Los enlaces químicos mantienen unidas a las moléculas y crean conexiones temporales que son esenciales para la vida. Los tipos de enlace químico que se incluyen son covalente, iónico, así como enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London.

Introducción

Los seres vivos se componen de átomos, pero en la mayoría de los casos, esos átomos no están flotando por ahí individualmente. Por el contrario, generalmente están interactuando con otros átomos (o grupos de átomos).
Como ejemplo, los átomos podrían estar conectados por enlaces fuertes y organizados en moléculas o cristales; o podrían formar enlaces temporales y débiles con otros átomos con los que chocan o rozan. Tanto los enlaces fuertes, que mantienen unidas a las moléculas, como los enlaces más débiles que crean conexiones temporales, son esenciales para la química de nuestros cuerpos y la existencia de la vida misma.
¿Por qué formar enlaces químicos? La respuesta fundamental es que los átomos están tratando de alcanzar el estado más estable (de menor energía) posible. Muchos átomos se vuelven estables cuando su orbital de valencia está lleno de electrones o cuando satisfacen la regla del octeto (al tener ocho electrones de valencia). Si los átomos no tienen este arreglo, "desearán" lograrlo al ganar, perder o compartir electrones mediante los enlaces.

Los iones y los enlaces iónicos

Algunos átomos se vuelven más estables al ganar o perder un electrón completo (o varios electrones). Cuando lo hacen, los átomos forman iones, o partículas cargadas. El ganar o perder electrones le puede dar a un átomo una capa electrónica externa llena y hacer que sea energéticamente más estable.

La formación de iones

Los iones pueden ser de dos tipos. Los cationes son iones positivos que se forman al perder electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio pierde un electrón para convertirse en un catión sodio, Na+\text{Na}^+. Los iones negativos se forman al ganar electrones y se llaman aniones. Los aniones reciben nombres que terminan en "-uro"; por ejemplo, el anión del cloro (Cl\text{Cl}^-) se llama cloruro.
Cuando un átomo pierde un electrón y otro átomo gana un electrón, el proceso se conoce como transferencia de electrones. Los átomos de sodio y de cloro son un buen ejemplo de transferencia de electrones.
El sodio (Na) solo tiene un electrón en su capa electrónica externa, por lo que es más fácil (más electrónicamente estable) que el sodio done ese electrón a que encuentre siete electrónes más para llenar su capa externa. Debido a esto, el sodio tiende a perder su único electrón y formar Na+^+.
Por otra parte, el cloro (Cl), tiene siete electrones en su capa externa. En este caso, es más fácil para el cloro ganar un electrón que perder siete, entonces tiende a tomar un electrón y contertirse en Cl^-.
Cuando se combinan el sodio y el cloro, el sodio donará su electrón para vaciar su capa más externa, y el cloro aceptará ese electrón para llenar la suya. Ahora ambos iones satisfacen la regla del octeto y tienen capas externas completas. Dado que el número de electrones ya no es igual al número de protones, cada átomo se ha convertido en un ion y tiene una carga +1 (Na+^+) o –1 (Cl^-)
En general, un átomo debe perder un electrón al mismo tiempo que otro átomo gana un electrón: para que un átomo de sodio pierda un electrón, necesita tener un receptor adecuado como un átomo de cloro.

La formación de un enlace iónico

Los enlaces iónicos son enlaces que se forman entre iones con cargas opuestas. Por ejemplo, los iones sodio cargados positivamente y los iones cloruro cargados negativamente se atraen entre sí para formar cloruro de sodio o sal de mesa. La sal de mesa, al igual que muchos compuestos iónicos, no se compone solo de un ion sodio y un ion de cloruro; por el contrario, contiene muchos iones acomodados en un patrón tridimensional predecible y repetido (un cristal).1^1
En la fisiología, ciertos iones se conocen como electrolitos (como sodio, potasio y calcio). Estos iones son necesarios para la conducción de impulsos nerviosos, la contracción muscular y el equilibrio de agua. Muchas bebidas deportivas y suplementos dietéticos proporcionan iones para reponer aquellos que se pierden durante el ejercicio por la sudoración.

Enlaces covalentes

Otra manera como los átomos se vuelven más estables es al compartir electrones (en lugar de ganarlos o perderlos por completo), formando así enlaces covalentes. Estos enlaces son mas comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos.
Por ejemplo, los enlaces iónicos son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en el carbono, como nuestro ADN y proteínas. También hay enlaces covalentes en moléculas inorgánicas más pequeñas, tales como H2O\text H_2\text O, CO2\text {CO}_2, y O2\text {O}_2. Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Entre más electrones compartan dos átomos, más fuerte será el enlace.
Como ejemplo de enlace covalente, examinemos el agua. Una sola molécula de agua, H2O\text H_2\text O, está compuesta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átmo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno y el oxígeno comparte uno de sus electrones con cada hidrógeno:
Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, y le dan a cada átomo algo que se parece a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, y ocho para el O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que serían los átomos que la componen por sí solos.

Enlaces covalentes polares

Hay dos tipos principales de enlaces covalentes: polar y no polar. En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ–) en distintas partes de la molécula.
En una molécula de agua (arriba), el enlace que une al oxígeno con cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga parcialmente negativa (tiene una densidad de electrones alta), mientras que los hidrógenos llevan cargas parcialmente positivas (tienen una densidad electrónica baja).
En general, la electronegatividad relativa de los dos átomos en un enlace, es decir su tendencia a acaparar los electrones compartidos, determinará si el enlace es polar o no polar. Siempre que un elemento sea significativamente más electronegativo que otro, el enlace entre ellos será polar; esto significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa.

Enlaces covalentes no polares

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular (O2\text {O}_2) no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno.
Otro ejemplo de enlace covalente no polar puede encontrarse en el metano (CH4\text {CH}_4). El carbono tiene cuatro electrones en su capa exterior y requiere cuatro más para volverse un octeto estable. Los consigue al compartir electrones con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales le provee de un electrón. Del mismo modo, los átomos de hidrógeno necesitan un electrón adicional cada uno para llenar su capa más externa, los cuales reciben en forma de electrones compartidos del carbono. Aunque el carbono y el hidrógeno no tienen exactamente la misma electronegatividad, son bastante similares, así que los enlaces carbono-hidrógeno se consideran no polares.

Enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London

Tanto el enlace covalente como el iónico se consideran enlaces fuertes. Sin embargo, también se pueden formar otros tipos de enlace más temporales entre átomos o moléculas. Dos tipos de enlaces débiles que se ven con frecuencia en la biología son los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London.
Sin el afán de ser demasiado dramático, pero sin estos dos tipos de enlace, la vida como la conocemos ¡no existiría! Por ejemplo, los enlaces de hidrógeno proporcionan muchas de las propiedades del agua que sostienen la vida, y estabilizan las estrucutras de las proteínas y el ADN, ambos ingredientes clave de las células.

Enlaces de hidrógeno

En un enlace covalente polar que contiene hidrógeno (por ejemplo, un enlace O-H en una molécula de agua), el hidrógeno tendrá una ligera carga positiva porque el otro elemento jala los electrones de enlace más fuertemente. Debido a esta leve carga positiva, el hidrógeno será atraído a cualquier carga negativa vecina. Esta interacción se llama un enlace de hidrógeno.
Los enlaces de hidrógeno son comunes, y las moléculas de agua en particular forman muchos de ellos. Los enlaces de hidrógeno individuales son débiles y se rompen fácilmente, pero muchos enlaces de hidrógeno juntos pueden ser muy fuertes.

Fuerzas de dispersión de London

Como los enlaces de hidrógeno, las fuerzas de dispersión de London son atracciones débiles entre las moléculas. Sin embargo, a diferencia de los enlaces del hidrógeno, pueden ocurrir entre átomos o moléculas de cualquier tipo y dependen de desequilibrios temporales en la distribución de electrones.
¿Cómo funciona eso? Puesto que los electrones están en constante movimiento, habrá momentos en los cuales los electrones en un átomo o molécula estén agrupados juntos, lo que crea una carga parcialmente negativa en una parte de la molécula (y una carga parcialmente positiva en otra). Si una molécula con este tipo de desequilibrio de cargas está muy cerca de otra molécula, puede causar una redistribución de cargas similar en la segundo molécula, y las cargas positivas y negativas temporales de las dos moléculas se atraerán entre sí.2^2
Los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London son ejemplos de fuerzas de van der Waals, un término general para las interacciones intermoleculares que no implican enlaces covalentes ni iones.3^3 Algunos libros de texto usan el término "fuerzas de van der Waals" para referirse solo a las fuerzas de dispersión de London, así que asegúrate de conocer qué definición usa tu libro de texto o tu maestro.

¿Cómo funciona eso en una célula?

Tanto los enlaces fuertes como los débiles tienen papeles clave en la química de nuestras células y cuerpos. Por ejemplo, los componentes fundamentales químicos que conforman una hebra de ADN están unidos por enlaces covalentes fuertes. Sin embargo, las dos hebras de la doble hélice de ADN están unidas por enlaces de hidrógeno más débiles. Estos enlaces débiles mantienen estable al ADN, pero también permiten que se abra para ser copiado y utilizado por la célula.
De manera más general, los enlaces entre los iones, moléculas de agua y moléculas polares, continuamente se están formando y rompiendo en el ambiente acuoso de una células. En este medio, las moléculas de distintos tipos pueden interactuar entre sí mediante atracciones débiles basadas en las cargas. Por ejemplo, el ion Na+^+ podría interactuar con una molécula de agua en un momento, y con la parte negativamente cargada de una proteína en el siguiente.
Lo realmente asombroso es pensar que miles de millones de estas interacciones de enlaces químicos, fuertes y débiles, estables y temporales, ¡están sucediendo en nuestros cuerpos ahora mismo, y nos mantienen unidos como un todo y funcionando!
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