencia está en la simetría.

En el CCl4, el carbono tiene 4 pares de enlace y ningún par solitario: geometría tetraédrica perfecta con cuatro sustituyentes idénticos. Los cuatro vectores de momento dipolar tienen el mismo módulo y se distribuyen simétricamente, así que su suma vectorial es cero. Molécula apolar.

En el CHCl3, uno de los cuatro sustituyentes es un hidrógeno. El enlace C-H es casi apolar (ΔEN = 0,4) y, además, su vector apunta en sentido contrario a la resultante de los tres C-Cl. La simetría se rompe, los vectores no se cancelan y queda un momento dipolar neto. Molécula polar.

Ejercicio 11. Fragilidad iónica frente a maleabilidad metálica

Enunciado: al golpear con un martillo, un cristal de NaCl se parte y una lámina de cobre se deforma. Explica ambos comportamientos.

Resolución:

NaCl (iónico): la red alterna rigurosamente iones positivos y negativos. Al golpear, una capa de iones se desplaza respecto a la contigua. Basta un desplazamiento de una posición para que queden enfrentados iones del mismo signo. Donde había atracción aparece repulsión, y el cristal se fractura limpiamente por ese plano. De ahí la fragilidad y la exfoliación en caras planas.

Cu (metálico): la red está formada solo por cationes, todos del mismo signo, inmersos en un mar de electrones deslocalizados. Al golpear, unas capas de cationes se deslizan sobre otras, pero el mar de electrones se redistribuye instantáneamente y sigue rodeando a todos los cationes. No aparece ninguna repulsión nueva, así que el metal cambia de forma sin romperse: es maleable y dúctil.

Conclusión general: la misma acción mecánica produce resultados opuestos porque la estructura interna es distinta. Es el ejemplo perfecto de que en química las propiedades macroscópicas se explican por lo que ocurre a escala atómica.

Ejercicio 12. Identificar sustancias a partir de una tabla

Enunciado: identifica el tipo de enlace de cada sustancia:

Resolución:

• A: punto de fusión alto, no conduce sólida pero sí fundida, soluble en agua → iónica (podría ser NaCl o similar). El patrón "no sólida / sí fundida" es la firma inconfundible del enlace iónico.
• B: punto de fusión muy bajo, no conduce nunca, insoluble en agua → covalente molecular apolar (un hidrocarburo, por ejemplo). Funde bajo porque solo hay que vencer fuerzas de London.
• C: conduce en estado sólido, punto de fusión alto → metálica (es hierro). La conducción en sólido solo la dan los metales y el grafito.
• D: punto de fusión altísimo, no conduce en ningún estado, insoluble → red covalente (SiO2 o similar). Alto porque hay que romper enlaces covalentes; aislante porque no hay cargas libres.

Ejercicio 13 (extra). Un enlace dativo

Enunciado: explica cómo se forma el ion amonio, NH4+, y si sus cuatro enlaces son iguales.

Resolución: el NH3 tiene tres enlaces N-H y un par solitario sobre el nitrógeno. Un ion H+ es un protón sin electrones, con un orbital vacío. Cuando se aproximan, el nitrógeno cede su par solitario completo para formar el cuarto enlace: es un enlace covalente coordinado o dativo, que se representa N→H.

¿Son iguales los cuatro enlaces? Sí, una vez formados. Experimentalmente los cuatro enlaces N-H del NH4+ tienen idéntica longitud y energía, y la geometría es tetraédrica perfecta (109,5°). El carácter dativo solo describe el origen de los electrones, no una diferencia en el enlace resultante. Al haber cuatro pares de enlace y ningún par solitario, el ángulo recupera el valor tetraédrico ideal, mayor que los 107° del NH3.

Los errores típicos que hacen perder puntos

1. Decir que existe "una molécula de NaCl". No existe. Los compuestos iónicos forman redes cristalinas; la fórmula solo indica la proporción de iones. Escribir "molécula" en un examen de enlace iónico es un error de concepto, no de despiste.
2. Confundir polaridad del enlace con polaridad de la molécula. El CO2 tiene enlaces muy polares y es una molécula apolar. Siempre hay que analizar la geometría y sumar los vectores.
3. Olvidar los pares solitarios en las estructuras de Lewis. Son los que determinan la geometría y la reactividad. Un Lewis sin pares solitarios está incompleto, aunque los enlaces estén bien.
4. Poner el hidrógeno como átomo central. El H solo puede formar un enlace. En el ácido nítrico, el hidrógeno va unido a un oxígeno, no al nitrógeno.
5. Aplicar la regla del octeto a ciegas. El H se queda en 2, el B en 6, el Be en 4, y a partir del tercer periodo se puede expandir. Forzar un octeto donde no lo hay produce estructuras imposibles.
6. Confundir enlaces con fuerzas intermoleculares. Al hervir agua no se rompen enlaces O-H; se rompen enlaces de hidrógeno entre moléculas. Confundir esto lleva a estimaciones de energía disparatadas.
7. Decir que los compuestos iónicos "conducen la electricidad" sin más. Hay que precisar: no en estado sólido, sí fundidos o disueltos. La respuesta a medias vale la mitad.
8. Usar solo la diferencia de electronegatividad y olvidar mirar si los elementos son metales. El HF es el contraejemplo que hay que tener siempre en la cabeza.
9. Contar los enlaces múltiples como varios pares en la geometría TRPECV. Un doble o un triple cuentan como una sola región de densidad electrónica. El CO2 tiene dos regiones y es lineal, no angular.
10. No justificar las respuestas. "El MgO funde más" no vale nada; "el MgO funde más porque el producto de sus cargas es cuatro veces mayor y sus radios iónicos menores, lo que aumenta la energía reticular" vale el punto entero.
11. Ignorar que la fragilidad iónica y la maleabilidad metálica tienen la misma pregunta detrás. Son la comparación estrella y casi siempre se preguntan juntas.
12. Estudiarlo memorizando la tabla de propiedades sin entender de dónde salen. Como los enunciados cambian la forma de preguntar, la memoria pura falla en cuanto el ejercicio se sale del formato conocido.

Plan de 5 días para preparar el tema

Este plan supone que dedicas entre 45 y 60 minutos al día. Está diseñado con repaso espaciado y práctica activa, que es lo que de verdad fija el conocimiento; si quieres profundizar en el método, tienes más en nuestra guía de técnicas de estudio.

Día 1 — Los cimientos. Repasa electrones de valencia por grupo y las tendencias de electronegatividad en la tabla periódica. Aprende la regla del octeto y sus cuatro excepciones. Ejercicio del día: coge 15 fórmulas al azar (KI, SO2, Al, CH4, CaO, Br2...) y clasifica su tipo de enlace justificándolo por escrito en dos líneas cada una. No pases de aquí hasta clavarlo, porque todo lo demás se apoya en este paso.

Día 2 — Iónico y metálico. Estudia la formación del enlace iónico, la idea de red cristalina y la energía reticular (cargas y radios). Después, el mar de electrones. Dedica el rato final a escribir con tus palabras las explicaciones de las cinco propiedades iónicas y las cinco metálicas. Ejercicio del día: los ejercicios 7, 8 y 11 de esta guía, tapando la solución.

Día 3 — Covalente y estructuras de Lewis. El día más denso. Aprende los siete pasos del método de Lewis y dibuja al menos doce estructuras: H2, Cl2, HCl, H2O, NH3, CH4, CO2, N2, O2, BF3, NH4+, C2H4. Repítelas hasta que salgan sin mirar. Añade la geometría TRPECV de cada una. Al terminar, dedica 5 minutos a repasar mentalmente lo del día 1: ahí es donde el repaso espaciado hace su trabajo.

Día 4 — Polaridad y fuerzas intermoleculares. Distingue polaridad de enlace y de molécula con los casos CO2, H2O, CH4, NH3, CCl4 y CHCl3. Estudia London, dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno con sus condiciones exactas. Cierra con las anomalías del agua, que caen muchísimo. Ejercicio del día: los ejercicios 9, 10 y 12.

Día 5 — Simulacro y consolidación. Reconstruye de memoria y en folio en blanco la tabla comparativa de los cuatro tipos de enlace. Luego hazte un examen completo de 45 minutos con ejercicios de años anteriores de tu centro, cronometrado y sin apuntes. Corrígelo con severidad y anota qué tipo de error has cometido (concepto, despiste, falta de justificación). Repasa solo esos puntos.

Si en algún momento del plan te encallas y no tienes a quién preguntar, ese es exactamente el hueco que cubre Profe 24/7: puedes enviar tu estructura de Lewis o tu justificación y recibir la corrección explicada, no solo la respuesta correcta. Y si quieres un acompañamiento continuado durante el curso, tenemos apoyo específico de Física y Química de 3º de la ESO, de 4º de la ESO y de 1º de Bachillerato, que es donde este tema se profundiza de verdad.

Preguntas frecuentes

¿Por qué se unen los átomos?

Porque unidos tienen menos energía que separados, y todo sistema físico tiende espontáneamente al estado de mínima energía. Al acercarse, las atracciones entre el núcleo de uno y los electrones del otro superan a las repulsiones, y la energía del conjunto baja. Esa bajada es la energía de enlace.

¿Cómo sé si un enlace es iónico o covalente?

Mira primero qué elementos son: metal más no metal apunta a iónico, y dos no metales a covalente. Después confirma con la diferencia de electronegatividad: por encima de 1,7 aproximadamente, iónico; por debajo, covalente. Si los dos criterios chocan, como en el HF, manda el primero.

¿Qué diferencia hay entre enlace covalente polar y apolar?

En el apolar los dos átomos tienen la misma electronegatividad (o casi) y comparten los electrones por igual: ocurre entre átomos idénticos, como Cl2. En el polar uno de los dos atrae más el par compartido, la densidad electrónica se desplaza y aparecen cargas parciales δ+ y δ−, como en el HCl.

¿Por qué el hielo flota en el agua?

Porque al congelarse, cada molécula forma cuatro enlaces de hidrógeno en una disposición hexagonal muy abierta que deja huecos. El hielo ocupa así más volumen que la misma masa de agua líquida, y su densidad (0,917 g/cm³) es menor que la del agua (1,000 g/cm³). Por eso flota.

¿Por qué los metales conducen la electricidad y la sal no?

En un metal, los electrones de valencia están deslocalizados y se mueven libremente por toda la red, incluso en estado sólido. En la sal hay cargas (los iones), pero están fijas en la red cristalina y no pueden desplazarse. La sal sí conduce cuando se funde o se disuelve y los iones quedan libres.

¿Cuántos electrones puede compartir un átomo?

Depende de cuántos le falten para completar su capa de valencia. El hidrógeno comparte un par, el oxígeno hasta dos, el nitrógeno hasta tres y el carbono hasta cuatro. A partir del tercer periodo, elementos como el fósforo o el azufre pueden expandir el octeto y formar más enlaces, como en el PCl5 o el SF6.

¿Qué son exactamente las fuerzas de van der Waals?

Es el nombre general de las atracciones entre moléculas, no dentro de ellas. Incluyen las de dispersión de London (presentes en todas las sustancias, aumentan con el tamaño molecular) y las dipolo-dipolo (solo entre moléculas polares). Son mucho más débiles que un enlace covalente, pero determinan el estado físico de la sustancia.

¿En qué curso se estudia el enlace químico?

Se introduce en 3º de la ESO de forma muy básica, se desarrolla con estructuras de Lewis y propiedades en 4º de la ESO, y se profundiza en 1º de Bachillerato con energía reticular, geometría TRPECV e hibridación. En 2º de Bachillerato reaparece con la teoría de orbitales moleculares y de bandas.

Para terminar

Si tuvieras que quedarte con una sola idea de todo este artículo, que sea esta: las propiedades de un material se explican por su estructura, y su estructura se explica por su enlace. El cobre se dobla y la sal se parte, el hielo flota y el diamante raya el acero, todo por lo mismo: por cómo están unidos sus átomos.

En cuanto interiorizas esa cadena (enlace → estructura → propiedad), dejas de memorizar listas y empiezas a deducir respuestas, que es exactamente lo que se evalúa en este tema. Y esa forma de pensar te va a servir para la termoquímica, para el equilibrio químico y para la orgánica, porque en química todo se construye encima de lo anterior.

Si aun así hay una parte que no acaba de encajar (a casi todo el mundo le pasa con la polaridad de las moléculas o con las excepciones al octeto), puedes probar Profe 24/7 y resolverlo el mismo día en que aparece la duda, en lugar de arrastrarla hasta la semana del examen. Puedes empezar aquí y plantear tu primera duda de enlace químico en menos de un minuto.