Enlace químico

Lo esencial

• Regla del octeto: los átomos tienden a quedar con 8 electrones de valencia (2 en el caso del hidrógeno).
• Tipo de enlace según la diferencia de electronegatividad ($\Delta EN$): iónico, covalente polar o covalente no polar.
• Propiedades de los compuestos iónicos frente a los covalentes.
• Geometría molecular (modelo de repulsión de pares electrónicos) y polaridad.
• Fuerzas intermoleculares, en especial los puentes de hidrógeno.

Regla del octeto y estructuras de Lewis

Los átomos ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar una configuración estable parecida a la de un gas noble. En una estructura de Lewis se dibujan los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo, y cada par compartido como una línea.

Pasos rápidos para una molécula:

1. Suma los electrones de valencia de todos los átomos.
2. Coloca el átomo menos electronegativo al centro (nunca el H).
3. Une con enlaces sencillos y completa octetos con pares libres.
4. Si faltan electrones, forma enlaces dobles o triples.

Ejemplos: en el $\text{O}_2$ hay un enlace doble; en el $\text{N}_2$, uno triple. El agua tiene dos enlaces O–H y dos pares libres en el oxígeno.

Hay excepciones al octeto: el boro en $\text{BF}_3$ queda con 6 electrones y el azufre en $\text{SF}_6$ con 12.

Tipos de enlace

Una guía práctica usa la diferencia de electronegatividad en la escala de Pauling:

$\Delta EN$	Enlace	Qué ocurre	Ejemplos
0 a 0.4	covalente no polar	se comparten electrones por igual	$\text{H}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{CH}_4$ (C–H)
0.5 a 1.7	covalente polar	se comparten de forma desigual	$\text{H}_2\text{O}$, HCl, $\text{NH}_3$
mayor que 1.7	iónico	un átomo transfiere electrones al otro	NaCl, KBr, MgO

Los límites son aproximados; en general, metal + no metal → iónico y no metal + no metal → covalente.

• Enlace covalente coordinado: un solo átomo aporta el par compartido, como en el ion amonio $\text{NH}_4^+$.
• Enlace metálico: cationes metálicos rodeados por un "mar" de electrones que se mueven libremente; explica la conductividad, el brillo y la maleabilidad de los metales.

Propiedad	Compuestos iónicos	Compuestos covalentes
Estado a temperatura ambiente	sólidos cristalinos	sólidos, líquidos o gases
Puntos de fusión	altos	generalmente bajos
Solubilidad en agua	por lo general alta	variable
Conducen electricidad	fundidos o disueltos	casi nunca

Geometría, polaridad y fuerzas intermoleculares

Los pares de electrones alrededor del átomo central se repelen y se colocan lo más lejos posible:

Pares enlazantes + libres	Geometría	Ángulo	Ejemplo
2 + 0	lineal	180°	$\text{CO}_2$
3 + 0	trigonal plana	120°	$\text{BF}_3$
4 + 0	tetraédrica	109.5°	$\text{CH}_4$
3 + 1	piramidal trigonal	~107°	$\text{NH}_3$
2 + 2	angular	~104.5°	$\text{H}_2\text{O}$

Una molécula puede tener enlaces polares y ser no polar si su forma es simétrica y los dipolos se cancelan, como el $\text{CO}_2$ o el $\text{CH}_4$. El agua es polar porque es angular.

Fuerzas intermoleculares (entre moléculas, más débiles que los enlaces), de mayor a menor intensidad: puentes de hidrógeno (H unido a F, O o N), fuerzas dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión (London). Los puentes de hidrógeno explican el alto punto de ebullición del agua. "Lo semejante disuelve a lo semejante": las sustancias polares se disuelven en disolventes polares.

Ejemplo resuelto

1. Con las electronegatividades K = 0.8, Cl = 3.0, H = 2.1 y C = 2.5, ¿qué compuesto es iónico?

a) HCl b) $\text{CH}_4$ c) KCl d) $\text{Cl}_2$

Solución. Calcula $\Delta EN$:

• HCl: $3.0 - 2.1 = 0.9$ → covalente polar.
• C–H: $2.5 - 2.1 = 0.4$ → covalente no polar.
• KCl: $3.0 - 0.8 = 2.2$ → iónico.
• $\text{Cl}_2$: $0$ → covalente no polar.

Respuesta: c.

2. ¿Qué geometría tiene la molécula de amoniaco, $\text{NH}_3$?

a) Trigonal plana b) Piramidal trigonal c) Tetraédrica d) Angular

Solución.

1. El N tiene 5 electrones de valencia; usa 3 en enlaces con H y le queda 1 par libre.
2. Cuatro pares en total (3 enlazantes + 1 libre) se acomodan como tetraedro, pero el par libre no se "ve" en la forma.
3. La forma de los átomos es una pirámide con base triangular.

Respuesta: b. La opción c describe el arreglo de los pares, no la forma de la molécula.

Errores comunes

• Creer que todo compuesto con enlaces polares es una molécula polar.
• Pensar que un sólido iónico conduce electricidad; solo lo hace fundido o disuelto.
• Confundir puentes de hidrógeno (fuerza intermolecular) con enlaces covalentes con hidrógeno.
• Olvidar los pares libres al determinar la geometría.
• Poner al hidrógeno como átomo central en una estructura de Lewis.

Para recordar

• $\Delta EN$ grande → iónico; mediana → covalente polar; casi cero → no polar.
• Metal + no metal suele ser iónico; dos no metales, covalente.
• Lineal 180°, trigonal 120°, tetraédrica 109.5°.
• Puentes de hidrógeno: H unido a F, O o N.