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2Química 2.º Bachillerato SOLUCIONARIO

UNIDAD 2. EL ENLACE QUÍMICO

Actividades

1>Con ayuda bibliográfica busca los valores energéticos que te permitan calcular la energía reticular del fluoruro de calcio a partir de la ecuación obtenida en el ejemplo anterior, y compárala con el valor que obtendrías si hubieses aplicado la fórmula directa de cálculo. Los valores que se encuentran en la bibliografía para los parámetros requeridos son: – Energía de sublimación del calcio = 193 kJ mol-1. – Primera energía de ionización del calcio = 590 kJ mol-1. – Segunda energía de ionización del calcio = 1 150 kJ mol-1. – Energía de disociación de la molécula de flúor = 158 kJ mol-1. – Electroafinidad del flúor = −333 kJ mol-1. – Entalpía de formación del fluoruro de calcio = −1 214,6 kJ mol-1. Reemplazamos estos valores en la ecuación obtenida para el cálculo de la energía reticular: U = Qreac−Esub– 1.ªEioniz – 2.ªEioniz−Edisoc − 2 Eafin= −1 214,6 − 193 − 590 − 1 150 − 158 + 2 · 333 = −2 639,6 kJ mol-.1 La bibliografía también nos proporciona los valores de los parámetros que aparecen en la ecuación de cálculo de la energía reticular: = 2,5194; n para F- = 7 y para Ca2+ = 9, por lo quen = (7 + 9)/2 = 8 y d0 = 2,35 Å. Al reemplazar, obtenemos:

Es preciso multiplicar el resultado de U por la constante de Coulomb en el vacío a fin de obtener unidades energéticas coherentes. Así: −2,89·10−4 C2 m−1 mol−1·9·109 N m2 C−2 = −2 603,1·103 J mol−1 = −2 603,1 kJ mol−1.

2>Ordena en forma creciente de sus puntos de fusión los siguientes compuestos iónicos: fluoruro de sodio, cloruro de sodio, bromuro de sodio y yoduro de sodio. ¿Cuál de ellos será el más duro? A mayor temperatura de fusión, la energía del retículo cristalino (en valor absoluto) debe ser mayor. Para los haluros de sodio, las cargas iónicas son iguales (+1 y -1), y la constante de Madelung es muy similar. Por eso, la distancia interiónica es la clave: cuanto mayor sea, menor será la U. Al ir pasando de fluoruro a cloruro, bromuro y yoduro, aumenta d0 y por ello disminuye U en valor absoluto y la temperatura de fusión con ella. Asimismo, la dureza está relacionada con la dificultad para rayar el cristal, que será mayor cuanto más fuertes sean las uniones interiónicas, es decir, la U. Por tanto, el más duro será el fluoruro de sodio.

3>Elabora un archivo Excel que te permita calcular el porcentaje de carácter iónico o covalente de un compuesto químico(a partir de las electronegatividades de los elementos que lo forman), utilizando dos fórmulas teóricas. Compáralas:

! donde Δχ es la diferencia entre las electronegatividades de ambos elementos constituyentes.


En los contenidos anexos se encuentra el archivo Excel. Se ha añadido aquí una tabla que permite calcularlo introduciendo solamente los valores de las electronegatividades en las dos primeras celdas de la segunda columna (sombreadas ligeramente), seleccionar luego la tabla entera y pulsar la tecla <F9>. Las dos fórmulas marcan la diferencia entre enlace iónico y enlace covalente, ya que, cuando la diferencia entre las electronegatividades de ambos elementos es 1,6, el enlace es mayoritariamente covalente, mientras que si la diferencia es 1,7, es mayoritariamente iónico. Pero la segunda es más correcta desde el punto de vista químico ya que, si la diferencia de electronegatividad de ambos elementos es muy alta, superior a 2,4, la primera fórmula supera el resultado 100 %, lo que es imposible.

4>Si se representa mediante A al elemento de número atómico 11 y mediante B al de número atómico 16, explica si el compuesto formado por estos dos elementos será: a) Covalente AB. b) Iónico AB2. c) Covalente AB2. d) Iónico A2B. Las configuraciones electrónicas son: A (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 B (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Esto pone de manifiesto que los elementos considerados pertenecen al grupo de los metales alcalinos (A)y no metales anfígenos (B), y son el sodio y el azufre. Al ser grande la diferencia de electronegatividad, el compuesto que forman al combinarse sus átomos es iónico de fórmula A2B, (Na2S), es decir, la d es la correcta. Cada átomo de Na pierde un electrón (3s1) para formar Na+, que es capturado por el átomo de S para formar el anión sulfuro, S2-.

5>Se tienen tres elementos cuyas configuraciones electrónicas para la capa de valencia son: A: 3s2 3p3; B: 3s2 3p5; C: 3s1. Indica razonadamente: a)La fórmula del compuesto B–C y la de uno de los posibles compuestos A–B. El elemento B es un halógeno, concretamente el cloro, mientras que el elemento C es un alcalino, el sodio, y la fórmula que resultaría de su unión es CB (NaCl), producida por cesión-captación de un electrón entre ellos. El elemento A es un no metal del grupo del nitrógeno, concretamente el fósforo con tres electrones despareados en tres orbitales p, y B tiene un electrón desapareado en un orbital 3p. La fórmula que resultaría de su unión con B sería AB3 (PCl3), formada por compartición de tres pares de electrones entre ellos. b)El tipo de enlace en cada uno de estos compuestos. En el compuesto CB, NaCl, el enlace es iónico, siendo el átomo del elemento C, el sodio, el que pierde su electrón de valencia, y el átomo del elemento B, el cloro, quien lo gana. La fuerza atractiva de naturaleza electrostática entre estos iones, con configuración estable de gas noble cada uno de ellos, es lo que constituye el enlace iónico.

Electronegatividad del primer elemento 0,80

Electronegatividad del segundo elemento 3,40

Δχ (|diferencia de electronegatividad|) 2,6

% iónico = 16 (Δχ)2 + 3,5 Δχ 117,3 %

2,718281

81,5480381 %


En el compuesto AB3, los átomos de ambos elementos aportan un electrón de su orbital atómico 3p para formar, al solaparse estos orbitales, un enlace covalente compartiendo ambos átomos el par de electrones del enlace. Al formarse tres enlaces covalentes, cada uno de los cuatro átomos adquiere la configuración electrónica de gas noble que es muy estable.

6>Escribe las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas:HCN, H2SO3y (SiO4)4–. Para el HCN tendremos:

Para el H2SO3tendremos:

Para la especie (SiO4)4–.tendremos:

*Se añaden 4 electrones más porque esa es la carga del ion.

7>Cuatro elementos se designan arbitrariamente como A, B, C y D. Sus

H 1 2 1 2

C 4 8 4 8

N 5 8 5 8

Electrones 10 18

Pares 5 9

Pares entre átomos 9 – 5 = 4

Pares monoatómicos 5 – 4 = 1

Át. N.º e valencia

N.º e capa valencia completa

N.º átomos en fórmula

N.º e valencia x n.º átomos en fórmula

N.º e necesarios capa completa

H 1 2 2 2 4

S 6 8 1 6 8

O 6 8 3 18 24

Electrones 26 36

Pares disponibles 13 18

Pares entre átomos o pares compartidos

18 – 13 = 5

Pares monoatómicos o pares solitarios

13 – 5 = 8

O 6 8 24 32

Si 4 8 4 8

Electrones 32* 40

Pares 16 20



http://www.chemspider.com/ImageView.aspx?mode=3d&id=748


electronegatividades se muestran en la tabla siguiente:

! Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD, clasifícalas en orden creciente por su carácter covalente. Justifica la respuesta. Cuanto menor diferencia de electronegatividades tengan los átomos, mayor es el carácter covalente. Por eso, como las diferencias de electronegatividad son 0,2; 0,5; 0,9 y 0,7 para AB, AC, AD y BD respectivamente, el orden decreciente de carácter covalente será: AB > AC > BD > AD.


8>Para las moléculas H2S yPH3: a) Representa mediante diagramas de Lewis su estructura electrónica. b) ¿Qué tipo de hibridación, si la hay, presentan sus átomos centrales? c) ¿Qué valor aproximado tienen sus ángulos de enlace? d) ¿Qué forma geométrica presenta cada molécula? H2S:

PH3:

H2S: hibridación sp3, estructura tetraédrica y forma angular (RPECV: AX2E2) [αH−S−H ≈ 92,1º]. PH3: hibridación sp3, estructura tetraédrica y forma piramidal triangular (RPECV: AX3E1) [αH−P−H ≈ 104º].

9>Dadas las moléculas CCl4, BF3 y PCl3: a)Representa sus estructuras de Lewis. b)Predice la geometría de cada una de ellas según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. CCl4:

Electrones de valencia disponibles: A = 4 + 4 ·7 = 32. • Capacidad total de la capa de valencia: N = 8 + 8 ·4 = 40. • Electrones compartidos: S = N − A = 40 − 32 = 8 (cuatro enlaces). • Electrones solitarios: A − S = 32 − 8 = 24 (doce pares). Ahora distribuiremos los electrones adecuadamente sobre los átomos:

H 1 2 2 4

S 6 8 6 8

Electrones 8 12

Pares 4 6



P 5 8 5 8

H 1 2 3 6

Electrones 8 14

Pares 4 7



Elemento Estructura electrónica

Electrones de valencia

Capacidad de la capa de valencia

C 1s2 2s2 2p2 4 8

Cl 1s22s22p53s2 3p5 7 8



http://chemapps.stolaf.edu/jmol/jmol.php?model=S



# Su geometría según la TRPECV será la de la molécula de tipo AB4,es decir, la tetraédrica, por ser la que permite mayor alejamiento de los pares electrónicos para que la repulsión entre ellos sea mínima. Pero la molécula será apolar porque se compensan entre sí los momentos dipolares de los cuatro enlaces polares C-Cl.


BF3: Esta molécula es una excepción a la teoría de Lewis del octeto electrónico. Se trata de una molécula con octeto incompleto y distribución electrónica que no se puede conseguir con el método habitual. Se pueden colocar los electrones fácilmente, recordando que el boro tiene tres electrones de valencia y el flúor siete.

# Su geometría según la TRPECV será la de la molécula de tipo AB3,es decir, trigonal plana con ángulos F-B-F de 120°, por ser laque permite mayor alejamiento de los pares electrónicos. Perola molécula será apolar porque se compensan los tres enlaces polares B−F entre sí.

PCl3:

Electrones de valencia disponibles: A = 5 + 3 ·7 = 26. • Capacidad total de la capa de valencia: N = 8 + 8 ·3 = 32. • Electrones compartidos: S = N − A = 32 − 26 = 6 (tres enlaces). • Electrones solitarios: A − S = 26 − 6 = 20 (diez pares).

Ahora distribuiremos los electrones adecuadamente sobre los átomos:

# Su geometría según la TRPECV será la de la molécula de tipo AB3P, es decir, piramidal triangular, por ser la que permite mayor alejamiento de los pares electrónicos. Pero la molécula será polar porque no se compensan entre sí las polaridades de los tres enlaces P-Cl.

10>Empleando la tabla de electronegatividades de la unidad anterior, ordena, según su polaridad, los enlaces siguientes: H-F, H-S, H-O, H-N, H-C, C-O, C-Cl, Cl-F, N-O. La polaridad será mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los átomos. Mirando la tabla del tema anterior, observamos que estas son:

Así quedan en orden de polaridad decreciente: H-F > H-O > C-O = Cl-F > H-N > C-Cl = N-O >H-S = H-C




P 1s22s2 2p23s2 3p3 5 8

Cl 1s22s22p53s2 3p5 7 8

Enlace H-F H-S H-O H-N H-C C-O C-Cl Cl-F N-O

D i f e r e n c i a electronegatividad

1,9 0,4 1,4 0,9 0,4 1,0 0,5 1,0 0,5


11>Se dan las siguientes sustancias: Br2, NaCl, HBr, BaO, HNO3,MgF2. Indica cuáles presentan: a) enlaces covalentes puros; Br2. b) enlaces covalentes polares; HBr, HNO3. c) enlace iónico; NaCl, BaO, MgF2. d) enlaces covalentes no polares. Br2.

12>El carbono (diamante) y el iodo son sólidos a las temperaturas y presiones habituales. Razona por qué el carbono diamante tiene una temperatura de fusión de 3 823 K, mientras que el iodo es un sólido que se sublima con facilidad. Aunque ambas son sustancias covalentes, el carbono en su forma de diamante se presenta como red molecular, cuyos fuertes entramados de átomos unidos por enlaces covalentes (cada átomo de carbono está unido tetraédricamente a otros cuatro)son energéticamente muy difíciles de separar para provocar la fusión. El iodo está formado por moléculas diatómicas unidas entre sí por fuerzas de dispersión mucho más débiles que las de los enlaces covalentes. Por ello, con poca energía se separan las moléculas entre sí y pasan a estado gaseoso.

13>Considerando las sustancias Br2, SiO2, CaF2, justifica en función de sus enlaces: a) Si son o no solubles en agua. Las sustancias covalentes son insolubles en agua, por lo general. En cambio, las iónicas lo son fácilmente. Por ello, el Br2, SiO2 son insolubles, mientras que el CaF2 sí es soluble en agua. b)Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente. Ni las sustancias iónicas ni las covalentes son conductoras de la electricidad. Solo las primeras en disolución, o fundidas, lo son. c) ¿Cuál es la más dura de ellas? La dureza es mayor en las sustancias iónicas que en las covalentes. En el caso de redes moleculares, la dureza es todavía mayor, pues mantienen sus átomos muy fuertemente unidos por enlaces covalentes; por eso la sustancia más dura ―difícil de rayar― es el SiO2.

14>Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifica: a) El cloruro de sodio tiene punto de fusión mayor que el bromuro de sodio. El punto de fusión de un compuesto aumenta con la energía reticular U; a igualdad de cargas y parámetros estructurales, la U será mayor cuanto menor sea la distancia interiónica. Esta es menor en el NaCl que en el NaBr, dado que el ion bromuro es mayor que el cloruro. Por ello, el punto de fusión del NaCl es mayor que el del NaBr. b) El carbono en forma de diamante es un sólido muy duro. Forma una estructura tridimensional de tipo red cristalina con los átomos unidos muy fuertemente entre sí. c) El nitrógeno molecular presenta gran estabilidad química. Sus átomos se unen mediante un triple enlace (N≡ N) y, por tanto, para que reaccionen es preciso romperlo, lo cual no resulta energéticamente fácil, y de ahí su estabilidad química. d) El amoniaco es una sustancia polar. Está formado por tres enlaces N−H que son polares y presentan ángulos en el espacio de unos 106°, por lo que la suma vectorial de las polaridades de los tres no es cero, lo que conduce a una molécula polar. 15>Razona cuál de las siguientes sustancias presenta unas fuerzas



intermoleculares mayores y explica cuáles son las consecuencias de ello. NH3 PH3 AsH3 H2O H2 Las fuerzas intermoleculares se presentan cuando existen interacciones dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido o dipolo inducido-dipolo inducido entre las moléculas. En particular, el puente de hidrógeno, la más fuerte de este tipo de interacciones moleculares, se produce entre aquellas moléculas que contienen un enlace entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo y pequeño (F, O, N). Cuanto más fuertes sean los dipolos, más intensas serán esas fuerzas. Los dipolos serán mayores a mayor diferencia de electronegatividades entre los átomos presentes. En este caso, la mayor diferencia se produce entre el hidrógeno y el oxígeno, por lo que sus dipolos, y como consecuencia las fuerzas intermoleculares, serán más intensas en el caso del H2O. Los compuestos que experimentan estas interacciones presentan como principal anomalía los relativamente altos valores de sus puntos de fusión y ebullición y, por tanto, su estado físico a temperatura ambiente. La respuesta correcta es el H2O. La consecuencia es que el punto de fusión y ebullición del agua es mucho más elevado que el de sustancias covalentes similares a ella.

16>Los valores de los puntos de ebullición de los halogenuros de hidrógeno son: HF (19,5 °C), HCl (−85 °C), HBr (−67 °C) , HI (−35 °C). Explica la variación de estos valores en relación con la naturaleza de estas sustancias y la existencia de fuerzas intermoleculares de cohesión. Es de esperar que, a menor masa molecular, menor sea la temperatura de ebullición, cosa que se cumple entre el HI > HBr > HCl, pero el HF que es el que menor masa tiene presenta el mayor punto de ebullición. Esto solo puede deberse a la existencia de fuertes interacciones de tipo puente de hidrógeno entre las moléculas de HF.


Cuestiones lectura

Superconductividad Sabemos que el transporte de energía eléctrica, aun utilizando buenos conductores como el cobre o el aluminio, conlleva pérdidas en forma de calor que incluso pueden alcanzar el 20 % y que dependen de la resistencia de los materiales que la transmiten. ¿Es una utopía encontrar materiales que carezcan de resistencia eléctrica? La búsqueda de nuevos materiales que tengan determinadas propiedades es una constante de la Química desde sus orígenes. Es conocido el experimento que en el año 1911 realizó H. Kamerlingh Onnes: enfrió mercurio, usando helio líquido, hasta una temperatura de 4,2 K (–269 °C) —punto de ebullición del helio—,y observó que a esa temperatura el mercurio transmitía la electricidad sin pérdida alguna; había perdido su resistencia al flujo eléctrico. No solo el mercurio presenta esa propiedad de superconductividad; les ocurre lo mismo a bastantes metales y aleaciones. Sin embargo, el coste de mantenimiento de dichos sistemas hiperfríos excedía con mucho el ahorro logrado en la transmisión eléctrica. Pero una vez realizado con éxito un ensayo básico, los científicos empujados por la demanda de la sociedad, que busca una mejor calidad de vida, han continuado sus avances en este campo a fin de dotar al campo tecnológico de materiales realmente útiles. La explicación científica de la superconductividad les valió el Premio Nobel de 1972 a Bardeen, Cooper y Schrieffer. Curiosamente, tiene que ver con el mar electrónico que hemos estudiado en el tema. Demostraron que la existencia de esa nube de electrones y partículas en movimiento es la que crea la resistencia del metal, debido a los choques y repulsiones entre ellos. Al enfriara temperaturas cercanas al cero absoluto, el mar de electrones prácticamente no se mueve, por lo que los electrones de la corriente eléctrica que atraviesan el metal no encuentran ninguna oposición a su movimiento y, así, dicha corriente tiene lugar de forma continua y con resistencia nula. Date cuenta de que el mar de electrones no es una propiedad de los metales, sino de los metales a una cierta temperatura. Ya en 1986, Bednorz y Müller prepararon un material que se volvía superconductor a 30 K. Esta temperatura era aún muy baja y muy costosa de conseguir, pero originó mucho interés y un gran número de proyectos de investigación en la comunidad científica. Por este descubrimiento obtuvieron el Premio Nobel en 1987. Pronto se consiguieron compuestos superconductores a 93 K, lográndose esta temperatura con baños de nitrógeno líquido que —a diferencia del helio— es una sustancia abundante y barata. Se trataba de materiales cerámicos cuya composición era la de un óxido mixto de itrio, bario y cobre, de fórmula YBa2Cu3Ox (donde x = 6 o 7). En la actualidad, el récord de temperaturas lo ostenta un óxido de cobre, calcio, bario y mercurio que adquiere propiedades superconductoras a 134 K y que, comprimiéndolo, las mantiene hasta 164 K.


¿Podría haber superconductividad a temperatura ambiente? Ciertas pruebas esporádicas sin confirmar sugieren que puede producirse incluso a 250 K (−23 °C). Un superconductor de alta temperatura iniciaría otra revolución industrial. Se podrían fabricar microchips superconductores que fuesen la base de superordenadores. Se podría llevar corriente a varios miles de kilómetros sin que se produjesen pérdidas, con el consiguiente ahorro energético y monetario. Como los imanes levitan por encima de los superconductores se podrían construir trenes magnéticos que se desplazarían a velocidades de vértigo en ausencia de fricción, ya que no tocarían las vías. Los aparatos de resonancia magnética que se utilizan en centros médicos para obtener imágenes de órganos y tejidos internos del cuerpo humano serían más baratos y eficaces y, por lo tanto, más accesibles a la sociedad. Los reactores de fusión nuclear que ahora se están desarrollando precisan elevados campos magnéticos para su funcionamiento óptimo, que podrían obtenerse de este tipo de materiales. Debemos estar atentos a las noticias que día a día surgen en este campo, pues se están llevando a cabo muchos experimentos que quizás en pocos años cambien la visión que tenemos del mundo que nos rodea.

1>Busca en Internet los dos tipos de superconductividad que existen. Basándote en ello, contesta si los superconductores del futuro serán los metales o los materiales cerámicos. Pregunta de respuesta libre. Se pueden basar en el siguiente enlace: https://es.wikipedia.org/wiki/Superconductividad. Aunque pueden encontrar la clasificación propiamente en: https://es.wikipedia.org/wiki/Clasificación_de_los_superconductores. Lo importante es que descubran que se pueden clasificar los superconductores en tipo I y tipo II pero, sobre todo(y es lo más importante), es que los hay de bajas y de altas temperaturas. Obviamente, al menos en una primera etapa, la superconducción a altas temperaturas será la clave del avance en este campo de la Física, dada la dificultad en conseguir mantener durante largos periodos de tiempos temperaturas cercanas al cero absoluto. La mayor parte de los estudios en este campo tienen que ver con el intento de conseguir superconductividades a temperaturas lo más altas posible, lo que nos ha permitido conseguir superconductividad a temperaturas cercanas ya a los −100 ºC. Por tanto, los materiales superconductores del futuro, al menos del futuro próximo, serán los materiales cerámicos.

https://es.wikipedia.org/wiki/Superconductividad

https://es.wikipedia.org/wiki/Superconductividad


Cuestiones y problemas

Enlace iónico 1> El potasio tiene de número atómico 19 y puede formar un compuesto con otro elemento cuya configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. a) Formula el compuesto que es más probable que se forme. ¿Qué enlace presenta? La configuración electrónica del potasio es: K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, y de ella y la del elemento azufre, S, que es el de la configuración propuesta, se deduce que el compuesto que se forma es el sulfuro de potasio, K2S, siendo el enlace del compuesto el iónico. b) Explica, a partir de las configuraciones electrónicas, cómo se forma el compuesto con esa estequiometría. En la configuración electrónica del potasio se observa que en su capa de valencia tiene un solo electrón, y al reaccionar lo cede para formar el catión K+ con configuración estable del gas noble anterior, mientras que el elemento azufre, con 6 electrones en su capa de valencia, acepta el electrón del potasio para formar el ión S–, al que falta aún otro electrón para adquirir la configuración del gas noble siguiente. Por tanto, este anión acepta el último electrón de otro átomo de potasio para conseguir la configuración electrónica del gas noble siguiente,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, transformándose en anión sulfuro, S2-. Por esta razón, la estequiometría del compuesto es de dos átomos de potasio por uno de azufre, como indica su fórmula K2S.

2>Responde, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Explica la relación que existe entre el porcentaje de carácter iónico de un compuesto y la diferencia de electronegatividades entre los elementos que lo forman. El carácter iónico de un enlace viene determinado por la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo integran. Cuanto mayor sea esta, mayor será el carácter iónico del compuesto. b) En base a lo anterior, ordene los siguientes óxidos de menor a mayor carácter iónico: SnO, SrO, TeO. Por la posición que ocupan en el sistema periódico, el Sr es un metal de tipo alcalinotérreo situado a la izquierda, el Sn es un metal de la familia carbonoidea situado hacia el centro derecha, mientras que el Te es un no metal de la familia de los anfígenos situado a la derecha. De izquierda a derecha, en cada periodo, aumenta la electronegatividad de los elementos, por lo que la diferencia con la del oxígeno disminuirá también en la misma dirección. Así, el carácter iónico varía de mayor a menor: SrO > SnO > TeO. c)Comparando el hidruro de potasio y el hidruro de calcio, ¿cuál sería el más iónico? Siguiendo la misma regla mencionada antes, como el calcio (aun estando a la izquierda) está más hacia la derecha en el sistema periódico que el potasio, la diferencia de electronegatividades será mayor en el caso de este último. Así, el carácter iónico del KH es mayor que el del CaH2.

3>Calcula la energía reticular del cloruro de sodio sabiendo que el valor para la constante de Madelung para este compuesto vale 1,748 y la distancia interiónica es 282 pm. Busque en Internet el resto de los datos que necesite utilizar. Aplicando directamente la expresión de la energía reticular (con todos los datos en unidades del Sistema Internacional):

4>Coloca razonadamente las sustancias dadas en cada apartado en orden creciente de la propiedad que se indica:


a) Energía de red de CaO, SrO y MgO. La energía de red es mayor cuanto mayores sean las cargas de los iones y menores sus distancias internucleares. Por tanto, dado que las cargas son iguales en los tres casos, la energía de red aumentará (en valor absoluto): SrO < CaO < MgO. b) Punto de fusión de LiCl, LiI y LiBr. En el caso del punto de fusión pasa algo parecido, porque para fundir un cuerpo iónico es preciso romper los enlaces que mantienen unidos a los iones en la red. Por ello, a mayor valor de energía reticular, mayor será la energía que habrá que comunicarles y, por tanto, mayor será el punto de fusión. Siguiendo el mismo razonamiento que en el apartado anterior, los puntos de fusión aumentarán así: LiI < LiBr < LiCl.

5>Define el concepto de energía de red y ordena, justificando la respuesta, los compuestos iónicos NaF, KBr y MgO según los siguientes criterios: a)Energía de red. La energía de red o energía reticulares la energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso. Esta energía aumenta al hacerlo la carga de los iones y al disminuir el radio de los mismos. Por ello, la energía reticular del NaF es mayor que la del KBr, ya que las cargas de sus iones constituyentes son iguales pero los radios de Na y F son menores por estar en los mismos grupos del sistema periódico pero en períodos más arriba. En cuanto al MgO, ambos iones tienen cargas dobles que las del NaF, y aunque sus radios también son un poco menores que los del Na y F, el factor carga prevalece haciendo que su energía de red sea mayor. Así que el orden será: KBr < NaF < MgO. b)Punto de fusión. A mayor energía de red, más costará fundir las sustancias, porque para ello es preciso deshacer la propia red cristalina. El orden de sus puntos de fusión crecientes será el mismo que el del apartado anterior: KBr < NaF < MgO.

6>A partir del esquema del ciclo de Born–Haber para el fluoruro de sodio:

! a)Nombra las energías implicadas en los procesos 1, 2 y 3. Proceso 1: calor de sublimación. Proceso 2: energía de disociación. Proceso 3: energía de ionización. b)Nombra las energías implicadas en los procesos 4, 5 y 6. Proceso 4: electroafinidad. Proceso 5: energía reticular. Proceso 6: calor de reacción. c)Justifica si son positivas o negativas las energías implicadas en los procesos 1, 2, 3, 4 y 5. Las energías de los procesos 1,2 y 3 son positivas porque es preciso dar energía a un átomo para pasarlo al estado de gas, ya que sus moléculas tienen mayor actividad dinámica (proceso 1). También para disociar una molécula estable que al formarse desprendió esa misma energía en forma de energía de enlace (proceso 2). Y, por último, para quitar el último electrón de un átomo por la atracción culombiana que experimenta respecto del núcleo (proceso 3). Las energías de los procesos 4 y 5 son negativas porque se desprende energía cuando se capta un electrón, ya que la atracción nuclear compensa con creces la repulsión electrónica (proceso 4), y también cuando se forma el cristal iónico se desprende la


energía reticular precisa para su formación (proceso 5). d)En función del tamaño de los iones, justifica si la energía reticular del fluoruro sódico será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio. La energía reticular viene dada por donde d0 es la distancia internuclear de los átomos que forman el cristal: cuanto mayor sea esta, menor será en valor absoluto la energía reticular del cristal. Dado que d0 se obtiene como la suma de los radios de los iones presentes, y como el radio del cloro es mayor porque tiene una capa más de electrones que el flúor, el valor de d0 para el NaCl será mayor que el del NaF, por lo que|UNaCl|<|UNaF|.

7>Calcula la energía reticular del MgO sabiendo que: Q formación del MgO= − 602,0 kJ mol−1 E sublimación del Mg = 146,1 kJ mol−1 E disociación del O2= 498,2 kJ mol−1 E primera ionización del Mg = 736,3 kJ mol−1 E segunda ionización del Mg = 1 447,9 kJ mol−1 E electroafinidad primera del O = −141,2 kJ mol−1 E electroafinidad segunda del O = −791,0 kJ mol−1 En primer lugar, escribimos la reacción macroscópica de formación(a partir de sus elementos en sus formas más estables) que tiene lugar: 1/2 O2 (g) + Mg (s) →MgO (s) Qreacción. La primera etapa que debemos considerar es la sublimación del magnesio: Mg (s) → Mg (g) Esublimación. El magnesio cederá dos electrones para quedar con estructura estable s2p6 mediante dos etapas de ionización sucesivas: Mg (g) − 1e- → Mg1+ (g)1.ªEionización. Mg1+ (g) − 1 e- → Mg2+ (g)2.ªEionización. Las siguientes etapas tendrían que ver con la disociación y posterior ionización del oxígeno: 1/2 O2 (g) → O (g)1/2Edisociación. O (g) + 1 e- → O-(g)1.ªEelectroafinidad. O- (g) + 1 e- → O2-(g)2.ª Eelectroafinidad. Por último, la etapa de formación del cristal a partir de sus iones en estado gaseoso: O2-(g)+ Mg2+(g)→MgO (s) U. Sumando las ecuaciones anteriores, observamos que se obtiene la reacción de formación del fluoruro de calcio a partir de sus elementos en formas más estables; por tanto, podemos escribir que: Qreacción= Esublimación+ 1.ªEionización+ 2.ª Eionización+ 1/2 Edisociación+ 1.ªEelectroafinidad+ 2.ª Eelectroafinidad+U. Despejando, queda: U = Qreac–Esub– 1.ªEioniz– 2.ªEioniz− 1/2 Edis–1.ªEelectroafinidad− 2.ª Eelectroafinidad = −602,0 kJ mol-1− 146,1 kJ mol-1− 736,3 kJ mol-1– 1 447,9 kJ mol-1− 1/2 498,2 kJ mol-1− (−141,2 kJ mol-1) − (−791,0 kJ mol-1). Y de ahí: U = −2 249,2 kJ mol-1.


Enlace covalente 8>Coloca los siguientes compuestos: bromuro de magnesio, bromuro de aluminio, bromuro de silicio y tribromuro de fósforo, por orden decreciente del carácter iónico de sus enlaces entre el bromo y el otro elemento. Razona la respuesta. Datos: electronegatividades: Br = 2,8 ;Si = 1,8 ;Mg = 1,2 ;Al = 1,5 ; P = 2,1. Enlace Br-Mg ⇒ Diferencia electronegatividad: 1,6. Enlace Br-Al ⇒ Diferencia electronegatividad: 1,3. Enlace Br-Si⇒Diferencia electronegatividad: 1,0. Enlace Br-P ⇒ Diferencia electronegatividad: 0,7. Dado que el carácter iónico de un compuesto viene determinado por la diferencia de electronegatividad entre los átomos que lo integran, y que cuanto mayor sea esta, mayor será el carácter iónico del compuesto, tendremos que el aumento de carácter iónico será: PBr3< SiBr4< AlBr3< MgBr2.

9>Escribe la estructura de Lewis, predice la geometría y razona la polaridad de la molécula CH3Cl. Datos: electronegatividades: C = 2,5 ;H = 2,1 ; Cl = 3,0.

Para el CH3Cl tendremos:

Electrones de valencia disponibles: A = 4 + 7 + 1·3 = 14. Capacidad total de la capa de valencia: N = 8·2 + 2·3 = 22. Electrones compartidos: S = N − A = 22 − 14 = 8(cuatro enlaces). Electrones solitarios: A − S = 14 − 8 = 6(tres pares). Ahora distribuiremos los electrones adecuadamente sobre los átomos:

# Haciendo un esquema:




C 1s2 2s2 2p2 4 8

Cl 1s2 2s2 2p63s2

3p57 8

H 1s1 1 2

H 1 2 3 6

C 4 8 4 8

Cl 7 8 7 8

Electrones 14 22



La geometría de este compuesto será tetraédrica, puesto que es una molécula AX4E0 según la RPECV, un poco cerrada por la repulsión de los tres pares electrónicos del cloro sobre los electrones de los átomos de hidrógeno. La molécula es polar puesto que, como la electronegatividad del cloro es diferente de las de los hidrógenos, los tres enlaces polares C-H no se contrarrestan con el enlace C-Cl, también polar. Por ello, la molécula es polar en su conjunto.

Pares 7 11




10>Dados los siguientes compuestos: NaH, CH4, H2O, CaH2 y HF, contesta razonadamente: a)¿Cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente? Las uniones de metales con el hidrógeno presentan un marcado carácter iónico, así que NaH y CaH2 serán compuestos iónicos, el resto serán covalentes. b)¿Cuáles de las moléculas covalentes son polares y cuáles no polares? Polares serán las moléculas que tengan enlaces polares sin que se anulen entre sí sus momentos dipolares. El H2O es una molécula angular con dos enlaces O-H polares, por lo que la suma de sus momentos dipolares no es 0, dando lugar a una molécula polar. HF es una molécula lineal con un único enlace H-F polar, por lo que es una molécula polar. Los momentos dipolares de los cuatro enlaces polares del CH4 se contrarrestan entre sí, dada su estructura tetraédrica, dando lugar a una molécula apolar.

11>Se han medido las distancias entre el nitrógeno y los oxígenos del ion nitrito (NO2-), observándose que son iguales. ¿Qué estructura de Lewis describe adecuadamente este ion?

Electrones de valencia disponibles: A = 5 + 6 ·2 + 1(carga del anión) = 18. • Capacidad total de la capa de valencia: N = 8 + 8 ·2 = 24. • Electrones compartidos: S = N − A = 24 − 18 = 6 (tres enlaces). • Electrones solitarios: A − S = 18 − 6 = 12 (seis pares). Ahora distribuiremos los electrones adecuadamente sobre los átomos:

# Por lo que la estructura real del ion será un híbrido de resonancia de las dos anteriormente propuestas, ya que las distancias entre N y O son iguales.

12>Dibuja las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas:NO2, SO2 y SO3. Escribe las diferentes formas posibles para las moléculas en las que se dé el fenómeno de resonancia. Molécula de NO2:

• Electrones de valencia disponibles: A = 6 ·2 + 5 = 17. • Capacidad total de la capa de valencia: N = 8 + 8·2 = 24. • Electrones compartidos: S = N − A = 24 − 17 = 7 (tresenlaces y un electrón libre). • Electrones solitarios: A − S = 17 − 7 = 10 (cinco pares).

#

Molécula de SO2:

Elemento Estructura electrónica Electrones de valencia Capacidad de la capa de valencia

N 1s2 2s2 2p3 5 8

O 1s2 2s2 2p4 6 8


N 1s2 2s2 2p3 5 8

O 1s2 2s2 2p4 6 8


• Electrones de valencia disponibles: A = 6·1 + 6·2= 18. • Capacidad total de la capa de valencia: N = 8·1 +8·2 = 24. • Electrones compartidos: S = N − A = 24 − 18 = 6 (tres enlaces). • Electrones solitarios: A − S = 18 − 6 = 12 (seis pares).

#

Molécula de SO3:

• Electrones de valencia disponibles: A = 6·1+ 6·3 = 24. • Capacidad total de la capa de valencia: N = 8·1 + 8·3 = 32. • Electrones compartidos: S = N − A = 32 − 24 = 8 (cuatro enlaces). • Electrones solitarios: A − S = 24 − 8 = 16 (ocho pares).

#

13>Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2: a)Representa sus estructuras de Lewis. Para el SiH4 tendremos:

Para el NH3 tendremos:


S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 6 8

O 1s2 2s2 2p4 6 8


S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 6 8

O 1s2 2s2 2p4 6 8

H 1 2 4 8

Si 4 8 4 8

Electrones 8 16

Pares 4 8



#

N 5 8 5 8

H 1 2 3 6

Electrones 8 14

Pares 4 7

Pares entre átomos 7 – 4 = 3#




Para el BeH2tendremos:

b) Predice la geometría de cada una de ellas según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. El SiH4 es una molécula del tipo AX4E0, que, según la RPECV, tendrá estructura y forma tetraédricas. El NH3 es una molécula del tipo AX3E1, que, según la RPECV, tendrá estructura tetraédrica y forma piramidal triangular. El BeH2 es una molécula del tipo AX2E0, que, según la RPECV, tendrá geometría lineal. c) Indica la hibridación del átomo central. La hibridación del silicio en el SiH4 debe ser sp3, puesto que su estructura es tetraédrica. La hibridación del nitrógeno en el NH3 debe ser sp3, puesto que su forma es una de las posibles en la estructura tetraédrica, al ser una molécula piramidal. La hibridación del berilio en el BeH2 debe ser sp, puesto que su geometría es lineal.

14>Sabiendo que el HF y el HCl poseen, respectivamente, un 41,3 % y un 17,5 % de carácter iónico, explica cuál de ellos tendrá menor momento dipolar. El momento dipolar es el producto de la carga del dipolo porla distancia internuclear. A mayor carácter iónico, mayor es la carga dipolar. Por eso, el HF tendrá mayores densidades de carga formando su dipolo en una relación de 41,3/17,5 = 2,36 veces más. La distancia internuclear del HCl en ningún caso podría ser2,36 veces mayor que la del HF (en la bibliografía se puede encontrar que dicha relación es 1,27 veces mayor para el HCl), por lo que el factor carga predominará sobre el de distancia; esto implica que el momento dipolar del HF será mayor que el del HCl.

15>Justifica la geometría de las siguientes moléculas covalentes a partir del modelo de repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV): a)BeF2 Se trata de una molécula tipo AX2E0, es decir, lineal. b)BCl3 Se trata de una molécula tipo AX3E0, es decir, trigonal plana. c)CCl4 Se trata de una molécula tipo AX4E0, es decir, tetraédrica.

16>Considerando las moléculas H2CO (metanal) y Br2O (óxido de dibromo): a)Representa su estructura de Lewis. Para el H2CO tendremos:


#

Be 2 4 2 4

H 1 2 2 4

Electrones 4 8

Pares 2 4



#

H 1 2 2 4

C 4 8 4 8

O 6 8 6 8 #

http://www.chemeddl.org/resources/models360/models.php?pubchem=139073



Para el Br2O (su nueva formulación es OBr2) tendremos:

b) Justifica su geometría molecular. La teoría RPECV determina que los pares de electrones compartidos y libres situados alrededor del átomo central adquieren determinadas direcciones en el espacio para conseguir la mínima repulsión entre ellos. La orientación adquirida determina la geometría de la molécula. En la molécula H2CO, sin pares de electrones libres sobre el átomo central, C, los pares de electrones enlazantes se dirigen hacia los vértices de un triángulo equilátero distorsionado. Para la molécula Br2O, con dos pares de electrones libres sobre el átomo central, O, los pares de electrones enlazantes se orientan dando lugar a una geometría AX2E2, es decir, estructura tetraédrica con forma molecular angular. c) Razona si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar. Una molécula poliatómica posee momento dipolar si la resultante de los momentos dipolares de los enlaces es mayor de 0. En la molécula H2CO, los enlaces H−C son muy poco polares, mientras que el enlace C=O se encuentra polarizado por la apreciable diferencia de electronegatividad entre el C y O. La geometría molecular hace que la molécula sea polar por poseer momento dipolar resultante. Los enlaces Br−O en la molécula Br2O, debido también a la apreciable diferencia de electronegatividad entre los átomos de Br y O, están polarizados, y la geometría molecular angular hace que la molécula sea polar.

17>Dadas las moléculas CH4, NH3, Cl2 y CO2, responde razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Clasifica estas moléculas como polares o apolares. Para determinar la polaridad o no polaridad de una molécula, se necesita conocer su geometría. Los átomos centrales de las moléculas CH4, NH3, CO2 y Cl2 son el carbono, el nitrógeno y el cloro, siendo las configuraciones electrónicas de sus capas de valencia: C: 2s2 2p2; N: 2s2 2p3; Cl: 3s2 3p5. CH4: el carbono promociona un electrón del orbital 2s al orbital vacío 2p, adquiriendo la configuración electrónica 2s1 2p3, por lo que su covalencia es 4. Por combinación lineal de los cuatro orbitales atómicos, forman cuatro orbitales híbridos sp3, que se solapan con los orbitales atómicos 1s de los cuatro átomos de hidrógeno para formar la molécula CH4. NH3: el átomo de nitrógeno presenta covalencia 3 (tres electrones desapareados). Por combinación lineal de los cuatro orbitales atómicos, forman cuatro orbitales híbridos sp3, que utiliza para unirse a tres átomos de hidrógeno y formar la molécula NH3, quedándole un par de electrones libres en el orbital híbrido restante.

Electrones 12 20

Pares 6 10



#

Br 7 8 14 16

O 6 8 6 8

Electrones 20 24

Pares 10 12

P a r e s e n t r e átomos

12 – 10 = 2

P a r e s monoatómicos 10 – 2 = 8

#


CO2: el átomo de carbono utiliza dos de los cuatro orbitales atómicos, cada uno con un electrón desapareado, para unirse mediante un enlace simple a dos átomos de oxígeno, y los otros dos para formar un enlace doble con cada uno de los átomos de oxígeno. Cl2: el átomo de cloro posee un solo electrón en su capa de valencia uniéndose a otro, compartiendo el par de electrones que cada uno aporta para formar la molécula Cl2. Entonces, como al carbono en su molécula CH4 solo lo rodean pares de electrones compartidos, el método RPECV asigna a esta molécula una forma tetraédrica regular, siendo el momento dipolar resultante de la suma de los momentos dipolares de los enlaces cero, por lo que la molécula es apolar. Para el NH3, el método anterior asigna una forma piramidal trigonal con el par de electrones en el vértice superior de la molécula, siendo el momento dipolar resultante distinto de cero, por lo que la molécula es polar. La molécula de CO2, según el método anterior, es lineal, y esta forma hace que el momento dipolar resultante sea cero por oponerse un momento dipolar de enlace al otro: la molécula es apolar. En la molécula Cl2, al ser los átomos iguales y, por ello, de la misma electronegatividad, el par de electrones se encuentra en el centro de la distancia interatómica, por lo que la molécula es apolar. b) ¿Qué compuesto forma una molécula tetraédrica? Como ya se expuso en al apartado anterior, la molécula CH4 es la única que presenta forma tetraédrica, pues los cuatro pares de electrones compartidos que rodean al átomo central se orientan en el espacio para conseguir la menor interacción electrostática entre ellos, uniéndose en los vértices con los átomos de hidrógeno.

18>Indica razonadamente para la molécula de etino: a) La hibridación que presentan los átomos de carbono. El etino(C2H2) tiene carbonos que presentarán cada uno un enlace σpor solapamiento frontal entre los orbitales sp de ambos, así como otro enlace σcada uno por solapamiento con los orbitales 1s de los hidrógenos correspondientes. Los dos orbitales p puros —que no sufrieron hibridación— de cada carbono constituirán sendos solapamientos laterales perpendiculares entre sí, produciéndose dos enlaces π que, junto con el σ anterior, conforman el característico triple enlace. b)El número de orbitales híbridos de cada átomo de carbono. Según lo anterior, cada carbono tiene dos orbitales híbridos sp. c) La geometría molecular. La hibridación sp proporciona geometría lineal. d)Los enlaces σ y π existentes. Como explicamos en el primer apartado, la molécula tiene tres enlaces σ y dos enlaces π.

19>Considera las moléculas OF2, BI3, CBr4 y C2H2: a) Escribe sus representaciones de Lewis. b) Indica razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de hibridación de orbitales, o bien la teoría de repulsión de pares electrónicos. c) Justifica cuáles son moléculas polares. Molécula OF2:

Electrones de valencia disponibles: A = 6 + 2·7 = 20. • Capacidad total de la capa de valencia: N = 8 + 8·2 = 24. • Electrones compartidos: S = N − A = 24 − 20 = 4 (dos enlaces). • Electrones solitarios: A − S = 20 − 4 = 16 (ocho pares).




F 1s2 2s2 2p5 7 8

O 1s2 2s2 2p4 6 8



! Su geometría, según la TRPECV, será la de la molécula de tipoAX2E2, le corresponde una forma angular por ser la que permite mayor alejamiento de los pares electrónicos. La molécula será polar porque se suman vectorialmente las polaridades de los enlaces O-F.

Molécula BI3 Esta molécula es una excepción a la teoría de Lewis del octeto electrónico; se trata de una molécula con octeto incompleto y cuya distribución electrónica no se puede conseguir con el método habitual. Se pueden colocar los electrones fácilmente, recordando que el boro tiene tres electrones de valencia y el yodo siete:

# Su geometría, según la TRPECV, será la de la molécula de tipo AX3E0, es decir, trigonal plana con ángulos I-B-I de 120°, por ser laque permite mayor alejamiento de los pares electrónicos y, por tanto, menor repulsión entre ellos. La molécula será apolar porque se compensan los tres enlaces polares B-I entre sí.

Molécula CBr4:

Electrones de valencia disponibles: A = 4 + 4·7 = 32. Capacidad total de la capa de valencia: N = 8 + 8·4 = 40. Electrones compartidos: S = N − A = 40 − 32 = 8 (cuatro enlaces). Electrones solitarios: A − S = 32 − 8 = 24 (doce pares). Ahora distribuiremos los electrones adecuadamente sobre los átomos:

! Su geometría, según la TRPECV, será la de la molécula de tipo AX4E0, es decir, la tetraédrica, por ser la que permite mayor alejamiento de los pares electrónicos. La molécula será apolar porque se compensan los cuatro enlaces polares C-Br entre sí.

Molécula C2H2

Electrones de valencia disponibles: A = 4·2 + 1·2 = 10. Capacidad total de la capa de valencia: N = 8·2 + 2·2 = 20. Electrones compartidos: S = N − A = 20 − 10 = 10 (cinco enlaces). Electrones solitarios: A − S = 10 − 10 = 0.




C 1s2 2s2 2p2 4 8

Br [Ar] 3d10 4s2 4p5 7 8




C 1s2 2s2 2p2 4 8

H 1s2 1 2



# Su geometría, según la TRPECV, será la de la molécula de tipo AX2E0 (en los dos carbonos), es decir, lineal, por ser la que permite mayor alejamiento de los pares electrónicos. Así, la molécula será apolar. También se podría explicar a través de la hibridación sp que presenta cada carbono, que mantiene dos orbitales p sin hibridar, cada uno con 1 e- desapareado para crear el triple enlace. Los carbonos presentarán cada uno un enlace σ por solapamiento frontal entre los orbitales sp de ambos, así como otro enlaceσcada uno por solapamiento con los orbitales 1s de los hidrógenos correspondientes. Los dos orbitales p puros —que no sufrieron hibridación— de cada carbono constituirán sendos solapamientos laterales perpendiculares entre sí, produciéndose dos enlaces π que, junto con el σ anterior, conforman el triple enlace. La orientación espacial será la lineal (ángulos de 180°).

Fuerzas intermoleculares 20>Explica cuál puede ser la razón de la diferencia en los puntos de ebullición de las siguientes sustancias:

! Las fuerzas intermoleculares de Van der Waals serán iguales en las dos sustancias por ser proporcionales a la masa molecular. El CH2O mantiene a sus moléculas en estado líquido unidas por fuerzas intermoleculares de tipo dipolo-dipolo, dado que es una molécula polar. Vencer esas fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo requiere un aporte energético extra, por lo que el punto de ebullición aumenta considerablemente en el CH2O. 21>Los puntos de ebullición del etano (CH3 − CH3), del metoximetano (CH3 − O − CH3) y del etanol (CH3 − CH2OH) son, respectivamente, −88 °C, −25 °C y 78 °C. Explica estas diferencias. Tenemos que tener en cuenta la estructura y polaridad de cada sustancia para conocer las fuerzas de atracción entre las moléculas. Las masas moleculares de estos compuestos son: etano: 30 u; metano-oxi-metano: 46 u, y etanol: 46 u. Es de esperar que, a medida que aumente la masa molecular, sea mayor la energía que haya que aportar para producir un cambio de estado físico, lo que observamos en las dos primeras sustancias. El etano es apolar y la del metano-oxi-metano tiene un pequeño momento dipolar debido a su estructura angular (vértice en el O), luego es una sustancia ligeramente polar. De ahí el notablemente mayor punto de ebullición del metano-oxi-metano. El etanol, a pesar de tener una masa igual a la del metano-oxi-metano, y de su mayor polaridad, presenta un punto de ebullición considerablemente mayor; esto solo puede ser debido a la existencia de fuerzas intermoleculares de cohesión que, en este caso, son de tipo puente de hidrógeno entre un átomo de hidrógeno O-H de una molécula y el átomo de oxígeno de otra molécula. En resumen: CH3−CH3: apolar, fuerzas de Van der Waals de dispersión (dipolo inducido-dipolo inducido). CH3– O−CH3: polar, fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo. CH3−CH2OH: polar, puentes de hidrógeno. Fuerza puentes de hidrógeno >> fuerza dipolo-dipolo > fuerza dipolo inducido-dipolo


inducido.

22>Las temperaturas de fusión del aluminio, del diamante, del agua y del nitrógeno son: −196 0C, 0 0C, 650 0C y 3 550 0C, aunque no en este orden. Asigna razonadamente a cada sustancia una temperatura de fusión, justificando el tipo de enlace y/o fuerza intermolecular que está presente en cada una de ellas. Los puntos de fusión y ebullición están directamente relacionados con la intensidad de las fuerzas que mantienen unidos a las entidades elementales ―átomos o moléculas― en cada sustancia. En el caso del aluminio, se trata de un enlace tipo metálico; el diamante es un enlace covalente de tipo red molecular; las moléculas de agua están unidas por fuerzas intermoleculares de tipo puente de hidrógeno, y las moléculas de nitrógeno están unidas por fuerzas intermoleculares de Van der Waals de dispersión. La fuerza de estos enlaces es así: covalente (red molecular) > metálico > puente hidrógeno > fuerzas de Van der Waals, por lo que la asignación de temperaturas quedará así: diamante, 3 550 0C; aluminio, 650 0C; agua, 0 0C; nitrógeno,−196 0C.

Generales 23>Indica, justificándolo, si son ciertas o falsas: a) En las moléculas de BH3 y NH3 los ángulos de enlace son iguales. Falsa. En las moléculas de BH3 y NH3, los ángulos de enlace no son iguales, puesto que se trata de dos moléculas cuya estructura espacial es diferente; mientras que la primera es plana trigonal(ángulos de 120°), la segunda es piramidal triangular con ángulos un poco menores de 109° (en realidad son de 106,7°). El N tiene un par electrónico no compartido que «ocupa» una de las cuatro direcciones de los vértices de un tetraedro. b) El NaCl presenta mayor carácter iónico que el NaI. Cierto, puesto que la diferencia de electronegatividades es mayor entre Na y Cl (2,1) que entre Na y I (1,6). c) En una red de un sólido metálico puede haber tanto cationes como aniones. Falsa. En las redes metálicas existen solamente átomos metálicos cuyos electrones son comunes a toda la red, manteniendo iones positivos inmersos en la nube de electrones deslocalizados. 24>¿Qué tipo de enlace debe romperse para: disolver cloruro decalcio en agua, fundir aluminio, vaporizar bromo, fundir oro, disolver sal en agua y vaporizar agua? Para disolver el cloruro de calcio, se deben romper enlaces iónicos. Para fundir el aluminio, se deben romper enlaces metálicos. Para vaporizar el bromo, se deben romper fuerzas intermoleculares tipo London (de dispersión). Para fundir oro, se deben romper el enlace metálico. Para disolver la sal en agua, se deben romper enlaces iónicos. Para vaporizar agua, se deben romper fuerzas intermoleculares tipo puente de hidrógeno.

25>Considera las siguientes moléculas: H2O, HF, H2, CH4 y NH3. Contesta justificadamente las siguientes cuestiones: a)¿Cuál o cuáles son polares? Son polares aquellas que tengan dipolos que no se anulen entre sí: H2O, HF y NH3. b)¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica? Aquella que contenga un enlace cuya diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados sea la mayor. En este caso, será el HF, puesto que el flúor está más arriba y a la derecha que cualquiera de los demás en el sistema periódico. c)¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente? Será el H2, puesto que las electronegatividades de ambos son iguales. d)¿Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?


Enlace de hidrógeno lo presentan aquellas moléculas que tienen el hidrógeno unido a un átomo muy pequeño y muy electronegativo, pues los dipolos que se generan son muy fuertes. En este caso, se tratará de las moléculas de HF, H2O y NH3.

26>Indica, justificando brevemente la respuesta, qué especie química (átomo, molécula o ion) ocupa los nudos de las redes de las siguientes sustancias en estado sólido: óxido de magnesio, grafito y agua. Óxido de magnesio⇒ Se trata de una sustancia iónica (unión de metal y no metal), los iones O2- (óxido) y Mg2+ocuparán los nudos de la red. Grafito⇒ Se trata de una sustancia covalente macromolecular (unión de no metales), los átomos de carbono ocuparán los nudos de la red. Agua⇒ Se trata de una sustancia covalente (unión de dos no metales), que en estado sólido cristaliza ocupando las moléculas de agua los nudos de la red.

27>Considera las sustancias: cloruro de potasio, agua, cloro y sodio. a) Indica el tipo de enlace que presenta cada una de ellas. El KCl, es un sólido formado por los iones K+ y Cl–, cuya unión electrostática, enlace iónico, da lugar a la formación de un compuesto cristalino. El agua es un líquido en el que sus átomos se unen por un enlace covalente, mientras que las moléculas, debido a los dipolos Hδ+– Oδ- y al pequeño tamaño del H, se unen entre sí por puentes de hidrógeno. El cloro es una molécula en la que sus átomos, pertenecientes a un mismo elemento, se unen mediante un enlace covalente, compartiendo un par de electrones. Finalmente, el sodio es un metal en el que sus átomos se unen mediante un enlace metálico. b) Justifica la polaridad del enlace en las moléculas covalentes. En la molécula de agua, debido a la gran diferencia de electronegatividad entre los átomos de O y H, los enlaces se encuentran muy polarizados, soportando el átomo de hidrógeno una carga parcial positiva y el átomo de oxígeno otra parcial negativa Hδ+– Oδ-. En la molécula de cloro, por ser los dos átomos del mismo elemento, presentan la misma electronegatividad, y por ello, el enlace entre los átomos no presenta separación de cargas y, por tanto, es apolar. c) Justifica la geometría y el momento dipolar de la molécula de agua. En el átomo central de la molécula de agua, el oxígeno soporta dos pares de electrones libres o no compartidos, y el método RPECV propone para dicha molécula la geometría del tipo AX2E2, es decir, estructura tetraédrica y forma angular, pues esta es la orientación de los pares de electrones compartidos y libres que produce una menor interacción entre ellos. Eso provoca que la molécula tenga momento dipolar permanente resultante de la suma de los dos momentos dipolares O-H de enlace.

28>Considera las siguientes especies químicas N2O, NO2+, NO2

–, NO3

–, y

responde razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Represente la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas

propuestas. N2O:

NO2+(1 electrón menos, por ser monovalente positivo):

N 5 8 10 16

O 6 8 6 8

Electrones 16 24

Pares 8 12



#



NO2– (1 electrón más, por ser monovalente negativo):

NO3– (1 electrón más, por ser monovalente negativo):

b) Indica la geometría que tendrá cada una de estas especies químicas. N2O: hibridación sp, estructura y forma lineal (RPECV: AX2E0). NO2

+: hibridación sp, estructura y forma lineal (RPECV: AX2E0).

NO2–: hibridación sp2, estructura trigonal plana, forma angular (RPECV: AX2E1).

NO3–: hibridación sp2, estructura y forma trigonal plana (RPECV: AX3E0).

29>Dados los siguientes compuestos NaF, CH4 y CH3OH: a) Indica el tipo de enlace. En el NaF, formado por un metal y un halógeno, con gran diferencia de electronegatividad entre ellos, los átomos se transforman en iones por una cesión-captación de electrones, y la fuerza de atracción electrostática entre las especies iónicas formadas, que da lugar alenlace iónico, es la que mantiene unidos los iones en la red cristalina del compuesto. El CH4 está formado por dos no metales que se unen compartiendo el carbono un par de electrones con cada uno de los átomos de hidrógeno, para así adquirir cada uno de ellos la configuración electrónica estable de gas noble. Este enlace por compartición de electrones es un enlace covalente. En el CH3OH, el átomo de carbono se une a tres átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, compartiendo con cada uno de ellos un par de electrones para conseguir, todos los átomos, configuración de gas noble. También el cuarto átomo de hidrógeno se une

N 5 8 5 8

O 6 8 12 16

Electrones (un e– menos) 16* 24

Pares 8 12



#

N 5 8 5 8

O 6 8 12 16

Electrones (un e– más) 18* 24

Pares 9 12



# y resonante.

N 5 8 5 8

O 6 8 18 24

Electrones (un e– más) 24* 32

Pares 12 16



# y resonantes.







covalentemente al átomo de oxígeno, muy electronegativo y de pequeño radio, por lo que dicho enlace se encuentra muy polarizado. b) Ordena de mayor a menor según su punto de ebullición. Razona la respuesta. En el metano, gasa temperatura ambiente, sus moléculas se unen entre sí mediante débiles fuerzas de dispersión Van der Waals, por lo que su punto de ebullición es extremadamente bajo. En el metanol, líquido a temperatura ambiente, debido a la polarización del enlace O – H, sus moléculas se unen unas a otras mediante un enlace por puente de hidrógeno, necesitándose aplicar mucha más energía que en el caso anterior para pasarlas al estado gaseoso. El fluoruro sódico, sólido a temperatura ambiente, es un compuesto iónico en el que las intensas fuerzas atractivas entre sus iones proporcionan una gran estabilidad térmica al cristal, siendo muy elevado su punto de ebullición. Entonces, el orden de mayor a menor punto de ebullición es: NaF> CH3OH > CH4. c) Justifica la solubilidad o no en agua. El metano, sustancia covalente apolar, es totalmente insoluble en agua. En el metanol, con el enlace O – H muy polarizado, interaccionan sus moléculas con las del agua, también muy polarizadas, produciéndose la disolución del metanol. En el compuesto fluoruro sódico, los iones del cristal interaccionan con los dipolos del agua rompiéndose la red cristalina, pasando los iones a la disolución quedando hidratados, es decir, rodeándose de moléculas de agua.

30>Dadas las siguientes sustancias: cloruro de potasio, agua, cloro, sodio, amoniaco y dióxido de carbono, explica: a) Tipo de enlace que presenta cada una. KCl es iónico, pues la diferencia de las electronegatividades de sus átomos es mayor que 1,8 (es 2,2). H2O, NH3 y CO2 presentan enlaces covalentes, pues la diferencia de electronegatividad entre sus átomos(1,4; 0,9; 1,0, respectivamente) es menor que 1,8. Cl2 es covalente puro, pues la diferencia de electronegatividades 0. Na es metálico. b) ¿Cuáles formarán moléculas y cuáles cristales? Formarán moléculas el H2O, Cl2, NH3 y CO2, pues son todos compuestos covalentes que no forman redes. Formarán cristales el KCl y Na, pues se trata de una sustancia iónica y otra metálica. c) ¿Cuáles presentarán momentos dipolares de enlace, cuáles de molécula y cuáles fuerzas intermoleculares? Presentarán momentos dipolares de enlace el H2O, NH3 y CO2, pues son enlaces formados por átomos diferentes. Presentarán momentos de molécula el H2O y NH3, pues la suma vectorial de sus momentos dipolares de enlace no es 0debido a la geometría de sus moléculas: angular y piramidal, respectivamente. Presentarán fuerzas intermoleculares el H2O (puente de hidrógeno), Cl2 (de London), NH3 y CO2,pues tienen dipolos permanentes o inducidos (caso del Cl2).

31>Explica las siguientes observaciones utilizando las diferentes teorías de enlace químico: a) La longitud del enlace carbono-carbono en el C2H4 es 0,134 nm, mientras que el enlace carbono-carbono en el C2H6 es 0,154 nm. Esto ocurre porque en el C2H6 los carbonos están unidos mediante enlace simple, mientras que en el C2H4 los carbonos se unen mediante un enlace doble que produce acortamiento de la distancia internuclear. b) El NH3 es una molécula piramidal pero el BH3 es plana. El NH3 es piramidal porque el nitrógeno tiene un par electrónico que no se combina con los hidrógenos, resultando ser una molécula de tipo AX3E1. Este par electrónico produce repulsión sobre las nubes electrónicas de los hidrógenos que lleva a la molécula a la


geometría piramidal. En tanto, la molécula de BH3 es del tipo AX3E0, es decir, plana trigonal. Dado que el boro carece de pares electrónicos libres, los hidrógenos se colocan lo más separados posibles, lo cual supone la forma plana indicada. c) El cloro molecular es un gas a temperatura ambiente mientras que el bromo es un líquido a la misma temperatura. Las fuerzas que intervienen en este caso son las de Van der Waals de dispersión. El bromo tiene mayor masa molecular que el cloro, por lo que para pasarlo al estado gas es necesario un mayor aporte energético, lo que a temperatura ambiente no se consigue. d) La temperatura de ebullición del H2O es 373 K, mientras que la del H2S es 212 K. La temperatura de ebullición del agua es bastante superior a la del sulfuro de hidrógeno aunque su masa sea menor, porque las moléculas de agua se unen entre sípor fuerzas intermoleculares de tipo puente de hidrógeno. Para vencer estas fuerzas y pasar a estado gaseoso, es necesario un mayor aporte energético.

32>Dadas las siguientes moléculas: PH3, H2S, CH3OH: a) Escribe sus estructuras de Lewis.

# b) Razona si forman o no enlaces de hidrógeno. Solo existirán fuerzas intermoleculares de tipo puente de hidrógeno entre las moléculas de CH3OH, porque el oxígeno es capaz de formar fuertes dipolos al existir una gran diferencia de electronegatividad entre él y el hidrógeno, cosa que ocurre, pero mucho más débilmente, entre carbono e hidrógeno, azufre e hidrógeno y fósforo e hidrógeno. Estas tres últimas experimentarán interacciones por fuerzas de Van der Waals. c) Explica si estas moléculas son polares o apolares. Todas las moléculas son polares porque los momentos dipolares existentes no se anulan entere sí, ni siquiera en la molécula de H2S que no es lineal como pudiera pensarse, sino angular (AX2E2) según la RPECV.

33>Razona sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La molécula de BF3 es apolar aunque sus enlaces están polarizados. Verdadera. La configuración electrónica de la capa de valencia del átomo de boro, átomo central de la molécula, es 2s2 2p1, mientras que la del átomo de flúor es 2s2 2p5. El átomo de B promociona un electrón 2s a uno de los orbitales atómicos vacío 2p, quedando su configuración 2s1 2px1 2py1 2pz0, y al combinarse linealmente los orbitales con un electrón, se obtienen tres orbitales híbridos sp2 equivalentes en forma y energía dirigidos, desde el átomo de boro, hacia los vértices de un triángulo equilátero, donde se unen con los átomos de flúor compartiendo un par de electrones con cada uno de ellos. La geometría molecular (forma) de la molécula es, por tanto, plana trigonal, y aunque los enlaces Bδ+−Fδ– se encuentran polarizados, el momento dipolar resultante de los momentos dipolares de los enlaces, debido a la simetría de la geometría molecular se anula, siendo, por ello, la molécula apolar. b) El cloruro de sodio tiene menor punto de fusión que el cloruro de cesio. Falsa. El punto de fusión de los compuestos iónicos depende de la fortaleza de la energía reticular de los compuestos, y puesto que dicha energía, en valor absoluto, es proporcional a las cargas de los iones (en ambos compuestos es la misma), e inversamente proporcional a la suma de los radios de los iones (el del cesio es mayor que el del sodio), resulta evidente que dicha energía es, en valor absoluto, menor para el cloruro de cesio que para el cloruro de sodio, siendo por ello superior el punto de fusión del NaCl que el del CsCl. c) El cloruro de sodio sólido no conduce la corriente eléctrica y el cobre sí. Verdadera. El cloruro de sodio sólido posee una estructura de red cristalina en la que los iones Cl– y Na+ se encuentran fijos en ella, por lo que, al carecer de movimiento, es


imposible que conduzcan la corriente eléctrica al someterlos a una diferencia de potencial. El cobre posee bandas de valencia llenas o semillenas de electrones solapadas o muy próximas a bandas vacías, necesitándose muy poca energía para que los electrones de las bandas llenas puedan pasar a las bandas vacías. Este movimiento de los electrones a través del metal constituye lo que se conoce como corriente eléctrica.

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