ES · Selectividad

Enlace químico y estructura de la materia

Este apunte recorre la ruta que va del modelo mecanocuántico del átomo a las propiedades macroscópicas de las sustancias: configuración electrónica y números cuánticos, lectura de la tabla periódica por bloques, predicción del tipo de enlace (iónico, covalente o metálico) a partir de la posición de los elementos, estructuras de Lewis con geometría y polaridad según la teoría RPECV, y la deducción de estado físico, solubilidad, conductividad y puntos de fusión y ebullición a partir del enlace y de las fuerzas intermoleculares. Es un saber básico nuclear de Física y Química de Bachillerato (BOE-A-2022-5521, saber básico A) y un contenido plenamente evaluable en la Selectividad/PAU, en el que se valora razonar y justificar, no solo memorizar.

5 secciones~32 min de lectura4 competenciasRevisado · 07/2026

T·0111 / 11

Perfil de examen

CE1 · CE1 — Resolver problemas y situaciones relacionados con la física y la química aplicando las leyes y teorías científicas adecuadas (modelo mecanocuántico, regla del octeto, RPECV) para comprender y explicar la estructura de la materia.1.1 · Criterio 1.1 — Aplicar leyes y teorías científicas en el análisis de fenómenos fisicoquímicos relacionados con la estructura de la materia y la naturaleza del enlace.CE2 · CE2 — Razonar usando el pensamiento científico para formular y validar hipótesis sobre el comportamiento de la materia (relación estructura electrónica → posición periódica → tipo de enlace → propiedades).2.3 · Criterio 2.3 — Integrar leyes y teorías para validar relaciones cualitativas y cuantitativas entre la estructura de las sustancias y sus propiedades.

Operadores:explicajustificarazonarelacionapredicededuceanalizainterpretarepresentacompara

nivel básico

Exigible a todo el alumnado de modalidad: escribir configuraciones electrónicas, ubicar elementos por bloques, predecir el tipo de enlace por la posición periódica y deducir propiedades cualitativas a partir del enlace y de las fuerzas intermoleculares.

nivel avanzado

La profundización de modalidad afina el dominio de los números cuánticos, las estructuras de Lewis con resonancia y excepciones del octeto, la geometría RPECV con pares solitarios y la justificación rigurosa de la polaridad molecular como suma vectorial de momentos dipolares.

Profundidad

Texto

Contenido · 5 secciones

Enlace químico y estructura de la materia

5 secciones20 puntos clave13 fórmulas20 errores típicos

Del átomo clásico al modelo mecanocuántico: orbitales y números cuánticos#

~7 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A (Enlace químico y estructura de la materia) — estructura electrónica de los átomos tras el análisis de su interacción con la radiación electromagnética

Toda la química del enlace descansa sobre cómo se distribuyen los electrones en el átomo, y esa imagen ha cambiado profundamente a lo largo de la historia. Dalton (1808) describió el átomo como una esfera maciza e indivisible; Thomson (1897) descubrió el electrón y propuso el modelo del «pudin de pasas»; Rutherford (1911), tras el experimento de la lámina de oro, concentró la carga positiva y casi toda la masa en un núcleo diminuto rodeado de electrones; y Bohr (1913) introdujo órbitas circulares de energía cuantizada para explicar el espectro del hidrógeno. La Fig. 1 resume esta sucesión de modelos como un eje de avance científico.

Eje histórico de los modelos atómicos

Fig. 1 ↓

El modelo de Bohr funcionaba para el hidrógeno pero fallaba con átomos polielectrónicos, y dos ideas lo superaron. La hipótesis de De Broglie (1924) atribuyó al electrón un carácter ondulatorio, con una longitud de onda asociada λ = h/(m·v); y el principio de incertidumbre de Heisenberg (1927) estableció que no se pueden conocer simultáneamente y con precisión arbitraria la posición y el momento de un electrón. En consecuencia, deja de tener sentido hablar de «trayectoria» u «órbita»: solo podemos hablar de la probabilidad de encontrar el electrón en una región del espacio.

El modelo mecanocuántico (Schrödinger, 1926) describe el electrón mediante una función de onda ψ, cuyo cuadrado |ψ|² da la densidad de probabilidad. Un orbital es la región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es elevada (convencionalmente, en torno al 90 %). Cada orbital queda definido por tres números cuánticos: el principal n (n = 1, 2, 3…) fija el nivel de energía y el tamaño; el secundario o azimutal l (l = 0, 1, …, n−1) fija la forma y el subnivel (l = 0 → s esférico, l = 1 → p con dos lóbulos, l = 2 → d, l = 3 → f); y el magnético mₗ (mₗ = −l, …, 0, …, +l) fija la orientación espacial. La Fig. 2 muestra la forma esférica del orbital 1s a través de su densidad de probabilidad radial.

Densidad de probabilidad radial del orbital 1s

Fig. 2 ↓

Para describir por completo a un electrón se añade un cuarto número cuántico, el de espín mₛ, que solo puede valer +1/2 o −1/2 y representa el sentido del giro intrínseco del electrón. Así, el estado de cada electrón en el átomo queda fijado por el conjunto (n, l, mₗ, mₛ). El número de orbitales de un subnivel es 2l + 1 (un orbital s, tres p, cinco d, siete f), y como en cada orbital caben dos electrones de espín opuesto, los subniveles s, p, d y f admiten 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente. Esta «contabilidad» de orbitales es la que organiza toda la tabla periódica.

El puente entre el modelo y el experimento es la luz. Cuando un átomo absorbe energía, uno de sus electrones salta a un nivel superior (estado excitado); al regresar, devuelve la diferencia en forma de un fotón de energía E = h·ν = h·c/λ. Como los niveles están cuantizados, solo son posibles ciertas diferencias, y por eso el espectro de emisión del hidrógeno no es continuo sino un conjunto de líneas nítidas: cada línea es la huella de un salto concreto (las cuatro líneas visibles —656, 486, 434 y 410 nm— forman la serie de Balmer y corresponden a transiciones que terminan en n = 2). Ese espectro discontinuo fue la prueba experimental que obligó a cuantizar la energía electrónica, y sigue siendo la razón por la que cada elemento posee un espectro característico que permite identificarlo a distancia, incluso en la atmósfera de una estrella.

Vocabulario

→ Tarjetas

OrbitalRegión del espacio en torno al núcleo donde la probabilidad de encontrar al electrón es alta (por convenio, del 90 %); admite como máximo dos electrones de espín opuesto.
Función de ondaFunción ψ, solución de la ecuación de Schrödinger, cuyo cuadrado |ψ|² da la densidad de probabilidad de encontrar el electrón en cada punto.
Número cuántico principalEntero n = 1, 2, 3… que fija el nivel de energía y el tamaño del orbital; coincide con el periodo del elemento en la tabla.
EspínPropiedad intrínseca del electrón descrita por mₛ = +1/2 o −1/2; dos electrones alojados en un mismo orbital deben tener espines opuestos.
Principio de incertidumbreEnunciado de Heisenberg: la posición y el momento de un electrón no pueden conocerse a la vez con precisión arbitraria, lo que hace inservible la idea de trayectoria.
Espectro de líneasConjunto discreto de longitudes de onda que un elemento emite o absorbe; es la prueba experimental de que sus niveles de energía están cuantizados.

Valores del número cuántico secundario

l = 0, 1, 2, \dots, (n-1)

Para un nivel n dado, l toma valores enteros desde 0 hasta n menos uno; determina el subnivel (s, p, d, f).

Valores del número cuántico magnético

m_l = -l, \dots, 0, \dots, +l

Para cada l hay 2l + 1 orientaciones posibles; por eso hay 1 orbital s, 3 p, 5 d y 7 f.

Hipótesis de De Broglie

\lambda = \dfrac{h}{m\,v}

Longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v; h es la constante de Planck. Fundamenta el carácter ondulatorio del electrón.

Energía de un fotón

E_{\text{fotón}} = h\,\nu = \dfrac{h\,c}{\lambda}

h es la constante de Planck (6,626·10⁻³⁴ J·s), ν la frecuencia en hercios (s⁻¹), c la velocidad de la luz en el vacío (3,00·10⁸ m/s) y λ la longitud de onda en metros. Da la energía que el átomo absorbe o emite en un único salto electrónico.

Salto entre niveles cuantizados

|\Delta E| = |E_{\text{final}} - E_{\text{inicial}}| = h\,\nu

ΔE es la diferencia de energía entre los dos niveles implicados, en julios. Si el electrón sube, el átomo absorbe ese fotón; si baja, lo emite y aparece una línea en el espectro.

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Ejemplo resuelto

Validez de conjuntos de números cuánticos

Razona si el conjunto de números cuánticos (n, l, mₗ, mₛ) = (3, 2, −2, +1/2) puede corresponder a un electrón real y, en caso afirmativo, indica a qué subnivel y orbital pertenece.

Comprobar n
El número cuántico principal debe ser un entero positivo. Aquí n = 3, que es válido (tercer nivel).
Comprobar l
Debe cumplirse 0 ≤ l ≤ n−1. Como n = 3, l puede valer 0, 1 o 2. Aquí l = 2, que es válido y corresponde a un subnivel d.
Comprobar mₗ
Debe cumplirse −l ≤ mₗ ≤ +l. Como l = 2, mₗ puede ser −2, −1, 0, +1 o +2. Aquí mₗ = −2, que es válido (uno de los cinco orbitales d).
Comprobar mₛ
El espín solo puede valer +1/2 o −1/2. Aquí mₛ = +1/2, que es válido.

Resultado: El conjunto (3, 2, −2, +1/2) es plenamente posible: describe un electrón del subnivel 3d, alojado en uno de sus cinco orbitales, con espín +1/2.

Objetivo Selectividad

Explicar por qué el modelo mecanocuántico sustituye al de Bohr, citando con precisión la hipótesis de De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisenberg, y definir correctamente qué es un orbital.
Dado un electrón, indicar los valores posibles de n, l, mₗ y mₛ, o decidir si un conjunto de cuatro números cuánticos es posible o imposible, justificando la respuesta con las reglas l ≤ n−1 y |mₗ| ≤ l.
Calcular la energía, la frecuencia o la longitud de onda del fotón asociado a un salto electrónico con E = h·ν = h·c/λ, expresando λ en metros y el resultado en julios.
Justificar con el modelo cuántico por qué el espectro de emisión del hidrógeno es de líneas y no continuo, y qué informa cada línea sobre los niveles de energía del átomo.

Errores frecuentes

Confundir «órbita» (trayectoria definida del modelo de Bohr) con «orbital» (región de probabilidad del modelo mecanocuántico): son conceptos de modelos distintos y no deben mezclarse.
Asignar valores prohibidos a los números cuánticos, por ejemplo l = n (cuando como máximo l = n−1) o mₗ = 2 para un orbital p (cuando para l = 1 solo se permite mₗ = −1, 0, +1).
Sustituir λ en nanómetros dentro de E = h·c/λ: la expresión exige metros (1 nm = 10⁻⁹ m) y olvidar el factor desplaza el resultado nueve órdenes de magnitud.
Contar mal los orbitales de un subnivel: son 2l + 1, no l, de modo que el subnivel d (l = 2) tiene cinco orbitales y admite diez electrones.

Repaso activo

Indica cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, l, mₗ, mₛ) son posibles para un electrón y, en los imposibles, explica qué regla se incumple: (a) (2, 1, −1, +1/2); (b) (3, 3, 0, −1/2); (c) (2, 0, 1, +1/2); (d) (4, 2, −2, −1/2).

Practicar con ejercicios afines8 preguntas de este tema

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))

Configuración electrónica y su lectura en la tabla periódica#

~6 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — configuración electrónica de átomos e iones; principio de Aufbau, exclusión de Pauli y regla de Hund

La configuración electrónica es el reparto de los electrones de un átomo entre sus orbitales en el estado fundamental (el de mínima energía), y se construye con tres reglas. El principio de Aufbau (construcción) indica que los orbitales se llenan en orden creciente de energía; el principio de exclusión de Pauli prohíbe que dos electrones del mismo átomo tengan los cuatro números cuánticos iguales (de ahí que en un orbital quepan como máximo dos electrones, con espines opuestos); y la regla de Hund de la máxima multiplicidad dice que, dentro de un subnivel, los electrones ocupan primero los orbitales disponibles en solitario y con espines paralelos antes de aparearse.

El orden energético de llenado se recuerda con el diagrama de Möller (regla de las diagonales): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s… Conviene fijarse en que el subnivel 4s se llena antes que el 3d porque tiene menor energía, lo que explica que el cuarto periodo se abra con K y Ca (4s) antes de los metales de transición (3d). La Fig. 3 representa este diagrama de diagonales como mapa de llenado.

Diagrama de Möller (regla de las diagonales) del orden de llenado

Fig. 3 ↓

Para los iones, la configuración se obtiene a partir de la del átomo neutro. Los aniones se forman ganando electrones, que se añaden en los orbitales de mayor energía siguiendo las reglas; los cationes se forman perdiendo electrones, y aquí hay un matiz importante: en los metales de transición los electrones se pierden primero del subnivel s más externo y después del d (por ejemplo, el Fe [Ar]3d⁶4s² da Fe²⁺ [Ar]3d⁶, no [Ar]3d⁴4s²). Muchos iones adquieren así una configuración especialmente estable, la de gas noble (capa de valencia ns²np⁶, ocho electrones).

La gran utilidad de la configuración electrónica es que se lee directamente sobre la tabla periódica. El último nivel ocupado (el mayor valor de n) coincide con el periodo, y el último subnivel que se llena identifica el bloque: bloque s (grupos 1 y 2), bloque p (grupos 13 a 18), bloque d (metales de transición, grupos 3 a 12) y bloque f (lantánidos y actínidos). Los electrones de la capa de valencia (los del nivel n más alto) determinan el grupo y, con ellos, la valencia y el comportamiento químico del elemento. La Fig. 4 colorea la tabla por bloques.

La tabla periódica organizada por bloques s, p, d, f

Fig. 4 ↓

Vocabulario

→ Tarjetas

Configuración electrónicaReparto de los electrones de un átomo entre sus orbitales en el estado fundamental, escrito por niveles y subniveles.
Principio de AufbauRegla de construcción: los orbitales se ocupan en orden creciente de energía, el que recoge el diagrama de Möller.
Principio de exclusión de PauliDos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales; de ahí el límite de dos electrones por orbital.
Regla de HundDentro de un subnivel, los electrones ocupan primero orbitales distintos y con espines paralelos antes de aparearse.
Capa de valenciaElectrones del nivel n más alto ocupado; son los que participan en el enlace y los que fijan el grupo del elemento.
Electrón desapareadoElectrón que ocupa en solitario un orbital; su número determina el carácter paramagnético de la especie.

Capacidad de un nivel

\text{N.º máx. de electrones por nivel} = 2n^2

El nivel n admite como máximo 2n² electrones: 2 en n=1, 8 en n=2, 18 en n=3, 32 en n=4.

Formación de un catión de transición

\ce{Fe}: [\ce{Ar}]\,3d^6\,4s^2 \;\longrightarrow\; \ce{Fe^2+}: [\ce{Ar}]\,3d^6

Al ionizar, los electrones se retiran primero del 4s (más externo) y después del 3d.

Ejemplo resuelto

Configuración de un átomo y de su ion; posición periódica

Para el átomo de azufre (Z = 16): escribe su configuración electrónica en estado fundamental, indica su periodo, grupo y bloque, y deduce la configuración del ion sulfuro S²⁻ que forma habitualmente.

Configuración del átomo neutro
Repartimos los 16 electrones siguiendo el orden de Aufbau: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p.
Periodo y bloque
El nivel más alto ocupado es n = 3, luego el azufre está en el 3.er periodo. El último subnivel llenado es 3p, así que pertenece al bloque p.
Grupo
La capa de valencia es 3s²3p⁴, con 6 electrones de valencia: el azufre está en el grupo 16 (anfígenos o calcógenos).
Ion sulfuro
El azufre gana 2 electrones para alcanzar la configuración del gas noble argón, completando el octeto 3s²3p⁶.

Resultado: El azufre es 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴: 3.er periodo, grupo 16, bloque p; su ion sulfuro S²⁻ es 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, isoelectrónico con el argón (octeto completo).

Errores frecuentes

Llenar 3d antes que 4s (o, al formar el catión, quitar electrones del 3d antes que del 4s): el orden de llenado y el orden de pérdida de electrones no coinciden, y olvidarlo lleva a iones mal escritos.
Aparear electrones en un subnivel antes de haber ocupado en solitario todos sus orbitales, incumpliendo la regla de Hund (p. ej. escribir el nitrógeno con un orbital p doblemente ocupado y otro vacío).
Construir la configuración de un ion partiendo del gas noble más próximo: el punto de partida es siempre el átomo neutro, y solo después se añaden o se retiran electrones.
Ignorar las dos anomalías del cuarto periodo: el cromo es [Ar]4s¹3d⁵ y el cobre [Ar]4s¹3d¹⁰, no 4s²3d⁴ ni 4s²3d⁹.

Ampliación

Dos elementos del cuarto periodo rompen el orden de Möller porque un subnivel d semilleno o completo resulta especialmente estable: el cromo adopta [Ar]4s¹3d⁵ en lugar de [Ar]4s²3d⁴ y el cobre [Ar]4s¹3d¹⁰ en lugar de [Ar]4s²3d⁹; en ambos casos un electrón del 4s promociona al 3d. La misma pauta se repite en el quinto periodo (molibdeno y plata). Conviene tener presentes al menos los dos casos del cuarto periodo, porque aparecen con regularidad en los enunciados que piden electrones desapareados o propiedades magnéticas.

Repaso activo

Escribe la configuración electrónica completa del átomo neutro de manganeso (Z = 25) y de su ion Mn²⁺. Indica el periodo, el grupo y el bloque del manganeso y el número de electrones desapareados que tiene el ion Mn²⁺.

Practicar con ejercicios afines8 preguntas de este tema

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)

Tipos de enlace y su predicción a partir de la posición periódica#

~5 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — teorías de estabilidad atómica e iónica: regla del octeto y predicción del tipo de enlace (iónico, covalente, metálico)

Enlace iónico: transferencia de electrones Na → Cl

Los átomos se enlazan para alcanzar una situación de menor energía y mayor estabilidad. La regla del octeto, propuesta por Lewis, resume esa tendencia: los átomos de los elementos representativos tienden a rodearse de ocho electrones en su capa de valencia (la configuración estable de gas noble), bien cediendo, captando o compartiendo electrones. La excepción notable es el hidrógeno (y el helio, el litio o el berilio), que se estabilizan con dos electrones (regla del dueto). La regla del octeto es una herramienta predictiva muy potente, aunque tiene excepciones que se ven en el enlace covalente.

Existen tres modelos límite de enlace, y el tipo que se forma puede predecirse a partir de la posición de los elementos en la tabla periódica. El enlace iónico aparece entre un metal (baja electronegatividad, tiende a ceder electrones) y un no metal (alta electronegatividad, tiende a captarlos): el metal forma cationes, el no metal aniones, y la atracción electrostática entre iones de signo opuesto los mantiene unidos formando una red cristalina iónica, no moléculas aisladas. La Fig. 5 sitúa los tres tipos de enlace según el carácter metálico de los elementos implicados.

Mapa de los tres tipos de enlace según el carácter de los elementos

Fig. 5 ↓

El enlace covalente se da entre no metales (ambos con tendencia a captar electrones): ninguno cede del todo, así que comparten uno o más pares de electrones para completar su octeto. Si los átomos son iguales o de electronegatividad muy parecida, el enlace es covalente apolar; si difieren, es covalente polar (el par compartido se desplaza hacia el más electronegativo, que adquiere carga parcial negativa δ⁻). El enlace metálico, por su parte, se da entre átomos metálicos: sus electrones de valencia se deslocalizan formando un «mar de electrones» que rodea a los cationes ordenados en una red, lo que explica la conductividad y la maleabilidad de los metales.

La herramienta cuantitativa para anticipar la polaridad y la naturaleza del enlace es la diferencia de electronegatividad (Δχ) en la escala de Pauling. Como guía orientativa: Δχ próxima a 0 indica enlace covalente apolar; Δχ intermedia (aproximadamente entre 0,4 y 1,7), covalente polar; y Δχ grande (mayor de 1,7 aproximadamente), carácter marcadamente iónico. Estos umbrales son orientativos, no fronteras rígidas: el enlace real es un continuo entre los modelos límite. La electronegatividad crece hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica (el flúor es el elemento más electronegativo).

Vocabulario

→ Tarjetas

Regla del octetoTendencia de los elementos representativos a rodearse de ocho electrones de valencia cediéndolos, captándolos o compartiéndolos.
Enlace iónicoUnión por atracción electrostática entre cationes y aniones formados por transferencia de electrones; da redes cristalinas, no moléculas.
Enlace covalenteUnión entre no metales por compartición de uno o más pares de electrones para completar el octeto.
Enlace metálicoUnión entre átomos metálicos cuyos electrones de valencia se deslocalizan en un «mar» que rodea a los cationes de la red.
ElectronegatividadMedida de la tendencia de un átomo enlazado a atraer hacia sí el par de electrones compartido; crece hacia la derecha y hacia arriba en la tabla.
Red cristalinaOrdenación tridimensional y periódica de iones o átomos; en un compuesto iónico la fórmula solo indica su proporción.

Diferencia de electronegatividad

\Delta\chi = |\chi_A - \chi_B|

Valor absoluto de la diferencia de electronegatividades de Pauling de los dos átomos enlazados; orienta sobre el carácter del enlace.

Formación del enlace iónico

\ce{Na} + \ce{Cl} \longrightarrow \ce{Na+} + \ce{Cl-} \longrightarrow \ce{NaCl}\,(s)

El sodio cede un electrón al cloro; los iones de signo opuesto se atraen y forman una red cristalina iónica.

Ejemplo resuelto

Predicción del tipo de enlace por electronegatividad

Razona el tipo de enlace de los compuestos siguientes a partir de la posición de los elementos en la tabla periódica y de la diferencia de electronegatividad de Pauling: a) MgO; b) O₂; c) H₂O. Datos: χ(Mg) ≈ 1,2; χ(O) ≈ 3,5; χ(H) ≈ 2,1.

MgO
El magnesio es un metal (grupo 2) y el oxígeno un no metal (grupo 16). La diferencia de electronegatividad es grande (3,5 − 1,2 = 2,3 > 1,7): enlace iónico. El Mg cede 2 e⁻ al O.
O₂
Son dos átomos del mismo no metal, así que comparten electrones con diferencia de electronegatividad nula: enlace covalente apolar (de hecho, un doble enlace).
H₂O
El hidrógeno y el oxígeno son no metales que comparten electrones, pero con diferencia de electronegatividad apreciable: enlace covalente polar; el O atrae más el par y adquiere carga parcial δ⁻.

Resultado: MgO presenta enlace iónico (Δχ = 2,3); O₂ enlace covalente apolar (Δχ = 0); y H₂O enlaces covalentes polares (Δχ = 1,4), con el oxígeno como extremo negativo.

Errores frecuentes

Hablar de «moléculas» de cloruro de sodio: los compuestos iónicos forman redes cristalinas tridimensionales, no moléculas; la fórmula NaCl indica solo la proporción (fórmula empírica), no una molécula real.
Usar la diferencia de electronegatividad como una frontera exacta y olvidar que el carácter iónico/covalente es gradual; tratar Δχ = 1,7 como un corte tajante en lugar de un valor orientativo.
Aplicar la regla del octeto al hidrógeno: el H se estabiliza con dos electrones (regla del dueto), igual que el helio, el litio o el berilio.
Decir que en el enlace iónico «se comparten» electrones: en el modelo iónico hay transferencia completa del metal al no metal; compartir es propio del covalente.

Repaso activo

Para los compuestos KF, Cl₂ y HCl, predice razonadamente el tipo de enlace que presenta cada uno usando la posición de los elementos en la tabla periódica y la diferencia de electronegatividad de Pauling (datos: χ(K) ≈ 0,8; χ(F) ≈ 4,0; χ(H) ≈ 2,1; χ(Cl) ≈ 3,0). Clasifica los enlaces covalentes como polares o apolares.

Practicar con ejercicios afines8 preguntas de este tema

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: estructuras de Lewis, geometría molecular y polaridad#

~6 min de lecturaProfundizaciónBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — enlace covalente y estructuras de Lewis; geometría molecular y polaridad

La estructura de Lewis es la representación que muestra cómo se distribuyen los electrones de valencia en una molécula: los pares de electrones compartidos (enlazantes) se dibujan como líneas o pares de puntos entre dos átomos, y los pares no compartidos (solitarios o libres) sobre cada átomo. Para construirla se cuentan los electrones de valencia totales, se coloca el átomo central (normalmente el menos electronegativo, salvo el H, que siempre es terminal), se forman enlaces sencillos y se completan los octetos repartiendo el resto; si faltan electrones, se forman enlaces dobles o triples. La Fig. 7 ofrece una galería de estructuras de Lewis representativas.

Galería de estructuras de Lewis y geometrías RPECV

Fig. 7 ↓

La regla del octeto orienta este reparto, pero presenta excepciones que conviene conocer: el octeto incompleto (BF₃, con solo 6 electrones alrededor del boro), el octeto expandido (SF₆, PCl₅, donde el átomo central del tercer periodo o posteriores acomoda más de 8 electrones usando orbitales d) y las moléculas con número impar de electrones o radicales (NO, NO₂). Reconocer estas excepciones evita forzar estructuras incorrectas.

A partir de la estructura de Lewis se deduce la geometría con la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV o VSEPR): los pares de electrones que rodean al átomo central (enlazantes y solitarios) se disponen lo más alejados posible para minimizar su repulsión, y eso fija los ángulos. Con 2 pares la geometría es lineal (180°); con 3, triangular plana (120°); con 4, tetraédrica (109,5°). Los pares solitarios cuentan para la disposición pero no se «ven» en la forma de la molécula y, como repelen más que los enlazantes, comprimen los ángulos: el agua (2 pares enlazantes + 2 solitarios) es angular (≈ 104,5°) y el amoniaco (3 + 1) es piramidal trigonal (≈ 107°). La Fig. 8 representa la geometría angular del agua.

Geometría angular de la molécula de agua (104,5°)

Fig. 8 ↓

La polaridad de la molécula resulta de combinar la polaridad de cada enlace con la geometría. Cada enlace polar tiene un momento dipolar (un vector que apunta del polo positivo al negativo); la molécula es polar si la suma vectorial de esos momentos no se anula, y apolar si se cancela por simetría. Así, el CO₂ (lineal, O=C=O) es apolar pese a tener enlaces polares, porque sus dos dipolos son opuestos y se cancelan; en cambio el H₂O es polar porque su forma angular impide la cancelación. Esta distinción —enlace polar frente a molécula polar— es decisiva para entender las propiedades del apartado siguiente.

Vocabulario

→ Tarjetas

Estructura de LewisRepresentación de los electrones de valencia de una molécula: líneas para los pares enlazantes y puntos para los pares solitarios.
Par solitarioPar de electrones de valencia no compartido; cuenta para la disposición RPECV y comprime los ángulos, pero no forma parte de la forma visible.
RPECVTeoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia: los pares del átomo central se alejan al máximo, y eso fija los ángulos.
Momento dipolarVector que apunta del polo positivo al negativo de un enlace polar; su suma vectorial decide si la molécula es polar.
Octeto expandidoExcepción en la que un átomo central del tercer periodo o posterior acomoda más de ocho electrones (SF₆, PCl₅).
Molécula apolarMolécula cuya suma de momentos dipolares se anula por simetría, aunque sus enlaces sean polares (CO₂, CCl₄).

Momento dipolar molecular

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

El momento dipolar de la molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces; si se anula, la molécula es apolar.

Cancelación de dipolos en el CO₂

\ce{CO2}:\quad \ce{O=C=O} \;\Rightarrow\; \vec{\mu}_{mol} = \vec{0}

Los dos dipolos C=O, iguales y opuestos por la geometría lineal, se cancelan: molécula apolar pese a enlaces polares.

Ejemplo resuelto

Lewis, geometría y polaridad del metano y del agua

Para las moléculas CH₄ y H₂O: representa su estructura de Lewis, deduce su geometría con la teoría RPECV indicando el ángulo de enlace y razona si cada molécula es polar o apolar.

Lewis del CH₄
El carbono (4 e⁻ de valencia) forma cuatro enlaces sencillos con cuatro hidrógenos; cada H completa su dueto y el C su octeto. No quedan pares solitarios en el carbono.
Geometría del CH₄
Cuatro pares enlazantes alrededor del C se separan al máximo: geometría tetraédrica con ángulos H–C–H de 109,5°.
Polaridad del CH₄
Los cuatro enlaces C–H son poco polares y, por la simetría tetraédrica, sus momentos dipolares se cancelan: molécula apolar.
Lewis y geometría del H₂O
El oxígeno (6 e⁻) forma dos enlaces O–H y conserva dos pares solitarios. Con 4 pares (2 enlazantes + 2 solitarios), la disposición es tetraédrica, pero la forma es angular; los pares libres cierran el ángulo a ≈ 104,5°.
Polaridad del H₂O
Los dos dipolos O–H no se cancelan por la forma angular; su suma vectorial apunta hacia el oxígeno: molécula polar.

Resultado: El metano es tetraédrico (109,5°) y apolar por simetría; el agua es angular (≈ 104,5°) y polar porque sus dos dipolos O–H no se cancelan.

Explicación paso a paso7 pasos

1
La pregunta «¿es polar esta molécula?» nunca se responde mirando la fórmula. Se responde en tres pasos encadenados: primero la estructura de Lewis, después la geometría, y solo al final la suma de los dipolos. Lo hacemos con el amoniaco, NH₃.
2
Paso uno: contamos los electrones de valencia. El nitrógeno aporta 5 y cada hidrógeno 1, en total 8 electrones, es decir 4 pares. Tres pares forman los enlaces N–H y el cuarto queda como par solitario sobre el nitrógeno.
3
Paso dos: contamos los pares que rodean al átomo central, enlazantes y solitarios juntos. Son cuatro, así que la disposición de los pares es tetraédrica. Este es el número que la RPECV pide, y es donde más se falla: los pares solitarios cuentan aquí aunque no se vean después.
4
Paso tres: la forma de la molécula solo la dibujan los átomos. De los cuatro vértices del tetraedro, tres están ocupados por hidrógenos y uno por el par solitario; la forma resultante es una pirámide trigonal, no un tetraedro.
De los pares a la forma
$4\ \text{pares} \;\Rightarrow\; \text{disposición tetraédrica};\quad 3\ \text{enlazantes} + 1\ \text{solitario} \;\Rightarrow\; \text{pirámide trigonal}$
La disposición la fijan TODOS los pares; la forma, solo los enlazantes.
5
El par solitario ocupa más espacio que un par enlazante, porque solo lo retiene un núcleo. Al empujar sobre los enlaces N–H cierra el ángulo desde los 109,5° del tetraedro perfecto hasta unos 107°.
6
Paso cuatro: cada enlace N–H es polar, porque el nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno, y su momento dipolar apunta hacia el nitrógeno. Como los tres apuntan «hacia arriba» dentro de la pirámide, no se cancelan.
Suma vectorial de dipolos en el NH₃
$\vec{\mu}_{\text{mol}} = \sum_i \vec{\mu}_i \neq \vec{0}$
μ⃗ᵢ es el momento dipolar de cada enlace N–H, en debyes (D) o C·m; la geometría piramidal impide que la suma se anule.
7
Conclusión: el NH₃ es una molécula polar. Repite el mismo recorrido con el CO₂ y verás dónde se separan los caminos: allí la disposición es lineal, los dos dipolos C=O son opuestos y la suma sí se anula, de modo que la molécula es apolar pese a tener enlaces polares.

Objetivo Selectividad

Representar la estructura de Lewis de una molécula sencilla, deducir su geometría con la teoría RPECV (indicando ángulos y el efecto de los pares solitarios) y justificar si la molécula es polar o apolar mediante la suma vectorial de momentos dipolares.
Explicar por qué una molécula con enlaces polares puede ser globalmente apolar (CO₂, BF₃, CCl₄) y reconocer las principales excepciones a la regla del octeto.
Contar los electrones de valencia totales de una molécula o de un ion poliatómico —sumando un electrón por carga negativa y restando uno por carga positiva— antes de repartirlos en la estructura de Lewis.
Separar la disposición de los pares electrónicos de la forma de la molécula: con cuatro pares la disposición es siempre tetraédrica, pero la forma es tetraédrica, piramidal o angular según cuántos pares sean solitarios.

Errores frecuentes

Confundir enlace polar con molécula polar: el CO₂ y el tetracloruro de carbono tienen enlaces polares pero son moléculas apolares porque sus dipolos se cancelan por simetría.
Olvidar los pares solitarios al deducir la geometría: contar solo los enlaces lleva a decir que el agua es «lineal» o el amoniaco «trigonal plano», cuando los pares libres los hacen angular y piramidal respectivamente.
Colocar el hidrógeno como átomo central: el H forma un solo enlace y siempre es terminal; el átomo central suele ser el menos electronegativo.
Dar 109,5° como ángulo del agua y del amoniaco: los pares solitarios repelen más que los enlazantes y comprimen el ángulo hasta ≈ 104,5° en el H₂O y ≈ 107° en el NH₃.

Repaso activo

Para las moléculas NH₃ y CO₂: dibuja su estructura de Lewis, deduce su geometría con la teoría RPECV indicando el ángulo de enlace aproximado, y razona si cada molécula es polar o apolar mediante la suma vectorial de los momentos dipolares.

Practicar con ejercicios afines8 preguntas de este tema

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))

Propiedades de las sustancias según el enlace y las fuerzas intermoleculares#

~6 min de lecturaProfundizaciónBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — deducción de propiedades macroscópicas (estado físico, solubilidad, conductividad, puntos de fusión y ebullición) a partir del tipo de enlace y la estructura; fuerzas intermoleculares (enlace de hidrógeno, Van der Waals)

La gran síntesis del tema es que el tipo de enlace y la estructura permiten predecir las propiedades macroscópicas de una sustancia: estado físico, puntos de fusión y ebullición, solubilidad y conductividad eléctrica. Los compuestos iónicos forman redes cristalinas con fuertes atracciones electrostáticas, por lo que son sólidos de puntos de fusión y ebullición altos, duros pero frágiles; son solubles en disolventes polares como el agua; no conducen la electricidad en estado sólido (los iones están fijos), pero sí fundidos o en disolución acuosa (los iones quedan libres). La Fig. 9 compara estas propiedades por tipo de sustancia.

Comparación de propiedades según el tipo de sustancia

Fig. 9 ↓

Las sustancias metálicas, con su «mar de electrones» deslocalizados, son buenas conductoras del calor y la electricidad en estado sólido, dúctiles y maleables (los planos de cationes pueden deslizar sin romper el enlace) y, salvo el mercurio, sólidas a temperatura ambiente con puntos de fusión muy variables. En el extremo de los covalentes hay que distinguir dos casos muy diferentes: los sólidos covalentes o cristales atómicos (diamante, grafito, dióxido de silicio) forman redes covalentes gigantes, con puntos de fusión altísimos, gran dureza e insolubilidad (el diamante no conduce; el grafito sí, por sus electrones deslocalizados); frente a ellos, las sustancias moleculares covalentes (H₂O, CO₂, I₂) están formadas por moléculas discretas.

En las sustancias moleculares, lo que se rompe al fundir o hervir no son los enlaces covalentes internos (fuertes), sino las fuerzas intermoleculares (mucho más débiles) que mantienen unidas las moléculas entre sí. Por eso son blandas y de puntos de fusión y ebullición bajos. Estas fuerzas, llamadas en conjunto fuerzas de Van der Waals, son de dos tipos principales: las fuerzas de dispersión de London (presentes en todas las moléculas, debidas a dipolos instantáneos; crecen con la masa/tamaño molecular) y las fuerzas dipolo-dipolo (entre moléculas polares permanentes). La Fig. 10 ilustra el enlace de hidrógeno en el agua.

Enlace de hidrógeno entre moléculas de agua

Fig. 10 ↓

Un caso especialmente intenso de interacción es el enlace de hidrógeno (o puente de hidrógeno): aparece cuando un hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo y pequeño (F, O o N) interacciona con un par solitario de otro de esos átomos en una molécula vecina. Es la más fuerte de las fuerzas intermoleculares y explica anomalías clave: el elevado punto de ebullición del agua frente a otros hidruros del grupo, la menor densidad del hielo que del agua líquida, y la alta solubilidad en agua de alcoholes y azúcares. En cuanto a la solubilidad, rige el principio «lo semejante disuelve a lo semejante»: las sustancias polares e iónicas se disuelven en disolventes polares (agua) y las apolares en disolventes apolares; por eso el aceite (apolar) no se mezcla con el agua (polar).

Vocabulario

→ Tarjetas

Fuerzas de Van der WaalsConjunto de interacciones débiles entre moléculas: dispersión de London y dipolo-dipolo. Se vencen al fundir o hervir una sustancia molecular.
Fuerzas de dispersión de LondonAtracciones debidas a dipolos instantáneos; existen en todas las moléculas y crecen con el tamaño y la masa molecular.
Enlace de hidrógenoInteracción intermolecular intensa entre un H unido a F, O o N y un par solitario de otro de esos átomos vecino.
Sólido covalente reticularRed covalente gigante (diamante, SiO₂) de dureza y punto de fusión altísimos, en la que fundir exige romper enlaces covalentes.
Sustancia molecularSustancia formada por moléculas discretas unidas entre sí solo por fuerzas intermoleculares; blanda y de bajo punto de fusión.
SolubilidadCantidad máxima de soluto que admite un disolvente; sigue el principio de que lo semejante disuelve a lo semejante.

Enlace de hidrógeno

\ce{F-H \bond{...}:F}, \quad \ce{O-H \bond{...}:O}, \quad \ce{N-H \bond{...}:N}

Interacción de un H unido a F, O o N con un par solitario de otro átomo electronegativo (F, O, N) de una molécula vecina (la línea punteada).

Anomalía del agua

T_{eb}(\ce{H2O}) \gg T_{eb}(\ce{H2S})

El agua hierve a 100 °C y el sulfuro de hidrógeno por debajo de −60 °C, pese a tener menor masa, por los enlaces de hidrógeno del agua.

Ejemplo resuelto

Deducción de propiedades a partir del enlace

Justifica las siguientes observaciones experimentales: a) el cloruro de sodio funde a 801 °C y solo conduce la electricidad fundido o disuelto, mientras que el sodio metálico conduce siendo sólido; b) el agua hierve a 100 °C pero el sulfuro de hidrógeno (H₂S), de mayor masa molar, hierve a −60 °C.

Tipo de sustancia (a)
El NaCl es iónico (metal + no metal): red cristalina de iones Na⁺ y Cl⁻ con fuertes atracciones electrostáticas, de ahí su elevado punto de fusión.
Conductividad del NaCl
En el sólido los iones están fijos en la red y no conducen; al fundir o disolver en agua quedan libres y transportan carga: por eso solo conduce fundido o disuelto.
Conductividad del Na metálico
En el metal los electrones de valencia están deslocalizados (mar de electrones), por lo que conduce ya en estado sólido.
Fuerzas intermoleculares (b)
Ambos son moleculares; al hervir se vencen sus fuerzas intermoleculares. El agua forma enlaces de hidrógeno (O–H···O), mucho más intensos que las fuerzas dipolo-dipolo del H₂S (el S es menos electronegativo y no forma puentes de hidrógeno).
Conclusión (b)
Pese a su menor masa molar, el agua necesita más energía para separar sus moléculas por los enlaces de hidrógeno, así que hierve mucho más alto que el H₂S.

Resultado: El alto punto de fusión y la conductividad solo en fundido/disolución del NaCl se explican por su red iónica; la conductividad del Na sólido, por su mar de electrones; y el alto punto de ebullición del agua frente al H₂S, por los enlaces de hidrógeno que el agua sí forma.

Objetivo Selectividad

Deducir y justificar las propiedades macroscópicas (estado físico, punto de fusión/ebullición, solubilidad, conductividad) de una sustancia a partir de su tipo de enlace y, en las moleculares, de sus fuerzas intermoleculares.
Explicar el enlace de hidrógeno e identificar en qué sustancias aparece, y usarlo para justificar anomalías como el alto punto de ebullición del agua o la flotabilidad del hielo; comparar puntos de ebullición de sustancias moleculares según sus fuerzas intermoleculares.
Ordenar por punto de ebullición un conjunto de sustancias moleculares justificando el orden por el tipo de fuerza intermolecular (dispersión < dipolo-dipolo < enlace de hidrógeno) y, dentro de un mismo tipo, por la masa molecular.
Distinguir un sólido covalente reticular (diamante, SiO₂) de una sustancia molecular covalente (I₂, CO₂) y deducir de esa diferencia estructural la enorme diferencia en sus puntos de fusión.

Errores frecuentes

Decir que al hervir el agua «se rompen los enlaces O–H»: lo que se vence son los enlaces de hidrógeno entre moléculas (fuerzas intermoleculares), no los enlaces covalentes dentro de cada molécula.
Afirmar que los compuestos iónicos conducen la electricidad «siempre»: en estado sólido NO conducen (los iones están inmovilizados en la red); solo lo hacen fundidos o disueltos en agua, cuando los iones pueden moverse.
Atribuir enlace de hidrógeno a cualquier sustancia que contenga hidrógeno: exige que el H esté unido directamente a F, O o N, de modo que el CH₄ y el HCl no lo presentan.
Comparar puntos de ebullición solo por la masa molecular: entre H₂O (18 u) y H₂S (34 u) manda el enlace de hidrógeno, y por eso hierve antes el sulfuro pese a ser más pesado.

Repaso activo

Se dispone de tres sustancias: cloruro de potasio (KCl), cobre (Cu) y yodo (I₂). Para cada una, identifica el tipo de enlace o de sustancia y deduce de forma razonada su estado físico a temperatura ambiente, su solubilidad en agua y su conductividad eléctrica en estado sólido y, si procede, fundido o disuelto.

Practicar con ejercicios afines8 preguntas de este tema

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)

Revisado · 07/2026Versión completa con el regulador de profundidad — mismo lugar, mismas anclas

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Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Véase también

Enlace químico y estructura de la materia

5 secciones~32 min de lectura4 competenciasRevisado · 07/2026

Propiedades de las sustancias según el enlace y las fuerzas intermoleculares#

Enlace químico y estructura de la materia

Puntos clave

Validez de conjuntos de números cuánticos

Puntos clave

Configuración de un átomo y de su ion; posición periódica

Puntos clave

Predicción del tipo de enlace por electronegatividad

Puntos clave

Lewis, geometría y polaridad del metano y del agua

Puntos clave

Deducción de propiedades a partir del enlace

Fuentes

Enlace químico y estructura de la materia

Puntos clave

Validez de conjuntos de números cuánticos

Puntos clave

Configuración de un átomo y de su ion; posición periódica

Puntos clave

Predicción del tipo de enlace por electronegatividad

Puntos clave

Lewis, geometría y polaridad del metano y del agua

Puntos clave

Deducción de propiedades a partir del enlace

Fuentes