Ejercicio resuelto de Enlace químico · Química · Aragón · 2026

Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) La molécula de BF$_{3}$ presenta una geometría molecular trigonal plana y la geometría del H$_{2}$Se es angular. Deduzca el carácter polar o no polar de la mismas. [0,5 puntos]

b) Las siguientes sustancias son sólidas a temperatura ambiente: KI y K, en estas condiciones ¿conducirán la electricidad? [0,5 puntos]

c) ¿Por qué el F$_{2}$ es un gas a temperatura ambiente mientras que el Br$_{2}$ es líquido? [0,5 puntos]

d) Indique si alguna de estas especies tiene electrones desapareados: K$^{+}$ y O$^{-}$. [0,5 puntos]

$\textbf{a) La molécula de BF₃ presenta una geometría molecular trigonal plana y la geometría del H₂Se es angular. Deduzca el carácter polar o no polar de la mismas. [0,5 puntos]}$

Que una molécula sea polar no depende solo de sus enlaces: hay que sumar los momentos dipolares de todos ellos como vectores, y ahí es donde entra la geometría.

$\mathrm{BF_3}$: los enlaces B–F son muy polares, porque el flúor es el elemento más electronegativo que existe y el boro lo es poco. Pero los tres enlaces son idénticos y están repartidos a 120° en un mismo plano, apuntando hacia fuera desde el boro. Su suma vectorial es nula:

$\vec\mu_{\text{total}} = \vec 0 \quad \Rightarrow \quad \text{molécula apolar}$

$\mathrm{H_2Se}$: los enlaces Se–H también son polares, pero la molécula es angular, no lineal, porque el selenio conserva dos pares no enlazantes que rompen la simetría. Los dos momentos dipolares no se cancelan, sino que se suman dando una resultante que apunta hacia el selenio:

$\vec\mu_{\text{total}} \neq \vec 0 \quad \Rightarrow \quad \text{molécula polar}$

El contraste entre las dos es justo lo que se pregunta: con enlaces polares en ambos casos, solo la geometría simétrica del trifluoruro de boro consigue anular el momento dipolar.

$\textbf{b) Las siguientes sustancias son sólidas a temperatura ambiente: KI y K, en estas condiciones ¿conducirán la electricidad? [0,5 puntos]}$

Para conducir la corriente hace falta que haya cargas con libertad de movimiento, y eso depende del tipo de sólido.

El $\mathrm{KI}$ es un $\textbf{sólido iónico}$: sus iones $\mathrm{K^+}$ e $\mathrm{I^-}$ ocupan posiciones fijas en la red cristalina y no pueden desplazarse. En estado sólido $\textbf{no conduce}$; sí lo haría fundido o disuelto en agua, cuando los iones quedan libres.

El potasio es un $\textbf{sólido metálico}$: sus electrones de valencia están deslocalizados formando una nube que envuelve a la red de cationes. Esos electrones se mueven con facilidad por todo el cristal, de modo que el potasio $\textbf{sí conduce}$ la electricidad en estado sólido.

$\textbf{c) ¿Por qué el F₂ es un gas a temperatura ambiente mientras que el Br₂ es líquido? [0,5 puntos]}$

Las dos son moléculas diatómicas homonucleares y, por tanto, apolares: sus únicas fuerzas intermoleculares son las de dispersión de London, es decir, la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos.

La intensidad de esas fuerzas depende de la polarizabilidad de la nube electrónica, que crece con el tamaño y el número de electrones de la molécula. El bromo tiene muchos más electrones y un volumen mucho mayor que el flúor, así que sus nubes se deforman con más facilidad:

$\text{fuerzas de London}(\mathrm{Br_2}) > \text{fuerzas de London}(\mathrm{F_2})$

Hace falta más energía para separar las moléculas de $\mathrm{Br_2}$, y por eso su punto de ebullición es más alto: a temperatura ambiente el bromo sigue siendo líquido mientras que el flúor ya es gas.

$\textbf{d) Indique si alguna de estas especies tiene electrones desapareados: K⁺ y O⁻. [0,5 puntos]}$

Hay que escribir la configuración de cada ion y mirar cómo quedan repartidos los electrones en el último subnivel.

$\mathrm{K}\ (Z = 19): \quad 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^1 \quad \Rightarrow \quad \mathrm{K^+}: \ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$

Al perder el electrón $4s$, el $\mathrm{K^+}$ queda con todos sus orbitales completos, con la configuración del argón: $\textbf{no tiene electrones desapareados}$.

$\mathrm{O}\ (Z = 8): \quad 1s^2\,2s^2\,2p^4 \quad \Rightarrow \quad \mathrm{O^-}: \ 1s^2\,2s^2\,2p^5$

El anión $\mathrm{O^-}$ tiene cinco electrones repartidos en los tres orbitales $2p$. Por la regla de Hund, dos de ellos quedan apareados en dos orbitales y el quinto se queda solo, así que $\textbf{sí tiene un electrón desapareado}$.