Enlace covalente coordinado (dativo)

• El enlace covalente coordinado (o dativo) es un enlace covalente en el que los dos electrones del par compartido provienen del mismo átomo (el donante).
• El átomo donante aporta un par solitario; el átomo aceptor solo contribuye con un orbital vacío.
• Una vez formado, el enlace es químicamente idéntico a cualquier enlace covalente normal: misma longitud, energía y fuerza.
• El donante es una base de Lewis; el aceptor es un ácido de Lewis.
• Lewis es más general que Brønsted: un ácido de Lewis no necesita hidrógenos (ej. $\text{BF}_3$).

• Donante (base de Lewis): átomo con par solitario disponible. Ejemplos: N en $\text{NH}_3$ · O en $\text{H}_2\text{O}$ · $\text{Cl}^-$, $\text{F}^-$.
• Aceptor (ácido de Lewis): átomo con orbital vacío. Ejemplos: $\text{H}^+$ · B en $\text{BF}_3$ · cationes de transición como $\text{Cu}^{2+}$, $\text{Fe}^{3+}$.
• Se representa con una flecha del donante al aceptor: $\text{donante} \rightarrow \text{aceptor}$.

• $\text{NH}_3 + \text{H}^+ \rightarrow \text{NH}_4^+$: el par solitario del N se dona al $\text{H}^+$ (sin electrones). Los 4 enlaces $\text{N}{-}\text{H}$ del $\text{NH}_4^+$ son idénticos (geometría tetraédrica, $109{,}5°$).
• $\text{H}_2\text{O} + \text{H}^+ \rightarrow \text{H}_3\text{O}^+$: el par solitario del O se dona al $\text{H}^+$. El $\text{H}_3\text{O}^+$ tiene geometría piramidal.
• $\text{NH}_3 + \text{BF}_3 \rightarrow \text{F}_3\text{B}{-}\text{NH}_3$: $\text{NH}_3$ es base de Lewis (dona su par solitario al B); $\text{BF}_3$ es ácido de Lewis (B deficiente con 6 electrones acepta el par). El B pasa de trigonal plana a tetraédrica.

• Base de Lewis = dona un par de electrones (incluye todas las bases de Brønsted + muchas más).
• Ácido de Lewis = acepta un par de electrones (incluye todos los ácidos de Brønsted + especies sin H como $\text{BF}_3$, $\text{AlCl}_3$, cationes metálicos).
• $\text{BF}_3$: no es ácido de Brønsted (no tiene H para donar) pero sí es ácido de Lewis (acepta un par). Ejemplo clásico de la mayor generalidad del modelo de Lewis.

Enunciado: Explica la formación del $\text{NH}_4^+$ a partir de $\text{NH}_3$ y $\text{H}^+$. Identifica donante y aceptor, y describe el enlace formado.

• El N del $\text{NH}_3$ tiene un par solitario disponible → es el donante (base de Lewis).
• El $\text{H}^+$ tiene cero electrones y un orbital $1s$ vacío → es el aceptor (ácido de Lewis).
• El par solitario del N se comparte con el $\text{H}^+$: $\text{H}_3\text{N}{:} + \text{H}^+ \rightarrow \text{NH}_4^+$.
• El enlace $\text{N}{-}\text{H}$ formado es idéntico a los otros tres: misma longitud y energía. Los 4 enlaces del $\text{NH}_4^+$ son equivalentes, geometría tetraédrica.

• Error frecuente: llamar "coordinado" a un enlace donde cada átomo aportó un electrón. El coordinado requiere que uno aporte los dos.
• Una vez formado el enlace coordinado, no hay forma de distinguirlo experimentalmente de un covalente normal.
• Ácido de Lewis = aceptor (no donar). Base de Lewis = donante. La confusión de roles es el error más común.
• En $\text{NH}_4^+$ y $\text{H}_3\text{O}^+$ hay exactamente 1 enlace coordinado (los demás preexistían).
• Al describir la formación, menciona explícitamente: par solitario del donante + orbital vacío del aceptor.