Enlace químico y fuerzas intermoleculares

Qué te va a pedir el examen

• «Dibuja la estructura de Lewis» de varias moléculas sencillas.
• «Indica la geometría molecular según la RPECV y la hibridación del átomo central».
• «Justifica la polaridad» de cada molécula.
• «Indica las fuerzas intermoleculares presentes y justifica cuál tiene mayor temperatura de ebullición».
• «Justifica el tipo de enlace» de un conjunto de sustancias y cuál conduce la corriente o se disuelve en agua.

1 El tipo de enlace se decide mirando quién se une

Antes de nada, clasifica. Metal con no metal (NaCl, MgO): enlace iónico, con transferencia de electrones y una red de iones. No metal con no metal (H2O, CO2, NH3): enlace covalente, con pares de electrones compartidos. Metal puro o metal con metal (Fe, Cu): enlace metálico, cationes fijos en un mar de electrones deslocalizados. Detrás de la regla está la diferencia de electronegatividad: grande, iónico; pequeña, covalente.

Cada enlace deja una firma en las propiedades, y el examen te pide leerla al revés: te dan las propiedades y tú deduces el enlace. Un sólido iónico funde alto y conduce solo fundido o disuelto, porque en el sólido los iones están fijos en la red. Un metal conduce también en sólido, porque sus electrones se mueven libremente. Una sustancia covalente molecular funde bajo y no conduce: no tiene cargas libres. Y las redes covalentes como el diamante o el SiO2 funden altísimo porque fundirlas exige romper enlaces covalentes de verdad.

Para comparar sólidos iónicos entre sí, la herramienta es la energía de red, que sigue la ley de Coulomb: crece con la carga de los iones y al disminuir su tamaño. Por eso el MgO, con iones de carga 2+ y 2-, funde bastante más alto que el NaCl, con 1+ y 1-. Más energía de red significa red más difícil de separar, y eso es exactamente lo que mide el punto de fusión.

2 Lewis: contar antes de dibujar

La estructura de Lewis es el punto de partida de todo lo demás, y sale sola si cuentas 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 y completa octetos con pares libres. Si a alguien le faltan electrones, prueba con enlaces dobles o triples: es el caso del CO2, con dos dobles enlaces.

Hay dos rarezas que a los enunciados les encantan. La primera, el octeto incompleto del boro: en el BF3 el boro se queda con seis electrones y tan tranquilo. La segunda, el enlace covalente dativo, en el que un átomo pone los dos electrones del enlace: el ejemplo estrella es el NH4+, donde el nitrógeno cede su par libre entero al H+. Reconocerlas a la primera te ahorra minutos y sustos.

3 RPECV: los pares se repelen, también los que no se ven

La idea entera de la RPECV cabe en una frase: los pares de electrones que rodean al átomo central se repelen y se alejan lo máximo posible. Para aplicarla, cuenta las zonas de densidad electrónica (un enlace doble o triple cuenta como una sola zona): con 2 zonas la disposición es lineal e hibridación sp; con 3, trigonal plana y sp2; con 4, tetraédrica y sp3. La hibridación sale gratis del mismo recuento.

El matiz que separa un apunte correcto de uno que puntúa: la geometría de los pares no es la geometría molecular. Los pares libres ocupan sitio y empujan, pero la forma de la molécula la dibujan solo los átomos. En el H2O, los cuatro pares se disponen de forma tetraédrica y aun así la molécula es angular. Con 3 zonas y un par libre (SO2), angular; con 4 zonas y un par libre (NH3), piramidal; con 4 zonas y dos libres (H2O), angular. Si te preguntan la geometría, es siempre la molecular.

Y como los pares libres repelen más que los enlazantes, van cerrando los ángulos: el CH4 (sin pares libres) abre 109,5 grados, el NH3 (un par libre) se queda en 107 y el H2O (dos pares libres) en 104,5. Los tres tienen cuatro pares alrededor del átomo central; la diferencia son los pares que no se ven. Esa comparación, con su porqué, es una pregunta habitual.

4 Polar o apolar: dos condiciones, no una

La polaridad de una molécula es una pregunta en dos pasos, y quien responde con uno solo falla. Primero: ¿los enlaces son polares? Lo son si los átomos tienen distinta electronegatividad. Segundo: ¿la geometría cancela los momentos dipolares? Si la molécula es simétrica y sus enlaces iguales, los dipolos se anulan entre sí y la molécula es apolar aunque cada enlace sea polar.

Los ejemplos que hay que llevar preparados: el CO2 y el BF3 tienen enlaces claramente polares y son apolares, porque la geometría lineal del uno y la trigonal plana del otro cancelan los dipolos. El H2O, el NH3 y el SO2 son polares: sus pares libres rompen la simetría y los dipolos no se cancelan. Regla fiable: molécula simétrica sin pares libres en el átomo central, apolar; con pares libres en el central, casi siempre polar.

5 Las fuerzas intermoleculares deciden quién hierve antes

Entre moléculas hay tres niveles de fuerza, de menor a mayor: las fuerzas de dispersión (London), que están en todas las moléculas y crecen con la masa; las dipolo-dipolo, que se suman en las moléculas polares; y el enlace de hidrógeno, el más fuerte, que solo aparece cuando hay H unido directamente a F, O o N. Esa condición es literal: el HCl es polar pero no forma enlace de hidrógeno, y el PH3 tampoco, por mucho que se parezca al NH3.

La consecuencia que el examen explota una y otra vez: a mayor fuerza intermolecular, mayor temperatura de ebullición, porque hervir es separar moléculas, no romperlas. El caso canónico es el agua frente al H2S: el H2S pesa más y aun así hierve unos 160 grados por debajo, porque el agua forma enlaces de hidrógeno y él no. Si justificas una ebullición diciendo que se rompen los enlaces O-H, el razonamiento entero queda invalidado: lo que se rompe son las fuerzas entre moléculas.

Las mismas fuerzas explican la solubilidad: lo semejante disuelve a lo semejante. El agua, polar, disuelve sustancias polares e iónicas; las apolares como el CH4 o el I2 se quedan fuera. Con esto y la polaridad del apartado anterior ya puedes justificar casi cualquier pregunta de propiedades.

Errores que restan

• Dar la geometría de los pares en vez de la molecular: responder «tetraédrica» para el H2O cuando la molécula es angular.
• Concluir que una molécula es polar solo porque sus enlaces lo son, ignorando que la simetría cancela los dipolos (BF3, CO2).
• Inventar enlaces de hidrógeno donde no hay H unido a F, O o N: ni el HCl ni el PH3 los forman.
• Justificar un punto de ebullición con la fuerza del enlace covalente: al hervir se rompen fuerzas intermoleculares, no enlaces.
• Dar la conclusión sin la causa: en este tema la justificación es la respuesta, y la conclusión sola no puntúa.

Autochequeo

Responde sin mirar arriba. Si fallas, mejor aquí que el día del examen: cada opción trae su porqué.