Enlace químico y fuerzas intermoleculares
El bloque de enlace y fuerzas intermoleculares conecta la estructura electrónica con propiedades macroscópicas como punto de fusión, solubilidad y conductividad. Se evalúa identificar el tipo de enlace, aplicar Lewis y VSEPR, predecir geometría y polaridad, ordenar fuerzas intermoleculares y justificar propiedades.
Enlace y geometría
El enlace iónico implica transferencia de electrones y forma una red cristalina con energías de red altas; conduce fundido o disuelto, no en sólido. El covalente se basa en compartición de electrones; en Lewis se cuentan electrones de valencia y se completan octetos. VSEPR minimiza repulsiones: dos pares lineales, tres triangulares planos y cuatro tetraédricos; los pares libres reducen ángulos. El enlace metálico describe cationes en un mar de electrones y explica conductividad y ductilidad. La polaridad molecular no depende solo de enlaces polares, sino de la geometría: CO2 y CCl4 tienen enlaces polares pero son no polares.
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas de London existen en todas las moléculas y aumentan con masa y polarizabilidad. Las dipolo-dipolo aparecen en moléculas polares. El puente de hidrógeno requiere H unido a N, O o F. Las fuerzas ion-dipolo aparecen en disoluciones iónicas. Son mucho más débiles que los enlaces covalentes o iónicos.
Ejemplo resuelto
Justifica la geometría y polaridad de NH3 y BF3. NH3: el N tiene cinco electrones de valencia, forma tres enlaces y conserva un par libre; son cuatro pares, geometría electrónica tetraédrica y molecular piramidal trigonal. Los dipolos N−H no se cancelan, así que la molécula es polar y forma puentes de hidrógeno. BF3: el B tiene tres electrones y forma tres enlaces sin pares libres; geometría triangular plana y dipolos B−F que se cancelan, molécula no polar. Por eso el NH3 tiene un punto de ebullición mucho mayor.
Trampas
Afirmar que todo enlace polar genera una molécula polar. Usar puente de hidrógeno cuando el H está unido a C o S. Decir que los compuestos iónicos conducen en estado sólido. Olvidar que un par libre cambia la geometría molecular aunque no la electrónica. Comparar la fuerza de un enlace covalente con fuerzas intermoleculares sin atender a su escala.