Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen

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APUNTES QUÍMICA Grado en Biología Universidad de Barcelona AprenAI 2026-2027 Apuntes completos de enlace químico: enlace iónico, covalente y metálico, geometría VSEPR, hibridación, fuerzas intermoleculares y carga formal con tablas. APREN.AI Índice 1 Enlace Iónico — Formación, Red Cristalina y Propiedades Físicas Naturaleza del enlace iónico y transferencia electrónica La red cristalina tridimensional Propiedades físicas de los compuestos iónicos 2 Enlace Covalente — Par Compartido, Polaridad y Estructuras Moleculares vs.

Gigantes El enlace covalente y el orden de enlace Electronegatividad y polaridad del enlace Sustancias moleculares discretas frente a redes covalentes gigantes Alótropos del carbono: diamante, grafito y fullerenos 3 Geometría Molecular — Modelo VSEPR y Polaridad Molecular Fundamentos del modelo VSEPR y dominio electrónico Geometría electrónica frente a geometría molecular Polaridad molecular y simetría 4 Fuerzas Intermoleculares y Enlace Metálico — Interacciones Supramoleculares y Redes Metálicas Interacciones intramoleculares frente a interacciones intermoleculares Tipos de fuerzas intermoleculares y su intensidad El modelo del enlace metálico Estructura y comportamiento de las aleaciones metálicas Matriz comparativa de los cuatro modelos de enlace 5 Aspectos Avanzados del Enlace Covalente — Enlaces σ y π, Carga Formal y Resonancia Solapamiento orbital: formación de enlaces σ y π Cálculo de la carga formal y estabilidad estructural Resonancia y deslocalización electrónica Excepciones a la regla del octeto 6 Hibridación de Orbitales Atómicos — Orbitales sp³, sp² y sp en Especies Químicas Concepto y necesidad de la hibridación Hibridación sp³: disposición tetraédrica Hibridación sp²: geometría trigonal plana Hibridación sp: geometría lineal Correlación entre dominios, geometría e hibridación Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 1 7 Formulario Cálculo de Carga Formal y Estabilidad de Lewis Predicción de Geometría Molecular e Hibridación (VSEPR) Fuerzas Intermoleculares y Comparación de Modelos de Enlace Errores típicos Soluciones de las preguntas de repaso Estos apuntes pueden contener errores u omisiones.

Son un material de apoyo y no sustituyen al temario oficial ni al profesorado: contrasta la información importante. Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 2 1 Enlace Iónico — Formación, Red Cristalina y Propiedades Físicas AL ACABAR SABRÁS Definir el enlace iónico a partir de la transferencia electrónica y la atracción electrostática. Deducir las cargas de los iones según el grupo de la tabla periódica. Relacionar la estructura de la red cristalina con las propiedades físicas de los compuestos iónicos. Explicar las condiciones necesarias para la conductividad eléctrica en sustancias iónicas.

PIÉNSALO ANTES DE LEER 1 ¿Por qué un trozo de sal común sólida no conduce la electricidad, pero al disolverlo en agua se vuelve conductor? El estudio del enlace químico explica cómo los átomos se unen para alcanzar una mayor estabilidad electrónica. A lo largo de esta unidad se analizan las distintas interacciones que dan lugar a las sustancias que conocemos, comenzando por las uniones de carácter iónico. ESQUEMA Tipos de enlaces e interacciones químicas Naturaleza del enlace iónico y transferencia electrónica Un átomo neutro presenta el mismo número de protones en su núcleo que de electrones en su corteza.

Sin embargo, los átomos buscan adquirir la configuración electrónica de gas noble por ser la más estable. Para lograrlo, los átomos intercambian electrones de valencia: Los elementos metálicos tienden a ceder electrones de su capa externa, transformándose en cationes o iones con carga neta positiva.

Enlace Iónico Transferencia de electrones y red de iones Enlace Covalente Compartición de pares electrónicos entre no metales Enlace Metálico Red catiónica en mar de electrones Fuerzas Intermoleculares Atracciones débiles entre moléculas discretas Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 3 Los elementos no metálicos tienden a captar esos electrones, convirtiéndose en aniones o iones con carga neta negativa. DEFINICIÓN El enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática mutua que se establece entre iones de signo opuesto formados por transferencia electrónica entre un metal y un no metal.

La carga que adquiere cada elemento al ionizarse se deduce directamente a partir de su posición en la tabla periódica: Grupos de la tabla periódica Tendencia electrónica Carga iónica resultante Tipo de ion Grupos 1, 2 y 3 Pierden 1, 2 o 3 electrones de valencia +1, +2, +3 Catión (metálico) Grupo 14 Pueden perder o ganar 4 electrones +4 o -4 Catión o anión Grupos 15, 16 y 17 Ganan 3, 2 o 1 electrones -3, -2, -1 Anión (no metálico) Cuando un metal reacciona con un no metal, los electrones cedidos por el metal son captados por el no metal.

Por ejemplo, en la formación del cloruro de sodio, el átomo de sodio pierde un electrón para generar el catión sodio, mientras que el átomo de cloro acepta dicho electrón para transformarse en el anión cloruro. Como las cargas de signos contrarios se cancelan, el compuesto final es eléctricamente neutro. COMPRUEBA 2 ¿Por qué un átomo de magnesio (grupo 2) forma un ion con carga +2 al combinarse con el oxígeno (grupo 16)? La red cristalina tridimensional Las interacciones electrostáticas no se limitan a parejas aisladas de iones. En estado sólido, los iones se ordenan periódicamente en el espacio dando lugar a una red cristalina tridimensional.

Esquema bidimensional del empaquetamiento alternado de cationes y aniones en la red. Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 4 En esta red, las partículas cargadas se empaquetan de modo que se maximizan las atracciones mutuas y se minimizan las repulsiones. Para que la estructura sea estable, cada ion positivo se rodea de la mayor cantidad posible de iones negativos contiguos, y viceversa, manteniendo distanciados los iones del mismo signo. En redes típicas de simetría cúbica, cada ion central puede hallarse coordinado por otros 6 iones de carga opuesta. Esquema tridimensional de la celosía cristalina cúbica de cloruro de litio.

Bajo condiciones estándar de presión y temperatura, esta estricta ordenación geométrica provoca que los compuestos iónicos se presenten habitualmente como sólidos cristalinos rígidos. Propiedades físicas de los compuestos iónicos La elevada magnitud de las fuerzas electrostáticas que traban la red cristalina determina directamente el comportamiento macroscópico de estas sustancias: Puntos de fusión y ebullición elevados: Pasar de sólido a líquido o de líquido a gas exige aportar una gran cantidad de energía térmica para vencer las atracciones de la red. En consecuencia, son sólidos a temperatura ambiente y poseen transiciones de fase a temperaturas muy altas.

Baja volatilidad: La volatilidad mide la tendencia de una sustancia a pasar a la fase gaseosa. A temperatura ambiente no existe energía suficiente para fracturar la celosía cristalina, por lo que los compuestos iónicos se clasifican como sustancias no volátiles o de muy baja volatilidad. Solubilidad en disolventes polares: El agua es un disolvente molecular polar constituido por zonas con densidades de carga positivas y negativas. Estas moléculas polares pueden interaccionar con los iones periféricos de la red y separarlos, disolviendo el cristal, si bien no todos los compuestos iónicos presentan la misma solubilidad.

Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 5 ERROR FRECUENTE Un fallo habitual en los exámenes es afirmar que los compuestos iónicos sólidos conducen la electricidad porque contienen cargas. En un sólido cristalino, los iones están rígidamente confinados en posiciones fijas de la red y carecen de libertad de movimiento; por ello, un sólido iónico nunca conduce la corriente eléctrica. La conducción solo ocurre cuando el compuesto está fundido o disuelto en agua, situaciones en las que los iones adquieren movilidad efectiva para transportar la carga. COMPRUEBA 3 ¿En qué condiciones conduce la corriente eléctrica una sal como el cloruro de litio?

IDEAS CLAVE El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre cationes metálicos y aniones no metálicos tras una transferencia electrónica. Los átomos transfieren electrones con el fin de alcanzar la configuración electrónica estable de gas noble. Los iones forman redes tridimensionales ordenadas que maximizan las atracciones electrostáticas y minimizan las repulsiones. Las intensas fuerzas de la red causan elevados puntos de fusión y ebullición, así como nula o muy baja volatilidad. Los compuestos iónicos conducen la electricidad fundidos o en disolución acuosa, pero no en estado sólido rígido. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 4.

¿Por qué un compuesto iónico sólido no puede conducir la corriente eléctrica? 5. ¿Qué relación existe entre la fortaleza de la red cristalina y la volatilidad de las sustancias iónicas? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 6. ¿Qué partículas constituyen principalmente un enlace iónico? Moléculas neutras unidas por dipolos a) Átomos no metálicos que comparten electrones b) Cationes metálicos y aniones no metálicos c) Cationes inmersos en electrones deslocalizados d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 6 7. ¿Cuál es la causa de los altos puntos de fusión en los compuestos iónicos? 8. ¿En qué estado conduce la electricidad un compuesto iónico? 9.

¿Qué carga adquieren típicamente los elementos del grupo 16 al formar iones? 2 Enlace Covalente — Par Compartido, Polaridad y Estructuras Moleculares vs. Gigantes AL ACABAR SABRÁS Relacionar el orden de enlace covalente con la longitud interatómica y la entalpía de enlace. Predecir la polaridad de un enlace químico mediante la escala de electronegatividad de Pauling. Diferenciar las propiedades macroscópicas de sustancias moleculares sencillas y redes covalentes gigantes. Explicar la diferencia de conductividad y dureza entre los alótropos de carbono.

PIÉNSALO ANTES DE LEER 10 ¿Por qué un cubito de hielo se derrite en la mano en segundos, mientras que el cuarzo o el diamante no funden ni en una fogata a 1000 °C si todos ellos contienen enlaces covalentes? El enlace covalente y el orden de enlace El enlace covalente consiste en la atracción electrostática entre los núcleos atómicos cargados positivamente y uno o más pares de electrones compartidos entre ellos. Se manifiesta característicamente entre elementos no metálicos con electronegatividades similares.

Al no existir una diferencia marcada de afinidad electrónica, ninguno de los átomos cede electrones de forma definitiva; en su lugar, ambos comparten electrones de valencia para completar su capa externa y alcanzar la configuración de gas noble (regla del octeto).

El gran tamaño de las moléculas formadas a) La fuerte atracción electrostática tridimensional b) La presencia de enlaces covalentes direccionales c) La movilidad continua de sus electrones libres d) Tanto en estado sólido como fundido a) En ningún estado conduce la corriente b) Solo al encontrarse fundido o en disolución c) Únicamente en estado sólido cristalino d) Carga de +2 por perder electrones a) Carga de -1 por ganar electrones b) Carga de +6 por ceder su valencia c) Carga de -2 por ganar electrones d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 7 Según la cantidad de pares electrónicos implicados en la unión entre dos átomos, se establecen distintos órdenes de enlace: Enlace simple: se comparte un único par electrónico (2 electrones).

Consta estructuralmente de un enlace σ (véase «Aspectos Avanzados del Enlace Covalente — Enlaces σ y π, Carga Formal y Resonancia»). Enlace doble: se comparten dos pares de electrones (4 electrones). Se compone de un enlace σ y un enlace π. Enlace triple: se comparten tres pares de electrones (6 electrones). Está formado por un enlace σ y dos enlaces π. Diagrama de enlaces covalentes simples, dobles y triples moleculares. La longitud de enlace mide la distancia media existente entre los núcleos de los átomos enlazados, mientras que la fuerza o entalpía de enlace cuantifica la energía requerida para escindir dicha unión.

Conforme se incrementa el número de pares de electrones compartidos (mayor orden de enlace), la atracción mutua hacia ambos núcleos se intensifica. Como consecuencia directa, a mayor orden de enlace, menor es la longitud y mayor la entalpía. Tipo de enlace Pares compartidos Composición canónica Longitud relativa Energía de enlace Simple 1 par (2 e ) 1 enlace σ Mayor Menor Doble 2 pares (4 e ) 1 σ + 1 π Intermedia Intermedia Triple 3 pares (6 e ) 1 σ + 2 π Menor Mayor COMPRUEBA 11 ¿Por qué el enlace en una molécula de N es más corto y difícil de romper que en una de O ?

Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 8 Electronegatividad y polaridad del enlace Cuando los átomos que forman el enlace no comparten los electrones de manera simétrica, aparece una asimetría de carga o carácter iónico parcial. La diferencia de electronegatividad en la escala de Pauling entre los núcleos enlazados determina la polaridad del enlace covalente. Gráfica del tipo de enlace según la diferencia de electronegatividad. A partir de la escala de Pauling se diferencian tres intervalos estándar: Enlace covalente apolar: la diferencia de electronegatividad es nula o muy baja ( ). El par electrónico se reparte de modo equitativo entre ambos átomos.

Enlace covalente polar: la diferencia se sitúa aproximadamente en el rango . El elemento más electronegativo atrae con más fuerza la densidad electrónica, originando una carga parcial negativa ( ) sobre sí y una carga parcial positiva ( ) sobre el otro. Enlace iónico predominante: diferencias superiores a 1,8 suponen una transferencia neta de electrones, originando cationes y aniones (véase «Enlace Iónico — Formación, Red Cristalina y Propiedades Físicas»). Cuanto mayor es la disparidad de electronegatividad dentro del rango covalente, más polar resulta el enlace y mayor es su carácter iónico parcial.

COMPRUEBA 12 ¿Qué condición electrostática produce que un enlace sea covalente polar en lugar de apolar? Sustancias moleculares discretas frente a redes covalentes gigantes Las sustancias unidas covalentemente forman dos clases fundamentales de agregados estructurales con propiedades macroscópicas radicalmente distintas: < 0,4 0,4 1,8 δ δ+ Sustancias covalentes moleculares simples: están constituidas por unidades discretas de pocos átomos unidos por enlaces covalentes intramoleculares firmes (por ejemplo, O , CO , H O).

Entre moléculas contiguas únicamente operan interacciones supramoleculares débiles (véase «Fuerzas Intermoleculares y Enlace Metálico — Interacciones Supramoleculares y Redes Metálicas»). A causa de estas interacciones débiles, poseen bajos puntos de fusión y ebullición, presentándose a temperatura ambiente habitualmente como gases o líquidos. Son aislantes eléctricas porque carecen de cargas netas libres o electrones móviles. 1 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 9 ERROR FRECUENTE Al explicar los puntos de fusión y ebullición del CO o del H O, un error común consiste en afirmar que se rompen enlaces covalentes.

Al cambiar de fase en sustancias moleculares sencillas, los enlaces covalentes intramoleculares permanecen completamente intactos: solo se vencen las débiles fuerzas intermoleculares que mantienen unidas unas moléculas con otras. Los enlaces covalentes solo se rompen al fundir redes gigantes como el diamante o el cuarzo. COMPRUEBA 13 ¿Por qué el dióxido de carbono sublima a temperatura ambiente mientras que el silicio sólido requiere miles de grados para fundir? Alótropos del carbono: diamante, grafito y fullerenos Los alótropos son formas elementales del mismo elemento que difieren en su disposición estructural y, en consecuencia, en sus propiedades fisicoquímicas.

El carbono destaca por estructurarse en redes continuas y jaulas moleculares: Propiedad / Alótropo Diamante Grafito Fullereno (C ) Tipo de estructura Red covalente gigante tridimensional Red gigante por capas hexagonales Molécula discreta con forma de esfera geodésica Geometría por átomo de C Tetraédrica (unido a 4 carbonos) Plana trigonal (unido a 3 carbonos) Esferoide de hexágonos y pentágonos (unido a 3 carbonos) Enlaces y electrones Enlaces σ localizados exclusivamente Enlaces σ en capa y electrones π deslocalizados Enlaces localizados con dobles enlaces conjugados en la esfera Conductividad eléctrica Nula (aislante eléctrico) Elevada en dirección paralela a las capas Semiconductor Dureza y cohesión Extrema dureza; punto de fusión muy alto Blando y exfoliante (capas retenidas por dispersión débil) Sólido molecular ligero y resistente; útil en medicina Sustancias covalentes gigantes (redes continuas): consisten en mallas tridimensionales o bidimensionales indefinidas donde un número masivo de átomos se enlaza covalentemente con sus vecinos directos.

El silicio, perteneciente al grupo 14 de la tabla periódica, forma una celosía gigante tetraédrica análoga enlazando cuatro átomos continuos. 2 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 10 Esquema de las capas hexagonales del grafito y sus interacciones. ESQUEMA Estructuras de sustancias con enlace covalente La diferencia de conductividad entre diamante y grafito ilustra la relación entre estructura y función: el diamante no conduce la electricidad debido a que todos sus electrones de valencia forman enlaces σ localizados, impidiendo el flujo de carga.

En contraste, el grafito es conductor por poseer electrones π deslocalizados entre sus capas, que tienen libertad para desplazarse paralelamente a ellas frente a un potencial eléctrico. COMPRUEBA 14 ¿Por qué el grafito es capaz de actuar como lubricante sólido mientras que el diamante es uno de los materiales más duros conocidos?

Moleculares discretas Moléculas aisladas de pocos átomos Gases y líquidos Fuerzas intermoleculares débiles Aislantes Sin portadores de carga libres Redes covalentes gigantes Celosías atómicas de enlace continuo Diamante y silicio Red tetraédrica de gran dureza Grafito Capas hexagonales con electrones móviles Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 11 IDEAS CLAVE El enlace covalente se fundamenta en la compartición de pares de electrones entre átomos de electronegatividad semejante para alcanzar la configuración de octeto.

Al aumentar el orden de enlace (de simple a doble y a triple), la longitud interatómica se reduce y la energía de enlace requerida para disociarlo se incrementa. La polaridad del enlace depende de la diferencia de electronegatividad en la escala de Pauling: diferencias menores de 0,4 definen enlaces apolares, y entre 0,4 y 1,8, enlaces polares. Las sustancias moleculares simples funden y hierven a temperaturas bajas por la debilidad de sus interacciones intermoleculares, mientras que las redes gigantes requieren escindir enlaces covalentes masivos.

El diamante no conduce la electricidad al comprometer sus cuatro electrones de valencia en enlaces σ localizados, a diferencia del grafito, cuyos electrones π deslocalizados le otorgan conductividad eléctrica. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 15. ¿Cómo varían la longitud de enlace y la energía de disociación al comparar un enlace C–C con un enlace C C? 16. ¿Por qué el agua funde a 0 °C mientras que el diamante permanece sólido a más de 3500 °C? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 17. ¿Qué consecuencia directa tiene aumentar el orden de enlace entre dos átomos? 18. Según la escala de Pauling, ¿cuándo se clasifica un enlace como predominantemente covalente polar?

Disminuye la longitud y disminuye la energía a) Aumenta la longitud y disminuye la energía b) Disminuye la longitud y aumenta la energía c) Aumenta la longitud y la energía d) Diferencia de electronegatividad igual a 0 a) Únicamente cuando intervienen metales alcalinos b) Diferencia de electronegatividad superior a 2,5 c) Diferencia comprendida entre 0,4 y 1,8 d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 12 19. ¿Por qué el grafito conduce la electricidad a lo largo de sus planos? 20. ¿Qué ocurre a nivel molecular durante la ebullición del CO ?

3 Geometría Molecular — Modelo VSEPR y Polaridad Molecular AL ACABAR SABRÁS Diferenciar entre dominios enlazantes y pares solitarios en una estructura molecular. Predecir geometrías electrónicas y moleculares desde 2 hasta 6 dominios usando VSEPR. Justificar la distorsión de los ángulos de enlace ideales por la repulsión de pares libres. Evaluar la polaridad global de una molécula a partir de su geometría y sus momentos dipolares. PIÉNSALO ANTES DE LEER 21 ¿Por qué una molécula formada por átomos con electronegatividades muy distintas puede no tener carga eléctrica parcial global ni ser un dipolo?

La forma tridimensional de una molécula determina directamente su comportamiento físico y químico. El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia explica cómo se distribuyen los átomos en el espacio.

ESQUEMA Estructura y enlace en las moléculas Posee electrones π deslocalizados móviles a) Dispone de enlaces σ tridimensionales libres b) Presenta iones libres entre sus hexágonos c) Contiene impurezas metálicas intersticiales d) Se rompen los enlaces covalentes intramoleculares a) Se desintegran las celdas cristalinas gigantes b) Se vencen únicamente atracciones intermoleculares débiles c) El carbono se transforma en su alótropo grafito d) Estructuras de Lewis Electrones de valencia y octeto Modelo VSEPR Repulsión de dominios electrónicos Geometría molecular Disposición espacial de átomos Polaridad molecular Suma vectorial y simetría Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 13 Fundamentos del modelo VSEPR y dominio electrónico Un dominio electrónico es cualquier región del espacio alrededor de un átomo central donde se concentra una alta densidad de electrones.

Un enlace simple, un doble enlace, un triple enlace o un par solitario cuentan cada uno exactamente como un único dominio electrónico. DEFINICIÓN El modelo VSEPR establece que las regiones de densidad electrónica se orientan en el espacio para situarse lo más alejadas posible entre sí y minimizar las repulsiones mutuas. No todas las nubes electrónicas se repelen con la misma intensidad. Un par solitario no está confinado entre dos núcleos positivos, de modo que ocupa un mayor volumen cerca del átomo central y ejerce una fuerza de repulsión más intensa que un par enlazante.

PARA RECORDARLO La jerarquía de repulsión electrónica decrece según la siguiente secuencia fundamental: par solitario - par solitario > par solitario - par enlazante > par enlazante - par enlazante. Como consecuencia directa de esta jerarquía, la presencia de pares solitarios empuja a los pares de enlace adyacentes, cerrando y reduciendo los ángulos de enlace respecto a las posiciones simétricas ideales. COMPRUEBA 22 ¿Por qué el enlace triple cuenta como un solo dominio electrónico al predecir la forma molecular?

Geometría electrónica frente a geometría molecular Es indispensable distinguir entre dos conceptos geométricos que a menudo se confunden: Geometría electrónica: distribución espacial de la totalidad de los dominios electrónicos (tanto enlaces como pares solitarios) alrededor del átomo central. Geometría molecular: disposición espacial visible que adoptan exclusivamente los núcleos atómicos enlazados. Para determinar la forma de cualquier especie química se sigue un procedimiento sistemático: Dibujar la estructura de Lewis contando los electrones de valencia totales y situando como átomo central el de menor electronegatividad.

1 Contar el número total de dominios electrónicos (enlaces y pares no compartidos) sobre el átomo central para fijar la geometría electrónica base. 2 Ubicar los pares libres en las posiciones más estables y nombrar la geometría molecular atendiendo únicamente a la posición de los átomos.

3 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 14 Dominios totales Geometría electrónica Pares enlazantes Pares solitarios Geometría molecular Ángulo ideal o estimado 2 Lineal 2 0 Lineal 3 Trigonal plana 3 0 Trigonal plana 3 Trigonal plana 2 1 Angular 4 Tetraédrica 4 0 Tetraédrica 4 Tetraédrica 3 1 Piramidal trigonal 4 Tetraédrica 2 2 Angular 5 Bipirámide trigonal 5 0 Bipirámide trigonal y 5 Bipirámide trigonal 4 1 Balancín (ver- sierra) y 5 Bipirámide trigonal 3 2 Forma de T 6 Octaédrica 6 0 Octaédrica 6 Octaédrica 5 1 Piramidal cuadrada 6 Octaédrica 4 2 Plana cuadrada ERROR FRECUENTE Asignar la geometría electrónica cuando te piden la geometría molecular.

Por ejemplo, en una molécula con 4 dominios y 2 pares solitarios (como el agua), la geometría electrónica es tetraédrica, pero su geometría molecular es angular. Si indicas «tetraédrica» pierdes la puntuación del apartado. Recordemos que existen especies con octetos incompletos estables como los derivados de berilio y boro (véase «Aspectos Avanzados del Enlace Covalente — Enlaces σ y π, Carga Formal y Resonancia»), así como elementos del periodo 3 o superior capaces de expandir su octeto alojando 5 o 6 dominios en su capa de valencia. COMPRUEBA 23 ¿Cómo se modifican los ángulos en una especie con 4 dominios si pasa de tener cero pares libres a tener uno?

180 120 < 120 109,5 < 109,5 < 109,5 90 120 90 < 120 90 90 90 90 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 15 Polaridad molecular y simetría La presencia de enlaces covalentes polares (véase «Enlace Covalente — Par Compartido, Polaridad y Estructuras Moleculares vs. Gigantes») no garantiza por sí sola que la molécula completa sea polar. Para que una entidad química constituya un dipolo molecular permanente deben cumplirse dos condiciones simultáneas: 1. Poseer al menos un enlace polar en la estructura. 2. Presentar una distribución espacial asimétrica de los dipolos de enlace.

DEFINICIÓN El momento dipolar molecular es la suma vectorial de los momentos dipolares individuales de todos los enlaces que forman la molécula. Si la molécula posee una alta simetría espacial y todos los átomos periféricos son idénticos, los vectores de enlace se cancelan mutuamente ( ), originando una molécula apolar a pesar de contener enlaces individuales fuertemente polares. En cambio, si la geometría es asimétrica o los pares libres generan desbalance, los vectores no se anulan, existiendo extremos positivos y negativos definidos en la especie. COMPRUEBA 24 ¿Puede una molécula con enlaces polares tener momento dipolar neto igual a cero?

IDEAS CLAVE Un dominio electrónico engloba cualquier par solitario o enlace químico (simple, doble o triple) sobre el átomo central. El principio VSEPR dicta que los dominios se disponen minimizando las repulsiones culombianas en tres dimensiones. La repulsión sigue la secuencia: par solitario-par solitario > par solitario-par enlazante > par enlazante-par enlazante. La geometría electrónica considera todos los dominios, mientras que la geometría molecular describe únicamente la disposición de los núcleos enlazados. Una molécula es polar si contiene enlaces polares y una geometría asimétrica que impida la cancelación de sus dipolos vectoriales. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 25.

¿En qué se diferencian la geometría electrónica y la geometría molecular de una especie? 26. ¿Por qué el ángulo de enlace en una molécula con 3 pares enlazantes y 1 par solitario es inferior a ? = μ 0 109,5 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 16 Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 27. ¿Cuántos dominios electrónicos rodean al átomo central en una especie con dos enlaces dobles? 28. ¿Qué interacción repulsiva entre dominios de valencia presenta la mayor intensidad? 29. ¿Cuál es la geometría molecular de una especie con 4 dominios electrónicos y 2 pares solitarios? 30.

¿Qué condición es imprescindible para que una molécula con enlaces polares resulte apolar? 4 Fuerzas Intermoleculares y Enlace Metálico — Interacciones Supramoleculares y Redes Metálicas AL ACABAR SABRÁS Diferenciar con precisión las fuerzas intramoleculares de las interacciones intermoleculares. Clasificar y ordenar las fuerzas intermoleculares según su intensidad relativa ascendente. Explicar la maleabilidad metálica y la rigidez de las aleaciones mediante el mar de electrones. Comparar los cuatro tipos de enlace en función de sus propiedades macroscópicas fundamentales. PIÉNSALO ANTES DE LEER 31 ¿Por qué hervir agua líquida no separa los átomos de hidrógeno y oxígeno que la forman?

Cuatro dominios electrónicos a) Dos dominios electrónicos b) Un dominio electrónico c) Ocho dominios electrónicos d) Enlace simple frente a doble a) Par enlazante frente a enlazante b) Par solitario frente a solitario c) Par solitario frente a enlazante d) Plana cuadrada a) Tetraédrica b) Angular c) Lineal d) Ángulos de enlace inferiores a 90° a) Presencia obligada de pares solitarios b) Distribución simétrica que anule dipolos c) Geometría asimétrica con dipolo neto d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 17 Interacciones intramoleculares frente a interacciones intermoleculares Las propiedades macroscópicas de las sustancias dependen de las fuerzas que mantienen unidas a sus partículas.

Conviene distinguir entre dos niveles de interacción completamente distintos: Fuerzas intramoleculares: son las uniones químicas que mantienen enlazados a los átomos dentro de una misma molécula o red (como el enlace covalente o el enlace iónico; véase «Enlace Iónico — Formación, Red Cristalina y Propiedades Físicas» y «Enlace Covalente — Par Compartido, Polaridad y Estructuras Moleculares vs. Gigantes»). Son enlaces de gran intensidad energética. Fuerzas intermoleculares: son las atracciones electrostáticas existentes entre moléculas independientes.

Son sensiblemente más débiles que las intramoleculares, pero determinan el punto de fusión, el punto de ebullición, la volatilidad y la solubilidad de las sustancias covalentes moleculares. Diagrama de interacción intramolecular covalente frente a intermolecular débil en HCl. Al calentar una sustancia molecular como el agua o el cloruro de hidrógeno para evaporarla, únicamente se vencen las interacciones intermoleculares. Los enlaces covalentes intramoleculares permanecen intactos. COMPRUEBA 32 ¿Qué enlaces o interacciones se rompen al hervir agua líquida?

Tipos de fuerzas intermoleculares y su intensidad Existen tres tipos primordiales de atracciones intermoleculares en las sustancias moleculares: 1. Fuerzas de dispersión de London Constituyen la fuerza intermolecular de menor intensidad. Se originan por fluctuaciones momentáneas en la distribución electrónica de los átomos. Un desequilibrio transitorio crea un dipolo instantáneo, el cual induce a su vez un dipolo inducido en la partícula adyacente. Esta atracción temporal permite que especies no polares puedan condensar en estado líquido o congelar en estado sólido si la temperatura se reduce suficientemente. Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 18 2.

Fuerzas dipolo-dipolo Aparecen exclusivamente entre moléculas polares permanentes. Se producen cuando el extremo con densidad de carga positiva de una molécula atrae electrostáticamente al extremo de carga negativa de una molécula vecina. Su intensidad depende de la magnitud dipolar y requiere una corta distancia de aproximación, característica de la fase líquida. 3. Enlace de hidrógeno Es una interacción dipolo-dipolo excepcionalmente fuerte. Se establece cuando el átomo de hidrógeno se encuentra covalentemente unido a un elemento de pequeño radio atómico y muy alta electronegatividad: flúor, oxígeno o nitrógeno (F, O, N).

La acusada polaridad del enlace genera una elevada densidad de carga positiva sobre el protón, permitiendo una atracción intensa con los pares electrónicos libres de las moléculas colindantes. PROCESO Jerarquía de intensidad de fuerzas intermoleculares 1 Fuerzas de London Dipolos transitorios e inducidos en especies moleculares 2 Fuerzas dipolo-di polo Atracciones electrostáticas per manentes entre moléculas polares 3 Enlaces de hidró geno Interacción muy intensa entre H y átomos F, O, N PARA RECORDARLO El orden jerárquico de intensidad intermolecular siempre cumple la secuencia: fuerzas de London < fuerzas dipolo-dipolo < enlaces de hidrógeno.

A mayor intensidad de la fuerza intermolecular dominante, mayor será la energía térmica requerida para separar las moléculas, elevando los puntos de fusión y ebullición. ERROR FRECUENTE Clasificar el enlace de hidrógeno como un enlace covalente intramolecular dentro de la propia molécula. El «puente» o enlace de hidrógeno es una fuerza intermolecular que conecta dos moléculas distintas; nunca debe confundirse con la unión covalente O-H, N-H o F-H que une los núcleos atómicos en el interior de una misma entidad química. COMPRUEBA 33 ¿Por qué el enlace de hidrógeno es la interacción intermolecular más intensa?

El modelo del enlace metálico Los metales poseen baja electronegatividad, por lo que ceden sus electrones de valencia con facilidad para constituir iones positivos. El enlace metálico se describe como una red tridimensional regular de cationes inmersos en un mar de electrones deslocalizados. Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 19 La atracción electrostática omnidireccional entre los iones positivos y los electrones móviles mantiene cohesionada la estructura. La fortaleza de este enlace depende de dos parámetros fundamentales: La carga del catión metálico: a mayor carga positiva, mayor atracción ejerce sobre el conjunto electrónico.

El radio del ion: cationes más compactos aproximan los centros nucleares a los electrones deslocalizados, reforzando la unión y elevando el punto de fusión. Propiedades mecánicas, térmicas y ópticas Las propiedades macroscópicas de los metales se derivan de la movilidad y carácter no direccional de sus electrones: Conductividad eléctrica y térmica: los electrones deslocalizados se desplazan libremente a través de la celosía cristalina bajo un potencial aplicado o gradiente térmico. La conductividad eléctrica es alta en estado sólido y fundido, pero nula en fase gaseosa.

Brillo metálico: el mar de electrones libres en la superficie interactúa con la radiación incidente y refleja eficientemente la luz. Maleabilidad y ductilidad: el enlace metálico no posee direcciones fijas. Al aplicar una fuerza de cizalladura o deformación mecánica, las capas de cationes se deslizan unas sobre otras sin romperse ni generar repulsiones electrostáticas directas, amortiguadas en todo momento por la nube electrónica circulante. Esquema de deslizamiento de capas catiónicas en la red metálica.

Estructura y comportamiento de las aleaciones metálicas Una aleación metálica es un material sólido homogéneo obtenido al fundir y mezclar dos o más elementos (generalmente metales) y dejar enfriar la mezcla resultante. Su síntesis es posible gracias a la naturaleza no direccional del enlace metálico, permitiendo que la celosía acomode iones de radios atómicos dispares. La presencia de átomos de diferente tamaño perturba la regularidad geométrica de la red cristalina de cationes.

Como consecuencia física directa, se dificulta el deslizamiento relativo de las capas catiónicas, otorgando a la aleación una dureza y resistencia mecánica notablemente superiores a las de los metales puros iniciales. Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 20 COMPRUEBA 34 ¿Por qué una aleación metálica suele ser más dura y menos deformable que un metal puro?

Matriz comparativa de los cuatro modelos de enlace A continuación se contrastan las propiedades macroscópicas representativas asociadas a los distintos modos de agregación de la materia: Tipo de unión Punto de fusión Volatilidad Conductividad eléctrica Solubilidad típica Iónico Muy alto (requiere vencer atracciones electrostáticas intensas en la red). Baja (sólidos a temperatura ambiente). Conducen fundidos o en disolución acuosa; aislantes en sólido rígido. Solubles en disolventes polares (si la solvatación supera la energía reticular). Metálico Medio a alto (según carga y radio del catión metálico; Hg líquido). Generalmente baja (altos puntos de ebullición).

Excelente en estado sólido y fundido gracias a electrones deslocalizados. Insolubles como tales; algunos reaccionan químicamente con el agua. Covalente simple (molecular) Bajo (sólo se vencen fuerzas intermoleculares débiles). Alta (líquidos o gases volátiles habitualmente). No conductores (salvo moléculas polares que ionicen en disolución). Sustancias polares en disolventes polares; sustancias apolares en disolventes apolares. Covalente gigante (red) Muy alto (ruptura de una extensa red tridimensional de enlaces covalentes). Baja (sólidos no volátiles). Aislantes en diamante (electrones σ localizados); conductores en grafito (electrones π móviles). Insolubles en cualquier tipo de disolvente.

COMPRUEBA 35 ¿Por qué el grafito conduce la electricidad y el diamante no, siendo ambos redes covalentes gigantes de carbono? Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 21 IDEAS CLAVE Las fuerzas intermoleculares gobiernan los cambios de estado físicos, mientras que los enlaces intramoleculares retienen a los átomos dentro de las moléculas. El orden relativo de fortaleza intermolecular es: dispersión de London < dipolo-dipolo < enlaces de hidrógeno. El enlace de hidrógeno exige la unión covalente del hidrógeno con átomos pequeños y fuertemente electronegativos: flúor, oxígeno o nitrógeno.

El enlace metálico consiste en una red de cationes cohesionada por un mar de electrones de valencia deslocalizados. La presencia de átomos de distinto radio en las aleaciones distorsiona la celosía regular, impidiendo el deslizamiento entre capas y aumentando la dureza del material. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 36. ¿En qué orden se disponen las fuerzas intermoleculares según su intensidad relativa ascendente? 37. ¿Qué condiciones atómicas son indispensables para que una molécula establezca enlaces de hidrógeno? 38. ¿Por qué los metales son maleables y pueden forjarse sin fracturarse mecánicamente? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 39.

¿Cuál es la fuerza intermolecular más débil originada por dipolos temporales inducidos? 40. ¿Con qué elementos debe unirse el hidrógeno para participar en enlaces de hidrógeno? 41. ¿Por qué las aleaciones metálicas presentan mayor resistencia mecánica que los metales puros?

Enlaces de hidrógeno a) Interacciones dipolo-dipolo permanentes b) Enlaces covalentes coordinados c) Fuerzas de dispersión de London d) Flúor, oxígeno o nitrógeno a) Sodio, potasio o litio b) Carbono, silicio o boro c) Cloro, azufre o fósforo d) Eliminan por completo los cationes metálicos a) Presentan electrones fuertemente localizados b) Forman enlaces covalentes rígidos direccionales c) Los diferentes tamaños atómicos bloquean el deslizamiento d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 22 42. ¿En qué condiciones conducen la corriente eléctrica los compuestos con enlace iónico?

5 Aspectos Avanzados del Enlace Covalente — Enlaces σ y π, Carga Formal y Resonancia AL ACABAR SABRÁS Diferenciar la formación geométrica y electrónica de los enlaces σ y π en enlaces simples, dobles y triples Calcular la carga formal de los átomos en una molécula para determinar la estructura de Lewis más estable Explicar el concepto de resonancia y deslocalización electrónica mediante ejemplos como el benceno, carbonato u ozono Identificar y justificar las excepciones a la regla del octeto por defecto (Be, B) y por expansión en elementos a partir del período 3 PIÉNSALO ANTES DE LEER 43 ¿Por qué los enlaces dobles son más rígidos y no pueden rotar libremente como los enlaces simples?

El modelo clásico de pares compartidos ofrece una visión básica del enlace químico (véase «Enlace Covalente — Par Compartido, Polaridad y Estructuras Moleculares vs. Gigantes»). Sin embargo, una descripción rigurosa exige analizar la orientación geométrica de los orbitales atómicos, la distribución de la densidad electrónica y los límites de la regla del octeto.

Fundidos o en disolución acuosa a) En cualquier fase física invariable b) Únicamente en estado sólido cristalino c) Exclusivamente en fase de vapor d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 23 ESQUEMA Aspectos Avanzados del Enlace Covalente Solapamiento orbital: formación de enlaces σ y π La formación de un enlace covalente surge de la superposición de dos orbitales atómicos que albergan electrones desapareados. Según la disposición geométrica con la que se aproximan dichos orbitales, se definen dos tipos de interacción: Enlace sigma (σ): se origina por solapamiento frontal o directo de extremo a extremo.

La densidad electrónica máxima se concentra sobre el eje internuclear que une ambos núcleos atómicos. Todos los enlaces covalentes simples son de tipo σ. Enlace pi (π): se produce por superposición lateral de orbitales atómicos paralelos (comúnmente orbitales no hibridados). La densidad de carga electrónica queda dividida en dos regiones, por encima y por debajo del plano que definen los núcleos enlazados. A partir de estas dos modalidades se fundamenta la constitución de los enlaces múltiples: Tipo de enlace Composición orbital Características del enlace Simple Enlace frontal único, mayor longitud y menor energía de disociación. Doble Unión combinada frontal y lateral; longitud intermedia.

Triple Unión de un enlace frontal y dos laterales perpendiculares; menor longitud y máxima fuerza. Tipos de solapamiento Frontal (σ) y lateral (π) Enlace σ Solapamiento frontal internuclear Enlace π Solapamiento lateral paralelo Carga formal Criterio de estabilidad de Lewis Resonancia Deslocalización electrónica de pares π Excepciones al octeto Hipovalencia e hipervalencia Octeto incompleto Be (4 e ) y B (6 e ) Octeto expandido Elementos del período 3 en adelante p 1σ 1σ + 1π 1σ + 2π Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 24 Esquema del solapamiento lateral entre orbitales p para originar un enlace π.

COMPRUEBA 44 ¿Por qué un triple enlace no puede estar formado por tres enlaces σ? Cálculo de la carga formal y estabilidad estructural En muchas ocasiones es posible plantear varias estructuras de Lewis válidas para una misma molécula. Para identificar la disposición energéticamente más favorable se emplea la carga formal (FC), que representa la carga aparente asignada a un átomo asumiendo una compartición perfectamente equitativa de los electrones de enlace.

CÁLCULO DE LA CARGA FORMAL La carga formal de cada átomo se determina mediante la expresión: donde es el número de electrones de valencia del átomo libre, representa la cantidad de electrones compartidos (enlazantes) y indica los electrones no compartidos (pares solitarios). Para determinar la estructura preferida se aplican los siguientes criterios fundamentales: ERROR FRECUENTE Un fallo habitual consiste en contar pares en vez de electrones individuales en la fórmula de la carga formal. Si un átomo tiene dos pares solitarios, (no 2).

Asimismo, designa el total de electrones que componen los enlaces en los que participa el átomo; por ello se multiplica por (equivalente a contar directamente el número de rayas de enlace unidas a dicho núcleo). FC = V B 2 1 L V B L Se favorece la estructura con cargas formales más próximas a cero en el mayor número posible de átomos. 1 En caso de coexistir cargas formales no nulas, las densidades de carga negativa deben situarse sobre los átomos con mayor electronegatividad. 2 L = 4 B 2 1 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 25 COMPRUEBA 45 ¿Cuál es la carga formal del nitrógeno si posee un par solitario y forma tres enlaces simples?

Resonancia y deslocalización electrónica Cuando en una molécula o ion poliatómico existe más de una posición factible para situar un enlace múltiple sin variar las posiciones relativas de los núcleos, una sola estructura de Lewis resulta insuficiente. Se recurre entonces a la resonancia: representación mediante dos o más estructuras equivalentes (formas contribuyentes) separadas por una flecha de doble punta ( ). Estructuras de resonancia con deslocalización de carga en el ion nitrato.

El fenómeno subyacente a la resonancia es la deslocalización electrónica: los electrones que integran el sistema π no quedan confinados entre dos núcleos fijos, sino que se distribuyen de forma continua entre tres o más átomos del sistema conjugado. El resultado real es un híbrido de resonancia con orden de enlace fraccionario e idéntica longitud en todos los enlaces equivalentes. PARA RECORDARLO El híbrido de resonancia no es una molécula que oscila alternando enlaces simples y dobles. Del mismo modo que un animal híbrido como la mula no alterna en el tiempo entre caballo y burro, la especie química real presenta permanentemente una estructura intermedia única y homogénea.

Entre los ejemplos canónicos de especies con enlaces deslocalizados destacan: Benceno ( ): anillo de seis carbonos con longitud de enlace intermedia entre simple y doble, fruto de la deslocalización completa de seis electrones π. Ion carbonato ( ): tres estructuras de resonancia equivalentes distribuyen el doble enlace, otorgando una longitud y energía de enlace exactamente idéntica a las tres uniones C-O. Ozono ( ): el enlace doble se deslocaliza entre los dos extremos del enlace O-O, produciendo un orden de enlace neto de 1,5 en ambas conexiones. COMPRUEBA 46 En el ion carbonato (CO ² ), ¿por qué las tres distancias carbono-oxígeno son exactamente iguales en el laboratorio?

C H 6 6 CO 3 2 O 3 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 26 Excepciones a la regla del octeto Aunque la regla del octeto predice con éxito la estructura de muchos compuestos representativos, existen sistemas estables que no completan los ocho electrones de valencia o bien los sobrepasan: Octetos incompletos (hipovalencia): elementos como el berilio (Be) y el boro (B) forman especies estables con 4 y 6 electrones de valencia respectivamente en su capa externa (por ejemplo, en haluros de berilio o de boro), sin necesidad de alcanzar el octeto convencional.

Octetos expandidos (hipervalencia): átomos pertenecientes al tercer período o períodos inferiores pueden rodearse de hasta 10 o 12 electrones (cinco o seis pares electrónicos compartidos). Esto es posible gracias a la disponibilidad de orbitales energéticamente accesibles en su capa de valencia, permitiendo acomodar pares adicionales. IDEAS CLAVE Los enlaces σ provienen de un solapamiento frontal de orbitales, mientras que los π proceden de una superposición lateral. Un enlace simple es , un enlace doble es y un enlace triple es . La carga formal ( ) discrimina la estructura de Lewis más estable priorizando valores próximos a cero y cargas negativas en los átomos más electronegativos.

La resonancia modela la deslocalización de pares π en un único híbrido real con enlaces equivalentes de orden fraccionario. El Be y el B pueden consolidar octetos incompletos (4 y 6 electrones), mientras que elementos a partir del período 3 logran expandir su octeto usando orbitales . COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 47. ¿Cuántos enlaces σ y cuántos enlaces π integran conjuntamente una molécula que contiene dos enlaces simples y un triple enlace? 48. ¿Por qué un átomo de nitrógeno no puede expandir su octeto mientras que uno de fósforo sí puede? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 49. ¿Cómo se constituye un enlace covalente triple entre dos átomos? 50.

¿Qué evalúa la fórmula FC = V - (1/2 B + L) en una estructura molecular? d 1σ 1σ + 1π 1σ + 2π FC = V B 2 1 L d Por dos enlaces σ y un enlace π a) Por tres enlaces de tipo π b) Por un enlace σ y dos enlaces π c) Por tres enlaces de tipo σ d) La energía de disociación a) El estado de oxidación iónico b) El orden del enlace químico c) La carga formal del átomo d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 27 51. ¿Cuál es la naturaleza real de una especie descrita mediante varias formas resonantes? 52. ¿Qué elemento es conocido por formar compuestos estables con solo 6 electrones de valencia?

6 Hibridación de Orbitales Atómicos — Orbitales sp³, sp² y sp en Especies Químicas AL ACABAR SABRÁS Definir el concepto de orbital híbrido y su justificación estructural. Diferenciar la geometría y orientación de los híbridos sp³, sp² y sp en compuestos orgánicos. Determinar el estado de hibridación de un átomo a partir del recuento de dominios electrónicos en su estructura de Lewis. PIÉNSALO ANTES DE LEER 53 ¿Cómo puede el carbono formar cuatro enlaces idénticos en el metano si sus electrones de valencia ocupan subniveles s y p distintos? Concepto y necesidad de la hibridación Los orbitales atómicos puros ( y ) poseen formas y orientaciones fijas en el espacio.

Sin embargo, no permiten justificar las geometrías moleculares reales ni la equivalencia de los enlaces observados experimentalmente en muchas moléculas orgánicas e inorgánicas. DEFINICIÓN Un orbital híbrido surge de la combinación matemática o mezcla de diferentes orbitales atómicos dentro de un mismo átomo para formar un nuevo conjunto de orbitales equivalentes en energía y forma, orientados según la repulsión mínima descrita por el modelo VSEPR (véase «Geometría Molecular — Modelo VSEPR y Polaridad Molecular»).

Para determinar el tipo de orbitales híbridos presentes en un centro atómico, el punto de partida consiste en trazar su estructura de Lewis y contabilizar los dominios electrónicos circundantes (pares de enlace simples, múltiples o pares solitarios). Una mezcla rápida de moléculas aisladas a) Una oscilación continua entre enlaces b) Una molécula que cambia espontáneamente de geometría c) Un híbrido único con densidad deslocalizada d) Fósforo a) Boro b) Carbono c) Azufre d) s p Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 28 COMPRUEBA 54 ¿Por qué se recurre a la hibridación en lugar de emplear únicamente orbitales atómicos puros?

Hibridación sp³: disposición tetraédrica La hibridación se produce cuando se combinan un orbital s y tres orbitales p del mismo nivel energético. Como resultado del proceso, se generan cuatro nuevos orbitales híbridos idénticos y degenerados (con idéntica energía promedio). Diagrama de niveles energéticos en la hibridación sp³ del carbono. Estos cuatro orbitales híbridos se dirigen hacia los vértices de un tetraedro regular, separados por un ángulo de enlace característico de 109,5^ atural.

Cada uno de estos orbitales puede solaparse frontalmente a lo largo del eje internuclear originando enlaces tipo σ (véase «Aspectos Avanzados del Enlace Covalente — Enlaces σ y π, Carga Formal y Resonancia»). Ejemplos representativos de esta disposición son: Metano ( ): el átomo central de carbono posee cuatro dominios de enlace sencillos dirigidos a cuatro átomos de hidrógeno mediante cuatro enlaces σ formados por solapamiento . Etano ( ): ambos átomos de carbono presentan hibridación . El enlace entre los dos carbonos es un enlace σ , mientras que los seis enlaces restantes son σ con los hidrógenos.

COMPRUEBA 55 ¿Cuántos orbitales híbridos genera un átomo con hibridación sp³ y hacia dónde apuntan? sp3 CH 4 sp –s 3 C H 2 6 sp3 sp –sp 3 3 sp –s 3 Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 29 Hibridación sp²: geometría trigonal plana Cuando un átomo combina su orbital con únicamente dos de sus orbitales , da lugar a tres orbitales híbridos . El tercer orbital permanece puro, sin hibridar, situándose perpendicularmente al plano que forman los tres híbridos. Los tres híbridos se distribuyen en un único plano hacia los vértices de un triángulo equilátero, adoptando una separación angular ideal de 120^ atural. El ejemplo paradigmático es el eteno ( ).

Cada carbono cuenta con tres dominios electrónicos alrededor (dos enlaces con hidrógeno y uno doble con el carbono contiguo): Hibridación sp: geometría lineal La hibridación se produce al fusionar un orbital y un orbital . Esta combinación produce dos orbitales híbridos orientados en línea recta con un ángulo de 180^ atural. Los otros dos orbitales originales permanecen puros e inalterados, mutuamente perpendiculares entre sí y respecto al eje lineal formado por los híbridos.

En el etino ( ), cada carbono presenta únicamente dos dominios electrónicos: Un orbital híbrido forma un enlace σ con el átomo de hidrógeno, mientras que el otro híbrido establece un enlace σ coaxial con el carbono vecino. Los dos orbitales no hibridados de cada átomo solapan lateralmente con los del carbono adyacente, originando dos enlaces π independientes y perpendiculares entre sí. De este modo se completa el triple enlace característico del acetileno, constituido globalmente por un enlace σ y dos enlaces π. ERROR FRECUENTE Contar los orbitales que forman enlaces π dentro de la hibridación del átomo.

Los enlaces π siempre se originan por el solapamiento lateral de orbitales puros que no intervinieron en la mezcla híbrida. Para no equivocarte: el número de orbitales híbridos necesarios coincide exclusivamente con el número de dominios electrónicos (o número de enlaces σ más pares solitarios). COMPRUEBA 56 ¿Qué orbitales intervienen en el triple enlace carbono-carbono del etino? s p sp2 p sp2 C H 2 4 Los orbitales híbridos forman el enlace σ carbono-carbono y los dos enlaces σ carbono- hidrógeno de cada centro. 1 sp2 Los orbitales puros restantes, paralelos entre sí, se solapan de manera lateral por encima y por debajo del plano nodal internuclear.

2 p Este solapamiento lateral genera el componente de enlace π del doble enlace característico del alqueno (véase «Aspectos Avanzados del Enlace Covalente — Enlaces σ y π, Carga Formal y Resonancia»).

3 sp s p p C H 2 2 sp p p Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 30 Correlación entre dominios, geometría e hibridación Existe una correspondencia unívoca entre la cantidad de dominios electrónicos en el átomo central, la disposición espacial de los pares electrónicos y el tipo de hibridación adoptada: Dominios electrónicos Geometría electrónica Hibridación Ángulo ideal Ejemplo característico 2 Lineal 180° Etino ( ) 3 Trigonal plana 120° Eteno ( ) 4 Tetraédrica 109,5° Metano ( ), Etano ( ) ESQUEMA Tipos de Hibridación del Carbono IDEAS CLAVE Un orbital híbrido resulta de la mezcla de orbitales atómicos diferentes dentro del mismo átomo para igualar su energía y disposición.

Cuatro dominios electrónicos implican hibridación , disposición tetraédrica y ángulos de 109,5° (metano, etano). Tres dominios determinan hibridación con geometría trigonal plana a 120° y un orbital p puro perpendicular para formar un enlace π (eteno). Dos dominios conllevan hibridación con orientación lineal a 180° y dos orbitales p puros que originan dos enlaces π (etino). Los enlaces π se establecen siempre mediante orbitales p puros no hibridados mediante solapamiento lateral.

sp C H 2 2 sp2 C H 2 4 sp3 CH 4 C H 2 6 sp³ (Tetraédrica) 4 dominios, 109,5°, solo enlaces σ (metano) sp² (Trigonal plana) 3 dominios, 120°, 1 enlace π (eteno) sp (Lineal) 2 dominios, 180°, 2 enlaces π (etino) sp3 sp2 sp Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 31 COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 57. ¿Cuál es la hibridación de cada átomo de carbono en el eteno (C H )? 58. ¿Qué relación existe entre el número de enlaces π formados por un átomo y sus orbitales p no hibridados? Test Rodea la respuesta correcta. Las soluciones están al final. 59. ¿Qué geometría adoptan los orbitales híbridos sp3 en el metano? 60. ¿Cuántos dominios electrónicos rodean a un átomo con hibridación sp²?

61. ¿Qué tipo de enlace forman los orbitales p puros que no se hibridan en el eteno? 62. ¿Cuál es el ángulo de enlace ideal entre los orbitales híbridos sp del etino?

Octaédrica a) Tetraédrica b) Trigonal plana c) Lineal d) Cuatro dominios a) Dos dominios b) Tres dominios c) Un dominio d) Enlace pi lateral a) Enlace de hidrógeno b) Enlace iónico c) Enlace sigma frontal d) 180° a) 109,5° b) 90° c) 120° d) Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 32 7 Formulario Cálculo de Carga Formal y Estabilidad de Lewis Fórmula o procedimiento Significado de los símbolos Cuándo se usa FC: carga formal del átomo; : electrones de valencia del átomo libre; : electrones compartidos en enlaces; : electrones solitarios no enlazantes.

Para determinar la estructura de Lewis más estable (cargas más cercanas a cero y carga negativa en el átomo más electronegativo). Construcción de Lewis: Contar electrones de valencia totales Situar átomo central menos electronegativo Unir mediante enlaces simples Asignar pares libres a terminales y átomo central Convertir pares solitarios en dobles o triples si falta octeto. Regla del octeto general; excepciones: Be (4 e ), B (6 e ), hipervalencia a partir del período 3 (orbitales d disponibles). Al dibujar la representación bidimensional de cualquier especie covalente.

Predicción de Geometría Molecular e Hibridación (VSEPR) Fórmula o procedimiento Significado de los símbolos Cuándo se usa Recuento de dominios: Contar enlaces (simple, doble o triple = 1 dominio) + pares solitarios en átomo central Asignar geometría electrónica e hibridación Deducir geometría molecular según pares enlazantes. 2 dominios: lineal ( , ); 3 dominios: trigonal plana ( , ) o angular; 4 dominios: tetraédrica ( , ), piramidal trigonal o angular. Para determinar la forma espacial 3D de moléculas y los orbitales híbridos del átomo central. Polaridad molecular: Comprobar presencia de enlaces polares ( ) Evaluar simetría espacial Si es apolar; si es polar.

: momento dipolar de cada enlace. Para predecir el momento dipolar neto y la solubilidad de una molécula discreta. FC = V B 2 1 L V B L 180 sp 120 sp2 109,5 sp3 0,4 ΔEN < 1,8 = μ 0 = μ 0 μ Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 33 Fuerzas Intermoleculares y Comparación de Modelos de Enlace Fórmula o procedimiento Significado de los símbolos Cuándo se usa Jerarquía de fuerzas intermoleculares: London < Dipolo-dipolo < Enlace de hidrógeno. London: dipolos instantáneos/inducidos; Dipolo-dipolo: moléculas polares; Enlace de H: unión covalente directa H–F, H–O o H–N. Para justificar diferencias en puntos de fusión, ebullición y volatilidad en sustancias moleculares.

Distinción de tipo de enlace: Metal + No metal Iónico; No metal + No metal Covalente (molecular o red); Metal + Metal Metálico / Aleación. Iónico: iones en red; Covalente simple: moléculas discretas; Covalente gigante: red atómica (diamante, grafito, Si); Metálico: cationes en mar de electrones. Para deducir propiedades mecánicas, térmicas y conductividad eléctrica de cualquier compuesto. Errores típicos Compuestos iónicos: Nunca conducen la electricidad en estado sólido porque los iones están fijos en la celosía cristalina; solo conducen fundidos o disueltos en agua.

Fusión de sustancias moleculares: Al fundir o hervir agua o dióxido de carbono se vencen únicamente fuerzas intermoleculares; los enlaces covalentes intramoleculares no se rompen. Geometría electrónica vs. molecular: No son iguales si existen pares solitarios en el átomo central (por ejemplo, el agua tiene geometría electrónica tetraédrica pero molecular angular). Recuento en hibridación: Los enlaces π se forman mediante orbitales p puros no hibridados; para deducir la hibridación solo se cuentan los dominios electrónicos (enlaces σ y pares solitarios). Enlace Químico y Estructura Molecular: Apuntes y Resumen 34 Soluciones de las preguntas de repaso 1.

En el cristal sólido los iones están bloqueados en posiciones fijas de la red, mientras que al disolverse en agua quedan libres para desplazarse y transportar la corriente eléctrica. 2. El magnesio pierde sus 2 electrones de valencia para alcanzar la configuración estable de gas noble, mientras que el oxígeno capta esos 2 electrones completando su…