Tipos de enlace químico: resumen

Descubre todo sobre el enlace químico en nuestro post de la serie para la selectividad de química. Aquí te contamos exactamente lo que necesitas saber para dominar este tema. Te daremos los mejores trucos para resolver ejercicios tipo, te mostraremos los errores más comunes y responderemos a esas preguntas que siempre surgen con el enlace químico. Estamos más que acostumbradas a resolver estas dudas y queremos que las interiorices y asimiles completamente. ¡Vamos a por ello!

Tenemos 3 tipos de enlace que vamos a tratar de manera resumida y esquemática:

Enlace iónico y energía reticular

• Entre metal + no metal (elementos de distinta electronegatividad).
• Se da por transferencia electrónica.
• Se forman iones de signo opuesto que se atraen por fuerzas electrostáticas.
• Forman una red cristalina altamente ordenada.

Ejemplo: cualquiera de las combinaciones de elementos de los grupos 1 y 2 (excepto H y Be, que forman enlaces covalentes) con no metales: NaCl, CaO, MgF₂…

Para predecir algunas propiedades, como la solubilidad o la fuerza del enlace, es fundamental conocer la energía reticular (U_r).

La energía reticular es la energía desprendida (negativa) cuando se forma un mol de compuesto iónico a partir de los iones en estado gaseoso.

• U_r aumenta a mayor carga iónica.
• U_r aumenta a menor radio iónico.

A mayor U_r, mayor estabilidad del cristal y mayor energía desprendida en su formación. Por tanto:

• A mayor U_r, mayor punto de fusión y de ebullición.
• A menor U_r, mayor solubilidad.

Para calcular la U_r debes realizar el ciclo de Born-Haber. ¿No sabes cómo? En este ejercicio de examen resuelto te lo explicamos.

Practica: ordena los compuestos por su energía reticular

La energía reticular (U_r) de un compuesto iónico es proporcional a Z₁ · Z₂ / d₀: crece con la carga de los iones y es mayor cuanto más pequeños son (menor distancia entre ellos). Por eso el MgO tiene una U_r mucho mayor que el NaCl, y el LiF, mayor que el KF. A mayor U_r, más estable es el cristal y más alto su punto de fusión.

Ponlo a prueba: ordena cada serie de mayor a menor energía reticular, como en los ejercicios de examen.

Enlace covalente y estructuras de Lewis: ejercicios resueltos

• Entre no metal + no metal (elementos de electronegatividad parecida).
• Se da por compartición de electrones.
• Puede ser simple, doble o triple.

Ejemplo: el enlace entre los átomos de hidrógeno (H) y oxígeno (O) en el agua (H₂O) es covalente.

Consejos y trucos para dibujar la estructura de Lewis

Utiliza la siguiente fórmula para calcular los pares enlazantes y los pares libres:

Excepciones:

• Átomos hipovalentes: 2 para el H, 4 para el Be y 6 para el B, en compuestos como el BH₃ y el BCl₃.
• Átomos hipervalentes: pueden superar el octeto los elementos a partir del tercer periodo, por ejemplo el P con 10 (PCl₅) y el S con 12 (SF₆).

Reglas para escribir la estructura de Lewis:

1. El átomo central es el más electropositivo.
2. Los halógenos (F, Cl, Br, I) y el H son átomos terminales (nunca centrales) y no forman dobles ni triples enlaces. Excepciones en moléculas como ClO₃⁻, ClF₃ e ICl₂⁺.
3. Coloca el átomo central con sus e⁻ de valencia y rodéalo con los átomos periféricos con sus e⁻ de valencia.
4. Asigna los enlaces. Si faltan enlaces para los átomos periféricos, puede haber dobles o triples enlaces.
5. Cumple la regla del octeto: 8 e⁻ alrededor de cada átomo (excepto el H, con 2) y ten en cuenta los átomos hipo e hipervalentes.
6. Ajusta los e⁻ según la carga: quita un e⁻ por cada carga + y añade un e⁻ por cada carga −. Pon la molécula entre corchetes señalando la carga.

Aquí tienes un esquema con 21 estructuras de Lewis complejas que podrían aparecer en los exámenes de selectividad y PCE.

Otras estructuras de Lewis difíciles en las que aparecen halógenos: ClF₃ e ICl₂⁺

Ejercicios de estructuras de Lewis resueltos: practica con la calculadora

Para dibujar una estructura de Lewis sin perderte, calcula cuatro números: n (electrones para el octeto), v (electrones de valencia), c = n − v (electrones compartidos, y c/2 son los enlaces) y s = v − c (electrones solitarios, y s/2 son los pares libres).

Practica con estos ejercicios de estructuras de Lewis resueltos: CO₂, CH₄, NH₃, H₂O, BCl₃, HCN y SO₂. Cuando aciertes, se dibuja la estructura; si te atascas, puedes ver la solución paso a paso. Es una muestra del laboratorio de nuestra aula virtual, donde tienes muchas más moléculas e iones para practicar.

Geometría molecular (TRPEV): tabla y trucos

Para dominar la geometría molecular, es esencial comenzar con una base sólida en la tabla periódica. Aquí te explicamos cómo hacerlo paso a paso:

• Esquematiza la tabla periódica: dibuja una versión simplificada de la tabla periódica en un borrador. Utilízala para anotar los elementos que te den en los ejercicios y conocer sus electrones de valencia.
• Memoriza los elementos clave: conoce la posición, el nombre y el símbolo de los elementos representativos. Así identificarás rápidamente los electrones de valencia de cada átomo, cruciales en la formación de enlaces. Te dejamos una tabla de ejemplo.

Tabla de electrones de valencia de los elementos representativos

• Relación entre grupos y geometría molecular: es fundamental entender que los elementos del mismo grupo de la tabla periódica, como el oxígeno y el azufre, generan moléculas con las mismas geometrías. Por ejemplo, tanto el agua (H₂O) como el sulfuro de hidrógeno (H₂S) tienen la misma geometría molecular. Esta similitud se extiende a otras moléculas: los halógenos, como el cloro en el Cl₂O, tienden a ser átomos terminales y no forman enlaces múltiples, lo que da estructuras predecibles. Comprender estas relaciones te permitirá prever la geometría de nuevas moléculas a partir de su composición.
• Determinación de la geometría molecular: observa con cuidado el átomo central, así como los átomos y los pares de electrones libres que tiene alrededor. Por ejemplo, el trifluoruro de boro (BF₃), que se clasifica como AB₃E₀, adopta una geometría trigonal plana, porque los pares electrónicos buscan maximizar la distancia entre sí y se sitúan a 120°. Es fundamental que te familiarices con los nombres de las geometrías más comunes y que entiendas el concepto de dominios electrónicos, porque definen la disposición de los electrones alrededor del átomo central y son objeto de preguntas de examen.

Te dejamos una tabla resumen para que te las aprendas.

Laboratorio: construye la geometría molecular

La geometría molecular se deduce con la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPEV): cuenta los dominios electrónicos del átomo central (enlaces y pares libres) y colócalos lo más lejos posible. Con 2 dominios la molécula es lineal; con 3, triangular plana, y con 4, tetraédrica. Pero los pares libres no se ven en la forma y cierran el ángulo: por eso el NH₃ es una pirámide trigonal (107°) y el H₂O es angular (104,5°).

Pruébalo tú: elige los dominios y los pares libres, y gira la molécula para verla en 3D. Es una muestra del laboratorio de nuestra aula virtual, donde tienes muchas más moléculas para practicar.

Polaridad de las moléculas

¿La molécula es polar o apolar? Suma los momentos dipolares

Un enlace es polar cuando une átomos de distinta electronegatividad, pero eso no basta para que la molécula sea polar: hay que sumar los momentos dipolares de todos sus enlaces. Si la molécula es simétrica (el átomo central no tiene pares libres y todos los átomos que lo rodean son iguales), los momentos se anulan y la molécula es apolar, como el CO₂, el BF₃ o el CCl₄. Si es asimétrica, como el H₂O, el NH₃ o el CHCl₃, el momento dipolar total no es cero y la molécula es polar.

Recorre el esquema respondiendo a las preguntas y después compruébalo: pon los vectores uno detrás de otro y mira si vuelves al punto de partida. Es una muestra del laboratorio de nuestra aula virtual.

Fuerzas intermoleculares

Tipos de fuerzas intermoleculares y cómo reconocerlas

Dentro de cada molécula los átomos están unidos por enlaces covalentes, muy fuertes. Entre unas moléculas y otras actúan las fuerzas intermoleculares, mucho más débiles: son las que hay que vencer para fundir o hervir una sustancia molecular. Hay tres tipos:

• Fuerzas de London (dipolo instantáneo – dipolo inducido): están en todas las moléculas y son las únicas en las apolares (H₂, Cl₂, CH₄, CO₂). Crecen con la masa molecular.
• Fuerzas dipolo – dipolo: entre moléculas polares, como el HCl o el H₂S.
• Puentes de hidrógeno: entre moléculas con un H unido directamente a F, O o N (H₂O, NH₃, HF). Son las más fuertes y explican que el agua hierva a 100 °C.

Para saber cuál hay, hazte dos preguntas: ¿la molécula es polar? y ¿tiene algún H unido a F, O o N? Practica con el laboratorio, que tiene las trampas típicas de examen. Es una muestra del laboratorio de nuestra aula virtual.

Enlace metálico

• Se origina entre metales.
• Los metales tienen baja energía de ionización y orbitales vacíos y accesibles.
• Los átomos se ionizan y se quedan cargados positivamente.
• Los electrones deslocalizados se mueven libremente alrededor de los cationes y funcionan como un pegamento electrostático.

Propiedades de los enlaces químicos

Esta tabla resume las propiedades de las sustancias según su tipo de enlace. Es muy útil para responder las preguntas teóricas del examen.

Detective de sustancias: ¿iónica, covalente, molecular o metálica?

Las propiedades de los enlaces químicos te dicen qué tipo de sustancia tienes delante. Las iónicas (NaCl, KCl, MgO) son duras pero frágiles y solo conducen fundidas o disueltas. Las redes covalentes (diamante, SiO₂) son muy duras, funden a temperaturas altísimas y no conducen, salvo el grafito. Las sustancias moleculares (CO₂, I₂, NH₃) tienen puntos de fusión bajos y no conducen. Y las metálicas (Na, Al, oro) conducen, brillan y se deforman sin romperse.

Como en los ejercicios de examen: di qué tipo de sustancia es cada una y qué hay que romper para fundirla.

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Cómo preparar el enlace químico para el examen

Lo más importante, una vez comprendida la teoría, es practicar con ejemplos de examen. Aquí tienes la lista de reproducción con los exámenes de enlace de la PAU resueltos en vídeo y la página con los exámenes de Química de las PCE resueltos. Y no olvides la tabla de propiedades según el tipo de enlace, muy útil para las preguntas teóricas.

Consejos para sacar un 10 en enlace químico

Son los errores que más vemos corrigiendo exámenes de enlace. Si los evitas, tienes la mitad del trabajo hecho.

1. Cuenta la carga en v. En los iones, suma un electrón por cada carga negativa y resta uno por cada carga positiva, y pon la estructura entre corchetes con la carga.
2. Revisa las excepciones al octeto antes de calcular n: H (2), Be (4) y B (6) se quedan cortos; P, S, Cl o I pueden superarlo.
3. Los halógenos y el H van fuera. Son terminales salvo excepciones como ClO₃⁻, ClF₃ o ICl₂⁺, donde el halógeno es el átomo central.
4. La geometría se nombra por los átomos, no por los pares. El agua tiene 4 dominios (geometría electrónica tetraédrica), pero su geometría molecular es angular.
5. Enlaces polares no implican molécula polar. Si la molécula es simétrica, los momentos dipolares se anulan: el CO₂, el BF₃ y el CCl₄ son apolares.
6. Puentes de hidrógeno solo con H–F, H–O o H–N. El H tiene que estar unido directamente a uno de esos átomos: el H₂CO y el CH₃–O–CH₃ no forman puentes de hidrógeno entre sus moléculas.
7. En los hidruros, cuidado con el HF. Del HCl al HI el punto de ebullición sube porque aumentan las fuerzas de London, pero el HF hierve a mayor temperatura que todos ellos por los puentes de hidrógeno.
8. Para comparar U_r, primero la carga y después el tamaño. Y mira los dos iones: el KF tiene mayor U_r que el NaCl porque el F⁻ es mucho más pequeño que el Cl⁻.
9. Los compuestos iónicos no son moléculas. No hables de su geometría ni de su momento dipolar: su solubilidad y su punto de fusión se justifican con la U_r.
10. Justifica siempre. «El MgO tiene mayor punto de fusión» no puntúa si no explicas por qué: cargas, tamaño, U_r o tipo de fuerzas.

Preguntas frecuentes sobre enlace químico