ENLACE QUIMICO

ENLACE QUÍMICO


Objetivos Específicos
v Explicar el concepto de enlace químico.
v Representar los electrones de los átomos mediante el diagrama de Lewis.
v Diferenciar entre un enlace iónico y un enlace covalente.
v Representar los enlaces químicos de compuestos comunes mediante estructuras de Lewis.
v Representar las fórmulas estructurales de algunas especies químicas, según la Regla del Octeto.
v Predecir el tipo y fuerza del enlace de acuerdo a las electronegatividades de Pauling.
v Relacionar la estructura electrónica con el número de oxidación.
v Determinar el número de oxidación de los iones poliatómicos y de los elementos de una sustancia química.


Concepto
“El enlace químico representa la unión entre electrones transferidos y también compartidos”.

Símbolo de Lewis
En 1916, Gilbert N. Lewis, químico de los Estados Unidos, presentó su trabajo sobre los enlaces químico. Lewis señaló la importancia que representan los electrones de valencia (los que se encuentran en el nivel externo de energía de un átomo) en la formación de los enlaces químicos para obtener sustancias.
De acuerdo con Lewis, todo átomo consta de dos partes esenciales, a saber:
¨ La parte central, el kernel, o sea el núcleo del átomo con todos los electrones, exceptuando a los que ocupan la capa exterior, y
¨ Los electrones de valencia; es decir, los de la capa exterior.

Lewis representó los electrones de valencia por medio de puntos o cruces. A estas representaciones se les conoce por símbolos de Lewis.
Para la representación de los símbolos de Lewis del átomo de un elemento se procede de la siguiente manera:
a) Se escribe el símbolo del elemento, que representa el kernel del mismo.
b) Se coloca alrededor del símbolo del elemento, puntos o cruces que representan los electrones de valencia de su última capa, o sea la configuración electrónica del último nivel de energía.

Elementos
Configuración Electrónica del Último Nivel
Electrones de Valencia
Símbolo de Lewis
H
1s1
1
H
Mg
1s2 2s2 2p6 3s2
2
Mg
Al
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
3
Al
C
1s2 2s2 2p2
4
C
N
1s2 2s2 2p3
5
N
O
1s2 2s2 2p4
6
O


Es fácil escribir los símbolos de Lewis de los elementos de los tres primeros períodos de la tabla Periódica. En el caso de los elementos representativos, el número del grupo es igual al número de electrones de valencia para todos los elementos de cada grupo.
En síntesis, si conocemos el número del grupo, la configuración electrónica del último nivel de energía, o el número de electrones de valencia de los elementos representativos, tal transformación nos permitirá elaborar el diagrama correspondiente al símbolo de Lewis de esos elementos.



Configuración electrónica y símbolos de Lewis para algunos de los elementos representativos
Grupo

I•


•II•
•
•III•
•
•IV•
•
••
•V•
•
••
•VI•
••
••
:VII:
•
••
:O:
••
Período
2
Li
Be
B

C


N


O


F


Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar
4
K
Ca

Ga


Ge

As
Se

Br

Kr






Elementos
No. De Grupo
Configuración del último nivel
No. de Electrones de Valencia
Símbolo de Lewis
1 Ba
II
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2
2
Ba
2 In
III
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p1
3
In
3 Rb
I
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4s1
1
Rb
1) El bario (Ba) se ubica en el grupo II A. La configuración electrónica de su último nivel de energía es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2, por tanto, tiene dos electrones de valencia. Su símbolo de Lewis será Ba
2) El elemento indio (In) está en el grupo III A. La configuración electrónica de su último nivel de energía es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p1, tiene tres electrones de valencia y, en consecuencia, su símbolo de Lewis es In
3) El rubidio (Rb) lo encontramos en el grupo IA. La configuración electrónica de su último nivel de energía es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4s1, así, tiene un electrón de valencia; por lo tanto, su símbolo de Lewis será: Rb







Configuración electrónica del último nivel de energía
Número
del grupo A
Símbolo
de Lewis
Número de electrones
de Valencia







Relación del símbolo de Lewis con el número del grupo, la configuración electrónica del último nivel de energía u el número de electrones de valencia de los elementos representativos, (grupo A).

En el caso de los iones el diagrama del símbolo de Lewis se ilustra con los ejemplos siguientes:
Escriba el símbolo de Lewis del ión sodio.
a. El símbolo de Lewis para el átomo de sodio (grupo IA) es
Na•
átomo de sodio al perder el electrón de valencia, se convierte en un ión positivo, y su símbolo de Lewis es: La carga + indica que el átomo ha perdido un electrón.
Na+
Escriba el símbolo de Lewis del ión oxigeno.
El símbolo de Lewis para el átomo de oxígeno (grupo VIA) es:
O
El ión oxígeno es negativo porque tiene dos electrones adicionales, y su símbolo de Lewis se escribe así: cada x representa un electrón adicional.
O 2-
TIPOS DE ENLACE
ENLACE IÓNICO
Es el tipo de enlace que se forma cuando un átomo gana o pierde uno o más electrones, y se convierte en un ión positivo o catión (pierde electrones) o un ión negativo o anión (gana electrones).
Na• + Cl -------------- Na+ + Cl -
Átomos íón positivo ión negativo
Neutros (catión) (anión)
Los iones sodio (Na) y Cloro (Cl) se atraen entre sí porque tienen cargas eléctricas opuestas. Esta atracción es un enlace iónico o electrovalente, que corresponde a la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.
Cuando el átomo de sodio transfiere un electrón al átomo de cloro, cada átomo se convierte en un ión cargado eléctricamente para formar un cristal de Cloruro de Sodio, NaCl.
Al estudiar un cristal de Cloruro de Sodio, se observa que no contiene moléculas de Cloruro de Sodio, sino iones de Sodio e iones de Cloro que se mantienen juntos en una red cristalina por efecto de la atracción entre las cargas positivas y negativas. Por eso es incorrecto decir “una molécula de Cloruro de Sodio” o de otros compuestos iónicos. Debemos decir correctamente “un agregado de Cloruro de Sodio”, puesto que esta sal existe por la agregación de iones de Sodio e iones de Cloruro.


La red cristalina del Cloruro de Sodio, NaCl.
No existen moléculas de Cloruro de Sodio en el estado sólido; sin embargo, hay una atracción de las cargas iónicas opuestas. Cada ión sodio es rodeado por los iones de cloro y cada ión cloro es rodeado por iones de sodio.

Los elementos metálicos, que tienen comparativamente bajas electronegatividades y bajo potencial de ionización (caso de sodio), tienden a formar enlaces iónicos cuando se combinan con elementos no metálicos (caso del cloro), que tienen elevadas energías de afinidad electrónica.
Por lo general, los metales ubicados al lado izquierdo de la Tabla Periódica reaccionan con los no metales del lado derecho de la misma (se excluye a los gases nobles), para formar sólidos cristalinos muy estables, que se mantienen muy unidos debido a los iones con cargas opuestas. El punto de fusión elevado propio de los sólidos iónicos se debe a la fuerte atracción que existe en su interior. Igualmente los puntos de ebullición de las sustancias iónicas son muy altos. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, lo cual facilita que sean buenos conductores eléctricos, por los que se le llama electrolitos.

ENLACE COVALENTE
El concepto de enlace covalente fue introducido por Lewis en 1916. Este tipo de enlace se presenta cuando átomos comparten electrones. La existencia de moléculas reales ocurre en compuestos que se mantienen unidos por enlace covalentes.
La formación de la molécula de hidrógeno nos brinda una idea del enlace covalente.
“Una molécula se forma por dos o más átomos unidos por enlace covalentes, y es una partícula eléctricamente neutra”

La formación de la molécula de hidrógeno, H2, se debe al aporte de un electrón por cada átomo de hidrógeno, para formar el enlace covalente.

“En el enlace covalente se comparten los electrones; no hay transferencia de electrones”.


Estructuras de Lewis y Regla del Octeto
La formación de los enlaces entre los átomos para dar lugar a las moléculas se pueden representar por la llamada estructura de Lewis o fórmula de Lewis.
Ya sabemos que el símbolo de Lewis se representa por el símbolo del elemento y los puntos o cruces que representen los electrones de valencia. Ejemplos:
Símbolo de Lewis Na• Cl
(sodio) (cloro)
La estructura de Lewis es el diagrama de una molécula en la cual están ordenados los electrones de valencia alrededor de la molécula. Ejemplo:
H O H
Los átomos de los gases nobles (excluyendo el helio que tiene dos electrones), tienen su última capa de valencia con ocho electrones (ns2 np6), causa de su estabilidad química. La tendencia de los otros elementos es llegar a tener ocho electrones en capa externa o capa de valencia, semejante al gas noble más cercano. Este ordenamiento es fundamental en la formación de los enlaces químicos, y la regla que lo rige se conoce universalmente por “Regla del Octeto” (dueto para el helio).

La Regla del Octeto señala que un átomo con ocho electrones en su capa externa, es estable.




Ejemplos:
Elemento
Símbolo
Configuración Electrónica
Sodio
Na
2 – 8 – 1
Neón
Ne
2 – 8
Cloro
Cl
2 – 8 – 7
Argón
Ar
2 – 8 - 8
En el caso del sodio la regla se cumple al perder el electrón de su última capa, adquiriendo la configuración electrónica de ocho electrones en lo que es ahora su última capa.
De este modo el átomo de sodio se convierte en un ión sodio, con un octeto en su capa externa y una configuración electrónica semejante a la del neón.
Na (2 – 8 – 1) ------------------------ Na+ (2 – 8) + e-
Na• ------------------------- Na+ + e-
¿Y que sucede con el cloro? Al aceptar un electrón forma un ión negativo con ocho electrones en su última capa y una configuración electrónica similar al gas argón.
Cl (2 – 8 – 7) + e- ---------------------- Cl – (2 – 8 – 8)

Cl + e- ------------ Cl

Cl
Se emplean corchetes para que el signo negativo (-) quede separado de los puntos.
La regla del Octeto en los enlaces covalentes se representa mediante las estructuras de Lewis.

Ejemplo: molécula de hidrógeno, H2.
H• + •H --------- H : H (Regla del Dueto)
Moléculas de H2
H• + •H --------- H – H
Cada átomo de hidrógeno aporta un electrón, y al acercarse, sus dos electrones pueden ser compartidos. Al compartir un par de electrones, cada átomo de hidrógeno adquiere la configuración electrónica semejante al átomo de helio. Se cumple la regla del Dueto.
Ejemplo: molécula de tetracloruro de carbono, CCl4
Tanto el átomo de carbono como cada uno de los átomos de cloro, cumplen con la Regla del Octeto a través de los enlaces covalentes correspondientes.

Las formulas que representan a los compuestos que existen como moléculas, se llaman fórmulas moleculares.

La fórmula molecular del tetracloruro de carbono es CCl4, y en ella nos dice la cantidad de átomo de cada elemento que forma la molécula; sin embargo, no informa sobre cómo se colocan los átomos para formar la molécula.
Las estructuras de Lewis son útiles porque ayudan a deducir la estructura molecular de un compuesto. Las llamadas formulas puntuales o estructuras de Lewis se puede simplificar utilizando las formulas estructurales en las cuales una línea o guión (--) indica un par de electrones que se comparten. Los electrones no compartidos suelen omitirse al hacer el diagrama de una fórmula estructural.
Sustancia
Fórmula
Molécular
Puntual
Estructural


Tetracloruro de Carbono


CCl4


* Se pueden omitir los electrones no compartidos; no obstante, hay que tener presente la Regla del Octeto
Para escribir una estructura de Lewis es necesario conocer la base de la Regla del Octeto; o sea, precisar la ubicación de los electrones alrededor de los átomos enlazados y señalar como están unidos estos átomos. El caso de la molécula de dióxido de carbono, CO2, servirá para ilustrar los pasos a seguir para escribir una estructura de Lewis.

Determine el número de electrones que se requieren (A) para cumplir la Regla de Octeto.
A = electrones necesarios x número de átomos de cada elemento
C = 8 x 1 = 8
O = 8 x 2 = 16
A = 24
Determine el número de electrones de valencia disponibles (V) proporcionados por todos los átomos de la molécula.
V = electrones de valencia x número de átomos de cada elemento
C = 4 x 1 = 4
O = 6 x 2 = 12
V = 16
Determine el número de electrones de enlace (E)
E = A – V
E = 24 – 16
E = 8
Determine el número de enlaces (E)
2
Número de enlaces = 8 = 4
2
Ordene los átomos en forma simétrica. Generalmente el átomo que forma el mayor número de enlaces es el átomo central. El carbono forma cuatro enlaces; por lo tanto será el átomo central.
O C O
Se colocan los electrones de enlace (E), indicando con una raya el para de electrones que forman el enlace covalente.
O = C = O
Se añade el resto de electrones de valencia disponibles (V) para completar el octeto
O = C = O

Para comprobar si es correcta la estructura de Lewis, se procede así:
a. Comprobar el número tota de electrones disponibles (V). Observamos que hay 16 electrones disponibles, que es el número correcto.
b. Verificar si se cumple la Regla del Octeto para cada átomo.
O
O
C


La mayoría de las moléculas formadas por átomos de los elementos representativos, grupos A, y con énfasis los de los periodos 2 y 3 cumplen con la Regla del Octeto, la cual es un modelo de gran uso en química. Pero la regla tiene sus excepciones. Veamos:
· Cualquier molécula que contenga un número impar de electrones de valencia no sigue la Regla del Octeto. Por ejemplo el NO tiene 11 electrones de valencia, por lo cual no puede elaborarse la estructura de Lewis para este caso. El oxígeno cumple con la regla, no así el nitrógeno.
· Hay casos como el pentacloruro de fósforo, PCl5, donde a pesar de contener un número par de electrones de valencia, no se cumple la regla. En esta molécula, el fósforo tiene 5 electrones de valencia y los cinco átomos de cloro tienen 35, lo cual corresponde a 40 electrones de valencia. Como el fósforo forma cinco enlace, la estructura de Lewis es:



Cl
Cl Cl Cl
Cl P Cl --------- C P Cl
Cl Cl

En este caso los átomos de cloro cumplen con la regla; sin embargo, el fósforo presenta cinco pares electrónicos, por lo que no cumple la regla; se dice que la capa de valencia del fósforo se ha expandido.
Hay oportunidades donde la capa externa de un átomo de una molécula contiene menos de un octeto. Por ejemplo el tricloruro de boro. Su estructura de Lewis se describe así:
Cl B Cl ------------- Cl B Cl
Cl Cl
En este caso, la capa de valencia del boro tiene seis electrones de valencia; por lo tanto, no cumple con la Regla del Octeto.

Resonancia
Mediante la estructura de Lewis podemos deducir el papel que desempeñen los electrones de valencia de una molécula de acuerdo a los enlaces químicos. En ocasiones surgen casos como del ozono, O3, donde podemos escribir dos estructuras de Lewis. Cada átomo de oxígeno contribuye con seis electrones de valencia.


O O
O O O O
I II
Estas dos estructuras son equivalentes, solo que en la estructura I el doble enlace está a la izquierda, mientras la estructura II lo presenta a la derecha. El término “resonancia” indica que se puede dibujar más de una estructura de Lewis para una molécula.
En este caso se dice que la molécula de ozono es un hibrido resonante de las estructuras de Lewis I y II.
Las dos formas se escriben en el mismo plano separado por una flecha de dos puntas, la cual indica que ninguna de estas estructuras representa la verdadera estructura electrónica.
O O
O O O O
No hay alteración de estructuras; la estructura reales un promedio de I y II, o sea un intermedio entre ellas.

Enlaces Simples y Múltiples
El enlace simple o sencillo se efectúa cuando dos átomos comparten solamente un para de electrones. Este tipo de enlace se representa por puntos, cruces o barras.





H• + Cl H• Cl o H-Cl

H• H H
H• + Cl H Cl H o H Cl H
H• H H
H•
Además del enlace simple, los átomos se combinan también para formar moléculas por la utilización de dos o tres pares de electrones que comparten.
En el enlace doble se comparten dos pares de electrones para cumplir con la Regla del Octeto. Ejemplo:

Oxígeno O2 = O + O O O ó O = O

Dióxido de Carbono CO2 = O + C + O O C O ó O = C = O

Existe también la combinación entre átomos compartiendo tres pares de electrones que dan lugar al enlace triple. Ejemplo:
H H H
Amoníaco NH3 = N + H N H ó N H
H H H

Nitrógeno N2 = N + N N N ó N N
Como puede apreciarse en todos los casos anteriores los enlaces simples y múltiples dan lugar a diferentes moléculas donde sus átomos cumplen con la Regla del Octeto.

Enlace covalente coordinado
En muchos compuestos covalentes sucede que un solo átomo suministra ambos electrones, este tipo de enlace se denomina enlace covalente coordinado. Sin embargo, este tipo de enlace no es diferente a cualquier otro tipo de enlace covalente.
El átomo que contribuye con el par de electrones se llama dador o donador, y el que los recibe se denomina receptor o aceptador.
Son pocos los átomos capaces de formar enlaces covalentes coordinados. El nitrógeno, el oxígeno y el azufre se destacan como donadores; entre los aceptadores podemos mencionar el magnesio, el zinc y en general, los elementos de transmisión.
Ejemplo:
H2SO4 ó
La flecha indica de donde proviene el enlace covalente coordinado. Así, el azufre es el donador de los pares de electrones en el enlace con los átomos de 1 y 3, que son los receptores.



Enlace covalente polar y no polar
Hemos considerado que los enlaces químicos pueden ser tanto enlaces iónicos como enlaces covalentes, de acuerdo a la transferencia de electrones o a la forma como se comparten los electrones de un átomo a otro. Sin embargo, existen moléculas que tienen enlaces intermedios entre el enlace iónico y el enlace covalente. Estos enlaces se identifican como enlace covalente polar y enlace covalente no polar.

Enlace covalente no polar
El enlace entre dos átomos idénticos, tal como se presenta en la molécula de hidrógeno atraen por igual el par electrónico, recibe el nombre de enlace covalente no polar.
H• + •H -------- H-H
El enlace entre los átomos de hidrógeno es no polar, porque los extremos del enlace son eléctricamente iguales; por lo tanto, no tienen polos o extremos diferentes.
“Los átomos con electronegatividades iguales forman enlaces covalentes no polares”.

Enlace covalente polar
Cuando el enlace covalente es formado entre dos átomos de diferentes elementos, los mismos presentan diferentes electronegatividades. Este tipo de enlace se denomina enlace covalente polar.
La polaridad de un enlace, depende de la diferencia entre las electronegatividades de los dos átomos. A mayor electronegatividad, mayor es la polaridad en el enlace.
H + F ----------- H-F
El átomo de flúor, F, por tener la mayor electronegatividad adquiere una carga negativa parcial; y el átomo de hidrógeno, h, una carga positiva parcial. No obstante, la molécula completa de fluoruro de hidrógeno, HF, permanece neutral. Debido a esta fuerte atracción de los pares de electrones, el enlace entre el átomo de hidrógeno y el átomo de flúor tiene un carácter parcialmente iónico y se le conoce por enlace covalente polar. La molécula de HF se identifica como polar.
Un dipolo es una molécula polar hay una diferencia de, carga entre los átomos que la forman; por eso no es simétrica eléctricamente. Un dipolo generalmente se representa así:
+ -
La molécula de cloruro de hidrógeno, HCl, es polar y se comporta como un dipolo. El dipolo HCl debe escribirse como:
H --------------------- Cl
La flecha se dirige al polo negativo del dipolo.
Entre mayor sea la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, más polar será el enlace que forman. Cuando la diferencia es muy elevada, el enlace entre dos átomos será iónico, con algunas excepciones.







Diferencia de electronegatividad y el tipo de enlace
Diferencia de electronegatividad
Tipo de enlace
Cero



Grande
Covalente no polar

Polar covalente

Iónico



ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de atraer un par de electrones en un enlace covalente. Un elemento con alta electronegatividad tiene mayor capacidad de atraer los electrones de valencia que otro elemento con baja electronegatividad.
El profesor Linus C. Pauling, desarrolló una escala numérica de electronegatividad.




Las Electronegatividades de los elementos en la Tabla Periódica
Escala de Pauling
H
2.1
















He
Li
1.0
Be
1.5










B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Ne
Na
0.9
Mg
1.2










Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
Ar
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Kr
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
2.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Xe
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.2
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Ti
1.8
Pb
1.8
Bi
1.8
Po
2.0
At
2.2
Rn
Fr
0.7
Ra
0.9

















En la escala de Pauling se observan dos características de la electronegatividad:
Las electronegatividades aumentan (excluyendo los gases nobles) de izquierda a derecha a través de los periodos en la Tabla Periódica.
Las electronegatividades de los elementos disminuyen de arriba hacia abajo dentro de un mismo grupo o familia.
Los elementos localizados en la esquina inferior izquierda de la Tabla Periódica son los menos electronegativos; es decir, son más metálicos. Se excluyen los gases nobles. En base a lo anterior podemos apreciar que el elemento más electronegativo es el flúor, F, y el menos electronegativo es el Francio, Fr.
La tabla de electronegatividad de Pauling sirve para predecir el carácter iónico y el carácter covalente de los compuestos.
Cuando la diferencia de electronegatividad es muy apreciable se forman compuestos de enlace iónico; no obstante, si las electronegatividades entre dos elementos son mínimas, se obtienen compuestos covalentes.
Con base en las diferencias de electronegatividades y poder explicar la naturaleza de los enlaces químicos, se ha elaborado la siguiente tabla:

Naturaleza de los enlaces químicos en base a las diferencias de electronegatividad
Diferencia de Electronegatividad
Porcentaje de Carácter Iónico
Tipo de Enlace
0,2 – 0,7
1 – 9%
Covalente no Polar
0,8 – 1,6
10 – 47%
Covalente Polar
1,7
50%
50% covalente
50% iónico
1,8 – 3,2
55 – 92%
Iónico

El flúor (4,0) y el oxígeno (3,5) tienen una diferencia de 0,5 de electronegatividad; por lo tanto, forman un enlace covalente no polar. El carbono (2,5) y el oxígeno (3,5) tienen una diferencia de electronegatividad de 1; el enlace que forman será polar. El sodio (0,9) y el cloro (3,0) tienen una diferencia de electronegatividad de 2,1; esto indica que forman un enlace de alto carácter iónico.

FUERZAS DE LOS ENLACES QUÍMICOS
Para que se realice el enlace químico que permita la formación de una molécula o un ión, se hace necesaria la presencia de una fuerza que mantenga dichos enlaces.
La fuerza de enlace conocida por intramolecular es aquella que mantiene juntos los átomos de una molécula. En oposición ocurre otra fuerza que se denomina intramolecular que mantiene unidas a las moléculas.






H - O - H
- - - - - - - - -
H - O - H






Fuerzas intramoleculares (A)


H - O - H
- - - - - - - - -
H - O - H






Fuerzas intermoleculares (B)



A. Fuerza de enlace intramolecular. Mantiene unidos a los átomos de la molécula de agua.
B. Fuerza de enlace intermolecular. Mantiene unidas las moléculas de agua.

FUERZAS INTERMOLECULARES
En los diferentes tipos de enlaces químicos hay fuerzas intermoleculares que se constituyen en fuerzas de atracción entre una molécula y las moléculas vecinas que forman un conglomerado de un determinado compuesto.
Las fuerzas intermoleculares, en atención a sus características, son: las fuerzas de Van der Waals o de London, las fuerzas dipolo-dipolo y los puentes de hidrógeno.

FUERZAS DE VAN DER WAALS O DE LONDON
Son fuerzas de atracción débiles, entre el núcleo de un átomo y los electrones de otro átomo. Estas fuerzas se presentan con mayor intensidad de acuerdo al mayor tamaño que presentan las moléculas no polares. Por ejemplo, tienen mayor atracción en el bromo, Br2, y en el yodo, I2, que en el flúor, F2. Estas fuerzas son importantes porque sirven para determinar, con bastante regularidad, las propiedades físicas de los compuestos no polares.

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Las fuerzas bipolares, en general son muy débiles; sin embargo, son más intensas que las fuerzas de Van der Waals.
Una molécula de cloruro de hidrógeno, HCl, es polar por tener el par de electrones de enlace atraídos más hacía el cloro, por lo que este átomo se hace electronegativo; el átomo de hidrógeno es menos electronegativo y por eso constituyen un dipolo de cargas parciales negativas, el cloro, y cargas parciales positivas, el hidrógeno; pero no alcanzan la fuerza de los enlaces iónicos. Su intensidad se aproxima al 1% de los enlaces iónicos.

ENLACE DE HIDRÓGENO O PUENTE DE HIDRÓGENO
Cuando se combinan dos átomos de hidrógeno para formar la molécula de hidrógeno, H2, el enlace químico formado es un enlace no polar. Pero, cuando se combina el hidrógeno con otros elementos como el nitrógeno, N, o el oxígeno, O, para formar moléculas de amoniaco, NH3, y agua, H2O, respectivamente; su único electrón se desplaza hacia el elemento, dejando su núcleo formado por un protón y quedando positivo el hidrógeno. Como consecuencia de este desplazamiento del electrón, la molécula presenta polos positivos y polos negativos, o sea manifiesta polaridad; y por su estructura facilita la unión con otras moléculas de agua mediante el par de electrones no compartidos que tiene el oxigeno, sucediendo una atracción así:
H H
H O H O
O H
H
Las líneas discontinuas indican los puentes de hidrógeno.
Estos son los enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno característicos de los compuestos que llevan en sus moléculas ese elemento.
El puente de hidrógeno es responsable del aumento de la temperatura del punto de fusión y ebullición del agua, que deberían ser más bajos en atención al pequeño tamaño de la molécula de agua. También explica el por que el hielo flota sobre el agua debido a la forma como cristaliza, con un arreglo molecular muy abierto.
En la industria es importante para la obtención de polímeros de fluoruro de hidrógeno, HF.
“Los puentes de hidrogeno se forman entre moléculas que contienen hidrogeno unido a un átomo muy electronegativo como lo es el flúor, el oxígeno y el nitrógeno”.
En orden creciente de intensidad aparece primero las fuerzas de Van der Waals, luego las fuerzas bipolares, siguiendo los puentes de hidrógeno y los enlaces covalentes.

ENLACE METÁLICO
El tipo de unión de un metal se conoce por enlace metálico. Este enlace se debe a los electrones de valencia de los metales que no se transfieren ni se comparten con otros átomos. Estos electrones de valencia de los metales que no se transfieren ni se comparten con otros átomos. Estos electrones, conocidos por electrones libres, circulan libremente por lo orbitales externos de los metales. El número de electrones externos disponibles determinan las propiedades metálicas.
Los electrones de valencia de los metales de los diferentes grupos, son determinantes de diferentes propiedades físicas. Así, los metales del grupo IA son blandos, los del grupo IIA, con dos electrones de valencia, son más duros. En el caso de los metales de transición, los electrones ubicados en los orbitales “d” participan en la formación del enlace metálico y algunos de estos metales como el hierro, Fe, el cromo, Cr, y el níquel Ni, son muy duros y resistentes. Esta característica se aprovecha para formar aleaciones al tratarlos con otros metales. Las aleaciones tienen propiedades diferentes a la de los elementos que las forman.

NÚMERO DE OXIDACIÓN
Para tener un concepto claro de lo que es el número de oxidación, debemos diferenciarlo del concepto valencia.
La valencia de un elemento es un número que expresa la capacidad de combinación de sus átomos.
El número de oxidación de un elemento es la carga positiva o negativa asignada a sus átomos en un compuesto y también describe su capacidad de combinación. Esta carga positiva o negativa es resultado de la transferencia de electrones de un átomo a otro en un enlace iónico, o de un enlace compartido de electrones entre átomos formando enlace covalentes.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y SU NÚMERO DE OXIDACIÓN
La estructura electrónica de los átomos de los elementos representativos, grupo A, está vinculada a su posición en la Tabla Periódica; por eso el número de oxidación de muchos elementos se puede predecir de acuerdo al grupo o familia a la cual pertenecen. En estos elementos, al hacer la distribución de su estructura electrónica el número de los electrones de su última capa corresponde con el número del grupo, y por ende, con su número de oxidación. Los números de oxidación del grupo A son:

Relación de la Configuración Electrónica Terminal y el número de Oxidación
Grupo
Configuración Electrónica Terminal
Número de Oxidación
IA
s1
+1
IIA
s2
+2
IIIA
s2p1
+3
IVA
s2p2
+4 ó -4
VA
s2p3
+5 ó -3
VIA
s2p4
+6 ó -2
VII
s2p5
+7 ó -1

En los compuestos covalentes, donde se comparten los electrones y no hay una transferencia completa de un átomo a otro, se hace difícil asignar una carga completa de un átomo. Por el uso práctico, es conveniente asignar un número de oxidación a ciertos elementos. El elemento más electronegativo de un compuesto covalente tiene la mayor atracción por electrones, y por eso se le asigna carga electrónica negativa.
Así, en el matano, CH4, cada hidrógeno facilita un electrón al átomo de carbono, y se le asigna carga de +1; mientras que cada átomo de carbono acepta cuatro electrones y su carga será de -. En el tetracloruro de carbono, CCl4, es todo lo contrario. El cloro es más electronegativo, que el carbono comparte todos sus electrones de valencia, y tiene carga eléctrica de +4. La carga asignada a un átomo en un compuesto es el número de oxidación del elemento en el compuesto.

IONES MONOATÓMICOS Y POLIATÓMICOS
En los enlaces iónicos entre dos elementos para formar una molécula siempre un átomo cede uno o más electrones que recibe el otro, dando lugar a iones positivos (cationes) e iones negativos (aniones). Ejemplo:
Na• + Cl Na+ + Cl-
El ión sodio, Na+, es positivo porque pierde o cede un electrón, o cual altera el equilibrio de las cargas positivas, protones, y las cargas negativas, electrones. En este caso, al perder el átomo de sodio un electrón se convierte en un sodio, con una carga positiva mayor.
Na• Na+ + e-
El ión cloro, Cl-, es negativo porque al adquirir un electrón cedido por el átomo de sodio, aumenta el número de cargas negativas en una unidad en comparación con las cargas positivas del átomo de cloro.
Cl + e- Cl
La formulación de los iones monoatómicos está vinculada a los estados de oxidación. El ión formado corresponde a uno de los posibles estados de oxidación de un elemento dado. Pero la formación, de iones monoatómicos esta limitada a ciertos estados de oxidación que nunca puede ser de una carga mayor que tres.
En la formación de iones monoatómicos, los metales pueden perder uno, dos o hasta tres electrones, para formar cationes con carga +1, +2 ó 3
Na• ------- Na+ + 1e-
•Mg• ------- Mg2+ + 2e-
•Al• ------- Al3+ + 3e-
Es necesario señalar que para formar iones monoatómicos, los no metales siempre ganan los electrones necesarios para lograr la configuración electrónica de gas noble. Estos átomos siempre ganaran uno, dos o posiblemente tres electrones para formar iones monoatómicos conocidos por iones, como el Cl, S2-, N3-
Cl + 1e- ----- Cl -
S + 2e- ----- S 2-
N + 3e ----- N 3-
Resumiendo, podemos señalar acerca de la formación de iones monoatómicos, que:
La carga límite para iones monoatómicos es 3.
Los metales pierden electrones y solo forman iones positivos (cationes).
Los no metales ganan y solo forman iones negativos.
Unión poliatómico se describe como un grupo estable de átomos tanto con carga positiva como con carga negativa y se comporta como un bloque o unidad en muchas reacciones químicas.
El sulfato de sodio, Na2SO, contiene dos iones de sodio y un ión sulfato, que actúa como una unidad. El ión sulfato, (SO4)-2, es un ión poliatómico constituido por un átomo de azufre, S, y cuatro átomos de oxigeno, O, y tiene carga eléctrica -2. Un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno tienen un total de treinta electrones en sus últimas cargas. El ión sulfato contiene 32 electrones en su última capa y por eso la carga es de -2. Los dos electrones adicionales aportados por los dos átomos de sodio, que ahora serán iones de sodio:

2- 2-
O O
Na+ O S O Na+ O S O
O O
Sulfato de Sodio Ión Sulfato
(Na2SO4) (SO4)2-
El sulfato de sodio tiene tanto enlaces iónicos como enlaces covalentes. Los enlaces iónicos existen entre cada ión sodio con el ión sulfato. Los enlaces covalentes se presentan entre los iones de oxigeno y el ión azufre. Una diferencia importante entre el enlace iónico y el enlace covalente en este compuesto se demuestra al disolver el sulfato de sodio en agua. Este se disuelve en el agua formando tres partículas cargadas eléctricamente, dos iones de sodio y un ión sulfato, por cada unidad de sulfato de sodio:
H2O
Na2SO4 --------------- 2 Na+ + SO42-
Sulfato de Sodio Ión Sodio Ión Sulfato
El ión sulfato, SO42-, permanece como unidad, unido todo por enlaces covalentes; mientras donde se encuentren los enlaces iónicos, se realiza la disociación de los iones. Sin embargo, no podemos pensar que los iones poliatómicos son estables al punto que no pueden ser alterados. Ellos pueden sufrir cambios para dar otros compuestos o iones en algunos cambios químicos, sobretodo en las reacciones de óxido-reducción.
El símbolo de Lewis para algunos iones poliatómicos se presentan a continuación:

Amonio NH4+ Nitrato NO3- Hidróxido, OH-
+ - -
H O
H N H N O O H
H O

DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UNA FÓRMULA
Si conocemos la formula de un compuesto, el número de oxidación de un elemento o la carga de un ión poliatómico en la formula se pueden determinar por la diferencia algebraica. Para comenzar se debe conocer el número de oxidación de algunos elementos que generalmente forman compuestos. El ión hidrógeno es +1, excepto en los hidruros (un hidruro es un compuesto formado por el ión hidrógeno negativo, H-, combinado con un metal); el ión oxigeno siempre es -2, excepto en los peróxidos donde es -1; el hidróxido siempre es -1. si utilizamos la Tabla Periódica podemos fácilmente encontrar el número de oxidación de los elementos representativos de los grupos A.