Apuntes · QuímicaES · Selectividad

Enlace químico y fuerzas intermoleculares

Este tema explica por qué los átomos se unen y cómo el tipo de enlace —covalente, iónico o metálico— y las fuerzas que actúan entre las moléculas determinan las propiedades macroscópicas de las sustancias (puntos de fusión y ebullición, solubilidad, conductividad y dureza). Pertenece al Bloque A del currículo de Química de 2.º de Bachillerato (LOMLOE) y es un contenido plenamente evaluable en la fase de acceso de la Selectividad/PAU, donde se exige justificar geometrías por RPECV, predecir polaridades, manejar el ciclo de Born-Haber y razonar tendencias de propiedades a partir de las fuerzas intermoleculares.

5seccionesca. 23min de lectura3competenciasNivelBásico 1 · Estándar 3 · Profundización 1Revisado · 06/2026

T·0333 / 11

Perfil de examen

CE.2 · Adoptar los modelos y leyes de la química aceptados (Lewis, RPECV, enlace de valencia, hibridación, ciclo de Born-Haber, teoría de bandas) como base para estudiar las propiedades de las sustancias.CE.1 · Comprender, describir y aplicar los fundamentos del enlace químico atendiendo a los fenómenos que describen (geometría, polaridad, fuerzas intermoleculares) y a su base experimental.CE.3 · Utilizar con corrección los códigos del lenguaje químico: estructuras de Lewis, notación de hibridación, ecuaciones termoquímicas del ciclo de Born-Haber y unidades de energía.

Operadores:explicajustificarazonapredicecalculainterpretarelacionacomparadeducerepresenta

nivel básico

Como materia de modalidad, todo el tema es exigible: hay que dominar Lewis, RPECV, polaridad y las fuerzas intermoleculares para razonar propiedades en la fase de acceso de la PAU.

nivel avanzado

Para una preparación de sobresaliente conviene profundizar en la hibridación (sp, sp2, sp3) ligada a la geometría, el cálculo completo del ciclo de Born-Haber y la teoría de bandas (conductores, semiconductores y aislantes).

Profundidad

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Inhalt · 5 secciones

Enlace químico y fuerzas intermoleculares

Panorama del enlace químico: por qué y cómo se unen los átomos#

BasisBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · Los tipos de enlace y la energía implicada en su formación

Los átomos se enlazan porque al hacerlo el sistema alcanza un estado de menor energía y, por tanto, de mayor estabilidad: la formación de un enlace es siempre un proceso exotérmico, mientras que romperlo exige aportar energía. La curva de energía potencial frente a la distancia internuclear (Fig. 1) resume esta idea: al acercarse dos átomos la energía disminuye hasta un mínimo —que define la distancia de enlace y la energía de enlace— y vuelve a subir si se les obliga a aproximarse más, por la repulsión entre núcleos y entre nubes electrónicas.

Curva de energía potencial frente a la distancia internuclear

La tendencia que gobierna el enlace es la regla del octeto: los átomos comparten, ceden o captan electrones para parecerse al gas noble más próximo, es decir, para completar ocho electrones en su capa de valencia (dos en el caso del hidrógeno y el helio). Es una regla útil y muy predictiva, pero no universal: hay especies con octeto incompleto (BF3, BeCl2), con número impar de electrones (NO) o con octeto expandido en elementos del tercer periodo en adelante (SF6, PCl5), donde participan orbitales d.

Existen tres modelos extremos de enlace, que se distinguen por cómo se reparten los electrones de valencia. En el enlace covalente los electrones se comparten entre átomos no metálicos de electronegatividad parecida; en el enlace iónico se transfieren electrones de un metal a un no metal, formándose cationes y aniones que se atraen electrostáticamente; y en el enlace metálico los cationes quedan inmersos en una nube de electrones deslocalizados (Fig. 2). La diferencia de electronegatividad es el criterio orientativo: pequeña para el covalente apolar, intermedia para el covalente polar y grande (de forma aproximada, mayor de 1,7-2) para el iónico.

Los tres modelos de enlace según el reparto de electrones

El enlace, además, es un puente entre la estructura microscópica y las propiedades macroscópicas: el tipo de enlace y la intensidad de las fuerzas presentes explican directamente la dureza, los puntos de fusión y ebullición, la solubilidad y la conductividad eléctrica. Por eso este tema es la clave para razonar, y no memorizar, el comportamiento de las sustancias —el objetivo último de la competencia CE.2 en la Selectividad.

E_{enlace} = E(\text{átomos separados}) - E(\text{molécula})

Energía de enlace

Energía liberada al formarse el enlace (igual a la requerida para romperlo). Cuanto mayor es, más fuerte y estable es el enlace.

Ejemplo resuelto

Clasificación del tipo de enlace

Razona qué tipo de enlace presentan las sustancias NaF, I2 y Cu, sabiendo que las electronegatividades de Pauling aproximadas son: Na 0,9; F 4,0; I 2,7; Cu 1,9.

Naturaleza de los elementos
Na es un metal y F un no metal muy electronegativo; I es un no metal; Cu es un metal de transición. La naturaleza orienta ya el modelo de enlace.
Diferencia de electronegatividad en NaF
ΔEN = 4,0 − 0,9 = 3,1, una diferencia muy grande. Hay transferencia electrónica del Na al F: enlace iónico.
Diferencia de electronegatividad en I2
ΔEN = 2,7 − 2,7 = 0. Dos átomos idénticos comparten electrones por igual: enlace covalente apolar.
Caso del cobre
El cobre es un metal: sus átomos aportan electrones de valencia a una nube común que los mantiene unidos como cationes: enlace metálico.

Resultado: NaF presenta enlace iónico (ΔEN = 3,1), I2 enlace covalente apolar (ΔEN = 0) y Cu enlace metálico.

Errores frecuentes

Confundir estabilidad con energía: el estado más estable es el de MENOR energía (mínimo de la curva), no el de mayor.
Aplicar la regla del octeto de forma rígida, olvidando las excepciones (octeto incompleto en B y Be, octeto expandido en P, S, etc.).

Repaso activo

Indica el tipo de enlace predominante (iónico, covalente o metálico) en cada una de las siguientes sustancias y justifícalo a partir de la posición de los elementos en la tabla periódica y de su diferencia de electronegatividad: KBr, Cl2, HCl, Fe y SiO2.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Enlace covalente: Lewis, RPECV, enlace de valencia, hibridación y geometría#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · El enlace covalente: modelos de Lewis, RPECV/VSEPR, teoría de enlace de valencia e hibridación; geometría molecular

Galería de geometrías moleculares según RPECV

El enlace covalente consiste en compartir uno o más pares de electrones entre dos átomos. La herramienta más sencilla para describirlo es la estructura de Lewis: se cuentan los electrones de valencia totales, se distribuyen formando enlaces (pares enlazantes) y pares solitarios, y se comprueba que cada átomo —salvo H— alcance el octeto. Cuando un mismo conjunto de átomos admite varias estructuras de Lewis equivalentes (por ejemplo, en el ion nitrato o en el ozono), la molécula real es un híbrido de resonancia, intermedio entre todas ellas.

Para predecir la forma de la molécula se usa la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV o VSEPR). Su idea central es que los pares de electrones alrededor del átomo central —enlazantes y solitarios— se sitúan lo más lejos posible para minimizar la repulsión. Contando el número de regiones de densidad electrónica se deduce la geometría (Fig. 1): 2 regiones dan geometría lineal (180°), 3 trigonal plana (120°), 4 tetraédrica (109,5°), 5 bipirámide trigonal y 6 octaédrica. Los pares solitarios repelen más que los enlazantes, por lo que cierran los ángulos: el agua (2 pares solitarios) es angular con ~104,5° y el amoniaco (1 par solitario) es piramidal con ~107°.

La teoría de enlace de valencia profundiza en el origen del enlace: este se forma por solapamiento de orbitales atómicos semiocupados. El solapamiento frontal a lo largo del eje internuclear genera un enlace sigma (σ), fuerte y con simetría cilíndrica; el solapamiento lateral de orbitales p paralelos genera un enlace pi (π). Así, un enlace sencillo es un σ; un doble enlace es un σ más un π; y un triple enlace es un σ más dos π. Esto explica por qué los dobles y triples enlaces son más cortos y fuertes que los sencillos e impiden el giro libre.

La hibridación reconcilia la geometría observada con los orbitales atómicos disponibles: el átomo central combina orbitales s y p para formar orbitales híbridos equivalentes orientados según la geometría. Dos regiones electrónicas implican hibridación sp (lineal, como en el BeCl2 o el etino); tres regiones, sp2 (trigonal plana, como en el BF3 o el eteno); y cuatro regiones, sp3 (tetraédrica, como en el metano, el amoniaco o el agua, donde los pares solitarios también ocupan híbridos). En las moléculas con enlaces múltiples, los orbitales p no hibridados son los que forman los enlaces π.

\text{N.º regiones} = \text{pares enlazantes} + \text{pares solitarios (átomo central)}

Conteo RPECV

Un enlace múltiple cuenta como UNA sola región de densidad electrónica a efectos de geometría.

Solapamiento de orbitales: enlace sigma y enlace pi

Ejemplo resuelto

Lewis, RPECV e hibridación del amoniaco

Para la molécula de amoniaco (NH3): a) escribe su estructura de Lewis; b) deduce su geometría molecular y el ángulo de enlace aproximado mediante la teoría RPECV; c) indica la hibridación del átomo de nitrógeno.

Electrones de valencia
N aporta 5 y cada H aporta 1, en total 5 + 3·1 = 8 electrones de valencia, es decir, 4 pares.
Estructura de Lewis
El N forma tres enlaces N–H (3 pares enlazantes) y le queda 1 par solitario, completando el octeto del nitrógeno.
Conteo de regiones (RPECV)
Hay 4 regiones de densidad electrónica alrededor del N: 3 enlazantes + 1 solitaria. La disposición de los pares es tetraédrica.
Geometría molecular y ángulo
Como una de las cuatro regiones es un par solitario (que repele más), la MOLÉCULA es piramidal trigonal y el ángulo H–N–H se cierra desde 109,5° hasta unos 107°.
Hibridación
Cuatro regiones electrónicas requieren cuatro orbitales híbridos equivalentes: el nitrógeno presenta hibridación sp3 (tres híbridos forman los enlaces y uno aloja el par solitario).

Resultado: El NH3 tiene geometría piramidal trigonal, ángulo H–N–H ≈ 107° y el nitrógeno presenta hibridación sp3.

Errores frecuentes

Olvidar los pares solitarios del átomo central al aplicar RPECV: son los que convierten una geometría tetraédrica de pares en una molécula angular o piramidal.
Confundir la geometría de los pares electrónicos con la geometría molecular (la de los átomos): en el H2O los pares se disponen tetraédricamente, pero la MOLÉCULA es angular.

Repaso activo

Para las moléculas CO2, NH3 y CH2O (metanal): a) escribe su estructura de Lewis; b) deduce su geometría molecular y el ángulo de enlace aproximado por RPECV; c) indica la hibridación del átomo central y el número de enlaces σ y π de cada molécula.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Polaridad del enlace y de la molécula; propiedades de las sustancias covalentes#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · La polaridad del enlace y de la molécula; propiedades de las sustancias covalentes (moleculares y atómicas)

Suma vectorial de dipolos: CO2 apolar frente a H2O polar

Un enlace covalente es polar cuando los dos átomos enlazados tienen distinta electronegatividad: el par compartido se desplaza hacia el átomo más electronegativo, que adquiere una carga parcial negativa (δ−), mientras el otro queda con carga parcial positiva (δ+). Se forma así un dipolo de enlace, que se describe con un momento dipolar, una magnitud vectorial que apunta del polo positivo al negativo y cuyo módulo crece con la diferencia de electronegatividad y con la distancia de enlace. Si los dos átomos son iguales (Cl2, N2), el enlace es covalente apolar.

La polaridad de la MOLÉCULA, sin embargo, no depende solo de los enlaces, sino también de su geometría, porque el momento dipolar total es la suma VECTORIAL de los dipolos de enlace (Fig. 1). Una molécula con enlaces polares puede ser globalmente apolar si su geometría es simétrica y los dipolos se cancelan: el CO2, lineal, tiene dos dipolos C=O iguales y opuestos cuya resultante es nula, igual que el BF3 (trigonal plana) o el CH4 (tetraédrica). En cambio, el H2O, al ser angular, no cancela sus dipolos y es una molécula polar; lo mismo le ocurre al NH3 piramidal.

Las sustancias covalentes se presentan en dos grandes tipos con propiedades muy distintas. Las sustancias covalentes moleculares están formadas por moléculas discretas (H2O, CO2, I2, azúcares): dentro de cada molécula los enlaces son fuertes, pero entre moléculas solo actúan fuerzas intermoleculares débiles, por lo que tienen puntos de fusión y ebullición bajos, son blandas y no conducen la electricidad (no hay cargas libres). Su solubilidad sigue la regla «lo semejante disuelve a lo semejante»: las polares se disuelven en disolventes polares y las apolares en apolares.

Las sustancias covalentes atómicas o cristales covalentes (también llamados sólidos reticulares) constituyen una red tridimensional gigante de átomos unidos por enlaces covalentes, sin moléculas individuales: el diamante, el grafito, el cuarzo (SiO2) o el carburo de silicio. Como para fundir o disolver el sólido habría que romper enlaces covalentes, presentan puntos de fusión altísimos, gran dureza (el diamante es el más duro de las sustancias naturales), insolubilidad en casi todos los disolventes y, en general, no conducen la electricidad —con la excepción notable del grafito, cuyos electrones π deslocalizados entre las láminas le confieren conductividad.

\vec{\mu}_{molécula} = \sum_i \vec{\mu}_i

Momento dipolar total

El momento dipolar de la molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace; si la geometría es simétrica, pueden cancelarse y la molécula resulta apolar.

Ejemplo resuelto

Polaridad del tetracloruro de carbono

El tetracloruro de carbono (CCl4) tiene cuatro enlaces C–Cl polares, ya que el cloro es más electronegativo que el carbono. Razona, sin embargo, si la molécula es polar o apolar.

Polaridad de los enlaces
Como EN(Cl) > EN(C), cada enlace C–Cl es polar, con el Cl como polo δ− y el C como polo δ+: existen cuatro dipolos de enlace.
Geometría de la molécula
El carbono tiene 4 regiones enlazantes y ningún par solitario, así que la geometría es tetraédrica perfecta (ángulos de 109,5°) y los cuatro dipolos son idénticos.
Suma vectorial
Por la simetría tetraédrica, los cuatro vectores dipolo, iguales en módulo y simétricamente dispuestos, se cancelan entre sí.
Conclusión
Aunque cada enlace es polar, el momento dipolar resultante es nulo.

Resultado: El CCl4 es una molécula APOLAR (μ = 0) pese a tener cuatro enlaces C–Cl polares, por su geometría tetraédrica simétrica.

Errores frecuentes

Afirmar que una molécula con enlaces polares es siempre polar: por simetría, el CO2 o el CCl4 tienen enlaces polares pero son moléculas apolares.
Atribuir a TODAS las sustancias covalentes puntos de fusión bajos: los cristales covalentes (diamante, SiO2) los tienen altísimos porque hay que romper enlaces covalentes.

Repaso activo

Justifica razonadamente si las siguientes moléculas son polares o apolares, dibujando los dipolos de enlace y su resultante: H2O, CO2, NH3 y CCl4. A continuación, predice cuáles serán más solubles en agua y por qué.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Enlace iónico (ciclo de Born-Haber) y enlace metálico (teoría de bandas)#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · El enlace iónico: ciclo de Born-Haber y propiedades de los compuestos iónicos; el enlace metálico: modelo de la nube electrónica y teoría de bandas; propiedades de los metales

Ciclo de Born-Haber para el cloruro de sodio (NaCl)

El enlace iónico se establece entre un metal poco electronegativo y un no metal muy electronegativo: el metal cede electrones (forma cationes) y el no metal los capta (forma aniones), y la atracción electrostática entre las cargas opuestas mantiene unidos los iones en una red cristalina tridimensional ordenada. No existen «moléculas» de NaCl, sino una red en la que cada ion se rodea de iones de signo contrario (en el NaCl, cada Na+ está rodeado de seis Cl− y viceversa). La intensidad del enlace se mide por la energía reticular (o de red), la energía liberada al formarse un mol de cristal a partir de sus iones gaseosos; su valor crece con el producto de las cargas y disminuye al aumentar el tamaño de los iones.

Como la energía reticular no se puede medir directamente, se calcula con el ciclo de Born-Haber (Fig. 1), una aplicación de la ley de Hess que descompone la formación del compuesto iónico en etapas medibles: sublimación del metal, disociación (y, en su caso, semi-disociación) de la molécula del no metal, energía de ionización del metal, afinidad electrónica del no metal y, finalmente, la energía reticular. La suma de todas las etapas debe igualar la entalpía de formación del compuesto. Despejando, se obtiene la energía reticular como incógnita.

Las propiedades de los compuestos iónicos derivan directamente de esa red fuerte y rígida: tienen puntos de fusión y ebullición elevados (hay que vencer muchas atracciones electrostáticas), son duros pero frágiles (un desplazamiento de la red enfrenta cargas del mismo signo y la rompe), suelen ser solubles en disolventes polares como el agua, y no conducen la electricidad en estado sólido (los iones están fijos) pero sí cuando están fundidos o disueltos, porque entonces los iones quedan libres para moverse.

El enlace metálico explica las propiedades de los metales mediante dos modelos. El modelo de la nube o mar de electrones describe los cationes ordenados en una red inmersos en una nube de electrones de valencia deslocalizados que pertenecen a todo el conjunto. La teoría de bandas, más precisa, considera que los innumerables orbitales atómicos se combinan en bandas de energía casi continuas: la banda de valencia (llena o parcialmente llena) y la banda de conducción; en los conductores ambas se solapan o la de valencia está semillena, en los aislantes las separa una gran banda prohibida, y en los semiconductores esa separación es pequeña. Esta deslocalización electrónica explica la conductividad eléctrica y térmica, el brillo metálico, y la ductilidad y maleabilidad (las capas de cationes pueden deslizar sin romper el enlace, porque la nube electrónica los sigue rodeando).

\Delta H_f = \Delta H_{sub} + \tfrac{1}{2}\,D + EI + AE + U

Ley de Hess en el ciclo de Born-Haber

La entalpía de formación es la suma de las etapas: sublimación del metal, media energía de disociación del halógeno diatómico, energía de ionización, afinidad electrónica y energía reticular (U). Se despeja la incógnita.

Teoría de bandas: conductor, semiconductor y aislante

Ejemplo resuelto

Cálculo de la energía reticular del NaCl por Born-Haber

Calcula la energía reticular (U) del cloruro de sodio mediante el ciclo de Born-Haber, con los siguientes datos (kJ/mol): entalpía de formación ΔHf(NaCl) = −411; entalpía de sublimación del sodio S = +108; energía de ionización del sodio EI = +496; energía de disociación del Cl2 D = +243; afinidad electrónica del cloro AE = −349.

Plantear la ley de Hess
El ciclo iguala la formación directa con la suma de las etapas. Para un halógeno diatómico se toma media molécula de Cl2.
Sustituir las etapas conocidas
Sumamos las cuatro etapas previas a la energía reticular.
Despejar la energía reticular
U es la única incógnita: la aislamos restando.
Operar con los valores
Introducimos los números: la formación menos las etapas previas.

Resultado: La energía reticular del NaCl es U = −787,5 kJ/mol (valor negativo porque la formación del cristal a partir de iones gaseosos libera energía).

Errores frecuentes

Equivocar el signo de las etapas del ciclo de Born-Haber: la sublimación, la disociación y la ionización son endotérmicas (positivas), mientras que la afinidad electrónica (normalmente) y la energía reticular son negativas (exotérmicas).
Afirmar que los sólidos iónicos conducen la electricidad: solo lo hacen fundidos o en disolución, NUNCA en estado sólido, porque los iones están inmovilizados en la red.

Repaso activo

Para el fluoruro de litio (LiF), construye el ciclo de Born-Haber y calcula su energía reticular a partir de los siguientes datos (kJ/mol): entalpía de formación ΔHf = −594; sublimación del litio = 159; energía de ionización del litio = 520; energía de disociación de F2 = 158; afinidad electrónica del flúor = −328.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Fuerzas intermoleculares y su efecto en las propiedades físicas#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · Las fuerzas intermoleculares: enlaces de hidrógeno, fuerzas de dispersión (London) y fuerzas entre dipolos

Puntos de ebullición de los hidruros de los grupos 14 a 17: la anomalía del enlace de hidrógeno

Las fuerzas intermoleculares son atracciones que actúan ENTRE moléculas (no dentro de ellas) y son mucho más débiles que los enlaces covalente, iónico o metálico; sin embargo, son las responsables de que las sustancias moleculares puedan condensarse y solidificarse, y de sus puntos de fusión y ebullición, su volatilidad y su solubilidad. Conviene no confundirlas con el enlace propiamente dicho: romper una molécula de agua exige unos 460 kJ/mol por enlace O–H, mientras que separarla de sus vecinas solo requiere romper enlaces de hidrógeno de unos 20 kJ/mol. Se agrupan bajo el nombre genérico de fuerzas de Van der Waals, junto al enlace de hidrógeno.

Las fuerzas de dispersión de London existen en TODAS las sustancias, incluidas las apolares y los gases nobles: surgen de los dipolos instantáneos que se forman al fluctuar momentáneamente la nube electrónica, que a su vez inducen dipolos en las moléculas vecinas. Su intensidad crece con el número de electrones, es decir, con la masa molecular y el tamaño de la molécula, y también con la superficie de contacto (las moléculas alargadas tienen más dispersión que las ramificadas). Por eso, en una familia como los halógenos, el punto de ebullición aumenta del F2 al I2 (Fig. 1).

Las fuerzas entre dipolos permanentes (dipolo-dipolo) aparecen entre moléculas polares: el polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la vecina. Son más intensas que las de dispersión para moléculas de masa parecida, por lo que una sustancia polar suele tener mayor punto de ebullición que una apolar de masa molecular similar. Un caso particular es el enlace o puente de hidrógeno, una atracción dipolo-dipolo especialmente fuerte que se da cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo y pequeño —flúor, oxígeno o nitrógeno— y se siente atraído por un par solitario de otro átomo F, O o N vecino.

El enlace de hidrógeno explica las anomalías más conocidas de la química: los puntos de ebullición del H2O, el HF y el NH3 son mucho más altos de lo que correspondería a su masa molecular comparados con los hidruros de su grupo (Fig. 1), la elevada tensión superficial y el alto calor específico del agua, y el hecho insólito de que el hielo sea menos denso que el agua líquida (la red de puentes de hidrógeno deja huecos al ordenarse). En definitiva, el orden de intensidad creciente es: dispersión de London < dipolo-dipolo < enlace de hidrógeno, y este orden es la clave para comparar y justificar propiedades físicas, que es lo que pide la PAU.

F_{London} < F_{dipolo\text{-}dipolo} < F_{enlace\,de\,H}

Orden de intensidad de las fuerzas intermoleculares

Comparando sustancias de masa molecular similar, este es el orden creciente de intensidad y, por tanto, de los puntos de fusión y ebullición que provocan.

El enlace de hidrógeno entre moléculas de agua

Ejemplo resuelto

Comparación de puntos de ebullición por fuerzas intermoleculares

Justifica razonadamente por qué el agua (H2O, M = 18 u) tiene un punto de ebullición (100 °C) muchísimo más alto que el sulfuro de hidrógeno (H2S, M = 34 u, punto de ebullición −60 °C), a pesar de que el H2S tiene mayor masa molecular y ambos son moléculas angulares del grupo 16.

Comparar masas y dispersión
El H2S tiene mayor masa molecular (34 u frente a 18 u), por lo que sus fuerzas de dispersión de London son algo mayores; por sí solas, predirían un punto de ebullición más alto para el H2S, lo contrario de lo observado.
Identificar el enlace de hidrógeno
En el agua, el H está unido a oxígeno (muy electronegativo y pequeño) y forma enlaces de hidrógeno O–H···O con las moléculas vecinas. En el H2S, el azufre es mayor y menos electronegativo, así que NO hay enlace de hidrógeno apreciable, solo fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión.
Comparar la intensidad
El enlace de hidrógeno es mucho más intenso que las fuerzas presentes en el H2S, y este efecto domina sobre la mayor dispersión del H2S.
Conclusión
Para separar las moléculas de agua hay que vencer una densa red de enlaces de hidrógeno, lo que exige mucha más energía y eleva enormemente su punto de ebullición.

Resultado: El agua hierve a 100 °C y el H2S a −60 °C porque el agua forma enlaces de hidrógeno (ausentes en el H2S), cuya intensidad supera con creces la mayor dispersión de London del H2S.

Errores frecuentes

Confundir las fuerzas intermoleculares con los enlaces covalentes: al hervir el agua se rompen puentes de hidrógeno entre moléculas, NO los enlaces O–H dentro de cada molécula.
Olvidar que las fuerzas de dispersión de London existen en TODAS las sustancias (también en las apolares y los gases nobles), no solo en las polares.

Repaso activo

Ordena de menor a mayor punto de ebullición las sustancias CH4, NH3 y H2O, todas con masas moleculares parecidas (16, 17 y 18 u). Indica qué fuerzas intermoleculares presenta cada una y justifica el orden razonadamente.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 534/2024 — Prueba de Acceso a la Universidad (PAU) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Enlace químico y fuerzas intermoleculares

Puntos clave

Clasificación del tipo de enlace

Puntos clave

Lewis, RPECV e hibridación del amoniaco

Puntos clave

Polaridad del tetracloruro de carbono

Puntos clave

Cálculo de la energía reticular del NaCl por Born-Haber

Puntos clave

Comparación de puntos de ebullición por fuerzas intermoleculares

Fuentes

Enlace químico y fuerzas intermoleculares

Puntos clave

Clasificación del tipo de enlace

Puntos clave

Lewis, RPECV e hibridación del amoniaco

Puntos clave

Polaridad del tetracloruro de carbono

Puntos clave

Cálculo de la energía reticular del NaCl por Born-Haber

Puntos clave

Comparación de puntos de ebullición por fuerzas intermoleculares

Fuentes