¿Qué mantiene unidos a los átomos?
Un enlace químico es lo que reduce la energía de un conjunto de átomos cuando permanecen unidos. Los átomos colocan sus electrones de tres formas generales: transferirlos (iónico), compartirlos entre dos núcleos (covalente) o agruparlos en toda una red (metálico). Las sustancias reales forman un continuo —el compartido en un enlace C–H es mucho más equitativo que en un enlace O–H—, pero toda estructura de esta página se construye a partir de una pregunta: dados los electrones de valencia, ¿dónde deben acabar los átomos?
La regla que conviene recordar: la repulsión sigue este orden: par solitario–par solitario > par solitario–enlace > enlace–enlace. Los pares solitarios pertenecen a un único núcleo, así que ocupan más espacio que los pares de enlace y empujan los enlaces entre sí: por eso el CH4 tiene 109,5° mientras que el H2O tiene 104,5°.
Tres familias de enlaces
| Aspect | Iónico | Covalente | Metálico |
|---|
| Qué ocurre | Los electrones se transfieren del metal al no metal; las cargas opuestas se atraen | Pares de electrones compartidos entre dos núcleos | Electrones deslocalizados por todos los cationes metálicos |
| Ejemplo | NaCl, MgO | H2O, CO2, diamond | Cu, Fe |
| Comportamiento típico | Punto de fusión alto, frágil, conduce solo fundido o disuelto | Formas moleculares definidas, puntos de ebullición bajos (sólidos moleculares) | Conduce en estado sólido, maleable, brillante |
La diferencia de electronegatividad ΔEN ordena el continuo: cerca de 0 el compartido es equitativo (covalente no polar), alrededor de 0,4–1,7 es desequilibrado (covalente polar), y por encima de aproximadamente 1,7 suele imponerse una descripción de transferencia completa. La electronegatividad aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica, por eso el F atrae con más fuerza que ningún otro elemento.
Polaridad del enlace frente a polaridad de la molécula
Un enlace polar tiene un dipolo de enlace: un vector diminuto que apunta desde el extremo positivo hacia el átomo negativo (el que atrae electrones). Si la molécula es polar es una cuestión de geometría: se suman los vectores. CO2 y H2O contienen enlaces muy polares, pero el CO2 es lineal (AX2, 180°), así que sus dos dipolos apuntan en sentidos opuestos y se cancelan, mientras que el H2O es angular (AX2E2, 104,5°) y sus dipolos se refuerzan hasta dar un dipolo neto de 1,85 D. El panel de polaridad de arriba aplica exactamente este razonamiento para cada geometría.
VSEPR: la forma a partir de dominios contados
La teoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia predice la forma contando los dominios electrónicos alrededor del átomo central: cada enlace simple, doble o triple cuenta como un dominio, igual que cada par solitario. Dos dominios se disponen linealmente, tres en trigonal plana, cuatro en tetraédrica, cinco en bipirámide trigonal y seis en octaédrica. La notación AXE recoge el resultado: un átomo central A, n átomos unidos Xn y m pares solitarios Em. Observe cómo los ángulos se comprimen cuando los pares solitarios sustituyen a los enlaces en la serie isoelectrónica CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): los mismos cuatro dominios, pero más de ellos son solitarios. La geometría molecular difiere de la geometría de dominios electrónicos siempre que haya pares solitarios: los dominios del agua son tetraédricos aunque los átomos formen una forma angular. Por eso los dos pares solitarios del agua la doblan hasta 104,5°, mientras que los dos dobles enlaces del CO2 la dejan rígidamente lineal.
Hibridación y carga formal
La teoría del enlace de valencia explica los enlaces dirigidos de estas geometrías mezclando los orbitales s y p del átomo en híbridos que apuntan hacia donde apuntan los dominios: 2 dominios → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². Trate la etiqueta como una contabilidad de «este número de direcciones equivalentes», no como una receta literal. La carga formal es la contabilidad complementaria para decidir qué estructura de Lewis dibujar: CF = electrones de valencia − electrones de pares solitarios − la mitad de los electrones de enlace. El carbono del CH4 tiene 4 − 0 − 4 = 0; la mejor estructura es la que minimiza las cargas formales y las elimina del interior. La resonancia admite que un solo dibujo no basta: los dos enlaces S–O del SO2 son equivalentes con orden de enlace 1,5, no alternan simple y doble.
Flexibilidad del octete
Los átomos del segundo periodo (C, N, O, F) están estrictamente limitados a ocho electrones. Más allá de eso, la regla se relaja: el BF3 se mantiene con solo seis alrededor del boro (lo que lo convierte en un aceptor voraz de pares de electrones), mientras que los átomos del tercer periodo y los más pesados se expanden sin protestar: el PCl5 y el SF6 tienen 10 y 12, y el XeF4 acomoda cuatro enlaces más dos pares solitarios en una disposición octaédrica, aplanándose hasta cuadrada plana.
Ideas erróneas habituales
- Los enlaces polares hacen una molécula polar. Solo si la geometría no los cancela: CO2, BF3, CH4, SF6 y XeF4 contienen enlaces polares o idénticos dispuestos con suficiente simetría como para ser no polares.
- Un doble enlace son dos dominios. Repele como un único dominio grueso; el CO2 con sus dos dobles enlaces C=O sigue teniendo número estérico 2 y forma lineal.
- La geometría molecular = geometría electrónica. Solo es cierto sin pares solitarios: los dominios del NH3 son tetraédricos, pero sus átomos forman una pirámide trigonal.
- La estructura de Lewis es la molécula. Es un esbozo de contabilidad; la resonancia (SO2), la deslocalización (benceno) y la medida (los dos enlaces S–O iguales) superan habitualmente a cualquier dibujo individual.
Herramientas relacionadas: Configuración electrónica (contar los electrones de valencia que forman los enlaces), Química orgánica (formas de los grupos funcionales) y Editor de estructuras (dibujar las moléculas).
