Estructuras moleculares covalentes y fuerzas intermoleculares
Aprende cómo las moléculas covalentes discretas, la polaridad molecular y las fuerzas intermoleculares explican el punto de ebullición, la volatilidad, la conductividad y la solubilidad.
Hierve un vaso de precipitados con agua y el líquido se convierte en gas. Está claro que algo se ha separado. Pero ¿qué?
Antes de seguir leyendo, haz una predicción: cuando el agua hierve, ¿se rompen los fuertes enlaces covalentes O-H dentro de cada molécula de \(\ce{H2O}\), o simplemente las moléculas se separan unas de otras?
La segunda respuesta es correcta. Una molécula de agua sigue siendo \(\ce{H2O}\) cuando pasa a la fase gaseosa. La ebullición supera las atracciones entre las moléculas de agua. Normalmente no rompe los enlaces covalentes dentro de ellas.
Esta distinción es la clave para comprender las sustancias moleculares covalentes. Sus propiedades observables dependen de dos niveles diferentes de estructura: enlaces covalentes fuertes que mantienen unida cada molécula y fuerzas intermoleculares mucho más débiles que actúan entre moléculas separadas.
01¿Qué hace que una sustancia sea molecular covalente?
Imagina una sustancia formada por millones de diminutos paquetes separados. Cada paquete es una molécula.
Dentro de cada molécula, los átomos comparten electrones mediante enlaces covalentes. Esos enlaces son fuertes. Pero una molécula no está unida mediante enlaces covalentes a todas las moléculas vecinas.
Estas partículas separadas se denominan moléculas discretas.
Por ejemplo, el dióxido de carbono está formado por moléculas individuales de \(\ce{CO2}\):
\[ \ce{O=C=O} \]
Cada átomo de carbono está unido mediante fuertes enlaces covalentes a dos átomos de oxígeno dentro de su molécula. Sin embargo, una molécula de \(\ce{CO2}\) no está unida a la siguiente molécula de \(\ce{CO2}\) mediante otro enlace covalente.
La misma idea básica se aplica a sustancias como:
- \(\ce{H2O}\), agua
- \(\ce{NH3}\), amoníaco
- \(\ce{CH4}\), metano
- \(\ce{CO2}\), dióxido de carbono
- \(\ce{I2}\), yodo
- \(\ce{CH3OH}\), metanol
Esto es diferente de una estructura de red covalente, en la que los enlaces covalentes se extienden continuamente por una estructura gigante. El diamante es un ejemplo de sustancia con una red covalente.
Esta diferencia resulta crucial cuando intentamos explicar los puntos de fusión y ebullición.
02Hay dos tipos de atracción que debes mantener separados
Supongamos que dos moléculas de agua están una junto a la otra.
Dentro de cada molécula, los átomos de oxígeno e hidrógeno se mantienen unidos mediante enlaces covalentes. Entre las dos moléculas existen atracciones intermoleculares.
Puede ser útil imaginar a dos personas que se dan la mano mientras están de pie en un tren lleno de gente. La fuerza con la que se sujetan las manos representa el enlace covalente dentro de una molécula. La multitud que las empuja hacia otras personas cercanas representa las fuerzas intermoleculares.
Si el tren se vacía y la pareja se aleja de todos los demás, no necesitan dejar de darse la mano. Del mismo modo, cuando una sustancia molecular hierve, sus moléculas se separan sin romper normalmente sus enlaces covalentes internos.
La analogía tiene un límite: las moléculas no eligen a quién sujetarse y las fuerzas intermoleculares proceden de interacciones electrostáticas relacionadas con las cargas y las distribuciones de electrones. Pero capta la importante diferencia estructural.
Fuerzas intramoleculares
Intramolecular significa dentro de una molécula.
En las sustancias moleculares covalentes, se trata principalmente de los enlaces covalentes que unen los átomos.
Romper un enlace covalente cambia químicamente la molécula. Romper un enlace O-H en el agua, por ejemplo, no equivale simplemente a hervir agua.
Fuerzas intermoleculares
Intermolecular significa entre moléculas.
Estas atracciones influyen en propiedades físicas como:
- punto de fusión
- punto de ebullición
- volatilidad
- si una sustancia es sólida, líquida o gaseosa en determinadas condiciones
- solubilidad
- viscosidad, en muchos casos
Un error muy frecuente es escribir: «El agua tiene un punto de ebullición alto porque sus enlaces covalentes son fuertes».
Sin duda, los enlaces covalentes del agua son fuertes, pero no son los enlaces que se superan durante la ebullición. Las atracciones relevantes son las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de agua.
03¿De dónde proceden las fuerzas intermoleculares?
Los electrones y los núcleos tienen carga. Por eso, incluso cuando una molécula no tiene carga neta, su distribución de carga puede generar atracciones con moléculas cercanas.
Para Química del HSC, tres fuerzas intermoleculares importantes son:
| Fuerza intermolecular | Dónde se produce | Idea principal |
|---|---|---|
| Fuerzas de dispersión de London | Entre todos los átomos y moléculas | Las distribuciones temporales y desiguales de electrones crean dipolos temporales |
| Fuerzas dipolo-dipolo | Entre moléculas polares | Las regiones permanentes con carga parcial positiva y negativa se atraen |
| Puentes de hidrógeno | Cuando las moléculas adecuadas contienen H enlazado a N, O o F | Una atracción dipolo-dipolo especialmente fuerte que implica enlaces muy polares |
Una molécula puede experimentar más de un tipo.
Por ejemplo, el agua presenta fuerzas de dispersión de London y puentes de hidrógeno. Normalmente nos centramos en los puentes de hidrógeno al explicar su punto de ebullición inusualmente alto porque esta interacción tiene el mayor efecto en esta comparación.
04Las fuerzas de dispersión de London aparecen en todas las sustancias moleculares
Comienza con una molécula como \(\ce{I2}\).
La molécula es no polar en conjunto. Por tanto, podrías predecir que dos moléculas de yodo no pueden atraerse.
Pero sí lo hacen.
Los electrones están en movimiento constante. En un instante determinado, la nube electrónica de una molécula puede quedar ligeramente distribuida de forma desigual. Un lado se vuelve temporalmente más negativo y el otro, temporalmente más positivo.
Este dipolo temporal puede distorsionar la nube electrónica de una molécula cercana, produciendo un dipolo inducido. Entonces, las dos moléculas se atraen.
Estas atracciones se denominan fuerzas de dispersión de London.
Existen entre todas las partículas porque todos los átomos y moléculas contienen electrones.
¿Qué hace que las fuerzas de dispersión sean más intensas?
Como regla general útil, las fuerzas de dispersión se vuelven más intensas cuando las partículas tienen nubes electrónicas más grandes y que pueden deformarse con mayor facilidad.
Compara los halógenos:
- \(\ce{F2}\)
- \(\ce{Cl2}\)
- \(\ce{Br2}\)
- \(\ce{I2}\)
A medida que las moléculas se hacen más grandes y contienen más electrones, sus nubes electrónicas se vuelven más polarizables. Sus fuerzas de dispersión se hacen más intensas.
Esto ayuda a explicar por qué \(\ce{F2}\) y \(\ce{Cl2}\) son gases en condiciones ambientales, \(\ce{Br2}\) es un líquido y \(\ce{I2}\) es un sólido.
«Más electrones significa fuerzas de dispersión más intensas» es una regla útil, pero no la conviertas en una ley absoluta para todas las comparaciones. La forma molecular y la distancia a la que pueden acercarse las moléculas entre sí también pueden ser importantes.
05Las moléculas polares añaden atracciones dipolo-dipolo
Considera ahora el cloruro de hidrógeno, \(\ce{HCl}\).
El cloro atrae los electrones compartidos del enlace con mayor intensidad que el hidrógeno. Por tanto, la densidad electrónica del enlace H-Cl está distribuida de manera desigual.
Describimos al hidrógeno como parcialmente positivo, \(\delta+\), y al cloro como parcialmente negativo, \(\delta-\).
La molécula tiene un dipolo permanente.
Las moléculas vecinas de \(\ce{HCl}\) tienden a orientarse de manera que una región parcialmente positiva sea atraída hacia una región parcialmente negativa. Estas atracciones se denominan fuerzas dipolo-dipolo.
Es importante señalar que \(\ce{HCl}\) también presenta fuerzas de dispersión. Las moléculas polares no desactivan de algún modo las fuerzas de dispersión.
06Un enlace polar no hace automáticamente que una molécula sea polar
Esta es una de las distinciones más útiles del tema.
Considera el dióxido de carbono. Cada enlace C=O es polar porque el oxígeno atrae los electrones del enlace con mayor intensidad que el carbono.
Así que predice la polaridad global de la molécula: ¿es polar el \(\ce{CO2}\)?
En conjunto es no polar.
La molécula es lineal:
\[ \ce{O=C=O} \]
Los dos dipolos de enlace apuntan en direcciones opuestas con la misma magnitud. Sus efectos se cancelan.
El agua es diferente. Sus enlaces O-H también son polares, pero la molécula de \(\ce{H2O}\) tiene forma angular. Los dipolos de enlace no apuntan directamente en direcciones opuestas, por lo que no se cancelan.
Por tanto, el agua tiene un dipolo molecular neto.
Esto te proporciona un proceso de decisión importante:
- Decide si los enlaces individuales son polares.
- Determina la forma molecular.
- Considera la dirección de los dipolos de enlace.
- Decide si esos dipolos se cancelan.
- Utiliza la polaridad molecular global para identificar las fuerzas intermoleculares relevantes.
Ejemplo resuelto: ¿Por qué el dióxido de carbono es no polar?
Explica por qué \(\ce{CO2}\) es no polar aunque cada enlace C=O sea polar.
Paso 1
El oxígeno es más electronegativo que el carbono, por lo que cada enlace C=O presenta una distribución desigual de la densidad electrónica.
Paso 2
Una molécula de \(\ce{CO2}\) es lineal, con un ángulo de enlace de \(180^\circ\).
Paso 3
Los dos dipolos de los enlaces C=O tienen la misma magnitud y apuntan en direcciones opuestas.
Paso 4
Los dipolos se cancelan, de modo que la molécula no tiene un dipolo neto permanente.
Por tanto, \(\ce{CO2}\) es una molécula no polar. Sus moléculas siguen atrayéndose entre sí mediante fuerzas de dispersión de London.
La lección importante es que la polaridad de los enlaces y la polaridad molecular no son lo mismo.
07Los puentes de hidrógeno son una atracción intermolecular especialmente fuerte
El agua se comporta de forma inusual si la comparas con moléculas pequeñas similares.
Su masa molar es de solo unos \(18.0\ \text{g mol}^{-1}\), pero el agua es líquida a temperaturas ambientales habituales. Muchas moléculas de tamaño similar son gases.
¿Por qué?
Los enlaces O-H del agua son muy polares. El oxígeno presenta una carga parcial negativa considerable, mientras que los hidrógenos enlazados presentan carga parcial positiva.
Un átomo de hidrógeno unido al oxígeno en una molécula de agua puede ser atraído fuertemente por un par solitario de electrones de un átomo de oxígeno de una molécula de agua vecina.
Esta atracción se denomina puente de hidrógeno.
En los compuestos que normalmente se estudian a nivel HSC, los puentes de hidrógeno aparecen cuando el hidrógeno está unido covalentemente de forma directa a:
- nitrógeno, N
- oxígeno, O
- flúor, F
La molécula cercana también debe aportar una región adecuada y rica en electrones de N, O o F.
Ten cuidado con la terminología. Un puente de hidrógeno no es el enlace covalente O-H dentro de una molécula de agua. Es una atracción intermolecular que implica moléculas diferentes.
Ejemplo resuelto: ¿Metanol o éter dimetílico?
El metanol, \(\ce{CH3OH}\), y el éter dimetílico, \(\ce{CH3OCH3}\), tienen la misma fórmula molecular, \(\ce{C2H6O}\), y por tanto la misma masa molar. El metanol tiene el punto de ebullición más alto. Explica por qué.
Paso 1
Las moléculas contienen los mismos números y tipos de átomos, por lo que sus cantidades de electrones y masas molares son muy similares. Por tanto, las diferencias en las fuerzas de dispersión por sí solas no bastan para explicar la gran diferencia de punto de ebullición.
Paso 2
Ambos compuestos contienen enlaces C-O polares y experimentan atracciones dipolo-dipolo.
Paso 3
El metanol contiene un enlace O-H. Sus moléculas pueden formar puentes de hidrógeno entre sí.
El éter dimetílico contiene oxígeno, pero ninguno de sus hidrógenos está unido directamente al oxígeno. Por tanto, el éter dimetílico puro no puede formar la misma red de puentes de hidrógeno entre sus propias moléculas.
Paso 4
Se necesita más energía para separar las moléculas de metanol debido a sus atracciones intermoleculares más intensas.
Por tanto, el metanol tiene el punto de ebullición más alto.
Fíjate en lo que no dijimos. No afirmamos que los enlaces covalentes del metanol tengan que ser más fuertes. La ebullición consiste principalmente en separar moléculas intactas.
08Cómo afectan las fuerzas intermoleculares a los puntos de fusión y ebullición
Para fundir o hervir una sustancia molecular, sus moléculas deben adquirir suficiente energía para superar algunas de las atracciones que las mantienen próximas entre sí.
Las fuerzas intermoleculares más intensas suelen implicar que se necesita más energía.
Por tanto, si los demás factores son razonablemente comparables:
\[ \text{fuerzas intermoleculares más intensas} \longrightarrow \text{punto de fusión o ebullición más alto} \]
Para la ebullición, esta relación resulta especialmente útil porque las moléculas deben quedar ampliamente separadas en la fase gaseosa.
Los puntos de fusión pueden ser menos predecibles. La forma en que las moléculas se empaquetan en un cristal sólido también es importante, por lo que a veces dos compuestos similares pueden tener puntos de fusión que no sigan la tendencia sencilla que esperabas.
Este es un buen ejemplo de cómo un primer modelo útil necesita una capa adicional de precisión.
09Las fuerzas intermoleculares más intensas suelen significar menor volatilidad
Un líquido volátil se evapora con facilidad.
Para que una molécula escape de un líquido y pase a la fase gaseosa, debe superar las atracciones de las moléculas que la rodean.
Si esas atracciones son intensas, a una temperatura determinada habrá menos moléculas con suficiente energía para escapar.
Por tanto, unas fuerzas intermoleculares más intensas generalmente significan:
- menor volatilidad
- menor presión de vapor a la misma temperatura
- mayor punto de ebullición
Son tres observaciones distintas relacionadas con la misma idea fundamental.
Por ejemplo, si el líquido A se evapora mucho más rápido que el líquido B en las mismas condiciones, una primera hipótesis razonable es que A experimenta atracciones intermoleculares más débiles. Para realizar una comparación válida, sería necesario controlar otras variables, entre ellas la temperatura y el área de superficie expuesta.
10Por qué la mayoría de las sustancias moleculares no conducen la electricidad
La conducción eléctrica requiere partículas cargadas móviles.
Una sustancia molecular covalente pura está formada principalmente por moléculas neutras. Sus electrones están localizados en enlaces y nubes electrónicas, en lugar de poder desplazarse libremente por la sustancia como los electrones deslocalizados de un metal.
Por tanto, la mayoría de las sustancias moleculares puras son malas conductoras de la electricidad.
Pero aquí hay una trampa importante.
«Está formada por moléculas» no significa «nunca puede producir una disolución conductora».
El cloruro de hidrógeno es molecular como sustancia pura, pero cuando se disuelve en agua reacciona para producir iones:
\[ \ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)} \]
Estos iones acuosos móviles permiten que la disolución conduzca la electricidad.
Por tanto, pregunta siempre qué partículas están realmente presentes en las condiciones indicadas.
11La solubilidad depende de las interacciones con el disolvente
A menudo se enseña a los estudiantes que «lo semejante disuelve a lo semejante».
Es útil, pero es una regla simplificada, no una ley física completa.
Cuando una sustancia se disuelve, hay tres cambios generales importantes:
- deben alterarse algunas atracciones entre las partículas del soluto
- deben alterarse algunas atracciones entre las moléculas del disolvente
- se forman nuevas atracciones soluto-disolvente
La disolución tiende a ser más favorable cuando las nuevas interacciones compensan suficientemente las interacciones que hubo que alterar.
Por eso, las sustancias moleculares polares suelen disolverse bien en disolventes polares como el agua.
Por ejemplo, el metanol se mezcla fácilmente con el agua. Su región polar O-H puede participar en puentes de hidrógeno con las moléculas de agua.
Las moléculas no polares generalmente interactúan con menor intensidad con el agua. A menudo son más solubles en disolventes no polares, donde las interacciones debidas a fuerzas de dispersión son más compatibles con las que ya están presentes.
No reduzcas esto a «lo polar siempre se disuelve en lo polar». El tamaño molecular también importa. Una molécula puede contener un grupo polar y, al mismo tiempo, tener una región no polar muy grande, lo que puede reducir considerablemente su solubilidad en agua.
12Un método fiable para relacionar estructura y propiedades
Cuando una pregunta del HSC te pida relacionar la estructura molecular con una propiedad observable, evita pasar directamente de la fórmula a la propiedad.
Sigue la cadena:
\[ \text{estructura} \rightarrow \text{polaridad} \rightarrow \text{fuerzas intermoleculares} \rightarrow \text{energía necesaria} \rightarrow \text{propiedad} \]
Para una comparación de puntos de ebullición, podría expresarse así:
La molécula X contiene un enlace O-H y puede formar puentes de hidrógeno entre sus moléculas. La molécula Y no puede formar puentes de hidrógeno entre sus propias moléculas. Por tanto, X tiene atracciones intermoleculares más intensas, de modo que se necesita más energía para separar sus moléculas y llevarlas a la fase gaseosa. En consecuencia, X tiene el punto de ebullición más alto.
Esta explicación es mucho más sólida que limitarse a escribir: «X presenta puentes de hidrógeno, por lo que su punto de ebullición es más alto».
El paso intermedio que falta es la física: se necesita más energía para separar las moléculas.
13El error conceptual más tentador: «enlaces covalentes fuertes significan un punto de ebullición alto»
Supongamos que se está hirviendo metano, \(\ce{CH4}\).
Un estudiante podría razonar que, como los enlaces C-H son covalentes y los enlaces covalentes son fuertes, el metano debería tener un punto de ebullición muy alto.
La primera afirmación es correcta. La conclusión no lo es.
Durante la ebullición, las moléculas de metano se separan:
\[ \ce{CH4(l) -> CH4(g)} \]
Los enlaces covalentes C-H permanecen intactos. El cambio de fase supera principalmente las atracciones intermoleculares entre moléculas de metano separadas.
El metano es pequeño y no polar, por lo que sus atracciones intermoleculares son fuerzas de dispersión de London relativamente débiles. Por eso tiene un punto de ebullición bajo a pesar de tener enlaces covalentes fuertes dentro de cada molécula.
Compáralo con el diamante. El diamante contiene una red covalente continua. Para alterar su estructura, no puedes limitarte a separar moléculas discretas porque no existen. Esta diferencia explica por qué las sustancias moleculares y las sustancias de red covalente pueden tener propiedades físicas radicalmente distintas.
14Preguntas y soluciones
Pregunta 1
El yodo, \(\ce{I2}\), es una sustancia molecular no polar. Identifica la principal fuerza intermolecular entre las moléculas de yodo y explica por qué esta fuerza puede existir aunque las moléculas sean no polares.
Solución 1
La principal atracción intermolecular entre las moléculas de \(\ce{I2}\) son las fuerzas de dispersión de London.
Los electrones dentro de una molécula de yodo están en movimiento constante. En cualquier instante, pueden distribuirse de forma desigual, creando un dipolo temporal. Este dipolo temporal puede distorsionar la nube electrónica de una molécula vecina de \(\ce{I2}\) e inducir otro dipolo.
Las cargas parciales temporales opuestas se atraen.
La trampa importante es asumir que no polar significa «sin fuerzas intermoleculares». Todos los átomos y moléculas experimentan fuerzas de dispersión de London porque todos contienen electrones en movimiento.
Pregunta 2
El metano, \(\ce{CH4}\), y el etano, \(\ce{C2H6}\), son moléculas no polares. El etano tiene el punto de ebullición más alto.
Explica esta diferencia utilizando la estructura molecular y las fuerzas intermoleculares.
Solución 2
El etano tiene el punto de ebullición más alto porque su nube electrónica más grande produce fuerzas de dispersión de London más intensas.
Tanto el metano como el etano son no polares, por lo que sus atracciones intermoleculares están dominadas por las fuerzas de dispersión. Una molécula de etano contiene más electrones y tiene una nube electrónica más grande y más polarizable que una molécula de metano.
Esto hace que los dipolos temporales e inducidos sean, en general, más intensos en el etano.
Por tanto, se necesita más energía para separar las moléculas de etano y llevarlas a la fase gaseosa, lo que da al etano un punto de ebullición más alto.
La trampa consiste en pensar que, como ambas sustancias tienen el mismo tipo de fuerza intermolecular, deben tener puntos de ebullición similares. La intensidad de esa fuerza puede seguir siendo diferente.
Pregunta 3
El dióxido de carbono, \(\ce{CO2}\), contiene enlaces C=O polares. El agua, \(\ce{H2O}\), contiene enlaces O-H polares.
Explica por qué \(\ce{CO2}\) es no polar en conjunto mientras que \(\ce{H2O}\) es polar, e identifica el tipo de atracción intermolecular más fuerte que normalmente se destaca para cada sustancia.
Solución 3
\(\ce{CO2}\) es no polar en conjunto porque sus dipolos de enlace se cancelan, mientras que \(\ce{H2O}\) es polar porque sus dipolos de enlace no se cancelan.
El dióxido de carbono es lineal. Sus dos dipolos de enlace C=O iguales apuntan en direcciones opuestas, por lo que su suma vectorial es cero. Por tanto, \(\ce{CO2}\) no tiene un dipolo molecular permanente y sus atracciones intermoleculares están dominadas por las fuerzas de dispersión de London.
El agua tiene forma angular. Sus dos dipolos de enlace O-H apuntan formando un ángulo en lugar de estar directamente opuestos, por lo que no se cancelan. El agua tiene un dipolo molecular permanente.
Como el hidrógeno está unido directamente al oxígeno, las moléculas de agua también pueden formar puentes de hidrógeno entre sí. Por tanto, los puentes de hidrógeno son la atracción intermolecular que normalmente se destaca al explicar las propiedades físicas del agua.
La trampa consiste en determinar la polaridad molecular únicamente a partir de la polaridad de los enlaces. También debe considerarse la forma molecular.
Pregunta 4
Dos líquidos moleculares, P y Q, tienen masas molares similares.
P contiene moléculas con la estructura \(\ce{CH3CH2OH}\).
Q contiene moléculas con la estructura \(\ce{CH3OCH3}\).
Un estudiante afirma:
«Ambos compuestos contienen oxígeno, por lo que ambos deberían formar puentes de hidrógeno de igual intensidad entre sus propias moléculas».
Evalúa el razonamiento del estudiante y predice cuál de los líquidos debería tener el punto de ebullición más alto.
Solución 4
El razonamiento del estudiante es incorrecto, y P, \(\ce{CH3CH2OH}\), debería tener el punto de ebullición más alto.
P contiene un enlace O-H. Su hidrógeno está unido directamente al átomo de oxígeno, que es muy electronegativo, lo que permite que las moléculas de P formen puentes de hidrógeno entre sí.
Q contiene un átomo de oxígeno con pares solitarios de electrones, pero sus hidrógenos están unidos al carbono y no directamente al oxígeno. Por tanto, Q no puede formar el mismo tipo de interacciones mediante puentes de hidrógeno entre sus propias moléculas.
Ambas sustancias siguen experimentando fuerzas de dispersión de London, y ambas son lo suficientemente polares como para experimentar interacciones dipolo-dipolo. Sin embargo, P presenta además la fuerte interacción de los puentes de hidrógeno.
Por tanto, se necesita más energía para separar las moléculas de P durante la ebullición, de modo que P tiene el punto de ebullición más alto.
El error conceptual consiste en pensar que el simple hecho de contener N, O o F hace que una sustancia pura presente automáticamente puentes de hidrógeno. La posición de los átomos de hidrógeno importa.
Pregunta 5
A un estudiante se le dan tres sustancias:
- A está formada por pequeñas moléculas discretas no polares.
- B está formada por moléculas discretas polares capaces de formar puentes de hidrógeno.
- C está formada por átomos unidos mediante enlaces covalentes en una red tridimensional continua.
El estudiante predice que el orden de los puntos de ebullición debe ser:
\[ A < B < C \]
Explica por qué el razonamiento detrás de la comparación de A y B es razonable, pero también explica por qué describir el comportamiento de C simplemente como «fuerzas intermoleculares más intensas» sería incorrecto.
Solución 5
La comparación \(A < B\) es razonable si los tamaños moleculares son suficientemente comparables, pero C debe explicarse mediante enlaces de red covalente, no mediante fuerzas intermoleculares más intensas.
A está formada por pequeñas moléculas no polares, por lo que sus moléculas se mantienen unidas principalmente mediante fuerzas de dispersión de London relativamente débiles.
B puede formar puentes de hidrógeno entre sus moléculas. Estas atracciones intermoleculares más intensas generalmente requieren más energía para superarse, por lo que B normalmente tendría un punto de ebullición más alto que una sustancia molecular no polar pequeña comparable.
C es fundamentalmente diferente. No está formada por moléculas discretas mantenidas juntas mediante atracciones intermoleculares. En su lugar, los enlaces covalentes se extienden por toda una red continua.
La trampa consiste en intentar situar todas las sustancias covalentes en una única escala de fuerzas intermoleculares. Las fuerzas intermoleculares describen atracciones entre moléculas separadas. En una red covalente, no hay moléculas separadas que desempeñen ese papel.
Como resultado, alterar la estructura de C requiere superar una gran cantidad de enlaces covalentes, en lugar de limitarse a separar moléculas intactas.
Pregunta 6
El cloruro de hidrógeno puro, \(\ce{HCl}\), es una sustancia molecular covalente. Por tanto, un estudiante predice:
«Una muestra que contenga HCl no debería conducir la electricidad porque las sustancias moleculares covalentes no contienen iones móviles».
La predicción es correcta para el \(\ce{HCl}\) gaseoso, pero una disolución acuosa de HCl conduce fuertemente la electricidad.
Explica por qué estas observaciones no se contradicen.
Solución 6
No hay contradicción porque las partículas presentes cambian cuando el \(\ce{HCl}\) reacciona con el agua.
El cloruro de hidrógeno gaseoso está formado principalmente por moléculas neutras de \(\ce{HCl}\). Estas no proporcionan iones móviles capaces de transportar corriente eléctrica.
Sin embargo, en agua, el cloruro de hidrógeno transfiere un protón al agua:
\[ \ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)} \]
Por tanto, la disolución acuosa contiene iones móviles de \(\ce{H3O+}\) y \(\mathrm{Cl}^{-}\). Estas partículas cargadas pueden desplazarse por la disolución y transportar corriente eléctrica.
La suposición oculta en el argumento del estudiante es que una sustancia debe contener exactamente las mismas partículas después de disolverse que antes. Esto no siempre es cierto. Al explicar la conductividad, identifica las partículas realmente presentes en las condiciones indicadas en lugar de basarte únicamente en el tipo de enlace de la sustancia original.
15Lo que esto te permite explicar a continuación
Una vez que puedas pasar con seguridad de la forma molecular a la polaridad, las fuerzas intermoleculares y las propiedades observables, varias ideas posteriores resultarán más fáciles.
Podrás explicar por qué sustancias con fórmulas similares pueden tener puntos de ebullición muy diferentes, por qué algunas sustancias moleculares se disuelven fácilmente en agua mientras que otras no, y por qué una sustancia molecular pura puede comportarse de manera diferente después de reaccionar con un disolvente.
La siguiente comparación útil es con las estructuras iónicas y de red covalente. En ese caso, la pregunta cambia de «¿qué mantiene unidas las moléculas?» a «¿existen realmente moléculas separadas?». Esa decisión estructural suele ser la vía más rápida para explicar el punto de fusión, la conductividad, la solubilidad y el estado físico de una sustancia.