Resumen de Estructura Atómica y Enlace Químico
Estructura Atómica y Enlace Químico: Guía Completa para Estudiantes
Introducción
La estructura molecular y los tipos de enlace determinan muchas propiedades macroscópicas de sustancias puras y materiales. En este material veremos cómo interpretar tendencias experimentales (puntos de ebullición, presiones de vapor), comparar modelos para gases reales y calcular/analizar energías reticulares en sólidos iónicos usando el modelo de Born-Landé. También discutiremos interacciones superficie-líquido en aplicaciones prácticas.
Definición: Estructura molecular — Disposición tridimensional de los átomos en una molécula que determina su forma y propiedades físicas y químicas.
1. Tendencias en una serie de líquidos y vapores
Datos experimentales (resumidos)
| Sustancia | Punto de ebullición $T_{eb}$ (ºC) | Presión de vapor a $T$ (bar) | Van der Waals: $a$ (atmL$^2$/mol$^2$) | $b$ (L/mol) |
|---|---|---|---|---|
| Etano | $-89$ | 42 | $5{,}49$ | $0{,}0638$ |
| Clorometano | $-24$ | 5 | $7{,}47$ | $0{,}0648$ |
| Metanol | $65$ | $0{,}2$ | $9{,}52$ | $0{,}0670$ |
1.1 Interpretación de tendencias
- Observación: $T_{eb}$ aumenta en la serie etano $<$ clorometano $<$ metanol; las presiones de vapor disminuyen en el mismo orden.
- Interpretación en términos de interacciones intermoleculares:
- Etano: molécula apolar, predominan interacciones de dispersión de London (fuerzas de inducción instantánea). Son débiles, por eso $T_{eb}$ es muy bajo y la presión de vapor es alta.
- Clorometano: dipolo permanente moderado por la polaridad C–Cl; además fuerzas de dispersión mayores por mayor polarizabilidad que el etano. Resultado: mayor $T_{eb}$ y menor presión de vapor respecto a etano.
- Metanol: molécula polar y capaz de formar enlaces tipo hidrógeno O–H⋯O; estas interacciones direccionales y relativamente fuertes elevan mucho $T_{eb}$ y reducen notablemente la presión de vapor.
Definición: Presión de vapor — Presión ejercida por la fase vapor en equilibrio con su fase líquida a una temperatura dada.
💡 Věděli jste?Did you know que la posibilidad de formar enlaces tipo hidrógeno puede aumentar el punto de ebullición de una molécula pequeña más que incrementar su masa molecular?
2. Gases reales vs gas ideal: ejemplo numérico a $80^{\circ}\mathrm{C}$
2.1 Gas ideal (1 mol en 5 L a $80^{\circ}\mathrm{C}$)
- Temperatura en Kelvin: $T = 80 + 273{,}15 = 353{,}15\ \mathrm{K}$.
- Ecuación de los gases ideales: $$PV = nRT$$
- Para $n=1$, $V=5\ \mathrm{L} = 5\times 10^{-3}\ \mathrm{m}^3$ (si se desea SI) y $R = 0{,}08314\ \mathrm{L\cdot bar\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}$ usamos unidades L·bar: $$P = \dfrac{nRT}{V} = \dfrac{1\times 0{,}08314\times 353{,}15}{5}$$ $$P \approx 5{,}87\ \mathrm{bar}$$
2.2 Van der Waals para 1 mol: fórmula y cálculo
-
Ecuación de Van der Waals: $$\left(P + \dfrac{a}{V_m^2}\right)\left(V_m - b\right) = RT$$ donde $V_m$ es el volumen molar en L/mol.
-
Para $n=1$ y $V=5\ \mathrm{L}$: $V_m = 5\ \mathrm{L/mol}$.
-
Resolver para $P$: $$P = \dfrac{RT}{V_m - b} - \dfrac{a}{V_m^2}$$
-
Sustituyendo valores numéricos (usar $R = 0{,}08314\ \mathrm{L\cdot bar\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}$, $T=353{,}15\ \mathrm{K}$, $V_m=5$):
- Para etano ($a=5{,}49$, $b=0{,}0638$): $$P_{\mathrm{etano}} = \dfrac{0{,}08314\times 353{,}15}{5 - 0{,}0638} - \dfrac{5{,}49}{5^2}$$
- Para metanol ($a=9{,}52$, $b=0{,}0670$): $$P_{\mathrm{metanol}} = \dfrac{0{,}08314\times 353{,}15}{5 - 0{,}0670} - \dfrac{9{,}52}{5^2}$$
-
Comentario sobre diferencias esperadas:
- La corrección de volumen $b$ es pequeña frente a $V_m=5$ L, por lo que el término $RT/(V_m-b)$ estará muy cercano al valor ideal $RT/V_m$.
- El término $a/V_m^2$ resta presión; es mayor para metanol que para etano porque $a_{\mathrm{metanol}}>a_{\mathrm{etano}}$, por lo que la presión real de metanol será menor que la ideal en mayor medida.
- En números, las diferencias serán moderadas (fracciones de bar) debido al gran volumen molar empleado; el origen es la atracción intermolecular (parámetro $a$) y la corrección de exclus
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Química inorgánica - Enlaces y estructura
Klíčové pojmy: El punto de ebullición aumenta con la fuerza de interacciones intermoleculares: London < dipolo < H‑enlace, Presión de vapor inversamente relacionada con la intensidad de las interacciones intermoleculares, Ecuación de Van der Waals: $\left(P+\dfrac{a}{V_m^2}\right)(V_m-b)=RT$ corrige gas ideal por atracciones ($a$) y volumen molecular ($b$), Para $V_m$ grande, corrección por $b$ es pequeña; $a/V_m^2$ puede reducir la presión varios décimos de bar, Born‑Landé: $$U=-\dfrac{N_A M z^+ z^- e^2}{4\pi \varepsilon_0 r_0}\left(1-\dfrac{1}{n}\right)$$ calcula energía reticular electrostática, Energía reticular aumenta en valor absoluto con cargas iónicas mayores y distancias interiónicas menores, Discrepancias entre $U_{calc}$ y $U_{exp}$ provienen de polarización y carácter covalente parcial, Superficies –OH favorecen adhesión por H‑enlace; superficies con F (teflón) son hidrofóbicas y reducen fricción de gotas, La selección de radios iónicos y constante de Madelung influye fuertemente en $U$ calculada, Comparaciones prácticas entre gas ideal y van der Waals requieren evaluar $a$, $b$ y $V_m$
## Introducción
La estructura molecular y los tipos de enlace determinan muchas propiedades macroscópicas de sustancias puras y materiales. En este material veremos cómo interpretar tendencias experimentales (puntos de ebullición, presiones de vapor), comparar modelos para gases reales y calcular/analizar energías reticulares en sólidos iónicos usando el modelo de Born-Landé. También discutiremos interacciones superficie-líquido en aplicaciones prácticas.
> Definición: **Estructura molecular** — Disposición tridimensional de los átomos en una molécula que determina su forma y propiedades físicas y químicas.
## 1. Tendencias en una serie de líquidos y vapores
### Datos experimentales (resumidos)
| Sustancia | Punto de ebullición $T_{eb}$ (ºC) | Presión de vapor a $T$ (bar) | Van der Waals: $a$ (atmL$^2$/mol$^2$) | $b$ (L/mol) |
|---|---:|---:|---:|---:|
| Etano | $-89$ | 42 | $5{,}49$ | $0{,}0638$ |
| Clorometano | $-24$ | 5 | $7{,}47$ | $0{,}0648$ |
| Metanol | $65$ | $0{,}2$ | $9{,}52$ | $0{,}0670$ |
### 1.1 Interpretación de tendencias
- Observación: $T_{eb}$ aumenta en la serie etano $<$ clorometano $<$ metanol; las presiones de vapor disminuyen en el mismo orden.
- Interpretación en términos de interacciones intermoleculares:
- Etano: molécula apolar, predominan interacciones de dispersión de London (fuerzas de inducción instantánea). Son débiles, por eso $T_{eb}$ es muy bajo y la presión de vapor es alta.
- Clorometano: dipolo permanente moderado por la polaridad C–Cl; además fuerzas de dispersión mayores por mayor polarizabilidad que el etano. Resultado: mayor $T_{eb}$ y menor presión de vapor respecto a etano.
- Metanol: molécula polar y capaz de formar enlaces tipo hidrógeno O–H⋯O; estas interacciones direccionales y relativamente fuertes elevan mucho $T_{eb}$ y reducen notablemente la presión de vapor.
> Definición: **Presión de vapor** — Presión ejercida por la fase vapor en equilibrio con su fase líquida a una temperatura dada.
Did you know que la posibilidad de formar enlaces tipo hidrógeno puede aumentar el punto de ebullición de una molécula pequeña más que incrementar su masa molecular?
## 2. Gases reales vs gas ideal: ejemplo numérico a $80^{\circ}\mathrm{C}$
### 2.1 Gas ideal (1 mol en 5 L a $80^{\circ}\mathrm{C}$)
- Temperatura en Kelvin: $T = 80 + 273{,}15 = 353{,}15\ \mathrm{K}$.
- Ecuación de los gases ideales: $$PV = nRT$$
- Para $n=1$, $V=5\ \mathrm{L} = 5\times 10^{-3}\ \mathrm{m}^3$ (si se desea SI) y $R = 0{,}08314\ \mathrm{L\cdot bar\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}$ usamos unidades L·bar:
$$P = \dfrac{nRT}{V} = \dfrac{1\times 0{,}08314\times 353{,}15}{5}$$
$$P \approx 5{,}87\ \mathrm{bar}$$
### 2.2 Van der Waals para 1 mol: fórmula y cálculo
- Ecuación de Van der Waals: $$\left(P + \dfrac{a}{V_m^2}\right)\left(V_m - b\right) = RT$$ donde $V_m$ es el volumen molar en L/mol.
- Para $n=1$ y $V=5\ \mathrm{L}$: $V_m = 5\ \mathrm{L/mol}$.
- Resolver para $P$:
$$P = \dfrac{RT}{V_m - b} - \dfrac{a}{V_m^2}$$
- Sustituyendo valores numéricos (usar $R = 0{,}08314\ \mathrm{L\cdot bar\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}$, $T=353{,}15\ \mathrm{K}$, $V_m=5$):
- Para etano ($a=5{,}49$, $b=0{,}0638$):
$$P_{\mathrm{etano}} = \dfrac{0{,}08314\times 353{,}15}{5 - 0{,}0638} - \dfrac{5{,}49}{5^2}$$
- Para metanol ($a=9{,}52$, $b=0{,}0670$):
$$P_{\mathrm{metanol}} = \dfrac{0{,}08314\times 353{,}15}{5 - 0{,}0670} - \dfrac{9{,}52}{5^2}$$
- Comentario sobre diferencias esperadas:
- La corrección de volumen $b$ es pequeña frente a $V_m=5$ L, por lo que el término $RT/(V_m-b)$ estará muy cercano al valor ideal $RT/V_m$.
- El término $a/V_m^2$ resta presión; es mayor para metanol que para etano porque $a_{\mathrm{metanol}}>a_{\mathrm{etano}}$, por lo que la presión real de metanol será menor que la ideal en mayor medida.
- En números, las diferencias serán moderadas (fracciones de bar) debido al gran volumen molar empleado; el origen es la atracción intermolecular (parámetro $a$) y la corrección de exclus