TEMA 3 - ENLACE - Recursos de Física y Química

Problemas con solución
Enlace Químico
ENLACE QUÍMICO CON SOLUCIÓN
1. Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr,
HF, HI y HCl. Justificar brevemente la respuesta.
Cuando se unen mediante enlace covalente dos átomos de diferente
electronegatividad, los pares de electrones no están igualmente compartidos,
formando enlaces covalentes polares. Por ejemplo, en el HCl existe una pequeña
carga positiva en el H y otra negativa, también pequeña, sobre el Cl, al ser este
más electronegativo que el de H. En general la polaridad aumenta al hacerlo la
diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. Por tanto como la
electronegatividad sigue en los halógenos el orden I < Br < Cl < F , la polaridad de
las moléculas será : HI < HBr < HCl > HF.
2. Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se observa
que en la primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no.
Justifique esto de forma razonada.
La molécula de CO2 es lineal, con dobles enlaces en los que el átomo de carbono
tiene hibridación sp. Al ser el oxigeno más electronegativo que el carbono, los
enlaces serán polares. Sin embargo los dipolos eléctricos son iguales pero de
sentido contrario y se anulan entre sí, por lo que la molécula será apolar.
La molécula de SO2 tiene un átomo central de azufre con hibridación trigonal sp2,
con un par de electrones sin compartir, un doble enlace y un enlace covalente
coordinado o dativo que presenta dos estructuras resonantes. El par de electrones
sin compartir hará que por repulsión el ángulo de enlace sea inferior al esperado de
120º. El oxigeno es más electronegativo que el azufre y los dipolos ahora no se
anulan, por lo que la molécula será polar.
3. A partir de las configuraciones electrónicas de los correspondientes átomos,
dé las estructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, NO2- y NO3-.
Justifique también sus estructura e indique si el trifluoruro de nitrógeno es o
no una molécula polar.
Las configuraciones electrónicas son:
N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5
El trifluoruro de nitrógeno, tiene hibridación sp3 lo que le confiere una geometría
piramidal con ángulos ligeramente inferiores a los tetraédricos de 109,5º debido a
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la repulsión del par de electrones no compartidos. Será una molécula polar con la
parte positiva en el N y la negativa en el centro de los F.
El ion nitrito presenta una hibridación sp2 en el N lo que le da una geometría
angular de < 120º por la repulsión del par no compartido.
El ion nitrato tiene el átomo de N con hibridación sp2 y ángulos de 120º.
Tanto el ion nitrito como el nitrato presentan enlaces pi entre orbitales p y además
un enlace dativo o covalente coordinado donde el N aporta los dos electrones del
mismo. Estas dos especies poseen formas resonantes, en las que varían la
disposición de esos enlaces.
4. Defina el Principio de exclusión de Pauli y comente su interés.
Defina qué se entiende por energía reticular y en qué tipo de compuestos
tiene más influencia.
Ver libro de Texto.
5. Explique razonadamente qué tipo de enlace o fuerza intermolecular hay que
vencer para fundir los siguientes compuestos:
a) Cloruro de sodio.
b) Dióxido de carbono.
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c) Agua.
d) Aluminio.
a) Esta sustancia presenta enlace iónico, debido a la elevada diferencia de
electronegatividad que existe entre sus átomos.
b) El enlace entre los átomos de C y O es covalente, sin embargo las fuerzas
intermoleculares de Van der Waals, tipo dipolo inducido- dipolo inducido, ya que la
molécula es de geometría lineal, son las que unen a las moléculas por ser éstas
apolares.
c) En el agua hay un enlace covalente polarizado entre sus átomos, y al ser la
molécula polar debido a la geometría angular que posee, tiene momento dipolar.
las fuerzas intermoleculares serán por tanto dipolo-dipolo y además existen
puentes de hidrógeno.
d) El enlace en el aluminio es metálico.
6. Explique las razones que permiten comprender la siguiente frase: "A
temperatura ambiente el cloro es un gas mientras que el cloruro de potasio
es un sólido cristalino".
El cloro es una sustancia molecular, cuyas moléculas están unidas por débiles
fuerzas de Van der Waals y presenta por tanto puntos de fusión y ebullición bajos,
por eso en condiciones normales es un gas.
El cloruro de potasio sin embargo es un compuesto iónico, y en consecuencia,
tiene puntos de fusión y ebullición altos.
7. Explique usando orbitales híbridos, la estructura y enlace de la molécula de
metano.
La estructura de la molécula de metano se explica mediante hibridación tetraédrica
o sp3 en el átomo de carbono. (Hágase dibujo).
De la combinación lineal de un orbital s y 3 p resultan cuatro orbitales híbridos sp3,
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de 109,5º.
Esta hibridación es característica de los átomos de carbono cuando presentan
enlaces sencillos en las moléculas orgánicas.
8. Explica según la teoría del enlace de valencia la existencia de moléculas de :
a) Nitrógeno.
b) Pentacloruro de fósforo.
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a) La molécula de N2 se origina al unirse dos átomos de nitrógeno. Se solapan
frontalmente dos orbitales p, cada uno de un átomo, formando un enlace y los
restantes orbitales p (2 por cada átomo), se solapan lateralmente formando dos
enlaces . La gran estabilidad de esta molécula se debe a la presencia de este
triple enlace. (Hágase dibujo)
b) Las estructuras electrónicas del fósforo y del cloro son:
P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
El átomo de fósforo presenta hibridación sp3d con los enlaces P-Cl dirigidos hacia
los vértices de un pirámide trigonal. (Hágase dibujo).
9. Usando la teoría de hibridación de orbitales explique la geometría del
acetileno (etino), amoníaco y agua.
En el acetileno los átomos de carbono presentan hibridación lineal. De la
combinación lineal de un orbital s y un orbital p surgen dos orbitales híbridos sp,
que forman entre sí ángulos de 180º, lo que hace que la molécula sea lineal al
estar los enlaces sigma en línea recta. Que dan dos orbitales p en cada átomo de
C, orientados perpendicularmente uno respecto al otro, que son los que forman los
enlaces pi. (Hágase dibujo).
Los enlaces de las moléculas de amoníaco y agua se describen mediante
hibridación sp3, pero con uno o dos pares de electrones no compartidos,
respectivamente. En la hibridación sp3 o tetraédrica los ángulos son de 109,5º, pero
en estas dos moléculas son ligeramente inferiores debido a la repulsión de los
pares no compartidos (uno en el amoníaco y dos en el agua) que repelen a los
pares compartidos con mayor intensidad que estos entre sí, disminuyendo los
ángulos de enlace. Resumiendo la molécula de agua es angular y la de amoníaco
es piramidal.
10. Defina qué entiende usted por compuesto complejo en química. Ponga algún
ejemplo. Establezca tres diferencias importantes entre compuestos
"covalentes e iónicos".
Los compuestos de coordinación o complejos son compuestos formados por un
átomo o ion central, generalmente un metal de transición, unido mediante enlaces
covalentes coordinados a moléculas o iones llamados ligandos.
Cada ligando tiene como mínimo un par de electrones sin compartir, que le
permiten formar un enlace covalente coordinado con el ion o átomo central; éste
debe tener orbitales vacíos y de energía adecuada para aceptar la compartición de
esos electrones. Esta circunstancia se da fundamentalmente entre los metales de
transición, y por eso la mayoría de los complejos presentan como ion o átomo
central a un metal de transición.
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El número de enlace formado por el átomo central es superior al que podría
esperarse, considerando sus números de oxidación usuales.
Ejemplo: Dicianodihidrurocobaltato(III) de sodio: Na[Co(CN)2H2] .
A temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos con puntos de fusión
altos, los compuestos covalentes moleculares son gases o líquidos. Los
compuestos iónicos son conductores de segunda clase (fundidos o disueltos), los
compuestos covalentes son malos conductores. Los sólidos iónicos son duros y
frágiles, los covalentes moleculares muy blandos.
11. ¿Cuál de las sustancias siguientes tiene las mayores fuerzas
intermoleculares de atracción? ¿Por qué? 1) H2O; 2) H2S 3) H2Se; 4) H2Te; 5)
H2
El agua presenta las mayores fuerzas intermoleculares de atracción pues sus
moléculas están unidas por puentes de hidrógeno, al ser el oxígeno un átomo muy
electronegativo y de pequeño tamaño.
12. Para las moléculas: agua, catión amonio y fosfina (trihidruro de fósforo):
1) Escribir las fórmulas de Lewis.
2) Razonar cuál de ellas presenta un ángulo H - X - H mas abierto.
El amoniaco presenta un ángulo H-N-H más abierto. En él, el nitrógeno utiliza
orbitales híbridos Sp3, pero el par de electrones no compartidos repele a los pares
enlazantes y reduce los ángulos de enlace que son de 107° y no de 109° 28'
característicos de la estructura tetraédrica.
En el agua los dos pares de electrones no compartidos originan una repulsión
mayor y el ángulo H-O-H es de 104,5°.
La molécula de fosfina se explica mejor por solapamiento de los orbitales ls del
hidrógeno con los orbitales atómicos 3p del fósforo, por lo que su ángulo H-P-H es
próximo a 90º, concretmanente 93º.
13. Enlace metálico:
1) Características del enlace.
2) Propiedades de los metales.
Los metales son elementos electropositivos con pocos electrones de valencia, que
están deslocalizados en la red. Cristalizan en estructuras metálicas de elevado
número de coordinación: Red cúbica centrada en el cuerpo con índice de
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coordinación 8, red cúbica compacta y red hexagonal compacta con índices de
coordinación 12.
Según Drude y Lorentz los cationes del metal ocupan los nudos de la red y los
electrones de valencia circulan por los intersticios constituyendo el llamado "gas
electrónico".
La teoría de Enlace de Valencia explica el enlace metálico mediante un número
elevado de formas resonantes, pues no hay electrones de valencia suficientes para
la formación de todos los enlaces covalentes para tan elevados índices de
coordinación.
En la teoría de Orbitales moleculares, el número de orbitales moleculares formados
es igual al de orbitales atómicos combinados. En los metales, al ser muy grande
este número, los niveles de energía se suceden de forma casi continua
originando bandas de energía. La teoría de las bandas explica la existencia de
conductores, semiconductores y aislantes. Los conductores tienen una banda de
energía que no está llena o una banda llena se superpone con otra superior vacía,
y los electrones pueden ocupar los distintos niveles vacíos de la banda. En los
aislantes, la banda llena está separada de la vacía por una región extensa de
energía, zona prohibida, que impide a los electrones ocupar los niveles de la banda
vacía. En los semiconductores la situación es intermedia.
Como todos los metales tienen estructuras muy semejantes, tienen también
propiedades comunes:
Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
Tienen densidades elevadas.
Tienen puntos de fusión y de ebullición altos, excepto el mercurio.
Presentan color gris, excepto el cobre y el oro, y brillo metálico.
Son dúctiles y maleables.
Producen el efecto fotoeléctrico y el efecto termoiónico.
14. Comente razonadamente la conductividad eléctrica de los siguientes
sistemas: un hilo de Cu, un cristal de Cu(NO3)2 y una disolución de Cu(NO3)2.
El hilo de cobre conduce la corriente eléctrica por ser un conductor metálico, en el
que los electrones de valencia gozan de libertad para moverse por entre los
cationes de la red al aplicar un campo eléctrico externo.
El cristal de nitrato de cobre(II) no es conductor pues los iones NO3 - y Cu2+ ocupan
posiciones fijas en la red iónica. No pueden desplazarse.
En la disolución de Cu(NO3)2 los iones poseen suficiente movilidad para
desplazarse dentro de un campo eléctrico, conduciendo la corriente (conductores
de segunda especie).
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15. Describa las características del enlace en las moléculas de cloruro de
hidrógeno y ioduro de hidrógeno. Compare la polaridad de ambas y prediga
razonadamente, ¿cuál de ellas tendrá carácter ácido más acusado?
Ambos son compuestos covalentes. El enlace se forma por compartición de un par
de electrones desapareados.
Tanto el cloro como el yodo son más electronegativos que el hidrógeno, por lo que
el par de electrones del enlace no está igualmente compartido, formándose un
enlace covalente polar. Como el Cl es más electronegativo que el I, la polaridad de
la molécula de HCI es mayor.
El HI tiene un carácter ácido más acusado que el HCI, pues al ser el I menos
electronegativo que el Cl y de mayor tamaño cede el hidrógeno, como protón, con
más facilidad.
16. Describa la geometría de la molécula HC≡ C-BH-CH3, indicando tipo de
hibridación de los distintos átomos implicados.
Los dos primeros átomos de carbono presentan hibridación sp, el átomo de boro
hibridación sp2 y el tercer átomo de carbono hibridación sp3.
17. La variación de las energías de enlace para cloro, bromo y yodo sigue el
orden Cl2 > Br2 > I2, mientras que para los puntos de fusión es I2> Br2 >Cl2.
Razone este comportamiento.
El solapamiento de orbitales atómicos que se produce en la formación de los
enlaces covalentes es más intenso en los átomos de menor tamaño. Es, por tanto,
más intenso en el cloro que en el bromo y en éste más que en el yodo.
Las fuerzas de dispersión de van der Waals, entre moléculas covalentes, aumentan
con la masa molecular. Por tanto, son más intensas en el yodo que en el bromo y
en éste más que en el cloro. A eso se debe que, en condiciones normales, el cloro
sea un gas, el bromo un líquido y el yodo un sólido.
18. Defina el concepto de fuerzas intermoleculares. Tomando como referencia
los hidruros de los elementos halógenos (Grupo 17 del Sistema Periódico),
diferencie entre las interacciones predominantes en el compuesto del
elemento cabeza del Grupo y en los restantes, indicando la variación de
alguna propiedad física dependiente de las fuerzas intermoleculares.
Son fuerzas que se manifiestan entre moléculas neutras.
En los hidruros de los halógenos, el hidrógeno se une con elementos más
electronegativos (F, Cl, Br, I) y se forman enlaces covalentes polares.
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Por ser el átomo de flúor de pequeño tamaño y muy electronegativo, las moléculas
de HF se unen mediante enlaces de hidrógeno, presentando por ello puntos de
fusión anormalmente elevados si se compara con el HCI, HBr y HI .
Las moléculas de los restantes hidruros de los halógenos (HCI, HBr y HI) son
dipolos permanentes y existen entre ellas fuerzas intermoleculares de van der
Waals: fuerzas de orientación y de dispersión.
Las fuerzas de dispersión aumentan al aumentar el tamaño de la molécula, al
aumentar la masa molecular, por ello los puntos de fusión aumentan en el siguiente
orden:
HCI < HBr < HI.
19. Representar primero las fórmulas electrónicas por puntos (estructuras de
Lewis) para cada una de las especies que se dan a continuación y luego,
utilizando el Modelo de Repulsión de los Pares de electrones de la Capa de
Valencia (Teoría V.S.E.P.R.), predecir la geometría de las mismas especies:
CO32-
SiH4
CO2
OF2
Ion carbonato
Estructura electrónica:
C: ls2 2s2 2p2; 0: ls2 2s2 2p4
N° de electrones: 4 del C en su capa de valencia + 6 de los oxígenos (2
desapareados en cada átomo) + 2 del ion = 12 e~. N° de direcciones: Como cada
oxígeno aporta 2 electrones desapareados, hay que situar 4 electrones en cada
dirección, por tanto, existen 3 direcciones. Geometría: Triangular plana.
Tetrahidruro de silicio
Si: ls2 2s2 2p6 3s2 3p2; H: ls1
N° de electrones: 4 del Si en su capa de valencia + 4 de los hidrógenos = 8 e-.
N° de direcciones: 4 (cada átomo de hidrógeno aporta I electrón desapareado).
Geometría: Molécula tetraédrica.
Dióxido de carbono
N° de elect. : 4 del C en su capa de valencia + 4 de los oxígenos (2 desapareados
en cada átomo) = 8 e-.
N° de direcciones: como cada oxígeno aporta 2 electrones, hay que situar 4
electrones en cada dirección, en consecuencia, existen 2 direcciones.
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Geometría: Molécula lineal.
Difluoruro de oxígeno
F: ls2 2s2 2p5 N° de electrones: 6 del O + 2 de los átomos de flúor = 8 e-.
N° de direcciones: 4 (cada flúor aporta I electrón desapareado).
Geometría: Molécula angular, en la que los dos pares de electrones no compartidos
se repelen entre sí y repelen a los pares de electrones enlazantes.
20. Representa las estructuras de Lewis indicando geometría molecular y
momento dipolar de las siguientes moléculas: CO2, H2S y O2.
21. De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4 (etileno), C2H2 (acetileno), H2O,
C6H6 (benceno), NH3.
A) ¿Cuáles tienen todos los enlaces sencillos o simples?
B) ¿Dónde existe algún doble enlace?
C) ¿Dónde existe algún triple enlace?
22. Describe la estructura y enlace de las moléculas propuestas indicando la
hibridación correspondiente al átomo central: (a) CCl4; (b) BCl3; (c) SCl2; (d)
BeH2.
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a) El C tiene sp3 y la molécula es tetraédrica.
b) El B tiene sp2 y la molécula es triangular plana.
c) el S tiene hibridación sp3 y la molécula es angular.
23. Deduce, aplicando la teoría de hibridación de orbitales, la geometría de las
moléculas siguientes: etileno, acetileno, benceno, metanol y metanal.
Etileno: C con sp2 molécula plana. Acetileno: C con sp, molécula lineal. Benceno: C
con sp2 molécula hexagonal plana. Metanol: C con sp3, molécula tetraédrica.
Metanal: C con sp2, molécula plana.
24. De los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál será el más duro y cuál el de
mayor temperatura de fusión? ¿Por qué?
El catión mayor es el de potasio con lo que la distancia entre él y el anión bromuro
es mayor. La fuerza entre ellos será menor y también lo será el punto de fusión
comparado con el del NaBr.
25. Indica qué tipo de enlace predominará en los siguientes compuestos: (a) Cl2;
(b) KBr; (c) Na; (d) NH3.
a) Covalente interatómico y de Van der Waals intermolecular. b) Iónico. c) metálico.
d) igual que a).
26. Para las moléculas SiH4, CO2, O3 y SO2, se pide: (a) Escribe las estructuras de
Lewis. (b) Discute su geometría. (c) Indica qué moléculas son isolectrónicas
entre sí.
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La molécula de ozono posee la misma configuración de Lewis que la de dióxido de
azufre. En ellas existe enlace covalente doble por un lado y dativo por otro. La
hibridación del átomo central es sp2 y la geometría de la molécula es angular. Las
distancias de enlace son idénticas al existir dos formas resonantes extremas. Por
otro lado la molécula de silano es tetraédrica ya que el Si tiene hibridación sp3. En
el caso del CO2 la geometría es lineal y el C presenta sp.
27. Explica la diferencia entre la propiedades físicas del cobre, del dióxido de
carbono y del fluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno.
Cu: enlace metálico. CO2: enlaces covalente entre átomos y de Van der Waals
entre moléculas. CsF: enlace iónico.
28. Justifica la estructura y geometría del agua. ¿Por qué a temperatura ambiente
el agua es líquida, mientras que el sulfuro de hidrógeno, de mayor masa
molecular, es gaseoso? Razona la respuesta.
La diferencia de propiedades estriba en la presencia de enlace por puentes de
hidrógeno en el agua que son más fuertes que los de Van der Waals que posee el
sulfuro de hidrógeno.
29. Explica brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos
mientras que el CCI4 no lo hace.
Los disolventes polares disuelven bien a las sustancias iónicas.
30. Indica cuáles de los siguientes compuestos pueden formar enlace de
hidrógeno: (a) metanol, (b) etilamina, (c) etano, (d) propanona.
Metanol y etilamina, siendo más fuertes los del primero. Para que exista enlace de
hidrógeno debe haber un enlace F-H, O-H o bien N-H. Cuanto más electronegativo
sea al átomo unido al hidrógeno, más fuerte será el enlace, ya que así el hidrógeno
queda más cargado positivamente y así se une por una atracción electrostática
más fuerte a la molécula vecian.
31. Alguna o algunas de las siguientes moléculas: NH3, NO, CH4, BF3, no cumplen
la regla de octeto, pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla.
Indica razonadamente: (a) Las premisas básicas que establece la mencionada
regla. (b) Las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas. (c) Señala
qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuáles no lo hacen.
No cumplen la regla el NO y el BF3.
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32. Dibuja mediante un diagrama de Lewis la estructura resultante al unirse el ion
hidrógeno a la molécula de amoniaco. ¿Qué tipo de enlace se ha formado?.
Comprueba que haciendo un recuento total de electrones la estructura
resultante tiene una carga positiva (ion amonio).
El enlace formado entre los hidrógenos y el nitrógeno es covalente y en el caso del
N y el ion H+ es covalente coordinado o dativo.
33. ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si los enlaces B—I son polares?
La forma de la molécula es la de un triángulo equilátero y de ahí que su momento
dipolar resultante sea cero. La forma es idéntica a la dibujada para el BF3 en la
cuestión nº 12.
34. Demuestre que los compuestos NaCl y CaO tienen la misma estructura
electrónica según Lewis.
35. Dibuja mediante un diagrama de puntos la molécula de peróxido de
hidrógeno o agua oxigenada, H2O2. ¿Cuál será su geometría sabiendo que
tiene un momento dipolar moderado?
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36. ¿Qué clases de enlace hay en el cloruro amónico, NH4CI?
Existen tres: entre el anión Cl- y el catión NH4+ es uno electrostático. Entre el
nitrógeno y los hidrógenos es covalente y por último entre el nitrógeno y el protón
H+ es dativo.
37. ¿Qué condiciones energéticas han de cumplirse para que se pueda afirmar
que se ha formado un enlace?
Que exista un desprendimiento de energía al formarse ese enlace. Cuanto mayor
sea la energía liberada mayor será la estabilidad del enlace.
38. Explica los siguientes hechos:
(a) La sal común NaCl funde a 801 ºC sin embargo, el cloro es un gas a 25 ºC.
(b) El diamante no conduce la electricidad, y el Fe sí.
(c) La molécula de cloro es covalente mientras que el CsCl es iónico.
a) Las fuerzas de unión entre el Na+ y el Cl- son elevadas, mientras que las fuerzas
intermoleculares entre las moléculas de cloro son muy débiles.
b) Los electrones de la capa de valencia de los átomos de C en el diamante están
compartidos dos a dos entre átomos vecinos. En el hierro los electrones de
valencia están deslocalizados en una nube electrónica en la que tienen un grado
mayor de libertad.
c) En el Cloro diatómico las moléculas se forman por compartición de electrones al
tener los dos átomos que forman el enlace la misma electronegatividad. Sin
embargo en el CsCl la diferencia de electronegatividad es tan elevada entre los dos
átomos que lo que se forma es un enlace iónico por atracción electrostática entre el
Cs+ y el Cl-.
39. ¿Qué significa que una molécula sea polar?. ¿Qué molécula es más polar la
de metano o la de amoníaco?
La densidad electrónica de la molécula está más desplazada hacia el átomo más
electronegativo. En el caso del metano la geometría tetraédrica de la molécula
hace que se anulen entre sí los momentos dipolares, sin embargo en el caso del
amoníaco la geometría es de pirámide trigonal con el N en un vértice y por tanto
existe un momento dipolar resultante. El dipolo del amoníaco tiene su lado negativo
en el vértice de la pirámide (N) y el positivo en el centro de la base donde se hallan
los tres hidrógenos.
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40. ¿Qué tipo más probable de ion formarán los siguientes elementos:
S,Mg,Cl,Rb,P,Sn,Ag,Cd,O?
S2-, Mg2+, Cl-, Rb+, P3-, Sn2+, Ag+, Cd2+ y O2-.
41. Escribe las configuraciones completas y abreviadas de Al3+, Cu2+, Zn2+, Cl-,
O2-, P3-.
Ion
Configuración completa
C. abreviada
Al3+
1s2 2s2p6
[Ne]
Cu2+
1s2 2s2p6 3s2p6d9
[Ar] 3d9
Zn2+
1s2 2s2p6 3s2p6d10
[Ar] 3d10
Cl-
1s2 2s2p6 3s2p6
[Ar]
O2-
1s2 2s2p6
[Ne]
P3-
1s2 2s2p6 3s2p6
[Ar]
P
42. Ordena los siguientes compuestos según sus puntos de fusión crecientes y
justifica dicha ordenación: KF, RbI, BrF y CaF2.
Cuanto menor es la distancia entre los iones y mayor es la carga, mayor es el
punto de fusión. El orden es entonces: RbI < RbF < KF < CaF2
43. El % de carácter iónico del HCl y HI es de 17 y 4 respectivamente. ¿Cuál de
ellos tendrá un momento dipolar menor?
El % de carácter iónico está directamente relacionado con la diferencia de
electronegatividades, por tanto el momento dipolar será menor en el yoduro de
hidrógeno.
44. Predecir el orden creciente de los puntos de fusión de las siguientes
sustancias: trióxido de dicloro, cloro, cloruro de litio y tetracloruro de
carbono.
Cl2 < CCl4 < Cl2O3 < LiCl
El cloro es una molécula con un único enlace apolar por ser los dos átomos
iguales. Entonces la molécula es apolar.
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El cloruro de litio es una molécula con enlace casi totalmente iónico dada la
elevada diferencia de electronegatividad que hay entre sus átomos.
El tetracloruro de carbono y el trióxido de cloro son moléculas que poseen enlaces
covalentes entre sus átomos de diferente electronegatividad. Estos enlaces son
pues algo polares. Entonces es la geometría de la molécula la que determina la
polaridad de la misma. En el tetracloruro hay 4 pares de electrones compartidos
rodeando al átomo central. Su distribución alrededor de éste es tetraédrica y dada
la simetría que existe se anulan los momentos dipolares de los enlaces y la
molécula es apolar. Sin embargo esta distribución totalmente simétrica no se da en
el trióxido de dicloro y esto la hace una molécula polar.
45. Representa la molécula de dicloruro de azufre: (a) mediante un diagrama de
puntos; (b) a partir de la teoría de enlace de valencia. ¿Cómo será su
geometría?
Se trata de una molécula angular, en la que al igual que la de agua la hibridación
del átomo central es sp3 tetraédrica y la repulsión de los pares de electrones no
compartidos cierra el ángulo teórico de 109º.
46. ¿Cuál de los siguientes compuestos no puede existir? ¿Por qué?: NCl5,
PCl3 y PCl5.
No puede existir el NCl5 porque en la estructura externa (2s22p3) no tiene orbitales
d vacíos, y además el átomo de nitrógeno es muy pequeño para albergar alrededor
de él a 5 átomos de cloro.
47. ¿Qué tipos de enlace posee el ácido sulfúrico?
Hay enlace cuatro enlaces covalentes entre S y O, de los que dos son dativos, en
los que el S pone los dos electrones. El enlace también es covalente entre el O y el
H. Entre unas moléculas y otras hay enlaces por puentes de hidrógeno dado que la
molécula posee enlaces O-H.
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Entre O e H el enlace covalente está tan polarizado que tiende a romperse muy
fácilmente para dar aniones SO42- e iones H+ que se unirán con enlace dativo al
disolvente en el que se halle el ácido sulfúrico.
El ácido sulfúrico es una sustancia líquida por lo que no participa de las
características generales del enlace iónico.
48. Estudia qué fuerzas deben romperse para fundir el NaCl y el Fe, y para
vaporizar el H2O.
Para fundir el NaCl hay que vencer fuerzas electrostáticas de un enlace iónico.
Para fundir el hierro hay que romper un enlace metálico que surge de la atracción
entre una nube de electrones de valencia deslocalizados y los cationes de hierro
que ocupan los nudos de la red cristalina. Para vaporizar el agua hay que romper
enlaces por puentes de hidrógeno.
49. Cite ejemplos de moléculas que contengan: a) un carbono de hibridación sp;
b) boro con hibridación sp2; c) carbono con hibridación sp3; d) nitrógeno con
hibridación sp3.
a) CO2 b) BCl3 c) CH4 d) NH3.
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