¿Por qué el agua es líquida a temperatura ambiente y el metano es un gas? ¿Por qué el CO2 es apolar si sus enlaces son polares? Para responder hay que unir tres ideas: cómo se forman los enlaces covalentes (teoría del enlace de valencia), qué forma tienen las moléculas (hibridación y geometría) y cómo se atraen unas moléculas a otras (fuerzas intermoleculares).
Teoría del enlace de valencia (TEV). Un enlace covalente se forma cuando se solapan dos orbitales atómicos, cada uno con un electrón desapareado, y los dos electrones quedan compartidos con espines opuestos. Si el solapamiento es frontal (en el eje que une los núcleos) el enlace es σ; si es lateral, entre orbitales p paralelos, es π. Un enlace simple es σ; uno doble, σ + π; uno triple, σ + 2π.
Hibridación. Para explicar las geometrías reales se combinan orbitales atómicos del átomo central y se obtienen orbitales híbridos equivalentes:
Geometría molecular (RPECV). Los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central se repelen y se colocan lo más lejos posible. La geometría de la molécula se describe solo por la posición de los átomos: con 4 pares, si todos son enlazantes es tetraédrica (CH4); con 1 par libre, piramidal trigonal (NH3, unos 107°); con 2 pares libres, angular (H2O, unos 104,5°). Los pares libres repelen más que los enlazantes y cierran los ángulos.
Polaridad. Un enlace entre átomos de distinta electronegatividad es polar. La molécula es polar si la suma de los momentos dipolares de sus enlaces no se anula: CO2 (lineal) y CH4 (tetraédrica) son apolares por simetría; H2O y NH3 son polares.
Fuerzas intermoleculares. Son mucho más débiles que los enlaces, pero determinan los puntos de fusión y ebullición y la solubilidad:
Ejemplo 1. Amoniaco, NH3. El N tiene 5 electrones de valencia: forma 3 enlaces con H y le queda 1 par libre, es decir, 4 pares en total → hibridación sp3. Con un par libre la geometría es piramidal trigonal, con ángulos de unos 107°. Los dipolos no se anulan: molécula polar. Como tiene H unido a N, entre sus moléculas hay puentes de hidrógeno; por eso hierve a −33 °C, muy por encima del CH4 (−161 °C), de masa parecida.
Ejemplo 2. Trifluoruro de boro, BF3. El B tiene 3 electrones de valencia y forma 3 enlaces sin pares libres → sp2, trigonal plana, 120°. Aunque los enlaces B–F son muy polares, los tres dipolos se anulan por simetría: molécula apolar, con fuerzas de London.
¿Cuál de estas sustancias tiene el punto de ebullición más alto?
¿Qué geometría molecular tiene el amoniaco, NH3?
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.
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).
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.
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⁺.
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:
Si E° > 0, la reacción es espontánea (la pila funciona). Si E° < 0, la reacción no es espontánea (se necesita electrólisis).
Los potenciales estándar de reducción se miden frente al electrodo estándar de hidrógeno (EEH), al que se asigna E° = 0 V.
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:
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).
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