Enlace químico y propiedades de las sustancias
Aquí se pide dibujar estructuras de Lewis, deducir la geometría molecular por TRPECV, asignar hibridaciones, razonar la polaridad y relacionar el tipo de enlace y las fuerzas intermoleculares con propiedades observables: punto de fusión, solubilidad y conductividad.
Lewis y carga formal
Se cuentan los electrones de valencia (sumando o restando la carga en iones) y se reparten hasta completar octetos. Carga formal = electrones de valencia − (pares libres + ½ electrones enlazantes); la estructura más estable minimiza las cargas formales y sitúa la negativa sobre el átomo más electronegativo. Hay octeto incompleto (BeCl₂, BF₃) y ampliado (SF₆, PCl₅).
TRPECV
2 pares → lineal; 3 → triangular plana; 4 → tetraédrica; 5 → bipiramidal trigonal; 6 → octaédrica. Los pares libres se colocan en posiciones que minimizan la repulsión: AX₃E da pirámide trigonal (NH₃, 107°) y AX₂E₂ da geometría angular (H₂O, 104,5°), siempre con ángulos menores que el ideal por la mayor repulsión del par libre.
Hibridación
sp (2 regiones, lineal, 180°), sp² (3 regiones, 120°), sp³ (4 regiones, 109,5°). Todo enlace múltiple consta de una sigma y una o dos pi; la pi impide la rotación y permite isomería cis-trans.
Polaridad y fuerzas intermoleculares
Una molécula es polar si la suma vectorial de momentos dipolares no se anula: el CO₂ es apolar pese a tener enlaces polares, y el H₂O es polar. Fuerzas: puente de hidrógeno (H unido a N, O o F) > dipolo-dipolo > dispersión de London. El enlace iónico da redes con puntos de fusión altos, solubilidad en agua y conductividad fundidos o en disolución; el covalente molecular da sustancias blandas y aislantes; el metálico explica la conductividad por electrones deslocalizados.
Ejemplo resuelto
NH₃: 5 + 3 = 8 electrones de valencia, tres pares enlazantes y uno libre sobre el nitrógeno. TRPECV AX₃E → pirámide trigonal, ángulo ≈ 107° (menor que 109,5° por la repulsión del par libre), hibridación sp³ del N. El momento dipolar resultante no se anula, luego es polar y forma puentes de hidrógeno, lo que explica su punto de ebullición muy superior al del CH₄ apolar de masa parecida.
Errores que restan puntos
- Contar mal los electrones al formar iones o colocar el par libre en el átomo equivocado.
- Confundir geometría electrónica con geometría molecular (el H₂O es angular, no tetraédrica).
- Situar el puente de hidrógeno dentro de la molécula, cuando es una interacción entre moléculas.
- Justificar la solubilidad sin aludir a polaridad ni a las interacciones con el agua.