Solo entran los electrones de valencia de la lección 02. El hidrógeno aporta 1. El oxígeno, 6. El cloro, 7. El sodio, 1. Un par compartido se dibuja como dos puntos entre símbolos, o como una raya. Los pares que no enlazan se quedan en el átomo. El ion se escribe entre corchetes, con la carga fuera.
Regla práctica de esta lección, no una clasificación fina de electronegatividades: si un átomo del grupo 1 se junta con uno del grupo 17, espera transferencia. Si se juntan dos no metales, espera pares compartidos. El metal con metal no se dibuja así: los electrones de valencia se mueven por el cristal, y por eso el cobre conduce en sólido. Eso se comprueba con un circuito, no con una fórmula de Lewis.
| Sustancia | Enlace que predecimos | Qué se observa |
|---|---|---|
| NaCl | Iónico, Na+ y Cl− | Sólido a temperatura ambiente. Funde a 801 °C. La disolución acuosa conduce. |
| H2O | Covalente molecular | Líquida a temperatura ambiente. Funde a 0 °C. No conduce como el agua salada. |
| Cu | Metálico | Sólido que conduce la corriente sin disolverse. |
801 °C es el punto de fusión del cloruro de sodio, y 0 °C el del hielo a presión ordinaria. No inventes otros puntos: si el enunciado no los da, habla de «alto» o «bajo» comparando con estos dos.
La estructura se describe en el editor con puntos o rayas en texto (H:O:H y pares arriba y abajo) y se dibuja en el lienzo. No abras otro módulo.
Repite la cuenta: electrones totales, usados en enlaces y pares solitarios. Una línea por paso.
6 + 1 + 1 = 8. Dos enlaces usan 4. Quedan 4, que son dos pares solitarios. Si te salen 10 es que has contado también los electrones internos del oxígeno: no van en el Lewis.
H y Cl. ¿Cuántos electrones de valencia hay en total? Escribe la estructura y di si es iónico o covalente.
H aporta 1 y Cl aporta 7: total 8. Un par entre H y Cl. El cloro se queda con tres pares solitarios y así ve 8; el hidrógeno ve 2. Es covalente: dos no metales comparten. No es NaCl. El cloro no «se queda el electrón y punto» dejando un H+ como estructura de la molécula; eso sería otra especie.
Escribe las configuraciones de valencia del Na y del Cl antes y después de la transferencia. ¿Por qué no dibujas un par compartido?
Na tiene 1 electrón de valencia y Cl tiene 7. Tras la cesión, Na+ ha vaciado su capa 3 (queda con la configuración del neón) y Cl− tiene 8. No comparten un par: el electrón ha cambiado de átomo. Por eso los símbolos van separados, con cargas, y el sólido funde a 801 °C, no como una molécula pequeña.
El azúcar de mesa es molecular, como el agua, no una red iónica. Propón una observación de laboratorio, sin números inventados, que separe NaCl de azúcar.
Disuelve cada uno en agua destilada y cierra un circuito sencillo con una pila y una bombilla, o con un polímetro en modo continuidad si lo tienes. La disolución de NaCl conduce porque hay iones que se mueven. La de azúcar no, porque las moléculas no aportan iones. Fundirlas para comparar con 801 °C no es un ensayo de aula: la observación segura es la conductividad de la disolución.
¿Por qué no intentas un Lewis del cobre metálico con octetos, y qué propiedad lo delata?
En el metal los electrones de valencia no se quedan en un par entre dos átomos fijos: están deslocalizados. Un Lewis molecular inventaría enlaces que no están. Lo que se observa es que el hilo de cobre conduce en sólido, sin disolverse y sin fundirse. Eso encaja con el enlace metálico, no con el NaCl ni con el agua.
En el lienzo, O en el centro, dos H, dos rayas de enlace y dos pares solitarios. Cuenta 8 electrones al terminar.
En la vida real
Elige la pareja. Escribe cuántos electrones de valencia hay en total y si el enlace es iónico o covalente.
Elige un compuesto de la vida diaria que no sea el agua ni la sal (por ejemplo el oxígeno del aire, O2, o el cloruro de potasio de la sal baja en sodio). En el editor: valencias, tipo de enlace y una observación realista para comprobarlo. En el lienzo, el Lewis o los iones. Si no conoces el punto de fusión, no lo inventes: di qué compararías.
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