3 Enlace covalente

ACTIVIDADES
1. Realiza las gráficas de energía frente a distancia internuclear que se obtienen al aproximarse dos átomos
para formar A-A y B-B, sabiendo que:
a) La longitud del enlace A-A es el doble que la del B-B.
b) La molécula B2 es más estable que la A2

2. De los siguientes iones, ¿cuáles no poseen la configuración de gas noble?: Br–, Br3+, Ca2+ y N3–.
Datos: Z (Br) = 35, Z (Ca) = 20 y Z (N) = 7
Los iones calcio, nitruro y bromuro poseen configuración electrónica de gas noble (ns2 np6), mientras que el ion
bromo(3+) no.
Br3+: [Ar] 4s2 3d10 4p2

3. Sabiendo que la electrovalencia de una especie química es la carga que adquiere cuando esta intercambia
electrones, di cuál es la electrovalencia de cada elemento que compone las siguientes sustancias: BaF2,
CaO y NaCl.
Datos: Z (Ba) = 56, Z (F) = 9, Z (Ca) = 20, Z (O) = 8, Z (Na) = 1 y Z (Cl) = 17
En los átomos neutros, el número de electrones es igual al número de protones (Z), esto permite establecer las
configuraciones electrónicas de los distintos elementos:
2 2 2 5 2 2 4 1 2 2 6 2 5
Ba: [Xe] 6s ; F: 1s 2s 2p ; Ca: [Ar] 4s ; O: [He] 2s 2p ; Na: [Ne] 3s ; Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
La electrovalencia de los elementos alcalinotérreos: Ca y Ba será +2, ya que al perder dos electrones, el ion
formado adquiere la configuración electrónica cerrada del gas noble más próximo, lo que le confiere estabilidad.
Por la misma razón, el sodio pierde su electrón de valencia y su electrovalencia es +1.
Los halógenos F y Cl capturan un electrón y proporcionan aniones monovalentes estables que cumplen la regla del
octeto. Por tanto, la electrovalencia es –1. Por la misma razón, el anfígeno O posee de electrovalencia –2.

4. ¿Cuáles de las siguientes especies químicas cumplen la regla de Kossel?: Ca, S2- y Li+.
2
Sabiendo que el calcio es el tercero de los alcalinotérreos, su configuración electrónica externa es 3s . No cumple
la regla de Kossel.
2 2 6 2
El azufre es el segundo elemento del grupo de los anfígenos. Así, su configuración electrónica es: 1s 2s 2p 3s
4
3p . El ion sulfuro posee dos electrones más que el átomo de azufre, por lo que se completa su capa de valencia
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 adquiriendo la configuración electrónica del argón. El ion sulfuro cumple la regla de Kossel.
El catión litio se obtiene al perder el átomo de litio un electrón. Al ser este elemento un alcalino posee un electrón
en su capa de valencia que pierde al formar el ion Li+, teniendo este la configuración del helio. Este catión cumple
la regla de Kossel.

46 Unidad 3|Enlace covalente

5. Explica qué se intenta representar en el siguiente esquema. ¿Cumple la especie formada la regla del
octeto?

Se corresponde con la formación de un enlace covalente. Sí cumple la regla del octeto, ya que todos los átomos
han alcanzado la configuración electrónica de gas noble.

6. Discute la veracidad de la afirmación: “La especie química OCl2 presenta enlace iónico, ya que se unen dos
átomos diferentes”.
Falso. Se forma enlace iónico si se unen dos átomos de muy diferente electronegatividad, esto es, un metal y un
no metal. En este caso se unen dos no metales, por lo que el enlace es de tipo covalente, aunque no puro, ya que
son átomos distintos.

7. Indica el tipo de enlace que se establece entre estas especies.

a) Cl y Cl d) H2O y H2O
b) Na y O e) Au y Hg
c) H y Br f) I2 y I2
Sabiendo que entre átomos de no metales se establece un enlace covalente, entre metal y no metal, iónico; entre
metales, enlace de tipo metálico, y entre moléculas, fuerzas intermoleculares, se llega a la conclusión recogida en
la tabla adjunta.

A B Tipo de enlace
Cl Cl Covalente
Na O Iónico
H Br Covalente
H2O H2O Fuerzas intermoleculares
Au Hg Metálico
I2 I2 Fuerzas intermoleculares

8. Escribe las fórmulas de las siguientes sustancias y dibuja sus estructuras de Lewis: bromuro de
hidrógeno, dicloruro de azufre y fosfano (PH3).
Por sus posiciones en la tabla periódica sabemos que los halógenos (cloro y bromo) poseen siete electrones de
2 5
valencia y su configuración electrónica externa es ns np , siendo su covalencia 1.
La covalencia del hidrógeno es también 1 (1s1).
El azufre, al ser un anfígeno, posee seis electrones de valencia (ns2 np4), siendo su covalencia 2.
La covalencia del fósforo (segundo nitrogenoideo) es 3, ya que su capa de valencia es 3s2 3p3.
Con todo ello, las estructuras de Lewis son:

9. Discute la veracidad de la siguiente afirmación: “El átomo de oxígeno, para alcanzar la configuración
electrónica de gas noble, forma siempre un enlace doble”.
Falsa. El oxígeno es un no metal de configuración electrónica externa 2s2 2p4, por lo que le faltan dos electrones
para adquirir la configuración electrónica del neón (2s2 2p6). Por ello, si se une a otro no metal, formará dos
enlaces covalentes. Si se une con dos átomos, formará dos enlaces sencillos, mientras que si se une con un solo
átomo, el enlace será doble.

Enlace covalente | Unidad 3 47

 10. Justifica el hecho de que la covalencia del flúor sea 1, mientras que la del cloro o el bromo pueda ser 1, 3,
5 o 7.
Datos: Z (F) = 9; Z (Cl) = 17 y Z (Br) = 35
Dado que en átomos neutros el número atómico coincide con el número de electrones, se establecen las
configuraciones electrónicas de los átomos:
2 2 5
F: 1s 2s 2p
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
Ambos elementos tienen siete electrones de valencia, por lo que les falta uno para alcanzar la configuración
electrónica del gas noble más próximo. Esto justifica la covalencia 1 de los halógenos. La capa de valencia del
flúor se corresponde con n = 2; la del cloro, con n = 3, y la del bromo, con n = 4. En los niveles energéticos tercero
y cuarto existen orbitales d vacíos próximos en energía a los s y p, por lo que pueden promocionar uno o más
electrones desapareándose y proporcionando las covalencias 3, 5 y 7 del cloro y bromo.
Así, para el caso del cloro se tiene el siguiente diagrama de orbitales, que explica perfectamente esta situación.

Para el caso del bromo sería igual, pero ahora n es 4 y no 3.

11. La lejía empleada como blanqueador y desinfectante en los hogares contiene hipoclorito de sodio (NaOCl).
a) Dibuja la estructura de Lewis del ion hipoclorito.
b) ¿De qué tipo es el enlace entre el átomo de cloro y el de oxígeno? Y ¿entre el ion hipoclorito y el
sodio(1+)?
Datos: Z (Cl) = 17; Z (Na) = 11 y Z (O) = 8
a) Conocida la configuración electrónica de los elementos que forman el ion, se establecen sus covalencias y
con ellas se dibuja la estructura de Lewis.
2 2 6 2 5
Cl: 1s 2s 2p 3s 3p → Covalencia 1
O: 1s2 2s2 2p4 → Covalencia 2
Al tener una carga negativa, posee un electrón extra, que proviene del ion sodio(1+).
b) Entre el cloro y el oxígeno existe un enlace covalente sencillo, mientras que entre el ion hipoclorito y el catión
sodio(1+) el enlace es de tipo iónico.

12. El átomo de boro es el único no metal del grupo de los térreos. Establece la estructura de Lewis del borano
e indica si en ella el átomo de boro presenta hipovalencia.
El borano, BH3, posee un átomo central de boro a cuyo alrededor se sitúan los tres hidrógenos formando tres
enlaces covalentes sencillos.
B: [He] 2s2 2p1. Según esta configuración electrónica, su covalencia debería ser 1; sin embargo, es 3. Esto se debe
a que uno de los electrones del orbital 2s promociona al 2p. Existen así tres electrones desapareados.
H: 1s1 covalencia 1.
Según se ve en la estructura de Lewis, el boro presenta hipovalencia, ya que a su alrededor no hay
ocho electrones, sino seis.

48 Unidad 3|Enlace covalente

13. Basándote en el orden de enlace, predice la estabilidad de una molécula de hidrógeno.
1
La configuración electrónica del hidrogeno es 1s . Al tratarse de una molécula diatómica, tendrá en total dos
electrones que se deben situar en los orbitales moleculares, comenzando el llenado por el menos energético
(enlazante). Así, en este caso se llena el OM mientras que el OM* queda completamente vacío.

n.º eOM
-
− n.º eOM
-
* 2−0
OE
= = = 1
2 2
Al ser el OE > 0, la molécula de hidrógeno es estable.

14. Razona si el siguiente esquema se corresponde con una molécula estable o inestable.

Según se ve en el diagrama de energía, uno de los átomos posee dos electrones en su orbital atómico (OA)
mientras que el otro posee uno. Esto conduce a un OM enlazante que posee dos electrones y un antienlazante con
un electrón.

n.º eOM
-
− n.º eOM
-
* 2 −1 1
OE
= = =
2 2 2
Al ser el OE mayor que cero, la posible molécula sí será estable.

15. En las siguientes moléculas covalentes, señala los enlaces de tipo σ y los de tipo π.
a) b) c)

Enlace covalente | Unidad 3 49

 16. Explica el significado de los siguientes dibujos, que se corresponden con las estructuras resonantes de
Kekulé.

Se trata de un ciclo plano de seis átomos de carbono. En esta molécula de

benceno, cada átomo de carbono forma tres enlaces tipo sigma: uno con un H y
otro con cada uno de los dos C a los que está unido.
Al formar estos tres enlaces tipo sigma queda un orbital 2p semiocupado que, por
solapamiento lateral, origina un enlace tipo pi con uno de los carbonos contiguos.
La molécula debe ser plana porque si no, no se producirá este solapamiento lateral.

17. Para cada enlace, indica el átomo con δ+ y el átomo con δ–. Asimismo, señala con una flecha el sentido del
momento dipolar.
a) I–F b) C–Br c) O–H
El átomo más electronegativo (F, Br y O) poseerá mayor densidad electrónica (δ–), mientras que con δ+: I, C e H.

a) I –F b) C – Br c) O –H

18. El cloroformo (CHCl3) fue empleado como anestésico, aunque rápidamente cayó en desuso por su
peligrosidad. Justifica si se trata de una molécula polar o apolar.
En el cloroformo, CHCl3, no todos los enlaces son iguales, por lo que los momentos dipolares no se anulan; por
tanto, la molécula es polar.

19. ¿Cuál de los siguientes dibujos corresponde a una molécula covalente polar, una covalente apolar y una
sustancia iónica?
a) b) c)

a) Al no existir separación de cargas, se trata de una molécula covalente apolar.

b) Es una molécula covalente polar.
c) La diferencia de electronegatividad es tal que existe separación real de cargas, se trata de una sustancia
iónica. El átomo más electronegativo arranca el/los electrones formando un anión.

20. Dada la molécula CH2Cl2:

a) Representa su estructura de Lewis y predice su geometría.
b) Los enlaces C–Cl son polares, ¿lo será también la molécula?
Datos: Z: (H) = 1; (C) = 6 y (Cl) = 17
a) El carbono presenta covalencia 4, y el hidrógeno y el cloro, 1. La estructura de Lewis se
representa a la derecha.
Según la TRPECV, es una molécula del tipo AX4 sin pares electrónicos libres, por lo que la
geometría es tetraédrica.

b) Sí, ya que no se anulan los momentos dipolares de los enlaces, siendo el momento dipolar
total diferente de cero.

50 Unidad 3|Enlace covalente

21. Basándote en la TRPECV, establece la geometría de las siguientes moléculas: BFCl2, CS2 y BH3.
El BFCl2 es una molécula del tipo AX3, al igual que el borano (BH3), sin pares electrónicos libres, por lo que su
geometría es trigonal plana.
El CS2 es una molécula tipo AX2 sin pares libres, su geometría es lineal.

22. ¿Podrías justificar el hecho de que la molécula de NH3 tenga una disposición tetraédrica de sus nubes
electrónicas y una geometría de pirámide trigonal?
La disposición que minimiza las repulsiones entre las nubes electrónicas es la tetraédrica. Los electrones libres no
influyen en la geometría; esta solamente está determinada por la disposición de los núcleos de los átomos unidos.
En el amoniaco existe un par de electrones libres, por lo que la geometría molecular es de pirámide trigonal.

23. Usa la TRPECV para establecer la geometría de SeO2, OF2 y AlH3.

El SeO2 es una molécula del tipo AX3, ya que el selenio posee un par de electrones libres. Su geometría es, por
tanto, angular.
El OF2 es una molécula del tipo AX4, presentando el oxígeno dos pares electrónicos libres. Su geometría es
angular.
El AlH3 es una molécula del tipo AX3, sin pares electrónicos libres. Su geometría es plana trigonal.

24. La geometría molecular del BF3 y del BrF3 es diferente. Justifica si esta afirmación se basa en la TRPECV.
La molécula de trifluoruro de boro (BF3) es del tipo AX3 sin pares electrónicos libres, mientras que la del trifluoruro
de bromo (BrF3) es tipo AX5 con dos pares electrónicos libres. Por ello, la primera posee una geometría plana
trigonal y la segunda en forma de T.

25. A través de la TRPECV, indica la geometría de cada uno de los átomos de carbono de la molécula de eteno
(H2C=CH2).
Según esta teoría, cada carbono responde a una geometría de molécula de tipo AX3 sin pares electrónicos libres.
Por tanto, cada carbono presenta una geometría plana trigonal.

26. ¿Presentan los átomos centrales de las moléculas de H2O y de BeH2 la misma hibridación? Justifica tu
respuesta.
No, el berilio posee dos electrones de valencia en el orbital 2s. Uno de esos electrones promociona a uno de los
orbitales del subnivel 2p, provocando una hibridación del tipo sp.

Mientras que el oxígeno posee seis electrones de valencia (2s2 2p4). Al hibridarse estos cuatro orbitales se crean
cuatro de tipo sp3 con seis electrones en total.

27. Discute la veracidad de la siguiente afirmación: “Si en una misma molécula existe un H unido a un átomo
muy electronegativo y otro átomo, también muy electronegativo, con pares electrónicos libres, se formará
un enlace de hidrógeno intramolecular”.
Falso, será también necesario que la molécula posea una geometría tal que permita a ambos átomos estar lo
suficientemente próximos como para interaccionar.

Enlace covalente | Unidad 3 51

 28. Razona la veracidad de la frase: “Un ejemplo de fuerza de Van der Waals dipolo-dipolo inducido es la que
se puede establecer entre la molécula de CO2 y el HCl”.
Verdadero. El dióxido de carbono es una molécula apolar, y el cloruro de hidrógeno, polar, por lo que se podrían
dar fuerzas de Debye.

29. Para las siguientes sustancias:

CHBr3, C (grafito), CaS, Na, N2

a) Clasifícalas según el tipo de enlace (iónico, metálico y covalente polar y apolar).

b) De todas ellas, elige la que cumple las propiedades: no conduce la corriente eléctrica y entre sus
moléculas solamente existen fuerzas de Van der Waals tipo London.
a) Iónico: CaS. Covalente apolar: N2 y C. Covalente polar: CHBr3. Metálico: Na.

b) Se trata del nitrógeno, ya que esas propiedades son de una sustancia covalente apolar y no sólido covalente,
sino sustancia molecular.

30. En el siguiente esquema se representa un conjunto de moléculas triatómicas. Identifica todos los enlaces
representados y propón una sustancia que se ajuste a este esquema.

Podría ser la molécula de agua.

31. El yodo es un sólido que sublima fácilmente. De hecho, es suficiente con el calor que desprende nuestra
mano para provocar este cambio de estado. Basándote en esto, ¿qué podrías decir sobre la fortaleza de
las fuerzas que existen entre sus moléculas?
Se trata de enlaces débiles, concretamente son fuerzas de Van der Waals tipo London.

32. Propón una sustancia que reúna las siguientes características:

a) Al unirse sus átomos, todos cumplen la regla de Kossel.
b) No conduce la corriente eléctrica.
c) No es capaz de formar enlaces de hidrógeno.
d) Aunque tiene enlaces polares, es apolar.
Es, por ejemplo, el dióxido de carbono.

33. Indica qué tipo de enlace o fuerza intermolecular se debe vencer para realizar los siguientes procesos:
a) Tallar un diamante.
b) Fundir hielo.
c) Disociar la molécula de Cl2.
d) Disolver yodo en CCl4.

52 Unidad 3|Enlace covalente

 a) El diamante es un sólido covalente, por lo que al tallarlo se deben romper enlaces covalentes.
b) La fusión del hielo, paso de sólido a líquido, supone la ruptura de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de
agua.
c) La disociación de la molécula de cloro supone su separación en los átomos que la forman; por tanto, se rompe
un enlace covalente.
d) La disolución de yodo en el tetracloruro supone la ruptura de fuerzas de Van der Waals tipo London.

Naturaleza del enlace químico

34. ¿Qué puedes decir sobre la electronegatividad de los átomos que forman el enlace en los siguientes
esquemas?
a) b) c)

En la del a), los átomos que se unen poseen una diferencia de electronegatividad entre ellos menor de 0,4, ya que
no existe separación de carga.
La diferencia de electronegatividad en el b) es superior a 2, lo que origina un enlace iónico (el átomo más
electronegativo “arranca” el/los electrones al menos).
En la c), la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 2.

35. De las sustancias Br2, MgO, Kr2, relaciona cada una con su curva de energía. Justifica tu elección.

La curva a se corresponde con una situación antienlazante. Será la de

la especie Kr2, ya que el kriptón es un gas noble, por lo que no tiene
tendencia a formar enlaces. La molécula es más inestable que los
átomos por separado.
Las dos curvas que se corresponden con una situación enlazante son
de las sustancias Br2 y MgO. La distancia internuclear de la molécula
de bromo es igual al doble del radio del átomo de bromo, mientras
que en el MgO es la suma del radio del catión más el radio del anión,
que son valores distintos. Así, b se corresponde con Br2, y la curva c,
con MgO.

36. Razona el tipo de enlace que predomina en las siguientes sustancias.

a) Fluoruro de cesio
b) Sodio
c) Cloro
d) Silano (SiH4)
Datos: χ Pauling : F = 4,0; Cs = 0,7; Cl = 3,0; Na = 0,9; H = 2,1 y Si = 1,8.

Se considera enlace covalente apolar si la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen
es inferior a 0,4.
a) Enlace de tipo iónico, ya que se unen un metal y un no metal en los que la diferencia de electronegatividad es
superior a dos.
b) Es un enlace metálico, ya que se unen átomos metálicos.
c) Es un enlace covalente apolar, ya que se unen dos átomos no metálicos iguales.
d) Es un enlace covalente apolar, ya que aunque se unen dos no metales distintos (Si e H), la diferencia de
electronegatividad entre ambos es inferior a 0,4.

Enlace covalente | Unidad 3 53

 37. Explica qué se intenta representar en el siguiente esquema.

Representa la formación de una sustancia iónica, en la que el no metal A es un halógeno, ya que posee siete
electrones en su capa de valencia. Mientras que B es un elemento del grupo de los alcalinos, al poseer en su
última capa un electrón. Concretamente, A es el flúor, y B, el litio, ya que según se aprecia en el dibujo, la capa de
valencia se corresponde con n = 2. Es el LiF.

38. Completa la siguiente tabla, indicando en aquellas moléculas que poseen enlaces covalentes si son puros
o no.
Al unirse dos átomos no metálicos se forma un enlace covalente. Este será puro si se unen dos átomos iguales.

Sustancia Tipo de enlace

CH4 Enlace covalente
H2 Enlace covalente (puro)
NO2 Enlace covalente
Ca Enlace metálico
Na2S Enlace iónico
N2 Enlace covalente (puro)

39. Para las siguientes especies químicas: F2, NaCl, CsF, H2S, AsH3 y SiH4.
a) ¿Qué sustancias tendrán enlaces covalentes puros?
b) ¿Qué sustancias presentan enlaces iónicos?

a) Un enlace covalente es puro si se unen dos átomos de no metales iguales. El único que cumple esta condición
es la molécula de flúor. Por otro lado, la diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el arsénico o el
silicio es tan pequeña que se suelen considerar como enlaces covalentes apolares o puros.
b) El NaCl y el CsF, ya que se unen un metal y un no metal, y la diferencia de electronegatividad es tan grande
que se forman iones.

40. Clasifica los siguientes enlaces en iónicos, covalentes polares y apolares.

a) Na–O c) C–C e) N–H
b) I–I d) C=O
Se forman enlaces iónicos si se unen un metal y un no metal (NaO), covalentes apolares si se unen dos átomos no
metálicos iguales o de parecida electronegatividad (I–I y C–C), y covalentes polares si se unen dos no metales con
una diferencia de electronegatividad superior a 0,4 (N–H y C=O).

41. El componente básico del mármol es el carbonato de calcio (CaCO3). Identifica los enlaces que existen
entre el calcio y el ion carbonato, y entre el carbono y los oxígenos en dicho anión.
2-
Enlace iónico entre el calcio y el ion carbonato. En el ion carbonato, (CO3) , entre el carbono y el oxígeno, enlaces
covalentes polares.

Estructuras de Lewis
42. El dióxido de carbono es el máximo responsable del efecto invernadero. Dibuja su estructura de Lewis.
Dadas las configuraciones del carbono y del oxígeno, sus covalencias son 4 y 2, respectivamente, por lo que el
carbono formará un enlace σ y uno π con cada átomo de oxígeno.

54 Unidad 3|Enlace covalente

43. El gas fosgeno (COCl2) usado durante la Primera Guerra Mundial fue el responsable del mayor número de
muertes en esta contienda. Dibuja su estructura de Lewis.
El carbono presenta covalencia 4; el oxígeno, 2, y cada átomo de cloro, covalencia 1. Así, la estructura de Lewis
es aquella en la que el carbono forma un enlace covalente sencillo con cada átomo de cloro y uno doble con el
oxígeno.

44. Dibuja la estructura de Lewis del cianuro de hidrógeno (HCN) e indica cómo son los enlaces entre sus
átomos.
1
H: 1s → covalencia 1
2 2 2
C: 1s 2s 2p → covalencia 4
N: 1s2 2s2 2p3 → covalencia 3
Siguiendo las reglas para establecer las estructuras de Lewis, se coloca el carbono en el centro:

Existen dos enlaces tipo σ (uno con el hidrógeno y otro con el nitrógeno) y dos tipo π con el átomo de nitrógeno.
Hay un enlace covalente sencillo carbono-hidrógeno y uno triple carbono-nitrógeno.

45. Razona la veracidad de la siguiente afirmación: “En una molécula triatómica, un átomo de un halógeno
puede ocupar la posición central”.
Falsa. Si se trata del flúor, ya que su covalencia es 1 y no puede presentar hipervalencia. Además, dado el valor
de su electronegatividad, no va a formar enlaces covalentes dativos, siendo él el elemento donador.
En el caso del cloro, por ejemplo, sería verdadera, como se ve en las estructuras de Lewis de oxoácidos como el
ácido cloroso, que forma un enlace dativo.

Parámetros moleculares
46. Sabiendo que la geometría de las moléculas condiciona la polaridad de las
mismas, discute la polaridad de la molécula de tricloruro de boro (BCl3).
Esta molécula posee tres enlaces polares y su geometría es triangular
plana, según se ve en el esquema adjunto.
Se trata de una molécula apolar con enlaces polares idénticos. Según se
deduce de su geometría triangular plana, con tres enlaces formando 120º entre
 
sí, no existe momento dipolar en el eje de abcisas, ya que µ2 x = − µ3 x , ni en el
  
eje de ordenadas, pues µ1 = (
− µ2 y + µ3 y . )

47. El pentafluoruro de fósforo presenta una geometría de bipirámide trigonal. ¿Qué podrías decir sobre la
polaridad de sus enlaces? ¿Y sobre la polaridad de la molécula?

Enlace covalente | Unidad 3 55

 Los enlaces P-F son polares, ya que los átomos que se unen poseen diferente electronegatividad. Al ser el F más
electronegativo, el par de electrones del enlace estará más próximo a él.
Sin embargo, dada la geometría de la molécula y al ser los cinco enlaces idénticos, la molécula será apolar, ya que
la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces da cero.
 
=µmolécula ∑=µenlaces 0
     
µmolécula = µ1 + µ2 + µ3 + µ4 + µ5 = 0

48. Si en la sustancia del ejercicio anterior, PF5, se sustituye uno de los átomos de flúor
por otro más voluminoso, como puede ser un átomo de bromo o un grupo metilo,
¿dónde se situará el mismo?
Como se deduce del valor de los ángulos de enlace, las repulsiones serán mayores en las
posiciones axiales. Por ello, el grupo más voluminoso ocupará una de las posiciones
ecuatoriales cerrando los ángulos formados por los enlaces: F-P-F. El resultado es una
bipirámide trigonal deformada. Por ejemplo, si se trata de un grupo metilo, los valores son:

49. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

a) Dado que el electrón es una partícula subatómica, el volumen de un par de electrones es constante,
independientemente de que formen enlace o no.
b) La energía de un enlace triple es el triple de la de su homólogo sencillo.
c) La longitud de un enlace doble es menor que la del sencillo, ya que los átomos deben estar más
próximos para que se produzca el solapamiento lateral de los orbitales p puros responsables del
enlace π.
d) Las moléculas homoatómicas son siempre apolares.
a) Falsa. Los electrones libres son más voluminosos que un par de electrones compartidos, ya que los primeros,
al hallarse solo bajo la acción de un núcleo atómico, están menos compactados.
b) Falsa. Un triple enlace está formado por uno tipo σ y dos tipo π. El enlace sigma se debe a un solapamiento
frontal, más efectivo que el lateral responsable de los enlaces π. Por tanto, al ser más efectivo es más
energético, el resultado es que la energía del triple enlace es menor que tres veces la energía del enlace
sencillo.
c) Verdadera. Esto se ve claramente en el dibujo adjunto.

d) Verdadera. Si una sustancia covalente está formada por átomos iguales, todos sus enlaces son apolares y, por
tanto, la molécula lo será también.

56 Unidad 3|Enlace covalente

50. La sustitución de cada uno de los hidrógenos del metano, CH4, por flúor conduce a otras cuatro
sustancias.
a) ¿Cuáles son apolares?
b) ¿Cuáles presentan enlaces covalentes polares?
Las sustancias son: CH4, CH3F, CH2F2, CHF3, CF4.
a) Todas son moléculas tetraédricas y las apolares son CH4 y CF4, ya que las demás presentan enlaces polares
cuyos momentos dipolares no se anulan.
b) Todas poseen enlaces covalentes polares, aunque la diferencia de electronegatividad entre el carbono y el
hidrógeno es menor que la que existe entre el carbono y el flúor.

Geometría molecular
51. El nombre de formaldehído (HCOH) proviene del latín formicam, que significa “hormiga”, ya que estas
inyectan ácido fórmico (HCOOH) al morder. Basándote en la TRPECV, ¿sabrías decir cuál es la geometría
de la molécula de ácido fórmico?
La molécula de ácido fórmico es del tipo AX3, en la que no existe ningún par de electrones libres alrededor del
átomo central; de ahí que su geometría sea plana trigonal.
Sin embargo, existe deformación de sus ángulos debido a la presencia del doble enlace C=O, más voluminoso que
los C–H, de ahí que se cierre algo el ángulo formado por H–C–H: siendo inferior a 120º.

52. El dióxido de azufre es un gas incoloro, de olor penetrante y venenoso. Dibuja su híbrido de resonancia
sabiendo que el átomo de azufre se encuentra en la posición central de la molécula y que algunas de sus
estructuras resonantes son posibles debido a la hipervalencia del azufre.
Los dos elementos, que forman el dióxido de azufre, SO2, son anfígenos, por lo que su configuración electrónica
externa es: ns2 np4. La covalencia para ambos es 2, ya que, si comparten los dos electrones desapareados, se
cumple la regla del octeto. Sin embargo, es imposible proponer una estructura de Lewis en la que los tres átomos
presenten covalencia 2 y cumplan la regla del octeto.
Si el átomo de azufre forma dos enlaces covalentes dativos, uno con cada oxígeno, estos dos
átomos tendrán completo su octeto.
Sin embargo, los datos de rayos X conducen a valores de la longitud del enlace S−O superiores a los del enlace
doble, e inferiores a los del sencillo. Por esta razón se plantean las siguientes estructuras resonantes:

En la primera de las estructuras resonantes, que es la más contribuyente, el S presenta hipervalencia.

Así el híbrido de resonancia es:

53. Predice la geometría del ion nitrato (NO3–). Razona si este ion presenta el fenómeno de la resonancia.
La covalencia del nitrógeno es 3, y la del oxígeno, 2. Se pueden plantear las siguientes estructuras de Lewis en las
que los tres átomos poseen completo su octeto. Los enlaces sencillos N−O son dativos.

Los enlaces nitrógeno-oxígeno son iguales y con distancias entre las del covalente sencillo y doble, por lo que
existe resonancia, siendo el híbrido:

Enlace covalente | Unidad 3 57

 54. Las fórmulas químicas de las moléculas de TeCl4 y de SnCl4 son semejantes. ¿Significa eso que tienen la
misma geometría? Justifica tu respuesta.
2 2
La configuración electrónica externa del estaño es 5s 5p . Este carbonoideo posee cuatro electrones en la capa
de valencia que emplea para formar cuatro enlaces con los átomos de cloro. Se trata de una molécula del tipo AX4,
en la que el átomo central carece de electrones libres.
2 4
La configuración electrónica externa del teluro es 5s 5p . Por lo que el teluro en el TeCl4 formará cuatro enlaces
covalentes con los cuatro átomos de cloro y quedará un par de electrones libre. Se trata de una molécula del tipo
AX5.
La geometría que cabría esperar según la TRPECV es la de una silla de montar para el TeCl4, y tetraédrica, para
el SnCl4

55. Relaciona cada una de las siguientes moléculas con su geometría: PCl3, AsF5 y BF3.
a) b) c)

a) PCl3 al ser una molécula del tipo AX4 con un par de electrones libres.
b) AsF5 al ser molécula del tipo AX5.
c) BF3 al ser molécula del tipo AX3.

56. Los gases nobles son muy poco reactivos; sin embargo, bajo ciertas condiciones proporcionan
compuestos, como el XeF4. Aunque en esta molécula alrededor del xenón hay cuatro átomos de flúor, la
geometría no es tetraédrica. ¿Podrías explicarlo?
Se debe a la existencia de pares electrónicos libres. El Xe posee a su alrededor seis pares electrónicos, dos de
ellos libres, por lo que su geometría es plana cuadrada.

57. Razona la hibridación que presenta el átomo de boro en el trihalogenuro de boro (BX3) y dibuja su
geometría empleando orbitales híbridos.
En los trihalogenuros de boro, este térreo presenta covalencia 3. Dado que su configuración electrónica externa es
2s2 2p1, su covalencia debería ser 1. Para explicar esta discrepancia, se recurre al fenómeno de la promoción
electrónica. Uno de los electrones del subnivel s pasa a uno de los orbitales vacíos 2p; teniendo ahora tres
electrones desapareados y, por tanto, una covalencia igual a 3.
Al ser los tres enlaces B−X iguales, se mezclan los tres orbitales atómicos (uno s y dos p) del B, obteniéndose tres
orbitales híbridos iguales del tipo sp2, todos ellos de la misma energía (degenerados). El orbital p vacío queda
inalterado.

Los tres orbitales híbridos se disponen en el espacio de modo que se

minimicen las repulsiones entre ellos, lo que nos lleva a una geometría
triangular plana (ángulos de 120º), quedando el orbital p puro perpendicular
a dicho plano.

58 Unidad 3|Enlace covalente

58. El átomo de S en el hexafluoruro de azufre (SF6) presenta hipervalencia. Basándote en su configuración
electrónica:
a) ¿Qué hibridación presenta este anfígeno?
b) ¿Qué geometría molecular presentaría esta sustancia? Dibújala.
c) Si uno de los átomos de flúor se sustituyese por un grupo más voluminoso, por ejemplo un grupo
metilo (CH3), ¿en qué posición se colocaría el mismo?
a) Al ser el segundo de los elementos del grupo de los anfígenos, su capa de valencia es 3s2 3p4. El tercer nivel,
energético posee un subnivel de tipo d próximo en energía; de ahí que el S pueda ampliar su covalencia.
Dos electrones, uno del orbital 3s y el otro del subnivel 3p que está apareado, promocionan al subnivel 3d,
habiendo ahora seis electrones desapareados, capaces de formar seis enlaces covalentes sencillos.
Estos seis orbitales se combinan para dar seis orbitales híbridos de tipo sp3 d2.

b) La geometría que minimiza las repulsiones entre los seis orbitales híbridos es la octaédrica.

c) Dada la geometría de la molécula, el grupo metilo se colocaría en una cualquiera de las posiciones al ser todas
equivalentes. El resultado sería un octaedro deformado, donde los ángulos F–S–F se cierran para dar cabida al
–CH3:

59. El estibano (SbH3) se emplea en el dopaje de semiconductores. ¿Coincide en esta molécula su geometría
con la disposición de las nubes electrónicas?
No. El antimonio es el cuarto elemento del grupo de los nitrogenoideos; por lo que su configuración electrónica es:
10 2 3
[Kr] 4d 5s 5p ; existe un par de electrones libres que no intervienen en el enlace en el subnivel 5s. Dado que la
geometría molecular es función de los núcleos atómicos y no de nubes electrónicas, la molécula es del tipo AX4.
Las nubes electrónicas se disponen en los vértices de un tetraedro, minimizando así las repulsiones entre ellas,
siendo su geometría de pirámide trigonal.

Enlace covalente | Unidad 3 59

 60. Discute la veracidad de la siguiente afirmación: “La molécula de difluoruro de berilio es muy soluble en
disolventes polares”.
Falsa. Los enlaces Be–F son polares; sin embargo, la molécula de BeF2 es apolar debido a que presenta una
geometría lineal. Por tanto, esta sustancia será soluble en disolventes apolares y no en los polares.

Fuerzas intermoleculares
61. Muchas bebidas alcohólicas se diluyen con agua o se enfrían con hielo. El resultado sigue siendo una
mezcla homogénea, debido a que la solubilidad del etanol en el agua es tan elevada que forma un
azeótropo (una mezcla de dos o más componentes que poseen una sola temperatura de ebullición, y que
se comporta como si fuese una sustancia pura).
¿A qué debe el etanol su elevada solubilidad en el agua?
Al establecimiento de fuerzas intermoleculares entre el alcohol y el agua, concretamente a la formación de enlaces
de hidrógeno.

62. Al estudiar el amoniaco aparecen dos valores diferentes para las distancias nitrógeno-hidrógeno.
¿Significa eso que existen dos enlaces covalentes diferentes entre ambos núcleos? Razona tu respuesta.
No. Se trata de un enlace covalente sencillo polar y de un enlace de hidrógeno, y la distancia de este último es
mayor, ya que las fuerzas intermoleculares son más débiles.

63. Observa la siguiente gráfica, en la que se representan las temperaturas de ebullición de diferentes
sustancias:

a) ¿Por qué crees que la gráfica del grupo de los carbonoideos es diferente a las del resto de los grupos?
b) Obviando los elementos cabecera de grupo, ¿a qué crees que se debe el aumento de las temperaturas
de ebullición al descender en el mismo?
La ebullición es un proceso físico en el que una sustancia pasa del estado líquido al estado gaseoso, para lo cual
absorbe energía en forma de calor manteniendo su temperatura constante (temperatura de ebullición). La energía
absorbida se invierte en vencer las fuerzas intermoleculares.
a) Es diferente porque el metano no es capaz de establecer enlaces de hidrógeno entre sus moléculas, como el
resto de las sustancias formadas por los elementos cabecera de grupo (H2O, HF y NH3).
b) Se debe a las fuerzas de Van der Waals que se establecen entre moléculas, que al ser menos intensas que los
enlaces de hidrógeno, no dan temperaturas tan elevadas como en el apartado a). Además, los puntos de
ebullición aumentan con la masa de la sustancia considerada.

64. El alcohol más sencillo es el metanol. Este presenta una elevada toxicidad para el ser humano, no siendo
apto para su consumo.
a) ¿Qué hibridación presenta el átomo central?
b) Según la TRPECV, ¿cuál es la geometría de la molécula?
c) ¿Qué podrías decir de los ángulos de enlace?
d) ¿Será capaz dicha sustancia de producir enlaces de hidrógeno intermoleculares?

60 Unidad 3|Enlace covalente

 a) El átomo central es el de carbono, cuya hibridación es sp3.
b) Es aquella que minimiza las repulsiones entre las nubes electrónicas y que se corresponde con un tetraedro
deformado al no ser los cuatro sustituyentes iguales.
c) El grupo OH es más voluminoso que el H, por lo que se cerrarán algo los ángulos H-C-H.

d) Intermoleculares sí, ya que existe un átomo de hidrógeno unido a un elemento más electronegativo que él, con
pares de electrones libres. Intramoleculares, no.

65. Razona la veracidad de la frase: “Un ejemplo de fuerza de Van der Waals dipolo-dipolo inducido es la que
se puede establecer entre la molécula de agua y el cloruro de hidrógeno”.
Falso, ya que ambas son moléculas polares.

66. Para el submarinismo de gran profundidad se emplea, en vez de nitrógeno, helio mezclado con oxígeno,
evitando así el denominado “mal de profundidad”. ¿Podrías decir si existe alguna fuerza de Van der Waals
entre las partículas que forman este gas noble?
Los gases nobles son sustancias de muy escasa reactividad, dada su gran estabilidad química. Así, son especies
monoatómicas. Las únicas fuerzas que se pueden establecer entre sus átomos son las de Van der Waals tipo
London generadas por la formación de un dipolo instantáneo debido a la distribución asimétrica de la carga. Estas
fuerzas de dispersión aumentan con el tamaño y masa molecular. Por ello, serán más intensas y, por tanto, más
importantes al ir descendiendo en el grupo de los gases nobles, lo que da la variación de los puntos de ebullición
de los mismos. La temperatura de ebullición en Kelvin del helio es 4,2, mientras que para el radón es 211,5.

Propiedades de las sustancias covalentes

67. El principal componente del gas natural es el metano. Sin embargo, existen otros en menor proporción
como el etano. Responde razonadamente a las siguientes cuestiones sobre este último hidrocarburo.
a) Formula e indica si es soluble en agua.
b) ¿Qué tipo de enlace existe en la molécula?
c) ¿Qué tipo de interacciones intermoleculares se dan?
d) ¿Cuál es su estado de agregación a temperatura ambiente?
a) CH3–CH3. Dadas las electronegatividades del carbono y del hidrógeno y la geometría de la molécula, se trata
de una molécula apolar, por lo que no será soluble en agua.
3 3
b) Todos los enlaces son covalentes sencillos entre orbitales sp (C–C) o entre el orbital sp del carbono y el 1s
del hidrógeno (C–H).
c) Fuerzas de dispersión.
d) Al ser las fuerzas de dispersión poco intensas, se trata de una sustancia gaseosa.

Enlace covalente | Unidad 3 61

 68. En la siguiente tabla se recogen algunas propiedades de ciertas sustancias covalentes. Basándote en
ellas, di si son moléculas o sólidos covalentes y pon un ejemplo.
Propiedad A B
Solubilidad en agua Sí No
Solubilidad en CCl4 No No
Temperatura de fusión Baja Alta
Conduce corriente eléctrica No No

A es una sustancia covalente polar, como el HCl. B es un sólido covalente como el carbono en forma diamante.

69. Para las siguientes sustancias: CH3CHBr3, C, KI, Mg y Cl2.

a) Clasifícalas según el tipo de enlace (iónico, metálico y covalente polar y apolar).
b) De todas ellas, elige la que cumple las siguientes propiedades: no conduce la corriente eléctrica y entre
sus moléculas solamente existen fuerzas de Van der Waals tipo London.
a) Iónico: KI; covalente apolar: Cl2 y C; covalente polar: CH3 CHBr3, y metálico: Mg.
b) Se trata del cloro, ya que esas propiedades son de una sustancia covalente apolar y no sólido covalente, sino
sustancia molecular.

70. Sabiendo que el formaldehído (HCHO) es una sustancia covalente molecular, que presenta un doble enlace
C=O, discute la veracidad de las siguientes afirmaciones:
a) Es una sustancia que no conduce la corriente eléctrica.
b) Es insoluble en disolventes apolares como el tetracloruro de carbono o el hexano.
c) El átomo de carbono presenta una hibridación del tipo sp2.
a) Verdadera. Se trata de una sustancia covalente molecular en la que no existen electrones desapareados libres
capaces de moverse y conducir así la corriente eléctrica. Todos los electrones están bajo la acción de uno o
más núcleos.
b) Verdadera. El formaldehído es una sustancia polar, ya que dadas las electronegatividades del O y, C, el enlace
entre estos dos átomos va a ser polar. Dado que los enlaces C-H se consideran apolares, la molécula va a
serlo también. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares e insolubles en apolares.
c) Verdadera. Dado que existe un doble enlace C=O; habrá un enlace tipo pi y por lo tanto un orbital p puro. Los
otros dos orbitales p y el s se combinan para dar tres orbitales híbridos sp2.

71. El agua y el difluoruro de oxígeno (OF2) son dos sustancias covalentes.

a) ¿Qué tipo de sustancia covalente es cada una?
b) ¿A qué se debe que el agua presente un punto de ebullición mucho más elevado que el del fluoruro?
a) Son sustancias covalentes moleculares.
b) Aunque ambas son sustancias moleculares, el agua forma enlaces de hidrógeno que se deben romper al
cambiar de estado; mientras que entre las moléculas de OF2 se producirán únicamente fuerzas de Van der
Waals. Al ser estas mucho menos intensas que los enlaces de hidrógeno, su punto de ebullición será menor.

72. Al igual que con otros muchos materiales, es muy importante reciclar el vidrio. Esto supone dos grandes
ventajas: ahorro de materias primas y menor contaminación. El cuarzo (SiO2) es un sólido covalente que se
usa en la fabricación de vidrio. Identifica todos los enlaces que existen en él y relaciónalo con su
solubilidad.
Todos los enlaces son covalentes; de ahí su baja solubilidad (habría que romper enlaces muy fuertes).

73. De entre las sustancias: NaCl, N2, HF y SiC, ¿cuál cumple los siguientes requisitos?
a) Es soluble en disolventes de las características del CCl4.
b) Posee puntos de fusión y ebullición bajos.
c) Las fuerzas intermoleculares que se establecen son poco intensas, aunque su valor aumenta con la
masa y el volumen de las moléculas.
d) No conduce la corriente eléctrica.

62 Unidad 3|Enlace covalente

 La única sustancia que cumple todas las premisas es la de nitrógeno. Para que sea soluble no puede ser un sólido
covalente, por lo que está descartado el SiC. También lo está el HF por ser una molécula polar, y por tanto,
insoluble en disolventes apolares, como el tetracloruro de carbono, y el NaCl por ser una sustancia iónica que
tampoco se disuelve en disolventes apolares. El N2 tiene puntos de fusión y ebullición bajos, ya que entre sus
moléculas se establecen únicamente fuerzas de Van der Waals tipo London (su valor aumenta con la masa y el
volumen) y al ser una sustancia apolar no conduce la corriente eléctrica.

74. La naftalina es un compuesto orgánico de olor muy característico, que se emplea como antipolillas. ¿Es la
naftalina un sólido covalente o una sustancia molecular?
Se trata de un compuesto molecular; de ahí que sublime con facilidad, ya que se rompen fuerzas intermoleculares
(Van der Waals) al pasar del estado sólido al gaseoso y no enlaces covalentes. Su estructura es:

75. Con frecuencia, en las esquinas de algunos edificios se observa un polvo amarillo. No es nada más que
azufre. Esta sustancia molecular covalente sublima con facilidad. ¿A qué crees que es debido que se
presente en estado sólido a temperatura ambiente?
Se trata de una sustancia molecular formada por un ciclo de ocho átomos de azufre (S8). Entre estas moléculas se
establecen fuerzas de Van der Waals tipo London que son poco intensas pero abundantes en número. Además, su
valor aumenta con la masa de la sustancia y el volumen molecular (ambos elevados para el ciclooctoazufre).

76. Actividad smSaviadigital.com. RESUELVE.

Enlace covalente | Unidad 3 63

 La química y… la importancia del enlace de hidrógeno
1. Sabiendo que la hibridación del oxígeno en la molécula de agua es de tipo sp3, razona su geometría
molecular.
Su geometría es angular, ya que el oxígeno posee hibridación sp3 con dos pares electrónicos libres. Al existir
electrones libres, la disposición de las nubes electrónicas (tetraédrica) no coincide con la geometría de la molécula.

2. Justifica la posibilidad de la molécula de agua de formar cuatro enlaces de hidrógeno; apoya tu

razonamiento con un dibujo.
Para que se dé enlace de hidrógeno, debe existir un átomo electronegativo unido al hidrógeno (en el caso del agua
es el oxígeno) y otro átomo también muy electronegativo con uno o más pares electrónicos libres (este también es
el oxígeno).

3. Si se coloca un clip sobre la superficie del agua, se hunde. Sin embargo, flotará si sobre dicho líquido se
pone un trocito de pañuelo de papel y sobre él se deposita con cuidado el clip. ¿A qué crees que se debe
esto?
El pañuelo de papel se mojará y se hundirá, quedando el clip sobre la superficie del agua. Este líquido actúa como
si se tratase de una “cama elástica” debido a las fuerzas de cohesión (enlaces de hidrógeno) entre sus moléculas.

64 Unidad 3|Enlace covalente

 Autoevaluación

1. ¿Cuál de estas afirmaciones es la verdadera? 4. De las sustancias Br2, SiO2 y HF, indica:
a) Si al aproximarse dos átomos predominan las a) Si son o no solubles en agua.
fuerzas repulsivas sobre las atractivas, se
produce una situación antienlazante. b) Si conducen la corriente eléctrica a
temperatura ambiente.
b) El que una molécula A2 sea más estable que
otra B2 significa que hace falta más energía c) Si su estado es sólido, líquido o gaseoso.
para romper el enlace B-B que para romper el d) ¿Cuál posee mayor temperatura de fusión?
A-A.
a) Solamente el HF es soluble.
c) Todos los gases nobles poseen ocho
electrones en su capa de valencia. b) No conducen la corriente eléctrica ya que son
sustancias covalentes.
d) Las energías de todos los enlaces son del
mismo orden. c) El HF es gas, el Br2 es líquido y el SiO2 es
a sólido.
d) El SiO2.
2. Indica si las siguientes afirmaciones son
verdaderas o falsas.
a) El NaF presenta un enlace iónico. 5. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es
verdadera?
b) El Cu posee enlace covalente.
a) Los átomos con covalencia igual a 1 no
c) En la molécula de hidrógeno existen enlaces pueden formar enlaces múltiples.
de hidrógeno.
b) La TOM explica, entre otras cosas, la
d) En el NH3, los enlaces son covalentes polares. geometría molecular.
a) V b) F c) F d) V c) Las formas resonantes son estructuras
reales de la molécula.
3. Tres elementos A, B y C forman, al unirse entre d) El solapamiento lateral es más efectivo que
ellos, tres moléculas diatómicas, cuyas energías de el frontal.
enlace son, respectivamente, 139, 942 y
494 kJ mol−1. Basándote en estos valores: a

a) ¿Cuál de ellas tendrá solamente un enlace

sencillo? 6. Indica si las siguientes afirmaciones, sobre las
b) ¿Cuáles de ellas podrían presentar enlace moléculas C2F4, C2Br2 y C2Cl4 (las tres con
múltiple? enlace C-C) son verdaderas o falsas.

c) ¿Cuál presentará enlace doble? a) En todas, los C presentan hibridación sp3.

d) ¿Cuál presentará enlace triple? b) El ángulo Cl-C-Cl es próximo a 120º.

a) A2 c) La geometría de la molécula de
dibromoetino (C2Br2) es lineal.
b) B2 y C2
d) De los dos posibles isómeros geométricos
c) C2 de la molécula de tetracloroeteno (C2Cl4),
únicamente el trans es polar, ya que los
d) B2 momentos dipolares de sus enlaces no se
anulan.
a) F b) V c) V d) F

Enlace covalente | Unidad 3 65