QuímicaFácil2 pts

Enlace químico y geometría molecular

Comunidad de Madrid · 2023 · Julio (coincidentes)

Enunciado

Para cada uno de los siguientes apartados: formule el compuesto, indique el tipo de enlace entre los distintos átomos de una molécula del compuesto, la polaridad de una molécula, y en su caso, las fuerzas intermoleculares existentes en el compuesto.

a) (0,5 puntos) Dióxido de carbono.

b) (0,5 puntos) Amoniaco.

c) (0,5 puntos) Cloruro de sodio.

d) (0,5 puntos) Ácido etanoico.

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Resultado

Sustancia	Fórmula	Enlace	Polaridad	Fuerzas
Dióxido de carbono	$\text{CO}_2$	Covalente	Apolar (lineal)	Dispersión (London)
Amoniaco	$\text{NH}_3$	Covalente	Polar (piramidal)	Enlace de H, dipolo-dipolo, dispersión
Cloruro de sodio	$\text{NaCl}$	Iónico	No forma moléculas	Ninguna: atracción entre iones en la red
Ácido etanoico	$\text{CH}_3\text{COOH}$	Covalente	Polar	Enlace de H, dipolo-dipolo, dispersión

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Para cada sustancia, cuatro pasos:

Fórmula.
Tipo de enlace: no metal con no metal → covalente; metal con no metal → iónico.
Polaridad de la molécula: un enlace entre átomos distintos es polar, pero la molécula solo lo es si los momentos dipolares no se anulan por la geometría.
Fuerzas intermoleculares: dispersión (London) siempre; dipolo-dipolo si la molécula es polar; enlace de hidrógeno si hay H unido a F, O o N.

Desarrollo

a) Dióxido de carbono, $\text{CO}_2$ .

Enlace covalente: dos dobles enlaces C=O, polares porque el oxígeno es más electronegativo que el carbono.
La molécula es lineal ( $\text{O}{=}\text{C}{=}\text{O}$ , sin pares solitarios en el carbono): los dos momentos dipolares son iguales y opuestos y se anulan. Molécula apolar.
Fuerzas intermoleculares: solo fuerzas de dispersión (de London).

b) Amoniaco, $\text{NH}_3$ .

Enlace covalente: tres enlaces N–H polares.
Geometría piramidal trigonal (el nitrógeno tiene un par solitario): los momentos dipolares no se anulan. Molécula polar.
Fuerzas intermoleculares: enlace de hidrógeno (H unido al N, muy electronegativo y con un par solitario), además de fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión.

c) Cloruro de sodio, $\text{NaCl}$ .

Enlace iónico: el sodio (metal) cede un electrón al cloro (no metal), con una gran diferencia de electronegatividad, y se forman iones $\text{Na}^+$ y $\text{Cl}^-$ .
No forma moléculas, sino una red cristalina en la que cada ion está rodeado de iones de signo contrario. No tiene sentido hablar de la polaridad de una molécula (el enlace es, en todo caso, el extremo de la polaridad: transferencia completa de carga).
No hay fuerzas intermoleculares: lo que mantiene unido el sólido son las atracciones electrostáticas entre los iones de la red, mucho más intensas.

d) Ácido etanoico, $\text{CH}_3{-}\text{COOH}$ .

Enlaces covalentes (C–H, C–C, C=O, C–O y O–H).
Molécula polar: el grupo carboxilo, con el $\text{C}{=}\text{O}$ y el $\text{O}{-}\text{H}$ muy polares, no tiene contrapeso en el otro extremo.
Fuerzas intermoleculares: enlace de hidrógeno (H unido a O; en estado puro las moléculas se asocian de dos en dos, formando dímeros), además de dipolo-dipolo y de dispersión.

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

Consejo

Un enlace polar no implica una molécula polar: en el $\text{CO}_2$ los dos dipolos C=O se anulan por la geometría lineal. Justifica siempre la polaridad con la forma de la molécula.

En el $\text{NaCl}$ no escribas «fuerzas intermoleculares»: no hay moléculas. La respuesta que puntúa es la red iónica unida por atracción electrostática.