Fuerzas Intermoleculares y Propiedades

Intensidad de las Fuerzas de Van der Waals

La intensidad de las fuerzas de Van der Waals depende del tamaño molecular. Las moléculas más grandes son más fáciles de polarizar, lo que aumenta las fuerzas de Van der Waals.

Enlace por Puente de Hidrógeno

El enlace por puente de hidrógeno es un tipo especial de enlace donde un átomo de hidrógeno forma un puente entre dos átomos muy electronegativos como flúor, oxígeno o nitrógeno.

Moléculas Susceptibles de Puente de Hidrógeno

Moléculas como agua (H₂O), alcoholes, ácidos carboxílicos, aminas y amidas son susceptibles de formar enlaces por puente de hidrógeno.

Diferencia de Densidades entre Hielo y Agua Líquida

El hielo tiene una estructura más abierta y menos densa debido a los enlaces de hidrógeno que forman una red tetraédrica, mientras que el agua líquida es más compacta.

Intensidad de Fuerzas Intermoleculares

De menor a mayor intensidad: Cl2 < O2 < F2 < N2

Enlaces de Puente de Hidrógeno en Compuestos

De los siguientes compuestos, indicar en cuáles deben existir enlaces de puente de hidrógeno: HF, NH3, SiH4, AsH3, H2O. Explicar la contestación.

  • HF – Sí, su punto de ebullición anormal (alto) en relación con otros.
  • NH3 – Sí, su punto de ebullición anormal (alto) en relación con otros
  • SiH4 – No, su punto de ebullición y fusión son normales
  • AsH3 – No, su punto de ebullición y fusión son normales
  • H2O – Sí, su punto de ebullición anormal (alto) en relación con otros

Enlaces de Puente de Hidrógeno en Compuestos

De los siguientes compuestos, indicar en cuáles deben existir enlaces de puente de hidrógeno: HCl, PH3, CH4, SbH3, H2O. Explicar la contestación.

  • HCl – No, su punto de ebullición y fusión son normales
  • PH3 – No, su punto de ebullición y fusión son normales
  • CH4 – No, su punto de ebullición y fusión son normales
  • SbH3 – No, su punto de ebullición y fusión son normales
  • H2O – Sí, su punto de ebullición anormal (alto) en relación con otros

Disoluciones y Propiedades Coligativas

Una disolución de concentración 1 molal contiene un mol de soluto por kilogramo de disolución. Falso. La molalidad se define como el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente.

Para cualquier sustancia pura, la temperatura de ebullición aumenta siempre con la presión. Falso. El punto de ebullición del agua, por ejemplo, disminuye a alta presión.

Para cualquier sustancia pura, el punto de fusión aumenta siempre con la presión. Falso. El agua es una excepción; su punto de fusión disminuye con el aumento de la presión.

La presión de vapor de un líquido es inversamente proporcional al volumen del líquido. Falso. La presión de vapor no está relacionada de manera inversa con el volumen del líquido.

En el equilibrio, la presión de vapor de un líquido no depende de la superficie de líquido expuesta a la evaporación. Verdadero. En equilibrio, la presión de vapor depende solo de la temperatura y la naturaleza del líquido.

Una disolución sobresaturada no se puede cristalizar. Falso. Aunque es difícil, algunas disoluciones sobresaturadas pueden cristalizarse bajo condiciones adecuadas.

La temperatura crítica de una sustancia marca el límite por debajo del cual dicha sustancia se puede licuar por compresión. Verdadero. La temperatura crítica es la máxima temperatura a la cual puede existir el estado líquido mediante compresión.

Para los siguientes sólidos iónicos, de acuerdo a las cargas y tamaños que presentan los iones correspondientes, el punto de fusión del CsI debe ser mayor que el del MgO. Falso. El punto de fusión del CsI (621ºC) es menor que el del MgO (2800ºC).

En un gas ideal, el producto de la presión por el volumen es una constante K, cuyo valor no depende de la masa ni de la temperatura a que se encuentre el gas. Falso. Este producto, PV, no es una constante en un gas ideal; depende de la temperatura y la cantidad de gas (n).

En una sustancia pura las fases sólida y líquida sólo pueden estar en equilibrio para un único valor determinado de la presión y de la temperatura. Falso. Pueden coexistir a lo largo de una línea de equilibrio que separa las dos fases.

El NaBr se disuelve bien en CCl4. Falso. El NaBr es polar y el CCl4 es no polar, por lo que no se disuelve bien.

Para un gas ideal el volumen es directamente proporcional al número de moles. Falso. En un gas ideal, el volumen es directamente proporcional al número de moles a temperatura y presión constantes (Ley de Avogadro).

Un aerosol es una disolución coloidal donde el medio de dispersión es un gas. Verdadero. Un aerosol consiste en partículas coloidales de líquido o sólido dispersas en un gas.

Según la regla de fases, el número de fases más el número de componentes es igual al número de grados de libertad del sistema más dos. Falso. El número de fases (F) más el número de componentes (C) menos el número de grados de libertad (L) es igual a dos (Regla de las fases de Gibbs: F + C – L = 2).

Los líquidos son anisótropos. Falso. Los líquidos son isotrópicos, lo que significa que sus propiedades son las mismas en todas las direcciones.

Todos los sólidos tienen estructura cristalina. Falso. Algunos sólidos son amorfos o líquidos subenfriados, careciendo de estructura cristalina.

Los líquidos de mayor presión de vapor deben ser aquellos entre cuyas moléculas haya fuerzas de atracción elevadas. Falso. Los líquidos con fuerzas de atracción menores tienen presiones de vapor más altas debido a la mayor movilidad molecular.

En una sustancia pura las fases sólida y líquida sólo pueden estar en equilibrio para un único valor determinado de la presión y de la temperatura. Falso. Las fases sólida y líquida pueden coexistir a lo largo de una línea de equilibrio.

A presión atmosférica, el agua de mar hierve a mayor temperatura que el agua pura. Verdadero. La adición de solutos eleva el punto de ebullición del agua (elevación ebulloscópica).

A presión atmosférica, el agua de mar congela a mayor temperatura que el agua pura. Falso. El agua de mar congela a una temperatura más baja debido a la presencia de sales (descenso crioscópico).

Los sólidos cristalinos son, en general, isotrópicos. Falso. Los sólidos cristalinos son anisótropos, lo que significa que tienen propiedades diferentes en diferentes direcciones.

De acuerdo a la fórmula del cálculo del descenso crioscópico, para una misma concentración molal, el descenso experimentado en el punto de congelación debería ser el mismo en una disolución de etilenglicol en agua que en una de etilenglicol en etanol. Falso. La constante crioscópica (Kc) varía según el disolvente, por lo que el descenso crioscópico no es el mismo para diferentes disolventes, aunque tengan la misma concentración molal de soluto.

De acuerdo a la polaridad que presentan, el I2 se debe disolver bien en agua. Falso. El I2 es apolar y no se disuelve bien en agua, que es polar.

Una vez alcanzado el equilibrio, la presión de vapor de un líquido no depende de la cantidad de líquido presente. Verdadero. La presión de vapor en equilibrio depende solo de la temperatura.

En los procesos de ósmosis inversa se aumenta la presión en el lado de la disolución concentrada y se produce paso del disolvente desde el lado de la disolución diluida al de la concentrada. Falso. En la ósmosis inversa, se aplica presión al lado de la disolución concentrada para forzar el paso del disolvente desde el lado concentrado al diluido.

La solubilidad de los gases en los líquidos aumenta al hacerlo también la temperatura. Falso. La solubilidad de los gases disminuye con el aumento de la temperatura.

A la misma temperatura, la presión de vapor del agua de mar es menor que la del agua dulce. Verdadero. Debido a las sales disueltas, la presión de vapor del agua de mar es menor que la del agua dulce a la misma temperatura. Es más densa.

Equilibrio Químico y Ácidos-Bases

Equilibrio Químico

1. Para un sistema en equilibrio A(g) + 3 B(g) ↔ 3C(g) + 2 D(g), se verifica que Kc = Kp (RT)^-1 Verdadero. Al derivar la relación entre Kc y Kp se obtiene que Kp = Kc (RT)^∆n, donde ∆n es el cambio en el número de moles de gas. En este caso, ∆n = (3+2) – (1+3) = 1, por lo que Kp = Kc (RT), y Kc = Kp (RT)^-1.

2. En el mismo equilibrio se cumple que al disminuir la concentración de A(g), aumenta la Kc. Falso. Al disminuir la concentración de A(g), el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para compensar, pero Kc, que depende de la relación entre las concentraciones de productos y reactivos en equilibrio, permanece constante a temperatura constante.

3. En el mismo equilibrio, un aumento de la presión hace que evolucione para formar A(g) y B(g). Falso. Un aumento de presión favorece el lado de la reacción con menos moles de gas. En este caso, el lado izquierdo tiene 4 moles y el derecho tiene 5, por lo que un aumento de presión desplazaría el equilibrio hacia la izquierda, favoreciendo la formación de A(g) y B(g).

4. En el mismo equilibrio, la adición de un gas inerte no afecta al equilibrio. Verdadero. Un gas inerte no participa en la reacción y no altera las presiones parciales de los reactivos ni de los productos, por lo que no afecta al equilibrio.

5. En la reacción de neutralización HS- + H2O ↔ S= + H3O+, la especie S= actúa como base conjugada. Verdadero. S= acepta protones, actuando como una base en esta reacción de Brönsted-Lowry.

Ácidos y Bases

6. La especie iónica Zn2+ es una base de Lewis. Falso. Zn2+ es un ácido de Lewis, ya que puede aceptar un par de electrones.

7. Una disolución acuosa 0,7 M de cloruro sódico es básica. Falso. Es neutra debido a que proviene de un ácido fuerte (HCl) y una base fuerte (NaOH).

8. Una disolución acuosa 0,7 M de cloruro sódico es neutra, pero otra 10 M es básica. Falso. Ambas son neutras debido a la naturaleza de las especies formadas (Na+ y Cl–).

9. La concentración de ión acetato es la misma en una disolución acuosa de ácido acético 0,1 M, que en una disolución acuosa de acetato sódico 0,1 M. Falso. La concentración de ión acetato será mayor en la disolución de acetato sódico, ya que este se disocia completamente, mientras que el ácido acético se disocia parcialmente.

10. El pH de una disolución acuosa de ácido acético 0,1 M es 1. Falso. El pH de una disolución de ácido acético 0,1 M es aproximadamente 2,87, ya que es un ácido débil y no se disocia completamente.

11. La especie BF3 es un ácido de Lewis. Verdadero. BF3 puede aceptar un par de electrones, actuando como un ácido de Lewis.

12. El pH de una disolución acuosa 0,1 M de acetato sódico es mayor que 7. Verdadero. Debido a la hidrólisis del acetato sódico, la solución será ligeramente básica, con un pH alrededor de 8,87.

13. Según la teoría de Brönsted y Lowry, un ácido y su base conjugada llevan cargas opuestas. Verdadero. Un ácido pierde un protón para convertirse en su base conjugada, que lo gana. Por ejemplo, HCl (ácido) y Cl– (base conjugada).

14. En la reacción de neutralización HS- + H3O+ ↔ H2S + H2O, la especie H2S actúa como base conjugada del ácido HS-. Falso. H2S es el ácido conjugado de HS- en esta reacción.

15. En la reacción anterior, indicar las especies ácidas y básicas.

  • HS- + H3O+ ↔ H2S + H2O
  • HS- es la base.
  • H3O+ es el ácido.
  • H2S es el ácido conjugado.
  • H2O es la base conjugada.

16. Calcular el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico, HCl, 0,1 M.

pH = 1. HCl es un ácido fuerte que se disocia completamente, por lo que [H+] = 0,1 M. pH = -log[H+] = -log(0,1) = 1.

17. Calcular el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico, HCl, 1 M.

pH = 0. El pH es menor debido a la mayor concentración de iones H+. pH = -log[H+] = -log(1) = 0.

18. Calcular el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico, HCl, 10 M. Explicar el resultado obtenido.

El pH no puede ser calculado como -1, ya que la escala de pH va de 0 a 14 y -1 no es válido. En concentraciones muy altas, los ácidos fuertes no se comportan idealmente debido a la actividad de los iones H+, que no es igual a su concentración molar. Se debe considerar la actividad para calcular el pH en soluciones concentradas.

19. Calcular el pH de una solución acuosa de hidróxido sódico, NaOH, 0,1 M.

pH = 13. El pOH es 1, por lo tanto el pH es 14 – pOH = 13. NaOH es una base fuerte que se disocia completamente, por lo que [OH–] = 0,1 M. pOH = -log[OH–] = -log(0,1) = 1. pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.

20. Calcular el pH de una solución acuosa de hidróxido sódico, NaOH, 1 M.

pH = 14. El pOH es 0, por lo tanto el pH es 14 – pOH = 14. [OH–] = 1 M. pOH = -log[OH–] = -log(1) = 0. pH = 14 – pOH = 14 – 0 = 14.

21. Calcular el pH de una solución acuosa de hidróxido sódico, NaOH, 10 M. Explicar el resultado obtenido.

El pH no puede ser calculado como 15, ya que la escala de pH va de 0 a 14. Las bases fuertes en altas concentraciones pueden exceder el rango de la escala de pH convencional debido a la actividad de los iones OH–. Se debe considerar la actividad para calcular el pH en soluciones concentradas.

22. Una solución acuosa de sulfato amónico, ¿será ácida o alcalina? Razonar la contestación.

Ácida. El sulfato amónico proviene de un ácido débil (NH4+) y una base fuerte (SO42-), y experimenta hidrólisis ácida. El ion amonio (NH4+) reacciona con el agua liberando iones H+, disminuyendo el pH de la solución.

23. Una solución acuosa de sulfato potásico, ¿será ácida o alcalina? Razonar la contestación.

Neutra. El sulfato potásico proviene de un ácido fuerte (H2SO4) y una base fuerte (KOH), y no experimenta hidrólisis significativa, por lo tanto es neutra. Los iones K+ y SO42- no reaccionan con el agua de forma apreciable, por lo que el pH de la solución se mantiene cercano a 7.