Unidad Didáctica 2 Enlace químico. Compuestos

Unidad Didáctica 2
Enlace químico. Compuestos
1.- Introducción.
Exceptuando los gases nobles, los átomos de los elementos químicos no se encuentran aislados
en la naturaleza, sino formando agrupaciones. Los cuerpos que nos rodean son el resultado de la
asociación de enormes cantidades de átomos que forman redes o moléculas.
2.- Enlace químico.
Fuerza de enlace o enlace químico: fuerza, de tipo eléctrico, capaz de mantener unidos los
átomos.
Compuesto químico: agrupación de átomos unidos por enlace químico. Los compuestos
químicos se diferencian entre sí por el número y tipo de átomos que los forman, así como por el
modo en que se disponen estos átomos en el espacio. Los compuestos químicos pueden formar:
•
Molécula: agrupación de átomos formado por un número definido de átomos.
•
Red cristalina es un agregado de átomos o moléculas que contiene un número
indefinido de átomos o de moléculas, que se
disponen formando una estructura tridimensional
regular; es decir, una estructura ordenada en la
que las partículas se sitúan siguiendo un patrón
(por ejemplo un cubo o una pirámide) que se
repite un número indefinido de veces.
3.- ¿Por qué se unen los átomos?
En el Universo los sistemas evolucionan espontáneamente,
siempre que no haya intervención humana, de estados de mayor
energía hacia estados de menor energía, porque estos son más
estables. Algo similar ocurre con los átomos.
Los átomos de los elementos químicos se unen para formar
compuestos químicos, porque éstos son más estables que los
átomos aislados, ya que contienen menos energía. Esto
significa que siempre que se forme un enlace se desprenderá
energía mientras que para romper un enlace será necesario
suministrar energía.
3.1.- Teoría de Lewis o regla del octeto.
Todos los gases nobles, menos el helio, tienen ocho electrones en la capa de valencia. Esta
estructura parece ser muy estable ya que los gases nobles son sustancias muy poco activas. Se
suelen encontrar en la naturaleza en forma atómica y casi no forman compuestos.
La teoría de Lewis o “teoría del octeto” dice que todos los átomos tienden a tener en su última
capa ocho electrones (para ser tan estables como los gases nobles) y para conseguirlo forman
enlaces químicos con otros átomos. Hay varias formas en que un átomo puede conseguir tener
esos ocho electrones en la última capa, por eso hay varios tipos de enlace químico.
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4.- Enlace Iónico.
Algunos átomos (metales) tienden a perder electrones.
El átomo de sodio tiene un electrón más que el átomo de
neón. Esto hace que el sodio, a diferencia de lo que
ocurre con el neón, sea muy inestable y tienda a perder
ese electrón que le sobra para alcanzar la configuración
electrónica de gas noble. Al hacerlo, forma un catión.
Para que un átomo pierda un electrón tiene que haber otro
átomo dispuesto a aceptarlo.
Algunos átomos (no metales) tienden a ganar electrones.
El átomo de cloro tiene un electrón menos que el átomo
de argón. Esto hace que el cloro, a diferencia de lo que
ocurre con el argón, sea muy inestable y tienda a
capturar ese electrón que necesita para adquirir la
configuración de gas noble. Al hacerlo, forma un anión.
Para que un átomo capture un electrón tiene que haber
otro átomo dispuesto a perderlo.
El cloro y el sodio forman cloruro de sodio.
Al poner en contacto un átomo de sodio y uno de cloro, éste
último coge el electrón que el sodio intenta ceder, alcanzando
ambos configuración de gas noble, obteniéndose un catión
(ion positivo) y un anión (ion negativo) que, al tener cargas
de signos opuestos, se atraen y forman un compuesto
químico: el cloruro de sodio. Este tipo de enlace recibe el
nombre de enlace iónico. El enlace iónico es el resultado de
la atracción de dos iones con cargas de distinto signo; un
anión y un catión.
Enlace iónico- tipo de enlace que se produce entre un metal y un no metal. El metal tiende a
perder electrones y a formar un ion positivo, el no metal tiende a capturar electrones y a formar
un ion negativo. Los iones, al tener cargas de signos contrarios, se atraen formando un enlace
iónico. Representado esquemáticamente:
Na – 1eCl + 1eNa+ + Cl-
Na+ se forma un ion positivo.
Clse forma un ion negativo.
NaCl los iones se atraen formando el enlace iónico.
La tendencia a perder o a ganar electrones no es igual en todos los elementos de la tabla
periódica, por ello el número de iones que intervienen en la formación de un compuesto iónico
es variable. Si, por ejemplo, hacemos que reaccionen químicamente entre sí el magnesio y el
cloro, el cloro tiende a ganar un electrón y el magnesio tiende a perder dos, como el número de
electrones intercambiados tiene que ser el mismo, se necesitarán dos átomos de cloro por cada
átomo de magnesio:
Mg – 2eMg2+
se forma un ion positivo divalente.
2 F + 2e
2F
se forma un ion negativo.
Mg2+ + 2 FMgF2
los iones se atraen formando el enlace iónico.
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4.1.- Propiedades de los compuestos iónicos.
•
Forman redes cristalinas iónicas - Los iones se ordenan
geométricamente en redes cristalinas en las que el número total de
cargas positivas es igual al número total de cargas negativas,
resultando una red neutra por compensación de las cargas positivas y
negativas. Las redes cristalinas no son todas iguales, hay distintos
tipos dependiendo del compuesto.
•
A temperatura ambiente suelen ser sólidos cristalinos, con elevadas temperaturas de
fusión y ebullición - Para que un sólido iónico pase a estado líquido hay que romper las
uniones que existen entre los iones positivos y negativos de la red iónica. Cómo esta unión
es fuerte se requiere mucha energía para romperla.
•
Son duros, es decir, se rayan con dificultad - Rayar una superficie implica romper los
enlaces entre los iones de esa superficie y, como el enlace iónico es fuerte, cuesta trabajo
rayarlos.
•
Son frágiles - Al golpear un cristal iónico, las
capas de iones se desplazan, haciendo coincidir
iones con la misma carga eléctrica. Como cargas
del mismo signo se repelen, las láminas se
separan con facilidad, rompiéndose el cristal.
•
Son solubles en agua y en otras sustancias polares, por regla general – Las moléculas de
agua, que son polares, rodean los iones de la red (orientándose la parte positiva de la
molécula hacia los aniones y la negativa hacia los cationes) y establecen enlaces temporales
con los iones. Estos enlaces son más débiles que el enlace iónico, pero como hay muchas
moléculas agua ejerciendo su
atracción sobre cada ión,
poco a poco van arrancando
iones hasta que la sustancia
se disuelve completamente.
Al disolverse, se rompe la
estructura cristalina y los
iones de la red quedan en
libertad dentro del líquido y
adquieren movilidad.
•
En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí lo hacen si están disueltos o
fundidos - Para que una sustancia conduzca la electricidad debe
tener partículas con carga que se muevan libremente. En los
sólidos iónicos hay cargas positivas y negativas pero están fijas en
la red y no pueden moverse. Pero si el sólido se disuelve o se
funde los iones quedan libres y pueden pueden moverse y
transmitir, de esa forma, la corriente eléctrica.
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5.- Enlace metálico.
Tipo de enlace que se da entre átomos metálicos. Los metales tienen tendencia a perder
electrones y a convertirse en iones positivos. Al no haber iones negativos es evidente que el
enlace entre átomos metálicos no puede ser como el iónico.
En el enlace metálico los electrones externos
de todos los átomos se ceden al sistema, dando
lugar a un conjunto de iones positivos
colocados de forma ordenada y compacta y a
una nube de electrones con posibilidad de
moverse libremente entre los cationes; esta
nube actúa como masa unificadora de los
“restos positivos” resultantes de la cesión de
electrones. La atracción que existe entre
cationes y electrones libres es muy fuerte. Los cationes no pueden moverse pero los electrones
pueden circular por la red metálica como si se tratase de un “gas electrónico”.
5.1.- Propiedades de los compuestos metálicos.
•
Forman redes cristalinas metálicas - Los iones positivos se
colocan en los vértices de la red de forma que ocupen el menor
volumen posible y se mantienen unidos gracias a la nube de
electrones que se mueven libremente entre los cationes. Las redes
pueden ser diferentes según el tipo de metal de que se trate.
Un compuesto metálico se representa con el símbolo del metal que
forme el compuesto, ej.: el metal sodio se representa por Na.
•
Suelen ser sólidos cristalinos a temperatura ambiente (menos el mercurio) con
temperaturas de fusión y ebullición elevadas - El enlace metálico es fuerte y se requiere
mucha energía para romperlo.
•
Son dúctiles (se pueden extender en hilos) y maleables (se
pueden extender en láminas) – Si se golpea una red metálica, se
deforma pero no se rompe, ya que la nube electrónica permite
que los iones positivos se desplacen sin que se repelan unos a
otros.
•
No son solubles en agua, por regla general - No son sustancias polares. Lo semejante
disuelve a lo semejante.
•
Poseen brillo metálico - Al estar los electrones libres les es muy fácil absorber y emitir todo
tipo de radiación incluida la que corresponde a los colores.
•
Son buenos conductores de la corriente eléctrica y el
calor en estado sólido - Los electrones (con carga negativa)
pueden moverse con libertad por la red y transportar la carga
y la energía.
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6.- Enlace Covalente.
Tipo de enlace que se da entre átomos no metálicos con tendencia a perder electrones. En este
caso, no hay átomos metálicos que capturen electrones, por lo que éstos no se ceden, sino que,
para alcanzar la estabilidad, se comparten entre todos los átomos que así se rodean de 8
electrones en su última capa cada uno de ellos.
Ej.: Al átomo de flúor le hace falta 1 e- para tener la configuración del gas noble neón. La
molécula de flúor se forma al unirse dos átomos de flúor que se enlazan compartiendo 2
electrones entre ellos.
9+
9+
9+
Átomos de flúor
9+
Molécula de flúor: F2
Una vez formado el enlace, los electrones compartidos pertenecen a la molécula y no se puede
distinguir qué electrón ha aportado cada átomo.
Representación esquemática mediante el diagrama de Lewis.
F + F
F F
En estos diagramas se utilizan puntos o cruces para representar sólo los electrones de valencia.
6.1.- Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente homopolar o apolar - enlace covalente entre átomos no metálicos iguales.
En este tipo de enlace los electrones se encuentran repartidos por igual entre los átomos es
decir, a la misma distancia de uno que de otro. Ej.: molécula de flúor (F2),.
Enlace covalente heteropolar o polar - enlace covalente que se forma entre átomos no
metálicos que tienen parecida electronegatividad, pero no son idénticos. Ej.: molécula de
cloruro de hidrógeno (HCl). En este enlace los electrones compartidos estarán más cerca del
elemento más electronegativo (el cloro) que los atrae con mayor fuerza.
17+
1+
Átomos de cloro e hidrógeno
17+
1+
Molécula de cloruro de hidrógeno (HCl)
Se forma una molécula con una parte positiva y otra negativa que recibe el nombre de dipolo.
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6.2.- Propiedades de los compuestos covalentes.
Las sustancias covalentes pueden presentarse en forma de redes o moléculas. Las propiedades
en cada caso son muy diferentes:
•
•
Compuestos covalentes reticulares.
ƒ
Forman redes covalentes atómicas - Ej.:
diamante y grafito, formados por una red de
átomos de carbono unidos por enlace
covalente.
El carbono, al tener cuatro
electrones en la última capa, debe compartir
cuatro electrones más para completar la configuración de gas noble.
La figura de la izquierda representa la estructura de un cristal de diamante y la de la
derecha la de un cristal de grafito. Su comportamiento físico y químico es distinto. La
explicación a esa diferencia se encuentra en la red cristalina que forma cada sustancia.
En cualquiera de los dos casos se obtiene un compuesto covalente reticular, cuya
estabilidad es superior a la de los compuestos iónicos.
ƒ
Suelen ser sólidos cristalinos a temperatura ambiente con temperaturas de fusión y
ebullición elevadas – En la estructura solo hay enlaces covalente que son muy fuertes y,
por tanto, se necesita mucha energía para romperlo.
ƒ
Son duros - Por lo mismo que en caso anterior.
ƒ
Son insolubles en prácticamente todos los disolventes - No son sustancias polares.
ƒ
No conducen la corriente eléctrica ni el calor - Debido a que no hay ni electrones ni
iones libres que puedan moverse por la red y transportar la carga y la energía.
Compuestos covalentes moleculares.
ƒ
Forman moléculas - La molécula F2 contiene dos átomos de flúor unidos por un fuerte
enlace covalente. Es una molécula no polar. La molécula de agua, H2O, es un ejemplo
de molécula polar.
ƒ
Suelen ser gases o líquidos a temperatura
ambiente con temperaturas de fusión y ebullición
bajas – Aunque el enlace covalente es fuerte, las
fuerzas que mantienen unidas las moléculas (fuerzas
intermoleculares) son débiles y se requiere poca
energía para romperlas y liberar las moléculas.
ƒ
Son blandos - Por lo mismo que en el caso anterior.
ƒ
No son solubles en agua, por regla general, (excepto si son sustancias covalentes
polares) y sí en otras sustancias covalentes no polares - No son sustancias polares. Lo
semejante disuelve a lo semejante
ƒ
No conducen la corriente eléctrica ni el calor - Debido a que no hay ni electrones ni
iones libres.
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7.- Fuerzas Intermoleculares o fuerzas de Van der Waals.
Las moléculas de H2O, CO2, etc. se pueden unir unas a otras en empaquetamientos regulares,
formando estructuras cristalinas reticulares moleculares.
Fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der Waals: son fuerzas que actúan entre moléculas
eléctricamente neutras (tanto polares como no polares) y que hacen que éstas se atraigan o se
repelan. Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es
importante. Estas fuerzas determinan las propiedades físicas de muchas sustancias como, por
ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión
superficial, la densidad, etc.
Hay varios tipos:
a) Fuerzas dipolo-dipolo o fuerzas de Keesom: se producen entre dos moléculas polares
(dipolos). Se establece una atracción entre el polo
positivo de una de las moléculas y el negativo de
la otra. Esta fuerza de atracción es tanto más
intensa cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad entre los átomos enlazados.
Un caso especial de este tipo de unión es el Enlace por puente de
hidrógeno: son fuerzas de atracción entre dipolos, más fuertes de lo
común. Se produce solo entre moléculas donde hay hidrógeno y un
elemento electronegativo de pequeño tamaño (flúor, oxígeno o
nitrógeno).
Estas fuerzas son las responsables de que el agua sea una sustancia
líquida a temperatura ambiente. Si no existiera el enlace por puente de
hidrógeno entre el hidrógeno de una molécula y el oxígeno de otra, el
agua se presentaría en la naturaleza en estado gaseoso. También son
responsables de que el agua aumente de volumen al congelarse, al
contrario que la mayoría de las sustancias. Ya que el enlace por puente de hidrógeno hace que
las moléculas de agua en la estructura sólida estén más separadas que en estado líquido.
b) Fuerzas dipolo - dipolo inducido o fuerzas de Debye: se producen entre una molécula polar
y una molécula apolar. En este caso, la carga de una
molécula polar provoca una distorsión en la nube
electrónica de la molécula apolar y la convierte, de
modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las
moléculas. Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden
disolver en agua.
c) Fuerzas dipolo instantáneo - dipolo inducido o fuerzas de London: son fuerzas atractivas
débiles que se establecen entre moléculas no polares, aunque
también están presentes en las sustancias polares. Se deben a las
irregularidades que se producen en la nube electrónica de los
átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. La
formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la
formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de
manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos.
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8.- Fórmulas de los compuestos.
Los elementos simples se representan mediante símbolos, los compuestos químicos se
representan mediante fórmulas.
Fórmula química es un sistema de representación en el que se utilizan símbolos, que indican
qué elementos forman parte del compuesto, y subíndices, que indican la proporción en que estos
elementos intervienen en el compuesto. Hay dos clases:
•
Fórmula molecular es propia de los compuestos que están constituidos por moléculas. Los
subíndices expresan el número exacto de átomos de cada elemento en la molécula. Por
ejemplo: H2O indica que cada molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y uno de
oxígeno.
Para destacar que un elemento dado forma en realidad moléculas, constituidas por cierto
número de átomos del mismo elemento, se añade al símbolo un subíndice, que indica dicho
número de átomos. Así, H2, N2, O2, C12, P4, S8.
•
Fórmula empírica es propia de los compuestos que forman redes cristalina,. Aparentan ser
iguales que las moleculares pero, a diferencia de éstas, aquí los subíndices de los símbolos
sólo indican la proporción mínima que existe entre los átomos o iones de cada elemento en
la red. Por ejemplo: NaCl (fórmula del cloruro de sodio) es un sólido iónico. Esta fórmula
significa que en una red de cloruro de sodio hay un átomo de sodio por cada átomo de cloro.
9.- Masa molecular relativa.
Masa molecular de un compuesto es la suma de las masas de los átomos que componen su
molécula o su fórmula empírica, según el tipo de compuesto de que se trate. Por ejemplo, la
masa molecular del metano, CH4:
MCH4 = 4 · 1 + 1 · 12 = 16 U.
Se trata de una masa molecular relativa porque está referida a la masa de la doceava parte del
átomo de carbono 12 (aproximadamente la masa de un protón o un neutrón).
10.- Concepto de mol y Nº de Avogadro.
Los átomos son muy pequeños y, en un cuerpo cualquiera, hay millones. Trabajar con números
tan grandes es incómodo, por eso se introduce una nueva unidad de cantidad:
El Mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene 6'023·1023 partículas (átomos, iones,
moléculas, etc.). Este número fijo de partículas, llamado número de Avogadro es el contenido
en 12 g del isótopo de 12C. El número de moles que hay en una determinada masa de sustancia:
n=
g de sustancia
masa atómica o molecular de la sustancia
La masa de un mol de cualquier elemento, expresada en gramos, coincide con su masa atómica
relativa. Así la masa de un mol de plata es 108 g. También la masa de un mol de moléculas de
un compuesto químico, expresada en gramos, coincide con su masa molecular relativa. Por
ejemplo, la masa de un mol de CO2 es 44 g.
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10.1.- Volumen molar.
Hipótesis de Avogadro: en volúmenes iguales de cualquier gas también hay el mismo número
de moléculas, por tanto: Un mol de cualquier gas ocupará el mismo volumen en iguales
condiciones de presión y temperatura.
Cuando estas condiciones son 1 atmósfera de presión y 0 ºC (273 K) de temperatura (llamadas
condiciones normales o c.n.) el volumen de un mol de cualquier gas es 22'4 L y recibe el nombre
de volumen molar, Vm.
11.- Deducción de las fórmulas de los compuestos: fórmula empírica
Para establecer la fórmula de un compuesto debe conocerse el número de átomos de cada
elemento que entran en una molécula del compuesto. Se distingue entre tres clases de fórmulas:
Fórmula empírica- indica el número relativo de átomos de cada elemento que forman parte del
compuesto.
Previamente hay que obtener, por análisis químico. la composición en masa de la sustancia.
Ejemplo: Cinco gramos de un óxido de plomo contiene 4'533 g de este metal.
El contenido en oxígeno será: 5 - 4'5333 = 0'467 g
A continuación se divide la masa, o el tanto por ciento en masa, de cada elemento por su masa
atómica respectiva y se obtienen los moles de cada tipo de átomos contenidos en el compuesto.
4'533 g Pb
= 0’02188 moles de Pb
207'21 g Pb / mol Pb
0'467 g O
= 0’02919 moles de O
16'00 g O / mol O
Para simplificar el resultado se dividen los números obtenidos por el más pequeño.
0'02188
= 1 mol de Pb
0'02188
0'02919
=1'334 moles O
0'02188
Los números así obtenidos indican la proporción en que se encuentran los átomos en la fórmula.
La fórmula empírica será: Pb1O1'334
Fórmula mínima- Indica el número relativo entero y mínimo de átomos de cada elemento que
entran en la fórmula. Los subíndices tienen que ser siempre números enteros. Para ello se
multiplican los subíndices obtenidos en la fórmula empírica por el menor número que haga.
3 x 1 = 3 moles de plomo
3 x 1'334 = 4 moles de oxígeno.
La fórmula mínima es Pb3O4.
Fórmula molecular- Establece el número verdadero de átomos de cada elemento que entran en
la molécula o en la fórmula. Para calcularla se necesita la masa molecular.
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12.- Composición centesimal deducida a partir de la fórmula.
La fórmula de un cuerpo indica también su composición ponderal (gramos de cada uno de los
elementos contenidos en 100 g del compuesto) puesto que expresa la cantidad de cada elemento
contenida en el peso molecular.
Hallar la composición centesimal del dicromato de potasio cuya fórmula es K2Cr2O7.
Aunque el dicromato de potasio, como todas las sales, no está constituido por moléculas, la
fórmula indica que por cada 2 átomos de cromo hay 7 átomos de oxígeno y 2 átomos de potasio,
Por tanto,
MK2Cr2O7 = 2 · 52'01 + 7 · 16 + 2 · 39'10 = 294'22 g/mol.
La proporción de cada elemento en 100 gramos de K2Cr2O7 será:
104'02 g Cr
⋅100 = 35'36 % de Cr
294'22 g K 2Cr2O7
78'2 g K
⋅100 = 26'58 % de K
294'22 g K 2Cr2O7
112 g O
⋅100 = 38'07 % de O
294'22 g K 2Cr2O 7
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Cuestiones
1.- Justifica la existencia de los iones: Na+, Mg2+, Cl–, O2–, P3–, Hg2+ y Zn2+.
2.- Haz el esquema de las ecuaciones parciales y de la ecuación final del enlace iónico que se
produce entre los siguientes átomos: a) cloro y potasio, b) litio y yodo, c) cesio y flúor, d)
cloro y calcio, e) oxígeno y bario, f) oxígeno y magnesio, g) azufre y sodio.
3.- Explica el motivo por el que la fórmula del sulfuro de potasio es K2S.
4.- Sean A y B dos elementos con número atómico 11 y 17, respectivamente. ¿Qué tipo de
enlace formarán entre ellos? ¿Por qué?
5.- Consulta la tabla periódica e identifica los enlaces que habrá entre los distintos
átomos que se proponen; razona tu respuesta. a) carbono y oxígeno b) bromo y bromo c)
potasio y cloro d) cloro e hidrógeno e) cloro y carbono
6.- Resuelve los siguientes ejercicios utilizando el diagrama de Lewis:
a) C + 4 H
b) Cl + Cl
c) N + N
d) S +2 H
7.- Asigna a cada sustancia la o las propiedades que le corresponden poniendo la o las letras que
identifican dicha propiedad.
A)
B)
C)
D)
E)
Soluble en agua
Conduce la corriente eléctrica si está disuelta o fundida.
Conduce el calor y la electricidad.
Es dúctil y maleable.
Es soluble en disolventes no polares como el éter o el benceno.
RbI
Br2
CH4
Ag
CaCl2
Cu
8.- Indica el tipo de enlace en las siguientes sustancias:
NH3
H2S
CsBr
MgCl2
HCl
Fe
9.- A la vista de la tabla, clasifica las sustancias A, B, C y D en iónicas, covalentes, moleculares,
covalentes reticulares o metálicas.
A
B
C
D
Punto de fusión Dureza Conductividad eléctrica
Solubilidad en agua
alto
alta
Conduce fundida y en disolución acuosa
soluble
muy alto
muy alta
aislante
insoluble
bajo
baja
aislante
muy baja
alto
alta
alta
insoluble
10.- De la fórmula H2SO4, correspondiente al ácido sulfúrico, se deduce que en cada molécula de
ácido sulfúrico hay:
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a) en total tres átomos.
b) cuatro moléculas de oxígeno.
c) un átomo de azufre.
d) dos moléculas de oxígeno y una de hidrógeno.
e) se deduce que el ácido sulfúrico es un compuesto químico.
11.- ¿Qué se quiere indicar con 3 O3?
a) dos moléculas de oxígeno que son triatómicas.
b) tres moléculas de oxígeno que son triatómicas.
c) tres moléculas de oxígeno que son diatómicas.
d) tres átomos de oxígeno.
e) Seis moléculas de oxígeno.
12.- Calcula las masas moleculares de los siguientes compuestos; a) H2O (agua), Mg(OH)2
(hidróxido de magnesio), H2SO4 (ácido sulfúrico).
Cuestiones para hacer en casa
1.- ¿Qué diferencia hay entre una molécula y una red cristalina?
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2.- ¿Por qué un compuesto iónico no conduce en estado sólido la electricidad pero sí la conduce
cuando está disuelto en agua?
3.- Explica, mediante un esquema, como tiene lugar la unión entre el átomo de flúor y el átomo
de litio para formar fluoruro de litio.
4.- Explica mediante un esquema, cómo tiene lugar la unión entre el átomo de bromo y el átomo
de calcio para formar bromuro de calcio.
5.- ¿Qué diferencia hay entre redes cristalinas iónicas y las redes metálicas?
6.- Sean A y B dos átomos con número atómico 3 y 9, respectivamente. ¿Qué tipo de enlace
formarán entre ellos? Razona tu respuesta.
7.- ¿Qué tipo de enlace formará un átomo de número atómico 26 con átomos del mismo tipo?
¿Por qué?
8.- ¿Por qué los metales pueden conducir la corriente eléctrica en estado sólido?
9.- Representa los diagramas de Lewis del bromo (Br2) y del cloruro de hidrógeno (HCl).
10.- Dibuja la estructura de Lewis de las siguientes moléculas: a) O2, b) N2, c) HCl, d) H2O e)
NH3
11.- Clasifica según su tipo de enlace las siguientes sustancias químicas. Níquel (Ni), cloruro de
magnesio (MgCl2), cinc (Zn) y monóxido de carbono (CO).
12.- Un compuesto es gaseoso a temperatura ambiente y no es conductor de la electricidad.
¿Qué tipo de enlace tiene?
13.- Completa el siguiente párrafo:
Dos átomos forman un enlace covalente cuando
un par de
Un compuesto de un metal y un no metal presenta enlace
. Forma una red
conductor de la electricidad en estado
y se disuelve en
. Es mal
.
14.- Indica con sí o no, si las siguientes sustancias son solubles en agua:
NaCl
H2
KBr
I2
HCl
NaF
Cu
CH4
Au
15.- ¿Qué diferencia existe entre un enlace covalente sencillo, un enlace covalente doble y un
enlace covalente triple?
16.- ¿Cuál será la fórmula del compuesto formado por el cloro y el aluminio? ¿Cuál será su
masa molecular? ¿Qué tipo de enlace tiene? ¿Qué propiedades tendrá?
17.- Indicar si los enunciados que siguen son verdaderos (V) o falsos (F):
a) Los elementos están siempre formados por átomos individuales.
b) Los elementos están formados por un sólo tipo de átomos.
c) Los compuestos pueden estar formados por moléculas de átomos iguales.
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d) La proporción en que se combinan los átomos para formar una molécula es siempre una razón
numérica sencilla.
e) Los elementos están formados por átomos y los compuestos por moléculas.
18.- Determina la masa molecular de monóxido de carbono (CO), butano (C4H10), nitrato de
plata (AgNO3) y ioduro de potasio (KI). MC= 12, MO= 16, MH= 1, MAg= 107’9, MN= 14, MK=
39, MI= 126’9
19.- ¿Cuál de las siguientes muestras contiene mayor número de moléculas y cuál mayor número
de átomos? Todas ellas están en iguales condiciones de presión y temperatura. a) 1 L de H2, b)
1 L de O2, c) 1 L de O3, d) 0’5 L de NH3.
Hoja de problemas 1: gramos, moles y nº de Avogadro
1.- ¿Cuántas moléculas de agua hay en 24 g de agua? ¿Qué volumen ocupan en condiciones
normales?
R.- 7'83.1023 moléculas, 24 cm3.
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2.- ¿Qué volumen ocupan 50 g de CO2 a 0°C y 1 atm de presión?
R.- 25'45 L
3.- ¿Cuántos átomos de hierro hay en una aguja de 2 g fabricada con este material?
R.- 2'16.1022 átomos
4.- Un cuchillo fabricado con alumnio tiene una masa de 40 g. ¿Cuántos moles de aluminio
contiene? ¿Cuántos átomos son de este metal?
R.- 1'48 moles, 8'9.1023 átomos
5.- El bicarbonato de sodio es NaHCO3, ¿Cuántas moléculas de bicarbonato hay en 23 g de ese
compuesto? ¿y átomos de oxígeno?
R.- 1'65.1023 moleculas, 4'94.1023 átomos
6.- En un trago de agua ingerimos unos 25 cm3 de agua. ¿Cuántas moléculas de agua contienen?
¿Y de átomos de oxígeno?
R.- 8'4.1023 moleculas, 8'8.1023 átomos
7.- La fórmula del azúcar es C6H12O6. ¿Cuántos gramos de C hay en 250 g de azúcar?
R.- 100 g
8.- Un salero contiene 40 g de sal común (NaCl). ¿Cuántos gramos de sodio contiene el salero?
R.- 15'7 g
9.- La fórmula del gas butano es C4H10. ¿Cuántas moléculas hay en 30 g de ese gas? ¿Qué
volumen ocupa dicha masa en c. n. ?
R.- 3'1.1023 moleculas, 11'58 L
10.- ¿Cuántas moléculas de CO2 hay en 5 L de este gas medidos en c.n.? ¿Cuál es la masa de
esos 5 L?
R.- 1'34.1023 moleculas, 9'8 g
11.- ¿Cuál es la masa, en gramos, de 100 L de oxígeno en c.n.?
R.- 142'9 g
12.- ¿Qué volumen en c.n. ocupan un millón de moléculas de gas propano cuya fórmula es
C3H8?
R.- 3'7.10-17 L
13.- Calcula, en U y gramos, la masa de una molécula de cada una de las siguientes sustancias:
Fe2O3, NaOH, H2SO4, PbCl2.
R.- 159'6 U, 2'65.10-22 g, 39'9 U, 6'6.10-23 g, 98 U, 1'63.10-23 g, 278'2 U, 4'6.10-22 g
14.- Un vaso contiene 200 cm3 de agua. ¿Qué volumen de oxígeno podría obtenerse a partir de
esa cantidad de agua?
R.- 124'4 L
15.- Calcula dónde hay mayor número de átomos: a) En 10 g de Fe. b) En 10 g de agua. c) En
10 mL de vapor de agua en c.n.
R.- c)
16.- Un recipiente vacío pesa 150'300 g. Lleno de oxígeno, su peso es 151'050 g. Finalmente, se
vuelve a llenar de otro gas desconocido y se obtiene un peso de 152'360 g (a igual presión y
temperatura que el oxígeno). Deduce el peso molecular de este gas.
R.- 89'6 g/mol
Unidad Didáctica 2: Enlace químico. Compuestos.
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Hoja de problemas 2: Fórmula empírica y fórmula molecular
1.- Un óxido de arsénico arroja la siguiente composición centesimal: 75'74 % de As y 24'26 %
de O. ¿Cuál es su fórmula empírica? ¿Y su fórmula mínima?
R.- a) As1O1’5 b) As2O3
2.- Un compuesto salino da, por análisis, la siguiente composición centesimal: N =16'45 %; O =
37'6 %; K = 45'95 %. Calcular: a) Su fórmula empírica b) Su fórmula mínima c) La masa de 1
mol. Datos: MN=14 MO=16 MK=39
R.- a) KNO2 c) 85
3.- Un compuesto está formado por 71 g de cloro y 80 g de oxígeno. Hallar su composición
centecimal y su fórmula empírica y mínima. Datos: MO=16, MCl=35'5
R.- a) 52'98 % de O, 47'02 % de Cl, b) Cl2O5
4.- Un compuesto contiene 74'87 % de carbono y 25'13 % de hidrógeno. La sustancia es un
compuesto gaseoso cuyo peso molecular aproximado es 16. Hallar la fórmula del compuesto.
R.- CH4
5.- Una muestra de 0'596 g de un compuesto gaseoso puro, constituido exclusivamente por boro
e hidrógeno, ocupa en condiciones normales, 484 cc. Cuando se quema en exceso de oxígeno,
todo el hidrógeno pasa a formar 1'17 g de agua y todo su boro se encuentra como B2O3 se pide:
a) Fórmula empírica, fórmula molecular y masa molecular del hidruro. b) Peso del óxido de
boro formado. Datos: MB= 10'8
R.- a) B1H3, B2H6, M=27'1 b) 1'5 g
6.- Al reducir por hidrógeno 50 g de óxido de wolframio, se obtienen 42'59 g de W metálico.
Determinar: a) La fórmula empírica de dicho óxido. b) La fórmula mínima. c) La reacción que
tiene lugar debidamente ajustada. d) los litros de H2, medidos en condiciones normales, que se
consumirán en la reacción. Datos: MW=183'85 MO=16
R.- a) WO2 , c) WO2 + 2H2 → 2H2O + W , d) 10'4 L
7.- El análisis de la nicotina dio como resultado un contenido del 74'8 % de C, 8'7 % de H y 17'3
% de N (en masa). a) Determina su fórmula empírica. b) Se sabe que la masa molecular de la
nicotina es 162 u. Halla su fórmula molecular.
R.- a) C5H7N1 b) C10H14N2
8.- Al quemar una muestra de 1'298 g de ácido ascórbico (vitamina C) se forman 1'947 g de CO2
y 0'531 g de H2O. a) Sabiendo que dicho compuesto sólo contiene C, H y O, determina su
fórmula empírica. b) Si su masa molecular vale 88, ¿cuál es la fórmula molecular?
R.- a) C1H1’36 b) C3H4O3
9.- El cromo tiene trés oxidos diferentes, cada uno de los cuales tiene 76’5 %, 68’4 % y 52’0 %
del metal respectivamente. Determina las fórmulas empíricas de dichos oxidos.
R.- CrO, Cr2O3, CrO3
10.- Un ácido oxoacido del nitrógeno contiene 1’587 % de hidrógeno y 76’191 % de oxígeno.
Razona de cuál de los dos sigientes compuestos puede tratarse: a) ácido nitroso b) ácido nítrico.
R.- Ácido nítrico: HNO3
11.- Durante muchos años se ha utilizado el cloroformo como anestésico. Esta sustancia
presenta la siguiente composición centesimal: 10’06 % de C, 0’85 % de H y 89’09 % de Cl.
Sabiendo que la masa de 1 L de dicho gas, en c.n. es 5’33 g, determina la fórmula molecular del
cloroformo.
R.- CHCl3
Unidad Didáctica 2: Enlace químico. Compuestos.
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Hoja de problemas 3: Composición centesimal
1.- Hallar la composición centesimal del KNO3. Datos: MK = 39, MN = 14, MO = 16.
R.- K = 38'6 %, O = 47'5 %, N = 13'9 %
2.- Determinar el contenido en calcio del CaCO3. Datos: MCa = 40, MC = 12, MO = 16.
R.- 40 %
3.- Determinar el contenido en Ca de un CaCO3 comercial del 90 %.
R.- 36 %
4.- Calcula la composición centesimal del trióxido de azufre, SO3, y del óxido de calcio, CaO.
Datos: MS = 32 , MO = 16, MCa = 40
R.- a) 40 % S y 60 % O, b) 71'4 % Ca y 28'6 % O
5.- Ordena de mayor a menor porcentaje de oxígeno los siguientes compuestos: BaO, K2O, CO2.
Datos: MBa = 137'3, MK = 39'1, MC = 12
R.- CO2 > K2O > BaO
6.- Calcular la composición centesimal del oxalato de plata (Ag2C2O4). Dato: MAg = 108.
R.- Ag = 71 %, C = 7'9 %, O = 21 %
7.- Calcular los tantos por ciento de SiO2, Al2O3, CaO y H2O contenidos en el compuesto cuya
fórmula es: (SiO2)6 . Al2O3 . CaO . 6H2O;
Dato: MSi = 28, MAl = 27
R.- SiO2 = 57'5 %, Al2O3 = 16'3 %, CaO = 8'9 %, H2O = 17'3 %
8.- Calcular la pérdida de peso que experimentan 153 g del compuesto anterior cuando por
calentamiento se desprende totalmente el agua de hidratación.
R.- 26'39 g
9.- Calcular el % de cobre existente en los compuesto:
a) Óxido cuproso, Cu2O; b) cloruro cuproso, CuCl; c) Sulfato cúprico pentahidratado,CuSO4 .
5H2O.
R.- a) 88'8 %, b) 64'1 %, c) 25'5 %
10.- Hallar la composición centesimal de los compuestos a: a) bromuro potásico KBr, b) sulfato
amónico (NH4)2SO4. Dato: MBr = 80
R.- a) K = 32'8 %, Br
11.- Calcular la cantidad de CuSO4 . 5H2O de que es necesario partir para obtener:
a) 15 g de Cu. b) 10 g de CuSO4 anhidro.
Datos: MCu = 63'5, M S= 32
R.- a) 58'94 g b) 15'64 g
Unidad Didáctica 2: Enlace químico. Compuestos.
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