Ejercicios de Enlace Químico 1) 2) y CH

Ejercicios de Enlace Químico
1) Indique y justifique la geometría de las moléculas NH3 y CH4 utilizando el modelo de repulsión
de pares de electrones.
(Castilla y León, Septiembre, 1999)
2) Represente las estructuras de Lewis de las siguientes especies, indicando la geometría molecular
según el modelo de repulsión de pares electrónicos y si la molécula presenta o no polaridad:
a) CO2
b) SO2
c) NH3
d) BF3
(Castilla y León, Junio, 2000)
3) a) Indique cuál es la geometría de las moléculas AlH3, BeI2, PH3 y CH4 según la teoría de la
repulsión de par de electrones en la capa de valencia.
b) Señale y justifique si alguna de las moléculas anteriores es polar.
(Castilla y León, Junio, 2002)
4) Señale y razone el tipo de enlace que debe romperse para:
a) Fundir hielo.
b) Fundir cloruro de cesio.
c) Evaporar oxígeno líquido.
d) Fundir níquel.
(Castilla y León, Septiembre, 2002)
5) Aplicando la teoría de Bronsted y Lowry razona si son ciertas o falsas las siguientes
afirmaciones:
a) Un ácido fuerte reacciona con su base conjugada dando una disolución neutra.
b) La base conjugada de un ácido débil (Ka=1,8·10-5) es una base fuerte.
c) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón.
(Castilla y León, Junio, 2003)
6) a) Describa las características del enlace en las moléculas cloruro de hidrógeno y yoduro de
hidrógeno.
b) Compare razonadamente la polaridad de ambas.
c) Señale cuál de ellas tendrá carácter más ácido en estado gaseoso, según la teoría de Bronsted.
(Castilla y León, Septiembre, 2003)
7) Indique si las siguientes propiedades del amoníaco son ciertas o falsas, razonando la respuesta
en cada caso:
a) Es mal disolvente de compuestos iónicos.
b) Es una base de Bronsted y de Lewis.
c) La molécula de amoniaco es polar.
(Castilla y León, Septiembre, 2003)
8) a) Escribir las estructuras de Lewis correspondientes a las especies químicas: monoclorometano,
dióxido de carbono y amoniaco.
b) Indicar, razonadamente, si alguna de ellas presenta polaridad.
(Castilla y León, Junio, 2004)
9) Formule e indique los tipos de enlace y el estado físico más probable (sólido, líquido, gas) de las
siguientes sustancias químicas a 25ºC y 1 atm de presión:
a) Óxido de sodio.
b) Cloro.
c) Níquel.
(Razone, en cada caso, la respuesta). (Castilla y León, Septiembre, 2004)
10) Defina los conceptos siguientes aportando algún ejemplo:
Departamento de Física y Química.
I.E.S. Alonso Berruguete (Palencia)
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a) Enlace iónico.
b) Enlace covalente.
c) Enlace metálico.
(Castilla y León, Junio, 2005)
11) Indique razonadamente qué tipo de enlace o fuerza de atracción se rompe al:
a) Fundir bromuro de litio.
b) Disolver bromo molecular en tetracloruro de carbono.
c) Evaporar agua. (Castilla y León, Septiembre, 2005)
12) Explique razonadamente, desde el punto de vista de la estructura, por qué:
a) El NaCl tiene punto de fusión mayor que el ICl.
b) El SiO2 tiene mayor punto de fusión que el CO2 .
c) El H2O tiene mayor punto de ebullición que el H2S. (P.A.U. Jun 97)
13) a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4.
a) Dibuje la geometría de cada molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de
la capa de valencia.
b) Considere las geometrías moleculares, razone acerca de la polaridad de ambas moléculas.
(And. Jun. 2000)
14) Represente las estructuras de Lewis de las siguientes especies, indicando la geometría molecular
según el modelo de repulsión de pares electrónicos, y si la molécula presenta o no polaridad.
a) a) CO2
b) SO2
c) NH3
d) BF3
(Castilla-León. Jun. 2000).
15) Explica el tipo de hibridación y la geometría de las moléculas BeCl2 y CH4. A partir de la
respuesta anterior, deduce su polaridad. (Cast-Man. Jun. 2000).
16) En las siguientes parejas de moléculas, una de ellas es polar, y la otra, apolar:
17) HI; I2
NH3; BF3
H2O; BeCl2
a) ¿Cuál será la geometría de cada una de las moléculas? Justifique la respuesta.
b) Indique razonadamente en cada pareja, cuál es la molécula polar y cuál no lo es.
18) Describa la geometría molecular del tricloruro de nitrógeno y la del agua que se obtendrían al
aplicar cada uno de los siguientes métodos:
a) Método de enlace de valencia utilizando orbitales (puros) simples.
b) Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.
c) Método de enlace de valencia utilizando orbitales híbridos. (Aragón, junio, 2002)
19) a) Ordene las siguientes moléculas por orden creciente de su momento bipolar: BCl3, H2O y
H2S. b) Escriba la hibridación del átomo de B en la molécula de BCl3. (Castilla la Mancha,
junio, 2002)
20) a) Indique cuál es la geometría de las moléculas AlH3, BeI2, PH3 y CH4 según la teoría de la
repulsión de par de electrones de la capa de valencia. B) Señale y justifique si alguna de las
moléculas anteriores es polar. (Castilla y León, junio, 2002)
21) Conteste razonadamente:
a) ¿Qué tipo de enlace N-H existe en el amoniaco? ¿Y entre los átomos de K en el potasio
sólido?
b) ¿Qué fuerzas hay que romper para fundir el bromuro potásico sólido? ¿Y para fundir el
potasio sólido? ¿Y para fundir el yodo (I2) sólido? (Extremadura, junio, 2002)
Departamento de Física y Química.
I.E.S. Alonso Berruguete (Palencia)
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22) a) ¿Cuál de los siguientes compuestos es más soluble en agua: CsI o CaO? Justifique la
respuesta.
a) b) ¿Cuáles son las diferencias más importantes entre un enlace sigma “σ” y uno pi “π”?
(Galicia, junio, 2002)
23) Deduzca las geometrías moleculares de las especies NF3 y BF3, indicando en cada caso la
hibridación de orbitales atómicos del elemento central y su polaridad (si existe). (La Rioja,
junio, 2002)
24) Defina el concepto de energía de red y explique cuáles son los factores que afectan a dicha
magnitud mediante ejemplos adecuados. (La Rioja, junio, 2002)
25) De las siguientes moléculas: NO; C2H4; CO2; N2; Cl4C y SO2; indique:
a) En qué moléculas todos los enlaces son sencillos.
b) En qué moléculas existe algún enlace doble.
c) En qué moléculas existe un número impar de electrones. Razone la respuesta utilizando
estructuras de Lewis. (Murcia, junio, 2002)
26) Dadas las siguientes sustancias: H2; NaF; H2O, C(diamente) y CaSO4:
a) Explique el tipo de enlace que presenta cada una.
b) Indique el estado de agregación para esas sustancias en condiciones normales. (Navarra,
junio, 2002)
27) Según la teoría del modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, indique
para las moléculas de metano, tricloruro de fósforo y hexafluoruro de azufre:
a) El número de pares de electrones de enlace y de pares de electrones solitarios que presentan.
b) La ordenación espacial de los pares de electrones de valencia para el átomo central.
c) La geometría que presenta la molécula. (Comunidad Valenciana, junio, 2002)
28) Justifique las siguientes afirmaciones:
a) A 25 ºC y 1 atm, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas.
b) El etanol es soluble en agua y el etano no lo es.
c) En condiciones normales el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es
sólido. (Andalucía, junio, 2003)
29) En las siguientes parejas de moléculas, una de ellas es polar y la otra no lo es: HI, I2; NH3, BF3;
H2O, BeCl2.
a) Explique razonadamente la geometría de estas moléculas.
b) Indique razonadamente en cada pareja cuál es la molécula polar y cuál la no polar. (Aragón,
junio, 2003)
30) Responder a las siguientes cuestiones:
a) Representar las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas en estado gaseoso
indicando el número de pares enlazantes y no enlazantes (libres) en el entorno de cada
átomo central: H2O, BeCl2, BCl3, NH3.
b) Razonar que moléculas se pueden considerar como excepciones a la regla del octeto.
c) Dibujar la geometría de cada molécula. (Asturias, junio, 2003)
31) a) Definir energía reticular.
a) b) Relacionar la energía reticular con otras energías en el ciclo de Born-Haber para la
formación del NaCl.
Departamento de Física y Química.
I.E.S. Alonso Berruguete (Palencia)
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b) Se consideran los compuestos iónicos formados por un mismo catión y los aniones de los
halógenos (F-, Cl-, Br-, I-). A medida que aumenta el número atómico de los halógenos,
¿cómo varía el punto de fusión de los compuestos iónicos? Razónalo. (Cantabria, junio,
2003)
32) a) Explica cuál es la hibridación de los orbitales de los átomos de carbono en la molécula de
eteno.
a) b) Indica si las moléculas de H2O y CO2 presentan momento dipolar. (Castilla-La Mancha,
junio, 2003)
33) Discuta si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Todos los compuestos covalentes tienen bajos puntos de fusión y ebullición.
b) Todas las moléculas que contienen hidrógeno pueden unirse a través de enlaces
intermoleculares. (Extremadura, junio, 2003)
34) A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos, pero la naturaleza de sus redes
cristalinas es muy diferente. Explica el tipo de sólido que forman e indica justificándolo, quién
presenta un mayor punto de fusión. (Islas Baleares, junio, 2003)
35) Indica, justificándolo, cuál de los siguientes compuestos es más soluble en agua:
a) NaCl/CCl4
b) CH3OH/CH3-O-CH3
c) C6H6/H2O2 (Islas Baleares, junio, 2003)
36) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s22s22p3; B: 1s22s22p63s1; C:
1s22s22p63s23p1; D: 1s22s22p63s23p3; E: 1s22s22p63s23p5; Indica las formulas y los tipos de
enlace predominantes en los posibles compuestos que pueden formarse al unirse: AE, BE, CE,
DE y EE. (Islas Baleares, junio, 2003)
37) Calcule la energía de red del CaCl2 a partir de los siguientes datos:
a) ∆Hformación (CaCl2) = -796 kJ/mol; ∆Hsublimación (Ca) = 178 kJ/mol; ∆Hdisociación (Cl2) = 244
kJ/mol; ∆H1ª ionización (Ca) = 590 kJ/mol; ∆H2ª ionización (Ca) = 1146 kJ/mol; ∆HAfinidad electrónica
(Cl) = -349 kJ/mol. (La Rioja, junio, 2003)
38) Desarrolle la geometría de las moléculas de BF3, NH3 y CH4. Comente las diferencias, si las
hay, justificando sus afirmaciones. (Murcia, junio, 2003)
39) Dadas las siguientes sustancias: flúor, fluoruro sódico, fluoruro de hidrógeno.
a) Explica el tipo de enlace que se puede encontrar en cada una de ellas.
b) Ordénalas, razonadamente, de mayor a menor punto de fusión. (País Vasco, junio, 2003)
40) Considere las siguientes moléculas SO2; S2C; CO2 , H2S; O3; HCN; H2O; SO3; CH2CH2; F2O;
SnBr2; CCl4; y NCl3. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) Dibuje su estructura de Lewis.
b) Describa su forma geométrica.
c) Clasifique las moléculas anteriores como polares o apolares.
Departamento de Física y Química.
I.E.S. Alonso Berruguete (Palencia)