Compuestos Covalentes Moleculares

Imagínate las moléculas como pequeños imanes que se atraen entre sí. Los compuestos covalentes moleculares están formados por moléculas unidas por fuerzas intermoleculares, que son mucho más débiles que los enlaces covalentes dentro de cada molécula.

Estas fuerzas se dividen en varios tipos según si las moléculas son polares o apolares. Las fuerzas de Van der Waals tipo dispersión o London aparecen en todas las moléculas, incluso las apolares como el CH₄ o CO₂. Se crean por fluctuaciones rápidas en la distribución de electrones que provocan dipolos instantáneos.

En moléculas polares como HCl o SO₂, además de las fuerzas de London, aparecen las fuerzas dipolo-dipolo debido a la atracción entre las cargas parciales positivas y negativas permanentes de las moléculas.

Truco para recordar: Cuanto más grande es la molécula, más intensas son las fuerzas de London. Por eso el I₂ es sólido mientras que el Cl₂ es gas a temperatura ambiente.

Enlaces de Hidrógeno y Propiedades Moleculares

Los enlaces de hidrógeno son el tipo más fuerte de fuerza intermolecular. Solo aparecen cuando el hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos y pequeños: F, O o N. Ejemplos típicos son H₂O, NH₃ y HF.

Por eso el agua tiene puntos de fusión y ebullición tan altos comparado con moléculas similares. Los puntos de fusión y ebullición de los compuestos moleculares suelen ser bajos porque solo hay que romper estas fuerzas débiles, no los enlaces covalentes.

En cuanto a solubilidad, recuerda la regla de oro: "lo similar disuelve lo similar". Los compuestos apolares se disuelven en disolventes apolares, mientras que los polares se disuelven mejor en disolventes polares como el agua.

La conductividad eléctrica es prácticamente nula porque los electrones están localizados en los enlaces, aunque algunos como el HCl pueden ionizarse en agua y entonces sí conducir.

Para el examen: Si comparas Br₂ (apolar pero grande) con HBr (polar pero pequeño), el Br₂ tendrá fuerzas intermoleculares más intensas debido a su mayor masa molecular.

Compuestos Covalentes Atómicos y Metálicos

Los compuestos covalentes atómicos como el diamante, grafito y cuarzo (SiO₂) son como una molécula gigante. Todos los átomos están unidos por enlaces covalentes fuertes, lo que les da propiedades extremas.

Sus puntos de fusión y ebullición están entre los más altos conocidos porque hay que romper enlaces covalentes, no solo fuerzas intermoleculares. Son prácticamente insolubles en cualquier disolvente y no conducen electricidad (excepto el grafito por sus electrones deslocalizados).

Los compuestos metálicos funcionan con el modelo del "gas de electrones". Los átomos pierden sus electrones de valencia formando cationes, mientras que los electrones se mueven libremente por toda la estructura como un gas.

Este modelo explica perfectamente por qué los metales son excelentes conductores eléctricos y térmicos. Los puntos de fusión son variables pero generalmente altos, y son insolubles excepto entre ellos mismos (aleaciones).

Dato curioso: Los metales son dúctiles y maleables porque los electrones pueden redistribuirse cuando aplicamos fuerza, a diferencia de los cristales covalentes que se fracturan.

Compuestos Iónicos y Energía Reticular

Los compuestos iónicos como NaCl o CaO forman cristales iónicos donde cationes y aniones se ordenan en estructuras tridimensionales perfectas. La clave para entender sus propiedades es la energía reticular.

La energía reticular es la energía necesaria para separar completamente un cristal iónico en iones gaseosos. Cuanto mayor sea, más fuertes serán las uniones y más altos los puntos de fusión y ebullición.

Son solubles en disolventes polares como el agua porque las moléculas polares pueden "desmoronar" la estructura del cristal y rodear los iones. Pero ojo: menor energía reticular significa mayor solubilidad.

La conductividad depende del movimiento de los iones. En estado sólido no conducen porque los iones están fijos, pero fundidos o en disolución sí porque las cargas pueden moverse libremente.

Truco esencial: Para comparar energías reticulares usa la ley de Coulomb. Iones pequeños y con mayor carga = mayor energía reticular = mayor punto de fusión = menor solubilidad.

Comparando Energías Reticulares

¿Cómo sabes qué compuesto iónico tendrá mayor punto de fusión? La respuesta está en la ley de Coulomb: la fuerza entre iones depende de sus cargas y la distancia entre ellos.

Tomemos los ejemplos MgCl₂, CaCl₂, NaF y NaBr. El MgCl₂ y CaCl₂ tienen iones con carga +2, mientras que NaF y NaBr solo +1, así que los primeros tendrán mayor energía reticular.

Entre MgCl₂ y CaCl₂, el magnesio es más pequeño que el calcio, por lo que MgCl₂ gana. Entre NaF y NaBr, el flúor es mucho más pequeño que el bromo, así que NaF tiene mayor energía reticular.

El orden final queda: MgCl₂ > CaCl₂ > NaF > NaBr para puntos de fusión y energía reticular. Para solubilidad, el orden se invierte completamente.

Los compuestos iónicos son duros pero quebradizos porque un pequeño desplazamiento hace que cargas iguales se enfrenten y se repelan, fracturando el cristal.

Para resolver ejercicios: Siempre mira primero la carga de los iones, después el tamaño. Iones pequeños y con mucha carga = propiedades más extremas.

Resumen de Tipos de Enlace y Fuerzas

Ahora ya puedes identificar cualquier compuesto y predecir sus propiedades. Los compuestos covalentes moleculares como CO₂ o NH₃ tienen fuerzas intermoleculares débiles y puntos de fusión bajos.

Los compuestos covalentes atómicos como el cuarzo (SiO₂) son súper duros con puntos de fusión altísimos. Los metales como Au o Cu conducen perfectamente y son maleables gracias a su gas de electrones.

Los compuestos iónicos como NaCl o MgO forman cristales ordenados, son solubles en agua y conducen fundidos pero no sólidos.

Las fuerzas intermoleculares van desde las débiles fuerzas de London en moléculas apolares como O₂, pasando por fuerzas dipolo-dipolo en polares como H₂S, hasta los potentes enlaces de hidrógeno en HF o CH₃OH.

Consejo final: En el examen, identifica primero el tipo de enlace, luego aplica las propiedades correspondientes. ¡Es más fácil de lo que parece cuando lo practicas!