Enlace químico y propiedades de las sustancias
Aquí el examen pide relacionar el tipo de enlace (iónico, covalente o metálico), la geometría molecular y las fuerzas intermoleculares con propiedades observables: puntos de fusión y ebullición, solubilidad, conductividad eléctrica y dureza. Es frecuente la pregunta de razonar por qué dos sustancias con enlaces parecidos se comportan de forma muy distinta.
Enlace iónico
Se produce por transferencia de electrones entre un metal muy electropositivo y un no metal. La energía reticular mide la fortaleza de la red: aumenta con las cargas de los iones y disminuye con el tamaño de estos. Las reglas de Fajans explican el carácter covalente creciente cuando el catión es pequeño y muy cargado. Estos compuestos son sólidos cristalinos, frágiles, de punto de fusión alto y conducen la corriente fundidos o disueltos, nunca en estado sólido.
Enlace covalente y geometría
Se dibuja la estructura de Lewis y se aplica la TRPECV: los pares de electrones, enlazantes y no enlazantes, se repelen y se separan al máximo. Dos direcciones → lineal; tres → triangular plana; cuatro → tetraédrica. Con pares libres, la geometría molecular cambia: 2 enlaces + 1 par libre → angular; 3 enlaces + 1 par libre → pirámide trigonal; 2 enlaces + 2 pares libres → angular. La hibridación asociada es sp, sp² y sp³.
Polaridad y fuerzas intermoleculares
El momento dipolar es una magnitud vectorial. Una molécula con enlaces polares puede ser apolar si los vectores se anulan por simetría (CO₂, CCl₄, BF₃). Los puentes de hidrógeno exigen H unido a N, O o F y explican los puntos de ebullición anómalamente altos de H₂O, NH₃ y HF. Las fuerzas de London crecen con la masa molar y la polarizabilidad.
Ejemplo resuelto
Justifica que el CO₂ sea apolar pese a tener enlaces C=O y que el H₂O tenga un punto de ebullición muy superior al del H₂S. En el CO₂ el carbono central tiene dos direcciones de electrones, geometría lineal, y los dos dipolos C=O son iguales y opuestos: se cancelan y la molécula es apolar. En el H₂O el oxígeno presenta dos enlaces y dos pares libres, geometría angular, los dipolos no se anulan y además se forman puentes de hidrógeno. El H₂S solo tiene dipolo-dipolo y London, mucho más débiles, de ahí su ebullición de −60 °C frente a 100 °C.
Errores que cuestan puntos
Confundir la geometría de los pares de electrones con la geometría molecular; olvidar los pares libres al predecir ángulos; deducir que enlace polar implica molécula polar; atribuir puentes de hidrógeno a HCl o H₂S; decir que un sólido iónico conduce por iones sin fundir.