Ejercicio resuelto de Química · 2020

Explique y justifique los siguientes hechos:

a) El $\text{I}_2$ es un sólido a temperatura ambiente, mientras que $\text{Cl}_2$ es un gas. (0,5 puntos)

b) La temperatura de ebullición de $\text{H}_2\text{O}$ es mayor que la de $\text{H}_2\text{S}$. (0,5 puntos)

c) El cobre conduce la electricidad. (0,5 puntos)

d) $\text{BCl}_3$ es una molécula triangular plana y apolar. (0,5 puntos)

$\textbf{a) El I₂ es un sólido a temperatura ambiente, mientras que Cl₂ es un gas. (0,5 puntos)}$

El estado de agregación depende de las fuerzas que unen unas moléculas con otras, no de la fuerza del enlace interno.

Las dos son moléculas covalentes y apolares, formadas por dos átomos idénticos, de modo que en ninguna de ellas hay dipolo permanente. Las únicas fuerzas intermoleculares posibles son las de dispersión de London, debidas a los dipolos instantáneos que aparecen al fluctuar la nube electrónica.

La intensidad de esas fuerzas crece con el tamaño de la molécula, porque una nube electrónica grande se deforma con más facilidad. El yodo es mucho mayor que el cloro —está dos periodos por debajo—, así que sus fuerzas de London son bastante más intensas y sus moléculas se mantienen unidas a temperatura ambiente: el $\mathrm{I_2}$ es sólido, mientras que el $\mathrm{Cl_2}$ es gas.

$\textbf{b) La temperatura de ebullición de H₂O es mayor que la de H₂S. (0,5 puntos)}$

De nuevo hay que mirar las fuerzas intermoleculares, que son las que hay que vencer para pasar a fase gas.

Las dos moléculas son angulares y polares, así que ambas presentan fuerzas dipolo-dipolo. Pero en el agua el hidrógeno está unido a oxígeno, un átomo pequeño y muy electronegativo, lo que permite que se establezcan enlaces de hidrógeno entre moléculas vecinas, mucho más intensos que un dipolo-dipolo ordinario.

El azufre es bastante menos electronegativo y de mayor tamaño, de modo que el $\mathrm{H_2S}$ no forma enlaces de hidrógeno. Hace falta, por tanto, mucha más energía para separar las moléculas de agua, y su temperatura de ebullición es mayor.

$\textbf{c) El cobre conduce la electricidad. (0,5 puntos)}$

El cobre es un metal y sus átomos se unen mediante enlace metálico. En ese modelo, los electrones de valencia no pertenecen a ningún átomo concreto, sino que se deslocalizan formando una nube que envuelve a los cationes ordenados en la red cristalina.

Esos electrones deslocalizados son libres de desplazarse por todo el sólido, y basta aplicar una diferencia de potencial para que se muevan de forma ordenada: eso es la corriente eléctrica. La misma movilidad explica la conductividad térmica y el brillo característicos de los metales.

$\textbf{d) BCl₃ es una molécula triangular plana y apolar. (0,5 puntos)}$

El boro es $1s^2\,2s^2\,2p^1$ y tiene 3 electrones de valencia; cada cloro es $[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5$ y tiene 7. El boro emplea sus tres electrones en formar tres enlaces simples, uno con cada cloro, y no le queda ningún par no enlazante; cada cloro conserva tres.

Nótese que el boro se queda con solo seis electrones a su alrededor: es una de las excepciones clásicas a la regla del octeto.

Según la TRPECV, tres zonas de densidad electrónica y ningún par libre se separan al máximo repartiéndose en un plano a 120° unas de otras, de donde resulta la geometría triangular plana.

En cuanto a la polaridad, los enlaces B–Cl sí son polares, porque el cloro es más electronegativo. Pero los tres son idénticos y están dispuestos simétricamente en el plano, de modo que su suma vectorial se anula:

$\mu(\mathrm{BCl_3}) = 0$

La molécula es apolar, pese a tener los tres enlaces polares.