SOLUCIONARIO DEL LIBRO DE QUÍMICA DE 2 DE

SOLUCIONARIO DEL LIBRO DE QUÍMICA
DE 2 DE BACHILLERATO
Unidad didáctica 4: Los enlaces químicos
Principales constantes físicas
Magnitud
Constante de Planck
Velocidad de la luz en el vacío
Carga elemental
Masa del electrón
Masa del protón
Masa del neutrón
Factor de conversión masaenergía
Constante de Avogadro
Volumen molar (C.N.)
Constante de los gases ideales
Símbolo
h
c
e
me
mp
mn
Valor en el Sistema Internacional
6,626 $ 10-34 J $ s
8
-1
2,998 $ 10 m $ s
1,602 $ 10-19 C
-31
-4
9,109 $ 10 kg = 5,49 $ 10 u
1,673 $ 10-27 kg = 1,0073 u
1,675 $ 10-27 kg = 1,0087 u
u = 931,5 MeV $ c-2
NA
Vm
R
Constante de Faraday
Constante de Rydberg
Cero escala Celsius
F
R
0 (C
6,02 $ 1023 partículas $ mol-1
22,4 L $ mol-1
8,314 J $ K-1 mol-1
0,082 atm $ L $ K-1 $ mol-1
1,98 cal $ K-1 $ mol-1
9,649 $ 104 C $ mol-1
1,097 $ 107 m-1
273,16 K
Algunas unidades prácticas y su equivalencia en unidades del Sistema
Internacional
Magnitud
volumen
masa
densidad
energía
presión
concentración
Unidad
litro
tonelada
unidad atómica de masa
gramo/centímetro cúbico
kilowatio - hora
electronvoltio
caloría
atmósfera $ litro
atmósfera
bar
parte por millón (en masa)
parte por mil millones (en
masa)
parte por millón de millones
(en masa)
Símbolo
L
t
u
g $ cm-3
kW $ h
eV
cal
atm $ L
atm
bar
ppm
ppb
ppt
Equivalencia
10-3 m3
103 kg
1,6603 $ 10-27 kg
10-3 kg $ m-3
3,6 $ 106 J
1,602 $ 10-19 J
4,184 J
2
1,013 $ 10 J
1,013 $ 105 Pa
105 Pa
ȝg soluto $ g-1 disolución
ȝg soluto$ kg-1 disolución
pg soluto $ g-1 disolución
1
71
Z
89
13
51
18
33
85
16
56
4
83
5
35
48
20
6
58
55
30
40
17
27
29
36
24
21
50
38
9
15
87
31
32
72
2
1
26
49
77
57
Elementos químicos más utilizados y sus masas atómicas en u
Símbolo Nombre
masa
Z
Símbolo Nombre
masa
Ac
Actinio
227
3
Li
Litio
6,491
Al
Aluminio
26,98
12
Mg
Magnesio
24,31
Sb
Antimonio 121,8
25
Mn
Manganeso 54,94
Ar
Argón
39,95
80
Hg
Mercurio
200,6
As
Arsénico
74,92
42
Mo
Molibdeno
95,94
At
Astato
210
60
Nd
Neodimio
144,2
S
Azufre
32,07
10
Ne
Neón
20,18
Ba
Bario
137,3
28
Ni
Níquel
58,69
Be
Berilio
9,012
7
N
Nitrógeno
14,01
Bi
Bismuto
209,0
102 No
Nobelio
253
B
Boro
10,81
79
Au
Oro
197,0
Br
Bromo
79,90
76
Os
Osmio
190,2
Cd
Cadmio
112,4
8
O
Oxígeno
16,00
Ca
Calcio
40,08
46
Pd
Paladio
106,4
C
Carbono
12,01
47
Ag
Plata
107,9
Ce
Cerio
140,1
78
Pt
Platino
195,1
Cs
Cesio
132,9
82
Pb
Plomo
207,2
Zn
Cinc
65,39
94
Pu
Plutonio
242
Zr
Circonio
91,22
84
Po
Polonio
210
Cl
Cloro
35,45
19
K
Potasio
39,10
Co
Cobalto
58,93
59
Pr
Praseodimio 140,9
Cu
Cobre
63,55
91
Pa
Protoactinio 231
Kr
Criptón
83,80
88
Ra
Radio
226
Cr
Cromo
52,00
86
Rn
Radón
222
Sc
Escandio
44,96
45
Rh
Rodio
102,9
Sn
Estaño
118,7
37
Rb
Rubidio
85,47
Sr
Estroncio
87,62
34
Se
Selenio
78,96
F
Flúor
19,00
14
Si
Silicio
28,09
P
Fósforo
30,97
11
Na
Sodio
22,99
Fr
Francio
223
81
Tl
Talio
204,4
Ga
Galio
69,72
43
Tc
Tecnecio
99
Ge
Germanio
72,59
52
Te
Telurio
127,6
Hf
Hafnio
178,5
22
Ti
Titanio
47,88
He
Helio
4,003
90
Th
Torio
232,0
H
Hidrógeno 1,008
74
W
Volframio
183,9
Fe
Hierro
55,85
92
U
Uranio
238
In
Indio
114,8
23
V
Vanadio
50,94
Ir
Iridio
192,2
54
Xe
Xenón
131,3
La
Lantano
138,9
53
I
Yodo
126,9
2
72
Cuestiones iniciales
1. Explica por qué conduce la electricidad: a) Una disolución acuosa de KCl. b)
La sal fundida CaCl2. c) El metal plata.
a) Una disolución acuosa de KCl porque en disolución existen libres los iones de K+ y
Cl
b) La sal fundida CaCl2 porque en estado fundido existen libres los iones Ca
2+
-
y Cl
c) Un metal como la plata por las características del enlace metálico.
2. Por qué los elementos químicos típicamente metálicos, como el cobre o el
níquel, pueden cambiar fácilmente su forma al golpearlos con un martillo sin
que se rompan.
Por las propiedades que manifiesta el enlace metálico, a diferencia de los sólidos
iónicos que se rompen fácilmente y no se moldean como los metales.
3. Por qué en los lagos muy profundos el agua casi nunca se hiela, mientras que
los poco profundos se congela fácilmente.
La existencia de enlaces por puentes de hidrógeno hace que el agua tenga su máxima
densidad a 4 (C y, por tanto, se deposita a esa temperatura en el fondo del lago en
forma de agua líquida. Si el lago es profundo, sólo se hiela la capa superficial que
aísla el resto, quedando el fondo sin solidificarse, y esto hace posible que siga
existiendo la vida durante las épocas invernales bajo la capa de hielo.
Actividades finales
1. Escribe el diagrama de Lewis de la molécula de Cl2CO y determina cuál es su
geometría empleando la teoría de la repulsión de pares de electrones. Indica si
puede formar enlaces por puentes de hidrógeno.
El diagrama de Lewis es el siguiente:
··
··
:Cl:C::O:
·· ··
:Cl:
··
La forma esperada de la molécula de Cl2CO, de acuerdo con la teoría de la repulsión
de pares de electrones, es triangular:
O
||
C
» \
Cl Cl
3
73
El triángulo es isósceles, ya que presenta dos enlaces iguales C-Cl y uno diferente el
doble enlace C=O.
Esta molécula no puede formar enlaces por puentes de hidrógeno, pues carece de
átomos de hidrógeno.
2. Indica cuál es la geometría del tricloruro de nitrógeno y justifica su diferencia
con la forma geométrica del tricloruro de boro.
El diagrama de Lewis del tricloruro de nitrógeno es:
·· ·· ··
:Cl:N:Cl:
·· ··
:Cl:
··
Mientras que el diagrama de Lewis del tricloruro de boro es:
··
··
:Cl:B:Cl:
·· ··
:Cl:
··
La diferencia es que el N tiene un par de electrones no enlazantes y el boro no, por
ello la molécula de tricloruro de nitrógeno tiene una disposición tetraédrica y el
tricloruro de boro es plano triangular.
En el tricloruro de nitrógeno, el par d electrones no enlazantes se dirige hacia el vértice
de un supuesto tetraedro, por lo que la geometría de la molécula de NCl3 es la de una
pirámide de base triangular.
3. Explica el tipo de enlace que se puede formar entre los elementos químicos A
y B, si sus números atómicos son respectivamente 9 y 20 y cuál es la fórmula
del compuesto químico resultante.
A con Z = 9 tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p5, y es el primer halógeno, el
F.
B con Z = 20 tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 y es el tercer
alcalinotérreo, el Ca.
El enlace entre A y B es iónico. A captura un electrón para formar A- y B pierde dos
electrones para originar B2+. Por tanto, la fórmula empírica del compuesto químico
resultante es BA2, o mucho mejor CaF2.
4. Ordena de mayor a menor energía reticular los siguientes compuestos
iónicos: BaS, NaCl, NaI, BaO. Justifica la respuesta.
La energía reticular depende de la intensidad de las fuerzas con que están unidos los
4
74
iones en la red cristalina iónica. Puesto que las uniones son de tipo electrostático,
regidas por la ley de Coulomb, se puede afirmar que alta carga y pequeño tamaño
originan uniones muy intensas y, por tanto, altos valores de la energía reticular.
De los cuatro compuestos iónicos dados se pueden diferenciar dos parejas: por un
lado, NaCl y NaI, donde todos los iones tienen carga unidad y, por otro, BaO y BaS,
en los que la carga eléctrica es dos. Luego estos dos últimos compuestos tendrán
mayor energía reticular que NaCl y NaI.
Puesto que el O es más pequeño que el S y en la otra pareja de compuestos iónicos,
el Cl es más pequeño que el I, el orden es el siguiente:
BaO > BaS > NaCl > NaI
5. A partir de los datos que se dan del yoduro de potasio, calcula la afinidad
electrónica del yodo a través del ciclo de Born-Haber. Datos: Energía de
formación del KI (s) = - 327 kJ/mol; Energía de sublimación del K (s) = 90 kJ/mol;
Energía de sublimación del I2 (s) = 62 kJ/mol; Energía de disociación del I2 (g) =
149 kJ/mol; Energía de ionización del K (g) = 418 kJ/mol; Energía reticular del KI
(s) = - 633 kJ/mol.
Mediante el ciclo de Born-Haber ocurre:
Sublimación: K (s) → K (g);
Sublimación: ½ I 2 (s) → ½ I2 (g);
+
Ionización: K (g) → K (g) + e ;
Disociación: I2 (g) → I (g);
Ionización: I (g) + e- → I- (g);
+
Asociación: K (g) + I (g) → KI (s);
Es del K = 90 kJ/mol
Es del I2 = ½ mol · 62 kJ/mol
EI = 418 kJ/mol
½ · E d = ½ mol · 149 kJ/mol
¿AE?
Er = - 633 kJ/mol
Considerando dichos procesos como ecuaciones, la suma algebraica de todas ellas
origina:
K (s) + I2 (s) → KI (s); Ef = - 327 kJ/mol
donde: Ef = Es del K + ½ Es del I2 + EI + Ed + AE + Er Despejando AE resulta:
AE = Ef – [Es del K + ½ Es del I2 + EI + Ed + Er]
Por tanto:
AE = - 327 kJ – [ 90 kJ + ½ · 62 kJ + 418 kJ + ½ · 149 kJ + ( - 633 kJ)] = - 307,5 kJ
6. Calcula la energía de formación del cloruro de magnesio a partir de los
siguientes datos: Energía reticular del MgCl2 (s) = - 2524 kJ/mol; Energía de
sublimación del Mg (s) = 147,7 kJ/mol; Energía de disociación del Cl2 (g) = 244
kJ/mol; Energía total de ionización del Mg a Mg2+ (g) = 2188,4 kJ/mol; Afinidad
electrónica del Cl (g) = - 348,6 kJ/mol.
Mediante el ciclo de Born-Haber ocurre:
Sublimación: Mg (s) → Mg (g);
2+
Ionización: Mg (g) → Mg (g) + 2 e ;
Disociación: Cl2 (g) → 2 Cl (g);
Es = 147,7 kJ/mol
EI = 2188,4 kJ/mol
Ed = 244 kJ/mol
5
75
-
-
Ionización: 2 Cl (g) + 2 e → 2 Cl (g);
Asociación: Mg2+ (g) + 2 Cl- (g) → MgCl2 (s);
2 · AE = 2 mol · ( - 348,6 kJ/mol)
Er = - 2524 kJ/mol
Considerando dichos procesos como ecuaciones, la suma algebraica de todas ellas
origina:
Mg (s) + Cl2 (s) → MgCl2 (s);
¿Ef?
donde: Ef = Es + EI + Ed + 2 · AE + Er
Por tanto:
Ef = 147,7 kJ + 2188,4 kJ + 244 kJ + 2 · (-348,6 kJ) + (- 2524 kJ) = - 641,1 Kj
7. Halla la energía reticular del óxido de magnesio a partir de los siguientes
datos: Energía de formación del MgO (s) = - 605 kJ/mol; Energía de sublimación
del Mg (s) = 147,7 kJ/mol; Energía de disociación del O2 (g) = 494 kJ/mol;
Energía total de ionización del Mg a Mg2+ (g) = 2188,4 kJ/mol; Afinidad
electrónica del O a O2- (g) = 737 kJ/mol.
Mediante el ciclo de Born-Haber ocurre:
Sublimación:
Ionización:
Disociación:
Ionización:
Asociación:
Mg (s) → Mg (g);
Mg (g) → Mg2+ (g) + 2 e-;
½ O 2 (g) → O (g);
2O (g) + 2 e → O (g);
2+
2Mg (g) + O (g) → MgO (s);
Es = 147,7 kJ/mol
EI = 2188,4 kJ/mol
½ · E d = ½ · 494 kJ/mol
AE = 737 kJ/mol)
¿Er?
Considerando dichos procesos como ecuaciones, la suma algebraica de todas ellas
origina:
Mg (s) + ½ O 2 (s) → MgO (s);
Ef = - 605 kJ/mol
donde: Ef = Es + EI + ½ · E d + AE + Er
Por tanto:
Er = Ef – [Es + EI + Ed + AE]
Por tanto:
Er = - 605 kJ – [147,7 kJ + 2188,4 kJ + ½ · 494 kJ + 737 kJ] = - 3925,1 kJ
8. Supongamos que los sólidos cristalinos siguientes, en cada uno de los
grupos, cristalizan en el mismo tipo de red: 1) NaF, KF, LiF. 2) NaF; NaCl, NaBr.
Indica razonando la respuesta: a) El compuesto químico con mayor energía
reticular de cada grupo. b) El compuesto químico con menor temperatura de
fusión de cada grupo.
a) Considerando que la energía reticular depende de la carga y del tamaño de los
iones, teniendo en cuenta que en los dos grupos el factor de carga es igual para todos
los compuestos iónicos, el factor que va a decidir es el tamaño de los iones. Es decir,
aquel compuesto con los cationes y aniones con tamaños más parecidos tendrá el
mayor valor de la energía reticular (red más compacta), ya que al estar más próximos,
la atracción entre ellos (de tipo electrostático) será más intensa.
6
76
En el grupo 1) los tres compuestos tienen en común el pequeño anión F-. Por tanto
será el LIF el compuesto con mayor energía reticular, ya que el Li+ es el catión más
pequeño.
Análogamente en el grupo 2) existe un ión común a los tres; en este caso es el catión
Na+. Y como el anión más próximo a él es el F-, el NaF es el compuesto iónico con
mayor energía reticular.
b) El compuesto iónico de menor temperatura de fusión será en cada grupo aquel que
tenga el valor más bajo de la energía reticular. Teniendo en cuenta el razonamiento
seguido en el apartado anterior, será el KF el del primer grupo y el NaBr el del
segundo grupo.
9. Explica la constitución del ión carbonato, sabiendo que tiene una forma plana
triangular.
El átomo de C tiene 4 electrones de valencia y el O 6, de forma que los distintos
enlaces covalentes del ión CO32- son:
:O:
¨¨
C
_ :O: :O: _
··
··
Y la forma es plana triangular, porque es la más estable para dicha disposición.
10. Las temperaturas de fusión de: a) Aluminio. b) Diamante. c) Agua. d)
Nitrógeno son: -196 °C, 0 °C, 650 °C y 3550 °C, aun que no en ese orden. Asigna
razonadamente a cada sustancia: a), b), c) y d) una temperatura de fusión,
justificándola con el tipo de enlace y/o fuerza intermolecular que está presente
en cada una de ellas.
La temperatura de fusión está directamente relacionada con la mayor o menor
intensidad de las fuerzas que mantienen unidas a las entidades elementales de una
sustancia. Estas fuerzas son:
- Aluminio: enlace metálico entre los átomos de aluminio.
- Diamante: enlace covalente entre los átomos de carbono del sólido covalente
reticular que forman.
- Agua: enlaces por puentes de hidrógeno entre las moléculas de H2O.
- Nitrógeno: fuerzas intermoleculares de Van der Waals de dispersión entre las
moléculas de N2.
La intensidad de estos cuatro tipos de fuerzas decrece en el orden:
Enlace covalente en el sólido reticular > enlace metálico > enlace por puentes de
hidrógeno > fuerzas de Van der Waals.
7
77
Por tanto, las temperaturas de fusión seguirán el mismo orden, es decir:
3550 °C del diamante > 650 °C del aluminio > 0 °C del agua > -196 °C del nitrógeno.
11. Dados los elementos químicos X, Y y Z, cuyos números atómicos son 19, 17
y 12, respectivamente, indica que tipo de enlace se forma cuando se unen X e Y,
y cuando se unen entre sí átomos de Z.
X con Z = 19 tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, y es el tercer
alcalino, el K.
Y con Z = 17 tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, y es el segundo
halógeno, el Cl.
2
2
6
2
Z con Z = 12 tiene la configuración electrónica 1s 2s 2p 3s , y es el segundo
alcalinotérreo, el Mg.
Cuando se une un elemento muy electropositivo, como es X, con otro muy
electronegativo, como es Y, el enlace es de tipo iónico.
En el caso de Z, un metal, el enlace es de tipo metálico.
12. Las moléculas del CS2 y del HCN son lineales. Escribe sus diagramas de
Lewis y justifica la polaridad de dichas moléculas.
··
··
S::C::S
··
··
y
··
H:C
N
En el CS2 hay dos momentos dipolares, ya que los enlaces carbono-azufre están
polarizados hacia el S, más electronegativo. Sin embargo debido a la geometría lineal
de la molécula se anulan y el resultado es un momento dipolar de la molécula igual a
cero (molécula apolar).
En el HCN, el enlace carbono-hidrogeno está polarizado hacia el carbono y el enlace
carbono-nitrógeno hacia el nitrógeno. En este caso los dos momentos dipolares se
suman o refuerzan y el resultado es una molécula polar.
13. Los siguientes enunciados son falsos: indica la razón de ello y reescríbelos
correctamente: a) Para los siguientes cationes, el orden de tamaño del radio
3+
+
2+
iónico es: Al > Na > Mg . b) El azufre, el oxígeno y el selenio poseen
covalencia 2, 4 y 6.
a) Los tres iones son isoeléctronicos, tienen 10 electrones. Sin embargo, la carga
positiva del núcleo aumenta está en el orden Na < Mg < Al. En consecuencia, la nube
electrónica se contrae progresivamente disminuyendo la corteza electrónica y, por
tanto, el radio iónico. Luego el orden correcto del radio iónico es: Na+ > Mg2+ > Al3+.
2
2
b) La covalencia del oxígeno es sólo 2, pues su configuración electrónica es 1s 2s
2
1
1
2px 2py 2pz y posee dos electrones desapareados con los que puede formar
enlaces covalentes.
8
78
El azufre y el selenio sí que pueden tener covalencia 4 y 6, ya que disponen de
orbitales d vacíos en el mismo nivel energético, el de n = 3 para el S y el de n = 4 para
el Se.
2
Así, por ejemplo, para el S, como su configuración electrónica externa es: 3s 3px2
1
1
3py 3pz resulta que puede ocurrir las siguientes promociones:
2
1
1
1
Covalencia 4: 3s 3px1 3py1 3pz1 3d .
1
1
1
1
Covalencia 6: 3s 3px 3py 3pz 3d 3d .
14. Justifica por qué entre las moléculas de metanol, de fórmula CH3-OH se
produce enlaces por puentes de hidrógeno mientras que no existe este tipo de
enlace entre las moléculas de metanal de fórmula HCHO.
El enlace por puentes de hidrógeno se da entre un átomo de F, O o N, que esté unido
a un átomo de hidrógeno de una molécula, con un átomo de hidrógeno de una
molécula vecina.
O
//
La fórmula semidesarrollada del metanal es: H  C
\
H
Y esta molécula no cumple con lo expuesto anteriormente: el átomo de O de la
molécula no está unido directamente a un átomo de H. En resumen, el metanal carece
de hidrógenos aptos para enlaces por puentes de hidrógeno.
En el metanol sí se pueden dar enlaces por puentes de hidrógeno, pues es: CH3-O-H,
y, por tanto, el átomo de O de una molécula pude unirse con el átomo de H del grupo
hidroxilo de otra molécula vecina.
15. Describe la geometría de la molécula de trifluoruro de nitrógeno y en el
estudio comparado de dicha molécula con la del agua, ¿cuál de los dos tiene
mayor temperatura de ebullición y qué ángulo cabe esperar que será más
abierto el H-OH o el F-N-F?
··
El diagrama de Lewis del agua es: H:O:H y el del trifluoruro de nitrógeno:
··
·· ·· ··
:F:N:F:
·· ··
:F:
··
La molécula de H2O es angular y la de NF3 es piramidal
El agua forma enlaces por puentes de hidrógeno y el trifluoruro de nitrógeno no, luego
el agua tiene mayor temperatura de ebullición.
La forma piramidal del NF3 tiene ligeramente un ángulo de enlace mayor que la
angular del agua con dos pares de electrones no enlazantes.
9
79
16. Explica la formación de la molécula de trióxido de azufre, sabiendo que es
plana triangular y admitiendo que por las medidas de las longitudes de los
enlaces no todos los enlaces azufre-oxígeno son dobles enlaces.
La configuración electrónica externa del azufre es: 3s2 3px2 3py1 3pz1. Esto indica que
el azufre debería formar solamente compuestos en los que su covalencia fuese 2, con
los números de oxidación - 2 o + 2, pero el azufre en el SO3 tiene el número de
oxidación + 6.
Este hecho se puede justificar teniendo en cuenta que en el azufre, por pertenecer al
tercer período, puede existir un tránsito de electrones de valencia del último período a
los orbitales 3d vacíos, ya que la diferencia de energía entre los orbitales 3s, 3p y 3d
es pequeña.
3s
3p
3d
Covalencia
6
La molécula de SO3 se puede explicar por la formación de 3 dobles enlaces azufreoxígeno y su geometría es triangular plana por ser la disposición resultante la más
estable posible.
..
:O:
·· ::
··
O :: S :: O :
··
··
o bien:
Diagrama de Lewis
O
ŒŒ
O=S

O
Geometría
Ahora bien, dicha molécula también puede explicarse mediante el uso de enlaces
covalentes coordinados y en virtud de las medidas de las longitudes de los enlaces
azufre-oxígeno, admitir que dicha molécula es en realidad:
O
¸
O=S
º
O
donde el azufre aporta dos electrones para formar un doble enlace con un átomo de
oxígeno y con cada uno de los otros dos átomos de oxígeno aporta el par de
electrones de enlace y formar así con estos átomos de oxígeno dos enlaces
covalentes coordinados. Como el azufre aporta 6 electrones de enlace, su número de
oxidación en el SO3 es + 6.
17. ¿Por qué el átomo de carbono tiene una covalencia igual a 4, aunque sólo
dispone de dos electrones desapareados en su configuración electrónica
externa?
La configuración electrónica externa del carbono es: 2s2 2px1 2py1 y lo lógico es admitir
que el carbono tenga covalencia 2 y su número de oxidación fuese sólo + 2, pero a
10
80
excepción del monóxido de carbono, de fórmula CO, el carbono forma compuestos
químicos con covalencia igual a 4.
La covalencia 4 se puede explicar, admitiendo que como la energía de los orbitales 2s
y 2p es similar, puede ocurrir el salto de un electrón del orbital 2s al 2p y obtener una
disposición con 4 electrones desapareados, lo que permite la formación de cuatro
enlaces covalentes, como en el caso de metano, de fórmula CH4, y tener, según los
casos, números de oxidación + 4 y - 4, dependiendo de la electronegatividad del
átomo con que se una el carbono.
2s
2p
Otra cuestión es que por la forma de los enlaces que forman el carbono en los
distintos compuestos haya que introducir el concepto de hibridación. Así en el CH4 los
cuatro enlaces son iguales, y ello se debe a que los orbitales atómicos 2s y 2p
originan 4 orbitales idénticos sp3, de forma que en este caso lo que se obtiene es:
sp3
18. Puede la molécula de dióxido de carbono presentar el fenómeno de
resonancia, sabiendo que la distancia carbono-oxígeno en el CO2 es 0,115 nm,
mientras que la distancia de un doble enlace C = O es 0,122 nm?
El diagrama de Lewis de la molécula de CO2 es:
··
··
:O::C::O:
Sabemos, además, que dicha molécula es lineal con la forma: O = C = O.
Pero si tenemos en cuenta que la distancia carbono-oxígeno en el CO2 tiene un valor
inferior al doble enlace C=O, resulta que hay que admitir la existencia de otras formas
resonantes, de forma que la molécula de dióxido de carbono se puede representar
mediante:
O=C=O
Q
-
O - C ≡ O+
+
O ≡ C - O-
Q
En el híbrido de resonancia no contribuyen por igual las tres formas resonantes.
Además, la longitud del enlace carbono-oxígeno está más cerca del doble enlace que
del triple, por lo que la primera forma resonante tiene una contribución mucho mayor
que la de las dos formas iónicas, y se suele representar generalmente a la molécula
de CO2 mediante la forma: O = C = O.
19. ¿Por qué en el etano de fórmula CH3-CH3, la longitud del enlace carbonocarbono es 0,154 nm, en el eteno, de fórmula CH2=CH2, es 0,134 nm y en el etino,
de fórmula CH≡
≡CH, es 0,126 nm?
El acortamiento del enlace carbono-carbono de C-C a C=C y C≡C es por efecto de los
enlaces ʌ entre los orbitales p de ambos carbonos en los enlaces doble y triple, que
hace que a mayor solapamiento lateral menor sea la longitud del enlace carbono11
81
carbono:
C-C es un enlace ı, mientras que en C=C hay un enlace ı y otro ʌ y en C≡C un ı y
dos ʌ.
20. Escribe y explica el diagrama de Lewis de la molécula de tricloruro de
nitrógeno.
El átomo de nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y el cloro siete, por lo que la
molécula de NCl3 tiene: 5 + (3 $ 7) = 26 electrones de valencia y la estructura correcta
de la molécula de NCl3 debe exhibir todos estos electrones de valencia.
Analizando el número total de electrones de valencia, los átomos de la molécula de
NCl3 sólo pueden estar unidos por enlaces sencillos, ya que cada átomo de cloro no
puede realizar más que un enlace con el átomo de nitrógeno:
Cl-N-Cl
Cl
Esta estructura esquemática emplea 3 $ 2 = 6 electrones de valencia, por lo que
quedan 26 - 6 = 20 electrones para completar los octetos.
Cada átomo de cloro requiere sólo ya 6 electrones para completar su octeto y el
átomo de nitrógeno necesita dos electrones para lo mismo. Por tanto, el número total
de electrones no enlazantes necesarios es: (3 $ 6) + 2 = 20. De esta forma, el
diagrama de Lewis del tricloruro de nitrógeno es el siguiente, que cumple la regla del
octeto:
$$ $$ $$
: Cl : N : Cl :
$$ $$ $$
: Cl :
$$
21. Determina para cada uno de los enlaces de la molécula de formaldehído,
HCHO, el tipo de enlace y los orbitales atómicos que se solapan para formar
cada enlace, sabiendo que dicha molécula tiene una geometría plana con un
ángulo de enlace H-C-H de 125(
(.
El formaldehído es un compuesto químico que responde a la siguiente estructura:
H

C=O
Œ
H
La geometría plana de la molécula del formaldehído, con un ángulo de enlace H-C-H
2
de 125( indica que el átomo de carbono debe tener una hibridación sp . El que el
ángulo de enlace H-C-H no sea exactamente 120( se debe a la gran
electronegatividad del átomo de oxígeno que retiene los electrones del enlace C=O
relativamente cercanos y hace que los electrones de los enlaces C-H se separen un
12
82
poco, abriéndose así el ángulo de enlace H-C-H.
2
El átomo de carbono dispone de un orbital p y de tres orbitales atómicos híbridos sp y
forma:
2
- Con los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno enlaces ı C-H: sp del C - 1s del H.
- El enlace C=O consta de un enlace ı y de un enlace ʌ. El enlace ı está formado por
2
un solapamiento frontal del orbital sp restante del C con uno de los orbitales 2p del O,
por ejemplo el 2px.
El enlace ʌ está formado por el solapamiento lateral del orbital atómico restante 2p del
C con un orbital 2p del O. Ya que los orbitales p deben ser paralelos para poder
formar enlaces ʌ, las direcciones de los dos orbitales antedichos deben ser las
mismas y al mismo tiempo diferentes de las direcciones de los orbitales que forman el
enlace ı C-O, por lo que podemos decir que el enlace ʌ se forma a partir de un orbital
2pz del C y de un orbital 2pz del O.
22. Sabiendo que la electronegatividad en la escala de Pauling del flúor es 4,0 y
la del hidrógeno 2,1, calcula el porcentaje de carácter iónico del enlace del
hidruro de flúor a partir de los siguientes datos: Momento dipolar del HF = 2,00 D
y longitud del enlace H - F = 0,092 nm.
La diferencia de electronegatividades entre el flúor y el hidrógeno es: 4,0 - 2,1 = 1,9.
Como esta diferencia de electronegatividades es próxima a 1,7, resulta que el enlace
entre ambos elementos tiene aproximadamente el 50 % de carácter iónico.
Sabemos también que el valor numérico de la magnitud del momento dipolar está
expresada por la ecuación: ȝ = q $ d
Para calcular este valor supuesto el compuesto químico como iónico puro se supone
que el par de electrones del enlace está totalmente desplazado hacia el halógeno:
+ -19
H F y la carga q es la carga del electrón e igual a 1,6$10 C.
En cuanto a la distancia d, si consideramos al enlace como iónico puro, entonces la
longitud de enlace se asocia con la distancia internuclear de equilibrio entre los dos
+
supuestos iones H y F . Luego:
ȝiónico puro = 1,6$ 10-19 C $ 0,092 $ 10-9 m = 1,472$ 10-29 C $ m.
1 D = 3,3 $ 10-30 C $ m, entonces: µ iónico puro =
1,472 ·10 -29 C · m
= 4,46 D .
m
3,3 ·10 -30 C ·
D
Por tanto:
% iónico =
µ observado
2,00 D
·100 =
· 100 = 44,84 %
4,46 D
µ i nico puro
Valor próximo al previsto por Pauling
23. Qué clases de fuerzas hay que vencer para disolver NaCl y fundir Ag? Qué
13
83
diferencia hay en la conductividad eléctrica de ambas sustancias?
En el caso del NaCl son fuerzas electrostáticas de Coulomb. El disolvente que se
utilice debe romper el orden del cristal, debiendo vencer la energía reticular del mismo
para poderlo disolver.
Para fundir la plata hay que superar las fuerzas de unión de los átomos de plata
dentro de la red metálica. Aunque la red es fácilmente deformable, se requiere de una
gran cantidad de energía para producir su rotura en la fusión.
El cloruro de sodio es sólo conductor de la electricidad fundido o disuelto, mientras
que la plata es conductora de la electricidad en estado sólido y también una vez
fundida en estado líquido.
24. ¿Por qué el yodo puede tener las covalencias 3, 5 y 7, mientras que el flúor
no?
El F tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p5 y tiene covalencia 1 por tener un
electrón desapareado, pues resulta que es: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1 y no puede
presentar otras covalencias superiores por no tener orbitales d próximos a los que
promocionar electrones.
En cambio el yodo tiene la siguiente configuración electrónica externa: 5s2 5p5 y tiene
los orbitales 5 d vacíos y puede ocurrir:
5s
↑↓
↑↓
↑
5p
↑↓
↑
↑
↑
↑
↑
5d
↑
↑
↑
↑
↑
↑
Covalencia
↑
↑
3
5
7
↑
25. Considera los enlaces C-X entre el carbono y cada uno de los demás
elementos químicos de su mismo período y comenta cuáles son polares y por
qué.
La polaridad de un enlace es debida a la distinta electronegatividad que presentan los
átomos que se van a unir; cuanto mayor sea esta diferencia de electronegatividad
mayor será la polaridad y, por tanto, mayor será el carácter iónico del enlace formado.
El carbono se encuentra en el segundo período formado por:
Li
Be
B
C
N
O
F
Xe
Puesto que todos estos elementos químicos tienen distinta electronegatividad, que
aumenta hacia la derecha, todos los enlaces que forma el C, salvo con el Ne que no
se combina, son polares. Esta polaridad es tanto mayor a medida que el C se va
uniendo a átomos de los extremos de la Tabla Periódica, siendo los enlaces que
presentan más polaridad C-F y C-Li, aunque en el primer caso el par de electrones de
enlace está desplazado hacia el F y en el segundo hacia el C.
26. Explica la forma de la molécula de benceno, de fórmula C6H6, que es un
anillo plano cíclica hexagonal con tres dobles enlaces carbono-carbono
14
84
alternados.
El benceno es un compuesto químico caracterizado por el fenómeno de la resonancia.
Se trata de un hidrocarburo cíclico, cuya molécula es plana hexagonal, con tres dobles
enlaces carbono-carbono, donde cada átomo de carbono está unido a otros dos
átomos de carbono y otro de hidrógeno, con ángulos de enlace de 120(.
En principio, dicha molécula se puede explicar afirmando que los átomos de carbono
poseen hibridación sp2. Cada átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia,
de los cuales tres están en sus tres orbitales híbridos sp2 y el último en un orbital 2pz
perpendicular al plano de la molécula.
Los electrones de los orbitales híbridos sp2 de cada átomo de carbono se gastan en
las tres uniones sigma idénticas del plano hexagonal con ángulos de enlace de 120(.
Los seis electrones 2pz restantes se utilizan en la formación de tres uniones pi, con lo
que la molécula de benceno es un anillo hexagonal con tres dobles enlaces alternados
o conjugados.
Pero esta explicación es incompleta, pues hay otras formas de enlazarse los
electrones 2pz y para representar la forma de la molécula de benceno existen las
siguientes posibles estructuras, que se diferencian entre sí, en cómo se originan los
tres enlaces pi:
En el benceno, las longitudes de enlace carbono-carbono son todas iguales entre sí y
tienen un valor intermedio entre la de un enlace sencillo C-C y uno doble C=C. Ello
lleva a afirmar que la estructura real del benceno no es ninguna de las anteriores y en
la verdadera estructura contribuyen todas ellas, de forma que, cada átomo de carbono
participa por igual del enlace pi. Esto indica que no existen tres enlaces pi localizados
15
85
en átomos concretos de carbono, sino que hay una forma resonante con una especie
de gran enlace ʌ deslocalizado entre todos los átomos de carbono del anillo
bencénico.
27. ¿Cuál puede ser la forma geométrica del anión ICl4- utilizando la teoría de la
repulsión de pares de electrones de la capa de valencia?
Se dispone de 7 electrones de valencia del I y 4 · 7 = 28 electrones en el cloro + 1
electrón para adquirir la carga eléctrica -1 , luego en total se necesitan 36 electrones
de valencia.
Para unir los cuatro cloros con el yodo central se gastan 8 · 4 = 32 electrones de
valencia, luego quedan 4 electrones como pares de electrones no enlazantes en el
yodo, es decir se necesita expandir la capa de valencia del átomo de I para acomodar
los electrones necesarios en el diagrama de Lewis (no se cumple la regla del octeto).
Por tanto, el diagrama de Lewis de dicho anión es:
$$
:Cl:
$$
$$
:Cl:
··
_
:I:
··
··
:Cl:
:Cl:
$$
··
La geometría de todo el conjunto es octaédrica con los dos pares de electrones no
enlazantes del I en los dos vértices del octaedro, y en el plano central los cuatro
átomos del cloro con el I central formando un conjunto plano-cuadrado.
Con los dos pares de electrones no enlazantes en los dos vértices del octaedro se
minimizan las repulsiones entre dichos pares d electrones.
28. Si al silicio se le dopa con pequeñas cantidades de: a) Azufre. b) Boro. c)
16
86
Arsénico. d) Galio. e) Plomo. Qué tipo de semiconductor n o p se forma.
Los semiconductores n se dopan con impurezas con electrones extra dadores, por lo
tanto son el azufre, arsénico y plomo
Los semiconductores p se dopan con impurezas que sean aceptores de electrones,
por lo tanto son el boro y el galio
29. ¿Cuál de las siguientes moléculas es polar?: a) Cl2. b) ICl. c) BF3. d) NO. e)
SO2.
Son polares: ICl, NO y SO2. El ICl y el NO son moléculas diatómicas con una
diferencia de electronegatividades entre los dos átomos enlazados. El SO2 es una
molécula angular con una diferencia de electronegatividad entre lo átomos de S y O.
Son no polares: Cl2 y BF3. El Cl2 es una molécula diatómica con átomos idénticos, por
consiguiente no hay diferencia de electronegatividad entre sus átomos. Para el BF3
por ser una molécula simétrica plana, los momentos dipolares de los enlaces B-F se
cancelan entre sí.
30. El óxido de dinitrógeno (óxido nitroso o gas hilarante) se utiliza a veces
como anestésico. Escribe la forma de dicha molécula, sabiendo que su forma es
lineal y que los enlaces formados no se corresponden exactamente con las
longitudes de enlace de un enlace sencillo, doble o triple entre los tres átomos
enlazados.
Del enunciado se deduce que la molécula de N2O presenta el fenómeno de
resonancia, pudiendo presentar las siguientes estructuras resonantes:
··
··
··
··
··
··
:N≡N-O: ↔ :N=N=O: ↔ :N-N≡O: ↔ :N=O=N:
··
··
31. El gas cianógeno, de fórrmula C2N2, es venenoso y es utilizado como
fumigante y propulsor de cohetes. Escribe el diagrama de Lewis del mismo.
Se parte de la base N-C-C-N y el diagrama resultante es:
:N≡C-C≡N:
32. ¿Cuál es la estructura de Lewis del cloruro de nitrosilo, de fórmula NOCl?
El diagrama de Lewis es:
·· ·· ··
:O=N-Cl:
··
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