EJ RESUELTOS U3

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Química 
 
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades 
físicas de las sustancias 
 
 
 
 
 
 
 
Ejercicio 1 
Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. 
a) Las moléculas diatómicas presentan geometría lineal. 
b) La geometría de las moléculas de tres o más átomos coincide con la geometría electrónica si 
los átomos que rodean al átomo central son iguales. 
c) La geometría de un oxoanión solo depende del número de átomos que lo forman. 
d) Para determinar la polaridad de una molécula de tres o más átomos, solo es necesario conocer 
la diferencia de electronegatividad de cada enlace. 
e) En los iones poliatómicos no se determina la polaridad. 
f) Una molécula es no polar si el átomo central no presenta pares de electrones libres. 
g) Para determinar la polaridad de las moléculas diatómicas es necesario conocer las 
electronegatividades de los átomos que las forman. 
 
Ejercicio 2 
Completen la siguiente tabla: 
 
 
 
 
Química 
 
Fórmula 
Estructura de 
Lewis 
Geometría 
electrónica 
Geometría 
Ángulo de 
enlace (α) 
Momento dipolar 
(µT = ó µT≠ OD) 
BeI2 
PI3 
BF3 
SeCl2 
CH3F 
−2
4SO 
 No corresponde 
−2
3SiO 
 No corresponde 
−
2BrO 
 No corresponde 
−
3ClO 
 No corresponde 
 
Ejercicio 3 
Se dispone de los siguientes pares de sustancias: A) PH3 y SiH4 B) KCl y HF 
a) Indiquen: el tipo de sustancia y el tipo de partículas que las forman, la geometría y la polaridad de 
las moléculas y el tipo de fuerzas de atracción que las mantiene unidas en estado sólido . 
b) Determinen en cada par: 
i) el nombre de la sustancia que presente mayor intensidad de las fuerzas de atracción 
entre sus partículas. 
ii) la sustancia de menor punto de ebullición. 
iii) la/s que se disuelven en agua. 
c) Justifiquen las respuestas del punto b). 
 
Resolución 
Ejercicio 1 
a) En las moléculas diatómicas, los átomos se disponen uno junto al otro, de manera tal que los 
dos núcleos determinan una recta y la geometría molecular es lineal. Por lo tanto el enunciado 
es correcto. 
 
 
 
Química 
 
b) Para poder analizar esta afirmación tenemos en cuenta que: 
✓ La geometría electrónica es la disposición espacial que adoptan todos los pares de 
electrones externos del átomo central, libres o compartidos. La geometría 
electrónica no es la geometría real de la molécula o del ion. La geometría 
electrónica es un instrumento para determinar la geometría de la molécula o del 
ion. 
✓ La geometría molecular es la disposición que adoptan en el espacio los átomos 
que forman a la molécula. Es decir, es la forma de la molécula. 
En moléculas de tres o más átomos la geometría (molecular) coincide con la geometría 
electrónica si los electrones de valencia del átomo central están todos compartidos, 
independientemente si los átomos que rodean al átomo central son iguales o distintos. 
Por lo tanto el enunciado es incorrecto. 
c) La geometría de un oxoanión es la disposición que adoptan en el espacio los átomos que 
forman al ion y, al igual que la geometría molecular, está determinada por los pares de 
electrones que rodean al átomo central y por el número de átomos que lo forman. Por lo tanto 
el enunciado es incorrecto. 
d) Para determinar la polaridad de una molécula de tres o más átomos, es necesario conocer la 
polaridad de cada enlace y la geometría molecular. 
- La polaridad del enlace se determina a partir de la diferencia de electronegatividad. Entre 
átomos de distintos elementos se forman enlaces polares, ya que el átomo más 
electronegativo atrae a los electrones compartidos, produciendo un desplazamiento de 
cargas. 
- La geometría molecular nos permite conocer la distribución en el espacio de los vectores 
momento dipolar de cada enlace para determinar el momento dipolar total (µT). 
Por lo tanto, la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman cada enlace, no 
es suficiente para determinar la polaridad de las moléculas de tres o más átomos. 
El enunciado es incorrecto. 
e) Los iones poliatómicos son especies químicas que poseen una carga neta. Por lo tanto, no 
corresponde determinar su polaridad de los iones. 
El enunciado es correcto. 
f) Al referirnos a moléculas que poseen un átomo central, tenemos en cuenta, aquellas formadas 
por tres o más átomos. Una molécula de tres o más átomos es no polar si el átomo central no 
presenta pares de electrones libres y los átomos que lo rodean son iguales. Si en una molécula 
los átomos que rodean al átomo central son diferentes, las polaridades de los enlaces también 
lo son y el momento dipolar total será distinto de cero. La ausencia de pares de electrones 
 
 
Química 
 
libres no es condición suficiente para que una molécula sea no polar. Por lo tanto el enunciado 
es incorrecto. 
g) La electronegatividad se utiliza para predecir la polaridad de la unión entre dos átomos. Si una 
molécula es diatómica, tiene un solo enlace y su polaridad coincide con la polaridad de dicho 
enlace. 
- Si los átomos que la forman son iguales, presentan el mismo valor de electronegatividad, 
por lo tanto el enlace es no polar y la molécula es no polar. 
- Si los átomos que la forman son distintos, presentan distintos valores de 
electronegatividad, por lo tanto el enlace es polar y la molécula es polar. 
Por lo tanto el enunciado es correcto. 
 
Ejercicio 2 
A continuación, para cada una de las especies químicas indicadas en la tabla, representamos la 
estructura de Lewis según lo propuesto en el capítulo anterior, determinamos la geometría electrónica 
y la geometría de la partícula (molécula o ion), indicamos el valor del ángulo de enlace (α). En el caso 
particular de las moléculas, determinamos si el momento dipolar total es cero o distinto de cero (µT = 
0D ó µT≠ OD). 
 
BeI2 
 
 
En las moléculas del yoduro de berilio, el átomo central es el berilio y, debido a que posee dos pares 
de electrones compartidos, la geometría electrónica es lineal. Como no hay pares de electrones libres, 
sobre el átomo de berilio, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden: son ambas 
lineales. 
A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre el 
átomo de berilio y un átomo de yodo es polar. Los momentos dipolares correspondientes a ambos 
enlaces son iguales en módulo y dirección, pero de sentido contrario, por lo tanto, por la disposición 
en el espacio, la suma vectorial de los mismos es nula (µT = 0 D) y la molécula es no polar. La 
geometría determina que el ángulo de enlace (α) entre el átomo de berilio y los átomos de yodo es de 
180º. 
 
 
 
 
 
Química 
 
PI3 
 
 
En esta molécula, el fósforo es el átomo central y posee cuatro pares de electrones externos, de los 
cuales tres pares están compartidos y un par libre. Por lo tanto, la geometría electrónica es tetraédrica. 
Como uno de los pares de electrones no está compartido con otro átomo (par libre), la geometría 
molecular, determinada por los cuatro átomos que forman la molécula, resulta ser piramidal. 
A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre un 
átomo de yodo y el átomo de fósforo es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces 
tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposiciónen el espacio, la suma vectorial 
de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT  0 D) y la molécula es polar. Esta geometría 
molecular determina que el ángulo de enlace entre el átomo de fósforo y dos de los átomos de yodo 
es menor a 109,5º. 
 
BF3 
 
 
En las moléculas del trifluoruro de boro el átomo central es el boro y como posee tres pares de 
electrones compartidos, la geometría electrónica es plana triangular. Como no hay pares de 
electrones libres sobre el átomo de boro, la geometría molecular coincide con la geometría electrónica, 
ambas son planas triangulares. 
A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene tres 
enlaces B-F polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son iguales en módulo 
y distintos en dirección y sentido, y por su disposición en el espacio, la suma vectorial de los mismos 
es igual a cero (µT = 0 D) y la molécula es no polar. Esta geometría determina que el ángulo de enlace 
entre el átomo de boro y dos de los átomos de flúor es de 120º. 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
SeCl2 
 
 
 
En esta molécula el selenio es el átomo central y posee cuatro pares de electrones a su alrededor, dos 
pares compartidos y dos pares libres. Entonces, la geometría electrónica es tetraédrica. Como dos de 
los pares de electrones no están compartidos con otros átomos, la geometría molecular, determinada 
por los tres átomos que forman la molécula, resulta ser angular. 
A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada enlace entre un 
átomo de cloro y el átomo de selenio es polar. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces 
tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición en el espacio, la suma vectorial 
de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT  0 D) y la molécula es polar. Esta geometría 
molecular determina que el ángulo de enlace entre el átomo de selenio y los átomos de cloro sea 
menor a 109,5º. 
 
CH3F 
 
 
En las moléculas del fluoruro de metilo, el átomo central es el carbono y está unido a tres átomos de 
hidrógeno y a un átomo de flúor, por lo tanto, hay cuatro pares de electrones compartidos. Como el 
átomo de carbono no posee pares de electrones libres, la geometría molecular coincide con la 
geometría electrónica y ambas son tetraédricas. 
A partir de la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La misma tiene un 
enlace C-F y tres enlaces C-H, polares. Los momentos dipolares correspondientes a los enlaces C-F y 
C-H son distintos en módulo. Entonces, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no 
es nula (µT  0 D) y la molécula es polar. Esta geometría molecular determina que el ángulo de enlace 
entre el átomo de carbono y dos de los átomos adyacentes es igual a 109,5º. 
 
 
 
Química 
 
−2
4SO 
 
En el oxoanión 
−2
4SO , el azufre es el átomo central y posee cuatro pares de electrones compartidos, lo 
que determina que la geometría electrónica sea tetraédrica y la geometría del ion también. Esta 
geometría determina que el ángulo de enlace entre el átomo de azufre y dos de los átomos de oxígeno 
es igual a 109,5º. 
−2
3SiO 
 
En el oxoanión −2
3SiO el silicio es el átomo central y posee tres pares 
(*) de electrones compartidos, lo 
que determina que la geometría electrónica sea triangular y la geometría del ion también. Esta 
geometría determina que el ángulo de enlace entre el átomo de silicio y dos de los átomos de oxígeno 
es igual a 120º. 
(*) Según los postulados de TRePEV, la unión covalente doble se considera como un par de electrones. 
 
−
2BrO 
 
En este ion el átomo de bromo es el átomo central y posee cuatro pares de electrones a su alrededor, de 
los cuales dos pares están compartidos y dos pares libres, entonces, la geometría electrónica es 
tetraédrica. Como dos de los pares de electrones no están compartidos con otros átomos, la geometría 
del ion resulta ser angular. Esta geometría determina que el ángulo de enlace entre el átomo de bromo 
y los átomos de oxígeno sea menor a 109,5º. 
 
−
3ClO 
 
 
 
Química 
 
En este ion el átomo de cloro es el átomo central y posee cuatro pares de electrones a su alrededor, 
tres pares compartidos y un par libre, entonces, la geometría electrónica es tetraédrica. Como un par 
de electrones no está compartido con otro átomo, la geometría del ion resulta ser piramidal. Esta 
geometría determina que el ángulo de enlace entre el átomo de cloro y dos de los átomos de oxígeno 
sea menor a 109,5º. 
 
A partir del análisis realizado completamos la tabla. 
Fórmula 
Estructura de 
Lewis 
Geometría 
electrónica 
Geometría 
Ángulo de 
enlace (α) 
Momento dipolar 
(µT = 0D ó µT≠ OD) 
BeI2 
lineal Lineal α I-Be-I = 180° 
 
µT = 0D 
PI3 
 
tetraédrica piramidal α I-P-I es 
menor a 
109,5° 
µT≠ OD 
BF3 
 
triangular triangular α F-B-F = 120° 
 
µT = 0D 
SeCl2 
 
tetraédrica Angular α Cl-Se-Cl es 
menor a 
109,5º 
µT≠ OD 
CH3F 
 
tetraédrica tetraédrica α H-C-F y 
α H-C-H son = 
a 109,5º 
µT≠ OD 
−2
4SO 
 
tetraédrica tetraédrica α O-S-O = 
109,5° 
No corresponde 
−2
3SiO 
 
triangular triangular α O-Si-O =120º No corresponde 
 
 
Química 
 
−
2BrO 
 
tetraédrica Angular α O-Br-O es 
menor a 
109,5° 
No corresponde 
−
3ClO 
 
tetraédrica piramidal α O-Cl-O es 
menor a 
109,5° 
No corresponde 
 
Ejercicio 3 
a) A partir de las fórmulas estableceremos el tipo de sustancia, el tipo de partículas que las forman, la 
geometría y la polaridad de las moléculas. Con estos datos deduciremos el tipo de fuerzas de atracción 
que actúan entre las partículas. 
A) A las sustancias PH3 y SiH4 se las denomina moleculares, porque están formadas por moléculas, 
debido a que las uniones entre los átomos que la componen son covalentes. 
 
Escribimos las estructuras de Lewis para determinar las geometrías y a partir de las mismas, la 
polaridad de cada molécula. 
En la molécula de PH3, el fósforo es el átomo central y posee cuatro pares de 
electrones a su alrededor, entonces, la geometría electrónica es tetraédrica. La 
existencia de un par de electrones no compartido determina que la geometría molecular 
sea piramidal. 
Luego de haber establecido la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. Cada 
enlace entre un átomo de hidrógeno y el átomo de fósforo es polar. Los momentos dipolares 
correspondientes a las uniones tienen igual módulo y distinta dirección. Entonces, por la disposición 
en el espacio, la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula (µT  0 D) y la 
molécula es polar. Esta geometría molecular determina que el ángulo de enlace entre el átomo de 
fósforo y dos de los átomos de hidrógeno es menor a 109,5º. 
Las moléculas polares se atraen por fuerzas de London y dipolo-dipolo. 
 
En las moléculas de SiH4, el átomo central es el silicio y posee cuatro pares de 
electrones compartidos. La disposición que permite la mínima repulsión entre los 
pares que se encuentran alrededor del átomo central es tetraédrica. 
 
 
Como el átomo de silicio no posee pares de electrones libres , la geometría molecular coincide con la 
geometría electrónica y ambas son tetraédricas. 
 
 
QuímicaLuego de haber establecido la geometría molecular, determinamos la polaridad de la molécula. La 
misma tiene cuatro enlaces Si-H polares. Los momentos dipolares correspondientes a estos enlaces son 
iguales en módulo y distintos en dirección y en sentido. Entonces, por la disposición en el espacio, el 
momento dipolar total resulta ser nulo (µT = 0 D) y la molécula es no polar. La geometría determina 
que el ángulo de enlace entre el átomo de silicio y dos de los átomos de hidrógeno (α Cl-C-Cl) es de 
109,5º. 
Las moléculas no polares se atraen por fuerzas de London. 
Por lo tanto, las fuerzas de atracción responsables de mantener atraídas a las moléculas cuando la 
sustancia se encuentra en el estado sólido son las indicadas en cada caso: 
✓ las moléculas de PH3 se atraen por fuerzas de London y dipolo-dipolo. 
✓ las moléculas de SiH4 se atraen por fuerzas de London. 
B) Analizamos el tipo de unión química para cada sustancia. 
En el cloruro de potasio (KCl), el potasio es un metal cuya electronegatividad es 0,82 y el cloro es un 
no metal de electronegatividad 3,16, por lo tanto, la unión química es iónica, pues la diferencia de 
electronegatividad es mayor que 2,00. 
El KCl es un compuesto iónico formado por cationes y aniones que se mantienen unidos por la 
atracción electrostática que se produce entre cargas opuestas. 
El HF es una sustancia molecular, formada por moléculas, debido a que la unión entre los átomos no 
metálicos es covalente. La diferencia de electronegatividad entre los átomos de flúor y de hidrógeno 
determinan que el enlace es polar, por lo tanto la molécula es polar, pues en una molécula diatómica su 
polaridad coincide con la polaridad del enlace. La estructura de Lewis es: 
 
Las fuerzas de atracción entre las moléculas de HF son puente de hidrógeno, dipolo-dipolo y London, 
debido a que las moléculas son polares y están formadas por un átomo de hidrógeno unido a un átomo 
de un elemento muy electronegativo como el flúor. 
 
Por lo tanto, las fuerzas de atracción responsables de mantener atraídos a los iones en la sal y a las 
moléculas en el HF, cuando las sustancias se encuentran en el estado sólido son las indicadas en cada 
caso: 
✓ en el KCl, los cationes y los aniones se atraen por fuerzas electrostáticas entre cargas opuestas. 
✓ las fuerzas entre las moléculas de HF son puente de hidrógeno, dipolo-dipolo y London. 
 
b) Para determinar en cada par la sustancia que presente mayor intensidad de las fuerzas de atracción 
entre sus partículas y la sustancia de menor punto de ebullición, tenemos en cuenta: 
o El tipo de sustancia: iónica, molecular o metálica. 
 
 
Química 
 
o El tamaño de la nube electrónica y la forma de las moléculas, para comparar la intensidad de 
las fuerzas de London o de dispersión. 
o La polaridad de las moléculas. En moléculas formadas por más de dos átomos, como las 
mencionadas, es necesario resolver la geometría molecular para establecer si son moléculas 
polares o no polares. 
o Las fuerzas de atracción entre partículas de una sustancia. 
o Cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción entre las partículas, mayor será la energía 
necesaria para separarlas y, por lo tanto, mayor será el punto de ebullición o de fusión. 
Por lo tanto lo resuelto en el punto anterior (a) es parte de lo necesario para contestar las actividades de 
este punto. Además el desarrollo propuesto forma parte de la justificación de las respuestas solicitadas 
en el punto c. 
En la siguiente tabla resumimos la información obtenida por el desarrollo del punto anterior. 
Fórmula PH3 SiH4 KCl HF 
Tipo de sustancia molecular Molecular iónica molecular 
Estructura de 
Lewis 
 
 
GE tetraédrica Tetraédrica -- -- 
GM piramidal Tetraédrica -- lineal 
µT y polaridad µT ≠ 0 D 
Molécula polar 
µT = 0 D 
Molécula no polar 
No corresponde µT ≠ 0 D 
Molécula polar 
Nº de electrones 
por molécula 
18 18 -- 10 
Fuerzas 
intermoleculares 
London y dipolo-
dipolo 
London Atracción 
electrostática 
entre cargas 
opuestas 
London, dipolo-
dipolo y Puente 
de hidrógeno. 
 
Las sustancias del par PH3 y SiH4, están formadas por moléculas de igual número de electrones, en 
consecuencia la intensidad de la fuerza de London es similar. Es decir, que esta fuerza no es decisiva 
para determinar la diferencia entre la intensidad de las fuerzas de atracción. 
La intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas de PH3 es mayor que la intensidad de las 
 
 
Química 
 
atracciones de London entre las moléculas del SiH4, debido a la contribución de las fuerzas dipolo-
dipolo y London. Por este motivo, es necesario suministrar más energía, en forma de calor, para que 
las moléculas adquieran la energía cinética suficiente para separarse y producir el cambio de estado. 
Es decir que el nombre de la sustancia que presenta mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre 
sus moléculas es la fosfina (PH3) y la sustancia de menor punto de ebullición es el silano (SiH4). 
Entre las sustancias del par KCl y HF, el compuesto iónico presenta fuerzas de atracción de mayor 
intensidad, debido a que las fuerzas electrostáticas entre cationes y aniones son más intensas que 
cualquiera de las fuerzas de atracción intermoleculares. Para que se produzca la ebullición, es 
necesario entregar más energía a un compuesto iónico que a un compuesto molecular. 
Por lo tanto el nombre de la sustancia que presenta mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre 
sus partículas es cloruro de potasio y la sustancia de menor punto de ebullición es el fluoruro de 
hidrógeno (HF). 
iii) Para determinar cuál o cuáles de las sustancias de cada par se disuelven en agua tenemos en cuenta 
que para que una sustancia sea soluble en otra (se disuelva), se tienen que establecer fuerzas de 
atracción entre las partículas que las forman. 
- Generalmente las sustancias formadas por moléculas polares se disuelven en solventes 
formados por moléculas polares y las sustancias formadas por moléculas no polares se 
disuelven en solventes formados por moléculas no polares. 
- Generalmente los compuestos iónicos se disuelven en agua. 
 
Para analizar la solubilidad de las sustancias en agua comenzamos representando la estructura de 
Lewis de la molécula de agua (H2O). 
 
 
 
 
La geometría molecular resulta ser angular y la molécula es polar(µT  0 D). 
Entre las sustancias del par PH3 y SiH4 se disuelve en agua la sustancia formada por moléculas 
polares, es decir PH3, estableciéndose atracciones entre las moléculas de ambas sustancias. 
Las sustancias KCl y HF se disuelven en agua ya que el cloruro de potasio es iónico por lo tanto se 
presentan interacciones entre los iones y las moléculas de agua, y el fluoruro de hidrógeno es una 
sustancia formada por moléculas polares, por lo tanto se establecen atracciones entre las moléculas de 
fluoruro de hidrógeno y de agua.