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Contenido principal

Moléculas y compuestos

Los compuestos se pueden clasificar como iónicos o covalentes. Los moléculas son la unidad más simple de un compuesto covalente, y las moléculas se pueden representar de muchas maneras diferentes. 
Los átomos son las unidades más pequeñas de la materia que todavía retienen las propiedades químicas fundamentales de un elemento. Sin embargo, gran parte del estudio de la química implica observar lo que sucede cuando los átomos se combinan con otros átomos para formar compuestos. Un compuesto es un grupo definido de átomos unidos por enlaces químicos. De la misma manera en la que la estructura del átomo se mantiene unida por la atracción electrostática entre el núcleo con carga positiva y los electrones negativos que lo rodean, la estabilidad dentro de los enlaces químicos también se debe a las atracciones electrostáticas. Para ilustrarlo mejor, considera los dos tipos principales de enlace químico: enlaces covalentes y enlaces iónicos. En los enlaces covalentes, dos átomos comparten pares de electrones, mientras que en los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente entre dos átomos por lo que se forman iones. Vamos a considerar ambos tipos de enlace a detalle.

Enlaces covalentes y moléculas

Se forma un enlace covalente cuando dos átomos comparten pares de electrones. En un enlace covalente, la estabilidad del enlace proviene de la atracción electrostática que comparten los dos núcleos atómicos con carga positiva, y los electrones con carga negativa que comparten entre los dos.
Se muestra un solo átomo de hidrógeno neutro a la izquierda; a la derecha, una molécula de hidrógeno, H2
Un átomo de hidrógeno neutro, a la izquierda, contiene un electrón. Dos átomos de hidrógeno se pueden combinar al donar cada uno de sus electrones a un solo enlace covalente, que se muestra a la derecha como el área donde las nubes grises alrededor de cada hidrógeno se sobreponen. En el enlace covalente, los dos átomos de hidrógeno comparten el par de electrones. Cuando se forma el enlace covalente, ya no tenemos dos átomos de hidrógeno separados, sino una sola molécula de hidrógeno: Hstart subscript, 2, end subscript. Crédito de la imagen: Wikipedia, CC BY-SA 3.0
Cuando se combinan los átomos al formar enlaces covalentes, el grupo de átomos que resulta se conoce como molécula. Por lo tanto, podemos decir que una molécula es la unidad más simple de un compuesto covalente. Como ahora podremos ver, hay una variedad de formas distintas de representar y dibujar moléculas.

Representación de moléculas: fórmulas químicas

Las fórmulas químicas, a veces llamadas fórmulas moleculares, son la forma más simple de representar moléculas. En una fórmula química, utilizamos los símbolos de los elementos de la tabla periódica para indicar qué elementos están presentes, y usamos subíndices para indicar cuántos átomos de cada elemento existen dentro de la molécula. Por ejemplo, una sola molécula de NHstart subscript, start color #aa87ff, 3, end color #aa87ff, end subscript, amoniaco, contiene un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. En contraste, una sola molécula de Nstart subscript, start color #11accd, 2, end color #11accd, end subscriptHstart subscript, start color #e84d39, 4, end color #e84d39, end subscript, hidracina, contiene dos átomos de nitrógeno y cuatro átomos de hidrógeno.
Verificación de conceptos: la fórmula química del ácido acético, un ácido común que se encuentra en el vinagre, es Cstart subscript, 2, end subscriptHstart subscript, 4, end subscriptOstart subscript, 2, end subscript. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en tres moléculas de ácido acético?
Conforme avance tu estudio de la química, encontrarás que a veces los químicos escriben fórmulas moleculares de distintas maneras. Por ejemplo, como acabamos de ver, la fórmula química del ácido acético es Cstart subscript, 2, end subscriptHstart subscript, 4, end subscriptOstart subscript, 2, end subscript; sin embargo, con frecuencia veremos que se escribe como CHstart subscript, 3, end subscriptCOOH. El motivo de este segundo tipo de fórmula es que el orden en el que se escriben los átomos ayuda a mostrar la estructura de la molécula del ácido acético; esta a veces se conoce como fórmula estructural condensada. Como tal, podemos pensar en CHstart subscript, 3, end subscriptCOOH como una forma intermedia entre una fórmula química y una fórmula estructural, la cual consideraremos a continuación.

Representación de moléculas: fórmulas estructurales

Las fórmulas químicas solo nos dicen cuántos átomos de cada elemento se encuentran en una molécula, pero las fórmulas estructurales también nos dan información sobre cómo se conectan los átomos en el espacio. En las fórmulas estructurales, en realidad dibujamos los enlaces covalentes que conectan los átomos. En la última sección, vimos la fórmula química del amoniaco, que es NHstart subscript, 3, end subscript. Ahora consideremos su fórmula estructural:
Dos fórmulas estructurales del amoniaco
Dos fórmulas estructurales del amoniaco, NHstart subscript, 3, end subscript. La fórmula a la izquierda solo da una aproximación en dos dimensiones de la estructura molecular, mientras que la fórmula a al derecha muestra la orientación de los átomos en el espacio mediante líneas quebradas que se adentran al plano de la página y líneas en forma de cuña que salen del plano de la página. Los dos puntos sobre el nitrógeno en la fórmula de la derecha indican un par de electrones solos. Crédito de la imagen: izquierda, Physique Applique (Física aplicada), CC BY-NC-SA 4.0; derecha, Wikipedia, CC BY-SA 3.0
En ambas fórmulas estructurales, podemos ver que el átomo central de nitrógeno está conectado a cada átomo de hidrógeno por un solo enlace covalente. Hay que tener en cuenta, sin embargo, que los átomos y moléculas, igual que todo lo demás en el universo, existen en tres dimensiones: tienen largo y ancho, así como profundidad. En la fórmula estructural a la izquierda, solo vemos una aproximación en dos dimensiones de esta molécula. Pero, en la fórmula estructural más detallada a la derecha, tenemos una línea discontinua que indica que el átomo de hidrógeno a la extrema derecha está detrás del plano de la pantalla, mientras que la línea en forma de cuña en negritas indica que el hidrógeno central está delante del plano de la pantalla. Los dos puntos arriba del nitrógeno indican un par de electrones solos que no participan en ningún enlace covalente. Al final de esta sección analizaremos la importancia de estos electrones. Para ayudar a mostrar esta forma tridimensional con mayor precisión, podemos apoyarnos en modelos espaciales, así como en modelos de esferas y barras. Consideremos ambos modelos para NHstart subscript, 3, end subscript:
Modelo espacial y modelo de esferas y barras del amoniaco
Modelo del amoniaco, NHstart subscript, 3, end subscript. A la izquierda está el modelo espacial, y a la derecha, el modelo de esferas y barras. Los átomos de nitrógeno se muestran en azul, y los de hidrógeno, en blanco. Crédito de la imagen: izquierda, Wikipedia; derecha, Wikipedia, dominio público
La imagen de lado izquierdo muestra el modelo espacial del amoniaco. El átomo de nitrógeno está representado por una esfera central azul más grande, y los tres átomos de hidrógeno están representados como esferas blancas más pequeñas a los lados, que forman una especie de trípode. La forma general de la molécula es una pirámide con el nitrógeno en el vértice y una base triangular formada por los tres átomos de hidrógeno. Como aprenderás cuando estudies formas moleculares y geometría molecular, este tipo de arreglo se conoce como pirámide trigonal. La principal ventaja del modelo espacial es que nos da un sentido de los tamaños relativos de los distintos átomos: el radio del núcleo de nitrógeno es más grande que el del hidrógeno.
La imagen a la derecha nos muestra el modelo de esferas y barras del amoniaco. Como podrás adivinar, las esferas representan los átomos y las barras que conectan las esferas representan los enlaces covalentes entre ellos. La ventaja de este tipo de modelo es que podemos ver los enlaces covalentes, lo que además nos permite ver mejor la geometría de la molécula.

Iones y formación de iones

Ahora que hemos entendido los enlaces covalentes, podemos empezar a analizar el otro tipo principal de enlace químico, el enlace iónico. A diferencia de los enlaces covalentes, en los que pares de electrones se comparten entre los átomos, un enlace iónico se forma cuando dos iones con cargas opuestas se atraen entre sí. Para ilustrar esto mejor, primero tenemos que examinar la estructura y formación de los iones.
Recuerda que los átomos neutros tienen igual número de protones y electrones. El resultado de esto es que la carga positiva total de los protones cancela exactamente la carga negativa total de los electrones, por lo que el átomo tiene una carga general, o carga neta, de cero.
Sin embargo, si un átomo gana o pierde electrones, se rompe el equilibrio entre protones y electrones, y el átomo se convierte en un ion (una especie con carga neta). Veamos primero lo que pasa cuando un átomo neutro pierde un electrón:
La oxidación del sodio
Un átomo neutro de sodio, Na, pierde un electrón para formar un catión, Nastart superscript, plus, end superscript. Crédito de la imagen: Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological (Introducción a la química: general, orgánica y biológica) CC BY-NC-SA 3.0
En el diagrama anterior, vemos un átomo neutro de sodio, Na, que pierde un electrón. El resultado es que el ion sodio, Nastart superscript, plus, end superscript, tiene 11 protones, pero solo 10 electrones. Así, el ion sodio tiene una carga neta de 1+, y se ha convertido en un catión, un ion con carga positiva.
A continuación, veremos la formación de un anión, un ion con una carga neta negativa.
La reducción del cloro a cloruro
Un átomo neutro de cloro, Cl, gana un electrón para formar un anión, Cl start superscript, minus, end superscript. Crédito de la imagen: Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological (Introducción a la química: general, orgáncia y biológica), CC BY-NC-SA 3.0
En este diagrama vemos el proceso opuesto de lo que observamos con el átomo de sodio. Aquí, un átomo neutro de cloro, Cl, está ganando un electrón. El resultado es que el ion cloruro, Clstart superscript, minus, end superscript, que se acaba de formar, tiene 17 protones y 18 electrones. Puesto que los electrones llevan una carga de 1-, la carga neta en el ion cloruro por el electrón adicional es 1-. Se convirtió en un anión, o un ion con carga negativa.
Nota: cuando los átomos neutros ganan uno o más electrones para formar aniones, generalmente se les nombra con un sufijo -uro. Por ejemplo, Clstart superscript, minus, end superscript es cloruro, Brstart superscript, minus, end superscript es bromuro, Nstart superscript, 3, minus, end superscript es nitruro, etc. (el Ostart superscript, 2, minus, end superscript, óxido, sería una excepción).

Enlaces iónicos

En la última sección, analizamos cómo el sodio puede perder un electrón para formar el catión Nastart superscript, plus, end superscript, y por otra parte, cómo el cloro puede ganar un electrón para formar el anión Clstart superscript, minus, end superscript. Pero en realidad este proceso puede ocurrir completo en un solo paso cuando el sodio regala su electrón al cloro. Podemos ilustrar esto como sigue:
Oxidación y reducción de sodio y cloro
El sodio dona su electrón al cloro para formar Nastart superscript, plus, end superscript y Clstart superscript, minus, end superscript. Crédito de la imagen: Boundless Learning (Aprendizaje sin límites), CC BY-SA 4.0
Aquí podemos ver cómo se transfiere un electrón del sodio al cloro para formar los iones Nastart superscript, plus, end superscript y Clstart superscript, minus, end superscript. Una vez que se forman estos iones, hay una fuerte atracción electrostática entre ellos, lo que lleva a la formación de un enlace iónico. Podemos ver que uno de los principales factores que distingue los enlaces iónicos de los covalentes es que en los enlaces iónicos los electrones se transfieren completamente, mientras que en los enlaces covalentes, los electrones se comparten.
Nota: conforme aprendas más sobre la formación de enlaces, verás que en realidad la diferencia entre enlaces covalentes y iónicos no es blanco y negro y que los dos tipos de enlace en realidad son más como los dos extremos de un espectro común. Podemos pensar que en un enlace iónico puro se comparten electrones de forma perfectamente dispareja, mientras que en el enlace covalente puro, se comparten electrones de forma perfectamente igual. Sin embargo, la verdad es que la mayoría de los enlaces químicos están en un punto intermedio entre estos dos casos.

El dibujo de enlaces iónicos

Ahora consideraremos las diferentes maneras de dibujar o representar los enlaces iónicos. Seguiremos estudiando el compuesto iónico más comúnmente conocido, el cloruro de sodio, también llamado sal de mesa. Se puede representar un solo enlace iónico en el cloruro de sodio de la siguiente manera:
Enlace iónico del cloruro de sodio
Diagrama estructural que muestra un enlace iónico entre un catión de sodio, Nastart superscript, plus, end superscript, y un anión de cloruro, Clstart superscript, minus, end superscript. Observa que no hay una línea que conecte los dos iones porque eso indicaría que comparten electrones en un enlace covalente. Aquí, los electrones se transfirieron completamente, y el enlace es puramente iónico. Crédito de la imagen: Wikispaces, CC BY-SA 3.0
Al catión de sodio con carga positiva y al anión de cloruro con carga negativa les gusta colocarse uno junto al otro debido a su atracción electrostática mutua. Puesto que no se comparten electrones, no mostramos un enlace iónico con una línea como lo hacemos para los enlaces covalentes. Sencillamente reconocemos que la atracción existe por los signos de cargas opuestas en los iones.
El diagrama anterior, sin embargo, es solo un modelo. En la naturaleza, el cloruro de sodio no existe como un solo catión de sodio unido con un solo anión de cloruro. Como mencionamos antes, el cloruro de sodio es la sal de mesa, y si pudiéramos usar un microscopio superpoderoso con en el que fuera posible ver la sal de mesa a nivel atómico, veríamos algo como la estructura siguiente:
Diagrama de la estructura de red cristalina del cloruro de sodio
Si examináramos un cristal de cloruro de sodio a nivel atómico, veríamos los iones de sodio y de cloruro repartidos uniformemente uno junto al otro en el espacio. Esta estructura ordenada y estable, se debe a los fuertes enlaces iónicos entre Nastart superscript, plus, end superscript y Cl start superscript, minus, end superscript. Crédito de la imagen: Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological (Introducción a la química: general, orgánica y biológica), CC BY-NC-SA 3.0
En este diagrama podemos ver que los iones Nastart superscript, plus, end superscript y Clstart superscript, minus, end superscript se colocan naturalmente uno junto al otro en el espacio debido a la atracción electrostática que comparten entre ellos. Entonces los iones se mantienen en su lugar mediante sus enlaces iónicos muy fuertes. La estructura anterior se conoce como red cristalina, y el cloruro de sodio, como la mayoría de los compuestos iónicos, es un sólido cristalino. Aprenderás más sobre esto en lecciones futuras sobre los diferentes tipos de sólidos.

Compuestos covalentes vs compuestos iónicos: moléculas vs celdas unitarias

Ya que hemos analizado lo básico tanto de los enlaces covalentes como de los iónicos, tenemos que hacer unas cuantas diferencias necesarias. Sabemos que un grupo de átomos unidos solo por enlaces covalentes se conoce como molécula. Se debe enfatizar, sin embargo, que la palabra molécula solo se debe usar para referirse a compuestos covalentes. En un compuesto iónico, como el cloruro de sodio, no existe algo como una sola molécula de cloruro de sodio, puesto que en realidad, el cloruro de sodio está hecho de muchos iones de sodio y cloro unidos en una gran red cristalina, como lo vimos en el diagrama anterior. Como tal, nos referimos a un pedazo de NaCl no como una molécula sino como una celda unitaria. Hay que tener en cuenta que una sola celda unitaria, a diferencia de una sola molécula, en general no existe en la naturaleza, simplemente usamos las celdas unitarias por conveniencia y para facilitar su alusión.
Verificación de conceptos: ¿qué tipo de compuestos están hechos de moléculas, los iónicos o los covalentes?

Conclusión

Todos los enlaces químicos se deben a la atracción electrostática. Cuando los átomos se combinan a través de enlaces químicos, forman compuestos, es decir estructuras únicas que se conforman de dos o más átomos. La composición básica de un compuesto se puede manifestar mediante el uso de una fórmula química. Una fórmula química utiliza símbolos de la tabla periódica para indicar los tipos de elementos presentes en un compuesto en particular, y usa subíndices para representar el número de cada tipo de elemento presente.
Los compuestos pueden ser covalentes o iónicos. En los compuestos covalentes, los átomos forman enlaces covalentes que consisten de núcleos atómicos adyacentes que comparten pares de electrones. Un ejemplo de compuesto covalente es el amoniaco. La fórmula química del amoniaco es NHstart subscript, 3, end subscript, que nos dice que en una sola molécula de amoniaco hay un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. La estructura de un compuesto covalente se puede representar a través de modelos espaciales así como de modelos de esferas y barras.
En los compuestos iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro, de manera que se forma un catión (ion con carga positiva), y un anión (ion con carga negativa). La fuerte atracción electrostática entre cationes y aniones adyacentes se conoce como enlace iónico. El ejemplo más común de un compuesto iónico es el cloruro de sodio, NaCl, mejor conocido como sal de mesa. A diferencia de los compuestos covalentes, no existe algo como una molécula de un compuesto iónico. Esto se debe a que en la naturaleza, el NaCl no existe en unidades individuales, sino en estructuras de red cristalina que se conforman de muchos iones de Nastart superscript, plus, end superscript y Clstart superscript, minus, end superscript que se alternan en el espacio. La fórmula química NaCl especifica una celda unitaria de este compuesto.

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  • Avatar blobby green style para el usuario ellehcimagev
    Los enlaces iónicos conducen mejor la electricidad que los covalentes?
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  • Avatar aqualine ultimate style para el usuario XD
    ¿Porque este tema se relaciona con las matemáticas?
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  • Avatar leafers tree style para el usuario Cocina Solar
    Entiendo cómo se mantienen unidos los átomos en enlaces químicos covalentes o iónicos, pero ¿cómo se mantienen unidas las moléculas y los compuestos iónicos entre si, para formar por ejemplo un gran trozo de algo o una piedra de sal? Quedan electrones o enlaces disponibles?
    Gracias!
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  • Avatar aqualine seedling style para el usuario mitzi jocelyn dominguez zarate
    estaria mejor si estuviera en español... batalle bastante para entenderlo... gracias
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  • Avatar blobby green style para el usuario viviana.pAlarcon
    ¿que grupos de la tabla periódica se utilizan para hacer un enlace ionico o covalente?
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  • Avatar leafers seedling style para el usuario Leyre Martínez de Albéniz
    ¿Cómo puedo saber si es un enlace iónico o covalente?
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    • Avatar blobby green style para el usuario Alejandro Aguilar Pelcastre
      Existe una propiedad de los elementos llamada electronegatividad. Esta propiedad se refiere a la capacidad de un átomo para atraer los electrones hacia sí mismo.

      Una forma de clasificar los enlaces es basándose en la diferencia de elecronegatividad entre los átomos que constituyen el enlace: si la diferencia de electronegatividad entre átomos no es muy grande, se puede decir que los átomos terminan "compartiendo los electrones" y se trata de un enlace covalente. Si la diferencia entre electronegatividades es amplia, se puede decir que el átomo más electronegativo "se queda con los electrones", mientras que el menos electronegativo los "pierde".

      Existen diferentes escalas para medir la electronegatividad, una de las más famosas es la llamada escala de Pauling: en esta escala, una diferencia de electronegatividades menor a 0.4 se considera un enlace covalente no polar, una diferencia entre 0.5 y 1.6 se considera como un enlace covalente polar y una diferencia de 1.7 o mayor se considera como un enlace iónico.

      Un ejemplo clásico de enlace covalente es el existente entre el oxígeno y el hidrógeno en la molécula del agua: el oxígeno tiene una electronegatividad de 3.44 mientras que el hidrógeno tiene una electronegatividad de 2.20, la diferencia entre ambos es 1.24, por lo que se considera un enlace covalente, aunque particularmente denominado como "polar", ya que aunque se comparten los electrones, estos se acercan más hacia el oxígeno y se alejan del hidrógeno, formando dos polos de carga electrónica.

      Por otra parte, ejemplo clásico de enlace iónico es el que existe entre el sodio y el cloro en la sal de mesa: el sodio tiene una electronegatividad de 0.93 mientras que el cloro tiene una electronegatividad de 3.16, la diferencia es de 2.23 y se considera un enlace iónico, donde el sodio termina perdiendo un electrón que es apropiado por el cloro.

      Y esa es la forma en que puedes revisar de qué tipo de enlace se trata, acudiendo a una tabla de electronegatividades, y verificando la diferencia entre los átomos que componen tu enlace. Espero haber sido de ayuda :)
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  • Avatar starky sapling style para el usuario axel.fernandez.prg.17.20
    ¡Como se cuando debo ocupar cada estructura?
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  • Avatar female robot ada style para el usuario Alicia Victoria Tello Barrera
    ¿El cloruro de berilio BeCl2 es una molécula o un compuesto?
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  • Avatar duskpin sapling style para el usuario María Rábago
    ¿Cuáles son las características de un compuesto?
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    • Avatar blobby green style para el usuario Alejandro Aguilar Pelcastre
      Los átomos pueden combinarse entre sí para formar sustancias con propiedades diferentes a los elementos que les dieron lugar. La unidad básica de esta combinación se llama molécula. Cuando una molécula se forma con los mismos átomos, se conoce como cuerpo simple: es el caso del oxígeno (O2) y nitrógeno (N2) que respiramos en el aire. Cuando los átomos de una molécula son diferentes, se llama cuerpo compuesto: es el caso del agua (H2O). Cada compuesto tiene unas propiedades particulares dependiendo de los átomos que lo conforman y cómo están unidos. Esas propiedades suelen ser muy diferentes a las de los átomos individuales que los crearon.
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  • Avatar blobby green style para el usuario 😊
    Escribir la diferencia entre ion , molecula y atomos
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    • Avatar leafers seedling style para el usuario Leyre Martínez de Albéniz
      Un átomo es definido por la cantidad de protones, que dan el número atómico.

      Un ión es un átomo descompensado eléctricamente debido a que la cantidad de electrones no coincide con el número de protones y hace que el átomo tenga una carga positiva o negativa.

      Una molécula es la unión de átomos mediante un enlace iónico, que son átomos con carga opuesta (los opuestos se atraen) se unen para tener la última capa completa con 8 electrones como los gases nobles* (el que menos tiene le "regala" los que le "sobran" para tener la última capa llena y el que más tiene los "acepta" para tener la última capa completa también); o un enlace covalente, que es uno o varios electrones compartidos entre los átomos que se quieren unir.


      *menos en el caso del helio, que son 2, y todos los átomos que se quieran parecer a él
      (1 voto)
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