Introducción

¿Alguna vez te has preguntado por qué el agua hierve a 100 °C, mientras que el oxígeno, formado por los mismos elementos no metálicos, es un gas a temperatura ambiente?
La respuesta está en cómo se unen los átomos entre sí.
Comprender las interacciones atómicas es la clave para explicar la estabilidad, la reactividad y las propiedades de todas las sustancias que nos rodean. Esta lección te permitirá descifrar los principios que rigen esas uniones invisibles que mantienen unido el mundo físico y biológico.

1. ¿Por qué se enlazan los átomos?

Los átomos tienden a alcanzar un estado de estabilidad energética, imitando la configuración electrónica de los gases nobles.
Cuando dos átomos se acercan, sus electrones y núcleos interactúan: las fuerzas de atracción y repulsión determinan si se formará un enlace estable. Si la energía total del sistema disminuye al unirse, el enlace se forma.

Según Brown, LeMay y Bursten (Química. La ciencia central, Pearson, 2004), la formación de un enlace químico implica un equilibrio entre fuerzas atractivas (núcleo-electrones) y repulsivas (núcleo-núcleo y electrón-electrón). Ese equilibrio da origen a las tres grandes categorías de enlaces: iónico, covalente y metálico.

2. Tipos de enlace químico

A. Enlace iónico: transferencia de electrones

Ocurre cuando un átomo cede electrones y otro los acepta, formando iones con cargas opuestas que se atraen electrostáticamente.

• Ejemplo clásico: cloruro de sodio (NaCl).
  El sodio (Na) pierde un electrón y se convierte en Na⁺, mientras que el cloro (Cl) gana ese electrón y se convierte en Cl⁻.
  La atracción entre ambos iones forma una red cristalina estable.

Características principales:

• Alta diferencia de electronegatividad (≥ 1.7, según Pauling).

• Sólidos cristalinos a temperatura ambiente.

• Solubles en agua y buenos conductores eléctricos cuando están disueltos.

Petrucci et al. (2011) destacan que los compuestos iónicos son la base de innumerables procesos biológicos y tecnológicos, desde la conducción nerviosa hasta la fabricación de baterías.

B. Enlace covalente: compartición de electrones

En este tipo de enlace, los átomos comparten uno o más pares de electrones.
El resultado es una molécula en la que ambos núcleos se benefician de la nube electrónica compartida.

Ejemplo: la molécula de agua (H₂O).
Cada átomo de hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno, que a su vez comparte dos, completando su octeto.

Tipos de enlace covalente según la electronegatividad:

• No polar: la diferencia de electronegatividad < 0.4 (ej. H₂, O₂).

• Polar: la diferencia está entre 0.4 y 1.7 (ej. H₂O, HCl).

Chang y Goldsby (2013) explican que la polaridad del enlace determina muchas propiedades, como el punto de ebullición, la solubilidad y la tensión superficial.

C. Enlace metálico: mar de electrones

Los átomos metálicos comparten sus electrones de valencia en una especie de “nube” que se mueve libremente entre ellos.
Esto explica propiedades únicas de los metales, como la conductividad eléctrica, el brillo y la maleabilidad.

Ejemplo: el cobre (Cu), cuyo mar de electrones permite el flujo de corriente eléctrica.

Timberlake (2008) resalta que esta delocalización electrónica es responsable de la durabilidad de los metales, esenciales en la ingeniería y la tecnología moderna.

3. La electronegatividad: el puente que explica las diferencias

La electronegatividad, propuesta por Linus Pauling, mide la tendencia de un átomo a atraer electrones hacia sí en un enlace químico.
Esta propiedad permite predecir el tipo de enlace que se formará entre dos elementos.

McMurry (2012) destaca que este concepto es esencial en química orgánica, ya que explica la polaridad de los enlaces carbono-hidrógeno y su impacto en la reactividad molecular.

4. Ejemplo práctico: comparando enlaces

Compara la diferencia de electronegatividad entre los siguientes pares:

1. Na (0.9) y Cl (3.0) → Δ = 2.1 → Enlace iónico.

2. H (2.1) y Cl (3.0) → Δ = 0.9 → Enlace covalente polar.

3. C (2.5) y H (2.1) → Δ = 0.4 → Enlace covalente no polar.

Estos cálculos te permiten anticipar las propiedades físicas de las sustancias sin necesidad de realizar experimentos, una habilidad clave para los reactivos de examen.

5. Aplicaciones en la vida cotidiana

• La conductividad de los metales en los cables eléctricos proviene del enlace metálico.

• Las sales minerales del cuerpo humano dependen de interacciones iónicas.

• El agua, con sus enlaces covalentes polares, explica fenómenos como la disolución, la tensión superficial y la regulación térmica en organismos vivos.

Como señala Dingrando et al. (2003), la química permite interpretar el mundo físico con base en principios universales, lo que convierte al conocimiento químico en una herramienta de comprensión global.

Nota final

Dominar los tipos de enlace y las interacciones atómicas no solo te prepara para responder con seguridad en el examen de admisión: te enseña a pensar como un científico.
Cada fórmula, cada modelo molecular y cada diferencia de electronegatividad representa una historia sobre cómo la naturaleza construye el mundo que habitamos.

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