Chemistry · Libro 1 · Grades 1–12

Química escolar — Años 1 a 12

Química escolar — Años 1 a 12 · Grades 1–12

30Electronegatividad, polaridad y fuerzas intermoleculares

Un geco sube por el cristal de una ventana y se queda colgado del vidrio por un solo dedo, sin pegamento ni ventosa. Una molécula de agua, HX2O\ce{H2O}, es más ligera que una molécula de sulfuro de hidrógeno, HX2S\ce{H2S}, y sin embargo el agua hierve a 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}, mientras que el sulfuro de hidrógeno es un gas hasta −60 ∘C-60\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Las dos historias tratan de lo mismo: las fuerzas que mantienen unidas las moléculas entre sí, y a otras cosas. Son mucho más débiles que los enlaces covalentes del interior de una molécula, pero deciden si una sustancia es un gas, un líquido o un sólido a temperatura ambiente, y si un geco se cae.

Lo que ya sabes

Un enlace covalente es un par de electrones compartido por dos átomos; las estructuras de Lewis muestran los pares enlazantes y los pares no enlazantes, y los pares que rodean a un átomo central deciden la forma de una molécula (Capítulo 24). Los iones tienen carga; en un sólido iónico, los iones positivos y negativos se atraen (Capítulo 17).

Un geco sobre un cristal: las almohadillas de sus dedos se sujetan gracias a fuerzas entre moléculas.
Un geco sobre un cristal: las almohadillas de sus dedos se sujetan gracias a fuerzas entre moléculas.

30.1 La electronegatividad

Definición 30.1 (Electronegatividad)

La electronegatividad de un elemento mide con qué fuerza atraen sus átomos, en una molécula, los electrones de los enlaces que comparten. Es un número sin unidad; en la escala habitual va de alrededor de 0.8 a alrededor de 4.

Electronegatividades de los veinte primeros elementos (escala de Pauling; no se da ninguna para el helio, el neón y el argón, que aquí no forman enlaces). Resaltados: los cuatro más electronegativos.
Electronegatividades de los veinte primeros elementos (escala de Pauling; no se da ninguna para el helio, el neón y el argón, que aquí no forman enlaces). Resaltados: los cuatro más electronegativos.

Demostración. Se lee en la tabla: a lo largo del periodo 2, 0.98<1.57<2.04<2.55<3.04<3.44<3.980.98 < 1.57 < 2.04 < 2.55 < 3.04 < 3.44 < 3.98; bajando por el grupo 17, el flúor, 3.983.98, está por encima del cloro, 3.163.16; bajando por el grupo 1, 2.202.20, 0.980.98, 0.930.93, 0.820.82. (Por qué es así se explica en el volumen del primer año universitario.) ∎

Historia — La escala de Pauling, 1932

El químico Linus Pauling construyó la primera escala de electronegatividad en 1932, a partir de las energías de los enlaces entre átomos distintos. Dio al flúor el valor más alto, y la escala que se usa en este capítulo sigue llevando su nombre.

30.2 Enlaces polares y moléculas polares

Definición 30.3 (Enlace polar, carga parcial)

Un enlace covalente entre dos átomos de electronegatividades distintas es un enlace polar: el par compartido está más cerca del átomo más electronegativo. Ese átomo lleva una pequeña carga parcial negativa, que se escribe δ−\delta^-, y el otro átomo una carga parcial positiva igual, δ+\delta^+.

Proposición 30.4 (¿Cuándo es polar un enlace?)

Un enlace entre dos átomos idénticos no es polar. Entre átomos distintos, cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades, más polar es el enlace; como regla práctica, una diferencia inferior a unos 0.4 (como C−H\ce{C-H}, 2.55−2.20=0.352.55 - 2.20 = 0.35) se considera apolar. Cuando la diferencia es muy grande (como entre Na y Cl, 3.16−0.93=2.233.16 - 0.93 = 2.23), los electrones no se comparten sino que se transfieren: el compuesto es iónico.

Demostración. Se admite: se deduce de la definición de la electronegatividad, y los umbrales son convenios. ∎

Definición 30.5 (Moléculas polares y apolares)

Una molécula es una molécula polar si el centro de sus cargas parciales positivas y el centro de sus cargas parciales negativas no coinciden; si coinciden, es una molécula apolar.

Método 30.6 (¿Es polar una molécula?)

  1. Dibujar la estructura de Lewis y hallar la forma de la molécula.
  2. Marcar los enlaces polares con δ+\delta^+ y δ−\delta^-.
  3. Si no hay ningún enlace polar, la molécula es apolar. Si no, fijarse en la forma: si los enlaces polares están dispuestos de forma simétrica alrededor del centro, sus efectos se anulan y la molécula es apolar; si no, es polar.
En el agua, la forma angular sitúa el centro de las cargas parciales positivas (entre los átomos de hidrógeno) por debajo del átomo de oxígeno: la molécula es polar. En el dióxido de carbono, los dos enlaces polares tiran en sentidos opuestos (flechas) y se anulan: los centros de carga coinciden en el átomo de carbono.
En el agua, la forma angular sitúa el centro de las cargas parciales positivas (entre los átomos de hidrógeno) por debajo del átomo de oxígeno: la molécula es polar. En el dióxido de carbono, los dos enlaces polares tiran en sentidos opuestos (flechas) y se anulan: los centros de carga coinciden en el átomo de carbono.

Ejemplo 30.7 (Cuatro moléculas)

El cloruro de hidrógeno HCl\ce{HCl} tiene un enlace polar y es polar, con el cloro δ−\delta^-. El amoniaco NHX3\ce{NH3}, una pirámide de tres enlaces polares N−H\ce{N-H}, es polar, con el nitrógeno δ−\delta^-. El metano CHX4\ce{CH4} solo tiene enlaces C−H\ce{C-H} casi apolares: es apolar. El tetraclorometano CClX4\ce{CCl4} tiene cuatro enlaces polares C−Cl\ce{C-Cl}, pero en los vértices de un tetraedro regular: sus efectos se anulan y la molécula es apolar.

30.3 Las interacciones de van der Waals

Definición 30.8 (Interacción de van der Waals)

Una interacción de van der Waals es una atracción débil entre moléculas vecinas, que existe entre todas las moléculas, polares o no: los electrones de cada molécula se mueven sin cesar, y las cargas desiguales momentáneas de una molécula atraen a las de sus vecinas. Entre moléculas polares, las cargas parciales permanentes añaden una atracción más.

Proposición 30.9 (Las moléculas más grandes se atraen más)

Las interacciones de van der Waals crecen con el tamaño de las moléculas, es decir, con su número de electrones; entre moléculas parecidas, las más grandes tienen las temperaturas de fusión y de ebullición más altas.

Demostración. Se admite: una nube electrónica más grande se deforma con más facilidad, así que sus cargas momentáneas son mayores, y tiene más contacto con sus vecinas. ∎

Ejemplo 30.10 (Los halógenos)

Las moléculas FX2\ce{F2}, ClX2\ce{Cl2}, BrX2\ce{Br2}, IX2\ce{I2} son todas apolares y cada vez más grandes. Sus temperaturas de ebullición suben con ellas: −188 ∘C-188\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −34 ∘C-34\,{}^{\circ}\mathrm{C}, 59 ∘C59\,{}^{\circ}\mathrm{C} y 184 ∘C184\,{}^{\circ}\mathrm{C}. A temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo, sólido.

Observación 30.11 (El geco)

Una sola interacción de van der Waals es minúscula, pero se suman. Las almohadillas de los dedos de un geco están cubiertas de una densa alfombra de pelos microscópicos, cada uno dividido en puntas aún más finas, que se acercan lo suficiente al vidrio para que las interacciones de van der Waals actúen sobre una superficie total muy grande.

30.4 Los enlaces de hidrógeno

Definición 30.12 (Enlace de hidrógeno)

Un enlace de hidrógeno es una atracción entre un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo (nitrógeno, oxígeno o flúor), que lleva un δ+\delta^+ marcado, y un par no enlazante de otro átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor, a menudo de una molécula vecina. Se dibuja con una línea discontinua, y los tres átomos implicados están casi en línea recta.

Enlaces de hidrógeno (discontinuos) alrededor de una molécula de agua en el agua líquida: sus dos átomos de hidrógeno se unen a los átomos de oxígeno de dos vecinas, y los dos pares no enlazantes de su átomo de oxígeno reciben los átomos de hidrógeno de otras dos.
Enlaces de hidrógeno (discontinuos) alrededor de una molécula de agua en el agua líquida: sus dos átomos de hidrógeno se unen a los átomos de oxígeno de dos vecinas, y los dos pares no enlazantes de su átomo de oxígeno reciben los átomos de hidrógeno de otras dos.

Ejemplo 30.13 (El etanol y el propano)

El etanol, CHX3−CHX2−OH\ce{CH3-CH2-OH} (46.0 g/mol46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}), y el propano, CHX3−CHX2−CHX3\ce{CH3-CH2-CH3} (44.0 g/mol44.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}), tienen moléculas de casi el mismo tamaño. Sin embargo, el etanol hierve a 78 ∘C78\,{}^{\circ}\mathrm{C} y el propano a −42 ∘C-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Las moléculas de etanol, con su grupo O−H\ce{O-H}, forman enlaces de hidrógeno entre sí; las de propano no pueden.

30.5 La cohesión de los sólidos y de los líquidos

Definición 30.14 (Sólido molecular)

Un sólido molecular es un sólido formado por moléculas unidas entre sí por interacciones de van der Waals y, cuando es posible, por enlaces de hidrógeno. El hielo, el yodo sólido y el azúcar son sólidos moleculares.

Proposición 30.15 (Cohesión y cambio de estado)

Cuanto más fuertes son las atracciones entre las partículas de una sustancia, más altas son sus temperaturas de fusión y de ebullición. Por orden creciente de intensidad: las interacciones de van der Waals, los enlaces de hidrógeno y la atracción entre los iones de un sólido iónico.

Demostración. Se admite: fundir y hervir separan las partículas venciendo esas atracciones, lo que necesita más energía, y por tanto una temperatura más alta, cuando son más fuertes. ∎

Ejemplo 30.16 (Tres sólidos)

El cloruro de sodio, un sólido iónico, funde a 801 ∘C801\,{}^{\circ}\mathrm{C}; el hielo, unido por enlaces de hidrógeno, a 0 ∘C0\,{}^{\circ}\mathrm{C}; el metano sólido, unido solo por interacciones de van der Waals entre moléculas pequeñas, muy por debajo de −150 ∘C-150\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

Temperaturas de ebullición de los compuestos del hidrógeno con los elementos de los grupos 14 a 17. En cada grupo suben con el tamaño de la molécula, salvo para el primer miembro de los grupos 15, 16 y 17, demasiado alto: el amoniaco, el agua y el fluoruro de hidrógeno forman enlaces de hidrógeno. (No se representa ningún valor allí donde las fuentes utilizadas no lo dan.)
Temperaturas de ebullición de los compuestos del hidrógeno con los elementos de los grupos 14 a 17. En cada grupo suben con el tamaño de la molécula, salvo para el primer miembro de los grupos 15, 16 y 17, demasiado alto: el amoniaco, el agua y el fluoruro de hidrógeno forman enlaces de hidrógeno. (No se representa ningún valor allí donde las fuentes utilizadas no lo dan.)

Observación 30.17 (Hielo y nieve)

En el hielo, cada molécula de agua está unida por enlaces de hidrógeno a cuatro vecinas, en una red abierta de anillos hexagonales. Esa red deja más espacio vacío que el agua líquida, donde los enlaces se rompen y se vuelven a formar sin cesar: el hielo es menos denso que el agua y flota. La simetría de orden seis de los cristales de nieve refleja los anillos hexagonales de la red.

Cristales de nieve fotografiados por Wilson Bentley a principios del siglo XX: todos tienen seis brazos.
Cristales de nieve fotografiados por Wilson Bentley a principios del siglo XX: todos tienen seis brazos.

30.6 Ejercicios

Ejercicio 30.1 ★

En los enlaces H−Cl\ce{H-Cl}, O−H\ce{O-H} y C−O\ce{C-O}, ¿qué átomo lleva la carga parcial δ−\delta^-? Usa la tabla de electronegatividades.

Solución

Solución de Ejercicio 30.1.

H−Cl\ce{H-Cl}: el cloro (3.16 frente a 2.20). O−H\ce{O-H}: el oxígeno (3.44). C−O\ce{C-O}: el oxígeno (3.44 frente a 2.55).

Ejercicio 30.2 ★

¿Cuáles de estos enlaces son polares: H−H\ce{H-H}, C−H\ce{C-H}, O−H\ce{O-H}, N−H\ce{N-H}, Cl−Cl\ce{Cl-Cl}, C−Cl\ce{C-Cl}? Da la diferencia de electronegatividades de cada uno.

Solución

Solución de Ejercicio 30.2.

H−H\ce{H-H}: 0, no polar. C−H\ce{C-H}: 0.35, se considera apolar. O−H\ce{O-H}: 1.24, polar. N−H\ce{N-H}: 0.84, polar. Cl−Cl\ce{Cl-Cl}: 0, no polar. C−Cl\ce{C-Cl}: 0.61, polar.

Ejercicio 30.3 ★

¿Qué elemento es más electronegativo en cada pareja: el nitrógeno o el fósforo; el oxígeno o el azufre; el carbono o el nitrógeno; el sodio o el magnesio? ¿Qué tendencia de la tabla ilustra cada pareja?

Solución

Solución de Ejercicio 30.3.

El nitrógeno (3.04 > 2.19) y el oxígeno (3.44 > 2.58): la electronegatividad disminuye al bajar por un grupo. El nitrógeno (3.04 > 2.55) y el magnesio (1.31 > 0.93): aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo.

Ejercicio 30.4 ★

¿Cuáles de CHX4\ce{CH4}, NHX3\ce{NH3}, HX2O\ce{H2O} y HCl\ce{HCl} pueden formar enlaces de hidrógeno entre sus propias moléculas? Explícalo.

Solución

Solución de Ejercicio 30.4.

El amoniaco y el agua: los dos tienen átomos de hidrógeno unidos al nitrógeno o al oxígeno, y pares no enlazantes en ese átomo. El metano no tiene hidrógeno unido a N, O o F; el cloruro de hidrógeno tiene el hidrógeno unido al cloro, que no es uno de los tres átomos de la definición.

Ejercicio 30.5 ★

¿Hay alguna atracción entre las moléculas apolares del metano? ¿Por qué el metano es, aun así, un gas a temperatura ambiente?

Solución

Solución de Ejercicio 30.5.

Sí: entre todas las moléculas hay interacciones de van der Waals. Pero las moléculas de metano son pequeñas (10 electrones), así que esas interacciones son muy débiles y se rompen a muy baja temperatura: el metano hierve hacia −162 ∘C-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

Ejercicio 30.6 ★★

Di si cada molécula es polar: el diclorometano CHX2ClX2\ce{CH2Cl2} (tetraédrico), el tetraclorometano CClX4\ce{CCl4}, el amoniaco NHX3\ce{NH3}, el dióxido de carbono COX2\ce{CO2}, el trifluoruro de boro BFX3\ce{BF3} (un triángulo plano con el boro en el centro).

Solución

Solución de Ejercicio 30.6.

CHX2ClX2\ce{CH2Cl2}: polar (dos enlaces polares C−Cl\ce{C-Cl} y dos enlaces C−H\ce{C-H} casi apolares: ninguna simetría los anula). CClX4\ce{CCl4}: apolar (cuatro enlaces idénticos en los vértices de un tetraedro). NHX3\ce{NH3}: polar (pirámide). COX2\ce{CO2}: apolar (lineal, enlaces opuestos). BFX3\ce{BF3}: apolar (tres enlaces polares idénticos a 120∘120{}^{\circ} en un plano se anulan).

Ejercicio 30.7 ★★

En el metanol, CHX3−OH\ce{CH3-OH}, ¿qué átomo de hidrógeno se puede ceder en un enlace de hidrógeno? ¿Qué átomo puede recibir uno? ¿Pueden formar enlaces de hidrógeno entre sí las moléculas de metanol y las de agua? Dibuja uno.

Solución

Solución de Ejercicio 30.7.

Se puede ceder el hidrógeno del grupo O−H\ce{O-H} (no los del CHX3\ce{CH3}, unidos al carbono); el átomo de oxígeno, con sus dos pares no enlazantes, puede recibir. Sí: el O−H\ce{O-H} del metanol puede unirse al oxígeno de una molécula de agua, y un O−H\ce{O-H} del agua al oxígeno del metanol, por ejemplo CHX3−O−H\ce{CH3-O-H} ⋯\cdots OHX2\ce{OH2}.

Ejercicio 30.8 ★★

Explica por qué las temperaturas de ebullición suben en el orden CHX4\ce{CH4} < SiHX4\ce{SiH4} < GeHX4\ce{GeH4}.

Solución

Solución de Ejercicio 30.8.

Las tres moléculas son apolares y de la misma forma, pero cada vez más grandes (10, 18 y 36 electrones): sus interacciones de van der Waals crecen, y con ellas sus temperaturas de ebullición.

Ejercicio 30.9 ★★

En el gráfico de las temperaturas de ebullición de los hidruros, ¿qué grupo no presenta ningún valor anómalo para su primer miembro? ¿Por qué?

Solución

Solución de Ejercicio 30.9.

El grupo 14: el metano no tiene hidrógeno unido a N, O o F y no forma enlaces de hidrógeno, así que sigue la tendencia de su grupo.

Ejercicio 30.10 ★★

Los enlaces H−Cl\ce{H-Cl}, H−Br\ce{H-Br}, H−I\ce{H-I} son cada vez menos polares (las electronegatividades del cloro, el bromo y el yodo son 3.16, 2.96 y 2.66) y, sin embargo, las temperaturas de ebullición suben: −85 ∘C-85\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −66 ∘C-66\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −35 ∘C-35\,{}^{\circ}\mathrm{C}. ¿Qué interacción gana, y por qué?

Solución

Solución de Ejercicio 30.10.

Las interacciones de van der Waals: las moléculas crecen del HCl\ce{HCl} al HI\ce{HI}, y el aumento de esas interacciones con el tamaño pesa más que la disminución de la atracción entre las cargas parciales.

Ejercicio 30.11 ★★

A temperatura ambiente, el cloro es un gas y el yodo un sólido, aunque los dos estén formados por moléculas apolares XX2\ce{X2}. Explícalo.

Solución

Solución de Ejercicio 30.11.

Una molécula de yodo es mucho más grande que una de cloro (106 electrones frente a 34): sus interacciones de van der Waals son mucho más fuertes, lo bastante para mantener las moléculas en un sólido a temperatura ambiente.

Ejercicio 30.12 ★★★

El etanol CHX3−CHX2−OH\ce{CH3-CH2-OH}, el metoximetano CHX3−O−CHX3\ce{CH3-O-CH3} y el propano CHX3−CHX2−CHX3\ce{CH3-CH2-CH3} tienen casi la misma masa molar. Hierven a 78 ∘C78\,{}^{\circ}\mathrm{C}, −25 ∘C-25\,{}^{\circ}\mathrm{C} y −42 ∘C-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}. ¿Cuáles son polares? ¿Cuáles forman enlaces de hidrógeno entre sus propias moléculas? Explica el orden.

Solución

Solución de Ejercicio 30.12.

El propano es apolar: solo interacciones de van der Waals. El metoximetano es polar (dos enlaces polares C−O\ce{C-O} en un C−O−C\ce{C-O-C} angular), pero no tiene hidrógeno en su oxígeno: no hay enlaces de hidrógeno entre sus moléculas. El etanol es polar y sus grupos O−H\ce{O-H} forman enlaces de hidrógeno. Cuanto más fuertes son las atracciones, más alta es la temperatura de ebullición: propano < metoximetano < etanol.

Ejercicio 30.13 ★★★

En el hielo, cada molécula de agua está unida por enlaces de hidrógeno a cuatro vecinas, en una red abierta; en el agua líquida, la red se rompe sin cesar y se colapsa en parte. Explica por qué el hielo flota sobre el agua. ¿Por qué es importante esto para los peces de un lago helado?

Solución

Solución de Ejercicio 30.13.

La red abierta del hielo ocupa más espacio que las mismas moléculas en el líquido, así que el hielo es menos denso que el agua líquida y flota. Un lago se hiela por arriba: la capa de hielo aísla el agua de debajo, que sigue líquida, y los peces sobreviven.

Ejercicio 30.14 ★★★

Ordena por temperatura de fusión creciente, y justifícalo con las atracciones entre las partículas: el cloruro de potasio KCl\ce{KCl}, el hielo HX2O\ce{H2O}, el metano sólido CHX4\ce{CH4}.

Solución

Solución de Ejercicio 30.14.

Metano sólido (interacciones de van der Waals entre moléculas pequeñas) < hielo (enlaces de hidrógeno) < cloruro de potasio (atracción entre iones).

Ejercicio 30.15 ★★★

El flúor es más electronegativo que el oxígeno, así que un enlace H−F\ce{H-F} es más polar que un enlace O−H\ce{O-H}. Sin embargo, el agua hierve a 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C} y el fluoruro de hidrógeno a 20 ∘C20\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Cuenta los átomos de hidrógeno que puede ceder cada molécula y los pares no enlazantes con los que puede recibirlos, y explícalo.

Solución

Solución de Ejercicio 30.15.

Una molécula de agua tiene dos átomos de hidrógeno que ceder y dos pares no enlazantes con los que recibir: cada molécula puede participar en cuatro enlaces de hidrógeno, dos cedidos y dos recibidos, lo que construye una red completa. Una molécula de fluoruro de hidrógeno tiene tres pares no enlazantes pero un solo átomo de hidrógeno: cede un solo enlace de hidrógeno, así que en promedio solo se puede formar un enlace por molécula (cadenas en zigzag). El agua tiene alrededor del doble de enlaces de hidrógeno por molécula, y hierve más alto.

30.7 Problema: ¿Por qué hierve el agua a 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}?

Problema 30.1

Problema de fin de semana — sin enlaces de hidrógeno, ¿a qué temperatura herviría el agua?

El oxígeno, el azufre y el selenio están en el mismo grupo de la tabla, y los tres forman un compuesto con el hidrógeno: HX2O\ce{H2O}, HX2S\ce{H2S}, HX2Se\ce{H2Se}. En cada grupo de hidruros, las temperaturas de ebullición suelen subir con el tamaño de la molécula. El agua rompe la regla. ¿En cuánto?

Parte I — Tres moléculas.

  1. Dibuja las estructuras de Lewis de HX2O\ce{H2O}, HX2S\ce{H2S} y HX2Se\ce{H2Se}. ¿Por qué se parecen?
  2. Calcula sus masas molares.
  3. Calcula las diferencias de electronegatividad de los enlaces O−H\ce{O-H}, S−H\ce{S-H} y Se−H\ce{Se-H} (oxígeno 3.44, azufre 2.58, selenio 2.55, hidrógeno 2.20). ¿Qué enlaces son claramente polares?
  4. ¿Qué forma tienen las tres moléculas? ¿Son polares?
  5. Cuenta los electrones de cada molécula. ¿Cuál tiene las interacciones de van der Waals más fuertes?

Parte II — Los enlaces de hidrógeno.

  1. ¿Cuál de los tres compuestos forma enlaces de hidrógeno entre sus moléculas? ¿Por qué los otros no?
  2. ¿En cuántos enlaces de hidrógeno puede participar como mucho una molécula de agua? Dibújalos.
  3. ¿Qué interacciones mantienen unidas las moléculas del sulfuro de hidrógeno en el líquido?

Parte III — La tendencia.

  1. El sulfuro de hidrógeno hierve a 212.9 K212.9\,\mathrm{K} y el seleniuro de hidrógeno a −41.3 ∘C-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Expresa la primera en grados Celsius (θ=T−273.15\theta = T - 273.15).
  2. ¿Cuánto sube la temperatura de ebullición del periodo 3 (HX2S\ce{H2S}) al periodo 4 (HX2Se\ce{H2Se})?
  3. ¿Por qué sube?
  4. Suponiendo la misma subida del periodo 2 al periodo 3, ¿a qué temperatura herviría un HX2O\ce{H2O} “normal”?
  5. Prueba el método con el grupo 14: el SiHX4\ce{SiH4} hierve a −112 ∘C-112\,{}^{\circ}\mathrm{C} y el GeHX4\ce{GeH4} a −88.1 ∘C-88.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}. Predice la temperatura de ebullición del CHX4\ce{CH4} y compárala con la real, −162 ∘C-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}. ¿Es exacta la extrapolación?
  6. Haz lo mismo con el grupo 17 (HCl\ce{HCl} −85.1 ∘C-85.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}, HBr\ce{HBr} −66.4 ∘C-66.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}) y compara con el HF\ce{HF}, 19.6 ∘C19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

Parte IV — La diferencia.

  1. El agua hierve en realidad a 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}. ¿Qué diferencia hay entre el valor real y el extrapolado?
  2. Lo mismo para el amoniaco, con PHX3\ce{PH3} −87.8 ∘C-87.8\,{}^{\circ}\mathrm{C} y AsHX3\ce{AsH3} −62.5 ∘C-62.5\,{}^{\circ}\mathrm{C}; el amoniaco hierve en realidad a −33.4 ∘C-33.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}.
  3. Ordena el agua, el fluoruro de hidrógeno y el amoniaco según el tamaño de su diferencia, y explica el orden contando enlaces de hidrógeno.
  4. Sin enlaces de hidrógeno, ¿sería el agua un sólido, un líquido o un gas a temperatura ambiente? ¿Qué supondría eso para la Tierra?
  5. ¿Por qué la respuesta a la pregunta 12 es solo una estimación?
  6. Da la respuesta final: ¿a qué temperatura, más o menos, herviría el agua sin enlaces de hidrógeno?
Solución

Solución de Problema 30.1.

1. H−O−H\ce{H-O-H}, H−S−H\ce{H-S-H}, H−Se−H\ce{H-Se-H}, cada átomo central con dos pares no enlazantes: O, S y Se tienen seis electrones de valencia, porque están en el mismo grupo.

2. M(HX2O)=18.0 g/molM(\ce{H2O}) = 18.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}, M(HX2S)=34.1 g/molM(\ce{H2S}) = 34.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}, M(HX2Se)=81.0 g/molM(\ce{H2Se}) = 81.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}.

3. 3.44−2.20=1.243.44 - 2.20 = 1.24; 2.58−2.20=0.382.58 - 2.20 = 0.38; 2.55−2.20=0.352.55 - 2.20 = 0.35. Solo el enlace O−H\ce{O-H} es claramente polar.

4. Angular (cuatro grupos, dos de ellos pares no enlazantes). El agua es polar; el sulfuro de hidrógeno y el seleniuro de hidrógeno, muy poco.

5. 10, 18 y 36 electrones: el seleniuro de hidrógeno tiene las interacciones de van der Waals más fuertes.

6. Solo el agua: sus átomos de hidrógeno están unidos al oxígeno, uno de los tres átomos muy electronegativos; el azufre y el selenio no son lo bastante electronegativos para dar a sus átomos de hidrógeno un δ+\delta^+ marcado.

7. Cuatro: dos a través de sus propios átomos de hidrógeno, y dos recibidos por sus dos pares no enlazantes.

8. Interacciones de van der Waals (incluida una débil atracción entre las pequeñas cargas parciales).

9. 212.9−273.15=−60.3 ∘C212.9 - 273.15 = -60.3\,{}^{\circ}\mathrm{C} y −41.3 ∘C-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

10. −41.3−(−60.3)=19.0 ∘C-41.3 - (-60.3) = 19.0\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

11. La molécula es más grande, así que sus interacciones de van der Waals son más fuertes.

12. −60.3−19.0=−79.3 ∘C-60.3 - 19.0 = -79.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

13. Subida: −88.1−(−112)=23.9 ∘C-88.1 - (-112) = 23.9\,{}^{\circ}\mathrm{C}; predicción para el metano: −112−23.9=−136 ∘C-112 - 23.9 = -136\,{}^{\circ}\mathrm{C}, frente a −162 ∘C-162\,{}^{\circ}\mathrm{C} en la realidad: la extrapolación da unos 26 ∘C26\,{}^{\circ}\mathrm{C} de más. No es exacta; la tendencia real no es una recta.

14. Subida: 18.7 ∘C18.7\,{}^{\circ}\mathrm{C}; predicción para el fluoruro de hidrógeno: −85.1−18.7=−103.8 ∘C-85.1 - 18.7 = -103.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}, frente a 19.6 ∘C19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}: una diferencia de unos 123 ∘C123\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

15. 100−(−79.3)=179 ∘C100 - (-79.3) = 179\,{}^{\circ}\mathrm{C}, unos 180 ∘C180\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

16. Subida: 25.3 ∘C25.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}; predicción: −87.8−25.3=−113 ∘C-87.8 - 25.3 = -113\,{}^{\circ}\mathrm{C}; diferencia: −33.4−(−113)=80 ∘C-33.4 - (-113) = 80\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

17. El agua (180 ∘C180\,{}^{\circ}\mathrm{C}) > el fluoruro de hidrógeno (123 ∘C123\,{}^{\circ}\mathrm{C}) > el amoniaco (80 ∘C80\,{}^{\circ}\mathrm{C}). El agua cede dos átomos de hidrógeno y recibe con dos pares no enlazantes: cuatro enlaces de hidrógeno por molécula, todos aprovechados. El fluoruro de hidrógeno solo tiene un hidrógeno que ceder, y el amoniaco un solo par no enlazante con el que recibir: en promedio, menos enlaces por molécula, y el nitrógeno, menos electronegativo, los forma más débiles.

18. Un gas: herviría hacia −80 ∘C-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}. La Tierra no tendría agua líquida, ni océanos, ni lluvia, ni nada de la vida que depende de ellos.

19. Extrapola una recta trazada por solo dos puntos, y la prueba con el grupo 14 muestra que una extrapolación así puede equivocarse en unos 25 ∘C25\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

20. Sin enlaces de hidrógeno, el agua herviría hacia −80 ∘C-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}, unos 180 ∘C180\,{}^{\circ}\mathrm{C} por debajo de su punto de ebullición real.

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