Electronegatividad y tipo de enlace: guía de Química HSC
Aprende cómo las diferencias de electronegatividad explican los enlaces covalentes apolares, covalentes polares e iónicos, con ejemplos resueltos y práctica al estilo HSC.
El gas hidrógeno, \(\ce{H2}\), el cloruro de hidrógeno, \(\ce{HCl}\), y el cloruro de sodio, \(\ce{NaCl}\), implican todos atracciones entre átomos. Sin embargo, describimos el enlace H-H como covalente apolar, el H-Cl como covalente polar y el Na-Cl como predominantemente iónico. ¿Qué cambia?
Antes de seguir leyendo, haz una predicción. Si dos átomos enlazados atraen con la misma fuerza a sus electrones de enlace, ¿dónde deberían pasar esos electrones la mayor parte del tiempo? Ahora imagina que un átomo atrae con mucha más fuerza. La respuesta a esas dos preguntas es la idea básica que hay detrás de la electronegatividad.
01Empieza por la atracción sobre los electrones de enlace
En un enlace covalente, dos átomos comparten un par de electrones. «Compartir» no significa necesariamente «compartir por igual».
Imagina a dos personas sujetando extremos opuestos de un edredón. Si tiran con la misma fuerza, el edredón permanece aproximadamente centrado. Si una persona tira con más fuerza, una mayor parte del edredón termina de su lado.
La electronegatividad funciona de manera parecida. Mide la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de enlace.
La analogía tiene sus límites. Los electrones no son trozos de tela situados en un lugar fijo, e incluso los enlaces fuertemente iónicos no se describen perfectamente diciendo que un átomo posee de forma permanente un electrón. La parte útil de la analogía es simplemente la competencia: los átomos enlazados pueden atraer la densidad electrónica compartida en distinta medida.
¿Qué significa una electronegatividad alta?
Un átomo con electronegatividad alta atrae con fuerza hacia sí los electrones de enlace.
Un átomo con electronegatividad baja ejerce una atracción más débil sobre esos electrones de enlace.
En la tabla periódica, la electronegatividad generalmente:
- aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período
- disminuye al descender por un grupo
- es máxima cerca del flúor, en la región superior derecha de la tabla periódica
Esto tiene sentido si recuerdas dos ideas anteriores. A lo largo de un período, la carga nuclear aumenta mientras los electrones de enlace permanecen aproximadamente en el mismo nivel principal de energía. Al descender por un grupo, las capas electrónicas adicionales aumentan la distancia y el apantallamiento.
02La diferencia de electronegatividad nos indica hasta qué punto es desigual el enlace
Supongamos que los átomos \(A\) y \(B\) tienen electronegatividades \(\chi_A\) y \(\chi_B\). La diferencia de electronegatividad es
\[
\Delta EN = |\chi_A-\chi_B|
\]
Los signos de valor absoluto indican que solo nos importa la magnitud de la diferencia, no si la resta da un número positivo o negativo.
Los valores de electronegatividad son adimensionales, por lo que \(\Delta EN\) no tiene unidad.
Cuanto mayor sea la diferencia, con más fuerza atraerá uno de los átomos la densidad electrónica hacia sí.
Esto nos da una progresión útil:
| Diferencia de electronegatividad | Descripción típica del enlace | ¿Qué ocurre con los electrones? |
|---|---|---|
| Pequeña, aproximadamente de \(0\) a \(0.4\) | Covalente apolar | La densidad electrónica se comparte de forma bastante uniforme |
| Intermedia, aproximadamente de \(0.4\) a \(1.7\) | Covalente polar | La densidad electrónica se comparte de forma desigual |
| Grande, aproximadamente superior a \(1.7\) | Predominantemente iónico | La densidad electrónica está fuertemente asociada al átomo más electronegativo |
Estos límites son reglas orientativas, no leyes de la naturaleza. Distintas tablas y libros de texto pueden utilizar valores límite ligeramente diferentes. Los enlaces existen en un continuo, así que no debes imaginar un interruptor invisible en \(\Delta EN=1.70\) que transforme de repente un enlace covalente en uno iónico.
Para las preguntas de HSC, utiliza siempre que sea posible las electronegatividades o los criterios de clasificación proporcionados en la pregunta. Más importante aún, explica la tendencia: una mayor diferencia de electronegatividad significa mayor polaridad del enlace y mayor carácter iónico.
03Enlaces covalentes apolares: ningún átomo gana el tira y afloja
Considera \(\ce{Cl2}\).
Ambos átomos de cloro tienen exactamente la misma electronegatividad. Por tanto,
\[
\Delta EN = |3.16-3.16|=0
\]
Ninguno de los átomos de cloro atrae los electrones de enlace con más fuerza que el otro.
Por tanto, la densidad electrónica se distribuye simétricamente entre los dos átomos, lo que da lugar a un enlace covalente apolar.
Esto ocurre automáticamente cuando se enlazan dos átomos idénticos, como en \(\ce{H2}\), \(\ce{N2}\), \(\ce{O2}\) y \(\ce{F2}\).
Átomos diferentes también pueden formar enlaces que se consideran aproximadamente apolares si sus electronegatividades son muy similares.
Ejemplo resuelto: ¿Es polar un enlace C-H?
Utilizando valores de electronegatividad de 2.55 para el carbono y 2.20 para el hidrógeno, clasifica el enlace C-H.
Paso 1
\[
\Delta EN = |2.55-2.20|=0.35
\]
Paso 2
Un valor de \(0.35\) es pequeño, por lo que el enlace C-H suele considerarse aproximadamente covalente apolar a nivel de HSC.
Paso 3
El carbono sí atrae los electrones de enlace ligeramente más que el hidrógeno, por lo que la compartición no es matemáticamente perfecta. Sin embargo, la diferencia es lo bastante pequeña como para que normalmente tratemos el enlace como apolar en clasificaciones sencillas de enlaces.
Este es un recordatorio útil de que las categorías son modelos. Los enlaces reales no tienen por qué encajar perfectamente en categorías rígidas.
04Enlaces covalentes polares: los electrones se comparten, pero de forma desigual
Considera ahora \(\ce{HCl}\).
El cloro es considerablemente más electronegativo que el hidrógeno:
\[
\Delta EN = |3.16-2.20|=0.96
\]
Los electrones siguen compartiéndose, por lo que el enlace es covalente. Sin embargo, la densidad electrónica se desplaza hacia el cloro.
Esa distribución desigual crea cargas parciales:
\[
\ce{H^{\delta+}-Cl^{\delta-}}
\]
El símbolo \(\delta\), la letra griega delta, significa «parcial». El cloro no ha adquirido una carga completa de \(-1\), ni el hidrógeno una carga completa de \(+1\). El enlace se encuentra en algún punto entre una compartición perfectamente uniforme y una separación completa de cargas.
El extremo del cloro es \(\delta-\) porque tiene una mayor densidad electrónica. El extremo del hidrógeno es \(\delta+\) porque se ha retirado densidad electrónica de él.
Este es un enlace covalente polar.
Un error común es asignar el extremo negativo al átomo que tiene más electrones en total. Esa no es la regla. Compara la electronegatividad. El átomo más electronegativo recibe el extremo \(\delta-\).
05Enlace iónico: cuando la diferencia se hace muy grande
Compara ahora el sodio y el cloro.
Utilizando electronegatividades de 0.93 para el sodio y 3.16 para el cloro,
\[
\Delta EN = |3.16-0.93|=2.23
\]
Esta diferencia es mucho mayor que en H-Cl.
Un modelo sencillo dice que el sodio pierde un electrón para formar \(\mathrm{Na}^{+}\), mientras que el cloro gana un electrón para formar \(\mathrm{Cl}^{-}\):
\[
\ce{Na -> Na+ + e-}
\]
\[
\ce{Cl + e- -> Cl-}
\]
Los iones con cargas opuestas son atraídos entonces por fuerzas electrostáticas. En el cloruro de sodio sólido, esta atracción se extiende por una red iónica tridimensional gigante, en lugar de producir pequeñas moléculas independientes de \(\ce{NaCl}\).
Por eso, decir simplemente «un enlace iónico es aquel en el que se transfiere un electrón» es incompleto. La transferencia de electrones explica la formación de los iones. El enlace iónico en sí es la atracción electrostática entre iones con cargas opuestas.
Ejemplo resuelto: Clasificación del enlace en el óxido de magnesio
El magnesio tiene una electronegatividad de 1.31 y el oxígeno tiene una electronegatividad de 3.44. Utiliza estos valores para explicar por qué el óxido de magnesio es predominantemente iónico.
Paso 1
\[
\Delta EN = |3.44-1.31|=2.13
\]
No hay unidades porque la electronegatividad es adimensional.
Paso 2
Una diferencia de \(2.13\) es grande. El oxígeno atrae los electrones con mucha más fuerza que el magnesio, por lo que el enlace tiene un marcado carácter iónico.
Paso 3
El magnesio puede perder dos electrones para formar \(\mathrm{Mg}^{2+}\), mientras que el oxígeno puede ganar dos electrones para formar \(\mathrm{O}^{2-}\):
\[
\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}
\]
\[
\ce{O + 2e- -> O^2-}
\]
Paso 4
Los iones \(\mathrm{Mg}^{2+}\) y \(\mathrm{O}^{2-}\) experimentan una fuerte atracción electrostática en una red iónica.
Por tanto, la gran diferencia de electronegatividad ayuda a explicar por qué el óxido de magnesio se clasifica como predominantemente iónico.
06Los enlaces forman un continuo, no tres universos separados
Las etiquetas covalente apolar, covalente polar e iónico son útiles, pero la naturaleza no divide los enlaces en tres categorías perfectamente separadas.
Imagina que aumentamos gradualmente la electronegatividad de uno de los átomos de un enlace. La densidad electrónica se desplazaría gradualmente hacia ese átomo. No ocurre nada mágico cuando la diferencia supera un valor decimal determinado.
Por tanto, el modelo mental más útil es:
\[
\text{compartición igual}
\longrightarrow
\text{compartición desigual}
\longrightarrow
\text{separación de cargas creciente}
\]
o, en términos de enlaces,
\[
\text{covalente apolar}
\longrightarrow
\text{covalente polar}
\longrightarrow
\text{carácter iónico creciente}
\]
Por eso, un enlace cercano a un valor límite de un libro de texto no debe clasificarse con una falsa precisión.
Si \(\Delta EN=1.69\), sería incorrecto desde el punto de vista químico afirmar que el enlace debe ser fundamentalmente distinto de uno con \(\Delta EN=1.71\). Utiliza la electronegatividad como evidencia y, cuando esté disponible, considera después otra información sobre la sustancia.
07El concepto erróneo más tentador: iónico significa que los electrones han desaparecido por completo
A menudo se muestran a los estudiantes diagramas en los que un metal entrega un electrón a un no metal. Ese modelo es útil porque explica la formación de iones.
Se vuelve engañoso si se interpreta de forma demasiado literal.
La densidad electrónica real no se divide en parcelas con propietarios perfectamente definidos. Incluso las sustancias que clasificamos como iónicas pueden tener cierto carácter covalente, mientras que los enlaces covalentes muy polares pueden mostrar una separación de cargas considerable.
Entonces, ¿qué deberías decir en un examen?
Para una gran diferencia de electronegatividad, es correcto decir que el enlace tiene un fuerte carácter iónico y que la sustancia puede modelarse como iones con cargas opuestas mantenidos unidos por atracción electrostática. Evita afirmar que la electronegatividad por sí sola demuestra una transferencia de electrones perfectamente completa.
08La polaridad del enlace no es lo mismo que la polaridad molecular
Esta distinción provoca muchos errores evitables.
La diferencia de electronegatividad te indica si un enlace individual es polar. Por sí sola, no te dice si una molécula completa es polar.
Por ejemplo, cada enlace C-O del dióxido de carbono es polar porque el oxígeno es más electronegativo que el carbono. Pero \(\ce{CO2}\) es lineal:
\[
\ce{O=C=O}
\]
Los dos dipolos de enlace apuntan en direcciones opuestas y se cancelan.
Por tanto, \(\ce{CO2}\) contiene enlaces covalentes polares, pero en conjunto es una molécula apolar.
Esto no contradice la electronegatividad. Simplemente significa que has pasado a la siguiente pregunta: una vez que conoces la polaridad de cada enlace, ¿cómo están dispuestos esos enlaces en el espacio tridimensional?
09Un proceso rápido de decisión
Cuando te den dos átomos enlazados y te pregunten por el tipo de enlace:
- Busca la electronegatividad de cada átomo.
- Calcula \(\Delta EN\) utilizando la diferencia absoluta.
- Utiliza la magnitud de \(\Delta EN\) para evaluar el grado de desigualdad en la compartición de electrones.
- Identifica el átomo más electronegativo. En un enlace covalente polar, este se convierte en \(\delta-\).
- Trata los límites numéricos como aproximados, no como absolutos.
- Si la pregunta proporciona evidencia física, como conductividad o comportamiento de fusión, utiliza también esa evidencia.
La idea clave no consiste en memorizar \(0.4\) y \(1.7\). La idea clave es entender qué representan esos números: hasta qué punto se ha vuelto desigual la atracción por los electrones de enlace.
10Preguntas y soluciones
Pregunta 1
El fósforo tiene una electronegatividad de 2.19 y el cloro tiene una electronegatividad de 3.16. Clasifica un enlace P-Cl e identifica qué átomo presenta la carga parcial negativa.
Solución 1
El enlace P-Cl es covalente polar y el cloro presenta la carga parcial negativa.
La diferencia de electronegatividad es
\[
\Delta EN=|3.16-2.19|=0.97
\]
Una diferencia de \(0.97\) indica una compartición claramente desigual, pero no es lo bastante grande, según la guía aproximada habitual, como para describir el enlace como predominantemente iónico.
El cloro es más electronegativo, por lo que atrae hacia sí la densidad electrónica de enlace:
\[
\ce{P^{\delta+}-Cl^{\delta-}}
\]
El razonamiento importante es que el signo de la carga parcial depende de qué átomo es más electronegativo, no de cuál aparece primero en la fórmula.
Pregunta 2
Utiliza las siguientes electronegatividades:
- hidrógeno: 2.20
- azufre: 2.58
- oxígeno: 3.44
Compara un enlace S-H con un enlace O-H.
¿Qué enlace es más polar y qué átomo es \(\delta-\) en cada enlace?
Solución 2
El enlace O-H es más polar. El azufre es \(\delta-\) en S-H, mientras que el oxígeno es \(\delta-\) en O-H.
Para S-H,
\[
\Delta EN=|2.58-2.20|=0.38
\]
Para O-H,
\[
\Delta EN=|3.44-2.20|=1.24
\]
El enlace O-H tiene la mayor diferencia de electronegatividad, por lo que sus electrones de enlace se comparten de forma mucho más desigual.
En S-H, el azufre es ligeramente más electronegativo que el hidrógeno, por lo que la densidad electrónica se desplaza hacia el azufre.
En O-H, el oxígeno es considerablemente más electronegativo que el hidrógeno, por lo que la densidad electrónica se desplaza hacia el oxígeno.
Un error común es decir que ambos enlaces son igual de polares porque ambos contienen hidrógeno. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los dos átomos, no de la identidad de uno solo.
Pregunta 3
Un estudiante calcula una diferencia de electronegatividad de exactamente \(1.70\) para un enlace y escribe:
«Como \(1.70\) es el límite para los enlaces iónicos, este enlace es definitivamente iónico y no tiene ningún carácter covalente».
Evalúa la conclusión del estudiante.
Solución 3
La conclusión del estudiante es demasiado absoluta. Una diferencia de electronegatividad de \(1.70\) sitúa el enlace cerca de un límite convencional, por lo que la electronegatividad por sí sola no justifica afirmar que el enlace es completamente iónico y no tiene ningún carácter covalente.
Valores como \(0.4\) y \(1.7\) son guías aproximadas de clasificación. Nos ayudan a describir un cambio continuo en la distribución de los electrones.
Un enlace con \(\Delta EN=1.69\) no se convierte de repente en un objeto físico fundamentalmente distinto de uno con \(\Delta EN=1.70\) o \(1.71\).
La mejor conclusión es que el enlace presenta una polaridad considerable y un carácter iónico significativo. Si se proporciona evidencia adicional, como la estructura de la sustancia, su comportamiento de fusión o su conductividad eléctrica, esa evidencia también debe utilizarse para decidir cuál es el mejor modelo de la sustancia.
El error conceptual consiste en tratar un límite práctico utilizado en clase como si fuera una ley exacta de la naturaleza.
Pregunta 4
Un sólido hipotético, \(\ce{MX}\), contiene dos elementos diferentes cuya diferencia de electronegatividad es \(1.55\).
Por tanto, un estudiante predice que el sólido debe estar formado por moléculas covalentes polares discretas.
Las observaciones experimentales muestran que el sólido:
- tiene una temperatura de fusión alta
- no conduce electricidad en estado sólido
- conduce electricidad cuando está fundido
¿Qué modelo está mejor respaldado por todas las evidencias: un sólido covalente molecular o una red iónica? Explica por qué el cálculo de electronegatividad por sí solo no era suficiente.
Solución 4
Una red iónica está mejor respaldada por el conjunto completo de evidencias.
Un \(\Delta EN\) de \(1.55\) se encuentra cerca de la región en la que una guía numérica sencilla puede sugerir un marcado carácter covalente polar. Sin embargo, el límite es solo aproximado.
Las observaciones físicas proporcionan evidencias estructurales más sólidas.
Una temperatura de fusión alta es coherente con fuertes atracciones electrostáticas que requieren una cantidad considerable de energía para superarse. La ausencia de conductividad en estado sólido también es la esperada para una red iónica, porque los iones están fijos en sus posiciones.
Cuando la sustancia se funde, los iones adquieren movilidad. Por tanto, la sustancia fundida puede conducir electricidad porque las partículas cargadas pueden desplazarse a través de ella.
Una sustancia covalente molecular sencilla normalmente no adquiriría partículas cargadas móviles simplemente al fundirse.
El error fue suponer que un solo valor de electronegatividad prevalece sobre cualquier otra observación. La diferencia de electronegatividad es una evidencia sobre el carácter del enlace, no una prueba infalible que sustituya a los datos experimentales.
Pregunta 5
Utiliza las siguientes electronegatividades:
- carbono: 2.55
- nitrógeno: 3.04
- flúor: 3.98
Una molécula de \(\ce{CF4}\) es tetraédrica y perfectamente simétrica. Una molécula de \(\ce{NF3}\) es piramidal trigonal.
Compara la polaridad de un enlace C-F con la de un enlace N-F y, a continuación, determina si cada molécula completa es polar o apolar.
Solución 5
Un enlace C-F es más polar que un enlace N-F, pero \(\ce{CF4}\) es apolar en conjunto, mientras que \(\ce{NF3}\) es polar en conjunto.
Primero calcula las diferencias de electronegatividad.
Para C-F,
\[
\Delta EN=|3.98-2.55|=1.43
\]
Para N-F,
\[
\Delta EN=|3.98-3.04|=0.94
\]
Ambos enlaces son covalentes polares y el flúor es \(\delta-\) en los dos casos. El enlace C-F tiene la mayor diferencia de electronegatividad, por lo que presenta una mayor polaridad de enlace.
Sin embargo, la polaridad molecular depende tanto de la polaridad de los enlaces como de la geometría molecular.
En el \(\ce{CF4}\) tetraédrico, los cuatro dipolos idénticos de los enlaces C-F están dispuestos simétricamente. Sus efectos se cancelan, por lo que la molécula no presenta un dipolo global y es apolar.
En el \(\ce{NF3}\) piramidal trigonal, los tres dipolos de los enlaces N-F no se cancelan por completo. Por tanto, la molécula presenta un dipolo global y es polar.
El error tentador es suponer que una molécula que contiene enlaces muy polares debe ser polar en sí misma. La electronegatividad te informa primero sobre cada enlace. La geometría molecular determina si esos dipolos de enlace se refuerzan o se cancelan entre sí.
Una vez que puedas utilizar la electronegatividad para predecir la polaridad de los enlaces, el siguiente paso útil es combinar esa información con la forma molecular. Esto te permite predecir la polaridad de la molécula completa, lo que después ayuda a explicar las fuerzas intermoleculares, las temperaturas de ebullición, la solubilidad y muchas de las propiedades físicas que aparecen más adelante en Química HSC.