QuímicaFácilCuestión · 1 pts

Fuerzas intermoleculares y propiedades

También trata: Sistema periódico y propiedades periódicas
Castilla-La Mancha · 2021 · Julio
Enunciado
a) (0,5 p) Justifique, en términos del enlace químico, por qué el H2O\text{H}_2\text{O} es un líquido a presión y temperatura ambiente mientras que el H2S\text{H}_2\text{S} es un gas en las mismas condiciones.

b) (0,5 p) Razone qué tienen en común los siguientes átomos e iones: Cl−\text{Cl}^-, Ar\text{Ar} y K+\text{K}^+

Datos: Z (Cl) = 17; Z (Ar) = 18; Z (K) = 19
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Resultado
  • a) El H2O\text{H}_2\text{O} forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas (O muy electronegativo y pequeño); el H2S\text{H}_2\text{S} solo tiene fuerzas de Van der Waals, más débiles.
  • b) Son isoelectrónicos: 18 electrones y configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p61s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6 (la del argón).
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Estrategia

El H2O\text{H}_2\text{O} y el H2S\text{H}_2\text{S} son moléculas muy parecidas (mismo grupo, misma forma angular), y el H2S\text{H}_2\text{S} incluso pesa más. Si el agua es líquida es porque sus moléculas se atraen con algo mucho más fuerte: el enlace de hidrógeno, que solo aparece cuando el H está unido a un átomo muy electronegativo y pequeño (F, O, N). El azufre no lo es.

En b) se cuentan los electrones de cada especie: un anión tiene electrones de más y un catión, de menos.
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Desarrollo

a) H2O\text{H}_2\text{O} líquida, H2S\text{H}_2\text{S} gas

Dentro de cada molécula los enlaces son covalentes (O−H y S−H), y ambas son angulares y polares. Lo que decide el estado físico son las fuerzas intermoleculares, que hay que vencer para que la sustancia hierva.
  • En el H2O\text{H}_2\text{O}, el oxígeno es muy electronegativo y pequeño: el enlace O−H está muy polarizado y el H queda con una fuerte carga parcial positiva, que se ve atraída por los pares libres del O de una molécula vecina. Se forman enlaces de hidrógeno (O−H⋯O\text{O}-\text{H}\cdots\text{O}), la fuerza intermolecular más intensa, además de las de Van der Waals.
  • En el H2S\text{H}_2\text{S}, el azufre es mucho menos electronegativo y más grande que el oxígeno: el enlace S−H es poco polar y no se forman enlaces de hidrógeno. Entre sus moléculas solo hay fuerzas de Van der Waals (dipolo-dipolo, débiles, y de dispersión de London).
Romper los enlaces de hidrógeno requiere mucha más energía, así que el punto de ebullición del agua (100 ∘C100\ ^\circ\text{C}) es muy alto y a temperatura ambiente es líquida, mientras que el del H2S\text{H}_2\text{S} (unos −60 ∘C-60\ ^\circ\text{C}) queda muy por debajo y es un gas. Si solo contaran las fuerzas de dispersión, que crecen con la masa molecular, el H2S\text{H}_2\text{S} debería hervir a más temperatura que el agua: el comportamiento anómalo del agua se debe al enlace de hidrógeno.
Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)
b) Cl−\text{Cl}^-, Ar\text{Ar} y K+\text{K}^+

Contamos los electrones:
  • Cl−\text{Cl}^-: Z=17Z = 17, ha ganado un electrón → 17+1=1817 + 1 = 18 electrones.
  • Ar\text{Ar}: Z=18Z = 18, neutro → 18 electrones.
  • K+\text{K}^+: Z=19Z = 19, ha perdido un electrón → 19−1=1819 - 1 = 18 electrones.
Los tres tienen el mismo número de electrones (18) y, por tanto, la misma configuración electrónica, la del argón:1s2 2s2 2p6 3s2 3p61s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6Son especies isoelectrónicas, con configuración de gas noble (capa de valencia 3s2 3p63s^2\,3p^6 completa), lo que las hace muy estables: por eso el Cl tiende a formar Cl−\text{Cl}^- y el K a formar K+\text{K}^+.

Lo que las diferencia es la carga nuclear (17, 18 y 19 protones): cuantos más protones atraen a los mismos 18 electrones, más pequeña es la especie, de modo que r(Cl−)>r(Ar)>r(K+)r(\text{Cl}^-) > r(\text{Ar}) > r(\text{K}^+).
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Consejo

«En términos del enlace químico» aquí quiere decir fuerzas intermoleculares: el enlace covalente O−H no se rompe al hervir el agua. Nombra el enlace de hidrógeno y di por qué el S no lo forma.

En las especies isoelectrónicas, no basta con decir «tienen 18 electrones»: escribe la configuración.
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