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Enlace químico 1º Bachillerato: 65 ejercicios resueltos
Enlace químico 1º Bachillerato: 65 ejercicios resueltos
Una estructura de Lewis bien dibujada es solo el principio. Este cuaderno enlaza electrones, geometría, polaridad, fuerzas y propiedades para que cada respuesta pueda justificarse, no adivinarse desde una tabla.
Biblioteca Marlu Educativa. Material propio, preparado y revisado por el equipo académico y editorial conforme al Método Marlu, con coordinación docente de José María.
En el cuadro de impresión elige Guardar como PDF. El cuaderno mantiene sus enlaces y añade paginación Marlu.
Método Marlu
Una sola cadena explica casi todo
A veces Lewis sale bien y la respuesta se tuerce justo después. El remedio no es memorizar más casos, sino conservar el orden: contar y repartir electrones, obtener la geometría, sumar los dipolos y, solo entonces, relacionar la estructura con las fuerzas y las propiedades observables.
Cuando el error está en escribir la fórmula del compuesto y no en el enlace, la ruta correcta es volver a Formulación inorgánica. Aquí partimos de fórmulas químicas ya conocidas.
Antes de empezar
Diagnóstico inicial: seis preguntas que localizan el primer bloqueo
Intenta responderlas sin mirar la teoría. Si una falla, entra directamente en el bloque indicado.
Si fallan las dos primeras, empieza en Lewis. Si fallan geometría o polaridad, ve a los bloques B y C. Si lo difícil son puntos de fusión, solubilidad o conductividad, entra en D, E y F.
Teoría esencial
Lo necesario antes de entrar en los 65 ejercicios
Lewis en siete decisiones
| Tipo RPECV | Dominios | Pares libres en el central | Geometría molecular | Ejemplo |
|---|---|---|---|---|
| AX₂ | 2 | 0 | Lineal, 180° | CO₂ |
| AX₃ | 3 | 0 | Trigonal plana, 120° | BF₃ |
| AX₄ | 4 | 0 | Tetraédrica, 109,5° | CH₄ |
| AX₃E | 4 | 1 | Trigonal piramidal | NH₃ |
| AX₂E₂ | 4 | 2 | Angular | H₂O |
| AX₂E | 3 | 1 | Angular | SO₂ |
Polaridad en dos pasos
Una diferencia de electronegatividad desplaza el par compartido y crea un dipolo de enlace. Los límites numéricos entre covalente e iónico son orientativos, no límites rígidos.
La geometría decide si los dipolos se cancelan. CO₂ y BF₃ son ejemplos clásicos de cancelación por simetría; H₂O y NH₃ no cancelan.
| Estructura | Partículas / enlace | Conductividad | Propiedades habituales |
|---|---|---|---|
| Iónica | Iones en retículo | No en sólido; sí fundida o en disolución si hay iones móviles | Alto punto de fusión, fragilidad |
| Metálica | Cationes y electrones deslocalizados | Buena en sólido y líquido | Maleabilidad, ductilidad, brillo |
| Molecular | Moléculas + fuerzas intermoleculares | Generalmente baja | Puntos de fusión/ebullición relativamente bajos o moderados |
| Red covalente | Enlaces covalentes extendidos | Generalmente baja, con excepciones como grafito | Gran dureza y temperaturas de fusión o sublimación muy elevadas |
| Interacción | Cuándo aparece | Qué conviene mirar | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| London | En todas las moléculas; domina en apolares | Polarizabilidad, tamaño y superficie | CH₄, Br₂, I₂ |
| Dipolo-dipolo | Entre moléculas polares | Momento dipolar permanente | HCl |
| Puente de hidrógeno | H unido a N, O o F y pares libres disponibles | Geometría y grupos N–H, O–H o F–H | H₂O, NH₃, HF |
Lewis y estabilidad: colocar electrones con sentido
Aquí se construye la base. Antes de hablar de forma o polaridad, hay que saber qué electrones existen, cuáles se comparten y cuáles quedan como pares solitarios.
Modelo guiado
Ejercicio 1. Contar electrones de valencia en H₂O
¿Cuántos electrones de valencia hay que colocar al construir la estructura de Lewis del agua?
Resolución
El oxígeno aporta 6 electrones de valencia y cada hidrógeno aporta 1.
Ese total es el presupuesto electrónico completo de la molécula.
Resultado. Hay que representar 8 electrones de valencia.
Comprobación. Dos enlaces O–H consumen 4 electrones y los otros 4 quedan como dos pares solitarios sobre el oxígeno.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 2. Lewis de H₂
Representa la molécula de hidrógeno mediante Lewis y explica por qué es estable.
Lectura directa
Cada H tiene un electrón de valencia. Al compartir el par, cada átomo queda rodeado por dos electrones, que es la configuración estable de la primera capa.
Un enlace covalente sencillo une los dos átomos.
La cuenta cierra: hay 2 electrones totales y ambos forman el enlace.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 3. Lewis de Cl₂
Construye la estructura de Lewis de Cl₂.
Cuenta y estructura
Cada Cl aporta 7 electrones. Los dos átomos comparten un par para completar el octeto y conservan tres pares solitarios cada uno.
Cl₂ presenta un enlace covalente sencillo.
Son 14 electrones de valencia en total: 2 enlazantes y 12 no enlazantes.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 4. Lewis de HCl
Representa HCl e indica cuántos pares solitarios quedan en el cloro.
Decisión
H aporta 1 electrón y Cl aporta 7. Un par se comparte en el enlace H–Cl y quedan 6 electrones no enlazantes sobre Cl.
El cloro conserva 3 pares solitarios.
Así, H alcanza el dueto y Cl el octeto.
Modelo guiado
Ejercicio 5. Lewis de H₂O
Dibuja la estructura de Lewis del agua.
Resolución
- Electrones de valencia: 8.
- O se sitúa en el centro y se une a dos H mediante enlaces sencillos.
- Los 4 electrones restantes forman dos pares solitarios sobre O.
Resultado. El oxígeno tiene dos enlaces y dos pares libres.
Comprobación. O cuenta 8 electrones a su alrededor y cada H cuenta 2.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 6. Lewis de NH₃
Construye Lewis para el amoniaco.
Reparto electrónico
N aporta 5 electrones y los tres H aportan 3: total 8. Se forman tres enlaces N–H, que emplean 6 electrones. Los 2 restantes quedan como un par solitario en N.
NH₃ tiene 3 enlaces N–H y 1 par solitario sobre N.
El N completa el octeto y cada H, el dueto.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 7. Lewis de CH₄
Representa el metano mediante Lewis.
Lectura directa
C aporta 4 electrones y los cuatro H aportan otros 4. Los 8 electrones se emplean en cuatro enlaces sencillos C–H. No quedan pares solitarios en el carbono.
CH₄ tiene 4 enlaces sencillos alrededor del carbono.
El carbono queda rodeado por los 8 electrones enlazantes: el octeto está completo.
Modelo guiado
Ejercicio 8. Lewis de CO₂
Construye una estructura de Lewis que complete los octetos en CO₂.
Resolución
El total es 16 electrones de valencia. Con O–C–O y enlaces sencillos, el carbono no alcanza el octeto. Convertimos un par solitario de cada oxígeno en un par enlazante.
Resultado. La estructura habitual presenta dos enlaces dobles C=O.
Comprobación. C y ambos O completan el octeto sin introducir cargas formales.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 9. Lewis de O₂
¿Por qué O₂ se representa con un enlace doble en el modelo de Lewis escolar?
Por qué aparece el doble enlace
Hay 12 electrones de valencia. Un único enlace dejaría sin completar el octeto si se distribuyen los electrones restantes. Al compartir dos pares se obtiene O=O y cada O conserva dos pares solitarios.
O₂ se representa como O=O.
Cada oxígeno queda con dos pares enlazantes y dos pares solitarios.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 10. Lewis de N₂
Representa N₂ y justifica el orden de enlace que aparece.
Por qué aparece el triple enlace
Los dos N aportan 10 electrones. Para que ambos completen el octeto deben compartir tres pares; queda un par solitario en cada átomo.
N₂ presenta un enlace triple.
La cuenta da 10: 6 electrones en el enlace y 4 en los dos pares solitarios, uno por N.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 11. Lewis de HCN
Construye la estructura de Lewis del cianuro de hidrógeno, HCN.
Resolución
El esqueleto razonable es H–C–N. Para completar el octeto de C y N se forma un enlace triple entre C y N. El nitrógeno conserva un par solitario.
Resultado. La conectividad es H–C≡N.
Comprobación. H cumple dueto; C y N cumplen octeto.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 12. Lewis de CH₂O
Representa el metanal CH₂O con C como átomo central.
Resolución
Se unen dos H y un O al carbono. Tras colocar los pares del oxígeno, el carbono necesita un par adicional compartido con O.
Resultado. Aparece un enlace doble C=O y dos enlaces C–H.
Comprobación. El oxígeno conserva dos pares solitarios y todos los átomos cumplen dueto u octeto.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 13. Lewis de C₂H₆
Construye Lewis para el etano C₂H₆.
Resolución
Los dos carbonos se enlazan entre sí y cada uno completa cuatro enlaces totales uniéndose a tres hidrógenos.
Resultado. Los dos carbonos están unidos por un enlace sencillo C–C.
Comprobación. Cada C participa en cuatro enlaces y alcanza el octeto.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 14. Lewis de C₂H₄
Construye Lewis para el eteno C₂H₄.
Resolución
Si se usa un enlace C–C sencillo, cada C tendría solo tres enlaces. Para completar los octetos, los carbonos comparten un segundo par.
Resultado. El eteno presenta un enlace doble C=C.
Comprobación. Cada carbono queda con cuatro pares enlazantes a su alrededor.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 15. Lewis del ion NH₄⁺
Representa el ion amonio NH₄⁺.
Resolución
Electrones de valencia: 5 + 4·1 − 1 = 8. Los cuatro pares se emplean en cuatro enlaces N–H. El conjunto se escribe entre corchetes con carga +.
Resultado. NH₄⁺ tiene 4 enlaces N–H y ningún par solitario en N.
Comprobación. La carga positiva obliga a restar un electrón al recuento total.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 16. Lewis del ion H₃O⁺
Representa el ion hidronio H₃O⁺.
Resolución
Electrones de valencia: 6 + 3·1 − 1 = 8. Tres pares forman enlaces O–H y queda un par solitario sobre O.
Resultado. H₃O⁺ tiene 3 enlaces O–H y 1 par libre en O.
Comprobación. El conjunto completo lleva carga +1.
Tipo examen
Ejercicio 17. BF₃ y la excepción al octeto
Construye Lewis para BF₃ y explica qué particularidad presenta el boro.
Resolución
B aporta 3 electrones y cada F aporta 7. El boro forma tres enlaces B–F y cada F completa su octeto con tres pares libres. El B queda rodeado por 6 electrones.
Resultado. BF₃ es una excepción electrónica deficiente: el B central queda con 6 electrones.
Comprobación. Forzar un octeto mediante dobles enlaces B=F no mejora la representación escolar básica y genera cargas formales poco favorables.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 18. BeCl₂ y otra excepción al octeto
Representa mediante Lewis una unidad aislada de BeCl₂.
Resolución
En el modelo de la especie aislada, Be dispone de 2 electrones de valencia y forma dos enlaces sencillos con Cl. Cada Cl completa su octeto; Be queda rodeado por 4 electrones.
Resultado. El Be central aparece con dos enlaces y octeto incompleto.
Comprobación. Es una excepción habitual al octeto en el modelo molecular básico. El sólido real puede presentar una estructura extendida, que queda fuera de este ejercicio.
Tipo examen
Ejercicio 19. Resonancia en O₃
Explica por qué una única fórmula de Lewis no describe por completo el ozono O₃.
Resolución
Con 18 electrones de valencia se obtiene una forma con un enlace sencillo O–O y otro doble O=O. En ella, el oxígeno central tiene carga formal +1 y el oxígeno terminal unido por enlace sencillo tiene carga −1. El doble enlace puede situarse a cualquiera de los dos lados.
Resultado. O₃ se describe mediante estructuras resonantes equivalentes.
Comprobación. Cada forma suma carga cero. La molécula real no alterna entre dibujos: la distribución electrónica está deslocalizada y los dos enlaces O–O resultan equivalentes.
Tipo examen
Ejercicio 20. Resonancia en CO₃²⁻
Describe de forma cualitativa las estructuras de Lewis del ion carbonato CO₃²⁻.
Resolución
El carbono se une a tres oxígenos. En cada forma canónica hay un enlace C=O y dos enlaces C–O⁻. El doble enlace puede ocupar cualquiera de las tres posiciones.
Resultado. Hay tres formas resonantes equivalentes para CO₃²⁻.
Comprobación. La carga total de todas las formas es −2 y los tres enlaces C–O son equivalentes en el ion real.
RPECV y geometría molecular
La forma molecular no se memoriza como una lista aislada. Sale del número de dominios electrónicos alrededor del átomo central y de cuántos son pares solitarios.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 21. Dominios electrónicos en CO₂
¿Cuántos dominios electrónicos rodean al carbono en CO₂ según RPECV?
Conteo de dominios
Cada enlace múltiple cuenta como un único dominio electrónico. En O=C=O hay dos regiones de enlace alrededor del carbono y ningún par libre.
El carbono tiene 2 dominios.
Dos dominios se separan al máximo formando 180°.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 22. Geometría de BeCl₂
Predice la geometría de una unidad aislada de BeCl₂.
De los dominios a la forma
En la especie aislada, el Be central tiene dos dominios enlazantes y ningún par solitario. RPECV los coloca en direcciones opuestas.
Geometría lineal, con un ángulo de 180°.
Es el caso AX₂. En el sólido, BeCl₂ forma una estructura extendida y esta imagen de unidad aislada no basta para describir el cristal.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 23. Geometría de BF₃
Predice la geometría de BF₃.
De los dominios a la forma
El B central posee tres dominios enlazantes y no tiene pares solitarios. Los tres dominios se distribuyen en un mismo plano.
Geometría trigonal plana, con ángulos de 120°.
Tres dominios enlazantes y ningún par libre: tipo AX₃.
Modelo guiado
Ejercicio 24. Geometría de CH₄
Predice la geometría molecular del metano.
Resolución
El carbono central tiene cuatro dominios enlazantes y ningún par libre. La separación máxima en tres dimensiones es tetraédrica.
Resultado. CH₄ es tetraédrica, con ángulos de 109,5°.
Comprobación. Tipo AX₄.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 25. Geometría de NH₄⁺
Predice la geometría del ion amonio NH₄⁺.
Resolución
En su Lewis, el N central posee cuatro enlaces y ningún par solitario. Por tanto, tiene cuatro dominios equivalentes.
Resultado. NH₄⁺ es tetraédrico.
Comprobación. La carga del ion no cambia el recuento geométrico una vez establecida la estructura de Lewis.
Modelo guiado
Ejercicio 26. Geometría de NH₃
Predice la geometría del amoniaco y distingue disposición electrónica de geometría molecular.
Resolución
Alrededor del N hay cuatro dominios: tres enlaces N–H y un par solitario. La disposición electrónica es tetraédrica, pero al nombrar la geometría molecular se consideran las posiciones de los átomos.
Resultado. NH₃ tiene geometría trigonal piramidal, con ángulo H–N–H cercano a 107°.
Comprobación. Tipo AX₃E.
Modelo guiado
Ejercicio 27. Geometría de H₂O
Predice la geometría del agua.
Resolución
O tiene cuatro dominios: dos enlaces y dos pares solitarios. La disposición electrónica es tetraédrica, pero los dos átomos de H forman una geometría angular.
Resultado. H₂O es angular, con ángulo H–O–H cercano a 104,5°.
Comprobación. Tipo AX₂E₂.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 28. Geometría de SO₂
En el modelo de Lewis de SO₂ hay tres dominios alrededor del azufre. ¿Qué geometría molecular se espera?
Resolución
Los enlaces S–O, aunque tengan carácter múltiple en las formas resonantes, cuentan como dos dominios. El par solitario del S aporta el tercero. La disposición electrónica es trigonal plana.
Resultado. La molécula es angular, con ángulo menor de 120°.
Comprobación. Tipo AX₂E.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 29. Geometría de SO₃
Predice la geometría alrededor del azufre en SO₃ usando tres dominios de enlace.
Resolución
Hay tres regiones de enlace y, en el modelo RPECV elemental, ningún par solitario sobre el átomo central que cambie la forma.
Resultado. SO₃ se trata como trigonal plana, con 120°.
Comprobación. Tres dominios equivalentes generan una disposición plana.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 30. Geometría de HCN
Determina la geometría alrededor del carbono en HCN.
Resolución
En H–C≡N, el enlace C–H es un dominio y el enlace triple C≡N es otro dominio. Total: dos.
Resultado. La molécula es lineal alrededor del carbono.
Comprobación. Los dos dominios se orientan a 180°.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 31. Geometría alrededor del carbono en CH₂O
Predice la disposición de los tres átomos unidos al carbono en CH₂O.
Resolución
El carbono central tiene dos enlaces C–H y un enlace doble C=O. El doble enlace cuenta como un dominio: total tres dominios.
Resultado. El entorno del carbono es trigonal plano.
Comprobación. Los tres dominios se distribuyen aproximadamente a 120°.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 32. Geometría local en C₂H₄
¿Qué geometría presenta cada carbono del eteno C₂H₄?
Resolución
Cada carbono está rodeado por dos enlaces C–H y un dominio correspondiente al enlace doble C=C. Son tres dominios.
Resultado. Cada carbono presenta entorno trigonal plano.
Comprobación. La molécula es plana en el modelo básico.
Tipo examen
Ejercicio 33. Por qué NH₃ y H₂O no tienen el mismo ángulo que CH₄
Compara cualitativamente los ángulos de CH₄, NH₃ y H₂O.
Resolución
Los tres casos parten de cuatro dominios electrónicos. Sin embargo, los pares solitarios ocupan más espacio efectivo que los pares enlazantes y comprimen los ángulos entre enlaces.
Resultado. Al aumentar el número de pares solitarios, disminuye el ángulo entre enlaces.
Comprobación. La tendencia concuerda con la repulsión par libre–par libre > par libre–par enlazante > par enlazante–par enlazante.
Polaridad de enlace y polaridad molecular
La pregunta correcta tiene dos niveles: primero si cada enlace es polar; después si la geometría permite que esos dipolos se cancelen.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 34. Polaridad del enlace H–Cl
Indica si el enlace H–Cl es polar.
Comparación de electronegatividades
Cl es más electronegativo que H, por lo que atrae con mayor intensidad el par compartido. La densidad electrónica queda desplazada hacia Cl.
H–Cl es un enlace covalente polar, con Hδ⁺–Clδ⁻.
Aquí «polar» describe el reparto desigual del par electrónico.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 35. Por qué Cl₂ no tiene enlace polar
¿Es polar el enlace de Cl₂?
Caso simétrico
Los dos átomos son idénticos y tienen la misma electronegatividad. El par electrónico se comparte de forma simétrica.
El enlace Cl–Cl es covalente no polar.
Al no haber desplazamiento permanente de densidad, tampoco aparecen extremos δ⁺ y δ⁻.
Modelo guiado
Ejercicio 36. CO₂: enlaces polares, molécula apolar
Explica por qué CO₂ puede tener enlaces C=O polares y, sin embargo, ser una molécula apolar.
Resolución
Cada enlace C=O posee un dipolo dirigido hacia O. Como la molécula es lineal, los dos vectores tienen igual magnitud y sentidos opuestos.
Resultado. La suma vectorial es cero y CO₂ es apolar.
Comprobación. No basta con mirar la polaridad de cada enlace: también importa la geometría.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 37. Polaridad molecular del agua
Determina si H₂O es polar.
Resolución
Los enlaces O–H son polares y la molécula es angular. Los dos dipolos no se cancelan porque no están en direcciones opuestas.
Resultado. H₂O es una molécula polar.
Comprobación. Existe un momento dipolar resultante dirigido aproximadamente hacia la zona del oxígeno.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 38. Polaridad molecular de NH₃
Determina la polaridad del amoniaco.
Resolución
Los enlaces N–H son polares. La geometría trigonal piramidal impide que sus dipolos se cancelen completamente.
Resultado. NH₃ es polar.
Comprobación. La asimetría asociada al par solitario es decisiva.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 39. Polaridad molecular de CH₄
¿Es polar CH₄?
Resolución
Los enlaces C–H tienen poca polaridad y, además, la geometría tetraédrica es perfectamente simétrica con cuatro sustituyentes iguales.
Resultado. CH₄ se considera apolar.
Comprobación. La suma de los dipolos de enlace es nula por simetría.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 40. CCl₄: cuatro enlaces polares y momento total cero
Razona la polaridad de CCl₄.
Resolución
Cada enlace C–Cl es polar. Sin embargo, los cuatro Cl ocupan los vértices de un tetraedro regular y los vectores dipolares se compensan.
Resultado. CCl₄ es una molécula apolar.
Comprobación. La simetría tetraédrica con cuatro ligandos iguales cancela el momento dipolar.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 41. CH₃Cl: romper la simetría cambia el resultado
Compara la polaridad de CH₄ y CH₃Cl.
Resolución
Al sustituir uno de los H por Cl se rompe la simetría tetraédrica. El fuerte dipolo C–Cl ya no puede compensarse con los otros tres enlaces.
Resultado. CH₃Cl es polar, a diferencia de CH₄.
Comprobación. La geometría sigue siendo aproximadamente tetraédrica, pero los ligandos ya no son equivalentes.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 42. BF₃: geometría y cancelación de dipolos
Razona si BF₃ es polar.
Resolución
Los enlaces B–F son muy polares. La molécula es trigonal plana y los tres F son iguales, de modo que los tres dipolos se suman vectorialmente hasta dar cero.
Resultado. BF₃ es apolar en conjunto.
Comprobación. Es otro ejemplo de molécula apolar con enlaces polares.
Tipo examen
Ejercicio 43. SO₂: la geometría angular impide la cancelación
Razona si SO₂ es polar.
Resolución
Los enlaces S–O son polares y la molécula es angular. Por ello, los dipolos no apuntan en direcciones opuestas y queda un vector resultante.
Resultado. SO₂ es una molécula polar.
Comprobación. Si fuera lineal y simétrica la conclusión podría ser distinta.
Enlace iónico, metálico, molecular y red covalente
Este bloque cambia la escala. Ya no miramos solo una molécula: relacionamos el tipo de partículas y su organización con el comportamiento del sólido.
Modelo guiado
Ejercicio 44. Formación iónica de NaCl
Explica el enlace en NaCl a partir de las configuraciones de valencia de Na y Cl.
Resolución
Na termina en 3s¹ y Cl en 3s² 3p⁵. El modelo conduce a Na⁺ y Cl⁻, pero la estabilidad del sólido no se explica por una transferencia aislada: procede de la atracción electrostática colectiva en toda la red cristalina. Por eso el sólido no está formado por moléculas NaCl separadas.
Resultado. NaCl es un sólido iónico mantenido por atracción electrostática entre Na⁺ y Cl⁻.
Comprobación. La proporción 1:1 neutraliza la carga, pero la unidad estructural es el retículo iónico completo.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 45. Formación de MgO
Justifica cualitativamente la fórmula y el tipo de enlace de MgO.
Resolución
Mg pierde dos electrones y forma Mg²⁺; O gana dos y forma O²⁻. Una proporción 1:1 hace que la carga total sea cero.
Resultado. MgO es iónico, con proporción Mg²⁺:O²⁻ = 1:1.
Comprobación. La neutralidad de carga se cumple: +2 + (−2) = 0.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 46. Por qué CaF₂ necesita dos fluoruros
Explica por qué la fórmula es CaF₂ y no CaF.
Resolución
Ca forma Ca²⁺ y cada F forma F⁻. Se necesitan dos aniones fluoruro para compensar la carga +2 del catión.
Resultado. La proporción neutra es 1 Ca²⁺ por 2 F⁻.
Comprobación. +2 + 2·(−1) = 0.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 47. Enlace metálico en cobre
Describe de forma sencilla por qué el cobre conduce la electricidad en estado sólido.
Resolución
En el modelo metálico, los cationes metálicos ocupan posiciones del retículo y los electrones de valencia están deslocalizados. Al aplicar un campo eléctrico, esos electrones pueden desplazarse por el sólido.
Resultado. El cobre presenta enlace metálico y alta conductividad eléctrica.
Comprobación. La movilidad electrónica existe sin fundir el metal.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 48. Malleabilidad del aluminio
Relaciona el enlace metálico con la maleabilidad del aluminio.
Resolución
El enlace metálico no depende de pares electrónicos localizados entre dos átomos concretos. Las capas de cationes pueden deslizarse manteniendo la cohesión gracias a los electrones deslocalizados.
Resultado. La estructura metálica explica la maleabilidad y ductilidad.
Comprobación. Un cristal iónico, en cambio, suele fracturarse cuando se enfrentan cargas del mismo signo.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 49. Diamante: red covalente
Clasifica el diamante y explica su gran dureza.
Resolución
Cada carbono está unido covalentemente a otros carbonos formando una red tridimensional continua. Para deformar profundamente el material o separar su red hay que vencer numerosos enlaces covalentes fuertes.
Resultado. El diamante es un sólido covalente reticular muy duro y requiere temperaturas muy elevadas para separar su red; a presión ordinaria el carbono puede sublimar antes de fundir.
Comprobación. No está constituido por moléculas discretas de diamante.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 50. Grafito: una excepción conductora dentro de los sólidos covalentes
Explica por qué el grafito puede conducir electricidad aunque esté formado por enlaces covalentes.
Resolución
Los carbonos forman láminas de enlaces covalentes fuertes. Parte de los electrones queda deslocalizada dentro de cada capa y puede moverse a lo largo de ella.
Resultado. El grafito es un sólido covalente en capas con conductividad eléctrica apreciable en las direcciones de las láminas.
Comprobación. No debe aplicarse la regla “todo sólido covalente es aislante” sin considerar la estructura.
Tipo examen
Ejercicio 51. Yodo sólido I₂: sustancia molecular
Clasifica el yodo sólido y distingue el enlace dentro de I₂ de las fuerzas entre moléculas.
Resolución
Dentro de cada molécula I₂ hay un enlace covalente I–I. Entre moléculas diferentes no hay nuevos enlaces covalentes; actúan fuerzas intermoleculares, principalmente de dispersión.
Resultado. I₂ forma un sólido molecular.
Comprobación. Esta distinción explica que su punto de fusión sea mucho menor que el de una red covalente como el diamante.
Fuerzas intermoleculares
Entre moléculas no hay un único tipo de atracción. London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno explican buena parte de las diferencias de ebullición y cohesión molecular.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 52. Fuerzas de London en CH₄
¿Qué mantiene unidas entre sí las moléculas de CH₄ en una muestra líquida o sólida?
Qué interacción queda
CH₄ es apolar, pero su nube electrónica fluctúa. Esas fluctuaciones crean dipolos instantáneos que inducen dipolos en moléculas vecinas.
Predominan las fuerzas de dispersión de London.
London aparece en todas las sustancias moleculares; en una molécula apolar como CH₄ es la interacción dominante.
Modelo guiado
Ejercicio 53. Br₂ e I₂: polarizabilidad y punto de ebullición
Compara cualitativamente las fuerzas intermoleculares en Br₂ e I₂.
Resolución
Ambas moléculas son apolares. I₂ posee más electrones y una nube electrónica más grande y deformable, por lo que sus dipolos instantáneos pueden ser más intensos.
Resultado. I₂ presenta fuerzas de London más intensas y, en general, mayor punto de ebullición que Br₂.
Comprobación. La comparación no depende de una polaridad permanente, sino de la polarizabilidad.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 54. Interacciones dipolo-dipolo en HCl
¿Qué fuerzas intermoleculares aparecen entre moléculas de HCl?
Inventario completo
HCl es polar, por lo que existe atracción entre el extremo δ⁺ de una molécula y el extremo δ⁻ de otra. Además, como en toda molécula, también hay London.
En HCl actúan dipolo-dipolo y London.
No hay puente de hidrógeno en el modelo escolar: el H no está enlazado a N, O o F.
Modelo guiado
Ejercicio 55. Puentes de hidrógeno en el agua
Explica por qué H₂O puede formar puentes de hidrógeno.
Resolución
El H está unido directamente a O, un átomo muy electronegativo, y el oxígeno posee pares solitarios. El Hδ⁺ de una molécula puede interaccionar con un par libre de otra.
Resultado. Entre moléculas de agua aparecen puentes de hidrógeno, además de London.
Comprobación. Estas interacciones ayudan a explicar el punto de ebullición anormalmente alto del agua para su pequeña masa molecular.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 56. Puentes de hidrógeno en NH₃
¿Puede NH₃ formar puentes de hidrógeno?
Resolución
Sí. Los enlaces N–H están polarizados y el N dispone de un par solitario que puede participar como aceptor en otra interacción.
Resultado. NH₃ puede formar puentes de hidrógeno.
Comprobación. La red de interacciones no es idéntica a la del agua porque la geometría y el número de pares libres son distintos.
Tipo examen
Ejercicio 57. HF frente a HCl
¿Por qué HF puede presentar un punto de ebullición mayor de lo que sugeriría solo su masa molecular al compararlo con HCl?
Resolución
HF forma puentes de hidrógeno muy intensos porque el H está unido a F. HCl es polar, pero sus moléculas no establecen el mismo tipo de puente de hidrógeno.
Resultado. La presencia de puentes de hidrógeno refuerza mucho la cohesión intermolecular en HF.
Comprobación. Comparar solo masas molares llevaría a una predicción incompleta.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 58. Etanol y dimetil éter: misma fórmula, distintas fuerzas
Etanol y dimetil éter tienen fórmula molecular C₂H₆O. ¿Cuál puede formar puentes de hidrógeno entre sus propias moléculas?
Resolución
El etanol posee un grupo O–H; por tanto, tiene H unido directamente a O. El dimetil éter tiene O con pares libres, pero no dispone de enlace O–H.
Resultado. El etanol forma puentes de hidrógeno entre sus moléculas; el dimetil éter no lo hace entre moléculas idénticas.
Comprobación. Esto contribuye a que el etanol tenga un punto de ebullición mayor.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 59. Propano y butano: tamaño molecular y London
¿Por qué el butano suele tener fuerzas de London más intensas que el propano?
Resolución
El butano contiene más electrones y una nube electrónica más extensa. Esa nube es más polarizable y puede originar dipolos instantáneos más intensos.
Resultado. El butano presenta mayor dispersión de London que el propano.
Comprobación. En una serie homóloga apolar, la cohesión suele crecer con tamaño y polarizabilidad.
Propiedades: deducir la estructura a partir de la evidencia
Los últimos ejercicios invierten el proceso. Se dan propiedades macroscópicas y hay que reconstruir el tipo de enlace o de estructura que las explica.
Tipo examen
Ejercicio 60. Identificar un sólido iónico por sus propiedades
Una sustancia es sólida y quebradiza, tiene punto de fusión alto, no conduce en sólido pero sí cuando está fundida. ¿Qué modelo de enlace encaja mejor?
Resolución
La ausencia de conducción en sólido indica que las partículas cargadas no pueden desplazarse. Al fundir, los iones adquieren movilidad y aparece conducción. La fragilidad también es coherente con un retículo iónico.
Resultado. El comportamiento es típico de un sólido iónico.
Comprobación. Las cuatro propiedades apuntan al mismo modelo.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 61. Identificar un metal por sus propiedades
Una muestra conduce bien en estado sólido, es brillante y puede laminarse sin romperse. ¿Qué tipo de enlace es más probable?
Resolución
La conducción sólida y la capacidad de deformación sin fractura son señales del modelo metálico con electrones deslocalizados.
Resultado. La muestra es compatible con un sólido metálico.
Comprobación. Malleabilidad y conductividad se explican con el mismo modelo electrónico.
Ejercicio resuelto
Ejercicio 62. Identificar una sustancia molecular
Una sustancia presenta bajo punto de fusión y no conduce la electricidad ni en sólido ni en líquido. Sus unidades son moléculas neutras. Clasifícala.
Resolución
Si las unidades son moléculas y las fuerzas entre ellas son relativamente débiles, se requiere poca energía para separarlas. Al no haber cargas móviles, no conduce.
Resultado. Se trata de una sustancia molecular.
Comprobación. La explicación combina estructura de partículas e interacción intermolecular.
Modelo guiado
Ejercicio 63. Diamante frente a grafito
Ambos están formados solo por carbono. Explica por qué sus propiedades son tan distintas.
Resolución
En el diamante, cada C forma una red tridimensional rígida de enlaces covalentes. En el grafito, los C forman láminas; entre capas la unión es mucho más débil y dentro de cada lámina existen electrones deslocalizados.
Resultado. La estructura, no solo la composición, determina dureza, lubricidad y conductividad.
Comprobación. Misma fórmula elemental no implica misma organización microscópica ni mismas propiedades.
Tipo examen
Ejercicio 64. NaCl frente a I₂
Compara cualitativamente punto de fusión y conductividad de NaCl e I₂.
Resolución
NaCl es un retículo iónico con atracciones electrostáticas intensas; I₂ es un sólido molecular unido por fuerzas de London. NaCl no conduce como sólido, pero sí fundido; I₂ carece de iones móviles en ambos estados habituales.
Resultado. NaCl tiene, en general, mayor punto de fusión y puede conducir fundido; I₂ es molecular y no conductor.
Comprobación. La comparación se explica por el tipo de partículas y la fuerza que hay que vencer para separarlas.
Tipo examen
Ejercicio 65. Problema integrado con NH₃
Para NH₃, indica estructura de Lewis, geometría, polaridad, interacción intermolecular más característica y tipo de sustancia.
Resolución
- Lewis. N central con tres enlaces N–H y un par solitario.
- Geometría. Cuatro dominios electrónicos; forma molecular trigonal piramidal.
- Polaridad. Los dipolos N–H no se cancelan; NH₃ es polar.
- Interacciones. Puede formar puentes de hidrógeno, además de London.
- Tipo. Es una sustancia molecular, no un retículo iónico ni metálico.
Resultado. NH₃ conecta en una sola cadena Lewis → RPECV → polaridad → fuerzas intermoleculares → propiedades.
Comprobación. La respuesta es coherente porque cada conclusión utiliza la anterior como evidencia.
Este es el tipo de razonamiento que conviene entrenar: no memorizar cinco respuestas aisladas, sino encadenarlas.
15 ejercicios para comprobar si el tema está realmente conectado
Intenta resolverlos sin mirar los modelos. En los ejercicios 7, 8 y 15 no basta con escribir polar o apolar: hay que justificar con geometría.
- Dibuja Lewis para H₂S e indica los pares solitarios del azufre.
- Dibuja Lewis para CCl₄.
- Representa N₂ e indica si el enlace es sencillo, doble o triple.
- Predice la geometría de CO₂ mediante RPECV.
- Predice la geometría de NH₃ y señala la disposición electrónica.
- Predice la geometría de H₂O y explica por qué el ángulo es menor que en CH₄.
- Decide si BF₃ es polar o apolar.
- Decide si CH₃Cl es polar o apolar.
- Clasifica Na₂O como sustancia iónica, metálica, molecular o de red covalente.
- Explica por qué Al conduce electricidad en estado sólido.
- Indica la interacción intermolecular más característica de HF.
- Indica qué fuerzas intermoleculares dominan en CO₂.
- Compara cualitativamente los puntos de ebullición de Br₂ e I₂.
- Una sustancia es extremadamente dura, no molecular y tiene punto de fusión muy alto. Propón el tipo de estructura más probable.
- Para CH₂O, indica Lewis, geometría alrededor del C, polaridad y fuerza intermolecular relevante.
Ver solucionario breve
- H₂S: dos enlaces S–H y dos pares solitarios en S.
- CCl₄: C central con cuatro enlaces C–Cl; cada Cl conserva tres pares solitarios.
- N≡N, enlace triple; un par solitario en cada N.
- CO₂ es lineal, AX₂, 180°.
- NH₃ tiene disposición electrónica tetraédrica y geometría trigonal piramidal, AX₃E.
- H₂O es angular, AX₂E₂; los pares solitarios comprimen el ángulo respecto de 109,5°.
- BF₃ es apolar: trigonal plana y simétrica; los tres dipolos B–F se cancelan.
- CH₃Cl es polar: la sustitución de un H por Cl rompe la simetría.
- Na₂O es iónico: Na⁺ y O²⁻ en retículo.
- Por los electrones deslocalizados del enlace metálico.
- HF forma puentes de hidrógeno, además de London.
- CO₂ es apolar; predominan fuerzas de London.
- I₂ tiene mayor polarizabilidad y fuerzas de London más intensas; suele hervir a mayor temperatura.
- Una red covalente, como diamante o SiO₂, es una hipótesis coherente.
- CH₂O: H₂C=O; entorno trigonal plano en C; molécula polar; dipolo-dipolo y London, sin puente de hidrógeno entre moléculas puras.
Hoja de seguimiento
Marca el bloque que necesita un segundo intento antes del examen.
| Bloque | Primer intento | Corrección | Segundo intento |
|---|---|---|---|
| Lewis | □ | □ | □ |
| Geometría | □ | □ | □ |
| Polaridad | □ | □ | □ |
| Tipos de enlace | □ | □ | □ |
| Intermoleculares | □ | □ | □ |
| Propiedades | □ | □ | □ |
Errores frecuentes que cambian por completo la respuesta
Son fallos pequeños de procedimiento que suelen arrastrarse hasta el final.
Ruta de estudio por Química de Bachillerato
Este recurso queda situado entre la estructura electrónica y la química cuantitativa. Cada paso enlaza con el tema que conviene estudiar antes o después, sin hacerte repetir lo mismo.
Para navegar por otros temas y niveles, vuelve a la Biblioteca de recursos educativos. Si necesitas reconstruir cálculos de cantidad de sustancia, puedes continuar también por mol, masa molar y número de Avogadro.
Cuando sabes la teoría pero no consigues justificarla en un examen
En Química online para Bachillerato trabajamos la cadena completa de decisión: Lewis, geometría, polaridad y propiedades, con corrección del razonamiento escrito y no solo del resultado final.
Dudas que suelen aparecer al estudiar enlace químico
¿Qué diferencia hay entre enlace polar y molécula polar?
Un enlace es polar cuando el par electrónico se reparte de forma desigual. La polaridad molecular exige además sumar los dipolos teniendo en cuenta la geometría. Por eso CO₂ tiene enlaces polares pero molécula apolar.
¿Un enlace doble cuenta como dos dominios en RPECV?
No. Un enlace sencillo, doble o triple cuenta como un solo dominio electrónico alrededor del átomo central.
¿Por qué NH₃ es piramidal si tiene cuatro dominios?
Porque uno de los cuatro dominios es un par solitario. La disposición electrónica es tetraédrica, pero la geometría molecular se nombra usando las posiciones de los átomos: trigonal piramidal.
¿Toda molécula con H forma puentes de hidrógeno?
No. En el nivel escolar se exige que H esté enlazado directamente a N, O o F y que exista un átomo vecino con pares solitarios capaces de interactuar.
¿Los sólidos iónicos conducen electricidad?
En estado sólido, los iones están fijos y no pueden transportar carga a través del cristal. Al fundirse o, cuando procede, al disolverse y quedar los iones móviles, sí pueden conducir.
¿Este recurso sustituye al enlace químico de 2º de Bachillerato y PAU?
No. Este material está pensado para 1º de Bachillerato. El recurso de 2º y PAU profundiza con mayor exigencia en estructura, enlace y cuestiones específicas de examen.
Base curricular
El currículo estatal de Física y Química de 1º de Bachillerato sitúa en el bloque «Enlace químico y estructura de la materia» la predicción de enlaces, su representación y la deducción de propiedades. La secuencia se apoya en el Real Decreto 243/2022 y, para Castilla y León, en el Decreto 40/2022.
El nivel y el orden de trabajo se han contrastado además con una programación pública de 1º de Bachillerato de Castilla y León para 2025‑2026, que incluye estabilidad de átomos e iones, predicción del enlace, representación de Lewis y deducción de propiedades. RPECV, polaridad y fuerzas intermoleculares se presentan aquí como desarrollo razonado y puente hacia cursos posteriores; la profundización específica de 2º y PAU queda en su recurso correspondiente.
Los ejemplos, esquemas y ejercicios son de elaboración propia y se han comprobado uno por uno.
Revisión académica y editorial. Última revisión 23 de agosto de 2026.