Fuerzas intermoleculares: HF, F2, HCl, NH3, SiO2, K2O y CCl4

Fuerzas intermoleculares y propiedades

a) Por qué el punto de ebullición de HF es mayor que el de F2

Enunciado: La temperatura de ebullición del HF es mayor que la temperatura de ebullición del F2. Explica este hecho en función de las fuerzas intermoleculares.

Respuesta corregida y explicada: Ambos compuestos son covalentes moleculares, pero las interacciones entre sus moléculas son diferentes. En F2 predominan las fuerzas de dispersión (fuerzas de London o fuerzas de van der Waals), que son interacciones débiles cuya intensidad aumenta con el tamaño y la polarizabilidad de la molécula. En HF, además de las fuerzas de dispersión, se forman enlaces de hidrógeno entre moléculas (interacciones fuerte de tipo dipolo–dipolo dirigidas). Los enlaces de hidrógeno son mucho más intensos que las simples fuerzas de dispersión y requieren más energía para romperse; por eso el HF tiene un punto de ebullición significativamente mayor que el F2.

b) Qué compuestos entre HCl, HF, NH3 y SiO2 presentan uniones intermoleculares y de qué tipo

Respuesta:

• HCl: moléculas polares que interactúan por fuerzas dipolo–dipolo y fuerzas de dispersión (van der Waals).
• HF: presenta enlaces de hidrógeno entre moléculas (además de fuerzas de dispersión).
• NH3: también forma enlaces de hidrógeno entre moléculas (además de fuerzas de dispersión).
• SiO2: no es una molécula discreta; es un sólido de red covalente (estructura tridimensional extendida) en el que predomina el enlace covalente fuerte. No hablamos de “uniones intermoleculares” entre moléculas aisladas, sino de enlaces covalentes continuos en la red.

Formación del compuesto iónico entre potasio y oxígeno (K y O)

a) Explicación de cómo se forma el enlace

Para entender la formación, examinemos los electrones de valencia:

• Potasio (K, Z = 19): configuración simplificada [Ar] 4s¹. Tiene 1 electrón de valencia que tiende a perder para alcanzar la configuración del gas noble argón. Configuración electrónica completa: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹.
• Oxígeno (O, Z = 8): configuración simplificada [He] 2s² 2p⁴. Tiene 6 electrones de valencia y necesita 2 electrones para completar el octeto. Configuración electrónica completa: 1s² 2s² 2p⁴.

Como el oxígeno necesita 2 electrones pero cada átomo de potasio aporta solo 1 electrón al perderlo, son necesarios dos átomos de potasio para satisfacer a un átomo de oxígeno y lograr la neutralidad electrónica mediante transferencia de electrones. Así se forman iones K⁺ y O²⁻, que se atraen electrostáticamente formando un sólido iónico.

b) Fórmula del compuesto resultante

Necesitamos 2 iones de potasio por cada ion de oxígeno para mantener el equilibrio de cargas. Fórmula: K2O.

c) Significado de la fórmula

Es una fórmula empírica que indica la proporción de iones en la red cristalina: por cada ion O²⁻ hay dos iones K⁺. Se forma una estructura tridimensional extensa (un cristal iónico) donde los iones están ordenados y cada ion de oxígeno está rodeado por iones de potasio que compensan la carga.

Propiedades del tetracloruro de carbono (CCl4)

El tetracloruro de carbono es una sustancia covalente molecular que se ha empleado como disolvente. Sus propiedades esperadas, justificadas por las interacciones entre sus moléculas, son:

• Estado a temperatura ambiente: líquido (CCl4 es líquido a temperatura ambiente).
• Puntos de fusión y ebullición: relativamente bajos en comparación con sólidos iónicos o redes covalentes, debido a que las fuerzas intermoleculares predominantes son fuerzas de dispersión (van der Waals), que son débiles.
• Dureza en fase sólida: blando, porque las fuerzas entre moléculas son débiles en la fase sólida.
• Solubilidad: insoluble en agua (polares) porque no forma iones ni interacciona favorablemente con el agua, pero soluble en disolventes orgánicos apolares.
• Conductividad eléctrica: no conductora en estado líquido ni sólido, ya que no presenta cargas móviles (no hay iones libres).

Diferencia entre enlaces covalentes intramoleculares y uniones intermoleculares

Enlace covalente intramolecular: son fuerzas fuertes que mantienen unidos los átomos dentro de una misma molécula (compartición de electrones). Ejemplo: el enlace entre H y F dentro de una molécula de HF (H–F).

Uniones intermoleculares: son fuerzas que actúan entre moléculas distintas, no entre átomos dentro de una misma molécula; son mucho más débiles que los enlaces intramoleculares. Ejemplo: los enlaces de hidrógeno que se forman entre el átomo de H de una molécula de HF y el átomo de F de otra molécula vecina.

Revisión final: compuestos con uniones intermoleculares (HCl, SiO2, HF, NH3)

Resumen corregido:

• HCl: presenta interacciones intermoleculares (dipolo–dipolo y fuerzas de dispersión).
• SiO2: no presenta “uniones intermoleculares” entre moléculas discretas porque es un sólido de red covalente con enlaces covalentes fuertes continuos.
• HF: forma enlaces de hidrógeno entre moléculas.
• NH3: forma enlaces de hidrógeno entre moléculas (además de fuerzas de dispersión).

Nota: en el texto corregido se ha normalizado la notación química (por ejemplo, HCl en vez de HCI) y se han corregido errores conceptuales y ortográficos para mayor claridad sin eliminar contenido original.