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Química · 2.º de Bachillerato · PAU

Lewis, RPECV, polaridad y fuerzas intermoleculares

Cómo se dibuja una estructura de Lewis con enlaces múltiples, qué forma toma la molécula, cuándo es polar y qué fuerzas hay entre moléculas. Y cómo usarlo para justificar puntos de ebullición, estados y solubilidades en la PAU. Lee y juega con cada figura.

  • 17 min de lectura
  • 7 figuras interactivas
  • 3 ejercicios resueltos
¡lee y juega!

Para explicar las propiedades de una sustancia molecular, seguirás esta cadena:

Electrones de valencia → estructura de Lewis → geometría → polaridad → fuerzas intermoleculares → propiedades.

Cada paso te da información para el siguiente:

  • Lewis indica cómo se unen los átomos y dónde hay pares de electrones no enlazantes.
  • La RPECV permite deducir la forma de la molécula a partir de estos enlaces y pares.
  • La geometría y la electronegatividad permiten decidir si la molécula es polar.
  • Las fuerzas entre moléculas ayudan a explicar el punto de ebullición, la solubilidad y el estado físico.

La idea central es esta: no basta con saber qué enlaces tiene una molécula; también debes saber cómo están orientados.

Antes de empezar…

Misma fórmula: ¿por qué uno es líquido y el otro, gas?

El etanol y el dimetil éter tienen exactamente los mismos átomos: C₂H₆O, 46 g/mol. Pero a temperatura ambiente el etanol es líquido, y el dimetil éter es un gas que hierve a −25 °C.

La diferencia no es la masa ni los átomos: es cómo están unidos. La estructura de Lewis decide la forma; la forma, si la molécula es polar; y todo junto, qué fuerzas hay entre moléculas. Esta cadena es lo que trabajarás en este tema.

Mira el vídeo y después calienta los vasos: compara el agua con el metano, y el etanol con el metoximetano, otro nombre del dimetil éter.

Míralo en 40 segundos

Ahora pruébalo tú:

Puntos de fusión y de ebullición reales a 1 atm. Las moléculas están dibujadas en plano y muy ampliadas.

01

Estructuras de Lewis con enlaces múltiples e iones

Una estructura de Lewis representa los electrones de valencia:

  • Una raya entre dos átomos representa un par de electrones compartido.
  • Un enlace simple contiene 2 electrones; uno doble, 4; y uno triple, 6.
  • Un par no enlazante, también llamado par libre, pertenece a un átomo y no forma ningún enlace.

Cómo construir una estructura de Lewis

1. Cuenta todos los electrones de valencia.

Para los elementos que encontrarás con más frecuencia:

Elemento Electrones de valencia
H 1
C 4
N 5
O 6
F, Cl, Br, I 7

Si la especie es un ion:

  • Añade un electrón por cada carga negativa.
  • Resta un electrón por cada carga positiva.

Por ejemplo, en el nitrato, NO3−\mathrm{NO_3^-}, el número total de electrones de valencia, NeN_e, es:

Ne=5+3⋅6+1=24 N_e=5+3\cdot 6+1=24

La carga negativa significa que el ion tiene un electrón más que el conjunto de átomos neutros.

2. Elige el átomo central y une los átomos con enlaces simples.

Habitualmente, el átomo central es el menos electronegativo, con una excepción importante: el hidrógeno no es central, porque solo puede formar un enlace.

3. Completa la capa de los átomos terminales.

En los casos habituales, busca:

  • 2 electrones alrededor del H: regla del dueto.
  • 8 electrones alrededor de los demás átomos: regla del octeto.

4. Coloca los electrones que queden en el átomo central.

5. Si el átomo central no llega al octeto, forma enlaces múltiples.

Para hacerlo, convierte un par libre de un átomo vecino en un par compartido. No añades electrones: redistribuyes los que ya tienes.

6. Comprueba el recuento y las cargas formales.

En un ion, representa el conjunto entre corchetes e indica su carga global.

El octeto no es una regla universal. El H sigue el dueto; el B puede quedarse con seis electrones, como en BF3\mathrm{BF_3}; y algunos átomos del tercer periodo y posteriores pueden presentar estructuras de Lewis con más de ocho electrones alrededor. El C, el N y el O no pueden superar el octeto.

¿Qué es la carga formal?

La carga formal es una herramienta de recuento que supone que los electrones de cada enlace se reparten a partes iguales entre los dos átomos.

CF=V−ENE−EE2 \boxed{ CF=V-E_{\mathrm{NE}}-\frac{E_{\mathrm{E}}}{2} }

Donde:

  • VV: electrones de valencia del átomo neutro.
  • ENEE_{\mathrm{NE}}: electrones de sus pares libres.
  • EEE_{\mathrm{E}}: electrones de todos sus enlaces.

La suma de las cargas formales debe ser igual a la carga global de la especie, qq, expresada en unidades de carga elemental:

∑CF=q \sum CF=q

En una molécula neutra, q=0q=0. En un ion, qq es el número con signo que indica su carga; por ejemplo, q=−1q=-1 para el nitrato.

Para elegir entre estructuras posibles, en general prefieres las que:

  • Respetan el dueto y el octeto cuando corresponde.
  • Presentan cargas formales pequeñas y poca separación de cargas.
  • Sitúan las cargas negativas en los átomos más electronegativos.

La carga formal no es la carga parcial real. Una molécula puede tener todas las cargas formales iguales a cero y, a la vez, tener enlaces polares.

Ejemplo resuelto: dióxido de carbono, CO2\mathrm{CO_2}

Recuento de electrones:

4+2⋅6=16 4+2\cdot6=16

Empiezas con el esqueleto O−C−O\mathrm{O-C-O}. Los dos enlaces simples consumen 4 electrones. Si colocas los 12 restantes en los oxígenos, los oxígenos completan el octeto, pero el carbono solo queda rodeado de 4 electrones.

Como el carbono no cumple el octeto, conviertes un par libre de cada oxígeno en un enlace adicional.

La estructura final es:

O=C=O \mathrm{O=C=O}

Cada oxígeno tiene dos pares libres y el carbono no tiene ninguno.

Cargas formales:

CF(C)=4−0−82=0 CF(C)=4-0-\frac{8}{2}=0
CF(O)=6−4−42=0 CF(O)=6-4-\frac{4}{2}=0

El recuento es correcto: 8 electrones en los dos enlaces dobles y 8 en los pares libres.

Ejemplo resuelto: cianuro de hidrógeno, HCN\mathrm{HCN}

Recuento de electrones:

1+4+5=10 1+4+5=10

El esqueleto es H−C−N\mathrm{H-C-N}. Para que el C y el N completen el octeto sin superar los 10 electrones disponibles, se necesita un enlace triple:

H−C≡N: \mathrm{H-C\equiv N:}

Los dos puntos indican un par libre en el nitrógeno.

  • Enlace H–C: 2 electrones.
  • Enlace C≡N: 6 electrones.
  • Par libre del N: 2 electrones.

Total: 10 electrones.

Las cargas formales son:

CF(H)=1−0−1=0 CF(H)=1-0-1=0
CF(C)=4−0−4=0 CF(C)=4-0-4=0
CF(N)=5−2−3=0 CF(N)=5-2-3=0

Ejemplo resuelto: ion nitrato, NO3−\mathrm{NO_3^-}

Tienes 24 electrones de valencia.

Una estructura válida tiene el N central con:

  • Un enlace doble con un O.
  • Dos enlaces simples con los otros dos O.
  • Ningún par libre en el N.

El oxígeno con enlace doble tiene dos pares libres. Cada oxígeno con enlace simple tiene tres.

Las cargas formales son:

Átomo Cálculo Carga formal
N 5−0−45-0-4 +1+1
O con enlace doble 6−4−26-4-2 00
Cada O con enlace simple 6−6−16-6-1 −1-1

La suma es:

+1+0−1−1=−1 +1+0-1-1=-1

Por tanto, coincide con la carga del ion.

¿Por qué hay resonancia?

Puedes situar el enlace doble con cualquiera de los tres oxígenos. Esto da tres estructuras de resonancia equivalentes.

La realidad no es que el ion cambie continuamente de un dibujo a otro. Los electrones están deslocalizados, y ningún dibujo de Lewis, por sí solo, representa toda la estructura.

Consecuencia: los tres enlaces N–O reales son equivalentes y tienen una longitud intermedia entre la de un enlace simple y la de uno doble.

02

RPECV: de Lewis a la forma de la molécula

La repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, o RPECV, parte de esta idea:

Las regiones con electrones alrededor de un átomo se repelen; por eso, se orientan de manera que queden tan separadas como sea posible.

¿Qué debes contar?

Cuenta las regiones electrónicas alrededor del átomo central:

  • Un enlace simple es una región.
  • Un enlace doble es una región.
  • Un enlace triple es una región.
  • Cada par libre es una región.

Un enlace múltiple contiene más electrones, pero ocupa una sola dirección alrededor del átomo central.

Geometría electrónica y geometría molecular

Geometría electrónica: describe la disposición de todas las regiones electrónicas, incluidos los pares libres.

Geometría molecular: describe solo la disposición de los átomos.

Por tanto, si el átomo central tiene pares libres, las dos geometrías pueden ser diferentes.

La notación AXmEnAX_mE_n te ayuda a clasificarlas:

  • AA: átomo central.
  • XX: átomo unido al átomo central.
  • EE: par libre del átomo central.

Geometrías más habituales

Regiones electrónicas Tipo Geometría electrónica Geometría molecular Ángulos orientativos
2 AX2AX_2 Lineal Lineal 180∘180^\circ
3 AX3AX_3 Trigonal plana Trigonal plana 120∘120^\circ
3 AX2EAX_2E Trigonal plana Angular Generalmente <120∘<120^\circ
4 AX4AX_4 Tetraédrica Tetraédrica 109,5∘109,5^\circ
4 AX3EAX_3E Tetraédrica Piramidal trigonal Generalmente <109,5∘<109,5^\circ
4 AX2E2AX_2E_2 Tetraédrica Angular Generalmente <109,5∘<109,5^\circ
5 AX5AX_5 Bipirámide trigonal Bipirámide trigonal 90∘90^\circ, 120∘120^\circ y 180∘180^\circ
6 AX6AX_6 Octaédrica Octaédrica 90∘90^\circ y 180∘180^\circ

Los ángulos ideales pueden variar. Los pares libres suelen repeler con más intensidad que los pares enlazantes; por eso, suelen reducir los ángulos entre los enlaces. Los enlaces múltiples también pueden modificar los ángulos.

Ejemplos resueltos de geometría

CO2\mathrm{CO_2}

El C tiene dos enlaces dobles y ningún par libre:

2 regiones⇒AX2 2\text{ regiones}\Rightarrow AX_2
  • Geometría electrónica: lineal.
  • Geometría molecular: lineal.
  • Ángulo O–C–O: 180∘180^\circ.

NH3\mathrm{NH_3}

El N tiene tres enlaces N–H y un par libre:

4 regiones⇒AX3E 4\text{ regiones}\Rightarrow AX_3E
  • Geometría electrónica: tetraédrica.
  • Geometría molecular: piramidal trigonal.
  • Ángulo H–N–H: aproximadamente 107∘107^\circ.

Causa y consecuencia: el par libre ejerce una repulsión mayor y aproxima las direcciones de los enlaces; por eso, el ángulo es inferior a 109,5∘109,5^\circ.

H2O\mathrm{H_2O}

El O tiene dos enlaces O–H y dos pares libres:

4 regiones⇒AX2E2 4\text{ regiones}\Rightarrow AX_2E_2
  • Geometría electrónica: tetraédrica.
  • Geometría molecular: angular.
  • Ángulo H–O–H: aproximadamente 104,5∘104,5^\circ.

En este caso, los dos pares libres contribuyen a reducir el ángulo aún más.

NO3−\mathrm{NO_3^-}

El N está unido a tres O y no tiene pares libres:

3 regiones⇒AX3 3\text{ regiones}\Rightarrow AX_3

La geometría es trigonal plana, con ángulos O–N–O de 120∘120^\circ. La resonancia hace que los tres enlaces sean equivalentes.

03

Polaridad: los dipolos se suman como vectores

Polaridad de un enlace

Si dos átomos tienen electronegatividades diferentes, no atraen los electrones compartidos con la misma intensidad.

Como el átomo más electronegativo atrae más los electrones:

  • Adquiere una carga parcial negativa, δ−\delta^-.
  • El otro adquiere una carga parcial positiva, δ+\delta^+.

Esto origina un dipolo de enlace. En los esquemas químicos, la flecha del dipolo apunta hacia el átomo más electronegativo.

Polaridad de toda la molécula

Para decidir si una molécula es polar, debes combinar:

  1. Los dipolos de los enlaces.
  2. La geometría molecular.
μ⃗=∑iμ⃗i \boxed{\vec{\mu}=\sum_i \vec{\mu}_i}

Aquí μ⃗\vec{\mu} es el momento dipolar molecular y cada μ⃗i\vec{\mu}_i representa un dipolo de enlace en este modelo.

  • Si los dipolos se cancelan, la molécula es apolar.
  • Si no se cancelan, la molécula es polar.

Tener enlaces polares no implica necesariamente tener una molécula polar.

Ejemplos resueltos

CO2\mathrm{CO_2}: enlaces polares, molécula apolar

El O es más electronegativo que el C. Por tanto, cada dipolo C=O apunta hacia el oxígeno.

Pero la molécula es lineal:

O←C→O \mathrm{O\leftarrow C\rightarrow O}

Como los dos dipolos son iguales y tienen sentidos opuestos, se cancelan. El momento dipolar total es cero y el CO2\mathrm{CO_2} es apolar.

H2O\mathrm{H_2O}: molécula polar

Los dipolos O–H apuntan hacia el oxígeno. Como la molécula es angular, no tienen sentidos opuestos y no se cancelan.

Por eso, el agua tiene un momento dipolar total distinto de cero.

CH4\mathrm{CH_4} y CH3Cl\mathrm{CH_3Cl}

  • En el CH4\mathrm{CH_4}, los cuatro enlaces equivalentes se orientan simétricamente en un tetraedro. Los dipolos se cancelan: es apolar.
  • En el CH3Cl\mathrm{CH_3Cl}, el C–Cl no es equivalente a los C–H. La suma de los dipolos no es cero: es polar.

Así pues, una geometría tetraédrica no garantiza que la molécula sea apolar: también importa qué átomos ocupan sus posiciones.

HCN\mathrm{HCN}: lineal pero polar

Los extremos de la molécula son diferentes, H y N. Por tanto, la forma lineal no produce una cancelación de los dipolos. El HCN es polar.

No confundas carga global y polaridad. Un ion tiene carga eléctrica neta. No debes tratarlo como una molécula neutra cuando explicas sus interacciones: por ejemplo, en agua puede presentar interacciones ion–dipolo.

04

Fuerzas intermoleculares: ¿qué mantiene juntas las moléculas?

Hay que separar dos niveles:

  • Enlaces intramoleculares: unen los átomos dentro de una molécula.
  • Fuerzas intermoleculares: actúan entre moléculas.

Cuando una sustancia molecular hierve, se separan las moléculas; normalmente no se rompen sus enlaces covalentes. Por ejemplo, el vapor de agua sigue formado por moléculas H2O\mathrm{H_2O}.

Fuerzas de dispersión de London

Están presentes en todas las moléculas, tanto polares como apolares.

Los electrones se mueven y su distribución puede ser momentáneamente desigual. Esto crea un dipolo instantáneo que puede inducir un dipolo en una molécula vecina.

En general, la dispersión aumenta cuando:

  • La nube electrónica es más polarizable, es decir, se deforma más fácilmente.
  • Hay más superficie de contacto entre las moléculas.

Dentro de una familia de sustancias similares, tener más electrones y una nube más extensa suele aumentar la dispersión.

Ejemplo: el I2\mathrm{I_2} tiene una nube electrónica más polarizable que el Cl2\mathrm{Cl_2}. Por eso, las atracciones entre moléculas de yodo son más intensas.

Interacciones dipolo–dipolo

Aparecen entre moléculas polares.

La zona parcialmente positiva de una molécula puede atraer la zona parcialmente negativa de otra.

Consecuencia: si comparas moléculas de tamaño y forma similares, estas interacciones pueden hacer que la sustancia polar tenga un punto de ebullición más alto.

Recuerda que una sustancia polar presenta dispersión e interacciones dipolo–dipolo, no solo dipolo–dipolo.

Enlaces de hidrógeno

En los casos habituales de Bachillerato, se forman cuando:

  • Un H está unido directamente a N, O o F.
  • Este H interacciona con un par libre adecuado de N, O o F de otra molécula.

La primera molécula dona el enlace de hidrógeno y la segunda lo acepta.

Ejemplos:

  • Agua, H2O\mathrm{H_2O}.
  • Amoniaco, NH3\mathrm{NH_3}.
  • Fluoruro de hidrógeno, HF\mathrm{HF}.
  • Alcoholes, porque tienen el grupo −OH\mathrm{-OH}.

No basta con tener H y O en una misma molécula. Es necesario que el H esté directamente unido a O, N o F para que pueda actuar como donador.

Por ejemplo, un éter tiene un O con pares libres, pero no tiene enlaces O–H. Puede aceptar enlaces de hidrógeno del agua, pero no puede formar una red de enlaces de hidrógeno entre sus propias moléculas.

Tipo de molécula Interacciones habituales entre sus moléculas
Apolar Dispersión
Polar sin grupo donador de enlace de hidrógeno Dispersión y dipolo–dipolo
Con grupo donador y grupo aceptor adecuados Dispersión, dipolo–dipolo y enlaces de hidrógeno

Esta tabla sirve para identificar las interacciones. No es una regla automática para ordenar todos los puntos de ebullición: también cuentan el tamaño, la forma y la polarizabilidad.

05

Cómo justificar el punto de ebullición y el estado físico

Punto de ebullición

Un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala la presión externa.

Si las atracciones entre moléculas son más intensas, cuesta más que las moléculas pasen al gas. Por eso, en general, se necesita una temperatura más alta para que el líquido hierva.

Para comparar sustancias:

  1. Identifica todas las fuerzas intermoleculares.
  2. Compara el tamaño y la polarizabilidad.
  3. Considera la forma y la superficie de contacto.
  4. Haz la comparación a la misma presión.

Ejemplo resuelto: etanol y dimetil éter

Ambos tienen fórmula molecular C2H6O\mathrm{C_2H_6O} y masa molar aproximada de 46 g mol−146\ \mathrm{g\,mol^{-1}}.

  • Etanol: CH3CH2OH\mathrm{CH_3CH_2OH}.
  • Dimetil éter: CH3OCH3\mathrm{CH_3OCH_3}.

Ambos son polares y presentan dispersión e interacciones dipolo–dipolo.

La diferencia decisiva es el grupo O–H:

  • El etanol puede formar enlaces de hidrógeno entre sus moléculas.
  • El dimetil éter no tiene H unido a O y no puede hacerlo.

Como el etanol presenta estas atracciones adicionales, se necesita más energía para separar sus moléculas y tiene un punto de ebullición mucho más alto.

A una atmósfera, aproximadamente:

  • Etanol: 78 ∘C78\,^\circ\mathrm{C}.
  • Dimetil éter: −25 ∘C-25\,^\circ\mathrm{C}.

Estado físico

Para determinar el estado físico, compara la temperatura considerada con los puntos de fusión y de ebullición, a la presión indicada:

  • Por debajo del punto de fusión: sólido.
  • Entre el punto de fusión y el de ebullición: líquido.
  • Por encima del punto de ebullición: gas.

Ejemplo: a unos 25 ∘C25\,^\circ\mathrm{C} y una atmósfera, el cloro es gas, el bromo es líquido y el yodo es sólido. Los tres están formados por moléculas diatómicas apolares, pero la polarizabilidad aumenta de Cl2\mathrm{Cl_2} a I2\mathrm{I_2}. Esto refuerza la dispersión y contribuye a explicar las diferencias.

Para el punto de fusión, también es importante cómo se ordenan las moléculas en el cristal. Por eso, las comparaciones pueden ser menos regulares que las de puntos de ebullición.

06

Cómo justificar la solubilidad

La regla «lo semejante disuelve a lo semejante» es útil como primera orientación:

  • Los disolventes polares suelen favorecer la disolución de sustancias polares.
  • Los disolventes apolares suelen favorecer la disolución de sustancias apolares.

Pero en la PAU debes explicar qué interacciones se forman.

Disolver una sustancia implica:

  1. Separar parte de sus partículas.
  2. Separar parte de las partículas del disolvente.
  3. Formar interacciones nuevas entre soluto y disolvente.

Si las nuevas interacciones compensan suficientemente las que se han separado, la disolución resulta favorecida. El aumento de desorden al mezclar también influye; por eso, la polaridad no es el único factor.

Ejemplo resuelto: etanol y hexano en agua

Etanol

El grupo −OH\mathrm{-OH} puede formar enlaces de hidrógeno con el agua. Como la parte hidrocarbonada es pequeña, la interacción con el agua es favorable.

Consecuencia: el etanol y el agua son miscibles, es decir, se mezclan en cualquier proporción.

Hexano, C6H14\mathrm{C_6H_{14}}

Es apolar y no puede formar enlaces de hidrógeno con el agua. Las interacciones hexano–agua no compensan suficientemente la separación de moléculas de agua que se atraen intensamente entre sí.

Consecuencia: el hexano tiene una solubilidad muy baja en agua.

En los alcoholes, si aumenta la longitud de la cadena hidrocarbonada, aumenta la parte apolar y, en general, disminuye la solubilidad en agua.

Ejemplo resuelto: un éter en agua

Un éter no forma enlaces de hidrógeno entre sus propias moléculas, pero su oxígeno puede aceptar enlaces de hidrógeno del agua.

Por tanto, no formar enlaces de hidrógeno en la sustancia pura no significa que no pueda formarlos con un disolvente. La solubilidad concreta también dependerá del tamaño de la parte apolar.

07

Ejemplo integrado de tipo PAU: metanal y metanol

Considera:

  • Metanal: H2CO\mathrm{H_2CO}.
  • Metanol: CH3OH\mathrm{CH_3OH}.

Estructura de Lewis

Metanal

Ne=2⋅1+4+6=12 N_e=2\cdot1+4+6=12

La estructura tiene dos enlaces C–H y un enlace C=O. El O tiene dos pares libres. Todas las cargas formales son cero.

Metanol

Ne=4⋅1+4+6=14 N_e=4\cdot1+4+6=14

La estructura es CH3−O−H\mathrm{CH_3-O-H}, con enlaces simples. El O tiene dos pares libres. Todas las cargas formales son cero.

Geometría

Metanal: alrededor del C hay tres regiones electrónicas y ningún par libre. Por eso, la disposición alrededor del C es trigonal plana, con ángulos próximos a 120∘120^\circ.

Metanol:

  • Alrededor del C hay cuatro enlaces: geometría tetraédrica.
  • Alrededor del O hay dos enlaces y dos pares libres: geometría electrónica tetraédrica y disposición angular de los átomos C–O–H.

En una molécula con varios átomos centrales, analizas la geometría alrededor de cada uno, no asignas necesariamente una única forma a toda la molécula.

Polaridad y fuerzas intermoleculares

Ambos son polares porque los dipolos de sus enlaces no se cancelan.

  • Metanal: dispersión y dipolo–dipolo. No tiene H unido a O y, por tanto, no puede donar enlaces de hidrógeno.
  • Metanol: dispersión, dipolo–dipolo y enlaces de hidrógeno entre sus moléculas.

Comparación del punto de ebullición

Las masas molares son similares: aproximadamente 30 y 32 g mol−132\ \mathrm{g\,mol^{-1}}.

Como el metanol puede formar enlaces de hidrógeno y el metanal no, las atracciones entre moléculas de metanol son más intensas. Por eso, el metanol tiene un punto de ebullición más alto.

A una atmósfera:

  • Metanal: aproximadamente −19 ∘C-19\,^\circ\mathrm{C}.
  • Metanol: aproximadamente 65 ∘C65\,^\circ\mathrm{C}.

A unos 25 ∘C25\,^\circ\mathrm{C}, esto explica que el metanal sea gas y el metanol sea líquido.

08

¿Qué debe quedar claro en una respuesta de PAU?

Una buena justificación conecta los datos con la conclusión. Evita respuestas como «hierve a una temperatura más alta porque tiene fuerzas más fuertes» sin identificarlas.

Puedes seguir este esquema:

La sustancia tiene esta estructura y esta geometría. Por eso, los dipolos se cancelan o no se cancelan. En consecuencia, presenta estas fuerzas intermoleculares. Al compararlas con las de la otra sustancia, y teniendo en cuenta el tamaño y la forma, se deduce esta propiedad.

Antes de dar una respuesta por terminada, comprueba:

  • Lewis: ¿has contado los electrones, ajustado la carga y comprobado las cargas formales?
  • RPECV: ¿has contado regiones electrónicas, no el número total de pares dentro de los enlaces múltiples?
  • Geometría: ¿has distinguido la geometría electrónica de la molecular?
  • Polaridad: ¿has sumado los dipolos teniendo en cuenta la forma?
  • Fuerzas: ¿has incluido la dispersión y comprobado si puede haber enlaces de hidrógeno?
  • Propiedades: ¿has explicado la causa concreta de la diferencia, sin confundir fuerzas intermoleculares con enlaces covalentes?

La clave es mantener toda la cadena de razonamiento: estructura → forma → polaridad → interacciones → propiedades.

Practica

Ponte a prueba

Tres ejercicios resueltos paso a paso, de menor a mayor dificultad. Inténtalos antes de abrir la solución; si te atascas, abre las pistas de una en una.

Básico

1Geometría electrónica y geometría molecular

Considera CH4\mathrm{CH_4}, NH3\mathrm{NH_3}, H2O\mathrm{H_2O}, CO2\mathrm{CO_2} y BF3\mathrm{BF_3}.

  1. a
    Representa las estructuras de Lewis. En el BF3\mathrm{BF_3}, utiliza tres enlaces simples B–F y señala la excepción al octeto.
  1. b
    Para cada molécula, indica:
  • Número de regiones electrónicas alrededor del átomo central.
  • Número de pares libres del átomo central.
  • Notación AXmEnAX_mE_n.
  • Geometría electrónica.
  • Geometría molecular.
  • Ángulo de enlace aproximado.
  1. c
    Explica por qué NH3\mathrm{NH_3} y H2O\mathrm{H_2O} no tienen geometría molecular tetraédrica, a pesar de tener cuatro regiones electrónicas.
  1. d
    Justifica el orden de los ángulos:
∠H−O−H<∠H−N−H<∠H−C−H \angle\mathrm{H-O-H}<\angle\mathrm{H-N-H}<\angle\mathrm{H-C-H}
Pista 1

Un enlace múltiple cuenta como una región electrónica.

Pista 2

La geometría electrónica incluye los pares libres; la molecular solo describe los átomos.

Pista 3

Con cuatro regiones electrónicas, la geometría electrónica es tetraédrica.

Pista 4

Los pares libres suelen reducir los ángulos entre enlaces. Recuerda los valores aproximados 109,5∘109,5^\circ, 107∘107^\circ y 104,5∘104,5^\circ.

Muestra la solución

a) Lewis

Molécula Electrones totales Enlaces y pares libres centrales
CH4\mathrm{CH_4} 8 Cuatro C–H; ningún par libre en el C
NH3\mathrm{NH_3} 8 Tres N–H; un par libre en el N
H2O\mathrm{H_2O} 8 Dos O–H; dos pares libres en el O
CO2\mathrm{CO_2} 16 Dos C=O; ningún par libre en el C
BF3\mathrm{BF_3} 24 Tres B–F; ningún par libre en el B

En CO2\mathrm{CO_2}, cada O tiene dos pares libres. En BF3\mathrm{BF_3}, cada F tiene tres.

El B del BF3\mathrm{BF_3} queda rodeado de seis electrones: es una excepción habitual al octeto.

b) RPECV

Molécula Regiones Pares libres centrales Tipo Geometría electrónica Geometría molecular Ángulo
CH4\mathrm{CH_4} 4 0 AX4AX_4 Tetraédrica Tetraédrica 109,5∘109,5^\circ
NH3\mathrm{NH_3} 4 1 AX3EAX_3E Tetraédrica Piramidal trigonal 107∘107^\circ
H2O\mathrm{H_2O} 4 2 AX2E2AX_2E_2 Tetraédrica Angular 104,5∘104,5^\circ
CO2\mathrm{CO_2} 2 0 AX2AX_2 Lineal Lineal 180∘180^\circ
BF3\mathrm{BF_3} 3 0 AX3AX_3 Trigonal plana Trigonal plana 120∘120^\circ

c) Diferencia entre las geometrías

En NH3\mathrm{NH_3} y H2O\mathrm{H_2O}, las cuatro regiones electrónicas se orientan aproximadamente como las direcciones de un tetraedro.

Pero una o dos regiones corresponden a pares libres, no a átomos. Como la geometría molecular solo considera los átomos, resulta piramidal en el amoniaco y angular en el agua.

d) Orden de los ángulos

Los pares libres suelen ejercer una repulsión más intensa que las regiones enlazantes. Esto comprime los ángulos entre enlaces.

En estos tres casos:

104,5∘<107∘<109,5∘ 104,5^\circ<107^\circ<109,5^\circ

El agua tiene dos pares libres centrales; el amoniaco, uno; y el metano, ninguno.

Intermedio

2Identificar las fuerzas intermoleculares

Considera las siguientes sustancias moleculares:

CH4, HCl, NH3,CH3OH, CH3OCH3, CH3COCH3 \begin{aligned} &\mathrm{CH_4,\ HCl,\ NH_3,}\\ &\mathrm{CH_3OH,\ CH_3OCH_3,\ CH_3COCH_3} \end{aligned}

Las tres últimas son metanol, dimetil éter y propanona, respectivamente. La propanona también se llama acetona.

  1. a
    Dibuja las estructuras de Lewis de metanol, dimetil éter y propanona.
  1. b
    Para cada una de las seis sustancias, indica si presenta, entre sus propias moléculas:
  • Dispersión de London.
  • Interacciones dipolo–dipolo.
  • Enlaces de hidrógeno.
  1. c
    Identifica cuáles pueden donar y cuáles pueden aceptar enlaces de hidrógeno cuando se mezclan con agua.
  1. d
    Representa un enlace de hidrógeno entre dos moléculas de metanol. Distínguelo del enlace covalente O–H.
  1. e
    Explica por qué el dimetil éter puede formar enlaces de hidrógeno con el agua, pero no entre sus propias moléculas.
Pista 1

Todas las sustancias moleculares presentan dispersión.

Pista 2

Para donar un enlace de hidrógeno, busca H unido directamente a N, O o F.

Pista 3

Para aceptarlo, busca un par libre adecuado. El O de los éteres y del grupo C=O puede aceptarlo.

Pista 4

En el metanol, dibuja O−H⋯O\mathrm{O-H\cdots O}: la línea continua es covalente y los puntos representan el enlace de hidrógeno.

Muestra la solución

a) Lewis

  • Metanol: CH3−O−H\mathrm{CH_3-O-H}, con dos pares libres en el O. Total: 14 electrones.
  • Dimetil éter: CH3−O−CH3\mathrm{CH_3-O-CH_3}, con dos pares libres en el O. Total: 20 electrones.
  • Propanona: CH3−C(=O)−CH3\mathrm{CH_3-C(=O)-CH_3}, con dos pares libres en el O. Total:
    3⋅4+6+6=24 3\cdot4+6+6=24

b) Fuerzas entre moléculas de la sustancia pura

Sustancia Dispersión Dipolo–dipolo Enlaces de hidrógeno
CH4\mathrm{CH_4} Sí No No
HCl Sí Sí No
NH3\mathrm{NH_3} Sí Sí Sí
Metanol Sí Sí Sí
Dimetil éter Sí Sí No
Propanona Sí Sí No

La dispersión está presente en todas. El metano es apolar; las demás moléculas son polares.

En el nivel de este tema, no se considera que HCl forme enlaces de hidrógeno del tipo característico de N–H, O–H o F–H.

c) Donadores y aceptores en agua

Sustancia ¿Puede donar enlaces de hidrógeno? ¿Puede aceptarlos?
CH4\mathrm{CH_4} No No
HCl No, según el criterio habitual del tema No, según este mismo criterio
NH3\mathrm{NH_3} Sí, mediante N–H Sí, en el par libre del N
Metanol Sí, mediante O–H Sí, en el O
Dimetil éter No Sí, en el O
Propanona No Sí, en el O del carbonilo

Esta clasificación se refiere a la capacidad de formar enlaces de hidrógeno. No describe las reacciones ácido–base que HCl o amoniaco pueden experimentar en agua.

d) Enlace de hidrógeno entre metanoles

CH3−O−H⋯O(H)−CH3 \mathrm{CH_3-O-H\cdots O(H)-CH_3}
  • O–H: enlace covalente dentro de una molécula.
  • H···O: enlace de hidrógeno entre las dos moléculas.

e) Dimetil éter

Su O tiene pares libres y puede aceptar un enlace de hidrógeno de un H del agua.

Pero no tiene ningún H unido a O, N o F. Como no puede actuar como donador, dos moléculas de dimetil éter no forman entre sí estos enlaces de hidrógeno.

Tipo PAU

3Tipo PAU: de las moléculas a las propiedades

Se comparan cuatro sustancias:

Sustancia Fórmula estructural abreviada Masa molar aproximada
Propano CH3CH2CH3\mathrm{CH_3CH_2CH_3} 44 g mol−144\ \mathrm{g\,mol^{-1}}
Dimetil éter CH3OCH3\mathrm{CH_3OCH_3} 46 g mol−146\ \mathrm{g\,mol^{-1}}
Pentano CH3CH2CH2CH2CH3\mathrm{CH_3CH_2CH_2CH_2CH_3} 72 g mol−172\ \mathrm{g\,mol^{-1}}
Etanol CH3CH2OH\mathrm{CH_3CH_2OH} 46 g mol−146\ \mathrm{g\,mol^{-1}}
  1. a
    Representa las estructuras de Lewis del dimetil éter y del etanol. Cuenta los electrones de valencia y comprueba las cargas formales.
  1. b
    Indica la geometría electrónica y la disposición de los átomos alrededor del oxígeno en cada una de las dos moléculas.
  1. c
    Clasifica las cuatro moléculas como polares o apolares e identifica las fuerzas intermoleculares de cada sustancia pura.
  1. d
    Asigna a cada sustancia uno de los siguientes puntos de ebullición, a una atmósfera:
−42 ∘C,−25 ∘C,36 ∘C,78 ∘C -42\,^\circ\mathrm{C},\quad -25\,^\circ\mathrm{C},\quad 36\,^\circ\mathrm{C},\quad 78\,^\circ\mathrm{C}

Justifica las asignaciones. Explica, en particular, por qué una molécula apolar puede tener un punto de ebullición superior al de una molécula polar.

  1. e
    Indica qué sustancias son gases y cuáles son líquidos a 20 ∘C20\,^\circ\mathrm{C} y una atmósfera. Supón que los puntos de fusión de las cuatro son inferiores a esta temperatura.
  1. f
    Compara la interacción del etanol y del pentano con el agua. Explica también si el dimetil éter puede formar enlaces de hidrógeno con el agua, aunque no los forme entre sus propias moléculas.
Pista 1

Etanol y dimetil éter tienen 20 electrones de valencia y la misma masa molar.

Pista 2

Los dos oxígenos tienen dos enlaces y dos pares libres.

Pista 3

Compara primero propano con dimetil éter; después propano con pentano; finalmente, busca la sustancia que forma enlaces de hidrógeno.

Pista 4

No uses una escala automática «apolar < polar < enlace de hidrógeno»: el tamaño y la polarizabilidad también cuentan.

Muestra la solución

a) Lewis

Tanto el dimetil éter como el etanol tienen fórmula C2H6O\mathrm{C_2H_6O}:

2⋅4+6⋅1+6=20 2\cdot4+6\cdot1+6=20

Dimetil éter

CH3−O−CH3 \mathrm{CH_3-O-CH_3}

Etanol

CH3−CH2−O−H \mathrm{CH_3-CH_2-O-H}

En ambos, el O tiene dos pares libres.

Hay ocho enlaces simples, que contienen 16 electrones, y dos pares libres en el O, que contienen 4. El recuento de los enlaces del esqueleto es:

  • Dimetil éter: seis C–H y dos C–O, es decir, ocho enlaces.
  • Etanol: cinco C–H, un C–C, un C–O y un O–H, también ocho enlaces.

Por tanto, el recuento correcto es:

8⋅2+4=20 8\cdot2+4=20

El total correcto para ambas moléculas es 20 electrones de valencia.

Las cargas formales son:

CF(C)=4−0−4=0 CF(C)=4-0-4=0
CF(H)=1−0−1=0 CF(H)=1-0-1=0
CF(O)=6−4−2=0 CF(O)=6-4-2=0

b) Geometría alrededor del O

En ambos casos hay dos enlaces y dos pares libres:

AX2E2 AX_2E_2
  • Geometría electrónica: tetraédrica.
  • Disposición de los átomos unidos al O: angular.

En el dimetil éter es angular la disposición C–O–C; en el etanol, C–O–H. Los ángulos reales dependen de los átomos unidos al O y no se deben identificar automáticamente con el del agua.

c) Polaridad y fuerzas

Sustancia Polaridad Fuerzas entre sus moléculas
Propano Apolar Dispersión
Dimetil éter Polar Dispersión y dipolo–dipolo
Pentano Apolar Dispersión
Etanol Polar Dispersión, dipolo–dipolo y enlaces de hidrógeno

El dimetil éter es polar porque la disposición angular C–O–C impide la cancelación de los dipolos C–O. En el etanol, los dipolos tampoco se cancelan.

Propano y pentano se consideran apolares: sus enlaces C–H son poco polares y no originan un momento dipolar molecular importante.

d) Asignación de los puntos de ebullición

Sustancia Punto de ebullición
Propano −42 ∘C-42\,^\circ\mathrm{C}
Dimetil éter −25 ∘C-25\,^\circ\mathrm{C}
Pentano 36 ∘C36\,^\circ\mathrm{C}
Etanol 78 ∘C78\,^\circ\mathrm{C}

Propano y dimetil éter: tienen masas molares semejantes. El éter presenta dipolo–dipolo, además de dispersión. Esto ayuda a explicar que hierva a una temperatura superior.

Propano y pentano: ambos son apolares, pero el pentano tiene una nube electrónica más grande y más polarizable, y más superficie de contacto. Por eso presenta dispersión más intensa y hierve a una temperatura más alta.

Pentano y dimetil éter: el pentano es apolar, pero su tamaño y polarizabilidad hacen que sus atracciones de dispersión sean lo bastante intensas para darle un punto de ebullición superior al del éter.

Etanol y dimetil éter: tienen la misma masa molar, pero el etanol forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas. Por eso tiene el punto de ebullición más alto.

La conclusión es importante: una molécula polar no siempre hierve a más temperatura que cualquier molécula apolar. Hay que comparar también el tamaño, la polarizabilidad y la forma.

e) Estado a 20 ∘C20\,^\circ\mathrm{C}

  • Propano: gas, porque 20>−4220>-42.
  • Dimetil éter: gas, porque 20>−2520>-25.
  • Pentano: líquido, porque 20<3620<36 y el punto de fusión es inferior a 20 ∘C20\,^\circ\mathrm{C}.
  • Etanol: líquido, porque 20<7820<78 y el punto de fusión es inferior a 20 ∘C20\,^\circ\mathrm{C}.

f) Interacciones con el agua

El etanol puede donar y aceptar enlaces de hidrógeno con el agua. Esto favorece la mezcla y explica que sean miscibles.

El pentano es apolar y no forma estos enlaces. Como las interacciones pentano–agua no compensan lo suficiente la alteración de las interacciones entre moléculas de agua, su solubilidad es muy baja.

El dimetil éter tiene pares libres en el O y puede aceptar un enlace de hidrógeno:

(CH3)2O⋯H−O−H \mathrm{(CH_3)_2O\cdots H-O-H}

Por tanto, puede formar enlaces de hidrógeno con el agua aunque no los forme entre sus propias moléculas.