EL ENLACE QUÍMICO

EL ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO y ENERGÍA
El número máximo de electrones que puede poseer un átomo en su nivel energético más externo es ocho.
Esta configuración sólo la poseen los gases nobles ; estos elementos se caracterizan por una elevada estabilidad química.
Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir un estado de máxima estabilidad, que su energía sea mínima
En 1916 Lewis propuso la regla del octeto según la cual el enlace químico es un proceso en el que los átomos ganan, pierden o
comparten electrones de las capas más externas hasta conseguir la configuración de un gas noble (ocho electrones en el nivel más
externo).
No siempre es posible conseguir esta estructura, a veces con el enlace químico se consigue un semillenado o un
llenado de orbitales.
Cuando dos átomos se aproximan sus cortezas electrónicas comienzan a influirse mutuamente. Si esta influencia conlleva que
la energía del sistema compuesto por los dos átomos unidos sea menor que la que tienen por separado, se producirá el enlace
químico.
Siempre que entre dos o más átomos existan fuerzas que conduzcan la formación de una agrupación estable, entre esos
átomos hay un enlace.
Las fuerzas de atracción del enlace van aproximando a los átomos hasta una determinada distancia a partir de la cual
empiezan a actuar fuerzas de repulsión de los núcleos entre sí y de las cortezas entre sí. A esta distancia de equilibrio le
corresponde una energía potencial mínima y se denomina longitud de enlace.
ENLACE IÓNICO
Cuando se enfrentan elementos de electronegatividades muy diferentes, se produce una cesión de electrones del elemento
menos electronegativo al más electronegativo, formándose los respectivos iones positivo y negativo.
Entre estos iones, que son de signo contrario, aparecerán fueras de atracción, lo que dará origen a la formación de un
compuesto.
El enlace iónico es, por lo tanto, la unión de iones de signo contrario mediante fuerzas electrostáticas. Los iones no forman
moléculas aisladas, sino que se agrupan en redes cristalinas : un ión se rodea del máximo número posible de iones de signo
opuesto. El tipo de red que se forme dependerá del tamaño relativo de los iones positivos y negativos (por ejemplo el NaCI tiene,
para cada tipo de iones, tiene una estructura cúbica centrada en las caras).
El número de iones de un signo que envuelven a otro de signo contrario se denomina índice de coordinación.
Se denomina valencia iónica de un elemento al número de electrones ganados o perdidos al formar un compuesto iónico.
ENERGÍA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER
Energía reticular (o de red); es la energía que se desprende cuando se condensa el número necesario de iones positivos y
negativos en un cristal iónico para formar un mol de compuesto (también se define como la energía necesaria para separar
totalmente los iones de un mol de cristal iónico)
Esta energía es una medida de la estabilidad de los compuestos iónicos. Si no fuera elevada esta energía, la formación de los
compuestos iónicos seria energéticamente desfavorable.
Z .Z
 1
E red   N A . A. 1 2 .e.1  
La energía reticular para un par de iones es:
r0

n
A: constante de Madelung, cuyo valor depende del tipo de red cristalina ;
Z 1 y Z2: cargas de los iones
ro: distancia interiónica de equilibrio
n: exponente de Born, oscila entre 5 y 11
e: carga del electrón
NA: Número de Avogadro
Mirando la expresión anterior se observa que la energía reticular aumenta al disminuir el radio de los iones y al
aumentar la carga de los mismos
El ciclo de Born-Haber es un planteamiento teórico basado en la hipótesis de que la formación de compuesto iónico puede tener
lugar por dos caminos diferentes:
a) Por combinación directa de los elementos; la energía desprendida seria la energía de formación ( Ef )
b) Por un proceso en etapas. que implica:
- Sublimación del metal : se ha de absorber una energía llamada energía de sublimación ( Es ) al pasar de solido a gas.
- Disociación de las moléculas del no metal, supuestas diatómicas : se absorberá la energía de disociación ( Ed )
- Ionización de los átomos metálicos gaseosos : se absorberá la energía de ionización ( Ei )
- Ionización de los átomos no metálicos gaseosos : se desprenderá energía, la afinidad electrónica del no metal ( Ae )
Aproximación de los iones gaseosos para formar el cristal iónico correspondiente : se desprende la energía reticular (Er )
Aplicando la ley de Hess, la energía deber ser igual por los dos caminos:
Ef = Es + ½ Ed + Ei + Ae + Er
Se consideran negativas las energías desprendidas. Despejando Er en dicha igualdad se obtiene la energía de red.
Este ciclo se suele utilizar para calcular valores de afinidades electrónicas una vez conocida la energía de red por la fórmula
teórica.
CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
a) No forman moléculas sino redes cristalinas cuyo ernpaquetamiento depende del tamaño relativo entre los iones y de
sus cargas
b) Debido a la fuerte atracción eléctrica entre sus iones tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Hace falta
mucha energía para separar los iones y destruir la red cristalina.
c) Por la misma intensidad de atracción iónica son duros. Pero a la vez son frágiles y poco flexibles, porque un pequeño
desplazamiento de su estructura enfrenta iones del mismo signo que se repelen.
d) Poseen coeficientes de dilatación pequeños, es decir, ofrecen resistencia a la dilatación ; para dilatar un cuerpo es
necesario disminuir las fuerzas de atracción entre las partículas que lo componen.
e) En general, se disuelven bien en disolventes polares como el agua. La energía necesaria para la rotura de la red viene
suministrada por la energía desprendida en el proceso de solvatación. Los iones de la superficie del cristal atraen a las moléculas
del disolvente, las cuales separan y rodean a los iones del cristal (se dice que los iones se encuentran solvatados).
En disolventes apolares, como el benceno, o no se disuelven o se disuelven mal
f) En estado sólido no conducen la electricidad porque los iones están en posiciones fijas. Si se funden o se disuelven
sus iones adquieren movilidad y se vuelven conductores ( conductores de segunda especie)
En resumen, a menor tamaño de los iones y mayores cargas, mayor es la energía de red, más estable es el compuesto
y mayor temperatura de fusión, mayor dureza, mayor resistencia a la dilatación, más insoluble.
EL ENLACE COVALENTE
TEORÍA DE LEWIS. TIPOS DE ENLACES
Para explicar la existencia de moléculas como F 2 , NH3 formadas por elementos con la misma electronegatividad o
electronegatividades próximas, Lewis propone la existencia del enlace covalente.
El enlace covalente consiste en la unión de átomos mediante la compartición de pares de electrones para adquirir una
configuración electrónica estable, formando moléculas.
.
En los diagrama de Lewis los electrones de valencia se simbolizan por puntos. En ocasiones, para adquirir la estructura
de gas noble, los pizcas han de compartir dos o tres pares de electrones
F– F
H – Cl
O =O
O=C=0
NN
H–CN
A veces el par de electrones del enlace es suministrado por uno sólo de los átomos implicados en el enlace (enlace covalente
dativo o coordinado)
La teoría de Lewis del enlace covalente no da explicación a:
1) que existan moléculas como BF3 en las que el átomo central no cumple la regla del octeto
2) la geometría de las moléculas ¿por qué la de agua es angular y no lineal, la de amoníaco piramidal y no plana...?
Sin embargo, las estructuras geométricas pueden determinarse con mucha aproximación mediante el método de repulsión de pares
de electrones del nivel de valencia (RPENV)
Se cuentan los pares de electrones enlazantes ( los enlaces dobles y triples se cuentan como simples) y los libres del
átomo central en la estructura de Lewis, resultando la Tabla:
Pares
Enlazantes
Pares
Libres
2
-
Ejemplo
BeCl2
Cl – Be – Cl
Tipo
Hibridación
Geometría
sp
Lineal
sp2
Plana trigonal
sp3
Tetraedrica
BF3
3
-
CH4
4
-
PCl5
5
-
Bipiramidal triangular
SF6
6
-
Octaedrica
SO2
2
1
sp2
Plana Angular
sp3
Angular
sp3
Piramidal triangular
H2O
2
2
NH3
3
1
Para los Iones poliatómicos, la determinación de su geometría es similar a la de las moléculas covalentes. Ejemplos:
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENClA
Esta teoría supone que el enlace covalente se forma cuando dos o más átomos aislados se aproximan y se superponen
sus orbitales atómicos en cada uno de los cuales ha de haber un solo electrón. Estos electrones deberán tener spines
antiparalelos, ya que después del enlace pertenecen al mismo orbital molecular.
En el caso de que el enlace sea coordinado, el átomo aceptor ha de poseer un orbital desocupado que pueda contener
los dos electrones aportados por el átomo dador,
Según este criterio los electrones ya apareados no pueden formar enlaces covalentes excepto si se trata de un enlace
coordinado). En ocasiones se produce un desapareamiento de electrones ; la energía necesaria para ello es compensada por la
energía desprendida posteriormente en el enlace.
Se denomina covalencia de un átomo al número de electrones sin aparear que posea o pueda poseer.
Tipos de superposición entre los orbitales:
a) Si la superposición es frontal se produce un enlace “sigma“ ( ) (ya sean dos orbitales s
o
uno s y otro p)
b) Si la superposición es lateral se produce un enlace “pi” () (esto ocurre después de un orbital sigma y se enfrentan dos
orbitales p de manera lateral)
Cuanto mayor sea la superposición de los orbitales atómicos más fuerte será el enlace covalente. La superposición “” es mayor
que la superoposición “”
Cuando hay un doble enlace uno es “” y otro es “” . Por ejemplo el oxígeno, en el que se superponen dos orbitales p, uno
frontalmente y otro lateralmente:
Cuando hay un triple enlace uno es “” y dos son “” Por ejemplo el nitrógeno, en el que se superponen tres orbitales p, uno
frontalmente y dos lateralmente:
HIBRIDACIÓN DE ORBlTALES ATÓMICOS. TIPOS Y GEOMETRÍA
Se denominan orbitales híbridos aquellos que resultan de la mezcla de dos o más orbitales atómicos. Se utilizan para explicar cómo
en algunas moléculas se forman enlaces idénticos a partir de orbitales distintos.
1.- ORBITALES HÍBRIDOS sp o lineales
Resultan de la combinación de un orbital s con un orbital p. Se forman dos híbridos sp. Su forma es la de un orbital p que
ha perdido prácticamente un lóbulo. Están situados en línea recta y con sentidos opuestos formando un ángulo de 180°. Ejemplo el
fluoruro de berilio.
2.- ORBITALES HÍBRIDOS sp2 o trigonales
Se forman por la combinación de un orbital s con dos orbitales p. Resultan tres híbridos sp 2. Tienen una disposición plana y
forman ángulos de 120°. Ejemplo el hidruro de boro.
3.- OBRITALES HÍBRIDOS sp3 o tetraédricos
Se forman por la combinación de un orbital s y tres orbitales p. Resultan cuatro híbridos sp3, orientados según vértices de un
tetraedro, o sea, formando ángulos de 109.5°. Ejemplo el metano.
HIBRIDACIONES DEL CARBONO
Etino (acetileno): hibridación sp1
Eteno:
hibridación sp 2
Etano:
hibridación sp3
HIBRIDACIÓN DEL NITRÓGENO EN LA MOLÉCULA DE AMONIACO
Los orbitales híbridos también pueden alojar pares de electrones no compartidos (solitarios), los cuales ejercen unas fuerzas de
repulsión sobre los pares de los enlaces y hacen que se distorsione la molécula variando los ángulos de enlace.
Sin utilizar la hibridación también se podrían explicar los tres enlaces de la molécula de amoniaco, pero no su geometría, ya
que resultarían enlaces con ángulos de 90°.
Experimentalmente el ángulo es de 107°. Se hibrida el orbital 2s con los tres
orbitales 2p y se forman los cuatro híbridos sp3. Uno de ellos tendrá dos electrones apareados, los otros formarán enlaces N-H
El ángulo no es exactamente de 109,5° por la distorsión que produce el par de electrones sin enlazar.
Su estructura es de pirámide trigonal lo que hace a la molécula polar.
HIBRIDACIÓN DEL OXÍGENO
En la molécula de agua, al igual que en la del amoníaco, sin hibridación se podrían explicar los enlaces O-H, pero entre ellos
habría un ángulo de 90° y el ángulo observado es de 104,5°.
Se acepta una hibridación sp3 . Se hibrida el orbital 2s con los tres orbitales 2p y se forman los cuatro híbridos sp3. Dos de
ellos se quedan con pares electrónicos apareados, los otros dos forman los enlaces O-H. La repulsión entre estos pares no
compartidos hace que el ángulo sea menor que el previsto. Es una molécula angular y por lo tanto polar.
Si el oxígeno está unido mediante enlaces simples posee esta hibridación.
Si lleva un doble enlace hay una hibridación sp 2. En dos híbridos están los dos pares de electrones solitarios y el tercero
forma el enlace  del doble enlace. El orbital p sin hibridar sufrirá una superposición  para formar el doble enlace.
POLARIDAD DE LOS ENLACES
En una molécula diatómica homonuclear, ambos átomos tienen la misma electronegatividad y por lo tanto la distribución de cargas
es simétrica. Se dice que es un enlace covalente puro, no polarizado. La molécula es apolar. Lo mismo ocurre con moléculas
poliatómicas si los átomos son idénticos y tienen el mismo entorno ( H 3C-CH3 )
Si los átomos que forman el enlace son distintos, la distribución de cargas no será simétrica. El átomo más electronegativo
atraerá más a los electrones del enlace y se origina un dipolo. Estos enlaces se denominan covalentes polares. En moléculas
poliatómicas también se polarizan los enlaces entre átomos iguales si tienen entornas diferentes ( CH3-CH2OH )
El carácter polar de un enlaces se mide por el momento dipolar
La separación de cargas es mayor cuanto mayor sea la
diferencia de electronegatividades entre los átomos y más polar será el enlace:
Así, por ejemplo, para H – Cl el cloro es mucho más electronegativo (3,00) que el hidrógeno (2,10) , la molécula
es Polar y se representa de la forma


H  Cl
Con una diferencia del electronegatividades entre los átomos de 1,7 se considera que el enlace contienen un 50% de carácter
iónico.
Si la molécula está formada por tres o más átomos, su polaridad depende de los enlaces y de su geometría. Los enlaces pueden
ser polares, pero la suma de los momentos dipolares puede ser un vector nulo y la molécula no será polar, como ocurre en el CO 2
Sin embargo el agua que no es una molécula lineal sí es polar, al igual que el amoniaco.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS CON ENLACES COVALENTES
Las sustancias covalentes, al contrario que las iónicas, no tienen propiedades homogéneas. Para estudiar sus
propiedades podemos dividirlas en dos grupos :
A) Sustancias covalentes moleculares: formadas por moléculas que pueden existir como unidades aisladas.
La unión entre unas moléculas y otras no suele ser muy intensa por lo que generalmente son gases o líquidos (H 2 N2, NH3,
CH4 , H2O, Br2, CH3OH). Existen algunos sólidos pero con puntos de fusión bajos (I 2 , C6H12O6).
La solubilidad depende de la polaridad de la molécula. Las sustancias polares (HCl) son solubles en disolventes polares
(H2O) y las no polares ( I2 ) son solubles en disolventes apolares (C6H6, CCI4), siguiendo la norma de que se disuelven bien entre sí
aquellas sustancias cuyas fuerzas intermoleculares son similares.
No son conductoras de la electricidad pues no hay iones libres. Pero las moléculas polares reaccionan en disolución y
se vuelven conductoras ya que se producen iones
B) Sólidos atómicos: están constituidos por grandes cantidades de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes
dando lugar a una red tridimensional.
Es el caso del diamante (C, sp3 ) sílice (SiO 2 ), silicio o germanio.
Los enlaces que mantienen unidos a los átomos son muy fuertes lo que proporciona a estas sustancias una gran dureza.
puntos de fusión muy elevados, mala conductividad, fragilidad y ser prácticamente insolubles.
FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DE VAN DER WAALS
Son las fuerzas atractivas que unen entre sí a las moléculas neutras tanto las polares como las apolares.
- Fuerzas Dipolo – Dipolo : La unión entre moléculas polares se puede entender como la atracción electrostática entre
los dipolos que existen en ellas. Ejemplo H Cl en estado líquido y sólido
- Fuerzas Dipolo – Dipolo inducido : Las moléculas polares inducen a a las neutras a un desplazamiento de sus cargas
generando un dipolo inducido; la atracción entre estos dipolos es la fuerza de atracción que les une. Ejemplo:
H F (molécula
polar) con Argon (neutra)
- Fuerza de dispersión : Se produce entre moléculas apolares, en las que se producen dipolos instantáneos e
inducidos. Ejemplos: O2 N2 H2 He ... en estado líquido o sólido
Es un enlace muy débil comparado con el iónico o el covalente.
Estas fuerzas aumentan con la masa molecular, ya que los niveles externos de las moléculas son más deformables cuanto más
alejados se encuentren del núcleo
ENLACE DE HIDRÓGENO (También llamado enlace por puente de hidrógeno).
Cuando el átomo de hidrógeno está unido a un átomo mucho más electronegativo que él (F, O, N) el par de electrones del
enlace está muy atraído por el átomo más electronegativo y el enlace está polarizado. Existirá una carga parcial positiva en el
hidrógeno y una carga parcial negativa en el otro átomo.
Se establece una atracción electrostática entre el hidrógeno y el otro
átomo de otra molécula.
Moléculas que se unan entre sí por enlaces de este tipo son: amoniaco, agua , alcoholes, aminas...
El enlace de hidrógeno es débil, pero cuando existe hay que suministrar una energía para romperle. Esto hace que las
sustancias que los poseen tengan puntos de fusión y ebullición anormalmente altos.
Existen puentes de hidrógeno intramoleculares si la molécula tiene los grupos adecuados, como ocurre en los ácidos
nucleicos. Los enlaces de hidrógeno hacen que estas moléculas adopten forma helicoidal.
EL ENLACE METALICO
Los metales son cerca del 80% de los elementos conocidos. Sus propiedades no se pueden explicar mediante un
modelo iónico ni mediante un modelo covalente.
El modelo de gas electrónico para explicar el enlace metálico considera a los metales formados por una aglomeración
de iones positivos sumergida en un mar de electrones.
Los iones positivos surgen de que cada átomo pierde los electrones de valencia; estos. electrones no pertenecen a un
átomo determinado, sino que todos ellos son comunes a la red metálica.
PROPIEDADES DE LOS METALES
a) Son buenos conductores de la electricidad. Sus electrones móviles lo permiten. Al aumentar la temperatura la
conductividad disminuye porque aumenta el movimiento de oscilación de los núcleos, lo que dificulta el desplazamiento de los
electrones.
b) Son buenos conductores del calor; el calor produce un aumento de la energía cinética de los electrones que, gracias a
su movilidad, se transmite por todo el metal. . .
.
c) Tienen un brillo especial por su capacidad de absorber y después volver a emitir prácticamente en todas las longitudes
de onda de la luz visible.
d) Poseen en sus redes un número de coordinación alto, lo que hace que tengan, en general, una densidad elevada.
e) Son fáciles de deformar (dúctiles y maleables) porque cualquier plano de átomos puede desplazarse respecto de los
otros sin que varíen las fuerzas de unión entre ellos.
i) Tienen puntos de fusión moderados o altos. En un grupo, al aumentar el tamaño la unión es más débil y la temperatura
de fusión disminuirá, así como la dureza:
Li ( 179ºC); Na (97,5ºC), K (63,5ºC), Rb (39ºC), Cs(28.4ºC)
g) A diferencia de los metales aIcalinos y aIcalinotérreos, los metales de transición son duros y de elevado punto de
fusión; ésto se debe en parte a su reducido tamaño y, sobre todo, a la existencia de enlaces covalentes entre los iones positivos
(mediante electrones desapareados), además del enlace metálico
CUADRO COMPARATIVO DE PROPIEDADES
Tipo y Fuerza de
Enlace
Dureza
Estado Físico
Punto de Fusión y
Ebullición
Solubilidad
en
Agua
Solubilidad
en
disolv. organicos
Conductividad
electrica
Ejemplos
IONICA
Red Iónica
MOLECULAR
Van der Waals o
Puente
Hidrogeno
(Relativamente Debiles)
Muy Blandos
ATOMICA
Covalente (Muy Fuerte)
METALICA
Red Metálica
Muy Duros
Variable
Sólidos
Altos
Gases líquidos y sólidos
Bajos
Sólidos
Solubles
(en
general)
Insolubles
Insolubles (en general)
Insolubles
Sólidos (en general)
A
temperatura
ambiente o superior
Insolubles
Solubles (en general)
Insolubles
Insolubles
(fundidos
o
disueltos)
NaCl
MgO
K2CO3 …
Malos conductores
Muy malos conductores
Buenos conductores
H2 H2O CH4 CCl4 ..
Diamante
Ge …
Na Fe
Duros
Frégiles
y
Muy Altos
Cuarzo (SiO2)
Cu Hg …
Ejercicicos
ENLACE QUIMICO
1.- Formula cuatro sólidos iónicos y enumera cuatro propiedades que les sean comunes. ¿Es la fórmula empírica o molecular?
Razona la respuesta
2. - Razona la causa de que se dé la diferencia observada en los valores de la energía reticular de cada una de las parejas de
sólidos iónicos:
compuesto:
Na F
Na2O
CaF 2
CaO
CaCO3
Ereticular :
-895,4
-2518,8
-2585,7
-3518,7
-2987,4
3.- Se forma un compuesto iónico a partir del catión A+ y del anión B- . Razona las variaciones que experimentará la energía
reticular si se efectúan las siguientes modificaciones:
a) duplicar el radio del catión y del anión.
b) triplicar las cargas del Catión y del anión.
c) Ordena, en sentido creciente, la variación de los puntos de fusión para cada uno de los sólidos formados. (Todos los
sólidos presentan idéntica geometría)
4.- Explicar el aumento de la dureza con la carga iónica para compuestos en los que el valor de la longitud de enlace es
aproximadamente constante:
compuesto:
NaF
MgO
ScN
TiC
dist internuclear (A)
2,31
2,10
2,23
2,33
carga
1
2
3
4
dureza:
3,2
6,5
7,8
8,9
5.- Asignar razonadamente al
de Mohs=: 2.2: 2,5.
NaCl y KCl los valores que corresponden a los siguientes datos: T fus= 880; 770 ºC ; Dureza
6.- Ordena razonadamente los siguientes sólidos de menor a mayor punto de fusión: fluoruro de sodio, bromuro de sodio. cloruro
de sodio.
7.- Explicar. a la vista de los siguientes datos, la disminución de la dureza en los siguientes compuestos:
BeO
MgO
CaO
SrO
BaO
Dureza:
9,0
6,5
4,5
3,5
3,5
8.- Hacer un razonamiento análogo al de la cuestión anterior para explicar el aumento del coeficiente de dilatación en los
compuestos siguientes:
NaF
NaCl
NaBr
NaI
Coef dilatac  .106
39
40
43
48
9.- Razonar los siguientes valores de puntos de fusión:
temperatura de fusión (º C)
10.- De los compuestos iónicos
NaF (d o=2,31 A)
988
CaO (do=2,40 A)
2570
KBr y NaBr, ¿cuál seria el más duro?, ¿cuál el de mayor punto de fusión? ¿por qué?
11.- Ordenar los siguientes compuestos según sus puntos de fusión y justificar dicha ordenación: KF, Rbl, RbF, CaF 2
12.- Escribir las etapas del ciclo de Born-Haber para la formación del MgF2 a partir de sus elementos. señalando las energías que
intervienen en cada etapa ¿De qué factores depende la energía reticular7
13- Calcular la afinidad electrónica del cloro con los siguientes datos: energía reticular del NaCl = -769,0 kJ/mol; energía de
ionización del Na = 493,7 kJ/mol; energía de formación del NaCl = -411,0 kJ/mol; energía de disociación del cloro = 242,6 kJ/mol;
energía de sublimación del sodio = 107,5 kJ/mo1.
14.- Diferencia general entre los puntos de fusión y ebullición de compuestos covalentes e iónicos. ¿Qué es lo que determina esta
diferencia?
15.- indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples, escribiendo su estructura de Lewis:
OF2 H2CO H2CO3
16. - Escribir las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas:
HCN,
CS 2
CO2
fluor , oxigeno, nitrógeno, metano, dióxido de azufre.
17.- Escribir el diagrama de Lewis del peróxido de hidrógeno. Si la molécula tiene momento dipolar , ¿qué se puede deducir en
cuanto a su geometría?
18.- El ion BF4- se forma por la reacción del BF3 y el anión fluoruro. ¿Qué tipo de enlace tiene? Escribir su estructura con un
diagrama de puntos.
19.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes iones: H3O+ ,
actúa como dador.
NH4+, indicando qué átomo actúa como aceptor y qué átomo
20.- De las moléculas BeCl3 , BeH2, NH3 y CO2 sólo el amoniaco es polar. Indicar:
a) el número de pares electrónicos sin compartir de cada átomo
b) la hibridación, si la hay, de cada átomo central
c) la geometría
21.- Respecto a las moléculas de agua y de cloruro de berilio se desea saber razonadamente:
a) Su forma geométrica (explicarla a partir de la hibridación del átomo central)
b) Las EN de los átomos son: Be = 1,5; H = 2, 1 ; O = 3,5 ; Cl = 3,5. ¿Son polares los enlaces de las moléculas? ¿Cuál de
ellos es más polar?
c) Una de las moléculas es polar y la otra no. Justificar cuál es cada una
22.- ¿La molécula de amoníaco es plana, triangular y con ángulos H-N-H de 120º Justifica la respuesta y en caso negativo, ¿cuál
será su geometría ?
23.- Escribe la configuración de Lewis de la molécula de amoníaco. Indica la hibridación del nitrógeno y si la molécula es polar.
24.- Escribe la configuración de Lewis del metano e indica la hibridación del átomo central, ángulos de enlace y si la molécula es
polar.
25.- En la molécula de agua los ángulos valen 104º. Justifica este valor.
26.- a) ¿Qué hibridación presenta el átomo de oxígeno en la molécula de agua? (Z oxingeno = 8 ).
polaridad de esta molécula
b) Explica la geometría y
27.- Teniendo en cuenta que la molécula de HCN es lineal, podemos afirmar todo lo siguiente, excepto:
a) el átomo de C tiene una hibridación sp
b) el átomo de C forma 1m triple enlace con el átomo de N
c) el átomo de C tiene un par de electrones no enlazantes
d) los tres enlaces entre el C y el N son diferentes.
28.- Pronosticar el tipo de hibridación en el átomo central de las siguientes moléculas: CCl 4 , SiH4 , BF3, Bel2 . Justificar la no
polaridad de estas moléculas.
29 La molécula de BF3 , es apolar mientras que la de NF3 es polar. Explicar razonadamente esta diferencia
30.- ¿Qué moléculas son polares ? Cl2 , HF , H2O , BF3 , CCl4
31.- Haz una predicción razonada de la solubilidad del nitrato de potasio en: agua, etanol, benceno y tetracloruro de carbono.
32.- La molécula de agua es polar y la de dióxido de carbono no. Razonar estos hechos a partir de su geometría
33.- Ordenar según polaridad creciente los enlaces de las siguientes moléculas: a) HI, HF, HBr , HCl;
HF
34.- ¿Qué se puede deducir del hecho de que el momento dipolar del
b) CH 4 , BH3
,
H2 O ,
BeH 2 sea nulo y el H2S no lo sea?
35.- Señalar, explicando brevemente, tres compuestos en los que el C utilice respectivamente orbitales hibridos sp 3, sp2, sp,
señalando sus formas geométricas y polaridad.
36.- Comentar la naturaleza de los enlaces en los compuestos obtenidos al combinar los elementos de números atómicos 11, 12,
13, 15 con el elemento de número atómico 17.
37.- Los elementos del grupo lA, ¿qué tipo de enlace forman con los del grupo VIA? ¿Cuál será su fórmula general ? ¿Es una
fórmula empírica o molecular ?
38.- Los elementos A, B y C tienen de número atómico Z, Z + 1 y Z +2;
periodo.
a) En condiciones stándard, ¿cuál es el estado natural de A y de C?
B es un gas noble que se encuentra en el tercer
b) ¿En qué grupo de la tabla periódica están estos elementos? ¿Qué configuraciones electrónicas presentan en su capa de
valencia estos elementos?
c) ¿Pueden formar algún compuesto los elementos A y C? ¿Qué tipo de enlace presenta?
d) Si A forma también el compuesto AX con el elemento X situado inmediatamente por encima de él en la tabla periódica, ¿qué
tipo de enlace tendrá?, ¿será polar o apolar ?
f) Comenta la siguiente afirmación: "Los átomos del elemento B son isoelectrónicos con los átomos del elemento A".
39.- Clasificar las siguientes sustancia., según el tipo de enlace (iónico o covalente): H 2O, NaCl, C2H2 , Cl2 , CsF, MgO , CaO ,
CaCl2
40- En el CO2 y SiO2 , los enlaces son covalentes, ¿por qué uno de ellos es un gas y el otro un sólido de gran temperatura de
fusión y dureza?
41.- Ordenar razonándolo los sólidos siguientes en orden creciente a sus puntos de fusión: sílice, yodo, cloruro de sodio.
42- Clasificar la., siguientes sustancias según su tipo de enlace en estado sólido: cloro, cromo. yoduro de cesio, diamante, plomo,
sacarosa, wolframio, nitrato amónico, bromo, amoníaco, germanio, aluminio, nitrato potásico. Indicar cuáles serán conductoras de
la electricidad en estado sólido o en disolución acuosa
43.- Las sustancias: azufre, yodo, glucosa, dióxido de silicio, sulfato de cobre ( Il ) y calcio, son sólidas a presión y temperatura
ambiente. Explica a qué tipo de sólidos pertenece cada una de ellas y señala una propiedad característica de cada uno.
44.- Indica el tipo de enlace y el estado físico de cada una de las siguientes especies químicas: Ag , KCl, CO y C (diamante).
45.- Clasifica los siguientes sólidos cristalinos: bromuro potásico, cobre, anilina (fenilamnina) y diamante. Indica razonadamente
una propiedad característica de cada uno de ellos, para que puedan ser identificados y razonados.
46.- Razonar la conductividad eléctrica de: fluoruro de cesio, cobre, diamante.
47.- ¿Que lipa de enlace químico debe romperse para: a) hervir agua; b) fundir cloruro de sodio; c) fundir hierro; d) evaporar
nitrógeno liquido; e) fundir óxido de calcio; f) disolver bromo en agua, g) disolver bromo en tetracloruro de carbono.
48.- ¿Por qué el etanol siendo un compuesto orgánico es soluble en agua? Justificarlo.
49.- De las siguientes sustancias indicar cuál es soluble en agua y cuál no (justificándolo): sulfato sódico, cloruro cálcico, etanol, nhexano, cloruro de metilo.
50.- ¿Podemos asegurar que toda sustancia que en disolución conduce la corriente eléctrica es una sustancia iónica en estado
sólido? Justificar la respuesta con algunos ejemplos
51.- ¿ Por qué el azufre puede presentar las covalencias 2, 4 y 6 mientras que el oxigeno que pertenece a su grupo y tiene su
misma configuración externa, sólo tiene covalencia 2 ?
52.- Justifica el número máximo de valencias covalentes del elemento de número atómico 15.
53.- Pon un ejemplo de sólido atómico (covalente) y escribe tres propiedades características de este tipo de compuestos.
54.- Escribe un compuesto covalente molecular y tres propiedades características de este tipo de compuestos.
55.- a) Cita dos ejemplos de compuestos moleculares y dos de sólidos covalentes o atómicos. b) ¿A qué se debe la diferencia de
propiedades que presentan ambos tipos de sustancias?
56.- Indicar una propiedad característica que diferencie:
Escribir un ejemplo de cada uno de los sólidos.
sólido iónico - sólido metálico - sólido atómico - sólido molecular.
57.- Indica en qué consiste un enlace por puente de hidrógeno. Pon un ejemplo. ¿Cómo afecta a los puntos de ebullición?
58.- Ordenar las siguientes sustancias en arden creciente a sus puntos de fusión: NH 3 , N2 , Na3N .
59.- Si el sulfuro de hidrógeno tiene un peso molecular superior al del agua ¿ por qué el primero es un gas y el segundo un líquido
en condiciones ambientales?
60.- El punto de ebullición del etanol, ¿será mayor o menor que el del metanol? ¿ y que el del éter dimetílico ? Razonar la
respuesta.
61 - ¿Cuáles de las siguientes especies interaccionan por enlaces de hidrógeno entre sus moléculas: metanol, hidrógeno, metano,
amoniaco, acetona, metilamina ?
62.- Entre los siguientes pares de sustancias escoger la que mayor punto de ebullición tenga y explicar la elección basándose en
los tipos de fuerzas intermoleculares: a) HF, HCl;
b) Br2, lCl ;
c) CH4 C2H6 ; d) CH3OH, C2H6
63.- Razona si es cierta o no la afirmación: el dimetil éter y el etanol, que tienen igual peso molecular, deben tener igual presión de
vapor.
64.- Escribir la fórmula de dos compuestos oxigenados de azufre. Nombrarlos e indicar cuál es el número de oxidación y la
valencia en ellos. ¿Qué tipo de enlaces existen entre sus átomos? ¿ y entre sus moléculas? Razona cuál de los dos compuestos
tendrá puntos de fusión y ebullición más altos.
65.- Dados tres elementos A, B y C del Sistema Periódico, de números atómicos 8, 16 y 19 respectivamente. a) escribe su
configuración electrónica; b) indica, razonando, el elemento cuyo primer potencial de ionización se mayor; c) indica qué tipo de
enlace y dos propiedades características de los compuestos formados por los elementos A y B.