electronegatividad

Enlace iónico y enlace covalente

Los enlaces químicos son las interacciones que existen entre los átomos que conforman una molécula. Estas interacciones son de naturaleza variable, es decir, no son iguales para todos los compuestos y depende de las características propias de cada átomo que forma el enlace. Los enlaces químicos pueden ser iónicos o covalentes.

	Enlace iónico	Enlace covalente
Tipo de unión	Por electrones transferidos.	Por electrones compartidos.
Átomos implicados	Metálicos con no metálicos.	No metálicos con no metálicos.
Atracción entre:	Iones (átomos con carga positiva o cationes, y átomos con carga negativa o aniones).	Núcleos y electrones compartidos.
Tipo de estructura	Red cristalina.	Moléculas simple o gigantes.
Direccionalidad	No direccional.	Direccional.
Diferencia de elctronegatividad	Elevada. Mayor a 1,7.	Baja. Menor a 1,7. Puede ser 0.
Punto de fusión de sus compuestos	Elevado.	Bajo.
Punto de ebullición de sus compuestos	Elevado.	Bajo.
Solubilidad de sus compuestos	Solubles en agua.	Generalmente insolubles.
Conductividad de sus compuestos	Conductores de corriente eléctrica en disolución.	No conducen corriente eléctrica.
Representación de cómo se forma cada enlace	Cloruro de sodio (NaCl)	Agua (H₂O)
Ejemplos	NaCl, MgO, CuSO₄,LiF, MgCl₂, AgNO₃, K₂SO₄,KOH, K₂Cr₂O₇	O₂, F₂, H₂O, N₂, NH₃, CH₄, CO₂, SiO₂, SO₃, PCl₅, CO, C₂H₂, C₃H₈

Metales, metaloides y no metales

La materia está formada por elementos cuya unidad fundamental es el átomo. Estos elementos se organizan en la tabla periódica y pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales. Cada categoría presenta una química muy particular con propiedades características que permiten diferenciarlas.

	Metales	Metaloides	No metales
Estado físico	Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) y el francio (Fr), que son líquidos.	Sólidos a temperatura ambiente.	Sólidos, como el carbono (C); líquidos, como el bromo (Br); y gaseosos, como el oxígeno (O).
Apariencia	Tienen brillo metálico. La mayoría son plateados, excepto el cobre (Cu) que es rojizo y el oro (Au) que es amarillo.	La mayoría tiene brillo metálico.	No tienen brillo metálico. Se presentan de diversos colores: el bromo (Br) es rojo y el azufre (S) es amarillo.
Abundancia en la Tierra	Baja. A pesar de que el 79 % de los elementos existentes son metales, en la Tierra éstos son los menos abundantes.	Algunos son abundantes en la corteza terrestre como el silicio (Si), y otros son muy raros de encontrar, como el polonio (Po).	Alta. A pesar de que el 21 % de los elementos existentes son no metales, son los más abundantes en nuestro planeta.
Presentes en el cuerpo humano	Na y K: ayudan a transportar oxígeno. Ca: fortalece los huesos. Mg: ayuda a la coagulación de la sangre. Fe: asimila el oxígeno en la sangre y produce hemoglobina. Cu: combate la anemia. Zn: ayuda a metabolizar carbohidratos y fortalece el sistema inmune.	Presentes en concentraciones mínimas.	O: indispensable para la respiración. C: presente en todas la biomoléculas. H: presente en casi todas las biomoléculas. N: presente en las proteínas y en los ácidos nucleicos. P: presente en los ácidos nucleicos, en el ATP de las moléculas. Forma dientes y huesos. S: forma parte de diversas proteínas.
Propiedades mecánicas	Son muy dúctiles y maleables.	Son intermedios entre los metales y los no metales.	No son dúctiles ni maleables. Gran parte de ellos son duros y quebradizos.
Conductividad	Son buenos conductores de electricidad y calor.	Son semiconductores.	Son malos conductores de electricidad y calor.
Punto de fusión y ebullición	Relativamente altos.	Altos respecto a los no metales.	Relativamente bajos.
Capa de valencia	Átomos con capa de valencia ocupada con pocos electrones, generalmente dos o tres.	Átomos con capa de valencia ocupada con tres electrones.	Átomos con capa de valencia ocupada con cuatro o más electrones, excepto el helio y el hidrógeno.
Electronegatividad	Baja	Intermedia	Alta
Reactividad	Tiende a perder electrones cuando se combina con otros elementos. Se convierten en cationes.	Reactividad química variada. Se pueden comportar como metales o no metales.	Tienden a ganar electrones cuando se combinan con otros elementos. Se convierten en aniones.
Ubicación en la tabla periódica
Ejemplos	Litio (Li), sodio (Na), cromo (Cr), cobre (Cu), plata (Ag), oro (Au), platino (Pt), calcio (Ca), mercurio (Hg), hierro (Fe) y aluminio (Al), entre otros.	Boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), polonio (Po), telurio (Te), astato (At) y selenio (Se).	Hidrógeno (H), oxígeno (O), carbono (C), nitrógeno (N), azufre (S), fósforo (P), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), neón (Ne) y Argón (Ar), entre otros.

Moléculas polares y Moléculas no polares

Polos opuestos

A diario los seres humanos están en contacto con sustancias químicas cuyas propiedades son únicas. Estas dependen de la naturaleza de cada molécula, las cuales pueden ser polares o no polares.

Para entender esta clasificación es necesario definir los siguientes conceptos: electronegatividad, enlace covalente polar y no polar.

La electronegatividad es la capacidad de un elemento químico de atraer electrones, existe una regla sencilla para saber que átomos son más electronegativos dentro de una molécula utilizando la tabla periódica. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los periodos y disminuye de arriba hacia abajo en los grupos de la tabla periódica, siendo el flúor (F) el elemento más electronegativo y el francio (Fr) el menos electronegativo.

Enlace covalente polar y no polar

Un enlace covalente no polar está constituido por dos átomos de igual electronegatividad, por ejemplo: el hidrógeno molecular (H₂), formado por dos átomos de hidrógeno: H-H, cuyos electrones se comparten equitativamente. En tanto, un enlace covalente polar es aquel formado por dos átomos con electronegatividades diferentes, por ejemplo el ácido fluorhídrico (H-F), donde el átomo de flúor es el más electronegativo, este posee una carga parcial negativa (δ^–), el hidrógeno es el menos electronegativo y posee una carga parcial positiva (δ⁺). La magnitud que mide la polaridad de un enlace covalente se llama momento dipolar (µ).

Moléculas polares y no polares

Una molécula es polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces es diferente de cero. Por ejemplo: el agua, constituida por dos átomos hidrógeno parcialmente positivos enlazados a un átomo de oxígeno con carga parcial negativa tiene un µ > 0.

En cambio, una molécula será no polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace es igual a cero. Por ejemplo: el metano, está formado por cuatro átomos hidrógenos con carga parcial positiva enlazados a un carbono con carga parcial negativa, debido a la orientación de los momentos dipolares de cada enlace C-H estos se cancelan entre sí dando como resultado un µ = 0.

Al comparar el agua con el metano puedes observar que poseen propiedades diferentes entre sí, debido a su naturaleza polar y no polar respectivamente. En general, las moléculas polares tienen mayor punto de ebullición y fusión que las no polares de igual masa molar.

Propiedades	Metano	Agua
Masa molar	16 g/mol	18 g/mol
Punto de ebullición	-161,5 ºC	100 ºC
Punto de fusión	-182 ºC	0 ºC