El agua: estructura, polaridad y fuerzas intermoleculares
Esta lección es parte de Temario de Química de Undécimo año Lección 1 de 12Por Andrea del Carmen actualizado el 26 de octubre de 2026 12 min de lectura
El agua es una sustancia cotidiana y, sin embargo, se comporta de una forma poco común: aunque sus moléculas son pequeñas y livianas, es líquida a temperatura ambiente, absorbe mucho calor sin calentarse demasiado y disuelve una gran cantidad de sustancias. Todo eso se explica por la forma de su molécula y por las fuerzas que actúan entre una molécula y otra.
En esta lección vas a ver cómo está formada la molécula de agua, por qué es polar, en qué se diferencian las moléculas polares de las no polares y qué fuerzas intermoleculares actúan entre ellas. Las cifras provienen del NIST (el instituto de normas y tecnología de Estados Unidos) y de la base de datos PubChem, de los Institutos Nacionales de Salud de ese país.
Definición
El agua (H2O) es una sustancia formada por moléculas en las que un átomo de oxígeno está unido a dos átomos de hidrógeno mediante enlaces covalentes polares. Como esos enlaces son polares y la molécula es angular, es polar: el oxígeno tiene una carga parcial negativa (δ−) y los hidrógenos, una carga parcial positiva (δ+). Entre sus moléculas actúan fuerzas intermoleculares, sobre todo los puentes de hidrógeno, que explican muchas de sus propiedades.
La importancia del agua#
El programa del MEP pide analizar la importancia del agua y las características que la rigen. Estas son algunas de las razones por las que es indispensable, y todas se relacionan con su estructura:
- Es el medio de la vida. En la célula, gran parte de las reacciones químicas ocurren en disolución acuosa, y muchas sustancias que el cuerpo necesita viajan disueltas en agua.
- Disuelve muchas sustancias, sobre todo las iónicas y las polares, gracias a la polaridad de sus moléculas.
- Amortigua los cambios de temperatura. Por su alto calor específico, los cuerpos de agua se calientan y se enfrían despacio, y moderan la temperatura de su entorno.
- El hielo flota sobre el agua líquida. En las regiones frías, la capa de hielo que se forma en la superficie de un lago aísla el agua de abajo, donde la vida continúa.
Composición y forma de la molécula de agua#
El oxígeno tiene seis electrones de valencia. En la molécula de agua comparte un par de electrones con cada hidrógeno (dos enlaces covalentes simples) y conserva otros dos pares sin compartir, llamados pares libres. Alrededor del oxígeno hay, entonces, cuatro regiones con electrones que se repelen entre sí.
| Dato de la molécula de agua | Valor | Fuente |
|---|---|---|
| Masa molar | 18,015 g/mol | NIST Chemistry WebBook |
| Longitud del enlace O–H | 0,958 Å (95,8 pm) | NIST CCCBDB |
| Ángulo H–O–H | 104,48° (unos 104,5°) | NIST CCCBDB |
| Momento dipolar | 1,857 D (debyes) | NIST CCCBDB |
Por qué la molécula es angular y no lineal#
Las cuatro regiones de electrones se separan lo más posible y se orientan hacia los vértices de un tetraedro, cuyo ángulo ideal es de unos 109,5°. Pero solo dos de esas regiones tienen átomos (los hidrógenos), así que la forma de la molécula es angular, como una V abierta. Los pares libres repelen con más fuerza que los pares de enlace y cierran el ángulo H–O–H hasta los 104,5° medidos.
Ejemplo. Un vaso contiene 250 mL de agua a 25 °C, temperatura a la que su densidad es 0,99705 g/mL (NIST). ¿Cuántos moles de agua hay?
Solución. Primero la masa: m = 250 mL · 0,99705 g/mL ≈ 249,3 g. Después los moles, con la masa molar de 18,015 g/mol: n = 249,3 g ÷ 18,015 g/mol ≈ 13,8 mol. La masa molar se puede comprobar con las masas atómicas de PubChem, 1,008 para el hidrógeno y 15,999 para el oxígeno: 2 · 1,008 + 15,999 = 18,015.
Polaridad: enlaces polares y moléculas polares#
La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones que comparte en un enlace. En la escala de Pauling, según PubChem, el oxígeno tiene 3,44 y el hidrógeno, 2,20. En el enlace O–H la diferencia es 3,44 − 2,20 = 1,24: los electrones compartidos pasan más tiempo cerca del oxígeno, que queda con carga parcial negativa, y los hidrógenos, con carga parcial positiva. Es un enlace covalente polar. Cuando los dos átomos son iguales, como en H2 u O2, la diferencia es cero y el enlace es no polar.
De enlace polar a molécula polar#
Una molécula es polar si cumple dos condiciones: tiene enlaces polares y su forma no permite que los efectos de esos enlaces se cancelen. Es no polar si todos sus enlaces son no polares o si sus enlaces polares están repartidos de manera simétrica.
Ejemplo. Los enlaces C=O del dióxido de carbono (CO2) son polares, porque el carbono tiene una electronegatividad de 2,55. ¿Es polar la molécula?
Solución. La diferencia de electronegatividad en cada enlace C=O es 3,44 − 2,55 = 0,89, así que los enlaces sí son polares. Pero el CO2 es lineal: el ángulo O–C–O es de 180°. Los dos enlaces tiran con la misma intensidad en direcciones opuestas y sus efectos se cancelan, como dos personas que halan una cuerda con la misma fuerza. El NIST registra para el CO2 un momento dipolar de 0: la molécula es no polar. En el agua, en cambio, los dos enlaces forman un ángulo de 104,5° y sus efectos se suman, por eso su momento dipolar es de 1,857 D.
| Molécula | Forma | ¿Enlaces polares? | ¿Molécula polar? |
|---|---|---|---|
| H2, O2 | Lineal | No | No |
| CO2 | Lineal (180°) | Sí | No: se cancelan |
| CH4 | Tetraédrica | Poco (diferencia de 0,35) | No: simétrica |
| NH3 | Piramidal | Sí (diferencia de 0,84) | Sí |
| H2O | Angular (104,5°) | Sí (diferencia de 1,24) | Sí |
Las fuerzas intermoleculares#
Hay que distinguir dos tipos de fuerzas. Los enlaces covalentes unen los átomos dentro de cada molécula y son fuertes. Las fuerzas intermoleculares atraen a una molécula con otra y son mucho más débiles. Cuando el agua hierve, lo que se vence son las fuerzas intermoleculares: las moléculas se separan, pero los enlaces O–H no se rompen, y el vapor sigue siendo H2O.
- Fuerzas de dispersión (de London): actúan entre todas las moléculas, por dipolos momentáneos que se forman cuando los electrones se mueven. Son las únicas entre moléculas no polares, como el CH4, el O2 o el CO2, y crecen con el tamaño de la molécula.
- Atracciones dipolo-dipolo: como las define el glosario del programa, son fuerzas de atracción entre los extremos con carga opuesta de las moléculas polares, por ejemplo entre moléculas de H2S.
- Puentes de hidrógeno (o enlaces de hidrógeno): una atracción dipolo-dipolo especialmente intensa. Se forman cuando un hidrógeno unido a un átomo pequeño y muy electronegativo (flúor, oxígeno o nitrógeno) es atraído por un par libre de un átomo de F, O o N de otra molécula. Ocurren en el agua, el amoníaco y el etanol. No son enlaces covalentes: son mucho más débiles que el enlace O–H dentro de cada molécula.
- Ion-dipolo: entre un ion y una molécula polar. Es la que actúa cuando la sal común (NaCl) se disuelve: el oxígeno de cada molécula de agua (δ−) se orienta hacia los iones Na+ y los hidrógenos (δ+), hacia los Cl−.
Cada molécula de agua puede formar hasta cuatro puentes de hidrógeno: dos con sus átomos de hidrógeno y dos con los pares libres de su oxígeno. Por eso el agua líquida es una red de moléculas que se atraen, se separan y se vuelven a unir constantemente.
Las propiedades del agua que explican los puentes de hidrógeno#
Un punto de ebullición muy alto para una molécula tan pequeña#
| Sustancia | Masa molar | Fuerzas principales | Ebullición a 1 atm (NIST) |
|---|---|---|---|
| Metano, CH4 | 16,04 g/mol | Dispersión | 111 K (unos −162 °C) |
| Agua, H2O | 18,015 g/mol | Puentes de hidrógeno | 99,97 °C (373,12 K) |
| Sulfuro de hidrógeno, H2S | 34,08 g/mol | Dipolo-dipolo y dispersión | 212,87 K (unos −60,3 °C) |
El H2S tiene casi el doble de masa molar que el agua y una forma parecida, pero hierve unos 160 °C más abajo. La diferencia está en el átomo central: el azufre es más grande y menos electronegativo que el oxígeno (2,58 frente a 3,44, según PubChem), y sus moléculas no forman puentes de hidrógeno apreciables. Para que el agua hierva hay que romper muchos puentes de hidrógeno, y eso exige mucha energía. Si no existieran, sería de esperar un punto de ebullición mucho más bajo, como el del H2S.
Un calor específico alto#
El calor específico es la energía necesaria para elevar 1 °C la temperatura de 1 g de una sustancia. El glosario del programa define la caloría justamente como la energía que eleva en 1 °C la temperatura de 1 g de agua. En unidades del sistema internacional, el NIST da para el agua líquida a 25 °C un calor específico de 4,1813 J/(g·K), es decir, unos 4,18 J/(g·°C) (un cambio de 1 K equivale a un cambio de 1 °C). Una de las razones de que sea alto es que parte de la energía que recibe el agua se emplea en romper puentes de hidrógeno, en vez de aumentar el movimiento de las moléculas.
Fórmula
q = m · c · ΔT
q es la energía (J), m la masa (g), c el calor específico (J/(g·°C)) y ΔT el cambio de temperatura (°C).
Ejemplo. ¿Cuánta energía hace falta para calentar 250 g de agua de 20 °C a 80 °C?
Solución. ΔT = 80 − 20 = 60 °C. Entonces q = 250 g · 4,18 J/(g·°C) · 60 °C = 62 700 J, unos 62,7 kJ. Es una aproximación: según el NIST, el calor específico cambia un poco con la temperatura (4,2194 J/(g·K) a 0,01 °C y 4,1813 a 25 °C), pero en este intervalo 4,18 da un buen resultado.
El hielo es menos denso que el agua líquida#
En el hielo, cada molécula queda fija con cuatro puentes de hidrógeno, en una red hexagonal con muchos espacios vacíos. Al fundirse, parte de esa red se rompe y las moléculas se acercan. Por eso, a diferencia de la mayoría de las sustancias, el agua sólida es menos densa que la líquida y flota sobre ella.
Cohesión, adhesión y tensión superficial#
La cohesión es la atracción entre moléculas de una misma sustancia; en el agua se debe sobre todo a los puentes de hidrógeno. Por ella, el agua forma gotas y su superficie se comporta como una película tensa: es la tensión superficial, que permite que algunos insectos se posen sobre el agua sin hundirse. La adhesión es la atracción entre moléculas de sustancias distintas. Cuando la adhesión con una superficie es fuerte, como con el vidrio limpio, el agua la moja y puede subir por un tubo muy delgado o por una tira de papel: es la capilaridad.
Ponte a prueba#
¿Por qué la molécula de agua es polar y la de dióxido de carbono no lo es, si las dos tienen enlaces polares?#
Por su forma. El agua es angular: sus dos enlaces O–H forman un ángulo de unos 104,5°, así que sus efectos se suman y la molécula queda con un extremo negativo (el oxígeno) y otro positivo (los hidrógenos). El CO2 es lineal (180°): sus dos enlaces C=O tiran en direcciones opuestas con la misma intensidad y se cancelan, por eso su momento dipolar es cero.
¿Cuál es la diferencia de electronegatividad en el enlace O–H y qué indica?#
En la escala de Pauling, el oxígeno tiene 3,44 y el hidrógeno, 2,20, así que la diferencia es 3,44 − 2,20 = 1,24. Indica que el enlace es covalente polar: los electrones compartidos están más cerca del oxígeno, que adquiere una carga parcial negativa, mientras que el hidrógeno queda con una carga parcial positiva.
¿Cuánta energía se necesita para calentar 500 g de agua de 25 °C a 85 °C?#
Se usa q = m · c · ΔT con c ≈ 4,18 J/(g·°C). El cambio de temperatura es 85 − 25 = 60 °C. Entonces q = 500 · 4,18 · 60 = 125 400 J, unos 125,4 kJ. Es el doble de la energía del ejemplo de los 250 g, porque la masa es el doble y el cambio de temperatura es el mismo.
¿Qué fuerza intermolecular actúa entre las moléculas de metano y cómo se refleja en su punto de ebullición?#
El metano (CH4) es una molécula no polar, porque es tetraédrica y simétrica. Entre sus moléculas solo actúan fuerzas de dispersión, que son débiles en moléculas pequeñas. Por eso basta muy poca energía para separarlas: según el NIST, hierve a 111 K, unos −162 °C, mientras que el agua, de masa molar parecida, hierve a casi 100 °C.
¿Cuántos grados Celsius separan el punto de ebullición del agua del punto de ebullición del sulfuro de hidrógeno?#
Según el NIST, a 1 atm el agua hierve a 99,97 °C y el H2S, a 212,87 K. Para pasar de kelvin a grados Celsius se resta 273,15: 212,87 − 273,15 ≈ −60,3 °C. La diferencia es 99,97 − (−60,3) ≈ 160 °C. Se debe a los puentes de hidrógeno del agua, que el H2S no forma de manera apreciable.
Fuentes#
- Ministerio de Educación Pública — Programa de Estudio de Química, Educación Diversificada (MEP, programas para el ciclo lectivo 2017) (PDF)
- NIST Computational Chemistry Comparison and Benchmark Database — Datos experimentales del agua (H2O): geometría y momento dipolar
- NIST Computational Chemistry Comparison and Benchmark Database — Datos experimentales del dióxido de carbono (CO2)
- NIST Chemistry WebBook — Agua: propiedades termofísicas a 1 atm desde 0,01 °C (calor específico a 0,01 °C, punto de ebullición normal)
- NIST Chemistry WebBook — Agua: propiedades termofísicas a 1 atm desde 25 °C (densidad y calor específico a 25 °C)
- NIST Chemistry WebBook — Agua (H2O): masa molar y datos de cambio de fase
- NIST Chemistry WebBook — Sulfuro de hidrógeno (H2S): datos de cambio de fase
- NIST Chemistry WebBook — Metano (CH4): datos de cambio de fase
- PubChem (Institutos Nacionales de Salud de EE. UU.) — Oxígeno: electronegatividad en la escala de Pauling
- PubChem (Institutos Nacionales de Salud de EE. UU.) — Hidrógeno: electronegatividad en la escala de Pauling
- PubChem (Institutos Nacionales de Salud de EE. UU.) — Tabla periódica: masas atómicas y electronegatividades
También en Química
