Un enlace covalente une átomos mediante densidad electrónica compartida. En el modelo de Lewis, una línea representa un par de electrones: H—H es un enlace sencillo; C=C, uno doble; N≡N, uno triple.
Los ejemplos permiten contar enlaces, localizar pares libres y distinguir la polaridad de un enlace de la de toda la molécula. También muestran cuándo el octeto deja de ser una regla útil y cuándo los átomos forman redes en lugar de moléculas aisladas.
Las fórmulas de líneas muestran conexiones; por sí solas no siempre muestran los pares libres ni la forma espacial. Las cargas formales sirven para llevar la cuenta de electrones. Los símbolos δ⁺ y δ⁻ expresan cargas parciales.
Enlaces sencillos y pares libres
EJEMPLO 01
Hidrógeno: un enlace y dos electrones · H₂
H—H
Cada H aporta un electrón de valencia. El par compartido forma un enlace sencillo: dos electrones en total.
Cada H cuenta esos dos electrones a su alrededor y cumple el dueto. No hay pares libres.
H₂ es una sustancia elemental molecular, no un compuesto de elementos diferentes.
EJEMPLO 02
Flúor: enlace sencillo y pares libres · F₂
F—F; tres pares libres en cada F
Cada F tiene siete electrones de valencia: 14 en total. Dos forman el enlace y los otros doce se distribuyen en seis pares libres.
Al contar alrededor de cada F: seis electrones no enlazantes más los dos compartidos completan ocho.
La configuración del F aislado es 1s² 2s² 2p⁵; los siete electrones de la capa 2 son los de valencia.
EJEMPLO 03
Metano: cuatro enlaces C–H · CH₄
CH₄: cuatro enlaces sencillos C—H
El carbono se une a cuatro H. Los cuatro pares compartidos contienen los ocho electrones de valencia de la molécula.
El C completa el octeto y cada H, el dueto. No hay pares libres. La disposición molecular es tetraédrica.
El dibujo plano permite contar enlaces; no representa los ángulos tridimensionales. La simetría hace que el metano sea apolar.
Metano: los cuatro pares compartidos forman cuatro enlaces C–H. La disposición plana sirve para contar electrones.
EJEMPLO 04
Agua: enlaces polares y forma angular · H₂O
H—O—H; dos pares libres en O
Los dos enlaces O–H usan cuatro electrones. Otros cuatro quedan como dos pares libres del O: ocho electrones de valencia en total.
El O atrae más la densidad electrónica del enlace. La forma angular impide que los dipolos se cancelen: la molécula es polar.
La fórmula escrita en línea muestra conectividad; la molécula no es lineal.
EJEMPLO 05
Sulfuro de hidrógeno · H₂S
H—S—H; dos pares libres en S
El S aporta seis electrones y los H, dos: ocho en total. Hay dos enlaces S–H y dos pares libres sobre S.
Su geometría molecular es angular y la molécula es polar. Tener la misma conectividad que el agua no implica las mismas propiedades.
En este modelo de Lewis, el azufre queda rodeado por ocho electrones.
EJEMPLO 06
Propano: contar átomos y enlaces por separado · C₃H₈
CH₃—CH₂—CH₃
La cadena tiene tres carbonos y dos conexiones C–C. Por tanto, hay dos enlaces sencillos C–C.
Añade ocho enlaces C–H: son diez enlaces sencillos y veinte electrones enlazantes en toda la molécula. No hay pares libres.
Tres átomos de carbono en una cadena abierta no significan tres enlaces carbono–carbono.
Enlaces dobles y triples
EJEMPLO 07
Eteno o etileno: un doble enlace · C₂H₄
H₂C=CH₂
Entre los carbonos se comparten dos pares, es decir, cuatro electrones. Los cuatro enlaces C–H aportan otros cuatro pares.
Hay doce electrones de valencia, todos enlazantes. Cada C completa el octeto contando el doble enlace como cuatro electrones.
La región alrededor de cada carbono es plana. El doble enlace combina una unión sigma y una pi.
Eteno: los dos pares entre los carbonos forman el enlace doble; cada C se une además a dos H.
EJEMPLO 08
Propeno o propileno: sencillo y doble juntos · C₃H₆
CH₂=CH—CH₃
Hay un enlace C=C y un enlace C–C, además de seis enlaces C–H.
Los enlaces sencillos contienen catorce electrones y el doble, cuatro: dieciocho electrones de valencia en total.
El doble enlace está entre el primer y el segundo carbono; no entre todos los carbonos de la cadena.
EJEMPLO 09
Dióxido de carbono: enlaces polares, molécula apolar · CO₂
O=C=O; dos pares libres en cada O
Los dos enlaces dobles contienen ocho electrones; los cuatro pares libres de los O, otros ocho. Total: 16 electrones de valencia.
Cada enlace C=O es polar. Sin embargo, la molécula es lineal y simétrica: sus dipolos se cancelan.
La polaridad de los enlaces y la polaridad de la molécula son preguntas diferentes.
EJEMPLO 10
Nitrógeno: triple enlace y un par libre por átomo · N₂
:N≡N:
Cada N aporta cinco electrones: diez en total. Seis forman los tres pares del enlace triple.
Los cuatro restantes forman un par libre en cada N. Cada átomo cuenta seis electrones compartidos más dos no enlazantes: ocho.
Los dos puntos de cada extremo representan un par libre. El N₂ no se describe aquí con electrones desapareados.
N₂: los seis puntos centrales representan el triple enlace. Para escribir una estructura de Lewis correcta, agrupa los dos electrones externos de cada N en un par libre, como en :N≡N:.
EJEMPLO 11
Etino o acetileno: triple enlace carbono–carbono · C₂H₂
H—C≡C—H
El triple enlace C≡C contiene seis electrones; los dos enlaces C–H contienen cuatro más.
Total: diez electrones de valencia. Cada C tiene octeto, cada H tiene dueto y no hay pares libres. La molécula es lineal.
El triple enlace combina una unión sigma y dos pi.
Polaridad, coordinación y resonancia
EJEMPLO 12
Cloruro de hidrógeno: enlace covalente polar · HCl
Hδ⁺—Clδ⁻
Un par enlazante y tres pares libres del Cl suman ocho electrones de valencia.
El Cl atrae más la densidad electrónica. δ⁺ y δ⁻ indican cargas parciales, no las cargas enteras de dos iones separados.
Se describe la molécula de HCl gaseoso. En agua reacciona y produce principalmente H₃O⁺ y Cl⁻.
EJEMPLO 13
Amoniaco: tres enlaces y un par disponible · NH₃
NH₃: tres enlaces N—H y un par libre en N
Los tres enlaces contienen seis electrones; el par libre contiene dos. El total es ocho.
El N tiene octeto. La forma molecular es piramidal trigonal y la molécula es polar.
El par libre puede participar en la formación de otro enlace, como al aceptar un protón.
EJEMPLO 14
Ion amonio: formación de un enlace coordinado · NH₄⁺
NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
El N del NH₃ aporta un par libre al enlace con H⁺. Una flecha de donación se dibuja N→H.
El NH₄⁺ tiene 5 + 4 − 1 = 8 electrones de valencia: cuatro enlaces N–H y ningún par libre sobre N.
En el ion aislado los cuatro enlaces N–H son equivalentes. No queda uno permanentemente distinto por el origen de su par.
La carga formal +1 queda en N en esta estructura. El carácter coordinado describe la formación del enlace.
EJEMPLO 15
Ozono: resonancia, no alternancia · O₃
O=O⁺—O⁻ ↔ ⁻O—O⁺=O
Cada forma de Lewis tiene un enlace doble y uno sencillo. El O central lleva un par libre y carga formal +1; el O terminal con enlace sencillo tiene tres pares libres y carga −1; el otro terminal tiene dos pares libres.
Se cuentan 18 electrones de valencia y carga total cero en cualquiera de las dos formas.
Los dos enlaces O–O de la molécula real son equivalentes. Las formas de resonancia describen conjuntamente electrones deslocalizados: la molécula no salta entre los dibujos.
El O₃ tiene forma angular. La flecha ↔ conecta representaciones, no una reacción ni un equilibrio entre dos moléculas.
Cada línea representa un par compartido; cada pareja de puntos, un par libre. Se muestra la conectividad de las dos formas. La molécula de ozono tiene geometría angular.
EJEMPLO 16
Ácido sulfúrico: completar un esquema de enlaces · H₂SO₄
HO—S(=O)₂—OH
Esta representación tiene dos enlaces S=O, dos S–O y dos O–H: dieciséis electrones enlazantes. Los dos pares libres de cada uno de los cuatro O añaden dieciséis electrones más.
El total es 32 electrones de valencia. Todas las cargas formales son cero; el S queda rodeado por doce electrones en este modelo de Lewis expandido.
Si se elige en cambio una estructura con cuatro enlaces S–O sencillos, hay que redistribuir los pares libres y escribir S²⁺ y dos O⁻ terminales. No se pueden cambiar líneas sin volver a contar electrones y cargas.
Se describe la conectividad del H₂SO₄ molecular. Las representaciones de Lewis no describen por sí solas toda la distribución electrónica.
H₂SO₄: los cuatro puntos entre S y cada O vertical corresponden a dos pares compartidos, es decir, un enlace doble en esta representación. Para completar esta estructura de Lewis faltan dos pares libres en cada O. El título del esquema no implica que todos los enlaces S–O sean del mismo tipo.
Octeto y cargas: límites del modelo
EJEMPLO 17
Trifluoruro de boro: un octeto incompleto · BF₃
BF₃: tres enlaces B—F
Hay 24 electrones de valencia. Seis están en los tres enlaces; los otros dieciocho forman tres pares libres en cada F.
El B queda rodeado por seis electrones, no por ocho. La molécula neutra tiene geometría trigonal plana.
La regla del octeto es una guía con excepciones; no debes inventar un cuarto enlace para obligar al boro a cumplirla.
EJEMPLO 18
Hexafluoruro de azufre: representación expandida · SF₆
SF₆: seis enlaces S—F
Se cuentan 48 electrones de valencia. Doce se dibujan en seis enlaces y 36 en los tres pares libres de cada F.
El modelo de Lewis sitúa doce electrones alrededor del S. La geometría es octaédrica.
No atribuyas automáticamente esta representación a una hibridación con orbitales d; la descripción electrónica de la hipervalencia requiere un modelo más completo.
EJEMPLO 19
Monóxido de carbono: par libre sobre carbono · CO
:C⁻≡O⁺:
Tiene diez electrones de valencia: seis en el triple enlace y dos en un par libre de cada átomo.
En esta estructura, el C tiene carga formal −1 y el O, +1; la suma es cero. Ambos completan el octeto.
Una carga formal es una herramienta de contabilidad, no una medida directa de la carga real del átomo. No todos los carbonos carecen de pares libres.
Enlaces que forman redes
EJEMPLO 20
Diamante: una red de carbono · C
Cada C se enlaza con cuatro C vecinos
Cada carbono participa en cuatro enlaces con una disposición tetraédrica. La red se extiende en tres dimensiones.
No hay moléculas individuales de «diamante» separadas entre sí: C expresa su composición elemental.
El diamante es una sustancia elemental con una red covalente; no es un compuesto molecular.
EJEMPLO 21
Cuarzo: una red de silicio y oxígeno · SiO₂
Cada Si se une a cuatro O; cada O conecta dos Si
En el cuarzo, los enlaces Si–O forman una red tridimensional. Cada oxígeno puente pertenece a dos entornos de silicio.
Cuatro O compartidos entre dos Si dan la proporción 1:2. SiO₂ expresa esa proporción, no una colección de moléculas O=Si=O.
Se describe el cuarzo sólido. No se debe deducir su estructura copiando la del CO₂ gaseoso.
EJEMPLO 22
Grafito: enlaces en láminas · C
Cada C se une a tres vecinos en una lámina
Los carbonos forman láminas de anillos hexagonales con enlaces covalentes y electrones pi deslocalizados.
Las láminas se mantienen juntas por interacciones más débiles. El grafito conduce electricidad: «covalente» no equivale siempre a aislante.
Diamante y grafito tienen el mismo elemento y estructuras distintas. No se describen sus propiedades contando solo pares en una molécula aislada.
Cómo leer y comprobar una estructura de Lewis
Suma los electrones de valencia. Para un anión, añade los de su carga; para un catión, réstalos. NH₄⁺ tiene 5 + 4 − 1 = 8.
Cuenta dos electrones por línea. Un doble enlace cuenta como cuatro; un triple, como seis.
Añade los electrones de los pares libres. Un par libre contiene dos. No vuelvas a sumar el mismo par enlazante al calcular el total de la molécula.
Comprueba el entorno de cada átomo. Para su octeto se cuentan los electrones de los enlaces que comparte; para H se busca el dueto. Hay excepciones, como BF₃ y SF₆.
Comprueba la carga total. La suma de cargas formales debe coincidir con la carga de la molécula o ion.
Carga formal = electrones de valencia del átomo neutro − electrones no enlazantes − mitad de los electrones enlazantes
En el N de NH₄⁺, la cuenta es 5 − 0 − 4 = +1. En el N de NH₃ es 5 − 2 − 3 = 0. Las cargas formales no son números de oxidación.
¿Un enlace triple siempre es más corto?
Al comparar enlaces entre los mismos elementos en entornos comparables, aumentar el orden de enlace suele reducir la longitud. No es una regla para comparar cualquier enlace triple con cualquier enlace sencillo: también importan los átomos y su entorno.
Seis ejercicios para practicar
¿Cuántos enlaces C–C hay en CH₃–CH₂–CH₂–CH₃?
¿Cuántos electrones contiene el enlace de N₂ y cuántos quedan como pares libres?
¿Por qué CO₂ es apolar si sus enlaces son polares?
¿Cuántos electrones de valencia tiene NH₄⁺?
¿El ozono cambia de una forma de Lewis a la otra con el tiempo?
¿BF₃ tiene ocho electrones alrededor del boro?
Ver soluciones y explicaciones
Tres enlaces C–C, todos sencillos; los cuatro carbonos no forman un anillo.
Seis electrones enlazantes y cuatro no enlazantes: un par libre en cada N.
Su forma lineal y simétrica cancela los dos dipolos C=O.
5 + 4 − 1 = 8. La carga positiva resta un electrón al total de átomos neutros.
No. Las formas describen conjuntamente una estructura electrónica deslocalizada.
No: seis en su estructura de Lewis con tres enlaces sencillos. Es una excepción al octeto.
Errores frecuentes
Contar carbonos en lugar de conexiones. En el propano hay tres C y dos enlaces C–C.
Olvidar pares libres. El N₂ tiene un par en cada N; el agua, dos sobre O.
Convertir el octeto en una obligación universal. H se describe con dueto; BF₃ es deficiente en electrones; SF₆ requiere una representación expandida.
Confundir polaridad de enlace y molecular. CO₂ tiene enlaces polares y dipolo total nulo.
Interpretar resonancia como movimiento de un enlace. Las formas del ozono describen una misma molécula, no dos estados que se turnan.
Llamar compuesto a toda sustancia covalente. H₂, F₂ y diamante contienen un solo elemento.
Suponer que todo sólido covalente está hecho de moléculas aisladas. Diamante y cuarzo forman redes.
