Enlace de valencia, hibridación, geometría molecular, fuerzas intermoleculares - Ejercicios y resumen

Introducción

Esta lección reúne en un resumen práctico lo que necesitas para resolver los ejercicios de enlace covalente: decidir la hibridación del átomo central, deducir la geometría, saber si la molécula es polar y qué fuerzas intermoleculares actúan entre sus moléculas. Es el tipo de pregunta que aparece con frecuencia en la PAU.

Explicación

Método en cuatro pasos.

• 1. Estructura de Lewis. Cuenta los electrones de valencia, coloca los enlaces y completa octetos. Determina cuántos átomos rodean al átomo central y cuántos pares libres tiene.
• 2. Pares totales e hibridación. Suma átomos unidos + pares libres del átomo central (los enlaces dobles o triples cuentan como una sola dirección): 2 → sp, 3 → sp², 4 → sp³.
• 3. Geometría (RPECV). 2 direcciones: lineal. 3 sin pares libres: trigonal plana; con 1 par libre: angular. 4 sin pares libres: tetraédrica; con 1: piramidal trigonal; con 2: angular.
• 4. Polaridad y fuerzas. Si los dipolos de enlace se anulan por simetría, la molécula es apolar y solo hay fuerzas de London. Si no se anulan, es polar y hay además fuerzas dipolo-dipolo. Si tiene H unido a F, O o N, forma puentes de hidrógeno.

Resumen de enlaces σ y π. Enlace simple: 1 σ. Doble: 1 σ + 1 π. Triple: 1 σ + 2 π. El enlace π impide la rotación en torno al doble enlace (origen de la isomería cis-trans).

Comparar puntos de ebullición. Primero mira el tipo de fuerza: puentes de hidrógeno > dipolo-dipolo > London (para moléculas de tamaño parecido). Si las fuerzas son del mismo tipo, gana la molécula de mayor masa molecular, porque es más polarizable y sus fuerzas de London son más intensas. Ojo: las fuerzas intermoleculares no son enlaces; al hervir el agua no se rompen enlaces O–H, solo se separan moléculas.

Errores frecuentes. Confundir la geometría de los pares de electrones (tetraédrica en el agua) con la geometría molecular (angular); pensar que una molécula con enlaces polares es siempre polar (CO₂, BF₃ y CCl₄ son apolares); y atribuir puentes de hidrógeno a cualquier molécula con H, como el CH₄ o el HCl.

Ejemplo

Ejemplo 1. Compara CO₂ y H₂O.

• CO₂: el C forma dos dobles enlaces y no tiene pares libres → 2 direcciones → sp, lineal (180°). Los dos dipolos C=O son iguales y opuestos: molécula apolar, solo fuerzas de London. Es un gas a temperatura ambiente.
• H₂O: el O tiene 2 enlaces y 2 pares libres → 4 → sp³, angular (unos 104,5°). Los dipolos no se anulan: polar. Tiene H unido a O: puentes de hidrógeno. Por eso es líquida a 25 °C aunque su masa molecular (18) es menor que la del CO₂ (44).

Ejemplo 2. Ordena por punto de ebullición F₂, Cl₂, Br₂ e I₂. Todas son apolares, con solo fuerzas de London, que crecen con la masa molecular: F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂. De hecho, a 25 °C el F₂ y el Cl₂ son gases, el Br₂ es líquido y el I₂ es sólido.

Ejercicios