Ejercicio resuelto de Química · 2023

Explique los siguientes hechos:

a) El $\text{LiBr}$ funde a 552 °C, sin embargo el cloro (${\text{Cl}}_2$) es un gas a 25 °C. [0,5 puntos]

b) El grafito no conduce la electricidad, mientras que el cobre ($\text{Cu}$) sí la conduce. [0,5 puntos]

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{El}}\mathbf{\text{LiBr}}\mathbf{\text{funde}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{552}}\mathbf{\text{°C,}}\mathbf{\text{sin}}\mathbf{\text{embargo}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{cloro}}\mathbf{\text{(Cl₂)}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{gas}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{25}}\mathbf{\text{°C.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Lo que decide el punto de fusión de una sustancia es la intensidad de las fuerzas que hay que vencer para separar sus partículas, y esas fuerzas son de naturaleza muy distinta en los dos casos.

El $\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{B}\mathrm{r}$ es un compuesto $\mathbf{\text{i}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nico}}$: se forma entre un metal alcalino y un halógeno, con una diferencia de electronegatividad grande. No hay moléculas de LiBr, sino una red cristalina tridimensional en la que cada $\mathrm{L}{\mathrm{i}}^{+}$ está rodeado de aniones y viceversa. Fundirlo exige romper un número enorme de atracciones electrostáticas, que son muy intensas y de largo alcance: de ahí los 552 °C.

El $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$ es una sustancia $\mathbf{\text{molecular}}$. Dentro de cada molécula hay un enlace covalente fuerte, pero ese enlace no se rompe al fundir ni al hervir: lo que hay que vencer es la atracción $\mathbf{\text{entre}}$ moléculas. Y como la molécula es apolar, esas fuerzas son solo de dispersión de London, débiles y de corto alcance. Basta muy poca energía para separarlas, así que a 25 °C el cloro ya es gas.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{El}}\mathbf{\text{grafito}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{conduce}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{electricidad,}}\mathbf{\text{mientras}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{cobre}}\mathbf{\text{(Cu)}}\mathbf{\text{s}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{conduce.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Conviene empezar corrigiendo el enunciado, porque el hecho que propone no es cierto: $\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{grafito}}\mathbf{\text{s}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{conduce}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{electricidad}}$.

El grafito es una de las formas alotrópicas del carbono. Está formado por capas planas de átomos unidos en hexágonos, y cada carbono emplea solo tres de sus cuatro electrones de valencia en enlaces $\sigma$, con hibridación $s{p}^2$. El cuarto queda en un orbital $p$ perpendicular a la capa, y todos esos orbitales se solapan formando un sistema $\pi$ deslocalizado que recorre la lámina entera. Esos electrones son móviles, y por eso el grafito conduce a lo largo de sus capas, aunque bastante peor que un metal y de forma muy desigual según la dirección.

El contraste que sí tiene sentido es con el $\mathbf{\text{diamante}}$, la otra forma alotrópica del carbono: allí cada átomo es $s{p}^3$ y emplea sus cuatro electrones en enlaces $\sigma$ dirigidos, sin ninguno deslocalizado, de modo que el diamante es aislante.

En cuanto al cobre, conduce porque es un $\mathbf{\text{metal}}$: su red está formada por cationes $\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}$ inmersos en una nube de electrones deslocalizados que pertenecen al cristal entero y no a ningún átomo concreto. Al aplicar una diferencia de potencial, esos electrones se desplazan con facilidad. Es también la razón de que los metales sean buenos conductores del calor, dúctiles y maleables.