Fundamentos Químicos de la Ingeniería · tema 03
Enlace químico
La energía reticular y el ciclo de Born-Haber, Lewis, el número estérico que decide la hibridación, geometría electrónica frente a molecular, polaridad y fuerzas intermoleculares.
este tema trae un simuladorEste tema se examina siempre en cadena, y la cadena es la misma en todas las convocatorias que existen:
Seis apartados, cada uno alimentando al siguiente. Eso tiene una consecuencia incómoda y conviene saberla antes de empezar: si fallas la estructura de Lewis, fallas los seis. No es un ejercicio en el que se puedan rascar puntos sueltos.
También tiene una consecuencia buena. No hay que memorizar seis cosas: hay que saber contar una —los pares de electrones alrededor del átomo central— y el resto sale.
Los tres enlaces, y qué decide cuál
| enlace | quién con quién | qué se hace con los electrones |
|---|---|---|
| iónico | metal + no metal | se transfieren, y quedan iones que se atraen |
| covalente | no metal + no metal | se comparten entre dos átomos |
| metálico | metal + metal | se deslocalizan en un mar común |
Lo que decide es la diferencia de electronegatividad. Mucha diferencia y el más electronegativo se queda el electrón: iónico. Poca y lo comparten: covalente. Y si lo comparten de forma desigual, el enlace es covalente polar, que no es una categoría intermedia inventada sino lo normal.
La energía reticular, y el rodeo que hay que dar para medirla
La energía reticular es la energía que hace falta para separar del todo un mol de un sólido iónico en sus iones gaseosos. Es la que mide de verdad cuánto aguanta un cristal iónico, y de ella salen su dureza y su punto de fusión.
Su tamaño lo decide la ley de Coulomb:
o sea dos cosas y ninguna más: la carga de los iones, que va multiplicando y por eso pesa muchísimo, y la distancia entre ellos, que va dividiendo. De ahí la regla que se pregunta una y otra vez: más carga y iones más pequeños, más energía reticular — y por tanto más alto el punto de fusión.
El temario lo enseña con tres compuestos. CaO gana de calle porque sus iones son 2+ y 2− y el producto de cargas se dispara. Entre NaF y CsI las cargas empatan, así que decide el tamaño: Cs⁺ e I⁻ son mucho mayores que Na⁺ y F⁻, así que el CsI es el más flojo. El orden creciente es CsI < NaF < CaO.
El problema es que la energía reticular no se puede medir
No hay experimento que coja un mol de iones gaseosos y los deje caer en un cristal dentro de un calorímetro. Lo que sí se mide es la entalpía de formación desde los elementos, y todo lo demás está tabulado. El ciclo de Born-Haber es el rodeo que aprovecha eso: como la entalpía es función de estado, ir por el camino largo tiene que costar lo mismo que ir por el corto.
La pregunta que responde: si la energía reticular no se puede medir, ¿de dónde sale el número? De que los dos caminos tienen que costar lo mismo. Todo lo del camino largo está tabulado —sublimación, disociación, ionización, afinidad— y la formación se mide en un calorímetro; la única incógnita es la última flecha, así que se despeja.
El balance se escribe igualando los dos caminos:
Copiar el ciclo del NaCl cuando el elemento no es un gas
El ciclo del cloruro sódico tiene cinco escalones porque el cloro ya es un gas en condiciones estándar: basta con disociarlo. En cuanto el no metal está en otro estado, hay un escalón más y se olvida.
- Cl₂, gas: solo disociación.
- Br₂, líquido: primero vaporizar, después disociar.
- I₂, sólido: primero sublimar, después disociar.
Y lo mismo por el otro lado: si el metal cede dos electrones hacen falta dos energías de ionización, la primera y la segunda, y si se forman dos aniones la afinidad electrónica va multiplicada por dos.
La forma de no fallarlo: antes de escribir nada, mira el estado físico de cada elemento en la ecuación de formación y cuenta los electrones que cambian de sitio.
Una consecuencia del ciclo que conviene tener presente: sale siempre positiva cuando se define como «energía para separar», y el escalón correspondiente del ciclo es negativo, porque bajar de iones sueltos a cristal libera. Los dos números son el mismo con el signo cambiado, y decir cuál estás dando es la mitad de la respuesta.
Lewis en cuatro pasos
Es mecánico, y por eso no hay excusa para fallarlo.
-
Cuenta los electrones de valencia totales. Cada átomo aporta los de su grupo. Para el cloruro de vinilo, CH₂CHCl, son dos carbonos a cuatro, tres hidrógenos a uno y un cloro a siete:
-
Coloca el esqueleto con enlaces sencillos. El átomo menos electronegativo va al centro; el hidrógeno nunca va al centro, porque solo puede formar un enlace.
-
Reparte lo que sobra como pares solitarios, empezando por los átomos de fuera hasta completarles el octeto.
-
Si al átomo central le falta octeto, cierra dobles o triples enlaces trayendo pares solitarios de los vecinos.
En el cloruro de vinilo, el paso 4 es el que hay que hacer: con enlaces sencillos uno de los carbonos se queda con seis electrones, y la única forma de darle ocho es formar un doble enlace C=C. De ahí sale la molécula, y de la molécula todo lo demás.
Contar los electrones que caben en vez de los que hay
Los dos números se parecen y no son el mismo. Los que hay son la suma de los electrones de valencia, y son los que hay que repartir. Los que caben son ocho por átomo pesado y dos por hidrógeno, y son el objetivo.
En el cloruro de vinilo hay 18 y caben . La diferencia, , son seis pares compartidos, es decir seis enlaces: tres C–H, un C–Cl y un C=C que cuenta por dos.
Esa resta es una forma rápida de saber cuántos enlaces tiene que haber antes de dibujar nada, y de darte cuenta de que falta un doble enlace sin tener que descubrirlo a mitad del dibujo.
El número estérico decide la hibridación
Aquí está el atajo que hace corto todo el tema. Alrededor del átomo que estudias se cuenta una sola cosa:
Un doble o un triple enlace cuentan como un átomo unido, no como dos o tres. Con ese número, la hibridación sale de una tabla que no tiene excepciones:
| número estérico | hibridación | geometría electrónica | ejemplo del temario |
|---|---|---|---|
| 2 | lineal | BeCl₂ | |
| 3 | trigonal plana | BF₃ | |
| 4 | tetraédrica | CH₄, NH₃, H₂O | |
| 5 | bipirámide trigonal | PCl₅ | |
| 6 | octaédrica | SF₆ |
En el cloruro de vinilo, cada carbono tiene tres cosas alrededor —dos sustituyentes y el doble enlace, que cuenta por uno— así que los dos son . El cloro tiene un átomo unido y tres pares solitarios: número estérico 4, o sea .
Geometría electrónica y geometría molecular no son lo mismo
Esta distinción vale puntos en todas las convocatorias, y es la que más se confunde. La geometría electrónica es cómo se colocan todos los pares, los solitarios incluidos. La geometría molecular es lo que se ve, y solo mira dónde están los átomos.
Los pares solitarios están ahí, empujan, y luego no se dibujan. Por eso una molécula con la misma geometría electrónica puede tener formas distintas.
La pregunta que responde: si el agua es sp³, ¿por qué no es tetraédrica? Lo es — su geometría electrónica lo es —, pero dos de los cuatro vértices los ocupan pares solitarios y esos no se ven. Lo que queda a la vista son dos enlaces, o sea una molécula angular. Y como un par solitario ocupa más sitio que uno enlazante, el ángulo se cierra según se van añadiendo.
El orden de repulsiones que explica el cierre del ángulo es, de mayor a menor: solitario contra solitario, solitario contra enlazante, y enlazante contra enlazante. Por eso el ángulo del amoniaco es menor que el del metano, y el del agua menor que el del amoniaco.
Dar la geometría electrónica cuando piden la forma
Es el fallo que más barato sale de evitar y más caro de cometer, porque arrastra el apartado de polaridad detrás.
Si contestas «el agua es tetraédrica», has descrito dónde están los pares y no dónde están los átomos. Y como el siguiente apartado suele preguntar por el momento dipolar, la respuesta encadenada será que se cancelan por simetría —que es lo que pasaría en un tetraedro completo— y que el agua es apolar.
Al describir la forma de una molécula se indica siempre la geometría molecular. La electrónica es el andamio para llegar a ella.
Sigma y pi, y por qué el número estérico no cuenta dos veces
Un enlace sencillo es un enlace : la densidad electrónica está entre los dos núcleos, en la línea que los une. Un doble enlace es un más un , y en el la densidad está por encima y por debajo del plano, en los orbitales que no se hibridaron.
De ahí salen dos cosas que se preguntan:
- El doble enlace cuenta como una sola dirección a efectos de geometría, porque el no apunta a ningún sitio nuevo: se monta sobre el que ya estaba. Por eso un carbono con un doble enlace y dos sustituyentes es y no .
- El doble enlace no gira. Para girar habría que romper el solapamiento lateral del , y eso cuesta energía. Un enlace sencillo sí gira libremente.
En el cloruro de vinilo eso significa que los cinco enlaces —tres C–H, un C–C y un C–Cl— y el único dejan toda la molécula en un plano. No hay ninguna parte que pueda girarse fuera de él.
La molécula es polar cuando los dipolos no se cancelan
Dos cosas distintas, y el examen pregunta por las dos:
- Un enlace es polar si los dos átomos tienen electronegatividades distintas. Se dibuja un vector que apunta hacia el más electronegativo.
- La molécula es polar si la suma vectorial de esos dipolos no es cero. Y eso lo decide la geometría molecular, no los enlaces.
La pregunta que responde: si el enlace C–O es más polar que el O–H, ¿por qué el agua moja y el dióxido de carbono no se disuelve en ella? Porque la polaridad de la molécula no se hereda de sus enlaces: se decide sumando vectores, y en una molécula lineal y simétrica esa suma es cero. La forma manda sobre el enlace.
El cloruro de vinilo cae del lado polar, y por una razón concreta: es plano y trigonal, pero no simétrico. El enlace C–Cl es claramente polar —el examen da las electronegatividades, del cloro contra del carbono— y los C–H apenas lo son, contra . No hay ningún cloro enfrente que cancele al primero, así que queda un dipolo neto apuntando hacia el cloro.
Las tres fuerzas intermoleculares
Son mucho más débiles que el enlace, y la comparación del temario lo deja claro: vaporizar un mol de agua cuesta kJ, y romper todos sus enlaces O–H cuesta . Cuando una sustancia molecular funde o hierve, las moléculas siguen enteras; lo que se rompe es lo de fuera.
| fuerza | aparece cuando | intensidad |
|---|---|---|
| dispersión de London | siempre, en todas | crece con la polarizabilidad, o sea con el tamaño |
| dipolo-dipolo | la molécula es polar | intermedia |
| enlace de hidrógeno | hay H unido a N, O o F | la más fuerte de las tres |
Las tres se agrupan como fuerzas de van der Waals. Y hay un detalle de lectura que importa: la dispersión no es «la fuerza de las moléculas apolares», es la que todas tienen. Una molécula polar tiene dispersión además de dipolo-dipolo.
Poner enlace de hidrógeno porque la molécula tiene hidrógenos
No basta con que haya hidrógeno: tiene que estar unido directamente a nitrógeno, oxígeno o flúor. Son los tres únicos átomos lo bastante pequeños y electronegativos como para dejar el protón casi desnudo.
El cloruro de vinilo tiene tres hidrógenos y no forma enlaces de hidrógeno, porque los tres cuelgan de carbonos. Sus fuerzas son dipolo-dipolo —es polar— y dispersión, que siempre está.
El cloro tampoco vale, aunque sea electronegativo: es demasiado grande y su carga queda demasiado repartida.
Cómo saber que has terminado
- Ordenas dos iónicos por energía reticular usando la carga y el tamaño, y sabes montar su ciclo de Born-Haber contando bien los escalones que pide el estado físico de cada elemento.
- Dibujas un Lewis contando primero los electrones de valencia, y sabes decir cuántos enlaces tiene que haber antes de empezar a dibujar.
- Sacas la hibridación de un átomo contando átomos unidos más pares solitarios, sin mirar ninguna tabla.
- Dices la geometría electrónica y la molecular de la misma molécula sin dudar cuál te han pedido.
- Justificas por qué un ángulo se cierra respecto del ideal nombrando el orden de repulsiones.
- Decides si una molécula es polar sumando vectores sobre su geometría, no mirando si sus enlaces lo son.
- Nombras las fuerzas intermoleculares de una sustancia y descartas el enlace de hidrógeno con el criterio correcto, no por si acaso.
Practica lo que acabas de leer
El dióxido de carbono, de Lewis a la polaridad
Ejemplo introductorio, para entrar de cero. Cada paso equivocado recibe su diagnóstico, no un «incorrecto».
Hacer el ejercicio →El dióxido de carbono, de Lewis a la polaridad
1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.
Enunciado
Para la molécula de CO₂, recorrer la cadena entera: electrones de valencia, número estérico del átomo central, geometría y polaridad.
Datos: números atómicos C (6) y O (8). Electronegatividades C = 2,55 y O = 3,44.
Los electrones de valencia, el número estérico del carbono y si la molécula es polar.
- 01
Reconocer el camino
COMP1Antes de dibujar nada. ¿Cuál de los dos elementos va en el centro y por qué?
Eso es. El átomo central es el que comparte con más vecinos, y el que menos tira de los electrones es el que mejor lo hace. El carbono tiene 2,55 frente a los 3,44 del oxígeno.
La cantidad no decide: en el agua hay dos hidrógenos y el que va al centro es el oxígeno. Lo que decide es la electronegatividad, y aquí el oxígeno es el más electronegativo de los dos.
Tener seis electrones de valencia en vez de cuatro no convierte a un átomo en central. De hecho es al revés: al oxígeno le faltan solo dos para el octeto, así que le basta con dos enlaces y no necesita rodearse.
- 02
Los electrones de valencia
COMP2Sumando lo que aporta cada átomo, ¿cuántos electrones de valencia hay que repartir en la estructura de Lewis del CO₂?
un número entero — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…Has sumado los electrones totales de los tres átomos, . En Lewis solo entran los de la capa de valencia, que son cuatro del carbono y seis de cada oxígeno.
Parece que has contado un solo oxígeno. Hay dos, y cada uno aporta sus seis.
Veinticuatro son los electrones que caben —ocho por átomo—, no los que hay. La diferencia entre las dos cifras es justamente lo que se comparte.
El carbono es del grupo 14 y el oxígeno del 16. Aporta cada uno los de su grupo, y hay dos oxígenos.
Desarrollo
Y como caben , la diferencia son cuatro pares compartidos, es decir cuatro enlaces: dos dobles.
- 03
El número estérico del carbono
COMP2Con la estructura O=C=O delante, ¿cuál es el número estérico del átomo de carbono?
un número entero — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…Has contado cada doble enlace como dos. A efectos de geometría un doble enlace cuenta como una sola dirección, porque el enlace se monta encima del y no apunta a ningún sitio nuevo.
Parece que has sumado un par solitario al carbono. El carbono del CO₂ no tiene ninguno: sus cuatro electrones de valencia están los cuatro compartidos.
Átomos unidos más pares solitarios, y un doble enlace cuenta por uno.
Desarrollo
Dos átomos unidos y cero pares solitarios:
Número estérico 2 significa hibridación y geometría lineal, con un ángulo O–C–O de 180°.
- 04
Justificar el argumento
COMP4Ordena el argumento sobre la polaridad. Una pieza es falsa.
- Ve eligiendo las piezas en orden.
Es la confusión que este ejercicio existe para romper. La polaridad de la molécula no se hereda de sus enlaces: se obtiene sumando vectores sobre la geometría. Si la forma es simétrica, dipolos muy grandes pueden cancelarse del todo, y eso es exactamente lo que le pasa al CO₂.
El razonamiento, en orden
Cada enlace C=O es polar: la diferencia de electronegatividad es 3,44 − 2,55 = 0,89 y el vector apunta hacia el oxígeno.
El número estérico del carbono es 2, así que la geometría molecular es lineal y los dos oxígenos están a 180°.
Los dos vectores tienen el mismo módulo y sentidos opuestos: su suma es cero.
La molécula es apolar, aunque sus enlaces sean muy polares.
Resolución completa
El esqueleto. El carbono va al centro por ser el menos electronegativo. Los electrones de valencia son
y con enlaces sencillos el carbono se quedaría con cuatro, muy lejos del octeto. Cerrando un doble enlace con cada oxígeno, los tres átomos llegan a ocho: la estructura es O=C=O, con dos pares solitarios en cada oxígeno.
La geometría. El carbono tiene dos átomos unidos y ningún par solitario, así que su número estérico es 2. Eso da hibridación , geometría electrónica lineal y geometría molecular también lineal —no hay pares solitarios que esconder—, con un ángulo de 180°.
La polaridad, que es lo que enseña el ejercicio. El enlace C=O es claramente polar: hay casi nueve décimas de diferencia de electronegatividad, y el vector apunta hacia el oxígeno. Pero los dos vectores son iguales y opuestos, así que
El CO₂ es apolar teniendo los enlaces más polares de todo este ejercicio. Compáralo con el agua, que tiene enlaces menos polares y sí es una molécula polar: la diferencia no está en el enlace, está en la forma. El agua es angular y sus dos vectores no se oponen.
Ese contraste es el que hay que llevarse, porque el examen lo usa: pide primero la geometría y después la polaridad, en ese orden, precisamente porque la segunda depende de la primera.
¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.
El amoniaco, y las dos geometrías que no son la misma
1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.
Enunciado
Para la molécula de NH₃, determinar el número estérico del nitrógeno, su hibridación, la geometría electrónica y la geometría molecular, y explicar por qué el ángulo de enlace no es el ideal.
Datos: números atómicos H (1) y N (7).
El número estérico, las dos geometrías y el motivo de que el ángulo se cierre.
- 01
Reconocer el camino
COMP1El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia y forma tres enlaces. ¿Qué pasa con los otros dos?
Un enlace covalente comparte pares enteros, no fracciones. Los electrones sobrantes se quedan localizados en el átomo, y por eso se llaman pares solitarios.
Un hidrógeno solo puede formar un enlace, porque solo tiene un orbital y caben dos electrones. Si el nitrógeno usara ese par para enlazar, tendría que ser con un cuarto átomo, y aquí no hay ninguno.
Los electrones de valencia no se pierden al formar una molécula neutra: se reparten entre enlaces y pares solitarios. Y la cuenta del octeto sale precisamente contando los dos que quedan sueltos: tres enlaces dan seis, más dos, ocho.
Exacto, y ese par es el protagonista del ejercicio. No se ve en la molécula pero ocupa sitio, empuja a los enlaces y decide tanto la forma como el ángulo.
- 02
El número estérico del nitrógeno
COMP2¿Cuál es el número estérico del átomo de nitrógeno en el NH₃?
un número entero — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…Has contado solo los átomos unidos. El par solitario también cuenta, y es justo por eso que la molécula no es trigonal plana sino piramidal.
Parece que has contado los dos electrones del par solitario por separado. Un par cuenta como uno, igual que un enlace cuenta como uno aunque lleve dos electrones dentro.
Átomos unidos más pares solitarios. Hay tres hidrógenos y un par.
Desarrollo
Número estérico 4 significa hibridación y geometría electrónica tetraédrica.
- 03
Reconocer el camino
COMP1Con geometría electrónica tetraédrica, ¿cuál es la geometría molecular del amoniaco?
Tres enlaces darían trigonal plana si el número estérico fuera 3. Con el par solitario es 4, y eso saca a los hidrógenos del plano del nitrógeno: la molécula tiene volumen.
Angular es lo que queda cuando hay dos pares solitarios y dos enlaces, que es el caso del agua. Aquí hay un par y tres enlaces.
Serían la misma si los cuatro vértices llevaran un átomo. Aquí solo hay tres átomos alrededor del nitrógeno; el cuarto vértice está ocupado por el par solitario, que no se dibuja.
Eso es. La geometría molecular solo mira dónde están los átomos, y uno de los cuatro vértices del tetraedro lo ocupa el par solitario. Lo que queda es un tetraedro al que le falta un vértice.
- 04
Justificar el argumento
COMP4Ordena el argumento sobre el ángulo. Una pieza es falsa.
- Ve eligiendo las piezas en orden.
Es exactamente al revés, y por eso la conclusión saldría al revés también. Un par solitario ocupa más sitio que un par enlazante, no menos, porque no está estirado entre dos núcleos sino sujeto por uno solo. Si dejara hueco, el ángulo se abriría.
El razonamiento, en orden
El número estérico del nitrógeno es 4, así que la geometría electrónica es tetraédrica y el ángulo ideal sería 109,5°.
Uno de los cuatro vértices lo ocupa un par solitario: la geometría molecular es una pirámide trigonal.
Un par solitario está sujeto por un solo núcleo, así que se extiende más y repele con más fuerza que un par enlazante.
Esa repulsión extra aprieta los tres enlaces N–H entre sí y el ángulo baja hasta unos 107°.
Resolución completa
La cuenta. El nitrógeno aporta cinco electrones de valencia y cada hidrógeno uno, así que hay ocho para repartir. Tres enlaces N–H se llevan seis y quedan dos: un par solitario sobre el nitrógeno. Con eso el nitrógeno tiene su octeto y cada hidrógeno sus dos.
El número estérico. Tres átomos unidos más un par solitario:
Cuatro significa hibridación y geometría electrónica tetraédrica.
Las dos geometrías. Aquí está lo que el ejercicio quiere dejar claro. La geometría electrónica coloca los cuatro pares en los vértices de un tetraedro. La geometría molecular solo mira los átomos, y uno de esos cuatro vértices no tiene átomo. Lo que queda a la vista es una pirámide trigonal: el nitrógeno arriba y los tres hidrógenos formando la base.
El temario lo dice con una frase que conviene recordar tal cual: al describir la forma de una molécula se indica siempre la geometría molecular, no la de los pares de electrones.
El ángulo. El ideal del tetraedro es 109,5°, que es lo que mide el metano. En el amoniaco baja a unos 107°, y el motivo es el orden de repulsiones:
Un par solitario está sujeto por un solo núcleo, así que su nube se extiende más cerca del átomo central y empuja más. Ese empujón aprieta los tres enlaces entre sí y cierra el ángulo.
La comprobación de que lo has entendido es predecir el agua sin calcularla: dos pares solitarios en vez de uno, geometría molecular angular, y un ángulo todavía menor que el del amoniaco. Si el razonamiento del amoniaco es el bueno, el del agua sale solo.
¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.
Cuatro moléculas, cuáles son polares y qué las une
1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.
Enunciado
Se dan cuatro moléculas: CCl₄, CHCl₃, H₂O y NH₃. Decir cuáles son polares y qué fuerzas intermoleculares presenta cada una.
La polaridad de las cuatro y sus fuerzas intermoleculares.
- 01
Reconocer el camino
COMP1El enlace C–Cl es claramente polar, y sin embargo el CCl₄ no lo es. ¿Por qué?
No la tienen: el cloro es bastante más electronegativo (3,0 frente a 2,5), y por eso cada enlace C–Cl sí es polar. Lo que cancela es la geometría, no la diferencia de electronegatividad.
Eso es. El momento dipolar es un vector, y en un tetraedro regular con cuatro sustituyentes iguales la suma de los cuatro da cero. Los enlaces siguen siendo polares; la molécula no.
El número par no basta. El agua tiene dos enlaces y es de las moléculas más polares que hay: sus dos dipolos no se cancelan porque la molécula es angular, no lineal.
Los pares libres influyen en la geometría, pero no son la explicación. El metano tampoco tiene pares libres y también es apolar; el CHCl₃ tampoco los tiene en el carbono y sí es polar.
- 02
Cuántas son polares
COMP2De las cuatro moléculas del enunciado, ¿cuántas son polares?
un número entero — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…Te falta el cloroformo. El CHCl₃ es tetraédrico como el CCl₄, pero uno de sus cuatro sustituyentes es un hidrógeno: la simetría se rompe y los dipolos ya no se cancelan.
El CCl₄ no lo es. Tiene los enlaces más polares de las cuatro y la molécula resulta apolar, que es justo la idea de este ejemplo.
Dibuja los dipolos de cada una y pregúntate si la suma vectorial se cierra.
Desarrollo
- CCl₄: tetraédrica y simétrica, los cuatro dipolos se cancelan → apolar.
- CHCl₃: tetraédrica pero con un sustituyente distinto → polar.
- H₂O: angular, con dos pares libres empujando → polar.
- NH₃: pirámide trigonal, con un par libre arriba → polar.
- 03
Cuántas tienen enlace de hidrógeno
COMP2Y de las cuatro, ¿en cuántas hay enlace de hidrógeno entre sus moléculas?
un número entero — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…Has contado el cloroformo. Es polar y tiene un hidrógeno, pero ese hidrógeno cuelga de un carbono, no de N, O o F. Sin eso no hay enlace de hidrógeno: hay dipolo-dipolo, que es bastante más flojo.
El agua no es la única. El amoníaco también lo tiene: su hidrógeno cuelga del nitrógeno, que está en la lista de los tres.
La condición es que el hidrógeno esté unido directamente a N, O o F.
Desarrollo
Solo el H₂O y el NH₃. La regla no es «que la molécula sea muy polar» ni «que tenga hidrógenos»: es que el hidrógeno cuelgue de nitrógeno, oxígeno o flúor, que son los tres átomos lo bastante pequeños y electronegativos para dejarlo casi desnudo.
- 04
Justificar el argumento
COMP4Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
- Ve eligiendo las piezas en orden.
No hierve por encima: el cloroformo hierve a 61 °C y el agua a 100, teniendo el cloroformo casi siete veces más masa molar. Esa comparación es precisamente la prueba de que el enlace de hidrógeno pesa más que la masa. Las fuerzas de dispersión crecen con el tamaño, sí, pero aquí no compensan.
El razonamiento, en orden
La polaridad de una molécula es la suma vectorial de los dipolos de sus enlaces, así que depende de la geometría y no solo de los enlaces.
El CCl₄ tiene cuatro enlaces polares iguales en un tetraedro regular, y por eso su suma es cero: solo tiene fuerzas de dispersión.
El CHCl₃ es el mismo tetraedro con un sustituyente cambiado, la suma ya no se cierra y aparecen fuerzas dipolo-dipolo.
El H₂O y el NH₃ tienen el hidrógeno colgando de O y de N, así que además presentan enlace de hidrógeno.
Resolución completa
Enlace polar y molécula polar no son lo mismo
Es la distinción que más se cobra en este apartado, y el CCl₄ es el contraejemplo perfecto: sus enlaces son los más polares de las cuatro moléculas y la molécula es apolar. El momento dipolar es un vector, y cuatro vectores iguales repartidos en un tetraedro regular suman cero.
| molécula | geometría | ¿polar? | fuerzas intermoleculares |
|---|---|---|---|
| CCl₄ | tetraédrica | no | dispersión |
| CHCl₃ | tetraédrica, un sustituyente distinto | sí | dispersión + dipolo-dipolo |
| H₂O | angular | sí | + enlace de hidrógeno |
| NH₃ | pirámide trigonal | sí | + enlace de hidrógeno |
La cadena que hay que recorrer siempre, y en este orden:
- Lewis, para saber cuántos pares hay alrededor del átomo central.
- La geometría molecular, contando los pares libres.
- La suma vectorial de los dipolos: ¿se cancela?
- Y solo entonces las fuerzas, que se acumulan: dispersión las tiene todo; dipolo-dipolo, las polares; enlace de hidrógeno, únicamente si hay H unido a N, O o F.
El error que decide el ejercicio del examen es el paso 4 con el cloroformo: tiene un hidrógeno y es polar, y aun así no hay enlace de hidrógeno, porque ese hidrógeno cuelga de un carbono. Lo que se puntúa no es contestar que no, es decir por qué no.
¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.
El ciclo del cloruro de magnesio, contando escalones
1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.
Enunciado
Calcular la energía reticular del MgCl₂ con un ciclo de Born-Haber, a partir de estos datos, todos en kJ/mol:
| sublimación del Mg (s) | +148 |
| disociación del Cl₂ (g) | +244 |
| 1.ª energía de ionización del Mg | +738 |
| 2.ª energía de ionización del Mg | +1451 |
| afinidad electrónica del Cl | −349 |
| entalpía de formación del MgCl₂ (s) | −641 |
La energía reticular del MgCl₂, en kJ/mol.
- 01
Reconocer el camino
COMP1El ciclo del NaCl empieza sublimando el sodio. Aquí el cloro no se sublima. ¿Por qué?
Entra como Cl₂ gaseoso, que es su forma estándar. Llegar hasta el ion cuesta dos escalones —disociar y luego captar el electrón—, y los dos están en el ciclo.
Exacto, y es la comprobación que hay que hacer antes de montar cualquier ciclo: mirar en qué estado está cada elemento en condiciones estándar. Un sólido se sublima, un gas diatómico se disocia, y un elemento que ya es gas monoatómico no necesita ni una cosa ni la otra.
No es que sea pequeña: es que no existe en este ciclo. El punto de partida del cloro es Cl₂ gaseoso, y de ahí no hay ningún cambio de estado que dar.
Sí lo hacen cuando son sólidos. El yodo es un no metal sólido, y el ciclo de un yoduro lleva su escalón de sublimación además del de disociación. Es justamente el caso que cae en el examen.
- 02
El camino largo hasta los iones gaseosos
COMP2Suma los escalones que llevan de los elementos en su estado estándar hasta Mg²⁺(g) y 2 Cl⁻(g). ¿Cuánto vale?
la energía en kJ/mol, con su signo — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…Has contado una sola afinidad electrónica. Hacen falta dos cloruros por cada magnesio, así que la afinidad entra dos veces: .
Parece que te has dejado la segunda ionización. El magnesio pierde dos electrones para llegar a Mg²⁺, y el segundo cuesta casi el doble que el primero porque ya se arranca de un catión.
Ese es el total sin restar nada por las afinidades. Captar un electrón libera energía, así que los −349 de cada cloro entran con su signo negativo.
Sublimar, disociar, ionizar dos veces y captar dos electrones.
Desarrollo
Fíjate en el peso de cada término: las dos ionizaciones solas son 2189, más que todo lo demás junto.
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La energía reticular
COMP2Los dos caminos tienen que costar lo mismo. ¿Cuánto vale entonces la energía reticular del MgCl₂?
la energía reticular en kJ/mol, en valor absoluto — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…Has restado la entalpía de formación en vez de sumarla. Es negativa, así que restarla suma: .
Esa es la entalpía de formación, que es lo que se mide. La reticular es lo que se busca, y es cuatro veces mayor: el ciclo existe precisamente porque las dos no se parecen.
El camino corto es la entalpía de formación. Iguala los dos.
Desarrollo
Como la entalpía es función de estado, el camino corto y el largo valen lo mismo:
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Justificar el argumento
COMP4Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
- Ve eligiendo las piezas en orden.
Es mayor —2524 frente a 788— y el motivo no es el número de protones sino la carga del ion. La ley de Coulomb multiplica las cargas: pasar de Na⁺ a Mg²⁺ dobla el producto, y además el Mg²⁺ es más pequeño que el Na⁺, con lo que la distancia también juega a favor. Los protones del núcleo no aparecen en esa fórmula.
El razonamiento, en orden
Antes de montar el ciclo se mira el estado estándar de cada elemento: el Mg es sólido y hay que sublimarlo, el Cl₂ es gas y hay que disociarlo.
La fórmula MgCl₂ dice cuántas veces entra cada escalón: dos ionizaciones para el magnesio y dos afinidades electrónicas, una por cloro.
El camino largo hasta los iones gaseosos suma 1883 kJ/mol, dominado por las dos ionizaciones.
Igualando los dos caminos, la energía reticular sale 2524 kJ/mol, cuatro veces la entalpía de formación.
Resolución completa
El ciclo se monta leyendo la fórmula y la tabla periódica
Antes de sumar nada hay que decidir qué escalones tiene el ciclo, y eso no se copia del ejemplo del NaCl: se lee de dos sitios.
De la tabla periódica, el estado de cada elemento. El magnesio es sólido: se sublima. El cloro es un gas diatómico: se disocia. Si el no metal fuese sólido —el yodo, por ejemplo— habría que sublimarlo y disociarlo, dos escalones donde el cloro tiene uno.
De la fórmula, cuántas veces entra cada uno. MgCl₂ pide Mg²⁺, o sea dos ionizaciones, y dos cloruros, o sea dos afinidades electrónicas.
Con eso el ciclo queda:
Lo que conviene mirar del resultado. La energía reticular es cuatro veces la entalpía de formación en valor absoluto. Eso no es un accidente del MgCl₂: la formación es la diferencia pequeña entre dos números grandes —lo que cuesta hacer los iones y lo que devuelve juntarlos—, y por eso no sirve para estimar la reticular ni al revés. El ciclo no es una comodidad, es la única vía.
Y la comparación con el NaCl, que es la pregunta de teoría que acompaña siempre: 2524 contra 788. El salto lo explica la ley de Coulomb, , con las cargas multiplicando: 2×1 frente a 1×1, y encima con iones más pequeños.
¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.