Fundamentos de Enlace Químico y Fuerzas Intermoleculares: Ejercicios Resueltos
Corrección y Optimización de Ejercicios sobre Enlace Químico y Fuerzas Intermoleculares
Ejercicio 22: Identificación de Enlaces y Fuerzas a Vencer para la Fusión
Se debe explicar qué tipo de enlace químico debe romperse o qué tipo de fuerza intermolecular hay que vencer para fundir las siguientes sustancias:
a) Cloruro de Sodio (NaCl)
- Tenemos un elemento metálico ($\text{Na}$) + un elemento no metálico ($\text{Cl}$), por lo tanto, tenemos un enlace iónico.
- Para fundirlo, tendríamos que romper ese enlace iónico, lo cual requiere una energía considerable.
b) Dióxido de Carbono ($\text{CO}_2$)
- Tenemos un no metal + no metal, por lo tanto, un enlace covalente dentro de la molécula.
- Para fundir el $\text{CO}_2$ (que es molecular), habría que vencer las fuerzas intermoleculares.
- Las fuerzas intermoleculares que se forman son fuerzas de van der Waals (específicamente, fuerzas de dispersión de London, ya que la molécula es apolar).
c) Agua ($\text{H}_2\text{O}$)
- Hay que vencer fuerzas intermoleculares.
- Estas fuerzas son los puentes de hidrógeno que mantienen unida una molécula con otra.
d) Aluminio ($\text{Al}$)
- Es un metal + metal, por lo tanto, tenemos una fuerza de enlace metálico.
- Tendríamos que romper la fuerza de enlace metálico para separar las moléculas (o iones positivos en la red).
Ejercicio 23: Determinación de Polaridad Molecular
¿Cuál o cuáles son polares o apolares?
Los compuestos más polares son aquellos que tienen una mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados.
Para que una molécula sea polar, generalmente:
- Debe haber enlaces polares (cuando hay dos átomos distintos).
- La molécula debe tener una geometría no simétrica que permita que los momentos dipolares de los enlaces no se cancelen. Esto resulta en una separación neta de carga (dipolo permanente), con una región más negativa y otra más positiva.
Se deben dibujar los enlaces y explicar la geometría para justificar la polaridad (momento dipolar neto distinto de cero).
Ejercicio 24: Explicación de Fenómenos Químicos
Explica los siguientes hechos:
a) $\text{Cl}_2$ y $\text{KCl}$
- $\text{Cl}_2$ (Cloro molecular): Es un enlace covalente ($\text{Cl}-\text{Cl}$) muy difícil de romper. Sin embargo, las interacciones entre moléculas de $\text{Cl}_2$ son fuerzas intermoleculares de tipo London (muy débiles). Las fuerzas intermoleculares son muy débiles y las moléculas están poco atraídas entre sí, de manera que a temperatura ambiente hay la energía necesaria para romperlas (por eso es un gas).
- $\text{KCl}$ (Cloruro de Potasio): Está en una red iónica, con un enlace iónico de $\text{K}^+\text{Cl}^-$. Para romper este enlace y fundir el compuesto, se necesitaría una gran temperatura, por eso se funde a $776 \text{°C}$.
b) $\text{NaF}$ y $\text{F}_2$
- $\text{NaF}$ (Fluoruro de Sodio): Forma un cristal iónico porque tenemos un metal ($\text{Na}$) y un no metal ($\text{F}$) con mucha diferencia de electronegatividad, formando una red iónica tridimensional.
- $\text{F}_2$ (Flúor molecular): Tenemos dos átomos no metálicos iguales que se unen mediante enlaces covalentes ($\text{F}-\text{F}$). Entre las moléculas de $\text{F}_2$ hay fuerzas intermoleculares de van der Waals (London), lo que resulta en un punto de fusión y ebullición muy bajos.
c) $\text{Ag}$ y $\text{AgCl}$
- $\text{Ag}$ (Plata): Conduce la electricidad. Esto se debe a su enlace metálico, caracterizado por tener electrones de valencia deslocalizados que pueden moverse libremente y conducir la corriente eléctrica.
- $\text{AgCl}$ (Cloruro de Plata): Tenemos un metal y un no metal, por lo tanto, un enlace iónico. Es un sólido iónico y, en estado sólido, no conduce la electricidad porque los iones ($\text{Ag}^+$ y $\text{Cl}^-$) están fijos en la red cristalina.
Ejercicio 25: Comparación de Puntos de Fusión Basada en Fuerzas Intermoleculares
Se comparan las fuerzas intermoleculares y sus efectos en el punto de fusión/ebullición:
$\text{CH}_3-\text{CH}_3$ (Etano, asumiendo que el error tipográfico $\text{CH}_3-\text{CH}\cdot$ se refiere a una molécula simple como el etano o un alcano pequeño)
Si consideramos una molécula simple y simétrica como el etano ($\text{CH}_3-\text{CH}_3$):
- Es una molécula totalmente simétrica y, por lo tanto, apolar.
- Sus interacciones son solo fuerzas de London, que son muy débiles.
- El punto de fusión es más bajo en comparación con las moléculas polares o las que forman puentes de hidrógeno.
$\text{CH}_3-\text{O}-\text{CH}_3$ (Dimetil éter)
- El oxígeno forma dos enlaces covalentes, pero tiene pares de electrones no enlazantes.
- Por lo tanto, esa molécula será angular (debido a la geometría alrededor del oxígeno), lo que implica que el momento dipolar total es distinto de cero y, por tanto, la molécula será polar.
- Tendrá fuerzas de van der Waals (dipolo-dipolo y London). El punto de fusión es bajo, pero no tan bajo como el de una molécula puramente de London.
$\text{CH}_3+\text{H}_2\text{OH}$ (Asumiendo que se refiere a $\text{CH}_3\text{OH}$ (Metanol) o una mezcla que permite la formación de puentes de H)
Si se refiere al metanol ($\text{CH}_3\text{OH}$):
- Hay un grupo $\text{OH}$ donde el $\text{H}$ se une al $\text{O}$ (un elemento muy electronegativo).
- Se produce una gran polaridad dentro de la molécula y da lugar a que la molécula se una a otra igual por fuerzas de puentes de $\text{H}$, que son las más fuertes entre las fuerzas intermoleculares.
- Esto explica el punto de ebullición tan alto en comparación con moléculas de masa similar que solo tienen fuerzas de London o dipolo-dipolo.
Ejercicio 26: Verdad o Falsedad sobre Estructuras Sólidas
Evalúe las siguientes afirmaciones:
a) El retículo cristalino de los metales solo consta de iones $+\text{ y } -$.
Falso. Porque tenemos iones metálicos positivos ($\text{M}^+$) y la nube de electrones deslocalizados (que son electrones, no iones negativos fijos).
b) Los electrones de valencia de los metales no pertenecen a átomos fijos.
Verdadero. Los electrones de valencia están deslocalizados en la estructura metálica.
c) Si la banda de valencia de un metal está llena, entonces se comporta como un aislante.
Falso. Si la banda de valencia está llena, para que sea conductor, debe haber una banda de conducción parcialmente llena o una superposición entre la banda de valencia y la de conducción. Si hay un gran espacio (brecha energética) que separa la banda de valencia llena de la banda de conducción, entonces se comporta como un aislante, no como un metal conductor.