Enlace químico en la PAU: geometría, polaridad y fuerzas

Clasificar el enlace es la parte fácil: metal con no metal, iónico; dos no metales, covalente; metales entre sí, metálico. Lo que de verdad puntúa en el examen viene después, y es donde se atasca casi todo el mundo: justificar una propiedad (por qué funde a esa temperatura, por qué conduce o no, por qué hierve antes que otra) a partir de ese enlace y de las fuerzas que hay entre las moléculas. Ahí es donde aparece el error que más se repite: creer que al hervir agua se rompen los enlaces O—H. No es así, y en cuanto entiendes por qué, medio tema deja de dar miedo.

Aquí tienes la cadena completa, paso a paso: de la estructura a la geometría, de la geometría a la polaridad, de la polaridad a las fuerzas intermoleculares, y de las fuerzas a la propiedad que te preguntan. Con dos ejercicios resueltos del tipo que cae de verdad.

Qué te va a pedir el examen

Este tema apenas tiene cálculo: es razonar con una cadena fija, y los enunciados se repiten con moléculas distintas.

• «Dibuje la estructura de Lewis» y «deduzca la geometría molecular» según la RPECV.
• «Justifique si la molécula es polar o apolar».
• «Indique las fuerzas intermoleculares presentes» en una sustancia.
• «Ordene estas sustancias por punto de fusión (o de ebullición) y justifique el orden».
• «Justifique el tipo de enlace» de una sustancia y si conduce la corriente o es soluble en agua.

Todo sale de la misma cadena. Si la automatizas, las cinco preguntas dejan de ser cinco problemas distintos y pasan a ser el mismo razonamiento aplicado cinco veces.

La explicación mínima suficiente

1. El enlace: quién se une decide el tipo

Antes de nada, mira qué elementos se unen. Metal con no metal (NaCl, MgO): enlace iónico, con transferencia de electrones de uno a otro y una red cristalina de iones con carga. No metal con no metal (H₂O, CO₂, NH₃): enlace covalente, con pares de electrones compartidos. Metal puro o metales entre sí (Fe, Cu, Na): enlace metálico, cationes fijos en una nube de electrones deslocalizados que se mueven por todo el sólido. Detrás de la regla está la diferencia de electronegatividad entre los átomos: grande, iónico; pequeña o nula, covalente.

Cada tipo de enlace deja una firma en las propiedades, y el examen suele pedirte leerla al revés: te dan las propiedades y tú deduces el enlace. Un sólido iónico funde alto y solo conduce fundido o disuelto, porque en el sólido los iones están fijos en la red y no hay cargas libres que se muevan. Un metal conduce también en estado sólido, porque sus electrones están deslocalizados desde el principio. Una sustancia covalente molecular (como el CO₂ o el I₂) funde bajo y no conduce en ningún estado. Y las redes covalentes como el diamante o el SiO₂ funden altísimo, porque para fundirlas hay que romper enlaces covalentes de verdad, átomo a átomo.

2. De Lewis a la geometría: la RPECV

La estructura de Lewis sale con orden: suma los electrones de valencia de todos los átomos, coloca en el centro el átomo menos electronegativo (nunca el hidrógeno), forma los enlaces necesarios y reparte el resto en pares libres hasta completar octetos. Si a algún átomo le faltan electrones para enlazar a todos, prueba con enlaces dobles o triples.

Con la estructura ya dibujada, la geometría se deduce aplicando la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (RPECV, VSEPR en inglés): los pares de electrones que rodean al átomo central se repelen entre sí y se colocan lo más alejados posible unos de otros. Para aplicarla, cuenta las zonas de densidad electrónica del átomo central (un enlace doble o triple cuenta como una sola zona, igual que uno sencillo). Con 2 zonas, disposición lineal e hibridación sp; con 3, trigonal plana y sp²; con 4, tetraédrica y sp³.

El matiz que separa una respuesta correcta de una que no puntúa: la geometría de los pares no es la geometría molecular. Los pares libres ocupan sitio y empujan a los demás, pero la forma que se dibuja y se nombra es solo la que marcan los átomos. Con 4 zonas y ningún par libre (CH₄), la molécula es tetraédrica. Con 4 zonas y un par libre (NH₃), es piramidal. Con 4 zonas y dos pares libres (H₂O), es angular. Si te preguntan la geometría de la molécula, es siempre esta última, no la de los pares.

3. ¿Polar o apolar? Dos preguntas, no una

Aquí es donde más gente falla, porque contesta con una sola condición cuando hacen falta dos. Primero: ¿los enlaces son polares? Lo son cuando los átomos que enlazan tienen electronegatividades distintas, y el electrón compartido se desplaza hacia el más electronegativo (δ⁺ en el átomo que pierde densidad, δ⁻ en el que la gana). Segundo: ¿la geometría cancela esos momentos dipolares? Si la molécula es simétrica, con enlaces iguales repartidos de forma equilibrada alrededor del átomo central, los vectores se anulan entre sí y la molécula sale apolar, aunque cada enlace por separado sea polar.

El contraejemplo que hay que llevar preparado es el CO₂: cada enlace C=O es claramente polar, porque el oxígeno es mucho más electronegativo que el carbono. Pero la molécula es lineal (δ⁻O=Cδ⁺=Oδ⁻), los dos vectores apuntan en sentidos opuestos con la misma magnitud, y se cancelan exactamente. El CO₂ es apolar. Justo lo contrario pasa con el H₂O o el NH₃: sus pares libres rompen la simetría, los vectores no se cancelan, y son moléculas polares. La regla práctica: molécula simétrica y sin pares libres en el átomo central, apolar; con pares libres en el átomo central, casi siempre polar.

4. Las fuerzas intermoleculares: quién tira de quién

Entre moléculas distintas (no dentro de una misma molécula) actúan fuerzas mucho más débiles que un enlace covalente, y hay tres niveles, de menor a mayor intensidad. Las fuerzas de dispersión (London) están presentes en todas las moléculas, polares o no, y crecen con la masa molecular y el tamaño de la nube electrónica: por eso el I₂ es sólido a temperatura ambiente y el F₂ es gas, aunque los dos sean moléculas apolares de halógeno. Las fuerzas dipolo-dipolo se suman a las anteriores en las moléculas polares, porque el extremo δ⁺ de una atrae al extremo δ⁻ de la vecina. Y el enlace de hidrógeno es la más intensa de las tres, pero solo aparece cuando hay un átomo de hidrógeno unido directamente a flúor, oxígeno o nitrógeno (F, O, N). Esa condición es literal: el HCl es una molécula polar y no forma enlace de hidrógeno, porque el cloro no es lo bastante pequeño ni electronegativo; el PH₃ tampoco lo forma, por mucho que se parezca al NH₃.

5. De la fuerza a la propiedad: por qué hierve, funde y disuelve

Aquí se cierra la cadena, y aquí vive el error que más puntos cuesta en este tema. Hervir o fundir una sustancia molecular es separar unas moléculas de otras, no romper los enlaces que hay dentro de cada una. Cuando el agua hierve, los enlaces covalentes O—H de cada molécula de H₂O siguen intactos: lo que se rompe son los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua distintas. La diferencia de energía es enorme: romper un enlace O—H covalente cuesta del orden de 460 kJ/mol; romper un puente de hidrógeno cuesta unos 20 kJ/mol, más de veinte veces menos. Por eso hervir agua no descompone la molécula, y por eso el agua sigue siendo H₂O antes y después de hervir.

Esa misma idea explica el caso que más se repite en los exámenes: el H₂S pesa más que el H₂O (34 frente a 18 g/mol) y, por masa, debería hervir más alto. Sin embargo hierve a −60 °C, mientras que el agua hierve a 100 °C, unos 160 grados por encima. La razón no es la masa: el oxígeno del agua forma puentes de hidrógeno con el hidrógeno de otras moléculas de agua, y el azufre del H₂S, aunque la molécula es polar, no cumple la condición de formarlos. A más fuerza intermolecular, más energía hace falta para separar las moléculas y más alto el punto de ebullición.

La solubilidad sigue la misma lógica, resumida en «lo semejante disuelve a lo semejante»: el agua, polar y con puentes de hidrógeno, disuelve bien sustancias polares e iónicas (la sal se disuelve porque las moléculas de agua rodean y separan los iones), y disuelve mal sustancias apolares como el CH₄ o el I₂. Y la conductividad, como se vio en el primer bloque, depende de si hay cargas libres que se puedan mover: iones en un fundido o en disolución, o electrones deslocalizados en un metal; una sustancia molecular covalente, aunque sea polar, no conduce, porque no tiene cargas libres.

Dos ejercicios resueltos

Ejercicio 1: geometría y polaridad de SO₂ y SO₃

Enunciado. Deduce la geometría molecular y la polaridad del SO₂ y del SO₃, aplicando la RPECV.

SO₂. El azufre central tiene 6 electrones de valencia; con los dos oxígenos forma dos enlaces (dobles, en la estructura más estable) y le queda un par libre sin compartir. Contando zonas de densidad electrónica alrededor del S: 2 zonas de enlace (cada doble enlace cuenta como una) + 1 par libre = 3 zonas, hibridación sp², disposición de pares trigonal plana. Pero la geometría molecular la marcan solo los átomos: con dos oxígenos visibles y un par libre que empuja, la molécula es angular. Los enlaces S=O son polares (el oxígeno es más electronegativo que el azufre) y, al ser una molécula asimétrica, los vectores no se cancelan: el SO₂ es polar.

SO₃. El azufre, al ser un elemento del tercer periodo, puede superar el octeto y formar tres enlaces dobles S=O, uno con cada oxígeno, sin que le quede ningún par libre. Zonas de densidad electrónica: 3 zonas de enlace, 0 pares libres, hibridación sp², disposición trigonal plana. Aquí la geometría de los pares y la molecular coinciden, porque no hay pares libres que desvíen nada: la molécula es trigonal plana, con los tres oxígenos a 120° exactos. Los enlaces S=O son igual de polares que en el SO₂, pero ahora los tres vectores, iguales y repartidos simétricamente cada 120°, se cancelan entre sí: el SO₃ es apolar, con enlaces polares, el mismo mecanismo que en el CO₂.

El SO₂ y el SO₃ tienen el mismo átomo central y el mismo tipo de enlace, y aun así uno es polar y el otro no. La diferencia entera está en si queda o no un par libre sobre el azufre.

Ejercicio 2: ordena por punto de ebullición

Enunciado. Ordena de menor a mayor punto de ebullición estas cuatro sustancias, justificando el criterio: CH₄, CH₃Cl, CH₃OH y NaCl.

Paso 1: identifica el enlace de cada una. El CH₄, el CH₃Cl y el CH₃OH son sustancias moleculares con enlaces covalentes internos (C—H, C—Cl, C—O, O—H). El NaCl es un sólido iónico, con una red de iones Na⁺ y Cl⁻.

Paso 2: para las tres moleculares, identifica la fuerza intermolecular dominante. El CH₄ es una molécula apolar (tetraédrica y simétrica, sin pares libres en el carbono): solo tiene fuerzas de dispersión, y es una molécula pequeña. El CH₃Cl es polar (el cloro rompe la simetría del CH₄): tiene dispersión más fuerzas dipolo-dipolo, y además es más grande y más polarizable que el CH₄. El CH₃OH tiene un H unido directamente a un O: forma puentes de hidrógeno entre sus moléculas, la fuerza intermolecular más intensa de las tres.

Paso 3: para el NaCl, recuerda que no es una sustancia molecular. Al «hervir» un sólido iónico no se separan moléculas: hay que romper la red de enlaces iónicos entero, que es un enlace mucho más fuerte que cualquier fuerza intermolecular. Por eso su punto de ebullición no es comparable en magnitud con el de las otras tres.

Orden de menor a mayor punto de ebullición: CH₄ < CH₃Cl < CH₃OH < NaCl (valores reales orientativos: −161 °C, −24 °C, 65 °C y 1465 °C). El CH₄ hierve el primero porque solo tiene la fuerza más débil (dispersión) y es la molécula más pequeña. El CH₃Cl la sigue por la fuerza dipolo-dipolo añadida. El CH₃OH necesita romper puentes de hidrógeno, así que hierve muy por encima de los dos anteriores. Y el NaCl necesita romper enlaces iónicos de verdad, no fuerzas intermoleculares, así que su punto de ebullición queda a una distancia enorme del resto.

Para llevarte

• El tipo de enlace se deduce de qué se une: metal y no metal, iónico; dos no metales, covalente; metales entre sí, metálico.
• La geometría molecular no es la disposición de los pares: los pares libres empujan, pero la forma la dibujan solo los átomos.
• Polar exige dos condiciones a la vez, enlaces polares y geometría que no los cancele; el CO₂ tiene enlaces polares y es una molécula apolar.
• La dispersión está en todas las moléculas; el enlace de hidrógeno solo aparece con H unido directamente a F, O o N.
• Al hervir o fundir una sustancia molecular se rompen fuerzas intermoleculares, nunca los enlaces covalentes internos de cada molécula.
• Para comparar sólidos iónicos o redes covalentes con sustancias moleculares, la magnitud no es comparable: ahí se rompen enlaces de verdad, no fuerzas entre moléculas.

Errores que restan

• Romper enlaces covalentes al hervir agua. Es el error rey del tema: al hervir, se separan moléculas de H₂O rompiendo puentes de hidrógeno entre ellas; los enlaces O—H de cada molécula siguen intactos.
• Dar por polar toda molécula con enlaces polares. El CO₂ es el contraejemplo que hay que tener siempre a mano: enlaces C=O polares, molécula lineal y simétrica, dipolos que se cancelan, resultado apolar.
• Confundir la geometría de los pares con la geometría molecular. Responder «tetraédrica» para una molécula con pares libres (como el NH₃ o el H₂O) en vez de dar la forma real que dibujan los átomos.
• Confundir la fuerza del enlace con la fuerza intermolecular. Un enlace covalente O—H cuesta del orden de veinte veces más energía que un puente de hidrógeno; tratarlos como si fueran comparables lleva a justificaciones que no se sostienen.
• Inventar un enlace de hidrógeno donde no lo hay. La condición es literal: H unido directamente a F, O o N. Ni el HCl ni el PH₃ lo forman, por mucho que se parezcan a moléculas que sí lo hacen.

Autochequeo

1. Una molécula tiene 4 zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central: 3 pares enlazantes y 1 par libre. ¿Qué geometría molecular tiene?
2. El CO₂ tiene dos enlaces C=O claramente polares. ¿Es una molécula polar?
3. ¿El HCl forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas?
4. Al hervir agua, ¿qué se rompe exactamente?
5. ¿El NaCl sólido conduce la corriente eléctrica?
6. Comparando un enlace covalente O—H y un puente de hidrógeno, ¿cuál cuesta más energía romper?

Soluciones orientativas: 1) Piramidal, no tetraédrica: los cuatro pares se disponen de forma tetraédrica, pero con un par libre y tres átomos visibles la geometría molecular es piramidal (el caso del NH₃). 2) No: aunque los enlaces son polares, la geometría lineal y simétrica del CO₂ hace que los dos vectores se cancelen; la molécula es apolar. 3) No: el cloro no cumple la condición de tamaño y electronegatividad que exige el enlace de hidrógeno, aunque la molécula sea polar. 4) Los puentes de hidrógeno entre moléculas de H₂O distintas, nunca los enlaces covalentes O—H internos de cada molécula. 5) No en estado sólido, porque los iones están fijos en la red; conduce fundido o disuelto, cuando los iones pueden moverse. 6) El enlace covalente O—H, con diferencia: del orden de veinte veces más energía que un puente de hidrógeno, que es una fuerza intermolecular, no un enlace.

Preguntas frecuentes

¿Se rompen los enlaces covalentes cuando una sustancia molecular hierve?

No. Hervir o fundir una sustancia molecular separa unas moléculas de otras venciendo las fuerzas intermoleculares (dispersión, dipolo-dipolo o enlace de hidrógeno), pero los enlaces covalentes internos de cada molécula permanecen intactos. Por eso el agua sigue siendo H₂O antes y después de hervir.

¿Por qué el CO₂ es apolar si sus enlaces C=O son polares?

Porque la polaridad de una molécula exige dos condiciones a la vez: que los enlaces sean polares y que la geometría no cancele esos momentos dipolares. En el CO₂ los enlaces sí son polares, pero la molécula es lineal y simétrica, y los dos vectores, iguales y opuestos, se anulan exactamente. Es el contraejemplo que conviene memorizar.

¿Cuál es la diferencia entre la geometría de los pares y la geometría molecular?

La RPECV coloca los pares de electrones (enlazantes y libres) lo más alejados posible entre sí, y esa disposición es la geometría de los pares. La geometría molecular, en cambio, es la forma que se ve al mirar solo los átomos, sin los pares libres. Con cuatro pares y dos libres, como en el H₂O, los pares se disponen de forma tetraédrica pero la molécula es angular; el examen siempre pregunta por esta segunda.

¿Por qué el agua hierve a una temperatura tan alta comparada con el H₂S?

Porque el agua forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas (el H está unido directamente al O) y el H₂S no, aunque el H₂S tenga más masa molecular. Las fuerzas intermoleculares, no la masa, son las que deciden aquí: a más fuerza intermolecular, más energía hace falta para separar las moléculas y más alto el punto de ebullición.

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