Temario gratis › Química 2.º Bachillerato

Enlace de valencia, hibridación, geometría molecular, fuerzas intermoleculares

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Introducción

En esta lección se aborda el concepto de enlace de valencia, la hibridación de los átomos, la geometría molecular resultante y las fuerzas intermoleculares que determinan las propiedades de las sustancias.

Explicación

Los enlaces covalentes se forman mediante la superposición de orbitales atómicos; la hibridación (sp, sp2, sp3, etc.) define la forma de los orbitales híbridos y, junto con la repulsión de pares electrónicos, determina la geometría molecular (lineal, trigonal plana, tetraédrica, etc.). Estas geometrías influyen en las fuerzas intermoleculares (dipolo‑dipolo, puentes de hidrógeno, fuerzas de dispersión) que actúan entre moléculas.

Ejemplo

Ejemplo: El agua (H₂O) tiene un oxígeno sp³ híbrido y dos pares de electrones no enlazantes. La repulsión de pares lleva a una geometría tetraédrica distorsionada (angular) con un ángulo H‑O‑H ≈ 104,5°, y sus moléculas se asocian mediante puentes de hidrógeno.

Ejercicios

La molécula de metano, CH4, presenta una hibridación y geometría molecular:

¿Qué tipo de fuerza intermolecular es la más intensa entre moléculas de agua, H2O?

Material adicional

Reacciones de oxidación-reducción (redox)

Las reacciones redox son aquellas en las que se produce una transferencia de electrones entre las sustancias reaccionantes. Son fundamentales en la química y en la vida cotidiana: la combustión, la corrosión de metales, las pilas y baterías, la electrólisis, la fotosíntesis y la respiración celular son procesos redox.

7.1. Conceptos fundamentales

Oxidación: pérdida de electrones. El número de oxidación aumenta. La especie que se oxida es el reductor (porque al oxidarse cede electrones y reduce al otro).
Reducción: ganancia de electrones. El número de oxidación disminuye. La especie que se reduce es el oxidante (porque al reducirse capta electrones y oxida al otro).

📌 Recuerda
Regla mnemotécnica: OPA-RIG: Oxidación = Pierde electrones = Aumenta nox. Reducción = Incorpora electrones = Gana electrones.

7.2. Número de oxidación

El número de oxidación (nox) es la carga formal que tendría un átomo si los electrones de enlace se asignaran al átomo más electronegativo. Reglas:

• Elemento puro: nox = 0 (Na, O₂, Cl₂, Fe).
• Ion monoatómico: nox = carga del ion (Na⁺ → +1, Cl⁻ → -1).
• H: +1 (excepto en hidruros metálicos: -1).
• O: -2 (excepto en peróxidos: -1, y en OF₂: +2).
• La suma de nox en una molécula neutra = 0; en un ion = carga del ion.

7.3. Ajuste de reacciones redox: método del ion-electrón

Las reacciones redox se ajustan separándolas en dos semirreacciones (oxidación y reducción) y equilibrándolas por separado:

En medio ácido:
1. Ajustar átomos distintos de H y O.
2. Ajustar O añadiendo H₂O.
3. Ajustar H añadiendo H⁺.
4. Ajustar cargas añadiendo electrones (e⁻).
5. Igualar electrones en ambas semirreacciones y sumarlas.

En medio básico: igual que en ácido, pero al final se añaden OH⁻ a ambos lados para eliminar los H⁺.

📘 Ejemplo resuelto
Ajustar en medio ácido: MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺

Semirreacción de reducción:
MnO₄⁻ → Mn²⁺
MnO₄⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O (ajustar O con H₂O)
MnO₄⁻ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O (ajustar H con H⁺)
MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O (ajustar carga: +7 → +2, hay que ganar 5 e⁻)

Semirreacción de oxidación:
Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1 e⁻

Igualar electrones: multiplicar la oxidación por 5
MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺

7.4. Pilas electroquímicas (pilas galvánicas)

Una pila es un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica mediante una reacción redox espontánea. Consta de dos electrodos (semielementos) conectados por un conductor externo y un puente salino.

• Ánodo (polo -): donde se produce la oxidación.
• Cátodo (polo +): donde se produce la reducción.
• Los electrones fluyen del ánodo al cátodo por el circuito externo.

La fuerza electromotriz (fem) de la pila es:

E°pila = E°cátodo - E°ánodo

Si E° > 0, la reacción es espontánea (la pila funciona). Si E° < 0, la reacción no es espontánea (se necesita electrólisis).

7.5. Potenciales estándar de reducción

Los potenciales estándar de reducción se miden frente al electrodo estándar de hidrógeno (EEH), al que se asigna E° = 0 V.

SemirreacciónE° (V)
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻+2,87 (oxidante más fuerte)
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O+1,51
Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O+1,33
Ag⁺ + e⁻ → Ag+0,80
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu+0,34
2H⁺ + 2e⁻ → H₂0,00 (referencia)
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe-0,44
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn-0,76
Al³⁺ + 3e⁻ → Al-1,66
Li⁺ + e⁻ → Li-3,04 (reductor más fuerte)

7.6. Electrólisis

La electrólisis es el proceso inverso a la pila: se utiliza energía eléctrica para forzar una reacción redox no espontánea. Aplicaciones: obtención de aluminio, cloro, purificación de metales, galvanoplastia.

La ley de Faraday relaciona la cantidad de sustancia depositada con la carga eléctrica:

m = (M × I × t) / (n × F)

donde m = masa depositada (g), M = masa molar (g/mol), I = intensidad (A), t = tiempo (s), n = electrones transferidos, F = constante de Faraday (96.485 C/mol).

🎓 Ejercicio tipo EVAU
Ejercicio tipo EVAU:

Se realiza la electrólisis de una disolución acuosa de CuSO₄ con una corriente de 5 A durante 30 minutos.
a) Escribe las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo.
b) Calcula la masa de Cu depositada en el cátodo.
c) Calcula el volumen de O₂ desprendido en el ánodo (a 25 °C y 1 atm).

Solución:
a) Cátodo: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Ánodo: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
b) Q = I × t = 5 × 1800 = 9000 C. Moles de e⁻ = 9000/96485 = 0,0933 mol.
Moles de Cu = 0,0933/2 = 0,0466 mol. m = 0,0466 × 63,5 = 2,96 g
c) Moles de O₂ = 0,0933/4 = 0,0233 mol. V = nRT/P = 0,0233 × 0,082 × 298 / 1 = 0,57 L
✏️ Ejercicios
1. Determina los números de oxidación de todos los átomos en: KMnO₄, H₂SO₄, Cr₂O₇²⁻, Na₂O₂.

2. [EVAU] Ajusta en medio ácido: Cr₂O₇²⁻ + I⁻ → Cr³⁺ + I₂

3. Calcula la fem de la pila Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu. ¿Es espontánea?

4. [EVAU] ¿Cuánto tiempo debe circular una corriente de 10 A para depositar 5 g de plata por electrólisis de AgNO₃?

5. ¿Puede el Fe reducir al Cu²⁺? ¿Y el Cu reducir al Fe²⁺? Justifica con potenciales estándar.

6. Explica la corrosión del hierro como proceso redox y cómo prevenirla.

7. Ajusta en medio básico: MnO₄⁻ + SO₃²⁻ → MnO₂ + SO₄²⁻

8. ¿Qué es un puente salino? ¿Cuál es su función en una pila galvánica?
📋 Resumen de la lección
  • Oxidación: pérdida de electrones (↑ nox). Reducción: ganancia de electrones (↓ nox).
  • Las reacciones redox se ajustan por el método del ion-electrón.
  • Pilas: convierten energía química en eléctrica. E° = E°(cátodo) - E°(ánodo). E° > 0 → espontánea.
  • Electrólisis: proceso inverso a la pila. m = (M·I·t)/(n·F).
  • F = 96.485 C/mol = carga de 1 mol de electrones.

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