Química · 2.º de Bachillerato · Bloque 1

Estructura de la materia

Todo lo que hace una sustancia —si conduce, si se disuelve, a qué temperatura funde— está escrito en dónde están sus electrones. De la configuración electrónica salen la posición en la tabla, el tipo de enlace y, al final, las propiedades que se ven en el laboratorio.

141problemas de examen
3simulaciones
4apartados
2017–2025Andalucía
1

El átomo: números cuánticos y configuración

Pregunta 1A del examen

La idea. Un electrón dentro de un átomo no está "en cualquier sitio": ocupa un orbital, una región definida por tres números cuánticos. El cuarto número describe al electrón, no al orbital.

Casi todas las cuestiones de este apartado se contestan escribiendo la configuración electrónica y leyéndola. Merece la pena escribirla siempre, aunque la pregunta parezca no pedirla.

Qué hay dentro del átomo: número atómico, número másico, isótopos e iones

PartículaCargaMasaDónde está
Protón$+1$ ($+1{,}6\cdot10^{-19}$ C)$\approx 1$ uNúcleo
Neutrón$0$$\approx 1$ uNúcleo
Electrón$-1$ ($-1{,}6\cdot10^{-19}$ C)Unas $1836$ veces menor que la del protónCorteza
$${}^{A}_{Z}\text{X}^{q} \qquad\qquad N = A - Z \qquad\qquad \text{electrones} = Z - q$$ $Z$: protones · $A$: protones + neutrones · $N$: neutrones · $q$: carga del ion con su signo ($q = 0$ en el átomo neutro).

El número atómico $Z$ identifica al elemento: todos los átomos de cloro tienen 17 protones. El número másico $A$ cuenta protones más neutrones, que son los que aportan casi toda la masa. Un ion se forma ganando o perdiendo electrones, nunca protones: el ${}^{56}_{26}\text{Fe}^{3+}$ tiene 26 protones, $56 - 26 = 30$ neutrones y $26 - 3 = 23$ electrones; el ${}^{32}_{16}\text{S}^{2-}$, 16 protones, 16 neutrones y $16 + 2 = 18$ electrones.

Los isótopos son átomos del mismo elemento (mismo $Z$) con distinto número de neutrones (distinto $A$), como el ${}^{35}\text{Cl}$ y el ${}^{37}\text{Cl}$. Tienen la misma configuración electrónica y, por tanto, las mismas propiedades químicas. La masa atómica de la tabla es la media ponderada de sus isótopos según su abundancia: para el cloro, $0{,}75\cdot35 + 0{,}25\cdot37 \approx 35{,}5$ u.

La masa atómica no es el número másico. $A$ es un entero que se refiere a un isótopo concreto; la masa atómica es una media y casi nunca es entera. Y al formar un ion, $Z$ no cambia: si cambiaran los protones, cambiaría el elemento.

De Thomson a los orbitales: modelos atómicos y espectros

ModeloQué proponeQué explica y dónde falla
Thomson (1904)Esfera de carga positiva con los electrones incrustadosExplica que el átomo sea neutro y que se le puedan arrancar electrones; no resiste el experimento de Rutherford
Rutherford (1911)Núcleo diminuto, positivo y con casi toda la masa; electrones girando a su alrededorExplica la lámina de oro: casi todas las partículas $\alpha$ la atraviesan sin desviarse, algunas se desvían y muy pocas rebotan. Falla: un electrón en órbita debería radiar energía y caer al núcleo, y no explica los espectros de rayas
Bohr (1913)Órbitas estables con energía cuantizada ($n = 1, 2, 3\ldots$); el electrón solo emite o absorbe energía al saltar de una a otraExplica el espectro del hidrógeno; falla con los átomos de más de un electrón
Mecanocuántico (Schrödinger, 1926)Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie) e incertidumbre (Heisenberg): no hay trayectorias, sino orbitales, regiones donde es muy probable encontrar al electrónEs el modelo actual: de él salen los cuatro números cuánticos

Un elemento excitado (en una llama o en un tubo de descarga) no emite luz de todos los colores, sino solo ciertas longitudes de onda: su espectro de emisión es de rayas y funciona como su huella dactilar. Bohr lo explicó así: cada raya es un salto entre dos niveles, y el fotón se lleva exactamente la diferencia de energía entre ellos. El espectro de absorción tiene las rayas oscuras en las mismas posiciones: son los saltos hacia arriba.

$$E_{\text{fotón}} = |E_{\text{final}} - E_{\text{inicial}}| = h\,\nu = \frac{h\,c}{\lambda}$$ $$\frac{1}{\lambda} = R_H\left(\frac{1}{n_1^2} - \frac{1}{n_2^2}\right) \qquad n_2 > n_1$$ $h = 6{,}63\cdot10^{-34}$ J·s · $c = 3\cdot10^{8}$ m/s · $R_H = 1{,}097\cdot10^{7}\ \text{m}^{-1}$. En el hidrógeno, los saltos que acaban en $n_1 = 1$ forman la serie de Lyman (ultravioleta); en $n_1 = 2$, la de Balmer (visible), y en $n_1 = 3$, la de Paschen (infrarrojo).
Emitir es bajar de nivel; absorber es subir. Y a más energía, menor longitud de onda: el salto $3 \to 1$ da una raya ultravioleta, más energética que la visible $3 \to 2$.

Los cuatro números cuánticos

NúmeroQué diceValores permitidos
$n$ principalNivel de energía y tamaño$1, 2, 3\ldots$
$\ell$ secundarioForma del orbital ($s, p, d, f$)$0, 1, \ldots, n-1$
$m_\ell$ magnéticoOrientación en el espacio$-\ell, \ldots, 0, \ldots, +\ell$
$m_s$ de espínGiro del electrón$+\tfrac12$ o $-\tfrac12$
Un orbital se describe con TRES números. El cuarto ($m_s$) es del electrón. Y ojo con la restricción $\ell \le n-1$: la combinación $(2,2,0,+\tfrac12)$ es imposible, porque no existen los orbitales "$2d$".

Las tres reglas de llenado

$$\text{Aufbau (menor } n+\ell \text{ primero)} \quad\cdot\quad \text{Pauli (2 } e^- \text{ por orbital)} \quad\cdot\quad \text{Hund (primero desapareados)}$$ Orden: $1s\,2s\,2p\,3s\,3p\,4s\,3d\,4p\,5s\,4d\,5p\,6s\ldots$ — el $4s$ antes que el $3d$.

La regla de Hund es la que más se olvida y la que deciden muchas preguntas: en un subnivel con varios orbitales, los electrones se colocan primero uno en cada uno y solo se emparejan cuando ya no quedan huecos. Por eso el oxígeno ($2p^4$) tiene 2 electrones desapareados y el hierro ($3d^6$) tiene 4.

Dibuja las cajitas. Medio minuto pintando $\underline{\uparrow\downarrow}\;\underline{\uparrow}\;\underline{\uparrow}$ evita el error más caro del apartado, que es contar mal los electrones desapareados.

Iones: por dónde se pierden los electrones

Al formar un catión, los electrones salen por la capa más externa (la de mayor $n$), no por el último subnivel que se llenó. Por eso:

$$\text{Ca } [\text{Ar}]4s^2 \;\longrightarrow\; \text{Ca}^{2+}\,[\text{Ar}] \qquad\qquad \text{Fe } [\text{Ar}]4s^2 3d^6 \;\longrightarrow\; \text{Fe}^{2+}\,[\text{Ar}]3d^6$$ El $4s$ se llena antes… y se vacía antes.

¿Cuántos electrones de un átomo pueden tener a la vez $n = 2$ y $m_s = -1/2$?

Cuatro. Con $n = 2$ hay $n^2 = 4$ orbitales (un $2s$ y tres $2p$), que admiten $2n^2 = 8$ electrones. Al fijar el espín en $-1/2$ te quedas exactamente con la mitad.

Míralo

Tabla periódica y configuración electrónica Abrir aparte ↗
Pruébalo Están sembrados el oxígeno y el hierro: mira sus electrones desapareados (2 y 4). Después pon el cromo (Z = 24) y el cobre (Z = 29) y verás las excepciones al orden de llenado. Con el selector de carga puedes convertir el elemento 1 en ion y comprobar por dónde pierde electrones.

Errores frecuentes

  • Decir que un orbital se describe con cuatro números cuánticos. Son tres.
  • Escribir el escandio como $[\text{Ar}]3d^3$ o $[\text{Ar}]3d^1$ olvidando los dos electrones del $4s$.
  • Emparejar los electrones de dos en dos y contar mal los desapareados.
  • Quitarle al $\text{Ca}$ electrones del $3p$ "porque se escribieron después". Salen del $4s$.
  • Confundir isótopos (mismo $Z$) con especies isoelectrónicas (mismos electrones).
2

Sistema periódico y propiedades periódicas

La otra mitad de la pregunta 1A

La idea. La tabla no es una lista: es un mapa. Del periodo (la fila) sale el número de capas y del grupo (la columna), los electrones de valencia. Todas las tendencias se explican con una sola idea: la carga nuclear efectiva que sienten los electrones de valencia.

Cómo leer la posición en la configuración

DatoCómo se sacaEjemplo: $[\text{Ar}]4s^2 3d^{10} 4p^4$
PeriodoEl mayor valor de $n$$n = 4 \Rightarrow$ periodo 4
BloqueSubnivel que se está llenandoBloque $p$
GrupoBloque $s$: n.º de $e^-$ $s$. Bloque $p$: $10\,+$ $e^-$ de valencia$2+4 = 6 \Rightarrow$ grupo 16

Electrón diferenciador y electrones de valencia

El electrón diferenciador es el último que entra siguiendo el orden de llenado: el que distingue a un elemento del anterior en la tabla. El subnivel en el que cae decide el bloque ($s$, $p$, $d$ o $f$), y de ahí salen las cuatro zonas del sistema periódico. Los electrones de valencia son los de la capa más externa (la de mayor $n$), que son los que intervienen en los enlaces; en los metales de transición se cuentan además los $(n-1)d$.

$$\text{Br } (Z=35): [\text{Ar}]\,4s^2 3d^{10}\,\underline{4p^5}$$ Diferenciador en el $4p$ $\Rightarrow$ bloque $p$, periodo 4. Valencia: $4s^2 4p^5$, 7 electrones $\Rightarrow$ grupo $10 + 7 = 17$.
Si piden los números cuánticos del electrón diferenciador, $n$ y $\ell$ salen directos del subnivel ($4p$: $n = 4$, $\ell = 1$). Para $m_\ell$ y $m_s$, dibuja las cajitas y da un juego coherente con ellas: si llenas primero con $+\tfrac12$ de $m_\ell = -1$ a $m_\ell = +1$, el quinto electrón $p$ es $(4, 1, 0, -\tfrac12)$.

Las tendencias, todas de una vez

$$\text{Radio atómico} \;\nearrow\; \text{hacia abajo y hacia la izquierda}$$ $$\text{Energía de ionización y electronegatividad} \;\nearrow\; \text{hacia arriba y hacia la derecha}$$ Son las mismas tendencias al revés: donde el átomo es grande, cuesta poco quitarle un electrón.

Por qué. Al bajar en un grupo se añaden capas: el electrón externo está más lejos y más apantallado, así que el radio crece y la ionización cae. Al avanzar en un periodo, en cambio, los electrones se añaden a la misma capa mientras el núcleo gana protones: la atracción efectiva crece, la nube se contrae y cuesta más arrancar un electrón.

Los gases nobles rompen la comparación entre periodos. Aunque la ionización "crece hacia arriba", el kriptón (periodo 4) tiene mayor energía de ionización que el carbono (periodo 2), porque su capa está completa. Es una excepción que la ponencia pregunta con frecuencia.

Afinidad electrónica y carácter metálico

La afinidad electrónica es la energía que se intercambia cuando un átomo en estado gaseoso y fundamental capta un electrón. Es la pareja de la energía de ionización, que mide lo que cuesta quitarlo:

$$\text{X(g)} + e^- \longrightarrow \text{X}^-\text{(g)} \qquad AE < 0 \text{ si se desprende energía}$$ Cloro: $AE = -349$ kJ/mol. Cuanta más energía desprende, más tendencia tiene el átomo a formar el anión. Algunos libros la dan con el signo cambiado: lo que se compara es la energía desprendida.

Sigue la misma tendencia que la ionización y la electronegatividad: crece (en valor absoluto) hacia arriba y hacia la derecha, porque un núcleo con más carga efectiva y más cercano atrae mejor al electrón que llega. Los halógenos son los que más energía desprenden; los gases nobles, con la capa completa, no tienen tendencia a captar electrones.

El carácter metálico resume todo lo anterior: es la tendencia a perder electrones y formar cationes, propia de los átomos con energía de ionización y electronegatividad bajas. Crece hacia abajo y hacia la izquierda (cesio y francio son los más metálicos). El carácter no metálico, la tendencia a ganar electrones y formar aniones, crece al revés: el flúor es el más no metálico. Los metales tienen brillo, conducen la corriente y forman óxidos básicos; los no metales forman óxidos ácidos.

Dos matices que se preguntan. La afinidad del cloro supera a la del flúor: el flúor es tan pequeño que el electrón que llega sufre mucha repulsión de los que ya tiene. Y la segunda afinidad, como la del $\text{O}^-$ para dar $\text{O}^{2-}$, es siempre positiva: meter un electrón en un ion negativo cuesta energía.

Radios iónicos y series isoelectrónicas

ComparaciónResultadoPor qué
Catión frente a su átomoEl catión es menorMenos electrones, misma carga nuclear: la nube se contrae (y a menudo pierde una capa entera)
Anión frente a su átomoEl anión es mayorMás repulsión entre electrones con los mismos protones
Serie isoelectrónica ($\text{N}^{3-}$, $\text{O}^{2-}$, $\text{Mg}^{2+}$…)Menor radio cuanto mayor $Z$Los mismos 10 electrones, atraídos por más protones

$\text{N}^{3-}$ y $\text{Mg}^{2+}$ tienen los mismos 10 electrones. ¿Cuál es mayor?

El $\text{N}^{3-}$. En una serie isoelectrónica manda la carga nuclear: más protones, ion más pequeño ($146$ pm frente a $72$ pm). El tamaño de los átomos neutros no sirve aquí, y es justo la trampa de la opción a).
Ejemplo resuelto Andalucía · Ordinaria Reserva 1 · 2025

Los números atómicos de X e Y son 20 y 34. Razone el grupo y periodo de cada uno, escriba las configuraciones de $\text{X}^{2+}$ e $\text{Y}^{2-}$ y justifique cuál es más electronegativo.

Ver la solución paso a paso

Las configuraciones primero

$$\text{X } (Z=20): [\text{Ar}]\,4s^2 \qquad\qquad \text{Y } (Z=34): [\text{Ar}]\,4s^2 3d^{10} 4p^4$$

X: mayor $n$ igual a 4 y dos electrones $s$ de valencia $\Rightarrow$ periodo 4, grupo 2 (calcio). Y: mayor $n$ igual a 4 y $4s^2 4p^4$ $\Rightarrow$ periodo 4, grupo 16 (selenio).

Los iones

$$\text{X}^{2+}: [\text{Ar}] \qquad\qquad \text{Y}^{2-}: [\text{Kr}]$$

Los dos alcanzan configuración de gas noble, que es precisamente por lo que se forman.

Electronegatividad

Están en el mismo periodo, así que basta con mirar quién está más a la derecha: el selenio. Coherente con su química: el calcio cede electrones (metal) y el selenio tiende a captarlos.

Cuando dos elementos comparten periodo o grupo, la respuesta es inmediata. Solo hace falta mirar números cuando están en periodos y grupos distintos.

Errores frecuentes

  • Asignar el grupo contando los electrones $d$ ya completos (el kriptón es del grupo 18, no del 28).
  • Aplicar "hacia arriba y a la derecha" sin recordar la excepción de los gases nobles.
  • Comparar radios iónicos con la tendencia de los radios atómicos.
  • Creer que dos iones con la misma carga tienen el mismo número de protones.
42problemas de propiedades periódicas en el banco
47de estructura atómica y números cuánticos
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Enlace químico y geometría molecular

Pregunta 1B del examen

La idea. Los átomos se unen para rebajar su energía, y el cómo depende de quién se junta: metal + no metal da enlace iónico; metal + metal, metálico; no metal + no metal, covalente.

En las moléculas covalentes, la forma la decide una regla sencilla: los pares de electrones del átomo central se repelen y se colocan lo más lejos posible. Eso es la TRPECV.

Enlace iónico: redes cristalinas y energía reticular

Se forma entre un metal (energía de ionización baja) y un no metal (afinidad electrónica alta): el metal cede electrones, el no metal los capta y los dos alcanzan configuración de gas noble ($\text{Na}^+$ y $\text{Cl}^-$). La atracción electrostática entre iones de signo contrario no tiene una dirección preferida, así que cada ion se rodea de tantos iones opuestos como le caben: se forma una red cristalina tridimensional, no moléculas. La fórmula ($\text{NaCl}$, $\text{CaF}_2$) solo indica la proporción entre iones, y el número de iones opuestos que rodean a cada uno es el índice de coordinación (6 en el $\text{NaCl}$, 8 en el $\text{CsCl}$).

La energía reticular $U$ es la energía que se desprende al formar un mol de cristal a partir de sus iones en estado gaseoso, y mide lo fuerte que es la red. Como es una atracción de Coulomb, depende de las cargas de los iones y de la distancia entre ellos:

$$\text{Na}^+\text{(g)} + \text{Cl}^-\text{(g)} \longrightarrow \text{NaCl(s)} \qquad U = -787 \text{ kJ/mol}$$ $$|U| \;\propto\; \frac{|q_+ \cdot q_-|}{r_+ + r_-}$$ Más carga y menor tamaño de los iones $\Rightarrow$ red más estable, más dura y de mayor punto de fusión. Si la dan como la energía necesaria para romper la red, sale positiva: se compara su valor absoluto.
Compara primero las cargas y, solo si coinciden, los radios. El $\text{MgO}$ (iones $2+$ y $2-$) tiene una energía reticular casi cinco veces mayor que la del $\text{NaCl}$ y funde hacia los $2800\ ^\circ$C, frente a $801\ ^\circ$C. Con la misma carga, gana el anión más pequeño, y $|U|$ y punto de fusión siguen el orden $\text{NaF} > \text{NaCl} > \text{NaBr} > \text{NaI}$.

Ciclo de Born-Haber

La energía reticular no se mide directamente: se calcula con la ley de Hess, formando el cristal por dos caminos. El directo es la entalpía de formación a partir de los elementos en su estado estándar; el indirecto pasa por átomos e iones gaseosos. Para el $\text{NaCl}$:

EtapaProcesoEnergía (kJ/mol)
Sublimación del sodio$\text{Na(s)} \to \text{Na(g)}$$\Delta H_S = +107$
Ionización del sodio$\text{Na(g)} \to \text{Na}^+\text{(g)} + e^-$$EI = +496$
Disociación de medio mol de cloro$\tfrac12\,\text{Cl}_2\text{(g)} \to \text{Cl(g)}$$\tfrac12 D = +121$
Afinidad electrónica del cloro$\text{Cl(g)} + e^- \to \text{Cl}^-\text{(g)}$$AE = -349$
Formación de la red$\text{Na}^+\text{(g)} + \text{Cl}^-\text{(g)} \to \text{NaCl(s)}$$U = -787$
$$\Delta H_f = \Delta H_S + EI + \tfrac12 D + AE + U$$ $$\Delta H_f = 107 + 496 + 121 - 349 - 787 = -412 \text{ kJ/mol}$$ En el examen suelen dar $\Delta H_f$ y pedir $U$, o al revés: se despeja de la misma suma.
Cuidado con la estequiometría y los signos. Cada etapa va multiplicada por lo que pida la fórmula. Para el $\text{CaCl}_2$ hay que sumar las dos ionizaciones del calcio ($EI_1 + EI_2$), la disociación de un mol entero de $\text{Cl}_2$ ($D$) y dos afinidades del cloro ($2\,AE$). La energía reticular y la primera afinidad llevan signo negativo; la sublimación, la ionización y la disociación, positivo. Si el anión lleva carga $2-$, como el $\text{O}^{2-}$ o el $\text{S}^{2-}$, suma también la segunda afinidad, que es positiva.

Enlace covalente y estructuras de Lewis

Entre dos no metales ninguno cede electrones: los comparten, y cada par compartido es un enlace. Según cuántos pares compartan, el enlace es simple ($\text{H–H}$), doble ($\text{O=O}$) o triple ($\text{N}\equiv\text{N}$); cuantos más pares, más corto y más fuerte. En el enlace dativo (o coordinado) los dos electrones del par los pone el mismo átomo: el nitrógeno del $\text{NH}_3$ cede su par solitario al $\text{H}^+$ para dar el $\text{NH}_4^+$, y una vez formado ese enlace es indistinguible de los otros tres $\text{N–H}$.

La estructura de Lewis dibuja todos los electrones de valencia como enlaces (pares compartidos) y pares solitarios. Se construye siempre igual:

  1. Suma los electrones de valencia de todos los átomos (en un ion, añade uno por cada carga negativa y quita uno por cada carga positiva).
  2. Pon en el centro el átomo menos electronegativo (nunca el H, que solo forma un enlace) y únelo a los demás con enlaces simples.
  3. Completa el octeto de los átomos externos con pares solitarios; si sobran electrones, van al átomo central.
  4. Si el central no llega a ocho, convierte pares solitarios de sus vecinos en enlaces dobles o triples.
$$\text{CO}_2:\; 4 + 2\cdot 6 = 16\ e^- \;\Rightarrow\; \text{O=C=O} \qquad\qquad \text{HCN}:\; 1 + 4 + 5 = 10\ e^- \;\Rightarrow\; \text{H–C}\equiv\text{N}$$ En el $\text{CO}_2$ cada oxígeno conserva dos pares solitarios; en el $\text{HCN}$, el nitrógeno tiene uno.

Detrás del método está la regla del octeto: los átomos tienden a rodearse de ocho electrones de valencia, la configuración $ns^2 np^6$ de un gas noble (el hidrógeno se conforma con dos). Funciona muy bien en el segundo periodo, pero tiene tres tipos de excepciones que salen en el examen:

ExcepciónEjemplosPor qué
Octeto incompleto$\text{BeCl}_2$ (4 $e^-$ en el Be), $\text{BF}_3$ (6 $e^-$ en el B)El berilio y el boro tienen muy pocos electrones de valencia
Octeto expandido$\text{PCl}_5$ (10 $e^-$ en el P), $\text{SF}_6$ (12 $e^-$ en el S)Desde el periodo 3 hay orbitales $d$ vacíos disponibles
Número impar de electrones$\text{NO}$, $\text{NO}_2$Siempre queda un electrón desapareado
El segundo periodo nunca expande el octeto. Existe el $\text{PCl}_5$, pero no el $\text{NCl}_5$: el nitrógeno no tiene orbitales $2d$. Es un "justifique si existe…" clásico.

El guion de la TRPECV, paso a paso

  1. Cuenta los electrones de valencia del átomo central (= su grupo, con los ajustes de los bloques).
  2. Resta uno por cada enlace: lo que sobra, agrupado de dos en dos, son los pares solitarios.
  3. Suma pares enlazantes + solitarios: ese número da la geometría electrónica y la hibridación.
  4. Mira solo dónde hay átomos: ésa es la geometría molecular.
Pares totalesGeometría electrónicaHibridaciónCon 0 / 1 / 2 pares solitarios
2Lineal ($180^\circ$)$sp$Lineal ($\text{CO}_2$, $\text{BeF}_2$)
3Triangular plana ($120^\circ$)$sp^2$Plana ($\text{BF}_3$) / angular ($\text{SO}_2$)
4Tetraédrica ($109{,}5^\circ$)$sp^3$Tetraédrica ($\text{CH}_4$) / pirámide ($\text{NH}_3$) / angular ($\text{H}_2\text{O}$)
5Bipirámide trigonal$sp^3d$Bipirámide ($\text{PCl}_5$) … lineal con 3 solitarios ($\text{XeF}_2$)
6Octaédrica ($90^\circ$)$sp^3d^2$Octaédrica ($\text{SF}_6$)
Geometría electrónica ≠ geometría molecular. En el $\text{NH}_3$ los cuatro pares se disponen en un tetraedro, pero la molécula es una pirámide trigonal. Si la pregunta dice "¿es tetraédrica la molécula de $\text{NF}_3$?", la respuesta es no — y hay que explicar las dos geometrías.

Polaridad: enlaces polares no implican molécula polar

$$\vec\mu_{\text{molécula}} = \sum \vec\mu_{\text{enlaces}}$$ Es una suma vectorial: la simetría puede anularla por completo.

El caso de examen por excelencia es la pareja $\text{BF}_3$ / $\text{NF}_3$: los mismos tres flúor, enlaces igual de polares… y polaridad opuesta. La diferencia es el par solitario del nitrógeno, que rompe la simetría plana.

Geometría molecular en 3D Abrir aparte ↗
Pruébalo Empieza por el $\text{NF}_3$ y cambia al $\text{BF}_3$: verás desaparecer el lóbulo del par solitario, aplanarse la molécula y anularse la flecha roja del momento dipolar. Después recorre $\text{CH}_4 \to \text{NH}_3 \to \text{H}_2\text{O}$ y fíjate en cómo cada par solitario comprime un poco más el ángulo.

¿Por qué el $\text{BF}_3$ es apolar si los enlaces $\text{B–F}$ son muy polares?

Por la simetría. Los enlaces sí son polares (el flúor es el elemento más electronegativo). Lo que se anula es la suma vectorial de los tres momentos dipolares, colocados a $120^\circ$ en un plano.

Errores frecuentes

  • Decir que los enlaces del $\text{BF}_3$ o del $\text{CCl}_4$ "son apolares". Lo apolar es la molécula.
  • Confundir geometría electrónica con molecular.
  • Contar los enlaces dobles como dos pares para la geometría: cuentan como uno (por eso el $\text{CO}_2$ es lineal).
  • Olvidar que el boro (6 $e^-$) y el berilio (4 $e^-$) son excepciones al octeto.
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Fuerzas intermoleculares y propiedades

"Explique por qué…" de la pregunta 1B

La idea. Fundir o hervir una sustancia molecular no rompe enlaces covalentes: solo separa unas moléculas de otras. Lo que hay que vencer son las fuerzas intermoleculares, mucho más débiles.

$$\text{iónico / red covalente} \;\gg\; \text{enlace de hidrógeno} \;>\; \text{dipolo-dipolo} \;>\; \text{dispersión de London}$$ Esta escala explica prácticamente todas las comparaciones de puntos de fusión y ebullición.
Tipo de sustanciaQué hay que vencer al fundirPropiedades típicas
Iónica ($\text{NaCl}$, $\text{KCl}$)La energía reticular de toda la redSólidos duros, $T_f$ altísima, conducen fundidos o disueltos, solubles en agua
Metálica (Fe, Cu)La atracción entre cationes y la nube electrónicaConducen en sólido, dúctiles y maleables
Molecular ($\text{CH}_4$, $\text{CCl}_4$, $\text{H}_2\text{O}$)Solo las fuerzas entre moléculas$T_f$ y $T_e$ bajas; solubles según su polaridad
Red covalente (diamante, $\text{SiO}_2$)Enlaces covalentes de verdadDurísimos, $T_f$ enorme, no conducen

Enlace de hidrógeno: el criterio infalible

Hay enlace de hidrógeno cuando el H está unido directamente a F, O o N. Ni más ni menos. De ahí salen dos comparaciones que caen todos los años:

ParejaQuién hierve más altoPor qué
$\text{H}_2\text{O}$ / $\text{H}_2\text{S}$El agua ($100$ frente a $-60\ ^\circ$C)Solo el agua forma enlaces de hidrógeno, pese a ser más ligera
$\text{NH}_3$ / $\text{CH}_4$El amoniaco ($-33$ frente a $-162\ ^\circ$C)El $\text{CH}_4$ es apolar: solo dispersión de London
Entre sustancias apolares del mismo tipo (los halógenos $\text{F}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$), lo único que cambia es el tamaño: más electrones, nube más polarizable, dispersión de London más fuerte. Por eso al bajar en el grupo se pasa de gas a líquido y a sólido.

Solubilidad: lo semejante disuelve a lo semejante

El agua, muy polar, disuelve compuestos iónicos (solvata los iones) y moléculas polares capaces de formar enlaces de hidrógeno con ella. No disuelve moléculas apolares como el $\text{CCl}_4$ o el propino: la energía que se ganaría no compensa romper los enlaces de hidrógeno del agua.

¿Qué se rompe cuando el metano funde?

Solo las fuerzas intermoleculares. El metano que se funde sigue siendo $\text{CH}_4$: los enlaces $\text{C–H}$ quedan intactos. Decir que se rompen es un error de concepto que la ponencia penaliza con un cero en el apartado. Y tampoco hay enlaces de hidrógeno: el H está unido a carbono.

Errores frecuentes

  • Afirmar que al hervir el agua "se rompen los enlaces $\text{O–H}$".
  • Justificar el orden de los halógenos por la electronegatividad o la polaridad: son todos apolares.
  • Decir que un metal conduce "porque es un metal", sin mencionar los electrones deslocalizados.
  • Olvidar que el $\text{NaCl}$ sólido no conduce: sus iones están fijos.
  • Confundir "tener hidrógenos" con "formar enlaces de hidrógeno".

Míralo

Puntos de ebullición de los hidruros Abrir aparte ↗
Pruébalo Tres series suben ordenadamente al bajar en el grupo y tres puntos se salen: NH₃, H₂O y HF. La línea de trazos marca dónde estaría cada uno si solo hubiera fuerzas de London. Abajo, compara el etanol con el metoximetano (misma fórmula molecular) o el butano con el octano.
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Lo que hay que llevarse

  1. Escribe siempre la configuración electrónica: de ella salen el periodo, el grupo, los electrones de valencia y los desapareados.
  2. Tres números describen un orbital; cuatro, un electrón. Y $\ell \le n-1$.
  3. Radio $\nearrow$ abajo e izquierda; ionización y electronegatividad $\nearrow$ arriba y derecha, con los gases nobles como excepción entre periodos.
  4. En series isoelectrónicas, más protones significa ion más pequeño.
  5. TRPECV: cuenta pares, decide geometría electrónica e hibridación, y solo después la geometría molecular.
  6. Polaridad = suma vectorial de dipolos. La simetría puede anularlos.
  7. Los cambios de estado de una sustancia molecular vencen fuerzas intermoleculares, nunca enlaces covalentes.
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Sistema periódico y propiedades periódicas (42)

Enlace químico y geometría molecular (28)

Estructura atómica y números cuánticos (47)

Fuerzas intermoleculares y propiedades (24)