Conductividad de una disolución

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La conductividad eléctrica es la capacidad de una sustancia para permitir el transporte ordenado de carga eléctrica cuando se aplica una diferencia de potencial. Su símbolo habitual es κ y su unidad en el Sistema Internacional es el siemens por metro, S/m. Una sustancia conduce cuando posee partículas capaces de responder al campo eléctrico y desplazarse de manera coordinada. Según el material, estos portadores pueden ser electrones, iones positivos, iones negativos o, en ciertos sólidos, huecos electrónicos. La conductividad no depende solamente de que existan partículas cargadas: también depende de cuántas haya por unidad de volumen, de la carga que posean y de qué tan libremente puedan moverse.

Figura 1. [Jaroslav Heyrovský] fue un químico checo que creó la polarografía, técnica para analizar sustancias mediante cambios de corriente eléctrica y voltaje. Estudió en Praga y Londres, y trabajó con el electrodo de mercurio de gotas. En 1959 recibió el Premio Nobel de Química. Su método impulsó el análisis de iones, reacciones de oxidación-reducción y muestras químicas complejas.

Figura 2. [Mária Telkes] fue una científica húngaro-estadounidense, pionera de la energía solar. Diseñó un destilador solar portátil para producir agua potable y participó en la Dover Sun House, calentada con energía solar. Investigó el almacenamiento térmico mediante sulfato de sodio decahidratado y desarrolló patentes sobre desalinización, cocinas solares y materiales sostenibles.

Es necesario diferenciar la conductividad de otras magnitudes próximas. La conductancia describe qué tan fácilmente circula la corriente a través de una muestra concreta y depende de sus dimensiones; por ejemplo, un recipiente más ancho permite el paso de más corriente que uno muy estrecho, incluso si contienen la misma disolución. La conductividad específica, κ, es una propiedad propia del material o de la disolución. Por su parte, la conductividad molar relaciona la capacidad de conducción con la cantidad de electrolito disuelto. Esta última resulta especialmente útil para comparar disoluciones de diferente concentración y comprender lo que muestra la gráfica de una sal como el sulfato de magnesio.

La conducción eléctrica tampoco es una propiedad fija e invariable. La temperatura, la presión, la concentración, el estado físico y la estructura microscópica modifican la movilidad de los portadores de carga. Un metal puede conducir muy bien en estado sólido; una sal cristalina puede ser aislante cuando sus iones permanecen atrapados en una red rígida, pero conductora al fundirse o disolverse en agua. El agua pura conduce poco, mientras una disolución de sal, ácido o base puede hacerlo con mucha mayor facilidad. Comprender qué partículas se desplazan permite explicar estas diferencias sin reducir la conductividad a una simple etiqueta de “conductor” o “aislante”.

Tipos de conductividad eléctrica

La conductividad metálica es la característica de metales como cobre, aluminio, plata o hierro. En estos materiales, los electrones de valencia no permanecen asociados exclusivamente a un átomo particular, sino que ocupan estados electrónicos extendidos por toda la red metálica. Cuando se conecta una pila, esos electrones responden al campo eléctrico y se produce una corriente. Por esta razón, los cables eléctricos se construyen con metales: no necesitan disolverse ni sufrir una reacción química para transportar carga. Sin embargo, la resistencia de un metal suele aumentar al calentarlo, porque las vibraciones de sus átomos dificultan el movimiento ordenado de los electrones.

Figura 3. En los metales, la [corriente eléctrica] surge del desplazamiento neto, lento, de electrones deslocalizados. La señal eléctrica se establece rápidamente porque se propaga el campo eléctrico, no porque un electrón atraviese todo el cable. La carga equivalente describe la misma cantidad de carga transferida en cada sección, aunque intervengan electrones distintos.

La conductividad semiconductora se presenta en sustancias como silicio, germanio y numerosos materiales empleados en dispositivos electrónicos. Estos sólidos no se comportan como buenos conductores metálicos ni como aislantes perfectos. Su conductividad puede aumentar por acción de la temperatura, la luz o la incorporación controlada de impurezas químicas. En este caso pueden intervenir electrones y huecos, que representan regiones de la estructura sólida donde falta un electrón y que se comportan como portadores de carga positiva. Los transistores, los paneles solares y numerosos sensores dependen de esta capacidad de controlar el movimiento de carga mediante la composición y la estructura del material.

La conductividad iónica ocurre cuando cationes y aniones pueden cambiar de posición. Se presenta en sales fundidas, algunos sólidos especializados y, sobre todo, en disoluciones de electrolitos. En una sal fundida como el cloruro de sodio líquido, los iones Na⁺ y Cl⁻ ya no están fijos en una red cristalina rígida, por lo que pueden desplazarse. En una disolución acuosa, los iones son rodeados por moléculas de agua y pueden migrar cuando se aplica un campo eléctrico. Esta conducción es fundamental en baterías, electrólisis, corrosión, celdas electroquímicas y análisis de aguas.

Existen además fenómenos más particulares, como la superconductividad, en la cual ciertos materiales presentan resistencia prácticamente nula bajo condiciones específicas de temperatura y campo magnético. Aunque este fenómeno pertenece principalmente a la física de materiales, sirve para recordar que la conducción depende de cómo se comportan las partículas a escala microscópica. En química, los casos más relevantes para comprender sustancias y reacciones son la conducción gaseosa y la conducción iónica en disoluciones.

Conductividad en gases poco densos y tubos de descarga

En condiciones normales, los gases suelen ser malos conductores. Un recipiente lleno de aire, neón o argón contiene átomos y moléculas eléctricamente neutros; por ello, no existen suficientes partículas cargadas que transporten una corriente sostenida. Sin embargo, la situación cambia dentro de un tubo de descarga. Si se reduce la presión del gas y se aplica una diferencia de potencial elevada entre dos electrodos, algunos electrones pueden acelerarse y chocar contra las partículas gaseosas con suficiente energía para arrancarles electrones.

Este proceso se denomina ionización. A partir de átomos o moléculas inicialmente neutros se forman electrones libres y cationes. También pueden originarse partículas excitadas, es decir, especies cuyos electrones han absorbido energía sin abandonar completamente el átomo. El gas se convierte entonces parcialmente en un plasma, una mezcla de partículas neutras, electrones, cationes y especies excitadas. Como ahora existen portadores de carga móviles, el tubo permite el paso de corriente eléctrica.

Figura 4. En un [tubo de descarga], los electrones viajan del cátodo al ánodo y pueden moverse mucho más rápido que la lenta deriva electrónica en un metal. La corriente convencional tiene sentido opuesto. La carga equivalente expresa cuánta carga transporta cada portador. El campo eléctrico acelera y organiza esos movimientos dentro del gas parcialmente ionizado del tubo.

La presión baja es decisiva para que la descarga se mantenga. Cuando el gas es demasiado denso, los electrones chocan tan frecuentemente que no consiguen acelerar lo suficiente entre un choque y otro. Cuando el gas es excesivamente poco denso, hay muy pocas partículas disponibles para producir y sostener la ionización. Existe, por tanto, un intervalo de presión en el cual el gas puede conducir con eficacia. Este equilibrio depende también del voltaje aplicado, del tipo de gas y de la distancia entre los electrodos.

Los tubos de neón, las lámparas fluorescentes y ciertos espectrómetros aprovechan este fenómeno. Cuando una especie excitada regresa a un estado de menor energía, emite radiación electromagnética. Como cada elemento posee niveles de energía característicos, la luz emitida puede revelar su identidad química. La conducción gaseosa no consiste en que un gas neutro se vuelva metálico, sino en la formación temporal de una mezcla ionizada cuyas partículas cargadas responden al campo eléctrico.

Conductividad en disoluciones acuosas

La conductividad acuosa aparece cuando una disolución contiene iones móviles. El agua pura presenta una conductividad baja porque solamente posee cantidades muy pequeñas de H₃O⁺ y OH⁻, generadas por su autoionización. Al disolver un ácido, una base o una sal, la cantidad de especies cargadas aumenta y la disolución puede transportar corriente con mayor facilidad. Por ejemplo, el cloruro de sodio disuelto produce Na⁺(aq) y Cl⁻(aq), mientras el sulfato de magnesio puede producir Mg²⁺(aq) y SO₄²⁻(aq).

Los símbolos “(aq)” indican que los iones se encuentran en un medio acuoso. No significa que estén desnudos ni aislados: cada ion queda rodeado por moléculas de agua orientadas según sus cargas parciales. El oxígeno del agua, con densidad electrónica relativamente alta, se orienta hacia los cationes; los hidrógenos, relativamente deficientes en densidad electrónica, se orientan hacia los aniones. Este proceso recibe el nombre de hidratación, una forma particular de solvatación. La capa de hidratación estabiliza los iones, pero también influye en su tamaño efectivo y en su movilidad.

Cuando se aplica una diferencia de potencial, los cationes hidratados se desplazan hacia el electrodo negativo, llamado cátodo, mientras los aniones hidratados se dirigen hacia el electrodo positivo, llamado ánodo. Aunque las dos clases de iones se mueven en sentidos opuestos, ambas contribuyen al mismo sentido de la corriente convencional. Un ion positivo que avanza hacia el electrodo negativo y un ion negativo que avanza hacia el electrodo positivo equivalen, desde el punto de vista eléctrico, al transporte continuo de carga en una sola dirección.

Dentro de la disolución no circulan electrones libres como en un cable de cobre. Los electrones pueden transferirse en las superficies de los electrodos durante las reacciones de oxidación y reducción, pero el líquido mantiene la corriente mediante la migración de especies químicas cargadas. Esta diferencia explica por qué una celda electroquímica necesita tanto un circuito metálico externo como una disolución o puente salino interno: los electrones transportan carga por el metal y los iones preservan la neutralidad eléctrica dentro de la fase líquida.

Concentración, solubilidad y cantidad de iones

La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente bajo condiciones definidas de temperatura y presión. Si se añade una sal soluble al agua, sus partículas pueden separarse e interactuar con las moléculas del disolvente. Mientras continúe disolviéndose, aumenta la concentración de especies presentes en la fase acuosa. Cuando se alcanza la saturación, el exceso de soluto permanece como sólido y ya no incrementa de manera apreciable la cantidad de iones disueltos.

En una disolución diluida de MgSO₄, los iones Mg²⁺ y SO₄²⁻ están relativamente separados entre sí. Cada uno posee su capa de hidratación y experimenta menos interferencia directa de los demás iones. Al añadir inicialmente más sal, aumenta el número de portadores de carga por unidad de volumen. Por esta razón, la conductividad específica suele aumentar al comienzo: hay más iones capaces de responder al campo eléctrico y contribuir a la corriente.

Sin embargo, no basta con contar partículas. Una disolución muy concentrada contiene más iones, pero cada ion encuentra un entorno más congestionado. Las capas de hidratación pueden solaparse, las interacciones electrostáticas se vuelven más intensas y el medio puede adquirir mayor viscosidad. En consecuencia, los iones encuentran mayor dificultad para desplazarse. La relación entre concentración y conducción resulta, por tanto, de una competencia entre dos efectos: el aumento de la cantidad de portadores y la disminución de su movilidad.

Figura 5. [Conductividad molar]. Una disolución ideal diluida contiene partículas suficientemente separadas para interactuar poco, de modo semejante al límite de un gas ideal. Esta aproximación permite relacionar la fase gaseosa con la disuelta mediante la ley de Henry. En electroquímica, la carga equivalente conserva el balance de electrones entre semirreacciones; los electrones presentan velocidad de deriva lenta, mientras el campo eléctrico se propaga rápidamente.

La gráfica debe leerse considerando esta competencia. Si representa conductividad molar, el valor suele ser máximo para la disolución idealmente diluida. En ese límite, cada unidad fórmula del electrolito aporta iones que se mueven con muy poca influencia de otras especies cargadas. Al aumentar la concentración, la conductividad molar disminuye porque, aunque el volumen contenga más iones, cada mol de electrolito contribuye menos eficientemente a la conducción. La disolución de baja concentración no conduce necesariamente más corriente total que una disolución moderadamente concentrada; conduce con mayor eficiencia por cada cantidad equivalente de electrolito añadido.

Factor de van’t Hoff y movilidad iónica

El factor de van’t Hoff, i, representa el número efectivo de partículas que un soluto origina en disolución en comparación con una sustancia que no se disocia. En un modelo ideal, el sulfato de magnesio se expresa como MgSO₄ → Mg²⁺ + SO₄²⁻. Por cada unidad fórmula se originan dos especies iónicas, de modo que su valor ideal sería i = 2. Este factor ayuda a explicar por qué los electrolitos producen efectos importantes sobre propiedades como el descenso crioscópico, la presión osmótica y la conductividad: generan más partículas que una sustancia molecular no electrolítica disuelta a la misma concentración.

Pero i = 2 no garantiza que la conductividad real sea exactamente el doble de la correspondiente a un soluto molecular. La conducción depende también de la carga iónica y, sobre todo, de la movilidad. Mg²⁺ transporta una carga positiva equivalente a dos cargas elementales, mientras SO₄²⁻ transporta una carga negativa equivalente a dos cargas elementales. Sin embargo, ambos se encuentran hidratados y experimentan fuerzas de atracción con otros iones. La carga elevada favorece el transporte de carga por cada ion, pero también intensifica las interacciones electrostáticas que pueden reducir la libertad de movimiento.

En una disolución concentrada de MgSO₄ pueden formarse pares iónicos o asociaciones temporales entre Mg²⁺ y SO₄²⁻. Cuando ambos se aproximan mucho, la carga neta del conjunto puede ser cercana a cero. Una entidad de este tipo contribuye menos a la conducción que dos iones libres que se desplazan independientemente. Además, las interacciones entre iones de carga doble son más intensas que entre iones de carga simple, por lo que las desviaciones respecto al comportamiento ideal pueden ser importantes.

Por ello, la disolución ideal o de concentración muy baja representa el caso más favorable para la conductividad molar. Los iones están suficientemente separados para actuar casi de manera independiente, sus capas de hidratación interfieren menos entre sí y la asociación iónica es menos probable. A medida que aumenta la concentración, la cantidad total de iones puede elevar la conductividad específica hasta cierto punto, pero la eficiencia de cada mol de electrolito disminuye por la pérdida de movilidad y por la aparición de interacciones no ideales.

Iones, electrones y rapidez del fenómeno eléctrico

Un electrón posee una carga de −1,602 176 634 × 10⁻¹⁹ C, mientras un protón posee la misma magnitud con signo positivo. Los iones transportan múltiplos enteros de esa carga elemental: Na⁺ transporta +1e, Cl⁻ transporta −1e, Mg²⁺ transporta +2e y SO₄²⁻ transporta −2e, mientras que los moles transportan valores equivalentes a la constante de Faraday de esas mismas cargas. En las reacciones electroquímicas de los electrodos, los electrones se transfieren en paquetes de esta magnitud elemental; no existe la transferencia de fracciones arbitrarias de un electrón.

En la fase acuosa, sin embargo, no son electrones libres los que recorren el líquido. Los portadores son iones solvatados, entidades químicas completas rodeadas por moléculas de agua. Su velocidad de deriva es lenta: con campos eléctricos habituales, puede encontrarse en escalas de micrómetros o milímetros por segundo. Los iones no cruzan instantáneamente la celda; avanzan gradualmente mientras chocan, se reorientan y permanecen solvatados. Esa lentitud material no impide que una corriente se establezca casi de inmediato al cerrar un circuito.

En un metal, los electrones también poseen una velocidad de deriva relativamente baja, aunque realizan movimientos térmicos rápidos y desordenados. La rapidez con que se enciende una lámpara no corresponde al viaje de un electrón individual desde la pila hasta el bombillo. Lo que se propaga velozmente por el circuito es el cambio del campo eléctrico, a una fracción importante de la velocidad de la luz. La comparación correcta no es “iones lentos contra electrones instantáneos”, sino partículas con velocidades de deriva bajas frente a una perturbación electromagnética que se transmite muy rápidamente.

En una celda electroquímica, ambos mecanismos se complementan. Los electrones viajan por el conductor metálico externo y participan en las reacciones de los electrodos. Los iones hidratados se mueven por la disolución y evitan que se acumulen cargas desequilibradas en cada compartimiento. Así, la conductividad acuosa puede comprenderse como un proceso en el cual la concentración, la solubilidad, el factor de van’t Hoff, la hidratación y la movilidad iónica determinan qué tan eficazmente una disolución transporta carga eléctrica.

Referencias

Atkins, P., de Paula, J., & Keeler, J. (2023). Atkins’ physical chemistry (12.ª ed.). Oxford University Press.

Bard, A. J., Faulkner, L. R., & White, H. S. (2022). Electrochemical methods: Fundamentals and applications (3.ª ed.). Wiley.

International Union of Pure and Applied Chemistry. (s. f.). Conductivity. En Compendium of Chemical Terminology (Gold Book). https://goldbook.iupac.org/terms/view/C01245

Lemelson-MIT Program. (s. f.). Maria Telkes. Massachusetts Institute of Technology. https://lemelson.mit.edu/resources/maria-telkes

Nobel Prize Outreach. (1959). Jaroslav Heyrovský – Biographical. The Nobel Prize. https://www.nobelprize.org/prizes/chemistry/1959/heyrovsky/biographical/

Figura. Conductividad molar

En una disolución ideal o suficientemente diluida, las partículas de soluto están tan separadas que sus interacciones mutuas son pequeñas. Por ello, cada especie se comporta casi como si estuviera sola en el disolvente, de manera análoga a las moléculas de un gas ideal, que se consideran independientes salvo durante choques breves. Esta analogía no significa que una disolución sea literalmente un gas ni que pueda aplicarse sin más la ecuación de gas ideal al líquido. Significa que el comportamiento del soluto se aproxima a un límite simple, donde su actividad depende casi proporcionalmente de su concentración.

Este límite permite comprender la ley de Henry. Cuando un gas está poco concentrado en agua, su presión parcial en equilibrio es aproximadamente proporcional a su fracción molar o concentración disuelta. La ecuación de los gases ideales puede emplearse para describir el gas de la fase gaseosa, relacionando presión, volumen, cantidad de sustancia y temperatura; después, la ley de Henry conecta esa presión con la cantidad que permanece disuelta. A concentraciones mayores, las interacciones entre iones, moléculas y capas de hidratación producen desviaciones respecto de este comportamiento ideal. En conductividad molar, una disolución diluida favorece la movilidad porque los iones interfieren menos entre sí.

El concepto de carga equivalente es esencial en las reacciones electroquímicas. No debe imaginarse que el electrón liberado en una semirreacción es exactamente el mismo electrón que llega a la otra, especialmente cuando los electrodos están lejos. La oxidación y la reducción intercambian cantidades equivalentes de carga: si una semirreacción libera dos cargas elementales por cada unidad reaccionante, la otra debe consumir esa misma cantidad total. En el conductor metálico, los electrones presentan una velocidad de deriva lenta; sí, este desplazamiento neto recibe ese nombre. Lo que se establece rápidamente es el campo eléctrico, que reorganiza los electrones ya presentes en todo el circuito. Dentro de la disolución, los iones hidratados migran y conservan la neutralidad eléctrica.

Figura. Tubos de descarga

 
En un tubo de descarga, los electrones salen del cátodo y son acelerados hacia el ánodo por una diferencia de potencial elevada. Cada electrón es una partícula con masa, carga negativa y trayectoria propia; puede chocar con átomos del gas, producir ionización o excitar especies que emiten luz. La carga equivalente, en cambio, no es una partícula adicional ni una sustancia que viaje separada del electrón. Es una forma de representar cuánto efecto eléctrico transporta una partícula. Un electrón porta una carga de −e; un ion Mg²⁺ porta +2e. Decir que se mueve una carga equivalente permite comparar transportes realizados por partículas diferentes sin confundirlas con electrones.

La corriente eléctrica se define por la cantidad de carga que atraviesa una sección por unidad de tiempo. Por convenio, se representa como si una carga positiva se desplazara desde el potencial positivo hacia el negativo. Por eso, en la figura la corriente convencional va del ánodo al cátodo, aunque los electrones del haz viajen físicamente desde el cátodo hacia el ánodo. El campo eléctrico creado entre los electrodos ejerce una fuerza sobre cada carga: empuja electrones en sentido contrario al campo y acelera iones positivos en su mismo sentido. Así, el campo organiza el movimiento de los portadores y permite describir la continuidad de la corriente mediante cargas equivalentes.

En este caso sí puede afirmarse que los electrones del haz pueden alcanzar velocidades mucho mayores que la velocidad de deriva de los electrones en un metal. Dentro del tubo existe vacío parcial, por lo que los electrones recorren trayectorias relativamente largas entre choques y ganan energía al ser acelerados. En un metal, los electrones también responden al campo, pero sufren colisiones frecuentes con la red cristalina; su desplazamiento neto suele ser muy lento. Sin embargo, esta comparación no significa que la electricidad “viaje” más rápido solo porque los electrones sean más rápidos: la propagación del campo electromagnético por un circuito ocurre velozmente en ambos casos.

Figura. Electricidad

 En los metales, suele afirmarse que la electricidad consiste en un flujo de electrones desde la pila hasta el dispositivo. La idea es útil como primera aproximación, pero resulta incompleta si se interpreta como una corriente de electrones que recorre rápidamente todo el cable. La imagen distingue entre la red metálica, formada por iones positivos prácticamente fijos, y los electrones deslocalizados, que pueden responder al campo eléctrico aplicado. Estos electrones sí presentan un desplazamiento neto, llamado velocidad de deriva, pero es muy lento: normalmente del orden de milímetros por segundo. Por ello, cuando se enciende una lámpara, no es necesario esperar a que un electrón individual viaje desde la batería hasta el bombillo.

Lo que se establece casi inmediatamente a lo largo del circuito es el campo eléctrico. Este campo organiza un pequeño desplazamiento colectivo de los electrones ya presentes en cada región del conductor. La rapidez de propagación de esa perturbación eléctrica puede ser una fracción importante de la velocidad de la luz, mientras que cada electrón avanza lentamente y choca repetidamente con la estructura del metal. Por tanto, no es correcto imaginar la corriente como una fila de partículas que atraviesa el cable a gran velocidad; pero tampoco es correcto afirmar que los electrones no se mueven. En un metal, ellos son los portadores materiales de la carga y su movimiento neto produce la corriente eléctrica.

La expresión carga equivalente permite describir el fenómeno sin seguir la trayectoria de cada electrón. Si por una sección del cable pasa cierta cantidad de carga durante un segundo, una cantidad equivalente atraviesa las demás secciones del circuito, aunque no sean exactamente los mismos electrones los que recorren toda la distancia. La carga se transfiere en paquetes cuyo valor básico corresponde a la carga elemental, igual en magnitud a la carga de un electrón. Así, la conducción metálica combina dos escalas: electrones con deriva lenta y una señal eléctrica que se organiza muy rápido.

Figura. Mária Telkes

 Mária Telkes (1900–1995) fue una biofísica, química e inventora húngaro-estadounidense, conocida como la “Reina del Sol” por sus aportes al aprovechamiento de la energía solar. Nació el 12 de diciembre de 1900 en Budapest, Hungría, y estudió física química en la Universidad de Budapest, donde obtuvo su doctorado en 1924. Ese mismo año emigró a Estados Unidos para trabajar en el campo de la investigación médica y científica. Durante sus primeros años estudió procesos de conversión de energía en organismos vivos, especialmente la relación entre el calor, la radiación y las funciones biológicas. Su formación interdisciplinaria le permitió aplicar principios de la termodinámica, la electroquímica y la ciencia de materiales a problemas concretos de la vida cotidiana.

Durante la Segunda Guerra Mundial, Telkes trabajó para la Oficina de Investigación y Desarrollo Científico de Estados Unidos. Allí diseñó un destilador solar portátil para obtener agua potable a partir de agua de mar, pensado para pilotos y marinos que sobrevivían a naufragios. El dispositivo empleaba la radiación solar para evaporar el agua y condensarla posteriormente, separándola de las sales disueltas. Miles de unidades fueron incorporadas a equipos de emergencia. Más adelante se vinculó con el Instituto Tecnológico de Massachusetts, donde investigó sistemas de calefacción solar. Su mayor desafío consistió en almacenar el calor captado durante el día para usarlo en la noche, sin depender constantemente de combustibles fósiles.

En 1948 participó en el diseño de la Dover Sun House, una de las primeras viviendas experimentales calentadas principalmente con energía solar. El sistema usaba sulfato de sodio decahidratado, una sustancia capaz de absorber y liberar grandes cantidades de energía durante sus cambios de estado. Este tipo de almacenamiento se conoce como calor latente. Aunque el proyecto enfrentó dificultades técnicas, demostró que era posible pensar la vivienda desde fuentes renovables. Telkes registró numerosas patentes, desarrolló cocinas solares, sistemas de desalinización y materiales térmicos, y defendió durante décadas una ciencia orientada hacia soluciones sostenibles. Su legado anticipó tecnologías actuales de energía renovable, almacenamiento térmico y aprovechamiento eficiente de la radiación solar.

Figura. Jaroslav Heyrovský

 Jaroslav Heyrovský (1890–1967) fue un químico checo reconocido por crear la polarografía, una técnica electroquímica que permitió estudiar sustancias mediante la relación entre el voltaje aplicado y la corriente eléctrica producida en una disolución. Nació el 20 de diciembre de 1890 en Praga, entonces parte del Imperio austrohúngaro. Estudió química, física y matemáticas en la Universidad Carolina de Praga, y amplió su formación en el University College London. Allí trabajó con el químico William Ramsay y se interesó por los fenómenos de electrólisis, las reacciones que ocurren cuando una corriente eléctrica atraviesa una disolución o una sustancia fundida.

Su contribución principal surgió del uso del electrodo de mercurio de gotas, propuesto inicialmente por su maestro Boleslav Brauner y perfeccionado por Heyrovský junto con el químico japonés Masuzo Shikata. En 1922 estableció las bases de la polarografía y, en 1925, ambos construyeron un aparato capaz de registrar automáticamente los polarogramas. Estas gráficas muestran cómo cambia la corriente eléctrica cuando varía el potencial aplicado al electrodo. Cada sustancia puede originar una señal característica, lo que permite identificarla y estimar su concentración. La técnica se convirtió en una herramienta muy útil para analizar iones metálicos, compuestos orgánicos, muestras biológicas y soluciones de interés industrial.

Heyrovský desarrolló su labor científica principalmente en Praga, donde formó investigadores y consolidó una escuela de electroquímica de alcance internacional. Su trabajo permitió comprender mejor los procesos de oxidación y reducción en la interfaz entre un electrodo y una disolución. En 1959 recibió el Premio Nobel de Química por el descubrimiento y desarrollo del método polarográfico; fue el primer científico checo en obtener este reconocimiento. Murió el 27 de marzo de 1967, pero su legado permanece en las técnicas modernas de análisis electroquímico, empleadas para detectar y cuantificar especies químicas con gran sensibilidad.

Figura. Estabilidad molecular y solubilidad

Los enlaces π restringen la rotación molecular porque su superposición lateral debe conservar una orientación definida. Esta rigidez puede mantener grupos funcionales expuestos o alineados, modificando la manera en que una sustancia interactúa con un disolvente. Los enlaces π también aportan una nube electrónica relativamente extendida y, en moléculas grandes, aumentan la polarizabilidad. Por ello, estructuras planas como los compuestos aromáticos pueden experimentar fuerzas de dispersión de London apreciables al aproximarse entre sí. Sin embargo, la presencia de enlaces π no vuelve automáticamente a una molécula polar ni soluble en agua: la solubilidad depende de la distribución global de cargas, la geometría y los grupos funcionales disponibles para interactuar.

En sustancias apolares, como los hidrocarburos insaturados o el benceno, predominan las fuerzas de London. Sus moléculas pueden atraer otras sustancias apolares, por lo que se mezclan mejor con aceites, ceras y disolventes orgánicos que con agua. El benceno, por ejemplo, posee electrones π deslocalizados y una superficie plana polarizable, pero su geometría simétrica no genera un momento dipolar permanente; por ello es prácticamente insoluble en agua. En cambio, el etanol contiene una cadena hidrocarbonada apolar, pero su grupo —OH es polar y puede formar puentes de hidrógeno con el agua. Esa interacción intensa compensa la separación entre moléculas y permite que ambos líquidos sean miscibles.

La estabilidad y la flexibilidad también influyen en este equilibrio. Una molécula rígida con enlaces π puede conservar una forma favorable para ciertas interacciones, aunque esto no significa que sea necesariamente más estable o más reactiva: ambas propiedades dependen del conjunto de enlaces y de las condiciones químicas. En moléculas grandes, una extensa región apolar reduce la solubilidad acuosa incluso si existe un grupo polar aislado. Así, los alcoholes de cadena corta se mezclan bien con agua, mientras que el 1-octanol forma una fase separada por el predominio de su cadena hidrocarbonada. En síntesis, la solubilidad resulta de la competencia entre polaridad, geometría, puentes de hidrógeno, dispersión de London, tamaño molecular y estabilidad estructural.

Figura. Las fuerzas de dispersión de London

Las fuerzas de dispersión de London son atracciones intermoleculares presentes incluso entre moléculas apolares, es decir, moléculas sin un momento dipolar permanente. Aunque una molécula sea globalmente simétrica, como el CO₂ o los hidrocarburos, su nube electrónica nunca permanece completamente inmóvil ni distribuida de manera idéntica en cada instante. Los electrones se desplazan continuamente alrededor de los núcleos y pueden concentrarse momentáneamente hacia un lado. Así aparece un dipolo instantáneo: una región adquiere carácter parcial δ⁻ y la región opuesta carácter parcial δ⁺. Este dipolo temporal modifica la nube electrónica de una molécula vecina y origina en ella un dipolo inducido. La atracción entre ambos dipolos constituye una fuerza de London.

La explicación profunda de estas fluctuaciones procede de la mecánica cuántica. Según el principio de incertidumbre, no es posible conocer simultáneamente con precisión absoluta la posición y el impulso de un electrón. Por ello, los electrones no pueden permanecer quietos en posiciones perfectamente definidas dentro de la molécula; incluso en su estado de menor energía conservan fluctuaciones cuánticas. Estas variaciones producen distribuciones electrónicas momentáneamente asimétricas. Cuando dos moléculas se encuentran próximas, la fluctuación de una puede correlacionarse con la de la otra: el extremo δ⁻ temporal de una molécula induce un extremo δ⁺ cercano en la vecina. De este modo, la espacialidad molecular permite que las regiones de signos opuestos se aproximen y generen una atracción neta, aunque ninguna molécula posea polaridad permanente.

Estas fuerzas se vuelven especialmente significativas en moléculas grandes, largas o planas. Una molécula con más electrones posee una nube electrónica más extensa y más fácil de deformar, es decir, mayor polarizabilidad. Además, una superficie molecular amplia permite más puntos de contacto entre moléculas vecinas. Por ejemplo, el metano, CH₄, es pequeño y gaseoso, mientras hidrocarburos más largos, como el hexano, C₆H₁₄, son líquidos, y cadenas aún mayores pueden ser ceras o sólidos. Algo semejante ocurre entre moléculas aromáticas: el benceno es líquido, mientras estructuras policíclicas más grandes presentan atracciones de London más intensas. Así, el tamaño, la forma y la cantidad de electrones aumentan la cohesión de sustancias apolares. 

Figura. El puente de hidrógeno

El puente de hidrógeno es una atracción intermolecular que aparece cuando un hidrógeno unido covalentemente a oxígeno, nitrógeno o flúor se aproxima al átomo electronegativo de otra molécula. En la imagen, las líneas punteadas unen el hidrógeno parcialmente positivo, δ⁺, de una molécula de agua con el oxígeno parcialmente negativo, δ⁻, de una molécula vecina. No constituye un enlace covalente nuevo: es una fuerza de atracción entre moléculas. Cada molécula de agua, H₂O, puede formar varios puentes de hidrógeno, creando una red dinámica que se rompe y se reorganiza continuamente mientras las moléculas se mueven.

El agua no es la única sustancia capaz de formar estas interacciones. El fluoruro de hidrógeno, HF, forma puentes de hidrógeno muy intensos; el amoníaco, NH₃, también los produce, aunque con menor intensidad que el agua. Sustancias orgánicas como el etanol, CH₃CH₂OH, los alcoholes, los ácidos carboxílicos, las aminas, los azúcares y muchas moléculas biológicas poseen grupos —OH o —NH capaces de establecerlos. Estas fuerzas aumentan la cohesión entre moléculas: se requiere más energía para separarlas. Por ello, el agua, pese a su pequeña masa molar, es líquida en condiciones ambientales, mientras compuestos de tamaño parecido, como el metano, CH₄, son gases. Los puentes de hidrógeno también contribuyen a su elevada temperatura de ebullición, tensión superficial y capacidad para disolver sustancias polares e iónicas.

Sin embargo, el agua suele sentirse menos pegajosa que los aceites. Aunque el agua posee fuerte cohesión interna, su viscosidad es baja y sus moléculas se deslizan con relativa facilidad. Además, la superficie de la piel está cubierta por sebo, una mezcla principalmente apolar de lípidos. El agua, que es polar, no se mezcla bien con esa capa y forma gotas que pueden retirarse o evaporarse. Los aceites, en cambio, son químicamente semejantes al sebo: se adhieren mejor, se extienden sobre la piel y, por su mayor viscosidad, permanecen más tiempo.

Figura. Geometría molecular y momento dipolar

La imagen relaciona la geometría molecular con el momento dipolar neto. Cada enlace polar separa parcialmente la carga: el átomo más electronegativo concentra densidad electrónica y adquiere carácter δ⁻, mientras el otro extremo queda δ⁺. Estos enlaces pueden imaginarse como vectores dipolares. La geometría determina su orientación espacial y, por tanto, si la suma vectorial produce una resultante. En moléculas muy simétricas, como BCl₃, CCl₄, PF₅ o SF₆, los dipolos individuales se distribuyen en direcciones equivalentes y se cancelan. Aunque existan enlaces polares, la sustancia no posee un polo molecular permanente. En contraste, HCl tiene un único dipolo; H₂O es angular, NH₃ es piramidal y CHCl₃ posee sustituyentes no equivalentes. En estos casos, los vectores no pueden neutralizarse completamente y queda una zona global relativamente δ⁺ y otra δ⁻.

Esta diferencia modifica las atracciones intermoleculares. Las moléculas polares se orientan de modo que su región δ⁺ se aproxime a la región δ⁻ de otra molécula, formando interacciones dipolo–dipolo. El agua añade además puentes de hidrógeno, porque sus enlaces O—H permiten una atracción especialmente intensa con los pares electrónicos de moléculas vecinas. Por eso, aunque H₂O es una molécula muy ligera, permanece líquida en condiciones ambientales. HCl también es pequeño, pero su dipolo permanente favorece interacciones más intensas que las de una molécula apolar semejante; aun así, no forma puentes de hidrógeno importantes y es gaseoso a temperatura ambiente. Su equilibrio líquido–vapor es, sin embargo, más marcado que el de una molécula apolar de tamaño comparable.

La masa molecular no decide por sí sola el estado físico. Una molécula grande y pesada puede ser gaseosa si es apolar, flexible o presenta una superficie poco adecuada para interacciones intensas; sus moléculas dependen principalmente de las fuerzas de dispersión de London. Estas aumentan con el tamaño y la polarizabilidad, pero pueden seguir siendo insuficientes frente a una polaridad fuerte o a puentes de hidrógeno. Así, la geometría explica por qué moléculas pequeñas como el agua pueden condensarse con facilidad, mientras sustancias mayores pero simétricas pueden permanecer gaseosas. El estado observable resulta del equilibrio entre energía térmica, masa, forma y fuerzas intermoleculares. 

Figura. Refuerzo de momento dipolar

La imagen representa dos situaciones en las que sí aparece un momento dipolar neto. En el primer caso existe un único enlace polar entre dos átomos con distinta electronegatividad. La densidad electrónica se desplaza hacia el extremo más electronegativo, que adquiere carga parcial δ⁻, mientras el otro extremo queda con carga parcial δ⁺. El vector asociado a esa separación apunta hacia la zona negativa y no encuentra otro vector equivalente, de igual magnitud y sentido espacial contrario, que pueda anularlo. En sustancias diatómicas como HCl, HF o HBr, esa distribución genera dos polos permanentes. Por ello son moléculas polares y pueden atraer con intensidad a otras moléculas polares.

El segundo caso muestra una geometría angular, como la del agua, H₂O. Cada enlace O—H posee un sentido electrostático desde los hidrógenos δ⁺ hacia el oxígeno δ⁻. Localmente, cargas de signo opuesto producen un campo eléctrico que se refuerza entre ambos extremos; sin embargo, para decidir la polaridad total también debemos considerar la espacialidad. Los dos vectores O—H no están sobre una misma recta ni en oposición de 180°. Forman un ángulo cercano a 104,5°. Sus componentes laterales se compensan, pero las componentes dirigidas hacia el oxígeno se suman. La resultante refuerza una región negativa alrededor del oxígeno y una región positiva hacia los hidrógenos.

Esta suma explica efectos observables en las sustancias. El agua, al poseer un dipolo intenso, establece puentes de hidrógeno entre moléculas; por eso es líquida en condiciones ambientales y disuelve muchas sustancias iónicas y polares, como el cloruro de sodio, el azúcar o el etanol. El amoníaco, NH₃, presenta una geometría piramidal y también posee dipolo neto; por ello se disuelve muy bien en agua y se licúa con mayor facilidad que moléculas apolares similares. En contraste, CO₂ es lineal: sus dipolos se cancelan, predominan las fuerzas de London y permanece gaseoso.

Figura. Anulación del momento dipolar.

La imagen explica que una molécula puede poseer enlaces polares sin presentar un momento dipolar neto. Cada enlace genera una separación local entre regiones δ⁺ y δ⁻, pero la geometría molecular determina si esas separaciones se suman o se cancelan. En el primer caso, dos vectores poseen igual magnitud y sentidos espaciales opuestos; por ello, su suma vectorial es cero. El ejemplo clásico es el dióxido de carbono, CO₂. Cada enlace C═O es polar: el carbono queda relativamente δ⁺ y los oxígenos relativamente δ⁻. Sin embargo, su estructura lineal O═C═O sitúa ambos dipolos en direcciones contrarias. La molécula resulta apolar, aunque cada enlace individual conserve su polaridad.

Esta cancelación tiene consecuencias observables en las sustancias. El CO₂ solo presenta principalmente fuerzas de dispersión de London, relativamente débiles para una molécula pequeña; por eso, a condiciones ambientales, es un gas. El disulfuro de carbono, CS₂, posee una situación geométrica semejante: sus enlaces C═S son polares en cierta medida, pero su disposición lineal permite la cancelación del dipolo molecular. También puede considerarse el etino, C₂H₂: los extremos Hδ⁺ y la región carbonada relativamente δ⁻ están distribuidos de forma lineal y simétrica, de modo que los efectos de un lado se compensan con los del otro. La simetría espacial impide establecer un polo positivo y otro negativo permanentes.

El segundo esquema expresa la misma lógica con los signos electrostáticos invertidos: si las regiones equivalentes quedan a ambos lados y los vectores son espacialmente opuestos, también se anulan. No importa que el centro sea δ⁺ y los extremos δ⁻, o al contrario; lo decisivo es la combinación entre signo, magnitud y orientación espacial. Cuando la geometría deja los dipolos enfrentados, la molécula es apolar. Cuando los vectores forman un ángulo, como en el agua, H₂O, sus componentes hacia el oxígeno se refuerzan. Entonces aparece un dipolo neto, aumentan las atracciones intermoleculares y cambian propiedades como la solubilidad, la ebullición y el estado físico.

Figura. Fritz London

 Fritz London (1900–1954) fue un físico teórico alemán, pionero de la química cuántica y del estudio moderno de las fuerzas intermoleculares. Nació en Breslau, entonces parte de Alemania y hoy Wrocław, Polonia. Estudió en las universidades de Bonn, Frankfurt, Göttingen y Múnich, en un contexto marcado por el desarrollo de la mecánica cuántica. Sus primeras investigaciones abordaron problemas de física atómica, pero pronto aplicó las nuevas herramientas matemáticas al análisis de los enlaces químicos. London comprendió que la estructura y el comportamiento de las sustancias no podían explicarse únicamente mediante modelos clásicos de partículas con cargas estáticas.

Junto con Walter Heitler, publicó en 1927 un trabajo fundamental sobre la molécula de hidrógeno, H₂. Mediante la mecánica cuántica demostraron que el enlace covalente puede entenderse como una consecuencia de la interacción entre electrones y núcleos, además de la distribución probabilística de los electrones compartidos. Este modelo ayudó a establecer las bases de la química cuántica moderna. London también explicó, junto con R. Eisenschitz, un tipo de atracción débil entre átomos y moléculas apolares. Estas interacciones, conocidas como fuerzas de dispersión de London, surgen por fluctuaciones temporales de la nube electrónica que producen dipolos instantáneos e inducidos.

La llegada del nazismo obligó a London, de origen judío, a abandonar Alemania en 1933. Trabajó temporalmente en Inglaterra y Francia antes de establecerse en Estados Unidos, donde fue profesor en la Universidad de Duke. Allí investigó temas como la superconductividad, el comportamiento cuántico de los líquidos y el magnetismo de los materiales. En su honor, las fuerzas de dispersión llevan su nombre y son esenciales para comprender por qué incluso moléculas apolares pueden atraerse entre sí. Su obra conectó la física cuántica con la química y permitió explicar fenómenos cotidianos, como la condensación de gases y las propiedades de muchas sustancias moleculares.

Figura. Kathleen Lonsdale

 Kathleen Lonsdale (1903–1971) fue una destacada cristalógrafa, química y pacifista británica, reconocida por sus aportes al estudio de la estructura de las moléculas mediante difracción de rayos X. Nació en Newbridge, Irlanda, y creció en Inglaterra. Estudió matemáticas y física en Bedford College for Women, institución vinculada con la Universidad de Londres. Posteriormente trabajó con el físico William Henry Bragg, uno de los pioneros de la cristalografía moderna. En un periodo en que las mujeres enfrentaban fuertes limitaciones dentro de la ciencia, Lonsdale construyó una carrera rigurosa y sobresaliente basada en el análisis matemático de los cristales y en la interpretación precisa de datos experimentales.

Uno de sus logros más importantes fue demostrar que la molécula de benceno posee una estructura plana y hexagonal. Esta conclusión ayudó a consolidar la comprensión de los enlaces en los compuestos aromáticos, fundamentales en la química orgánica. También investigó sustancias como el diamante y desarrolló métodos para estudiar estructuras cristalinas cada vez más complejas. Su trabajo permitió relacionar la disposición espacial de los átomos con las propiedades observables de los materiales, una idea esencial para comprender desde minerales hasta moléculas biológicas. En 1945 se convirtió, junto con Marjory Stephenson, en una de las primeras mujeres elegidas como miembros de pleno derecho de la Royal Society, una de las instituciones científicas más prestigiosas del Reino Unido.

Lonsdale defendió además una profunda postura ética frente a la ciencia y la sociedad. Durante la Segunda Guerra Mundial se negó a participar en actividades de defensa civil por sus convicciones cuáqueras y pacifistas, lo que le ocasionó un breve encarcelamiento. Lejos de abandonar su trabajo, continuó investigando, enseñando y promoviendo el acceso de las mujeres a la educación científica. En 1966 fue la primera mujer presidenta de la Unión Internacional de Cristalografía. Su trayectoria muestra que la investigación científica puede combinar precisión experimental, pensamiento matemático, compromiso social y una defensa firme de la paz.

Geometría molecular e hibridaciones sp3d^n

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En las hibridaciones altas sp³dⁿ, el código AXₘEₙ permite identificar rápidamente la geometría molecular alrededor del átomo central. La letra A representa el átomo central; X indica los átomos enlazados a él, y E señala los pares de electrones no enlazantes. Los subíndices muestran cuántos grupos de cada tipo existen.

Por ejemplo, en SF₆ el azufre está unido a seis átomos de flúor y no posee pares libres: su código es AX₆. Al haber seis regiones de densidad electrónica, el modelo tradicional las asocia con una disposición sp³d² y una geometría octaédrica. En ClF₅, el cloro forma cinco enlaces y conserva un par no enlazante: AX₅E; las seis regiones electrónicas producen una geometría molecular de pirámide cuadrada.

En XeF₄, el xenón forma cuatro enlaces y posee dos pares no enlazantes, por lo que se clasifica como AX₄E₂. Aunque sus seis regiones electrónicas se distribuyen inicialmente como un octaedro, los pares libres se separan hacia posiciones opuestas. Así, los cuatro enlaces restantes quedan en un mismo plano y originan una geometría cuadrado planar.

Hibridación sp3d

 Las hibridaciones sp³ permiten explicar el octeto electrónico en muchas moléculas. En este modelo, los cuatro orbitales híbridos de valencia pueden alojar hasta ocho electrones. Sin embargo, no todas las sustancias cumplen la regla del octeto: algunos átomos de periodos superiores pueden formar estructuras con más electrones alrededor del átomo central.

Pentacloruro de fósforo: Primero escribimos la fórmula molecular e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría molecular: PCl₅. El fósforo presenta la configuración P = [Ne]3s(↑↓)3p(↑)(↑)(↑). Con una hibridación sp³ solo se describirían cuatro orbitales híbridos, insuficientes para explicar los cinco enlaces P—Cl.

En el modelo de hibridación, se incluyen un orbital s, tres orbitales p y un orbital d disponibles, formando cinco orbitales híbridos sp³d: P = [Ne]3sp³d(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). Cada orbital semiocupado puede solaparse con un orbital de un átomo de cloro y formar un enlace σ.

Así, el fósforo queda rodeado por cinco regiones de enlace. Según la Figura [Geometría molecular], esta distribución corresponde a una geometría trigonal bipiramidal: tres átomos de cloro ocupan posiciones ecuatoriales y dos se sitúan en posiciones axiales.

Figura 1. [Geometría del PCl₅]. El PCl₅ presenta geometría trigonal bipiramidal: tres enlaces P—Cl ecuatoriales forman un plano con ángulos de 120°, mientras dos enlaces axiales se sitúan arriba y abajo. Los enlaces axiales son más largos y débiles por sus tres interacciones de 90°. Esta estructura explica su reactividad como agente de cloración y su utilidad en síntesis química de compuestos orgánicos e inorgánicos diversos.

Tetrafloruro de azufre: Primero escribimos la fórmula molecular e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría molecular: SF₄. El azufre presenta la configuración electrónica S = [Ne]3s(↑↓)3p(↑↓)(↑)(↑). Para describir cuatro enlaces S—F y un par de electrones no enlazantes, el modelo de hibridación requiere cinco orbitales de valencia.

En este modelo, un electrón de un orbital p se promueve hacia un orbital d vacío y se forman cinco orbitales híbridos sp³d: S = [Ne]3sp³d(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑). Un orbital contiene el par solitario y los otros cuatro quedan semiocupados, por lo que pueden formar cuatro enlaces σ con átomos de flúor.

Así, alrededor del azufre hay cinco regiones electrónicas: cuatro enlazantes y una no enlazante. La disposición electrónica es trigonal bipiramidal, pero el par solitario ocupa una posición ecuatorial y la geometría molecular resultante es de balancín.

Figura 2. [Geometría del SF₄]. El tetrafluoruro de azufre, SF₄, posee una geometría de balancín originada por cuatro enlaces S–F y un par libre. Esta disposición asimétrica impide cancelar los dipolos, por lo que es una molécula polar. Sus fuerzas intermoleculares dipolo–dipolo y de London explican su estado gaseoso; además, reacciona con la humedad y produce sustancias corrosivas que requieren manipulación cuidadosa en laboratorio especializado.

Trifluoruro de cloro: Primero escribimos la fórmula molecular e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría molecular: ClF₃. La configuración electrónica del cloro es Cl = [Ne]3s(↑↓)3p(↑↓)(↑↓)(↑). Para describir tres enlaces Cl—F y dos pares electrónicos no enlazantes, el modelo requiere cinco orbitales de valencia.

Mediante una hibridación sp³d, se obtienen cinco orbitales híbridos: Cl = [Ne]3sp³d(↑↓)(↑↓)(↑)(↑)(↑). Dos orbitales alojan los pares solitarios, mientras que los otros tres quedan semiocupados y pueden formar enlaces σ con tres átomos de flúor.

Existen, entonces, cinco regiones electrónicas alrededor del cloro: tres enlazantes y dos no enlazantes. La disposición electrónica es trigonal bipiramidal, pero los pares solitarios ocupan posiciones ecuatoriales, donde originan menor repulsión. Por ello, la geometría molecular resultante de ClF₃ corresponde a una forma de T.

 

Figura 3. [Geometría de ClF₃]. El trifluoruro de cloro, ClF₃, posee una geometría en T causada por tres enlaces y dos pares libres. Su forma asimétrica impide la cancelación de dipolos, por lo que es una sustancia polar. Presenta fuerzas dipolo–dipolo y de London, con baja ebullición. Además, su extrema reactividad, carácter oxidante y acción corrosiva exigen manipulación seca, controlada y especializada en laboratorio.

Hibridación sp3d2

Continuamos con las hibridaciones que van más allá de los octetos.

Hexafluoruro de azufre: Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula molecular y ubicar el átomo central, pues este determina la geometría molecular: SF₆. Luego escribimos la configuración electrónica del azufre: S = [Ne] 3s(↑↓) 3p(↑↓)(↑)(↑). Una hibridación sp³ solo permitiría formar cuatro enlaces, pero requerimos seis; por ello, empleamos dos orbitales d adicionales: S = [Ne] 3sp³d²(↑)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). De esta manera obtenemos seis enlaces sigma. Al analizar la Figura [Geometría molecular], la geometría correspondiente es un octaedro.

Figura 4. [Geometría del SF₆]. El hexafluoruro de azufre, SF₆, presenta una geometría octaédrica muy simétrica. Aunque cada enlace S–F es polar, sus dipolos se cancelan, por lo que la molécula es apolar. Predominan las fuerzas de London, explicando su estado gaseoso. Su estructura cerrada favorece gran inercia química y rigidez dieléctrica, pero también una persistencia atmosférica preocupante como gas de efecto invernadero muy potente.

Pentafluoruro de cloro: Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula molecular y ubicar el átomo central, pues este determina la geometría molecular: ClF₅. Luego escribimos la configuración electrónica del cloro: Cl = [Ne] 3s(↑↓) 3p(↑↓)(↑↓)(↑). Una hibridación sp³ solo permitiría formar cuatro enlaces, pero requerimos cinco; por ello, empleamos dos orbitales d adicionales: Cl = [Ne] 3sp³d²(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). De esta manera obtenemos cinco enlaces sigma y un par no enlazante. Al analizar la Figura [Geometría molecular], la geometría correspondiente es una pirámide cuadrada.

Figura 5. [Geometría de ClF₅]. El pentafluoruro de cloro, ClF₅, posee una geometría de pirámide cuadrada con cinco enlaces y un par libre. Su forma asimétrica impide cancelar los dipolos Cl–F, por lo que es una molécula polar. Presenta fuerzas dipolo–dipolo y de London, explicando su carácter gaseoso. Además, reacciona con la humedad y forma productos corrosivos, por lo que exige manipulación seca y especializada en laboratorio.

Tetrafluoruro de xenon: Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula molecular e identificar el átomo central, pues este determina la geometría molecular: XeF₄. El xenón presenta seis regiones de densidad electrónica a su alrededor: cuatro destinadas a formar enlaces sigma con el flúor y dos correspondientes a pares no enlazantes. En el modelo tradicional, esta disposición se representa mediante una hibridación sp³d². Al analizar la Figura [Geometría molecular], la geometría molecular que corresponde a XeF₄ es cuadrado planar.

Figura 6. [Geometría del XeF₄]. El tetrafluoruro de xenón, XeF₄, posee geometría cuadrado planar con cuatro enlaces y dos pares libres opuestos. Aunque los enlaces Xe–F son polares, sus dipolos se cancelan por la simetría, de modo que la molécula es apolar. Predominan las fuerzas de London, y su elevada masa molar favorece un sólido molecular a baja temperatura. Puede reaccionar como agente fluorante selectivo.

Referencias

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Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic chemistry (5th ed.). Pearson.

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Reed, A. E., Schleyer, P. v. R., & Schaefer, H. F., III. (1990). Chemical bonding in hypervalent molecules: A proposed alternative to d-orbital participation. Journal of the American Chemical Society, 112(4), 1434–1445. https://doi.org/10.1021/ja00160a005

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Figura. Geometría del XeF₄

El tetrafluoruro de xenón, XeF₄, es una sustancia molecular covalente cuya geometría cuadrado planar depende de cuatro enlaces Xe–F y dos pares no enlazantes sobre el xenón. Las seis regiones electrónicas se organizan inicialmente con disposición octaédrica; sin embargo, los pares libres se sitúan en posiciones opuestas. Así, los cuatro átomos de flúor quedan en un mismo plano, formando los vértices de un cuadrado alrededor del átomo central. Esta distribución reduce las repulsiones entre los pares libres y estabiliza la estructura molecular. Aunque los enlaces Xe–F son individuales y marcadamente polares, su orientación espacial resulta decisiva para comprender el comportamiento global de la sustancia.

En XeF₄, cada enlace presenta un dipolo dirigido hacia el flúor, que posee mayor electronegatividad que el xenón. No obstante, la forma cuadrado planar es altamente simétrica: los dipolos de enlaces opuestos tienen igual magnitud y sentidos contrarios. Por ello, se cancelan y la molécula carece de un momento dipolar neto; globalmente, XeF₄ es una molécula apolar. Entre sus moléculas predominan las fuerzas de dispersión de London, originadas por fluctuaciones temporales de la nube electrónica. No presenta fuerzas dipolo–dipolo permanentes ni puede formar puentes de hidrógeno, pues no contiene hidrógeno enlazado a átomos electronegativos.

La ausencia de una red iónica, metálica o covalente extendida hace que XeF₄ se comporte como una sustancia molecular, con fuerzas intermoleculares relativamente débiles frente a los enlaces Xe–F internos. Sin embargo, su elevada masa molar y la polarizabilidad de sus electrones fortalecen las fuerzas de London respecto a moléculas apolares pequeñas. Puede formar un sólido molecular cristalino al disminuir la temperatura, pero sus partículas continúan siendo moléculas discretas, no iones. La geometría cuadrado planar también favorece una distribución electrónica externa equilibrada, relacionada con su baja polaridad global. Aun así, XeF₄ puede actuar como agente fluorante y reaccionar con determinadas sustancias; por tanto, debe manipularse bajo condiciones controladas.