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.
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 $P$: $$P = \dfrac{RT}{V_m - b} - \dfrac{a}{V_m^2}$$
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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 $V_m$