1.º de BachilleratoRuta de edumaterial
Qué vas a aprender
- Predecir el tipo de enlace y la estructura a partir de los elementos implicados.
- Construir estructuras de Lewis sencillas y deducir geometría y polaridad molecular.
- Relacionar estructura y fuerzas entre partículas con propiedades macroscópicas.
Antes de empezar
- Escribir configuraciones electrónicas de valencia.
- Usar electronegatividad como tendencia comparativa.
- Distinguir átomo, ion, molécula y red cristalina.
Enlazar reduce la energía del sistema
Los átomos no se enlazan porque persigan una cifra por sí misma, sino cuando la disposición resultante es energéticamente más estable que las partículas separadas en esas condiciones. La regla del octeto es una aproximación útil para muchos elementos representativos, no una ley universal.
Conviene separar tres escalas: el enlace une átomos o iones; la geometría describe la disposición espacial de una entidad molecular; y las fuerzas intermoleculares actúan entre moléculas distintas.
Tres estructuras, tres modelos
- Iónica
Cationes y aniones forman una red extendida por atracción electrostática. Suele ser sólida, frágil y conductora solo fundida o disuelta si hay iones móviles.
- Covalente
Los átomos comparten pares electrónicos. Puede originar moléculas discretas o redes covalentes; sus propiedades no se deducen solo de decir covalente.
- Metálica
Núcleos iónicos ordenados y electrones deslocalizados permiten conductividad y deformación sin romper la cohesión de forma inmediata.
Dibujar una estructura de Lewis
- Suma los electrones de valencia y corrige por la carga total.
- Elige un esqueleto razonable; el átomo menos electronegativo suele ocupar el centro, salvo el hidrógeno.
- Une con enlaces simples y completa primero los octetos terminales.
- Coloca los electrones restantes en el átomo central.
- Si el centro no alcanza una configuración adecuada, transforma pares libres vecinos en enlaces múltiples.
- Comprueba electrones totales y, cuando sea útil, cargas formales.
De Lewis a forma y polaridad
Los dominios electrónicos alrededor del átomo central se repelen y se orientan para reducir esas repulsiones. Dos dominios conducen a disposición lineal; tres, trigonal plana; cuatro, tetraédrica. Los pares libres también cuentan como dominios y modifican la forma molecular.
Un enlace polar no garantiza una molécula polar. La polaridad molecular depende tanto de los dipolos de enlace como de la geometría: en una estructura simétrica los vectores pueden cancelarse.
Amoniaco: del recuento a la forma
Analiza NH₃.
- N aporta cinco electrones de valencia y los tres H aportan tres: total ocho.
- Tres pares forman enlaces N–H y queda un par libre en N.
- Hay cuatro dominios electrónicos, con disposición tetraédrica de dominios.
- Al contar solo átomos, la forma es piramidal trigonal y los dipolos no se cancelan.
NH₃ es una molécula polar con geometría piramidal trigonal.
Fuerzas entre moléculas y propiedades
Todas las moléculas presentan dispersión de London. Las moléculas polares añaden interacciones dipolo–dipolo. Cuando H está enlazado a N, O o F puede aparecer puente de hidrógeno con pares libres adecuados.
Al comparar sustancias semejantes, interacciones más intensas suelen elevar puntos de ebullición y viscosidad. La masa, la polarizabilidad, la forma molecular y la capacidad de formar redes de interacción también influyen; no se debe atribuir una propiedad a una sola etiqueta sin comparar el conjunto.
Hervir no rompe las moléculas
Decir que al hervir agua se rompen enlaces O–H.
La vaporización separa moléculas venciendo interacciones intermoleculares; cada H₂O conserva sus enlaces covalentes.
Romper enlaces intramoleculares sería una transformación química distinta y requeriría otra escala energética.
Estructura y tipo de enlacePrueba otro caso
¿Por qué un metal se puede estirar en hilos sin romperse, y un cristal de sal se parte de un golpe?
Una sustancia es dúctil, brilla y conduce la electricidad en estado sólido. ¿Qué es?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: El metal mantiene cohesión al deslizarse; en la sal enfrentan cargas iguales — El desplazamiento conserva la cohesión metálica y puede causar repulsión en la red iónica.
Es una de las deducciones más bonitas del tema. La sal no se rompe por tener enlaces débiles —los tiene fortísimos— sino porque un desplazamiento mínimo pone cara a cara iones del mismo signo y el cristal se parte solo.
Respuesta: Un metal — Los electrones deslocalizados explican conducción, brillo y deformación del metal.
Las tres propiedades salen de lo mismo: los electrones libres. Conducen la corriente, reflejan la luz —de ahí el brillo— y permiten que los átomos se deslicen sin que la estructura se rompa.
Lewis y geometría molecularPrueba otro caso
¿Cuál de estas moléculas es POLAR?
¿Cuántos electrones de valencia hay que repartir en total en la molécula de agua, H2O?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: El amoniaco, NH3 — La geometría piramidal del amoniaco deja un dipolo neto.
Las otras tres son simétricas y sus dipolos se cancelan. El amoniaco tiene un par libre arriba que rompe la simetría, así que los tres tirones hacia el nitrógeno no se compensan con nada.
Respuesta: 8 — Sumo seis electrones del oxígeno y uno de cada hidrógeno.
El oxígeno es del grupo 16 y aporta 6; cada hidrógeno aporta 1, y son dos. 6 + 1 + 1 = 8. Ese es el bote del que salen los dos enlaces y los pares libres.
Fuerzas intermoleculares y propiedadesPrueba otro caso
El yodo es apolar y aun así hierve a 184 grados, más alto que el agua. ¿Se contradice con que el enlace de hidrógeno sea la fuerza más intensa?
En una serie de alcanos de cadena lineal, a igual presión, ¿qué magnitud aumenta junto con la intensidad de las fuerzas de dispersión y la temperatura de ebullición?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: No: el mayor tamaño del yodo refuerza mucho la dispersión — Comparar intensidades exige considerar también tamaño y polarizabilidad de las moléculas.
La regla de que una fuerza es más intensa que otra vale entre moléculas de tamaño parecido. Comparar el agua con el yodo es comparar dos cosas que se diferencian en las dos variables a la vez.
Respuesta: La masa molecular — En la comparación escolar dada, la masa orienta sobre la intensidad de dispersión.
En esta serie de moléculas comparables, una cadena más larga tiene mayor masa molecular, más electrones y fuerzas de dispersión más intensas. La temperatura de ebullición aumenta a la misma presión. La masa no determina por sí sola la ebullición de dos sustancias cualesquiera: también importan estructura e interacciones.
Estructura, forma y propiedad
Compara NaCl, CO₂ y H₂O: tipo de enlace intrapartícula, geometría cuando proceda, polaridad y una propiedad macroscópica coherente.
Solución accesible sin interacción
- Demuestra que puedes predecir el tipo de enlace y la estructura a partir de los elementos implicados.
- Demuestra que puedes construir estructuras de Lewis sencillas y deducir geometría y polaridad molecular.
- Demuestra que puedes relacionar estructura y fuerzas entre partículas con propiedades macroscópicas.
Respuesta: NaCl forma red iónica y conduce fundido o disuelto; CO₂ es covalente lineal y apolar; H₂O es covalente angular, polar y forma puentes de hidrógeno.
La propiedad se deriva de estructura, simetría y fuerzas entre partículas, no solo de nombrar el enlace.
Compruébalo ahora
Predice el tipo principal de enlace entre Ca y F y deduce la fórmula neutra del compuesto formado por Ca²⁺ y F⁻.
Ver solución explicada
Respuesta: Enlace iónico; CaF₂.
El catión Ca²⁺ necesita dos aniones F⁻ para que la carga total sea cero. La fórmula expresa la proporción mínima en la red, no una molécula aislada.
Construye Lewis de CO₂ y decide su geometría y polaridad molecular.
Ver solución explicada
Respuesta: O=C=O; geometría lineal; molécula apolar.
El carbono central forma dos enlaces dobles y tiene dos dominios enlazantes. Los dos dipolos C=O son iguales y opuestos en una geometría lineal, por lo que se cancelan.
Ordena CH₄, HCl y H₂O de menor a mayor punto de ebullición y nombra la interacción que diferencia principalmente cada caso.
Ver solución explicada
Respuesta: CH₄ < HCl < H₂O.
CH₄ es apolar y domina la dispersión; HCl es polar y añade dipolo–dipolo; H₂O forma una red de puentes de hidrógeno, lo que eleva mucho su punto de ebullición.
Alineación curricular y fuentes
- Física y Química · 1.º de Bachillerato · bloque A: teorías de estabilidad, predicción y representación de enlaces y deducción de propiedades. · Real Decreto 243/2022, currículo básico de Bachillerato
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Practicar esto: Interpretar la estructura de Lewis y deducir la geometríaPracticar esto: Explicar los puntos de ebullición con las fuerzas intermolecularesNomenclatura inorgánica: reconocer, formular y nombrarConfiguración electrónica y propiedades periódicas