Tema 41

L'enllaç químic és el conjunt de forces que manté units els àtoms en les substàncies, donant lloc a molècules, xarxes cristal·lines i agregats metàl·lics. Explicar per què i com es combinen els àtoms és una de les qüestions centrals de la química: pràcticament totes les propietats de la matèria —el seu estat d'agregació, la seua duresa, el seu punt de fusió, la seua conductivitat o la seua reactivitat— deriven del tipus d'enllaç i de l'estructura que aquest imposa. Aquest tema, situat en el bloc de química general, articula tres idees que es retroalimenten: el criteri energètic que governa la formació de tot enllaç, l'electronegativitat com a paràmetre que permet classificar els enllaços en un continu, i la relació entre enllaç i propietats, que fa d'aquestes últimes una eina experimental per deduir el tipus d'unió.

Històricament, el model modern arranca el 1916, quan Walther Kossel va racionalitzar l'enllaç iònic com a transferència d'electrons i Gilbert N. Lewis va proposar l'enllaç covalent com a parell d'electrons compartit, formulant la regla de l'octet. Dècades després, Linus Pauling va quantificar l'electronegativitat i va unificar ambdós extrems en un mateix espectre. Convé subratllar d'entrada que els tres tipus clàssics d'enllaç —iònic, covalent i metàl·lic— són models límit: la majoria de substàncies reals presenten caràcter intermedi.

1. L'enllaç químic

Per què s'enllacen els àtoms: el criteri energètic

Dos àtoms s'uneixen si, en fer-ho, el sistema assoleix una energia menor que la dels àtoms separats. La formació d'un enllaç és, per tant, un procés que allibera energia i condueix a una situació més estable. L'estabilitat especial dels gasos nobles, amb la seua configuració electrònica de capa completa ($\mathrm{ns^2\,np^6}$), va inspirar la regla de l'octet: els àtoms tendeixen a guanyar, perdre o compartir electrons fins a envoltar-se de huit electrons de valència. És una regla orientativa molt útil en els períodes curts, però amb nombroses excepcions (hidrogen i duet, octets incomplets com el $\mathrm{BF_3}$, octets expandits com el $\mathrm{SF_6}$).

Models d'enllaç

Segons com es redistribuïsquen els electrons de valència es distingeixen tres tipus d'enllaç fort o intramolecular:

• Enllaç iònic: transferència d'electrons d'un metall a un no metall; es formen ions de signe oposat que s'atrauen electrostàticament i s'ordenen en una xarxa cristal·lina.
• Enllaç covalent: compartició d'un o diversos parells d'electrons entre àtoms d'electronegativitat semblant, generalment no metalls.
• Enllaç metàl·lic: els cations metàl·lics queden immersos en un "mar" o "núvol" d'electrons de valència deslocalitzats.

Al costat d'ells existeixen les forces intermoleculars (enllaç d'hidrogen, forces de Van der Waals), molt més febles, que actuen entre molècules ja formades i que resulten decisives per explicar propietats com els punts d'ebullició dels compostos moleculars. No s'han de confondre amb l'enllaç químic pròpiament dit.

Representació de Lewis

L'estructura de Lewis representa els electrons de valència mitjançant punts i els enllaços mitjançant línies (un parell compartit per línia). Permet predir de forma senzilla la connectivitat i, combinada amb el model de repulsió de parells electrònics de la capa de valència (RPECV o VSEPR), la geometria molecular. Aquesta geometria és la que, junt amb la polaritat dels enllaços, determina si una molècula és o no polar.

2. Aspectes energètics

Corba d'energia potencial i enllaç covalent

La descripció energètica més intuïtiva és la corba d'energia potencial enfront de la distància internuclear $r$ per a dos àtoms que s'aproximen. A distàncies grans predomina una feble atracció; en acostar-se, l'energia disminueix fins a un mínim i, si es continua reduint $r$, la repulsió entre nuclis i entre núvols electrònics la dispara. El mínim defineix les dues magnituds característiques de l'enllaç:

• La longitud d'enllaç $r_0$, distància internuclear d'equilibri.
• L'energia d'enllaç $D_e$, profunditat del pou, és a dir, l'energia que cal aportar per separar els àtoms.

Una descripció analítica clàssica és el potencial de Morse:

$$E(r) = D_e\left[1 - e^{-a(r - r_0)}\right]^2 - D_e$$

Com major és l'energia d'enllaç i menor la longitud, més forta és la unió. Per exemple, els enllaços múltiples són més curts i energètics que els senzills entre els mateixos àtoms. L'energia de dissociació d'enllaç mesurada experimentalment (entalpies d'enllaç) permet estimar entalpies de reacció com a diferència entre enllaços trencats i formats.

Aspectes energètics de l'enllaç iònic

En un sòlid iònic l'estabilitat procedeix de l'atracció electrostàtica entre ions de signe contrari. L'energia potencial entre un parell d'ions de càrregues $q_+$ i $q_-$ separats una distància $r$ obeeix la llei de Coulomb:

$$E_p = \frac{1}{4\pi\varepsilon_0}\,\frac{q_+\,q_-}{r}$$

Com que en un cristall cada ió interacciona amb tots els altres (atraccions i repulsions), la magnitud rellevant és l'energia reticular $U$: energia alliberada en formar-se un mol de sòlid cristal·lí a partir dels seus ions en estat gasós. S'estima amb l'equació de Born–Landé:

$$U = -\,\frac{N_A\,M\,z_+\,z_-\,e^2}{4\pi\varepsilon_0\,r_0}\left(1 - \frac{1}{n}\right)$$

on $N_A$ és el nombre d'Avogadro, $M$ la constant de Madelung (depèn de la geometria de la xarxa), $z_+$ i $z_-$ els nombres de càrrega dels ions, $r_0$ la distància interiònica d'equilibri i $n$ l'exponent de Born (repulsió de capes). L'expressió revela que l'energia reticular creix —en valor absolut— amb el producte de les càrregues i disminueix en augmentar la grandària dels ions; per això el $\mathrm{MgO}$ ($z_+z_- = 4$) fon a temperatura molt més alta que el $\mathrm{NaCl}$ ($z_+z_- = 1$).

El cicle de Born–Haber

L'energia reticular no es mesura directament; s'obté aplicant la llei de Hess a un cicle termoquímic, el cicle de Born–Haber, que descompon la formació del sòlid en etapes. Per al clorur de sodi:

$$\mathrm{Na(s)} + \tfrac{1}{2}\,\mathrm{Cl_2(g)} \rightarrow \mathrm{NaCl(s)}$$ $$\Delta H_f^{\circ} = \Delta H_{sub}(\mathrm{Na}) + I_1(\mathrm{Na}) + \tfrac{1}{2}D(\mathrm{Cl_2}) + A_e(\mathrm{Cl}) + U$$

on $\Delta H_{sub}$ és l'entalpia de sublimació del metall, $I_1$ la seua energia d'ionització, $D$ l'energia de dissociació de la molècula de clor, $A_e$ l'afinitat electrònica del clor (negativa) i $U$ l'energia reticular (negativa i dominant). El cicle permet aïllar $U$ a partir de magnituds mesurables i comprovar la validesa del model iònic.

Aspectes energètics de l'enllaç metàl·lic

En l'enllaç metàl·lic la cohesió s'explica per la deslocalització dels electrons de valència sobre tot el cristall, la qual cosa redueix la seua energia cinètica i estabilitza el conjunt. El model del mar d'electrons de Drude, refinat per la teoria de bandes, dóna compte de l'energia de cohesió metàl·lica i de propietats com la conductivitat, que es justifiquen per l'existència de nivells electrònics molt pròxims (banda) parcialment ocupats.

3. Classificació dels enllaços segons l'electronegativitat

El concepte d'electronegativitat

L'electronegativitat ($\chi$) és la tendència d'un àtom a atraure cap a si els electrons de l'enllaç. No és una propietat mesurable directament, sinó un paràmetre que es defineix mitjançant diferents escales:

• Escala de Pauling: la més usada, basada en energies d'enllaç. Pauling va observar que l'energia real d'un enllaç $\mathrm{A}\!-\!\mathrm{B}$ supera la mitjana de les energies dels enllaços homonuclears, i va atribuir aquest excés $\Delta$ a la contribució iònica:

$$\chi_A - \chi_B = 0{,}102\,\sqrt{\Delta}, \qquad \Delta = D_{AB} - \frac{D_{AA} + D_{BB}}{2}$$

(amb les energies en $\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$). Fixa el fluor com l'element més electronegatiu, amb $\chi \approx 4{,}0$.

• Escala de Mulliken: mitjana de l'energia d'ionització $I$ i l'afinitat electrònica $A_e$ de l'àtom:

$$\chi_M = \frac{I + A_e}{2}$$

• Escala d'Allred–Rochow: basada en la càrrega nuclear efectiva i el radi covalent.

L'electronegativitat augmenta al llarg d'un període i disminueix en baixar en un grup, seguint la variació de la càrrega nuclear efectiva i el radi atòmic.

La diferència d'electronegativitat com a criteri

La diferència d'electronegativitat $\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B|$ entre els àtoms que s'uneixen situa cada enllaç en un continu:

• $\Delta\chi = 0$ (o molt petita): enllaç covalent no polar. Els electrons es comparteixen per igual ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{Cl_2}$).
• $0 < \Delta\chi \lesssim 1{,}7$: enllaç covalent polar. La compartició és desigual i apareix una càrrega parcial ($\mathrm{HCl}$, $\mathrm{H_2O}$).
• $\Delta\chi \gtrsim 1{,}7$ (entre metall i no metall): enllaç predominantment iònic ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CaF_2}$).

El valor de referència $\Delta\chi \approx 1{,}7$ correspon, segons Pauling, a un enllaç amb aproximadament un 50 % de caràcter iònic, que s'estima amb l'expressió:

$$\text{CI}(\%) = \left[\,1 - e^{-\frac{(\chi_A - \chi_B)^2}{4}}\,\right]\times 100$$

És un llindar orientatiu, no una frontera nítida: el mateix Pauling va insistir que l'enllaç iònic "pur" no existeix i que tot enllaç té una mica de covalent i una mica d'iònic.

Polaritat, moment dipolar i caràcter iònic experimental

En un enllaç polar, el desplaçament de la càrrega genera un moment dipolar:

$$\mu = q\cdot d$$

sent $q$ la càrrega desplaçada i $d$ la distància entre centres de càrrega (es mesura en debyes, $\mathrm{D}$). El caràcter iònic d'un enllaç pot mesurar-se comparant el moment dipolar experimental amb el que tindria l'enllaç si fóra 100 % iònic:

$$\text{CI}(\%) = \frac{\mu_{\text{exp}}}{\mu_{\text{iònic}}}\times 100, \qquad \mu_{\text{iònic}} = e\cdot d$$

Convé distingir la polaritat de l'enllaç de la polaritat de la molècula: aquesta última depèn, a més, de la geometria. Així, el $\mathrm{CO_2}$ té enllaços polars però és apolar perquè la seua geometria lineal cancel·la els dipols, mentre que el $\mathrm{H_2O}$, angular, és polar.

El triangle de Van Arkel–Ketelaar

Una visió més completa classifica els enllaços segons dos paràmetres: la diferència d'electronegativitat $\Delta\chi$ (eix vertical, caràcter iònic) i l'electronegativitat mitjana (eix horitzontal). El triangle de Van Arkel–Ketelaar situa en els seus tres vèrtexs els enllaços metàl·lic (baixa $\chi$ mitjana, baixa $\Delta\chi$), covalent (alta $\chi$ mitjana, baixa $\Delta\chi$) i iònic (alta $\Delta\chi$), i en els seus costats i el seu interior totes les situacions intermèdies. És la forma moderna d'expressar que els tres models són extrems d'un mateix continu.

4. Estudi del tipus d'enllaç d'acord amb les propietats de les substàncies

El raonament pot invertir-se: a partir de les propietats macroscòpiques d'una substància es dedueix el tipus d'enllaç i d'estructura que la caracteritza. És un exercici de gran valor experimental i didàctic.

Sòlids iònics

Xarxes tridimensionals d'ions alternats units per forces electrostàtiques intenses. Les seues propietats típiques són:

• Punts de fusió i ebullició alts (trencar la xarxa exigeix molta energia).
• Durs però fràgils: un desplaçament de plans enfronta ions del mateix signe i el cristall es trenca (exfoliació).
• No conductors en estat sòlid, però conductors fosos o en dissolució aquosa, perquè llavors els ions adquireixen mobilitat.
• Solubles en dissolvents polars com l'aigua.

Exemples: $\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{KBr}$, $\mathrm{CaF_2}$.

Substàncies covalents moleculars

Formades per molècules discretes, amb enllaços covalents forts dins de cada molècula però forces intermoleculars febles entre elles. En conseqüència:

• Punts de fusió i ebullició baixos; moltes són gasos o líquids a temperatura ambient.
• No condueixen l'electricitat (no hi ha càrregues lliures), llevat d'excepcions com els àcids, que s'ionitzen en aigua.
• Solubilitat regida per la regla "semblant dissol el semblant": les polars ($\mathrm{NH_3}$, sucre) en dissolvents polars; les apolars ($\mathrm{I_2}$, greixos) en dissolvents apolars.

Exemples: $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{I_2}$.

Sòlids covalents reticulars (atòmics)

Xarxes gegants en què tots els àtoms estan units per enllaços covalents, formant una única "macromolècula". Les seues propietats són extremes:

• Punts de fusió altíssims i gran duresa (diamant, el material natural més dur).
• Insolubles en quasi qualsevol dissolvent.
• Generalment no conductors (diamant, $\mathrm{SiO_2}$), amb la notable excepció del grafit, que condueix per la deslocalització d'electrons entre les seues capes.

Exemples: diamant ($\mathrm{C}$), grafit ($\mathrm{C}$), quars ($\mathrm{SiO_2}$), carbur de silici ($\mathrm{SiC}$).

Substàncies metàl·liques

Cations ordenats en una xarxa immersos en un mar d'electrons deslocalitzats. D'ací les seues propietats característiques:

• Bons conductors de la calor i l'electricitat (electrons mòbils), fins i tot en estat sòlid.
• Dúctils i mal·leables: els plans de cations poden lliscar sense trencar l'enllaç.
• Lluïssor metàl·lica i, en general, punts de fusió variables (des del mercuri, líquid, fins al wolframi, molt refractari).
• Insolubles en aigua (però formen aliatges entre si).

Exemples: $\mathrm{Fe}$, $\mathrm{Cu}$, $\mathrm{Al}$, $\mathrm{Na}$.

Taula de contrast

Reunir les propietats permet un diagnòstic ràpid: una substància dura, amb punt de fusió molt alt, que no condueix sòlida però sí fosa i en dissolució és quasi amb seguretat iònica; si condueix també en estat sòlid i és mal·leable, és metàl·lica; si fon a baixa temperatura i no condueix, és covalent molecular; i si és extremadament dura, refractària i insoluble, és un sòlid covalent reticular. Aquesta lògica inferencial és el nucli d'aquest quart epígraf.

Aplicació didàctica

En el currículum LOMLOE (Real Decreto 217/2022), l'enllaç químic és un contingut vertebrador de la matèria de Física i Química. S'introdueix qualitativament en 2n i 3r d'ESO (els àtoms s'uneixen per guanyar estabilitat; tipus d'enllaç i la seua relació amb les propietats) i es formalitza en 4t d'ESO i, amb major profunditat energètica i estructural (estructures de Lewis, geometria VSEPR, energia reticular, cicle de Born–Haber), en 1r i 2n de Batxillerat dins de Química. És un tema idoni per desenvolupar la competència específica STEM, en connectar el model microscòpic amb propietats observables, i per plantejar situacions d'aprenentatge experimentals: assajos de conductivitat, solubilitat i punt de fusió que permeten classificar mostres desconegudes pel seu tipus d'enllaç.

Convé anticipar les idees prèvies i errors freqüents de l'alumnat:

• Interpretar la regla de l'octet com una llei universal en lloc d'una regla orientativa amb excepcions.
• Confondre l'enllaç intramolecular (covalent) amb les forces intermoleculars: molts estudiants creuen que "en bullir l'aigua es trenquen enllaços O–H", quan només es vencen enllaços d'hidrogen.
• Pensar que existeix una frontera tallant entre iònic i covalent, en comptes d'un continu.
• Confondre la polaritat de l'enllaç amb la de la molècula (cas del $\mathrm{CO_2}$).
• Atribuir la conductivitat de les dissolucions iòniques a electrons lliures i no a ions mòbils.

L'ús de models moleculars, simulacions interactives (per exemple, del tipus PhET) i pràctiques de laboratori de baix cost resulta especialment eficaç per corregir aquestes concepcions alternatives i per treballar la indagació que prescriu el currículum.

Conclusió

L'enllaç químic s'explica per un únic principi —la cerca d'una energia menor— que es materialitza en tres models límit: iònic, covalent i metàl·lic. La seua vessant energètica (corba d'energia potencial, energia d'enllaç, energia reticular i cicle de Born–Haber) quantifica l'estabilitat guanyada; l'electronegativitat i la seua diferència ordenen tots els enllaços reals en un continu, del covalent no polar a l'iònic, que el triangle de Van Arkel–Ketelaar representa amb dos paràmetres; i les propietats de les substàncies —punt de fusió, duresa, conductivitat i solubilitat— tanquen el cercle en permetre deduir experimentalment el tipus d'enllaç. Aquesta triple mirada converteix l'enllaç en la clau que connecta l'estructura microscòpica de la matèria amb el seu comportament observable, base de blocs posteriors com l'estructura de les substàncies, la reactivitat i la química del carboni.