Enlace químico y fuerzas intermoleculares: Lewis, geometría, hibridación y polaridad
Este bloque de la PAU evalúa la predicción del tipo de enlace, la construcción de estructuras de Lewis, la geometría molecular mediante TRPECV, la hibridación, la polaridad y la relación entre estructura y propiedades de sólidos iónicos, covalentes, metálicos y moleculares.
Tipos de enlace y sólidos
- Iónico: transferencia de electrones y red cristalina; puntos de fusión altos, frágil, conduce fundido o disuelto.
- Covalente molecular: puntos de fusión bajos y fuerzas intermoleculares débiles; covalente cristalino (diamante, SiO₂): muy duro y aislante.
- Metálico: electrones deslocalizados; conduce en estado sólido, es dúctil y maleable.
Lewis y geometría
Se cuentan los electrones de valencia sumando cargas en aniones y restándolas en cationes. Se dibuja el esqueleto, se completan octetos y se comprueban cargas formales. La TRPECV asigna la geometría según pares enlazantes y libres: AX₂ lineal, AX₃ trigonal plana, AX₄ tetraédrica, AX₃E piramidal, AX₂E₂ angular. La hibridación acompaña a la geometría: sp lineal, sp² trigonal plana, sp³ tetraédrica. El octeto ampliado solo es admisible en elementos del periodo 3 o superior (S, P, Cl), nunca en C, N, O o F.
Polaridad
Una molécula con enlaces polares es polar solo si la geometría no cancela los dipolos. El CO₂ tiene enlaces polares pero es apolar por simetría lineal; el H₂O es polar por su geometría angular.
Ejemplo resuelto
SO₂: electrones de valencia = 6 + 2·6 = 18. El S central queda unido a un O por doble enlace y a otro por enlace simple, con un par libre sobre el azufre; existen dos estructuras resonantes. La TRPECV da AX₂E, geometría angular (≈119°) e hibridación sp² del S. Los dipolos S–O no se anulan, luego la molécula es polar.
Errores que cuestan puntos
- Asignar octeto ampliado a N, O, C o F.
- No restar electrones al construir el catión o no sumarlos en el anión.
- Confundir geometría electrónica con geometría molecular: el par libre ocupa espacio pero no es un átomo.
- Afirmar que toda molécula con enlaces polares es polar.
- Ignorar que la resonancia deslocaliza electrones y estabiliza la molécula.