Enlace químico

De la configuración a los electrones de valencia

Todo el enlace químico se juega en un sitio muy concreto: la última capa.

Escribe la configuración electrónica y quédate con los electrones del nivel n más alto. Esa es la capa de valencia, y esos son los electrones de valencia. El resto, los de dentro, casi no pintan nada en esta unidad.

La última capa dice la columna (y el periodo)

Este guiño ya lo cobramos en la UD1, y aquí se convierte en herramienta de diario: los electrones de valencia son la columna, y el periodo es el nivel n más alto. Dos datos de la tabla periódica leídos sin mirar la tabla periódica.

¿Metal o no metal? Se lee del mismo sitio

Para el enlace vas a necesitar decidir, delante de cualquier elemento, si es un metal o un no metal. Y no vale contestar «es que es del grupo 17»: queremos el razonamiento desde los electrones, porque es lo que explica su comportamiento. La regla de clase:

• Metal: su configuración acaba en s y tiene pocos electrones de valencia (excepto el hidrógeno).
• No metal: su configuración acaba en p y tiene varios electrones en su capa de valencia.

La excepción va dicha en voz alta: el hidrógeno acaba en s (1s¹), pero actúa como un no metal. Es un átomo tan pequeño y tan particular que no encaja en la casilla de los metales por mucho que su configuración lo insinúe.

La franja donde manda la tabla

Ahora, la letra pequeña: esta regla es muy buena, pero no es una ley.

Lo que te da la configuración es exacto siempre: la familia, y cuántos electrones sobran o faltan. Con eso aciertas de lleno en los extremos de la tabla.

El problema está en las columnas del medio. Ahí pasa la frontera entre metales y no metales, y ahí viven los semimetales: el boro, el silicio, el germanio…

En esa franja la regla pasa el turno y manda la tabla.

El caso estrella es el aluminio. Al (Z = 13): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ acaba en p y, sin embargo, la tabla lo deja del lado de los metales — forma Al³⁺ tan tranquilo.

Moraleja: por eso hay que saberse la tabla. Si dudas en qué lado cae un elemento, la tabla por clases del bloque 5 de la UD1 es el árbitro.

Una pregunta que parece tonta y no lo es: ¿por qué el neón va por el aire como átomos sueltos, mientras que el oxígeno va siempre de dos en dos, como O₂?

Los gases nobles son prácticamente los únicos átomos que andan solos por ahí, y no es casualidad: tienen la última capa llena. No necesitan nada de nadie.

El resto de elementos no tienen esa suerte. Y ahí empieza toda esta unidad.

El helio, la excepción que te dice dónde mirar

Antes de enunciar la regla, el matiz que la salva: el helio. Su configuración es 1s², así que tiene dos electrones de valencia, no ocho — en el nivel 1 no caben más. Y aun así está en el grupo 18, porque se comporta exactamente como los demás gases nobles: capa llena, cero interés en unirse.

La regla del octeto, dicha con honestidad

Úsala sabiendo lo que es: una herramienta excelente, no una ley de la naturaleza. Más adelante te cruzarás con alguna excepción más, y no pasa nada — ya sabes desde la UD1 que cada modelo es el mejor hasta hoy.

Y aquí se cobra la deuda de la UD1. Si un átomo no tiene la última capa llena, tiene dos maneras baratas de conseguirla, y la decisión es pura economía:

• Si te sobran pocos electrones, los sueltas. Y quedas con carga positiva: eres un catión.
• Si te faltan pocos, los coges. Y quedas con carga negativa: eres un anión.

Nadie cede cinco ni gana cinco. Eso sale carísimo.

Ojo aquí a la trampa del signo, que se olvida en dos semanas: ganar electrones deja el ion negativo, porque lo que se gana son cargas negativas. Y otra cosa que no cambia nunca: el núcleo. Míralo en la figura.

La tabla del ion probable

Juntando todo lo anterior, cada columna de representativos tiene su ion previsible. Esta tabla es la que vas a usar en el enlace iónico, así que merece quedarse contigo:

Fíjate en la fila del carbono, porque es la bisagra de la unidad: al grupo 14 le sobran cuatro y le faltan cuatro a la vez, así que no le compensa ninguna de las dos cosas. Ni cede ni gana: comparte. Y compartir electrones es, exactamente, el enlace covalente que nos espera en el bloque 4.

Esta pregunta ya asomó en el bloque 0, y ahora es el punto de partida de todo.

Los únicos átomos que andan sueltos por ahí son los gases nobles, porque tienen la última capa llena y no necesitan nada de nadie. Todo lo demás que te rodea —el agua del grifo, la sal del salero, el hierro de una llave— ya viene unido.

Fíjate en lo que eso significa: casi nada de lo que tocas son átomos sueltos. Así que la pregunta interesante no es si los átomos se unen, sino por qué.

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Un globo de helio con lupa: átomos de He sueltos, cada uno a lo suyo. Pulsa para ampliar y pasa las flechas.1/5

En clase lo contamos así: un metal tiene electrones en su última capa que le molestan para ser estable, y un no metal quiere electrones para completar la suya.

Hasta les ponemos voz: «oye, si tú me das dos, yo te doy dos». Y cuando el trato se cierra… todos contentos.

Esta metáfora nos va a acompañar toda la unidad, porque funciona. Pero tiene truco, y conviene decirlo desde el primer día:

La regla del octeto ya quedó enunciada con honestidad en el bloque 0 —regla práctica, con excepciones, el helio se queda en dos—. Aquí solo la usamos: la meta es la capa llena.

Si te quedas con «los átomos quieren tener ocho», te falta la mitad de la historia — y es la mitad buena. Vamos a verla con el caso más simple que existe: dos átomos de hidrógeno que se encuentran. Cada uno trae un protón y un electrón, nada más.

Cuando se acercan, los dos electrones se colocan entre los núcleos, y esa nube de carga negativa atrae a los dos núcleos a la vez. Pero a la vez los núcleos se repelen entre sí (los dos son positivos), y los electrones también.

El resultado es un tira y afloja:

• A mucha distancia gana la atracción, y los átomos se acercan.
• Demasiado cerca gana la repulsión, y se frenan.

Hay una distancia en la que las dos cosas se compensan, y ahí se quedan. Eso es un enlace.

Cuánto cuesta separarlos

Esta pieza ya la conoces: es la curva del final de la UD1, cuando dos átomos de hidrógeno se encontraban por primera vez. Muévela otra vez, ahora con ojos de enlace.

El fondo del valle es la distancia donde las fuerzas se compensan: la situación más estable. Y como es un valle, salir de él cuesta — separar dos átomos enlazados exige gastar energía.

Las dos figuras cuentan lo mismo dos veces, a propósito: las flechas dicen por qué se paran ahí; la curva dice cuánto cuesta separarlos. Una es la causa, la otra la consecuencia. Y de las dos sale la definición que vamos a usar el resto de la unidad:

No hay una única manera de conseguir la capa llena: hay tres, según quién se encuentre con quién. Aquí solo las presentamos — cada una tiene su propio bloque después.

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El camino iónico, con lupa: la sal es una red que alterna Na⁺ y Cl⁻. Pulsa para ampliar.1/4

Un aviso sobre el primero: lo de «uno le da su electrón al otro» es una forma de contarlo entre dos átomos sueltos. Lo que pasa de verdad dentro del frasco lo veremos en el bloque 2, y es bastante más espectacular.

Dos preguntas mejor que una

Aquí hay una tentación que conviene esquivar: decir que «los átomos se unen formando moléculas o cristales», como si fueran dos cajones excluyentes. No lo son. Por eso, en vez de una pregunta con trampa, usaremos dos preguntas separadas:

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Sueltas: los átomos de He del globo van cada uno por su cuenta.1/5

Con las dos preguntas separadas hay un error clásico que ya no tiene dónde nacer: la «molécula de cloruro de sodio». No existe. La sal está hecha de iones, y esos iones forman una red — las moléculas son cosa de las sustancias covalentes.

Y ahora, la herramienta que vas a usar en los bloques 2, 4 y 6. En el bloque 0 aprendiste a leer si un elemento es metal o no metal desde su configuración; aquí esa lectura se convierte en una decisión:

• Metal + no metal → uno forma un catión al ceder sus electrones y el otro un anión al ganarlos → enlace iónico
• No metal + no metal → ninguno cede: comparten electrones → enlace covalente
• Metal + metal → todos forman cationes y ponen sus electrones en común → enlace metálico

Tres condiciones para que la decisión valga:

• Se razona desde los electrones de valencia, no desde el grupo. «Es del grupo 17» no es un razonamiento: di cuántos electrones tiene en su última capa y qué hace con ellos.
• El hidrógeno actúa como no metal, y se dice en voz alta.
• En la franja de los semimetales manda la tabla, como viste en el bloque 0.

Un metal y un no metal se encuentran. El metal tiene uno, dos o tres electrones en su última capa que le sobran para estar a gusto; al no metal le faltan justo unos pocos para llenar la suya.

La salida se ve venir: el metal los suelta y el no metal los coge. Y al hacerlo, ninguno de los dos sigue siendo neutro — el que ha soltado queda con carga positiva, el que ha cogido con carga negativa.

Así que se atraen. Esa atracción entre iones de signo contrario es el enlace iónico.

Antes de resolver nada, el guion. Es el mismo para todos los ejercicios del bloque, y conviene tenerlo delante las primeras veces:

El método, funcionando: sodio y cloro

Vamos con el de siempre, la sal. Te doy los números atómicos y nada más: Z = 11 y Z = 17. Lo que te recomiendo es que cojas una hoja y lo intentes tú antes de seguir leyendo — con el guion de arriba tienes todo lo que hace falta.

El paso 3 es el que ya ensayaste en el repaso, y aquí lo ves en su sitio: el sodio pierde un electrón y se queda con el núcleo intacto y una capa menos; el cloro gana uno y completa la suya. Ninguno de los dos ha cambiado de elemento.

Y así se escribe el cuarto paso, que es el que se pide en el examen:

Fíjate en que hay dos respuestas y las dos se piden: la fórmula, que es NaCl, y la formación, que es Na⁺ + Cl⁻. Son cosas distintas y van en cajas distintas.

Y con esto se pierden puntos todos los años: en la fórmula no se escriben los signos. Las cargas viven en la formación; el compuesto se llama NaCl, no Na⁺Cl⁻.

El mismo caso, con el doble de electrones: magnesio y oxígeno

Cuidado con una trampa de lectura. Que la fórmula salga uno a uno no significa que se mueva un electrón: significa que hace falta un átomo de cada. Aquí se mueven dos y la fórmula sigue siendo de uno a uno.

Los dos casos han salido de uno a uno por el mismo motivo: lo que da uno es exactamente lo que coge el otro. Pero eso no siempre pasa. ¿Qué hacemos cuando las cuentas no cuadran a la primera?

Aquí el cuarto paso deja de ser un trámite.

La regla es una sola y no cambia nunca: los electrones que cede el metal tienen que ser exactamente los que capta el no metal. Ni uno más ni uno menos, porque el compuesto sale neutro.

Lo único que cambia es cuántos átomos de cada uno hacen falta para que la cuenta cuadre. Vamos a verlo en los tres casos que te puedes encontrar, de menos a más.

Caso 1 · el metal da menos de lo que el otro necesita

Rubidio y azufre, Z = 37 y Z = 16. El rubidio se sale de los elementos pequeños con los que venimos practicando, y por eso lo he elegido: trae la trampa que más se falla.

Caso 2 · el metal da más de lo que el otro coge

Le damos la vuelta: aluminio y flúor. El aluminio es el que rompía la regla en el repaso — acaba en p y aun así es un metal, porque en esa franja de la tabla manda la tabla y no la terminación. Cede sus tres electrones de valencia.

Caso 3 · cuando ninguno divide al otro

Y el que se atraganta. Magnesio y fósforo: el magnesio cede 2, el fósforo pide 3. Con un magnesio no llega y con dos te pasas. Aquí es donde toca parar y preguntarse: ¿cómo podemos conseguir equilibrar esta situación?

El truco es buscar un número al que lleguen los dos. El 2 y el 3 se encuentran en el 6: tres magnesios ceden seis electrones y dos fósforos captan esos seis. Pruébalo tú antes de darle al botón.

Contado despacio, que es como se entiende: este magnesio le da sus dos electrones a este fósforo. El segundo magnesio le da los suyos, otros dos. Y el tercero reparte — uno a un fósforo y otro al otro.

Seis electrones que salen, seis que entran, y nadie se queda a medias.

La regla, para la próxima vez que te pase: multiplica cada elemento por los electrones del contrario.

El último gesto: vuelve a la tabla

El ejercicio te ha dado números atómicos, no símbolos, así que el trabajo no termina en la fórmula. Vuelve a la tabla y comprueba de quién estabas hablando.

Z = 12 es el magnesio y Z = 15 es el fósforo: el compuesto es Mg₃P₂, fosfuro de magnesio. Situar los elementos en la tabla te va a hacer falta en todos los ejercicios de aquí en adelante, y en la unidad siguiente todavía más.

Todo lo que has hecho hasta aquí funciona: aplicas los cuatro pasos y la fórmula sale bien.

Pero el dibujo mental que lo acompaña —un sodio dándole su electrón a un cloro, los dos tan contentos— no es lo que hay dentro del bote. Ni de lejos. Y merece la pena verlo, porque es lo que explica todo el bloque siguiente.

En un frasco de sal no hay parejas: hay una red, con millones y millones de iones colocados en orden, alternando positivo y negativo en las tres direcciones del espacio. Gírala, acércate y pulsa un ion de los de dentro para ver a cuántos toca.

Na⁺ · catión · 98 pmCl⁻ · anión · 181 pm

Ver la red en 3D

arrastra para girar · rueda o pellizco para acercar · pulsa un ion para contar sus vecinos

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La sal del salero, ampliada: cada grano es un cubo diminuto. Míralos de cerca la próxima vez que cocines.Foto: Edal Anton Lefterov, Wikimedia Commons · CC BY-SA 3.01/2

Fíjate en las fotos de al lado antes de seguir, porque es el remate del asunto: ese cubo que estás girando se ve.

Cada grano de sal del salero es un cubo, y no lo es por casualidad: lo es porque los iones de dentro están colocados así. Cuando se juntan millones, el orden de dentro asoma por fuera.

Seis. Cada Na⁺ tiene seis Cl⁻ pegados, y cada Cl⁻ tiene seis Na⁺.

Y aquí está lo importante: no se puede señalar cuál de esos seis es «el suyo», el que recibió su electrón. Porque no lo hay. Cada ion atrae a la vez a todos sus vecinos.

El enlace iónico no es un trato entre dos: es una atracción de todos con todos, y lo que la mantiene en pie es el cristal entero.

Contar vecinos también da la fórmula

La fluorita es un mineral precioso, de esos que salen en cubos casi perfectos, y su red no es como la de la sal. Cuenta tú los vecinos de un calcio y luego los de un flúor: no salen iguales.

Ca²⁺ · catión · 106 pmF⁻ · anión · 133 pm

Ver la red en 3D

arrastra para girar · rueda o pellizco para acercar · pulsa un ion para contar sus vecinos

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Fluorita de verdad, con sus cubos verdes translúcidos creciendo sobre la roca. Otra red distinta… y otra vez cubos.Foto: Darla Sondrol, Wikimedia Commons · CC0

Ocho contra cuatro, o sea el doble de flúor que de calcio. Por eso la fórmula es CaF₂ — y fíjate en que no ha hecho falta ningún balance para saberlo: ha salido de contar.

Entonces, ¿qué dice la fórmula?

Esta pregunta cae en los exámenes y es la que más veces se queda en blanco.

La fórmula de un compuesto iónico da la proporción entre los iones: no la cantidad, y desde luego no una molécula.

• NaCl no son dos átomos cogidos de la mano: dice que en el cristal hay un ion Na⁺ por cada ion Cl⁻, sean los que sean.
• Mg₃P₂ dice que hay tres Mg²⁺ por cada dos P³⁻.

Y un aviso para que no nazca el vicio: los dibujos con puntos y rayas entre átomos —las estructuras de Lewis— son del enlace covalente y llegan en el bloque 4. En un compuesto iónico no se hacen, porque aquí no se comparte nada: se cede y se capta.

Y si esto es una red y no una pareja, la sal tiene que comportarse como una red: romperse como se rompe un cristal, fundir a la temperatura a la que funde un cristal y conducir la corriente solo cuando la red se deshace. Eso es exactamente la cuestión siguiente.

Lo primero que delata a un compuesto iónico es que tiene forma.

Deja que el agua salada se evapore despacio y no queda un pegote: quedan cubos. Baja a una cueva y encuentras cristales de sal con las caras planas y las aristas rectas.

No es casualidad, ni es que alguien los talle. La razón la viste girando la red del bloque anterior: como se van uniendo tantísimos iones, siempre en el mismo orden, al final ese orden asoma por fuera.

Na⁺ · catión · 98 pmCl⁻ · anión · 181 pm

Ver la red en 3D

arrastra para girar · rueda o pellizco para acercar · pulsa un ion para contar sus vecinos

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Sal recristalizada despacio en el laboratorio. Cubos, y si te fijas en cada uno, cuadrados dentro de cuadrados: son los escalones por los que ha ido creciendo.Foto: Luis H. Jovel, Wikimedia Commons · CC BY 3.01/5

Ojo con una cosa: no todo cristal es iónico. El cuarzo y la geoda de las fotos no lo son, y ahí los tienes con sus caras planas y sus puntas.

Lo que va siempre junto no es «cristal» con «iónico», sino orden por dentro con forma por fuera. Los compuestos iónicos siempre tienen ese orden, y por eso siempre forman cristales.

Una pregunta para más adelante

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Los cubitos caen sobre el filete… y en el jugo caliente dejan de verse. ¿Dónde se han metido?

Coges el salero y le echas sal a la comida. Los cubitos caen sobre el filete… y desaparecen. ¿Dónde se han metido?

Guárdate la pregunta, porque es la misma que abre la última parada de este bloque. Si la sal deja de verse pero sigue estando ahí, algo le ha pasado a la red — y ese algo lo explica todo.

La fórmula es una proporción

Esto ya lo dedujiste contando vecinos, pero conviene tenerlo delante porque se usa en todo el bloque.

¿Sal o azúcar?

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Uno es sal y el otro es azúcar. Sin probarlos, ¿cuál es cuál?

Dos montones de polvo blanco encima de la mesa. Uno es sal y el otro es azúcar, y a simple vista no hay quien los distinga.

Sin probarlos, ¿cómo averiguas cuál es cuál? Con una cuchara y un fuego.

• El azúcar se derrite enseguida, se pone marrón y huele a caramelo. Le basta con unos 185 °C.
• La sal no hace absolutamente nada. Puedes tenerla al fuego todo el rato que quieras.

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El azúcar, en la sartén: parte todavía en granos y parte ya convertida en caramelo. La sal, al lado, no se inmutaría.

Para fundir la sal harían falta 801 °C. En una cocina normal, ni de broma.

Por qué cuesta tantísimo

Otra vez la red. En un cristal de sal no hay una atracción: hay millones, tirando todas a la vez y en todas las direcciones. Cada ion está sujeto por los seis que lo rodean, y esos seis, por los suyos.

Para fundir la sal no basta con soltar un ion: hay que desmontar la red entera. Eso es lo que hay que escribir en el examen — «porque el enlace es fuerte», sin decir qué se rompe, se queda a medias.

Míralo tú: sube la temperatura

Los iones de un cristal no están inmóviles: vibran alrededor de su sitio, como si estuvieran sujetos con muelles. Y cuanto más caliente está el cristal, más fuerte lo hacen. Enciende el mechero y ve subiendo.

Fíjate en el orden de las cosas: primero vibran más, luego la red se viene abajo (eso es fundir) y solo mucho después los iones se separan del todo (eso es hervir). Entre una cosa y la otra hay 600 grados de diferencia.

Los números, al lado de otros

Un dato solo no dice nada: 801 °C es «mucho» comparado con algo. Mira qué pasa cuando pones dos compuestos iónicos junto a tres cosas que no lo son.

La diferencia no es de un poco: es de cientos de grados. Y fíjate en la última columna, porque de ahí sale la última parada del bloque.

¿Y por qué el azúcar y el aceite funden tan bajo, si también tienen sus enlaces? Porque en ellos, al fundir, no se rompe ningún enlace. Eso se cuenta en el bloque 5. De momento quédate con que fundir sal y derretir hielo no son lo mismo ni de lejos.

Aquí hay que parar, porque estas dos palabras se confunden constantemente y en el lenguaje de la calle suenan casi a lo contrario: si algo es duro, ¿cómo va a romperse fácil? Pues porque no se están midiendo la misma cosa. Son dos preguntas distintas que se hacen al mismo material:

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Duro o blando: ¿aguanta el surco de una punta de acero?1/2

• Duro o blando — ¿se raya con facilidad? Rayar algo es hacer fuerza con una punta y romper las uniones de la superficie. Un cristal de sal no se raya con la uña; la cera de una vela, sí.
• Frágil o tenaz — ¿qué pasa cuando le pegas un golpe seco? Lo frágil se parte de golpe; lo tenaz aguanta o se deforma sin llegar a romperse. Un cristal de sal se parte; un clavo de hierro se dobla y ahí sigue.

Puestas así, la contradicción desaparece sola: un compuesto iónico es duro (cuesta rayarlo) y a la vez frágil (se parte de un golpe), porque son dos ejes independientes. Y las dos cosas, otra vez, salen de la red.

Por qué salta de un golpe

Lo duro ya lo tienes: rayar el cristal obliga a romper muchísimas atracciones entre iones de signo contrario, y son fortísimas.

Lo frágil es más bonito, y merece verlo despacio. Dale al martillo y mira lo que pasa en la fila del medio.

Lo importante es dónde se ha roto: no por donde has pegado. El golpe ha deslizado un bloque entero de iones, y con moverlo una sola posición ya ha bastado para que cada ion quede enfrentado a otro de su mismo signo.

Los cuatro pasos, que es lo que hay que escribir

Esta es la explicación que se pide en el examen, y se corrige por partes. Los cuatro pasos, en este orden:

¿Te acuerdas de la sal que desaparecía en el plato? Aquí está la respuesta — y de paso, la propiedad que más se pregunta y la que más se contesta a medias.

Primero, traducir la palabra: electricidad es movimiento de cargas. Para que algo conduzca hacen falta dos cosas, no una:

• Que haya cargas. Partículas con carga eléctrica, sean las que sean.
• Que puedan moverse. Si están atadas, no hay corriente.

Y aquí viene lo raro. Un compuesto iónico está hecho literalmente de partículas con carga: eso son los iones. Debería conducir de maravilla.

Pues no. Un puñado de sal seca entre dos cables no enciende nada.

Míralo tú, en tres montajes: primero la sal sola, después el agua sola… y al final las dos juntas. Fíjate en cuál de las dos condiciones le falta a cada uno.

La explicación completa son cuatro pasos encadenados, y hay que darlos todos. Si te saltas uno, la respuesta se queda a medias — literalmente: así es como se corrige.

El eslabón que más cuesta

El segundo. Es tentador decir que en el sólido los iones «están quietos» — y es justo lo que no hay que decir.

Acabas de verlo en el simulador de la parada anterior: vibran, y más cuanto más caliente está el cristal. Parados no están nunca.

Lo que les falta no es movimiento, es movilidad: pueden temblar en su sitio, pero no pueden irse a ninguna parte. Y sin viaje no hay corriente.

Qué hace el agua exactamente

Las moléculas de agua se meten entre los iones, rodean a los del borde del cristal y se los llevan. La red se va deshaciendo por fuera hasta que no queda nada de ella.

Cada ion acaba paseando por el vaso envuelto en agua, con su carga intacta. Ese proceso tiene nombre: solvatación.

Ojo, que esto no es una reacción química: al disolver sal no se fabrica nada nuevo. Los iones que había en el cristal son los mismos que ahora nadan en el vaso. Deja que el agua se evapore y volverán a colocarse en su sitio, cubitos incluidos.

Fundir el compuesto consigue lo mismo por otro camino: la red se deshace por el calor y los iones quedan sueltos igual. Por eso un compuesto iónico conduce disuelto o fundido — y las dos cosas hay que decirlas.

Un matiz honesto: «muy baja» no es «cero»

En la tabla de antes, la conductividad del sólido pone «muy baja» y no «nula». Es a propósito.

Medida con aparatos finos, la conductividad de un cristal iónico no es exactamente cero: siempre hay algún ion que consigue saltar a un hueco de la red. Es tan poquísima que para lo que nos ocupa se comporta como un aislante.

Pero hay quien le saca partido a esa migaja. El yoduro de litio sólido conduce lo justo para servir de electrolito en las pilas de los marcapasos: necesitan corrientes minúsculas y durar años dentro del cuerpo.

Y fíjate en que la explicación no cambia ni una coma: ahí también son los iones los que se mueven, y se mueven con muchísima dificultad porque la red los sujeta.

La prueba del algodón

Esta propiedad tiene premio: sirve para identificar el enlace.

Si un sólido no conduce, lo fundes y entonces sí conduce, puedes apostar a que es iónico. Eso solo lo explica una red de partículas con carga que se han quedado libres — y es la prueba que se usa de verdad en el laboratorio.

El secador en la ducha

Ya que estamos: por esto no hay que meterse en la ducha con el secador o el tostador enchufados.

Si del grifo saliese agua pura, no habría cargas libres y no pasaría gran cosa. Pero de ahí sale agua con sales disueltas —cal, cloruros, lo que arrastra por el camino—, y esas sales llevan iones. El agua de tu casa conduce por lo que trae dentro, no por ser agua.

Ninguno de los dos va a soltar

Un no metal tiene la última capa casi llena. Lo que le viene bien es captar electrones, no regalarlos.

Junta dos no metales y ahí tienes el problema: los dos quieren captar y no hay nadie dispuesto a ceder.

No les queda otra opción que compartirlos. Y compartir, en química, es exactamente lo que suena: ponerlos en medio.

Ya lo has visto en la entrada: ponen uno cada uno en medio, y ese par es lo que los mantiene pegados.

Fíjate en lo que no ha pasado: nadie ha ganado ni ha perdido un electrón. Los han puesto en un sitio donde les sirven a los dos.

En el enlace covalente NO se forman iones. Nadie cede y nadie capta, así que los átomos siguen siendo neutros: si en un ejercicio de covalente te sale una carga, algo se ha torcido por el camino.

Qué queda cuando dos no metales se unen

Entonces, ¿qué hay dentro del frasco? Ya no una red de iones como la del bloque anterior.

Casi siempre hay moléculas: grupos pequeños de átomos, con un número exacto de cada elemento. Y en algunos casos concretos, cristales enormes sin moléculas por ninguna parte, que llegan en el bloque siguiente.

Esa es la diferencia que hay que tener clara: una molécula de agua tiene tres átomos y se acaba ahí. Un cristal de sal no se acaba nunca.

Enlace covalente = dos no metales que comparten electrones. Lo que los une no es una carga contraria: es un par de electrones que pertenece a los dos.

El hidrógeno juega con otras reglas

Antes de seguir, un aviso que ahorra la mitad de los errores de este bloque.

El hidrógeno no busca ocho electrones. Busca parecerse al gas noble que tiene más cerca, y el que tiene al lado es el helio.

Así que al hidrógeno le basta con dos, y por eso comparte uno y nada más. Nunca le dibujes ocho.

Por qué compartir cuenta como tener

Queda un cabo suelto, y es el que hace funcionar todo lo demás. Los dos flúor han puesto un electrón cada uno… y aun así decimos que los dos llegan a ocho.

La cuenta sale porque ese par de en medio lo cuentan los dos. Pulsa el botón y sigue la cuenta, átomo por átomo.

Ninguno de los dos ha ganado un electrón. Los dos llegan a ocho porque el par del medio es de los dos a la vez.

Del porqué físico ya hablamos en el bloque 1: esa nube negativa que queda en medio tira de los dos núcleos, que son positivos, y los mantiene juntos a la distancia justa.

El primer dibujo

Así se dibuja lo que acabas de ver. Arriba están las capas, que ya conoces de la unidad anterior; debajo, las dos formas de dibujar la molécula.

Los dos dibujos tienen nombre. El de arriba es la fórmula de líneas; el de abajo, la fórmula de puntos. Son la misma molécula contada de dos maneras.

Y la raya no es un adorno: cada raya es un par de electrones compartido. Por eso donde hay una raya, abajo hay dos electrones.

Este tipo de dibujo se llama estructura de Lewis. En 1916, Gilbert N. Lewis se dio cuenta de que cuando un átomo se une a otro el núcleo nunca se ve involucrado: solo los electrones que lo rodean.

Volvamos a la pregunta del principio: ¿por qué el agua es H₂O y no HO₂?

No se sabe de memoria ni se adivina. Se deduce, y se deduce antes de dibujar nada, con una tabla de cuatro columnas.

Columna a columna

• Configuración electrónica. El punto de partida de siempre: sin ella no se sabe nada de nadie.
• Electrones de valencia. Los de la última capa, que son los que juegan.
• Electrones que comparte. Los que le faltan para llegar a ocho — o a dos, si es hidrógeno.
• Cuántos átomos de cada elemento. La columna que da la fórmula, y sale de multiplicar hasta que los dos compartan lo mismo.

La cuarta sale de mirar la tercera y ver que no es parejo: hay unos que comparten más que otros.

El oxígeno pone dos electrones y cada hidrógeno solo puede poner uno. Con un hidrógeno no llega, así que se multiplica hasta que los dos compartan lo mismo.

Ese número rojo por el que multiplicas es cuántos átomos hay de ese elemento. El hidrógeno va × 2, así que hay dos hidrógenos: H₂O. La fórmula sale de ahí, no de la memoria — y esa deducción es la respuesta: sin ella, el resultado correcto no puntúa.

Si te suena de algo, es porque ya lo has hecho. En el iónico buscabas que los electrones cedidos igualaran a los captados; aquí buscas que cuadren los compartidos.

Es el mismo razonamiento del bloque 2 con otra operación.

La misma fórmula, dos lecturas

Y ahora una pregunta que cae en el examen: ¿qué información da una fórmula?

Depende de lo que haya detrás, y ahí está la gracia.

• H₂O es una molécula. Dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, exactamente esos. Ni uno más.
• NaCl es una red. Un ion Na⁺ por cada Cl⁻, sean millones o billones. Es una proporción, no un recuento.

Las dos lecturas son ciertas. Lo que hay que saber primero es de qué tipo es la sustancia; después se lee la fórmula.

Con la fórmula en la mano ya se puede dibujar. El guion tiene cuatro pasos y no se salta ninguno.

Y lo mejor es verlo hacerse. Ahí tienes el agua, que es la que acabas de deducir: ve dando pasos y mira cómo aparece el dibujo.

Dos avisos sobre el paso 1

• Si solo hay dos átomos, no hay centro. Se ponen uno al lado del otro y listo.
• El hidrógeno nunca va en el centro. Solo puede formar un enlace, así que siempre se queda en una punta.

Puntos y cruces: por qué dos símbolos

En la fórmula de puntos, los electrones de un átomo se dibujan como puntos y los del otro como cruces.

Es un truco para no perderse mientras dibujas: se ve quién ha puesto qué. Se hace aunque los dos átomos sean del mismo elemento, como el flúor de la entrada.

El ritual de comprobar

El último paso de verdad es contar. Cada átomo tiene que quedarse con ocho electrones alrededor —dos, si es hidrógeno—.

Y al contar, el par compartido se cuenta en los dos átomos. Si sale ocho en todos, el dibujo está bien: todos contentos.

Compruébalo en el dibujo de arriba. Cada hidrógeno tiene dos electrones alrededor, y el oxígeno, ocho: cuatro compartidos y cuatro suyos.

Esos cuatro que se quedan a su lado sin participar en ningún enlace se llaman pares no enlazantes.

Olvidar los pares no enlazantes es el fallo más repetido del bloque. El dibujo parece correcto y no lo está: sin ellos, al oxígeno le faltan cuatro electrones y ya no llega a ocho.

Ya sabes dibujar. Queda la pregunta que cierra el ejercicio: cuántos enlaces hay y de qué tipo son.

La cuenta, en dos movimientos

• ¿Cuántos enlaces hay? Cuenta cuántas parejas de átomos están unidas. Una pareja unida, un enlace.
• ¿De qué tipo es cada uno? Cuenta los pares compartidos de esa pareja: 1 → simple, 2 → doble, 3 → triple.

Primero las parejas, después los pares. Contar pares sueltos es justo lo que lleva a decir que el CO₂ tiene cuatro enlaces.

Los otros tres casos

El agua ya la tienes. Estos tres completan todo lo que hay que saber dibujar en el curso.

Y van igual que ella: primero las cuentas, para saber cuántos átomos hay de cada uno; y después el dibujo, paso a paso.

Azufre y cloro

Se comporta igual que el agua: dos parejas de átomos unidas, con un par cada una. Dos enlaces simples.

Carbono y oxígeno

Aquí está el caso que separa a quien ha entendido la cuenta de quien no. Hay cuatro pares compartidos, sí — pero repartidos en dos parejas de átomos.

O sea: dos enlaces, y los dos dobles. No cuatro.

Fíjate también en el carbono: comparte sus cuatro electrones y no le queda ninguno suelto. No lleva pares no enlazantes.

Nitrógeno y nitrógeno

Dos átomos, una sola pareja: un enlace. Pero con tres pares en medio, así que es triple.

Más pares, más fuerte… y más corto

Cuantos más pares hay en medio, con más fuerza se unen los dos átomos. Los electrones compartidos funcionan como una especie de pegamento: cuanto más pegamento, más difícil separarlos.

Y eso no hay que creérselo, se puede medir. Cuanto más fuerte tiran, más cerca quedan los núcleos.

El nitrógeno lo enseña con sus propios números: su enlace triple mide 110 pm, y un enlace simple entre dos nitrógenos mide 147. Un 25 % más corto.

Por eso el N₂ es tan poco reactivo. Y por eso el 78 % del aire que respiras lleva ahí muchísimo tiempo sin reaccionar con casi nada.

Lo que este modelo no explica

El dibujo de Lewis es el primer modelo del enlace y sigue siendo el más útil para empezar. Pero tiene grietas, y conviene saber cuáles.

El enlace covalente es fuerte de verdad: romperlo cuesta muchísimo. Entonces, ¿por qué un cubito de hielo se derrite en la mano?

Esa es exactamente la pregunta que abre el bloque siguiente.

Tienes un cubito en la mano. En un minuto es agua.

Ahora piensa en lo otro: separar de verdad el hidrógeno del oxígeno. Eso tu mano no lo hace. Hace falta una pila y dos electrodos metidos en el agua.

Son dos cosas distintas, y merece la pena verlas una al lado de la otra.

Derretir no es descomponer

La diferencia que importa está en lo que queda al final. Al derretir el cubito sigues teniendo agua: la del charco. Al descomponerla no queda ni una gota.

El argumento que lo cierra

No hace falta creerse nada. Basta con suponer lo contrario y ver adónde lleva.

Supongamos que al derretirse el hielo se rompieran los enlaces O–H. Entonces los átomos quedarían sueltos y ya no habría moléculas de agua.

O sea: lo que gotea de tu mano no sería agua. Y es agua.

Lo que se rompe al fundir no es el enlace. Si se rompiera, al derretirse dejaría de ser agua.

Con números, que es donde se ve

Se puede medir lo que cuesta cada cosa. Estos cuatro datos son de la misma cantidad de agua, así que se pueden comparar directamente.

Mira dónde está el salto grande: entre el segundo peldaño y el tercero. De 41 a 285,8 hay casi siete veces más.

Y no es casualidad que ahí mismo esté la raya de «¿sigue siendo agua?». Los dos primeros peldaños solo separan moléculas. Los dos últimos rompen enlaces.

Hasta ahora solo has mirado dentro de una molécula: quién comparte con quién.

Toca mirar el hueco que queda entre unas moléculas y otras. Y son dos preguntas distintas, que conviene no mezclar nunca:

• ¿Qué une los átomos dentro de una molécula? Un enlace covalente. Fortísimo.
• ¿Qué atrae unas moléculas con otras? Unas fuerzas. Muy flojas al lado del enlace.

Un enlace y una fuerza no se llaman igual

Lo de dentro es un enlace. Lo de entre son fuerzas. Y se dicen así siempre, sin excepción.

Puede parecer una manía, pero no lo es: si a las dos cosas les pones el mismo nombre, en cuanto haya que explicar algo se te van a mezclar. Y mezclarlas es el error que más caro sale en toda la unidad.

La pregunta que hay que contestar siempre

Decir «funde bajo porque el enlace covalente es débil» no es equivocarse de dato. El enlace covalente es fuerte, ahí no hay discusión.

Es equivocarse de sitio: se está explicando lo que le pasa a un montón de moléculas mirando una sola unión.

En cuanto expliques por qué algo funde, hierve o se rompe, di qué se rompe: si un enlace o unas fuerzas. Sin eso, la respuesta está a medias — y así se corrige.

Una grieta de Lewis, tapada

El bloque anterior dejó apuntado que a Lewis se le escapaba algo: por qué unas moléculas se pegan a otras.

Pues era esto. Mira dos moléculas de agua dibujadas a la manera de Lewis, la una al lado de la otra.

Dentro de cada una, Lewis lo explica todo: ahí están los pares compartidos, y de ahí sale la fórmula.

Entre una y otra no hay nada que dibujar. Y sin embargo se atraen, porque si no el agua no sería líquida. Ese hueco vacío es justo lo que a su modelo se le escapa.

Estas fuerzas sí tienen nombre: fuerzas intermoleculares

Se llaman fuerzas intermoleculares, y el nombre lo dice todo: inter es «entre», y actúan entre unas moléculas y otras.

No son todas iguales: hay varios tipos, unos más fuertes que otros, y de ellos depende que una sustancia sea gas, líquido o sólido. Eso se estudia en 1º de Bachillerato.

Pero por adelantar algo: las del agua son de las más fuertes que hay entre moléculas —se llaman puentes de hidrógeno—, y son las culpables de que el agua se comporte de forma rarísima.

Por ellas el hielo flota en vez de hundirse, que es lo que hace cualquier otro sólido en su propio líquido. Si no fuera así, los lagos se congelarían de abajo arriba y no quedaría nada vivo dentro.

Y por ellas el agua hierve a 100 °C. Con lo pequeña que es su molécula, y sin unas fuerzas así, le tocaría hervir muy por debajo de cero: en la Tierra no habría un solo charco.

Nada de lo que se explica en este bloque necesita saberse los tipos. Con saber que existen y que son flojas comparadas con un enlace sale todo.

La idea que hay que llevarse

Si lo único que hay que vencer para separar unas moléculas de otras es flojo, todo lo demás sale solo.

Vamos propiedad por propiedad, como con la sal.

Estado: los hay de los tres

La mayoría son gases o líquidos a temperatura ambiente. Pero también hay sólidos, y son justo los que tocas todos los días.

Un compuesto iónico, en esta misma casilla, tendría una sola fila: sólido. Siempre.

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Todo lo que hay aquí está hecho de moléculas: el agua del vaso, el azúcar del tarro, las bolas de naftalina… y el aire de alrededor. Un líquido, dos sólidos y un gas.

Y esto no es un detalle de laboratorio: es la razón de que puedas estar leyendo esto.

El oxígeno que respiras es un gas porque sus moléculas apenas se sujetan unas a otras. Si se sujetaran como los iones de la sal, estaría en el suelo hecho un cristal.

Y el agua es líquida a las temperaturas que hay en la Tierra por lo mismo, pero al revés: sus fuerzas son de las fuertes, y por eso aguanta líquida hasta los 100 °C.

Funden y hierven bajo

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El agua hierve y se va del cazo en forma de vapor. Lo que sale son moléculas de agua enteras: ni un enlace roto, y por eso el vapor sigue siendo agua.

Para fundir un sólido molecular no hay que romper nada: basta con separar unas moléculas de otras.

Y como lo que las sujeta es flojo, con muy poca temperatura sobra. El metano funde a −182 °C: hay que bajar hasta ahí para que sus moléculas se queden quietas.

Funden bajo porque las fuerzas entre moléculas son débiles, no porque el enlace lo sea. El enlace ni se entera de que has fundido la sustancia.

Blandos y frágiles

En el bloque anterior de la sal apareció una idea que aquí vuelve a hacer falta: dureza y fragilidad son dos ejes distintos.

Duro o blando es si se raya. Frágil o no es si se parte de un golpe. Y compara lo que pasa al cambiar de sustancia:

Fíjate en que cambia un eje y el otro no. Eso demuestra que de verdad son independientes: blando no significa que se doble.

El porqué es el de siempre. Las fuerzas entre moléculas son flojas, así que cuesta poco separar unas de otras.

Al rayar con la uña, las apartas: es blando. Al golpear, se separan de golpe y el sólido se desmenuza: es frágil. Una bola de naftalina se deshace entre los dedos, y una barra de azúcar se rompe — no se dobla.

Los dos se parten, y no por lo mismo

Aquí hay una trampa fácil: como la sal también es frágil, parece que los dos se rompan por la misma razón. Pues no.

En la sal se parte porque quedan enfrentadas cargas iguales y se repelen. En el azúcar se parte porque se vencen unas fuerzas flojas y las moléculas se sueltan enteras. Mismo resultado, motivos distintos.

Solubilidad: depende

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El azúcar desaparece: sus moléculas se van soltando unas de otras y se reparten por el agua.1/2

Aquí no hay una regla para todos. Unos se disuelven en agua y otros no: el azúcar sí, el aceite no.

El porqué tiene que ver con cómo son por dentro esas moléculas, y se ve en Bachillerato.

Ojo con esto, que engancha con la sal: el azúcar se disuelve y aun así no conduce. Lo que se suelta en el agua son moléculas neutras, no iones — y sin cargas libres no hay corriente.

Un ejemplo, como los de clase

Esta pregunta cae siempre de alguna forma: te dan dos compuestos y hay que decir cuál funde antes. No va de memoria, va de mirar qué hay dentro de cada uno.

Fíjate en que la respuesta no ha salido de saberse las temperaturas. Ha salido de decidir si hay red o hay moléculas, que es lo que se corrige.

El diamante es la sustancia natural más dura que se conoce. El grafito se deshace en la mina de un lápiz.

Y los dos son lo mismo: carbono. Solo carbono, unido por enlaces covalentes en los dos casos.

Así que la diferencia no está en el enlace. Está en cómo se colocan los átomos.

Un enlace covalente puede formar dos cosas

Hasta ahora, cuando dos no metales compartían electrones salía una molécula: un grupo con un número exacto de átomos, y de ahí no pasa.

Pero puede pasar otra cosa. Que cada átomo se una a los siguientes, y esos a otros, y la cosa no pare nunca: una red cristalina covalente.

Es lo mismo que viste con la sal —una red que no se acaba— solo que aquí lo que la sostiene no son iones atrayéndose, sino enlaces covalentes.

«Molécula» y «cristal» no son las dos opciones de una misma pregunta. Un enlace covalente puede dar moléculas sueltas o una red, y todo cambia según cuál sea.

El diamante

Cada carbono se une a otros cuatro. Y cada uno de esos, a otros cuatro. Pulsa un átomo y cuéntalos, como hiciste con la sal.

carbono · 77 pm de radioenlace covalente · 155 pm

Ver el diamante en 3D

arrastra para girar · rueda o pellizco para acercar · pulsa un átomo para contar sus vecinos

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Un diamante en bruto, sin tallar: 42 quilates y esa forma de dos pirámides pegadas por la base. Nadie se la ha dado — le sale así.Foto: Rob Lavinsky, iRocks.com · Wikimedia Commons · CC BY-SA 3.01/2

Aquí no hay moléculas por ningún lado. Un diamante es una sola pieza: si pudieras seguir los enlaces, irías de un extremo al otro de la piedra sin saltar ni una vez.

Por eso es tan duro, y por eso funde a 3 550 °C: para fundirlo hay que romper enlaces covalentes de verdad, millones de ellos.

El cuarzo

El cuarzo es lo que hay en la arena de la playa, y es otra red covalente. Aquí hay dos elementos, silicio y oxígeno, y eso permite volver sobre una idea del bloque 2.

siliciooxígeno

pulsa un átomo para contar sus vecinos

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Cuarzo de verdad: prismas de seis caras rematados en punta. Siempre seis. Por dentro es la red que acabas de contar.Foto: Rob Lavinsky, iRocks.com · Wikimedia Commons · CC BY-SA 3.0

Eso en plano. En el espacio, cada silicio queda en el centro de un tetraedro de cuatro oxígenos, con el mismo ángulo de 109,5° que has visto en el diamante.

Su fórmula es SiO₂, y esos subíndices no cuentan átomos de una molécula: dan una proporción, exactamente igual que en la sal.

Y esta vez la proporción sale de contar vecinos en un covalente. O sea que lo de leer la fórmula como proporción no era cosa de los iones: es cosa de las redes.

El mismo enlace, casi 1 800 grados de diferencia

Compara estas cuatro sustancias. Todas son covalentes, y en todas el enlace es fuerte.

Del metano al cuarzo hay casi 1 800 grados, y el enlace es el mismo de fuerte en los dos. Lo único que cambia es si hay algo de «entre» o no lo hay.

El extraño caso del grafito

Acabamos de decir que las sustancias covalentes no conducen la corriente. Antes de seguir leyendo, mira esto y apuesta.

Se enciende. Y la mina es grafito, o sea carbono con enlaces covalentes, como el diamante.

La explicación está, otra vez, en cómo se colocan los átomos.

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Un trozo de grafito natural. Ese brillo a franjas no es un rasguño: son las láminas, que se ven a simple vista.Foto: Wikimedia Commons · CC0

Y lo mismo, apilado en el espacio. Gíralo de canto y se ve el hueco que hay entre una capa y la siguiente.

Son tres frases, y en este orden:

• Uno. Cada carbono se une a tres vecinos de su propia capa, con enlaces covalentes fortísimos.
• Dos. Pero el carbono tiene cuatro electrones de valencia: le sobra uno. Y ese no se queda quieto entre dos átomos, se mueve por toda la capa.
• Tres. Por eso el grafito conduce a lo largo de las capas. De una capa a otra le cuesta, porque entre capas no hay enlace: solo hay fuerzas flojas.

Y de la misma estructura sale la otra propiedad rara del grafito. Las capas se deslizan unas sobre otras y se sueltan con nada.

Eso es lo que pasa cuando escribes: aprietas el lápiz y vas dejando capas de carbono pegadas al papel.

Un electrón que se mueve por un material

Fíjate en lo que acabas de decir del grafito: hay electrones moviéndose por dentro de una sustancia, y por eso conduce.

Eso suena a otra cosa. Suena a un cable de cobre — y es justo el bloque siguiente.

El montaje es el del bloque 3: una pila, una bombilla y dos pinzas. Solo que esta vez no hay vaso de agua.

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El mismo montaje del bloque 3, sin vaso de agua: el cable de cobre cierra el circuito tal como está. Fíjate en el tramo pelado — eso de dentro es el metal.

Entre las pinzas, un trozo de cable de cobre. Sólido, seco, sin disolver ni fundir. Y la bombilla se enciende.

Piensa en lo que costó encenderla con la sal: hubo que disolverla o fundirla, porque sus iones tenían carga pero no movilidad. El cobre no pide nada de eso.

Los metales son los únicos del curso que conducen en estado sólido. Esa sola frase ya separa un metal de todo lo demás.

Quién se mueve aquí dentro

La regla del bloque 3 no cambia: conducir es tener cargas y que puedan moverse. Lo que cambia es quién hace el trabajo.

En la sal disuelta se movían iones. En el cable se mueven electrones. Confundirlos es el despiste que más se corrige en los exámenes de este tema.

Fíjate en el detalle de la figura: por cada electrón que sale por un extremo entra otro por el contrario. El cable no se gasta ni se queda cargado.

Y el matiz que casi nadie espera

¿Y si fundimos el metal? Pues conduce… algo peor. Justo al revés que la sal, que en sólido no conducía nada y fundida conducía de golpe.

Quédate con la pareja: el iónico y el metálico se comportan al revés en los dos estados. Vas a usarla en uno de los simuladores.

Ahora la pregunta de verdad: ¿qué tiene un metal por dentro para que los electrones campen tan a gusto? Eso es la parada siguiente.

Los metales están a la izquierda de la tabla: tienen pocos electrones en su última capa, y los sujetan flojo.

Cuando millones de átomos de metal se juntan, todos sueltan esos electrones de valencia. Y aquí viene la diferencia con el iónico: no se los da a nadie. No hay ningún no metal esperando.

Lo que queda es una cosa nueva:

• Una red de cationes. Cada átomo, al soltar su valencia, queda como catión — y se queda quieto en su sitio.
• Una nube de electrones. Los electrones soltados no pertenecen a ningún átomo: circulan por toda la red.
• Y el enlace. Lo que mantiene unido el metal es la atracción entre los cationes y esa nube. Muy fuerte.

Metal con metal también es un enlace

Una pregunta trampa clásica: ¿qué enlace hay entre un átomo de hierro y otro de hierro?

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Un clavo por dentro: cationes de hierro colocados en red y electrones circulando entre ellos. Ni un átomo suelto — todo el clavo está enlazado.

Mucha gente contesta que ninguno, «porque son el mismo elemento». Y es justo al revés: un clavo de hierro es una red entera de cationes de Fe unida por su nube.

Metal + metal es un enlace: el metálico. Un trozo de hierro puro no es un montón de átomos sueltos — está tan enlazado como la sal o el agua.

La fórmula: la más corta del curso

Cada tipo de sustancia lleva ya su forma de escribirse, y cada fórmula responde a la misma pregunta de examen: ¿qué información nos da?

En MgCl₂ los subíndices daban una proporción entre dos iones. En H₂O contaban los átomos exactos de una molécula.

¿Y en un metal? No hay dos iones que proporcionar ni molécula que contar: solo hay un elemento, repetido en red. Su fórmula es el símbolo a secas: Fe, Cu, Al.

¿Y dónde quedó el octeto?

Fíjate en que en toda esta parada no ha aparecido la palabra «ocho». No es un despiste.

Aquí se dice «el átomo suelta sus electrones de valencia» y no «suelta electrones para quedarse con ocho». El catión conserva su núcleo y sus electrones internos tal cual; lo único que entra en juego es la valencia.

¿Recuerdas las grietas de Lewis del bloque 4? Esta era una: el enlace metálico no se puede dibujar con puntos y rayas. La regla del octeto, que llevaba gobernando toda la unidad, aquí se apaga — y no pasa nada por decirlo.

La red, en tres dimensiones

Como con la sal y el diamante, la red del cobre se puede montar entera. Pulsa un catión y cuenta sus vecinos: salen doce, el empaquetado más apretado del curso.

catión de cobre · Cu⁺

Ver la red del cobre en 3D

arrastra para girar · rueda o pellizco para acercar · pulsa un átomo para contar sus vecinos

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Cobre nativo, tal y como sale de la mina: una sola pieza de cationes y nube. Ese color rojizo es suyo — luego verás por qué.Foto: Jonathan Zander · Wikimedia Commons · CC BY-SA 3.0

Y una honestidad de cierre, como con cada modelo de la UD1: este del mar de electrones es un modelo muy simplificado. Explica lo que necesitamos este curso; en Bachillerato lo afinarás.

En el bloque 3 golpeaste un cristal de sal con un martillo y se partió en dos. Toca repetir el experimento con un trozo de metal.

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Un herrero vive justo de esto: golpe tras golpe, la barra cambia de forma y no se parte. Prueba a hacerle lo mismo a un cristal de sal.

Mismo martillo, mismo golpe. Y el metal no se rompe: se abolla. Un herrero vive de eso.

El truco está en el vecindario

Repasa lo que le pasaba a la sal: al desplazarse la capa, cada ion cambiaba de vecinos. De pronto tenía enfrente cargas de su mismo signo, y la repulsión abría el cristal.

En el metal la capa se desplaza igual. Pero mira el catión marcado: su entorno no ha cambiado. Antes estaba rodeado de nube, y después… sigue rodeado de nube.

No hay cargas iguales que se enfrenten de repente, como en la sal. La capa se queda en su nueva posición y el metal, en vez de partirse, cambia de forma.

El pegamento, visto de cerca

Merece la pena pararse en el porqué. Los cationes tienen todos la misma carga, así que entre ellos se repelen. ¿Qué los mantiene juntos?

La nube que tienen en medio: cada catión está atraído por los electrones que lo rodean, y esa atracción gana a la repulsión. Míralo antes y después del golpe.