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