Los enlaces químicos

Concepto e
importancia de los enlaces químicos

La idea del enlace químico es tan
vieja como el mismo concepto de átomo, pues ya
Demócrito concebía esta idea como dos átomos
unidos entre sí por medio de ganchitos. Tiempo
después, como dos mil doscientos años más o
menos, André Dumas (1843) y Walter Kossel (1916)
propusieron los conceptos de enlace covalente y enlace
iónico, respectivamente.

Concepto de enlace
químico

Los átomos no se encuentran aislados
en la naturaleza, sino que están agrupados
formando

infinidad de moléculas, y estas
infinidades forman las sustancias. Estas agrupaciones de
átomos implican uniones y por lo tanto actividad
química. La actividad química de los átomos
reside en los electrones, específicamente en los
electrones de valencia, aquellos que están localizados en
la última capa o nivel de energía de un
átomo. Esto es que, los átomos se unen entre si por
medio de fuerzas de atracción, las cuales los atraen y los
mantienen unidos a nivel de los electrones de valencia;
así, un enlace químico es la unión entre
átomos y entre moléculas por medio de fuerzas de
atracción; o sea, las fuerzas que unen a los
átomos entre si se llaman enlaces.

Importancia

Los enlaces son muy importantes
porque:

– Permiten que los átomos se
agrupen en moléculas.

– Permiten que las moléculas
se agrupen entre sí, lo que da lugar a que se formen
sustancias puras y compuestas.

– Conociendo el mecanismo de los
enlaces químicos, el hombre puede formar y separar
sustancias.

Para comprender bien los enlaces
químicos debemos conocer antes el siguiente
concepto.

Valencia

Los átomos se unen entre sí
para ganar, perder o compartir electrones, actividad que realizan
a través de los electrones de valencia, aquellos que
están ubicados en el último nivel de energía
de todo átomo. Esta actividad, llamada enlace
químico, la realizan con el propósito de cumplir
con la ley del octeto (ocho), pues solo así los
átomos adquieren su estabilidad química (al igual
que una tranquilidad económica en los humanos).Esta ley
consiste en que los átomos, con dos o más capas de
electrones, procuran tener ocho electrones en su última
capa o nivel de energía

La palabra valencia proviene del
latín valentía, que significa vigor o capacidad. En
los enlaces químicos, esta palabra se refiere a la
capacidad que tiene un átomo para establecer
combinaciones, uniones o enlaces con otros átomos. Algunos
átomos pueden establecer un solo enlace o unión con
otros átomos, otros tienen capacidad para establecer dos
uniones o enlaces, y existen átomos cuya capacidad les
permite establecer hasta cuatro enlaces con otros átomos;
la cantidad de enlaces o uniones que puede establecer un
átomo con otros es a lo que se denomina valencia,
que puede entenderse también como la cantidad de
electrones que un átomo gana, pierde o comparte cuando se
une o enlaza con otros átomos.

Por ejemplo, un átomo de Cloro tiene
siete electrones en su último nivel de energía, por
lo tanto solo establecerá un solo enlace o unión
con otro átomo para ganar o bien compartir un solo
electrón, completando así ocho electrones en su
última capa (ley del octeto), adquiriendo así su
estabilidad química (ya no se unirá con otros
átomos).

En otros casos, existen átomos que
presentan uno o dos o bien tres electrones en su capa
de valencia, la cual les es más favorable perderla
dado que la capa que sigue hacia su interior

presenta muchas veces ocho electrones,
situación con la cual el átomo adquiere
también su estabilidad química. Por
ejemplo, un átomo de Sodio presenta tres niveles de
energía en los cuales están distribuidos once
electrones, así: dos electrones en el primer nivel, ocho
en el segundo y un electrón en el tercer nivel. Para este
átomo es mejor perder su único electrón
localizado en su último nivel de energía, porque de
esa manera quedaría expuesta su segunda capa en donde hay
ocho electrones, alcanzando así la ley del octeto que le
da la tan buscada estabilidad química (no reaccionara con
otros átomos).

Existen fundamentalmente dos tipos de
valencia: electrovalencia, que es la cantidad de
electrones que un átomo puede ganar o perderlos en los
enlaces iónicos, y covalencia, que es la cantidad
de electrones que un átomo puede compartir en los enlaces
covalentes.

Estudio del
electrón

Según algunos autores, el
átomo está constituido por más de 200
subpartículas, de las cuales las más importantes
son el protón, el neutrón y el electrón. De
estas 3, el electrón es la más importante en las
actividades o enlaces químicos que realizan los
átomos entre sí; por esto último debemos
conocer un poco más el electrón.

a. El
electrón.

Esta es una partícula
sub-atómica que está localizada fuera del
núcleo, girando alrededor de este a una
velocidad de siete mil billones de revoluciones por segundo, y su
función es la de portar o contener la energía o
carga negativa del átomo, así como también
de servir de unión o enlace con los electrones de otros
átomos; su peso y volumen son despreciables en
comparación con la de los protones y neutrones; sin
embargo, todos los electrones de un átomo ocupan un
espacio (volumen) mucho más grande que el del
núcleo, siendo esto comparable con el sistema solar
nuestro, en donde el sol es el núcleo y los planetas los
electrones.

En síntesis, los átomos
logran unirse entre sí solo por medio de sus electrones,
formandose de esta manera las sustancias
químicas.

b. Distribución de los
electrones en el átomo.

Ya es conocido que el átomo
está dividido en dos regiones: una de menor
tamaño llamada núcleo, o región central del
átomo, y otra mayor denominada corteza, la que está
localizada fuera del núcleo o rodeando a este, en la que
habitan los electrones.

La corteza está conformada por todos
los electrones que están presentes en un átomo y, a
su vez, estos están dispuestos, organizados o
distribuidos en capas, mejor conocidas como niveles de
energía, pu

diendo haber desde una hasta siete de ellas
en los átomos, según sea la clase o tipo de
este.

Las capas difieren en su capacidad
para albergar electrones, esto es que, en la primera capa
pueden encontrarse uno y hasta dos electrones a lo
máximo, en la segunda capa habrán desde uno hasta
o-

cho electrones a lo sumo, etc. (ver cuadro
contiguo).

c. Nivel y electrones
de valencia.

La última capa de electrones,
llamada nivel de valencia, es la más
importante en los enlaces químicos, dado que aquí
residen los electrones de un átomo que se ponen en
contacto con los electrones de otros átomos, es decir, son
los electrones que se ganan, pierden o comparten en las uniones o
enlaces químicos, y por ello reciben el nombre de
electrones de valencia.

Átomo de Oxigeno

Un átomo de Hidrogeno tiene tan solo
1 capa de electrones, por lo que esta representa su nivel de
valencia, habiendo aquí un solo electrón denominado
electrón de valencia; un átomo de Cloro posee 3
niveles de energía, enumerados desde el interior hacia el
exterior, siendo el tercero su nivel de valencia, en el cual
habitan siete electrones que son sus electrones de valencia. En
resumen, la última capa de electrones de todo átomo
representa su nivel de valencia, y los electrones que aquí
se encuentran son sus electrones de valencia.

La tabla periódica es muy
útil en este punto, pues los periodos indican la
cantidad de niveles de energía que tienen los
átomos de los elementos químicos, y los grupos
A indican la cantidad de electrones de valencia de tales
átomos.

Por ejemplo, el Oxigeno está
localizado en el segundo periodo por lo que sus átomos
presentan

dos capas o nivele s de energía;
este mismo elemento está ubicado en el grupo VIA, por lo
que sus átomos tienen seis electrones de valencia, o sea,
seis electrones en su segunda o última capa de electrones
(nivel de valencia).

d. Átomo, ion,
catión y anión.

Un átomo es la
partícula más pequeña de la materia, y
que contiene igual cantidad de electrones y
protones. Cuando el átomo gana o pierde uno o más
electrones entonces recibe el nombre de ion. Si este
átomo ha ganado electrones luego su carga negativa se ha
incrementado (ahora tiene más electrones que protones),
por lo que ahora se le denomina anión; y si ha
perdido electrones entonces se convierte en catión,
porque se ha incrementado su carga positiva (ahora tiene
más protones). Estas actividades arriba descritas son
realizadas específicamente por los electrones, y por ello
se han descrito aquí.

Así se habla de elementos
electropositivos, que son aquellos cuyos átomos tienden a
perder electrones en los enlaces químicos, y de elementos
electronegativos, que son aquellos cuyos átomos tienden a
ganar electrones en tales enlaces. El primer tipo de elementos se
conoce como elementos metales y el segundo tipo como elementos
no-metales.

e. Fuerzas de
atracción. Los protones y electrones se mantienen
dentro del átomo gracias a un tipo de fuerzas conocidas
como fuerzas de atracción, y los átomos se
mantienen unidos en las moléculas gracias también a
este tipo de fuerzas, que son de origen
eléctricas.

Fuerzas dentro del
átomo.

Dentro del núcleo los protones
ejercen fuerzas de repulsión entre sí, pues
presentan carga eléctrica de la misma clase, o sea
positiva; fuera del núcleo, los electrones presentan carga
eléctrica negativa, condición que favorece para que
sean atraídos por los protones que están en el
núcleo, es decir que, el núcleo ejerce fuerzas
de atracción sobre sus electrones; también los
electrones ejercen fuerzas de repulsión entre sí,
dado que presentan igual tipo de carga eléctrica, o sea
negativa; además, los electrones sufren fuerzas
centrifugas por estar girando alrededor del núcleo a
una velocidad espantosa, sin verse expulsados del átomo
por su condición de ser atraídos por el
núcleo.

Fuerzas entre
átomos

Mediante los enlaces químicos los
átomos logran unirse y mantenerse en esa forma, dando
así origen a las moléculas. Las fuerzas que se
presentan entre los átomos también son fuerzas de
repulsión y de atracción; entre las fuerzas de
atracción están las fuerzas electrostáticas
y las fuerzas electromagnéticas. Las fuerzas de
atracción electrostáticas se presentan en los
enlaces iónicos, y las fuerzas electromagnéticas se
presentan en los enlaces covalentes.

En general, las fuerzas de atracción
se pueden presentar:

– Entre sub-partículas del mismo
átomo, y entre átomos.

– Entre moléculas de carga neutra
(sus átomos están unidos por enlaces
covalentes).

– Entre iones y
moléculas.

Fuerzas de
atracción entre átomos o enlaces
químicos

Los átomos se unen mediante los
enlaces químicos, que son fuerzas de atracción
intramolecular, para lograr tener ocho electrones en su
último nivel de energía, pues así adquieren
estabilidad química. Estos enlaces son de tres tipos:
iónico, covalente y metálico.

a. Enlace
iónico.

También es conocido como enlace
electrovalente, procediendo esta última
palabra de electrovalencia, que es la capacidad de un
átomo para ganar o perder
electrones de valencia en un enlace
iónico.

Este tipo de enlace fue propuesto por
Walter Kossel, en 1916, para definir a la unión
o enlace entre un elemento metal y otro
no-metal; el átomo no-metal gana electrones y los pasa
o transfiere directamente a su nivel de valencia,
convirtiéndose en anión; y el átomo metal
pierde uno, dos y hasta tres electrones, convirtiéndose
así en catión. Al perderse los electrones
desaparece prácticamente el nivel de valencia, por lo que
el catión disminuye de tamaño y el anión lo
aumenta al ganar electrones.

Los elementos metales se llaman
también elementos electropositivos, pues sus átomos
tienden a perder electrones, y los átomos de los elementos
no-metales tienden a ganarlos, por lo que se denominan elementos
electronegativos. Respecto a las fuerzas, en los enlaces
iónicos los átomos se han unido, y permanecen
así, gracias a un tipo de fuerza de atracción muy
fuerte denominada fuerzas electrostáticas o enlaces
iónicos; esta fuerza la ejercen los núcleos sobre
todos los electrones de valencia de los átomos
involucrados en el enlace. Como el núcleo tiene carga
positiva(protones),entonces atrae sus cargas negativas
(electrones) y las de los otros átomos que se unen, e
igual hacen los demás núcleos de los átomos
de la molécula.

¿Cómo aparece este tipo de
fuerza? El átomo metálico al perder electrones
queda entonces con más protones, por lo que predomina la
carga eléctrica positiva (elemento electropositivo), es
decir, este átomo se convierte en una zona positiva
(catión); al ganar electrones, el átomo no-metal
tendrá más carga eléctrica negativa
(elemento electronegativo), por lo que este átomo es una
zona negativa (anión). Entre estas dos zonas se genera una
atracción de tipo eléctrica (cargas opuestas se
atraen) o fuerza conocida como fuerza electrostática. De
esto se deduce que, los átomos de los elementos
electropositivos ceden o traspasan sus electrones de valencia a
los átomos de los elementos electronegativos, y de que
este enlace es de tipo eléctrico, y por ello más
fuerte que el enlace covalente; en este enlace lo que existe es
atracción eléctrica entre los núcleos
(positivo) y los electrones (negativo) que forman la
molécula.

Ejemplo de enlace
iónico.

La unión del Cloro con el Sodio
constituye el ejemplo clásico de enlace iónico; sin
embargo, tomaremos el ejemplo del Calcio con Oxigeno, que al
unirse forman el oxido de calcio.

El Calcio es un elemento metal, por lo
tanto electro positivo, es decir, sus átomos tienden a
perder electrones en los enlaces químicos; el átomo
de Calcio posee un total de veinte electrones distribuidos en
cuatro capas o niveles de energía, de los cuales dos
están ubicados en su nivel de valencia, que son los que
perderá al momento de enlazarse con el Oxígeno. El
Oxigeno es un elemento no-metal, o sea electronegativo, por lo
que sus átomos tienden a ganar electrones en los enlaces
químicos; estos átomos tienen un total de 8
electrones distribuidos en dos capas o niveles de energía,
de los cuales seis están localizados en su nivel de
valencia, faltándole a este nivel tan solo dos electrones
para cumplir con la ley del octeto, los que tomara del
átomo de Calcio.

Cuando ambos átomos, de Calcio y
Oxigeno, se aproximan, entonces surgen desde los núcleos
fuerzas eléctricas de atracción llamadas fuerzas
electrostáticas, que ayudan a que estos dos átomos
se enlacen para realizar la ganancia de electrones, por parte del
Oxígeno, y la perdida de los mismos, por parte del Calcio;
el átomo de Calcio pierde sus 2 electrones de valencia
situados en el cuarto o ultimo nivel, por lo que este desaparece,
quedando así expuesto su tercer nivel de 8 electrones,
situación que le permite cumplir con la ley del octeto y,
al mismo tiempo, convertirse en un catión y disminuir su
tamaño o volumen atómico; lo contrario sucede con
el átomo de Oxigeno, que introduce en su segunda capa los
dos electrones ganados al átomo de Calcio, totalizando 8
electrones que le permiten también cumplir con la ley del
octeto y, además, aumentar su tamaño y convertirse
en anión.

De los enlaces químicos, el
iónico es el más fuerte y el que está
presente en las sustancias inorgánicas, como las
sales.

b. Enlace
covalente.

Fue propuesto por Irving Langmuir en 1919,
quien amplio los trabajos de Walter Kossel y Gilbert
N. Lewis de 1916; gano el premio Nobel de Química
en1932.

Este es otro tipo de enlace químico,
mediante el cual los átomos también pueden lograr
tener 8 electrones en su último nivel de energía, y
así cumplir con la ley del octeto.

Se define el enlace covalente como la
unión de átomos no-metales para compartir sus
electrones de valencia, por medio de fuerzas de
atracción electromagnéticas,
principalmente; aquí los átomos no ganan ni pierden
sus electrones, sino que los comparten en cantidades de uno, dos,
tres y hasta cuatro en varias situaciones. La última capa
de electrones de los átomos que se unen se entrelazan o
traslapan, formando las verdaderas moléculas, contrario a
lo que sucede en los enlaces iónicos, en el que los
átomos unidos solo se aproximan entre sí para for
mar verdaderos agregados, en vez de verdaderas moléculas.
Por lo general, los átomos de las sustancias
orgánicas presentan este tipo de enlace y, además,
es muy común entre átomos de igual clase o especie
(Cloro con Cloro, Oxigeno con Oxigeno, Carbono con Carbono,
etc.).

Recuérdese que los electrones de un
átomo están distribuidos en niveles, sub-niveles y
orbitales; dentro de estos últimos caben dos
electrones como máximo, los que giran sobre sí
mismos en dirección contraria, creando con
esto un campo electromagnético, con polo negativo y
positivo en cada electrón, lo cual mantiene
unidos al par de electrones en dirección contraria y
dentro del mismo orbital.

Así, un átomo de Cloro
(no-metal) tiene siete electrones en su último nivel de
energía o de valencia, de tal manera que puede compartir
un solo electrón para llegar a tener ocho en este nivel y
así cumplir con la ley del octeto; cuando dos
átomos de Cloro se unen comparten entonces un
electrón cada uno (un par), formándose así
una molécula de Cloro. Otro ejemplo de enlace covalente es
el del Oxigeno con el Cloro; un átomo de oxigeno tiene
seis electrones en su nivel de valencia, pudiendo compartir dos
de ellos para llegar a tener ocho y así cumplir con la ley
del octeto. Entonces, dos átomos de Cloro se aproximan y
se unen a un solo átomo de Oxigeno, y este último
compartirá un electrón con cada uno de los
átomos de Cloro, formándose así una
molécula con tres átomos en total, llamada
monóxido de dicloro (Cl2O).

Existen algunas maneras de cómo
dividir a los enlaces covalentes, por ejemplo:

– Los enlaces covalentes se dividen
en enlace sencillo, enlace doble y enlace triple, según
si los átomos que se unen
comparten uno, dos o tres pares de electrones,
respectivamente.

En los enlaces sencillos, cada uno de los
dos átomos que se enlazan comparte tan solo un
electrón, por lo que se dice que ambos átomos
comparten un par de electrones; en el enlace doble cada
átomo comparte dos electrones, o sea cuatro electrones en
total, formandose así dos pares de electrones compartidos
entre dos átomos, y de este modo ambos cumplen con la ley
del octeto; en el enlace triple ambos átomos comparten
tres pares de electrones. En todos los casos, jamás se
forman cationes y aniones, como en el enlace
iónico.

En la figura anterior se aprecian dos
átomos de Hidrogeno separados, cada uno con un solo
electrón en su única capa de energía; ambos
átomos se unen por medio de un enlace covalente sencillo,
para lograr compartir un par de electrones y de este modo llenar
la capacidad de este primer nivel de energía, alcanzando
así la deseada estabilidad química.

En la figura siguiente se utilizan
átomos de Oxigeno para representar el enlace covalente
doble. Cada átomo de Oxigeno tiene seis electrones de
valencia, es decir, seis electrones en el último nivel de
energía, faltándole dos electrones para completar
ocho y así adquirir estabilidad química, o sea,
cumplir con la regla del octeto; los dos átomos de Oxigeno
aportan dos electrones cada uno en este enlace covalente doble,
de tal modo que se totalizan 4 electrones compartidos, quedando
ahora ambos átomos con ocho electrones cada uno en la
última capa o nivel de energía,
aparentemente.

Recuerde que la segunda capa de electrones
de todo átomo tiene la capacidad de albergar hasta ocho
electrones, con lo cual todos los átomos, excepto el de
Hidrogeno, adquieren estabilidad química (dejan de
reaccionar), lo que es conocido como ley del octeto.

En esta figura, dos átomos de
Nitrógeno aparecen separados y listos para realizar un
enlace covalente triple. Cada uno tiene cinco electrones de
valencia, por lo que ambos necesitan tres más para
completar ocho en ese mismo nivel; entonces, cada uno aporta tres
electrones durante el enlace para totalizar seis electrones
compartidos, o sea 3 pares, contando ahora cada átomo con
ocho electrones, aparentemente.

En general, lo anterior significa que un
solo átomo puede compartir uno, dos y hasta tres
electrones con otro átomo en un solo enlace, y un mismo
átomo puede establecer varios enlaces con otras clases de
átomos, dependiendo esto de su capacidad o
valencia.

– Los enlaces covalentes se dividen
en no-polar, polar y coordinado, según la manera de como
los dos átomos distribuyen los electrones
compartidos.

El enlace no-polar se realizan entre
átomos no-metales de la misma clase o especie, por ejemplo
entre dos átomos de Hidrogeno, dos de Oxigeno, dos de
Cloro, dos de Nitrógeno, etc.; los electrones compartidos
son atraídos por los núcleos de ambos átomos
con la misma intensidad de fuerza, por lo que no se
desvían o inclinan hacia ninguno de los dos átomos,
sino que permanecen en un espacio intermedio o equidistante. Los
dos átomos forman un espacio eléctrico neutro, es
decir, forman una molécula sin cargas o polos
eléctricos negativo y positivo, o sea, toda la
molécula es de carga neutra, dado que ambos átomos
unidos tienen similar electronegatividad (capacidad de atraer
electrones).

Todas las figuras de enlace covalente
anteriores son ejemplos de enlace no-polar.

Lo contrario sucede en los enlaces polares,
en donde los átomos que se unen o enlazan presentan
diferencias de electronegatividad, pues los átomos unidos
son de diferente clase o especie. Esto es que, los electrones
compartidos son atraídos con más fuerza hacia el
núcleo de uno de los átomos enlazados, por lo que
estos electrones pasaran más tiempo alrededor de este
núcleo, y menos tiempo alrededor del núcleo del
otro u otros átomos enlazados, dando esto lugar a que se
formen polos negativo y positivo en toda la molécula. El
polo eléctrico negativo se formara alrededor del
átomo que atrae con más fuerza los electrones
compartidos, y el polo positivo se formara en el otro u otros
átomos enlazados.

La molécula de agua, formada por un
átomo de Oxigeno y dos de Hidrogeno, es el ejemplo
más claro de enlace covalente polar; aquí, el
átomo de Oxigeno es más electronegativo que los
átomos de Hidrogeno, y por eso su núcleo atrae con
más fuerza los electrones compartidos, es decir,
éstos electrones pasaran más tiempo en la zona de
electrones del Oxigeno por lo que originaran una zona o polo
eléctrico negativo (más presencia de cargas
negativas o electrones) en este átomo. Todo lo contrario
sucede con los 2 átomos de Hidrógeno, pues los
electrones compartidos con el Oxigeno pasaran menos tiempo en sus
niveles de valencia o única capa de electrones, por lo que
se formara una nube o polo positivo alrededor de
cada átomo de Hidrogeno; así, en este tipo de
enlace los electrones no se comparten de igual manera, por lo que
se forman los dos polos eléctricos: negativo y positivo,
recibiendo por ello el nombre de moléculas
dipolo.

Un enlace covalente coordinado es aquel en
el que los electrones compartidos son aportados o cedidos por un
solo átomo, mientras que el otro átomo enlazado
solo le ha tocado aceptar tales electrones prestados o aportados
por el otro átomo. Esto significa que un átomo
puede estar ya enlazado con otros átomos y aun así
sobrarle dos electrones (un par) de valencia, los cuales puede
prestárselos a otro átomo que necesite o carezca de
ellos para que así sea posible el enlace entre ambos. Este
tipo de enlace se conoce también como dativo
(dar).

Un ejemplo clásico de este tipo de
enlace lo es la unión entre el amoniaco y un
protón:

En la figura A se representa a un
átomo de Nitrógeno, con cinco electrones de
valencia, y tres átomos de Hidrogeno, con un
electrón de valencia cada uno, que están listos
para efectuar la unión entre ellos; en la figura B,
los cuatro átomos ya han realizado la unión
mediante enlaces covalentes sencillos, originando así una
molécula de amoniaco. Aquí se observa que al
átomo de Nitrógeno le sobran dos electrones de
valencia, pudiendo establecer con ellos más enlaces
covalentes. En la figura C se representa, además de
la molécula de amoniaco, a un ion de Hidrogeno llamado
comúnmente protón, o sea, un átomo de
Hidrogeno que perdió su único electrón en un
enlace anterior (véase el circulo de color negro), el cual
no puede establecer algún enlace por sí mismo, a
menos que le sean prestados o aportados por otro átomo,
como el del Nitrógeno de la molécula de amoniaco,
al que aún le sobran dos electrones que
compartir.

Finalmente, en la figura D se
aprecia que la molécula de amoniaco se ha enlazado al
protón, mediante los dos electrones que aporto y que le
pertenecen al átomo de Nitrógeno; de esta manera se
ha producido una nueva molécula denominada amonio, en
donde pareciera que el ion de Hidrogeno ha aportado un
electrón y otro el átomo de Nitrógeno; sin
embargo, se sabe que ambos electrones para el enlace coordinado
fueron aportados por el único átomo de
Nitrógeno de la molécula de amoniaco, es decir, el
Ion de Hidrogeno no aporto ningún electrón para
este enlace coordinado. Al final, este enlace queda como un
enlace covalente sencillo. Es necesario recordar que todo enlace
covalente solo se realiza entre átomos
no-metales.

c. Enlace
metálico.

Este tipo de enlace solo se realiza entre
los átomos de metales, bien entre átomos de un
mismo metal o entre átomos de metales diferentes
(aleaciones). Dentro de una muestra o pedazo de plata, por
ejemplo, los electrones de valencia de todos los átomos se
desplazan libres en todas direcciones, quedando los átomos
con menos electrones y por ello con más carga positiva o
protones en el núcleo; esta condición se asemeja a
un mar de electrones de valencia dentro del cual se encuentran
nadando los núcleos de todos los átomos junto con
el resto de sus electrones. Este mar de electrones de valencia en
movimiento pertenece a todos los átomos, puesto que estos
se mueven en todas las direcciones, por todo el pedazo de metal
de plata; esta condición hace que los metales sean buenos
conductores del calor y la electricidad, y que sean
dúctiles y maleables.

Bibliografía

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Gladys Rodríguez de Vega. Ciencias naturales 3.
Editorial McGraw-Hill. México,
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5. Bailey Jr., Philip S. y Christina A.
Bailey. Química orgánica. Quinta edición.
Editorial Pearson Educación. México,
1995.

Nota: todas las imágenes son
creación del autor de este ensayo.

Enviado por:

Jorge A. Marconi

La Ceiba, Honduras, C.A.

25-Diciembre-2012