9.1: Tres Vistas de la Unión Química

Los enlaces químicos se forman cuando los electrones pueden estar simultáneamente cerca de dos o más núcleos, pero más allá de esto, no existe una teoría simple y fácil de entender que no solo explique por qué los átomos se unen para formar moléculas, sino que también predeciría las estructuras tridimensionales de los compuestos resultantes, así como las energías y otras propiedades de los propios vínculos. Desafortunadamente, no existe una teoría que logre estos objetivos de manera satisfactoria para todas las muchas categorías de compuestos que se conocen. Además, parece probable que si alguna vez surge tal teoría, estará lejos de ser simple.

Cuando nos enfrentamos a un problema científico de esta complejidad, la experiencia ha demostrado que muchas veces es más útil concentrarse en el desarrollo de modelos. Un modelo científico es algo así como una teoría en que debe ser capaz de explicar los fenómenos observados y hacer predicciones útiles. Pero mientras que una teoría puede ser desacreditada por un solo caso contradictorio, un modelo puede ser útil aunque no abarque todas las instancias de los fenómenos que intenta explicar. Ni siquiera requerimos que un modelo sea una representación creíble de la realidad; lo único que pedimos es que sea capaz de explicar el comportamiento de aquellos casos a los que es aplicable en términos que sean consistentes con el propio modelo. Un ejemplo de un modelo que quizás ya conozcas es la teoría molecular cinética de los gases. A pesar de su nombre, este es realmente un modelo (al menos al nivel que lo usan los estudiantes principiantes) porque ni siquiera trata de explicar el comportamiento observado de los gases reales. Sin embargo, sirve como una herramienta para desarrollar nuestra comprensión de los gases, y como punto de partida para tratamientos más elaborados.

Dada la extraordinaria variedad de formas en que los átomos se combinan en agregados, no debería sorprender que se hayan desarrollado una serie de modelos de unión útiles. La mayoría de ellos se aplican solo a ciertas clases de compuestos, o intentan explicar solo una gama restringida de fenómenos. En esta sección proporcionaremos breves descripciones de algunos de los modelos de unión; los más importantes de estos serán tratados con mucho más detalle en partes posteriores de este capítulo.

Modelos Clásicos

Por clásico, nos referimos a modelos que no toman en cuenta el comportamiento cuántico de las partículas pequeñas, notablemente el electrón. Estos modelos generalmente asumen que los electrones e iones se comportan como cargas puntuales que atraen y repelen de acuerdo con las leyes de la electrostática. Si bien esto ignora completamente lo que se ha aprendido sobre la naturaleza del electrón desde el desarrollo de la teoría cuántica en la década de 1920, estos modelos clásicos no solo han demostrado ser extremadamente útiles, sino que los principales también sirven de base para la clasificación general del químico de compuestos en” covalente” e “iónica”.

Electrostática (unión iónica)

Desde el descubrimiento a principios del siglo XIX de que las soluciones de sales y otros electrolitos conducen la corriente eléctrica, ha habido acuerdo general en que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos deben ser de naturaleza eléctrica. Las soluciones electrolíticas contienen iones que tienen cargas eléctricas opuestas, las cargas opuestas se atraen, por lo que quizás las sustancias de las que provienen estos iones consisten en átomos con carga positiva y negativa que se mantienen unidos por atracción electrostática.

Resulta que esto no es cierto en general, pero un modelo construido sobre esta suposición hace un trabajo bastante bueno al explicar una clase bastante pequeña pero importante de compuestos que se llaman sólidos iónicos. El ejemplo más conocido de dicho compuesto es el cloruro de sodio, que consiste en dos redes interpenetrantes de Na ⁺ y Cl ^— iones dispuestos de tal manera que cada ion de un tipo está rodeado (en el espacio tridimensional) por seis iones de carga opuesta.

La principal limitación de este modelo es que se aplica realmente bien solo a la pequeña clase de sólidos compuesta por elementos del Grupo 1 y 2 con elementos altamente electronegativos como los halógenos. Aunque los compuestos como el CuCl ₂ se disocian en iones cuando se disuelven en agua, las unidades fundamentales que componen el sólido son más como cadenas poliméricas de moléculas de CuCl ₂ unidas covalentemente que tienen poco carácter iónico.

Electrones compartidos (enlace covalente)

Este modelo se originó con la teoría desarrollada por G.N. Lewis en 1916, y sigue siendo el modelo de unión química más utilizado. Los elementos esenciales de este modelo se pueden entender mejor examinando la molécula más simple posible. Se trata de la molécula de hidrógeno ion H ₂ ⁺, que consta de dos núcleos y un electrón. Primero, sin embargo, pensemos qué pasaría si intentáramos hacer aún más simple la molécula H ₂ ²⁺. Dado que esto consistiría únicamente en dos protones cuyas cargas electrostáticas se repelerían entre sí a todas las distancias, es evidente que tal molécula no puede existir; algo más de dos núcleos se requieren para que se produzca la unión.

En la molécula de hidrógeno ion H ₂ ⁺ tenemos una tercera partícula, un electrón. El efecto de este electrón dependerá de su ubicación con respecto a los dos núcleos. Si el electrón está en el espacio entre los dos núcleos, atraerá ambos protones hacia sí mismo, y así uno hacia el otro. Si la energía de atracción total excede la repulsión internuclear, habrá un efecto de enlace neto y la molécula será estable. Si, por otro lado, el electrón está apagado hacia un lado, atraerá ambos núcleos, pero atraerá mucho más fuertemente al más cercano, debido a la naturaleza de cuadrado inverso de la ley de Coulomb. Como consecuencia, el electrón ahora ayudará a que la repulsión electrostática separe los dos núcleos.

Vemos, entonces, que el electrón es un componente esencial de un enlace químico, pero que debe estar en el lugar correcto: entre los dos núcleos. La ley de Coulomb se puede utilizar para calcular las fuerzas experimentadas por los dos núcleos para diversas posiciones del electrón. Esto nos permite definir dos regiones de espacio alrededor de los núcleos, como se muestra en la figura. Una región, la región de unión, representa las ubicaciones en las que el electrón ejerce un efecto de unión neta sobre los nuevos núcleos. Fuera de esto, en la región antiunión, el electrón realmente trabajará contra la unión.

Esta simple imagen ilustra la regla número uno de la unión química: los enlaces químicos se forman cuando los electrones pueden estar simultáneamente cerca de dos o más núcleos. Cabe señalar que este principio se aplica también al modelo iónico; como se explicará más adelante en este capítulo, el electrón que es “perdido” por un ion positivo termina por estar más cerca de más núcleos (incluyendo aquel de cuya nube de electrones vino) en el compuesto.

• El modelo covalente polar: Un enlace puramente covalente solo puede garantizarse cuando las electronegatividades (potencias de atracción de electrones) de los dos átomos son idénticas. Cuando se unen átomos que tienen diferentes electronegatividades, los electrones compartidos entre ellos se desplazarán hacia el átomo más electronegativo, confiriendo una polaridad al enlace que puede describirse en términos de carácter porcentual iónico. El modelo covalente polar es así una generalización de enlaces covalentes para incluir un rango muy amplio de comportamiento.
• El modelo coulómbico: Esta es una extensión del modelo iónico a compuestos que normalmente se consideran no iónicos. El hidrógeno combinado siempre se considera que existe como el ion hidruro H ^—, de manera que el metano puede tratarse como si fuera C ^{4 +} H ^—4. Esto no es tan extraño como podría parecer al principio si recuerdas que el protón casi no tiene un tamaño significativo, por lo que está esencialmente incrustado en un par de electrones cuando se une a otro átomo en un enlace covalente. Este modelo, que no es tan conocido como merece ser, tiene un considerable poder predictivo, tanto para unir energías como estructuras.
• El modelo VSEPR: El modelo de “repulsión electrónica de concha de valencia” no es tanto un modelo de unión química como un esquema para explicar las formas de las moléculas. Se basa en la visión mecánica cuántica de que los enlaces representan nubes de electrones, regiones físicas de carga eléctrica negativa que se repelen entre sí y así intentan mantenerse lo más alejadas posible.

Modelos cuánticos

Los modelos cuánticos de unión toman en cuenta el hecho de que una partícula como luz a el electrón no se puede decir realmente que esté en una sola ubicación. Lo mejor que podemos hacer es definir una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar el electrón tenga algún valor arbitrario que siempre será menor que la unidad. La forma de este volumen de espacio se denomina orbital y se define por una función matemática que relaciona la probabilidad con las coordenadas (x, y, z) de la molécula. Al igual que otros modelos de unión, los modelos cuánticos intentan mostrar cómo más electrones pueden estar simultáneamente cerca de más núcleos. En lugar de hacerlo a través de argumentos puramente geométricos, intentan esto prediciendo la naturaleza de los orbitales que los electrones de valencia ocupan en átomos unidos.

• El modelo orbital híbrido: Este fue desarrollado por Linus Pauling en 1931 y fue el primer modelo de unión basado en cuánticos. Se basa en la premisa de que si los orbitales atómicos s, p y d ocupados por los electrones de valencia de átomos adyacentes se combinan de manera adecuada, los orbitales híbridos que resulten tendrán el carácter y las propiedades direccionales que sean consistentes con el patrón de unión en la molécula. Las reglas para lograr estas combinaciones resultan ser notablemente simples, por lo que una vez elaboradas se hizo posible utilizar este modelo para predecir el comportamiento de unión en una amplia variedad de moléculas. El modelo orbital híbrido se aplica de manera más útil a los elementos del bloque p de las dos primeras filas de la tabla periódica, y es especialmente importante en química orgánica.
• El modelo orbital molecular: Este modelo adopta un enfoque más fundamental al considerar una molécula como una colección de electrones de valencia y núcleos positivos. Así como la naturaleza de los orbitales atómicos deriva de la simetría esférica del átomo, así las propiedades de estos nuevos orbitales moleculares serán controladas por la interacción de los electrones de valencia con los múltiples centros positivos de estos núcleos atómicos. Estos nuevos orbitales, a diferencia de los del modelo híbrido, están deslocalizados; es decir, no “pertenecen” a ningún átomo sino que se extienden por toda la región del espacio que abarca los átomos unidos. Los electrones disponibles (valencia) luego llenan estos orbitales desde el más bajo hasta el más alto, mucho como en el principio Aufbau que aprendiste para elaborar configuraciones de electrones atómicos. Para las moléculas pequeñas (que son las únicas que consideraremos aquí), existen reglas simples que rigen la forma en que los orbitales atómicos se transforman en orbitales moleculares a medida que se juntan los átomos separados. El verdadero poder de la teoría orbital molecular, sin embargo, proviene de su formación matemática que se presta a predicciones detalladas de energías de enlace y otras propiedades.
• El modelo de tunelización de electrones: Un tema común que une todos los modelos que hemos discutido es que la unión depende de la caída de la energía potencial que ocurre cuando se juntan cargas opuestas. En el caso de los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos actúa como una especie de “cola de electrones” entre los núcleos unidos. En 1962, sin embargo, se demostró que esta suposición no es estrictamente correcta, y que en lugar de concentrarse en el espacio entre los núcleos, los orbitales de electrones se concentran aún más alrededor de los núcleos unidos. Al mismo tiempo, sin embargo, son libres de “moverse” entre los dos núcleos mediante un proceso conocido como tunelización. Esto se refiere a un conocido efecto mecánico cuántico que permite que los electrones (u otras partículas lo suficientemente pequeñas como para exhibir propiedades onduladas) pasen (“túnel”) a través de una barrera que separa dos regiones estrechamente adyacentes de energía de bajo potencial. Un resultado de esto es que se incrementa el volumen efectivo de espacio disponible para el electrón, y de acuerdo con el principio de incertidumbre esto reducirá la energía cinética del electrón.

El modelo de tunelización de electrones

Según este modelo, los electrones de unión actúan como una especie de fluido que se concentra en la región de cada núcleo (bajando la energía potencial) y al mismo tiempo es capaz de fluir libremente entre ellos (reduciendo la energía cinética). En la página siguiente se muestra un resumen del concepto, mostrando su aplicación a una molécula simple. A pesar de su simplicidad conceptual y pleno reconocimiento de las leyes de la mecánica cuántica, este modelo no es ampliamente conocido y rara vez se enseña.

La unión química ocurre cuando uno o más electrones pueden estar simultáneamente cerca de dos núcleos. Pero, ¿cómo se puede arreglar esto? La imagen convencional del enlace electrónico compartido coloca los electrones de unión en la región entre los dos núcleos. Esto hace una imagen bonita, pero no es consistente con el principio de que atraen cargos opuestos. Esto implicaría que los electrones serían “más felices” (a la energía potencial más baja) cuando están muy cerca de un núcleo, ¡no a la mitad de un enlace de distancia de dos de ellos!

Esta gráfica muestra cómo la energía potencial de un electrón en el átomo de hidrógeno varía con su distancia desde el núcleo. Observe cómo la energía cae sin límite a medida que el electrón se acerca al núcleo, representado aquí como un protón,\(H^+\). Si la energía potencial fuera la única consideración, el electrón caería directamente en el núcleo donde su energía potencial sería menos infinito.

Cuando se agrega un electrón al protón para hacer un átomo de hidrógeno neutro, trata de acercarse lo más posible al núcleo. El principio de incertidumbre de Heisenberg requiere que la energía total de la energía electrónica aumente a medida que disminuye el volumen de espacio que ocupa. A medida que el electrón se acerca al núcleo, la carga nuclear confina al electrón a un volumen tan minúsculo de espacio que su energía se eleva, permitiéndole “flotar” ligeramente alejándose del núcleo sin caer nunca en él.

La región sombreada de arriba muestra el rango de energías y distancias desde el núcleo que el electrón es capaz de asumir dentro de la órbita de 1 s. Así, el electrón puede ser considerado como un fluido que ocupa un recipiente cuyas paredes se ajustan a las curvas de energía potencial rojas mostradas anteriormente. Obsérvese que a medida que cae la energía potencial, la energía cinética aumenta, pero sólo la mitad de rápido (esto se llama teorema virial). Así, cerca del núcleo, la energía cinética es grande y también la velocidad efectiva del electrón. La parte superior del área sombreada define el trabajo requerido para elevar su energía potencial a cero, retirándola así del átomo; esto corresponde, por supuesto, a la energía de ionización.

El efecto túnel

Una partícula cuántica puede ser descrita por una forma de onda que es la gráfica de una función matemática relacionada con la probabilidad de encontrar la partícula en una ubicación dada en cualquier momento. Si la partícula está confinada a una caja, resulta que la onda no cae a cero en las paredes de la caja, sino que tiene una probabilidad finita de ser encontrada fuera de ella. Esto significa que una partícula cuántica es capaz de penetrar, o “atravesar” sus límites de confinamiento. Esta notable propiedad se llama el efecto túnel.

En términos del modelo de fluido electrónico introducido anteriormente, el fluido es capaz de “salir” del átomo si se puede encontrar otra ubicación de baja energía cerca.

Tunelización de electrones en la molécula más simple

Supongamos que ahora acercamos un protón desnudo a un átomo de hidrógeno. Cada núcleo tiene su propio pozo de potencial, pero solo se llena el del átomo de hidrógeno, como lo indica el sombreado en el pozo de potencial más a la izquierda.

Pero el fluido electrónico es capaz de hacer un túnel a través de la barrera de energía potencial que separa los dos pozos; como cualquier líquido, buscará un nivel común en los dos lados del contenedor como se muestra a continuación. El electrón se encuentra ahora “simultáneamente cerca de dos núcleos” sin estar nunca entre ellos. Hay que tener en cuenta que esto sería físicamente imposible para un líquido real compuesto por moléculas reales; esto es puramente un efecto cuántico que se restringe a una partícula de baja masa como el electrón.

Debido a que la misma cantidad de fluido electrónico se comparte ahora entre los dos pozos, su nivel en ambos es menor. La diferencia entre lo que es ahora y lo que es antes corresponde a la energía de enlace del ion molécula de hidrógeno.

La molécula de dihidrógeno

Ahora hagamos una molécula de dihidrógeno. Comenzamos con dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón. Pero aquí hay un problema: ambos pozos de energía potencial ya están llenos de fluido de electrones; ya no hay espacio para nada sin empujar la energía hacia arriba.

¡Pero la teoría cuántica vuelve a venir al rescate! Si los dos electrones tienen espines opuestos, los dos fluidos son capaces de interpenetrarse entre sí, en gran medida que dos gases pueden ocupar el mismo contenedor. Esto se representa por el doble sombreado en el diagrama a continuación.

Cuando los dos átomos de hidrógeno están dentro de la distancia de tunelización, la mitad del fluido de electrones (realmente la probabilidad de encontrar el electrón) de cada pozo fluye hacia el otro pozo. Debido a que los dos fluidos son capaces de interpenetrar, el nivel no es muy diferente de lo que era en el ion H ₂ ⁺, pero la mayor densidad del electrón-fluido entre los dos núcleos hace de H ₂ una molécula fuertemente unida.

Entonces, ¿por qué no existe el dihelio?

Si intentáramos unir dos átomos de helio de esta manera, estaríamos en problemas. El pozo de electrones de Él ya contiene dos electrones de espín opuesto. No hay espacio para más fluido de electrones (sin elevar la energía), y por lo tanto no hay manera de que los electrones en ninguno de los dos átomos de He puedan estar simultáneamente cerca de dos núcleos.

Unión Iónica

Incluso antes de que G.N.Lewis desarrollara su teoría del enlace de pares de electrones compartidos, se creía que la unión en muchas sales sólidas podría explicarse satisfactoriamente sobre la base de simples fuerzas electrostáticas entre los iones positivo y negativo que se supone que son las unidades moleculares básicas de estos compuestos. El propio Lewis siguió reconociendo esta distinción, que ha seguido formando parte de la tradición de la química; el enlace de pares de electrones compartidos se conoce como enlace covalente, mientras que el otro tipo es el enlace iónico o electrovalente.

El enlace covalente se forma cuando dos átomos son capaces de compartir electrones:

mientras que el enlace iónico se forma cuando el “reparto” es tan desigual que un electrón del átomo A se pierde completamente en el átomo B, dando como resultado un par de iones:

Los dos extremos de intercambio de electrones representados por los modelos covalentes e iónicos parecen ser generalmente consistentes con las propiedades observadas de sólidos y líquidos moleculares e iónicos. Pero, ¿significa esto que realmente hay dos tipos de enlaces químicos, iónicos y covalentes?

Unión en sólidos iónicos

Según el modelo electrostático iónico, los sólidos como el NaCl consisten en iones positivos y negativos dispuestos en una red cristalina. Cada ion es atraído por iones vecinos de carga opuesta, y es repelido por iones de carga similar; esta combinación de atracciones y repulsiones, actuando en todas las direcciones, hace que el ion se fije firmemente en su propia ubicación en la red cristalina.

Dado que las fuerzas electrostáticas son no direccionales, la estructura de un sólido iónico está determinada puramente por la geometría: dos tipos de iones, cada uno con su propio radio, caerán en cualquier patrón de repetición que logre la menor energía potencial posible. Sorprendentemente, solo hay un pequeño número de estructuras posibles.

¿Existe tal cosa como un enlace “puramente” iónico?

Cuando dos elementos forman un compuesto iónico, ¿realmente se pierde un electrón por un átomo y se transfiere al otro? Para tratar esta cuestión, considere los datos sobre el LiF sólido iónico. El radio promedio del átomo de Li neutro es de aproximadamente 2.52Å.

Ahora bien, si este átomo de Li reacciona con un átomo de F para formar LiF, ¿cuál es la distancia promedio entre el núcleo de Li y el electrón que ha “perdido” al átomo de flúor? La respuesta es 1.56Å; ¡el electrón está ahora más cerca del núcleo de litio que en litio neutro! Entonces, la respuesta a la pregunta anterior es a la vez sí y no: sí, el electrón que ahora estaba en el orbital de 2 s de Li está ahora al alcance de un orbital de flúor 2p, pero no, el electrón ahora está aún más cerca del núcleo Li que antes, entonces, ¿cómo se puede “perder”? Lo único que es indiscutiblemente cierto sobre LiF es que hay más electrones más cerca de núcleos positivos que en los átomos de Li y F separados. Pero esta es solo la condición que da lugar a todas las formas de unión química:

Los enlaces químicos se forman cuando los electrones pueden estar simultáneamente cerca de dos o más núcleos

Es obvio que el enlace electrón-par provoca esta situación, y esta es la razón de la estabilidad del enlace covalente. Lo que no es tan obvio (hasta que mires los números como los que se citaron para LiF anteriormente) es que el enlace “iónico” da como resultado la misma condición; incluso en los compuestos más altamente iónicos, ambos electrones están cerca de ambos núcleos, y las atracciones mutuas resultantes unen los núcleos entre sí. Siendo este el caso, ¿existe realmente alguna diferencia fundamental entre el enlace iónico y el enlace covalente?

La respuesta, según el pensamiento químico moderno es probablemente “no”; de hecho, hay alguna duda de si es realista considerar que estos sólidos consisten en “iones” en el sentido habitual. La imagen preferida que parece estar emergiendo es aquella en la que los orbitales de electrones de pares de átomos adyacentes están simplemente sesgados para colocar más densidad de electrones alrededor del elemento “negativo” que alrededor del “positivo”.

Dicho esto, hay que reiterar que el modelo iónico de unión es útil para muchos propósitos, y no hay nada de malo en usar el término “enlace iónico” para describir las interacciones entre los átomos en “sólidos iónicos” como LiF y NaCl.

Covalencia polar

Si no existe tal cosa como un enlace “completamente iónico”, ¿podemos tener uno que sea completamente covalente? La respuesta es sí, si los dos núcleos tienen iguales poderes de atracción de electrones. Esta situación está garantizada para ser el caso de las moléculas diatómicas homonucleares, moléculas que constan de dos átomos idénticos. Así, en Cl ₂, O ₂ y H ₂, el intercambio de electrones entre los dos átomos idénticos debe ser exactamente uniforme; en tales moléculas, el centro de carga positiva corresponde exactamente al centro de carga negativa: a medio camino entre los dos núcleos.

Electronegatividad

Este término se introdujo anteriormente en el curso para denotar el poder relativo de atracción de electrones de un átomo. La electronegatividad no es lo mismo que la afinidad electrónica; esta última mide la cantidad de energía liberada cuando un electrón de una fuente externa “cae en” una vacante dentro del orbital más externo del átomo para producir un ion negativo aislado.

Los productos de la formación de enlaces, en contraste, no son iones y no están aislados; los dos núcleos ahora están estrechamente unidos por atracción a la región de alta densidad de electrones entre ellos. Cualquier desplazamiento de la densidad electrónica hacia un átomo tiene lugar a expensas energéticas de robarlo del otro átomo.

Es importante entender que la electronegatividad no es una propiedad medible de un átomo en el sentido de que las energías de ionización y la afinidad electrónica son; la electronegatividad es una propiedad que un átomo muestra cuando está unido a otro. Cualquier medición que se haga debe depender necesariamente de las propiedades de ambos átomos.

Por convención, las electronegatividades se miden en una escala en la que el valor más alto, 4.0, se asigna arbitrariamente al flúor. Se han propuesto varias escalas de electronegatividad, cada una basada en criterios ligeramente diferentes. El más conocido de estos se debe a Linus Pauling, y se basa en un estudio de las energías de enlace en una variedad de compuestos.

Las tendencias periódicas de la electronegatividad se refieren a lo que uno esperaría; cuanto mayor sea la carga nuclear y menor sea el átomo, más fuertemente atractivo será para un electrón de capa externa de un átomo dentro de la distancia de unión. La división entre los elementos metálicos y no metálicos es en gran parte la que existe entre aquellos que tienen electronegativias Pauling mayores de aproximadamente 1.7, y aquellos que tienen electronegatividades más pequeñas.

Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre dos elementos A y B, más polar será su molécula AB. Es importante señalar, sin embargo, que los pares que tienen las mayores diferencias de electronegatividad, los haluros alcalinos, son sólidos ordenan condiciones ordinarias y existen como moléculas solo en las condiciones enrarecidas de la fase gaseosa. Incluso estos sólidos iónicos poseen cierta cantidad de carácter covalente, por lo que, como se discutió anteriormente, no existe tal cosa como un enlace “puramente iónico”. Se ha vuelto más común colocar compuestos binarios en una escala similar a la que aquí se muestra, en la que el grado de sombreado es una indicación aproximada del número de compuestos en cualquier punto de la escala covalent-iónica.

Covalente o iónica: una falsa dicotomía

El continuum covalent-iónico descrito anteriormente es sin duda una mejora con respecto a la antigua dicotomía covalente - versus iónica que existía sólo en el libro de texto y en el aula, pero sigue siendo solo una visión unidimensional de un mundo multidimensional, y así una visión que oculta más de lo que revela. Lo principal que falta es cualquier margen para el tipo de unión que se produce entre más pares de elementos que cualquier otro: la unión metálica. Los compuestos intermetálicos rara vez se mencionan en los cursos introductorios, pero como la mayoría de los elementos son metales, hay muchos de ellos, y muchos juegan un papel importante en la metalurgia. En la unión metálica, los electrones de valencia pierden su asociación con átomos individuales; forman lo que equivale a un “fluido electrónico” móvil que llena el espacio entre las posiciones de la red cristalina ocupadas por los átomos, (ahora esencialmente iones positivos). Cuanto más fácilmente ocurre esta deslocalización electrónica, más “metálico” es el elemento.

Así, en lugar de la tabla unidimensional mostrada anteriormente, podemos construir un diagrama triangular cuyas esquinas representan los tres extremos de unión covalente, iónica y metálica “pura”.

Podemos llevar esto un paso más allá tomando en cuenta la colección de efectos vinculantes más débiles conocidos generalmente como fuerzas de van der Waals. Contrario a lo que a menudo se implica en los libros de texto introductorios, estas son las principales fuerzas de unión en la mayoría de las sales comunes que no son haluros alcalinos; estas incluyen NaOH, CaCl ₂, MgSO ₄. También son significativos en sólidos como CuCl ₂ y SO sólido ₃ en los que cadenas infinitas unidas covalentemente se mantienen unidas por dipolo inducido por iones y fuerzas similares.

La única manera de representar este espacio de tipo unión cuatridimensional en dos dimensiones es dibujar una proyección de un tetraedro, representando cada una de sus cuatro esquinas el caso “puro” de un tipo de unión.

Obsérvese que algunas de las entradas en este diagrama (hielo, CH ₄, y las dos partes de NH ₄ ClO ₄) son unidades unidas covalentemente, y su colocación se refiere a la unión entre estas unidades. Así, las moléculas H ₂ O en el hielo se mantienen unidas principalmente por enlaces de hidrógeno, que es una fuerza de van der Waals, con solo una pequeña contribución covalente.

Nota: los diagramas triangulares y tetraédricos anteriores fueron adaptados de los del excelente artículo de William B. Jensen, “Lógica, historia y el libro de texto de química”, Parte II, J. Educación Química 1998:817-828.