Polaridad y electronegatividad
Lo que vas a aprender
- Clasificar un enlace como covalente apolar, covalente polar o iónico según qué tan distinta sea la electronegatividad de los dos átomos.
- Predecir la forma de una molécula sencilla a partir de los grupos de electrones que rodean al átomo central.
- Decidir si una molécula es polar o apolar combinando la polaridad de sus enlaces con su forma.
Para qué
¿Para qué sirve esto?
El agua y el aceite no se mezclan, aunque los batas. El azúcar y la sal se disuelven en agua, pero una mancha de grasa no sale solo con agua. Detrás de todos esos hechos hay una misma idea: en muchas moléculas los electrones no están repartidos por igual, y la molécula tiene un lado un poco negativo y otro un poco positivo. Saber reconocer cuándo pasa eso, a partir de la estructura de Lewis y de la forma de la molécula, te deja predecir cómo se comportará una sustancia antes de ponerla en un vaso.
Antes de empezar recuerda cómo varía la electronegatividad en la tabla periódica y ten a mano las estructuras de Lewis del agua y del dióxido de carbono.
Explicación
Un par compartido, pero no siempre por igual
En la molécula Cl₂ los dos átomos son idénticos y atraen el par de electrones con la misma fuerza: el par queda justo en la mitad. Es un enlace covalente apolar.
En la molécula HCl la situación cambia. El cloro es más electronegativo que el hidrógeno, es decir, atrae con más fuerza los electrones del enlace. El par compartido pasa más tiempo cerca del cloro, que queda con una carga parcial negativa (δ−), y el hidrógeno con una carga parcial positiva (δ+). La letra griega δ (delta) indica que la carga es parcial: no se transfirió un electrón entero. Es un enlace covalente polar, y esa separación de cargas se llama dipolo.
Recuerda las tendencias: la electronegatividad aumenta hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo (sin contar los gases nobles). El flúor es el elemento más electronegativo, y el oxígeno, el nitrógeno y el cloro también atraen con mucha fuerza los electrones. El carbono y el hidrógeno tienen una electronegatividad parecida, así que el enlace C–H se considera casi apolar.
Del enlace apolar al iónico: una escala continua
Lo que decide el tipo de enlace es qué tan distinta es la electronegatividad de los dos átomos:
- Igual o casi igual: los electrones se comparten por igual. Enlace covalente apolar (Cl–Cl, H–H, C–H).
- Diferente: se comparten, pero de forma desigual. Enlace covalente polar (H–Cl, O–H, N–H, C=O).
- Muy diferente: un átomo prácticamente le quita el electrón al otro. Enlace iónico (Na y Cl).
No hay una frontera tajante entre un tipo y el siguiente: es una escala continua. Por eso la regla «metal con no metal da enlace iónico» es una regla general con excepciones, y la electronegatividad es el criterio más fino.
Un enlace polar no hace siempre polar a la molécula
Aquí está la idea más importante de la lección. Una molécula con varios enlaces polares puede ser polar o apolar: depende de su forma. Cada dipolo de enlace se puede pensar como una flecha que apunta hacia el átomo más electronegativo. Si las flechas se cancelan entre sí, como dos personas que halan una cuerda con la misma fuerza en sentidos opuestos, la molécula no tiene un lado positivo y otro negativo: es apolar. Si no se cancelan, es polar.
La forma sale de la estructura de Lewis
Los pares de electrones que rodean al átomo central se repelen y se separan lo más que pueden. Para contarlos, cada enlace (simple, doble o triple) cuenta como un grupo, y cada par libre también. Los pares libres no se ven en la forma, pero empujan a los enlaces.
- Dos grupos, sin pares libres (CO₂): los dos enlaces quedan en línea recta, a lados opuestos del carbono. Forma lineal.
- Cuatro grupos, sin pares libres (CH₄): los cuatro enlaces se reparten en el espacio como las patas de un trípode con una más hacia arriba. Forma tetraédrica.
- Cuatro grupos, uno de ellos par libre (NH₃): los tres hidrógenos quedan abajo y el par libre arriba. Forma piramidal.
- Cuatro grupos, dos de ellos pares libres (H₂O): los dos hidrógenos quedan a un lado. Forma angular, en V.
Agua frente a dióxido de carbono
Las dos moléculas tienen dos enlaces polares, porque el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y que el carbono. Pero:
- En el CO₂ el carbono no tiene pares libres y la molécula es lineal. Los dos dipolos son iguales y apuntan en sentidos opuestos: se anulan. El CO₂ es apolar.
- En el H₂O el oxígeno tiene dos pares libres y la molécula es angular. Los dos dipolos apuntan hacia el oxígeno, pero no en sentidos opuestos: se suman, y el lado del oxígeno queda δ− y el de los hidrógenos δ+. El agua es polar.
Una pista práctica: si el átomo central no tiene pares libres y todos los átomos que lo rodean son iguales, la molécula es simétrica y apolar aunque sus enlaces sean polares (CO₂, CH₄, CCl₄). Si el central tiene pares libres, o los átomos de alrededor son distintos, lo más probable es que sea polar (H₂O, NH₃, CH₃Cl).
Para qué sirve saberlo
Las sustancias polares tienden a disolverse en disolventes polares, y las apolares en apolares: «lo semejante disuelve a lo semejante». El agua, polar, disuelve la sal y el azúcar, pero no el aceite, cuyas moléculas son casi apolares. En la lección siguiente verás que la polaridad también explica por qué unas sustancias hierven con más facilidad que otras.
Dipolos de enlace en el dióxido de carbono y en el agua. Cada flecha apunta hacia el oxígeno, el átomo más electronegativo. En el CO₂, lineal, las flechas se anulan; en el agua, angular, se suman y dan la flecha punteada.
Ejemplo resuelto
¿Por qué el CO₂ es apolar?
Decide si la molécula de dióxido de carbono, CO₂, es polar o apolar.
Ver la solución paso a paso
Partimos de su estructura de Lewis, O=C=O. Cada enlace C=O es polar, porque el oxígeno es más electronegativo que el carbono. Hay dos enlaces polares:
$$\text{átomos de O en }\mathrm{CO_{2}} = 2$$
El carbono tiene Z = 6: 2 electrones en el nivel 1 y 4 de valencia en el nivel 2.
$$Z(\mathrm{C}) - 2 = 4$$
El carbono aporta 4 electrones y gasta 2 en cada enlace doble, así que no le quedan pares libres:
$$\frac{4 - 2 \cdot 2}{2} = 0$$
Alrededor del carbono hay entonces dos grupos (los dos enlaces dobles) y ningún par libre: la molécula es lineal y los dos oxígenos quedan a lados opuestos, a 180° uno del otro.
Los dos dipolos son flechas iguales en sentidos opuestos. Si a una le damos +1 y a la otra −1, suman cero:
$$1 + \left(-1\right) = 0$$
Respuesta: El CO₂ es apolar: tiene dos enlaces polares, pero su forma lineal hace que se anulen.
Ejemplo resuelto
¿Por qué el agua es polar?
Decide si la molécula de agua, H₂O, es polar o apolar.
Ver la solución paso a paso
Cada enlace O–H es polar, porque el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno. Hay dos:
$$\text{átomos de H en }\mathrm{H_{2}O} = 2$$
El oxígeno tiene Z = 8: 2 electrones en el nivel 1 y 6 de valencia en el nivel 2.
$$Z(\mathrm{O}) - 2 = 6$$
La molécula tiene 8 electrones de valencia; dos enlaces gastan 4 y los demás quedan en el oxígeno como pares libres:
$$\frac{2 \cdot 1 + 6 - 2 \cdot 2}{2} = 2$$
Alrededor del oxígeno hay cuatro grupos: dos enlaces y dos pares libres.
$$2 + 2 = 4$$
Los pares libres empujan a los enlaces hacia un mismo lado y la molécula queda angular. Los dos dipolos apuntan hacia el oxígeno sin estar en sentidos opuestos, así que no se anulan: el oxígeno queda δ− y los hidrógenos δ+.
Respuesta: El agua es polar: sus dos enlaces polares no se anulan porque la molécula es angular.
Ejemplo resuelto
Amoníaco y metano
Compara el amoníaco, NH₃, con el metano, CH₄. ¿Cuál es polar?
Ver la solución paso a paso
El nitrógeno tiene Z = 7: 2 electrones en el nivel 1 y 5 de valencia en el nivel 2.
$$Z(\mathrm{N}) - 2 = 5$$
En el NH₃, el nitrógeno aporta 5 electrones, usa 3 en los enlaces con los hidrógenos y le quedan 2, que forman un par libre:
$$\frac{5 - 3}{2} = 1$$
Con tres enlaces N–H polares y un par libre, la molécula es piramidal y los dipolos no se anulan: el amoníaco es polar.
El carbono tiene Z = 6: 2 electrones en el nivel 1 y 4 de valencia en el nivel 2.
$$Z(\mathrm{C}) - 2 = 4$$
En el CH₄, el carbono aporta 4 electrones y los usa todos en los enlaces con los cuatro hidrógenos:
$$\frac{4 - 4}{2} = 0$$
Sin pares libres y con cuatro átomos iguales alrededor, la molécula es tetraédrica y simétrica. Además, los enlaces C–H son casi apolares. El metano es apolar.
Respuesta: El NH₃ es polar y el CH₄ es apolar.
Toca cada molécula, gírala y mira los halos δ+ y δ−. El CO₂ es lineal, con 180°, y sus dos dipolos se anulan: es apolar. El agua es angular y el amoníaco piramidal: sus dipolos no se anulan y son polares. El metano es tetraédrico y simétrico: apolar.
Práctica
¿Cuántos pares libres tiene el átomo central en el agua, H₂O? La molécula tiene 8 electrones de valencia y dos enlaces simples.
Dos enlaces gastan 4 electrones; los 4 restantes forman dos pares libres en el oxígeno. Esos pares libres son los que doblan la molécula.
¿Cuántos grupos de electrones rodean al carbono en el CO₂? Recuerda que un enlace doble cuenta como un solo grupo.
Hay dos enlaces dobles y ningún par libre: dos grupos. Por eso la molécula es lineal.
¿Cuántos grupos de electrones rodean al oxígeno en H₂O? Cuenta los enlaces y los pares libres.
Dos enlaces O–H y dos pares libres: cuatro grupos. Como dos de ellos son pares libres, la forma que se ve es angular.
¿Cuántos enlaces polares N–H tiene la molécula de amoníaco, NH₃?
Un enlace por cada hidrógeno: tres enlaces polares. Con el par libre del nitrógeno, la molécula es piramidal y polar.
¿Cuántos enlaces polares C–Cl tiene el tetracloruro de carbono, CCl₄?
Tiene cuatro enlaces polares, uno por cada cloro. Aun así la molécula es apolar: el carbono no tiene pares libres, los cuatro cloros son iguales y la forma tetraédrica hace que los dipolos se anulen.
¿Cuántos electrones de valencia tiene la molécula HCl? El hidrógeno aporta 1 y el cloro aporta 7.
1 + 7 = 8: un par enlazante H–Cl y tres pares libres en el cloro. Como el cloro es más electronegativo, el enlace es polar y la molécula también, porque solo tiene ese enlace.
En el metano, CH₄, el carbono usa sus electrones de valencia en los enlaces con los hidrógenos. ¿Verdadero o falso? Al carbono no le quedan pares libres: $\frac{4 - 4 \cdot 1}{2} = 0$
El carbono aporta 4 electrones y cada uno de los cuatro enlaces usa uno suyo. Sin pares libres y con cuatro hidrógenos iguales, la molécula es simétrica.
En el amoníaco, NH₃, el nitrógeno forma un enlace simple con cada hidrógeno. ¿Verdadero o falso? Al nitrógeno no le quedan pares libres: $\frac{5 - 3 \cdot 1}{2} = 0$
El nitrógeno aporta 5 electrones y usa 3 en los enlaces: le quedan 2, es decir, un par libre. Ese par libre es el que hace piramidal y polar al amoníaco.
Una molécula tiene enlaces polares. ¿Qué se puede concluir sobre la molécula?
El agua y el dióxido de carbono tienen enlaces polares; la primera es polar y el segundo apolar, por su forma.
¿Cuál de estas moléculas es polar?
El N₂ tiene un enlace apolar; el CO₂ y el CH₄ son simétricos y sus dipolos se anulan. Solo el agua, angular, tiene un extremo δ− y otro δ+.
Reto
¿Molécula polar o apolar?
Lleva cada molécula a su canasta. Pregúntate si tiene enlaces polares y, si los tiene, si su forma los anula.
Reto
Une cada molécula con su forma.
Cuenta los grupos de electrones alrededor del átomo central y cuántos de ellos son pares libres.
Reto
Abre el candado de la polaridad.
Cada respuesta es una cifra del código. Dibuja la estructura de Lewis antes de contar.
Cierre
En resumen
La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones de un enlace; aumenta hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo.
Si los dos átomos atraen el par por igual, el enlace es covalente apolar; si uno atrae más, es covalente polar; si la diferencia es muy grande, el enlace es iónico. Es una escala continua.
La forma de una molécula sale de los grupos de electrones del átomo central, contando los pares libres.
Una molécula con enlaces polares es apolar si su forma los anula (CO₂, CH₄) y polar si no (H₂O, NH₃).
Vocabulario
- Electronegatividad
Tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace.
- Enlace covalente polar
Enlace en el que el par compartido queda más cerca del átomo más electronegativo, que adquiere una carga parcial negativa.
- Enlace covalente apolar
Enlace en el que los dos átomos atraen el par compartido con la misma fuerza, o casi.
- Dipolo
Separación de carga entre un extremo parcialmente positivo (δ+) y otro parcialmente negativo (δ−).
- Molécula polar
Molécula cuyos dipolos de enlace no se anulan, de modo que tiene un extremo δ+ y otro δ−.
Guía para el docente
Tiempos
- Inicio · 5 min — Muestre agua con aceite en un frasco transparente y pregunte por qué no se mezclan aunque se agiten.
- Explicación · 20 min — Enlace polar y apolar con Cl₂ y HCl; la escala continua hasta el enlace iónico; formas con los cuatro casos; CO₂ frente a H₂O con la figura.
- Práctica · 15 min — Preguntas en parejas; las canastas se pueden proyectar y discutir los casos que generen desacuerdo.
- Cierre · 5 min — Vuelva al frasco de agua y aceite y pida la explicación con las palabras polar, apolar y forma.
Preguntas para el salón
- Si el CO₂ y el H₂O tienen dos enlaces polares cada uno, ¿por qué uno es polar y el otro no?
- ¿Qué cambiaría si el agua fuera lineal?
- ¿Por qué el CCl₄ es apolar y el CH₃Cl es polar, si los dos tienen forma tetraédrica?
Errores típicos
- Creer que una molécula con enlaces polares siempre es polar. Compare CO₂ y H₂O con flechas dibujadas en el tablero; use la imagen de la cuerda halada con igual fuerza desde los dos lados.
- Olvidar los pares libres al decidir la forma. Pida dibujar siempre primero la estructura de Lewis completa y contar los grupos del átomo central.
- Tomar la frontera entre polar e iónico como una línea tajante. Presente los tipos de enlace como puntos de una misma escala y no como cajas cerradas.
- Confundir el sentido de las flechas de los dipolos con el de otros textos. Aclare que aquí la flecha apunta hacia el átomo más electronegativo, como en muchos libros de química, y que en física es frecuente dibujar el momento dipolar en el sentido contrario; lo importante es usar un solo convenio.
Tarea sugerida
Dibujar las estructuras de Lewis de HCl, NH₃, CCl₄ y CH₃Cl, marcar los enlaces polares con δ+ y δ−, y decidir si cada molécula es polar o apolar, justificando con su forma.