I.E.S. Atenea (S.S. de los Reyes) Departamento de Física y

I.E.S. Atenea (S.S. de los Reyes)
Departamento de Física y Química
Enlace químico
Cuestiones y problemas
1. Explique:
a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se
debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta.
b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única fórmula estructural.
c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3
d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?
2. a) Ordene según polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegatividades
de la tabla adjunta, los enlaces siguientes: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl
Elemento
F
O
Cl
N
C
S
H
Electronegatividad 4,0
3,5
3,0
3,0
2,5
2,5
2,1
b) La polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta que la del CCl4? Justifique las
respuestas
3. Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y oxígeno.
a) Justifique en función de los posibles enlaces entre átomos; cuáles forman moléculas
homonucleares y cuáles no, así como su estado de agregación en condiciones normales
de presión y temperatura.
b) Formule cuatro de los compuestos que puedan formar entre sí, indicando la naturaleza
del enlace formado.
4. Considerando las sustancias Br2, SiO2, Fe, HF y NaBr, justifique en función de sus enlaces:
a) Si son o no solubles en agua.
b) Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.
5. Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2O (angular):
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Justifique su polaridad.
6. Dadas las moléculas H2O, CH4, BF3 y HCl.
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Indique razonadamente cuáles presentan enlaces de hidrógeno.
c) Justifique cuáles son moléculas polares.
d) Justifique cuál de las moléculas H2O, CH4 y HCl presenta mayor carácter covalente en
el enlace y cuál menor.
Datos: Electronegatividades de Pauling: O = 3,5; H = 2,1; C = 2,5; Cl = 3,0.
7. Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifique:
a) el cloruro de sodio tiene un punto de fusión mayor que el bromuro de sodio
b) el carbono (diamante) es un sólido muy duro
c) el nitrógeno molecular presenta una gran estabilidad química
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d) el amoníaco es una sustancia polar.
8. Sabiendo que NaCl, NaBr y NaI adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl, explique
razonadamente:
a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular, de estos
tres compuestos, sean diferentes.
b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los iones en la red cristalina.
c) ¿La energía reticular del MgCl2 sería mayor, menor o igual que la del NaCl?
Datos: Energías reticulares: NaCl = 769 kJ mol –1; NaBr = 736 kJ mol –1 y NaI = 688 kJ mol –1
9. Responda a las siguientes cuestiones referidas al CCl4, razonando las respuestas:
a) Escriba su estructura de Lewis.
b) ¿Qué geometría cabe esperar para sus moléculas?
c) ¿Por qué la molécula es apolar a pesar de que los enlaces C–Cl son polares?
d) ¿Por qué, a temperatura ordinaria el CCl4 es líquido y, en cambio, el CI4 es sólido?
9. Rellenar el siguiente cuadro poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un compuesto que formen entre ellos, el tipo de enlace (C = covalente, I = iónico, M = metálico) y el
estado de agregación (S = sólido, L = líquido, G = gas), tal como aparece en el ejemplo.
Cl
H
O
Ca
Cl
H
—
—
—
CaH2 I
S
O
—
—
—
—
—
—
Ca
—
—
—
—
—
—
—
—
—
10. Dadas las configuraciones electrónicas que figuran en la tabla adjunta:
A
Distribución de
B
C
D
Elemento
electrones
Orbital Periodo Grupo
Li


Be


B



C


 
N


  
O


  
F


  
Ne


  
a) Complete la tabla, copiando las columnas A, B, C y D en el pliego de examen (En la
columna B deberá escribir el tipo de orbital donde se sitúa el último electrón).
b) Razone como varía el radio atómico de estos elementos y su potencial de ionización.
c) ¿Cuál será el orden de enlace de las moléculas de aquellos elementos que las formen?.
11. Cuatro elementos diferentes A, B, C, D tienen número atómico 6, 9, 13 y 19 respectivamente.
Se desea saber:
a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos
b) Su clasificación en metales y no metales
c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del
más iónico al más covalente.
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12. La figura adjunta representa la variación
de la energía en función de la distancia internuclear para dos átomos de hidrógeno.
Razone:
a) Por qué tiene esa forma.
b) Si el hidrógeno es una especie molecular.
c) Si se tratase de dos átomos de helio, ¿sería análogo el comportamiento?
13. Considere los compuestos BaO, HBr, MgF2 y CCl4
a) Indique su nombre.
b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno.
c) Explique la geometría de la molécula CCl4.
d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente.
14. A partir del esquema del ciclo de Born–Haber para el fluoruro de sodio:
a) Nombre las energías implicadas en
los procesos 1, 2 y 3.
b) Nombre las energías implicadas en
los procesos 4, 5 y 6.
c) Justifique si son positivas o negativas
las energías implicadas en los procesos 1,2,3,4 y 5.
d) En función del tamaño de los iones
justifique si la energía reticular del
fluoruro sódico será mayor o menor,
en valor absoluto, que la del cloruro
de sodio. Justifique la respuesta.
15. Dadas las siguientes moléculas: BeCl2, Cl2CO, NH3 y CH4.
a) Escriba las estructuras de Lewis.
b) Determine sus geometrías (puede emplear la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos o de Hibridación).
c) Razone si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno.
d) Justifique si las moléculas BeCl2 y NH3 son polares o no polares.
Datos: Números atómicos (Z): Be = 4, Cl = 17, C = 6, O= 8, N = 7, H = 1
16. Dados los elementos A, B y C, de números atómicos 6, 11 y 17 respectivamente, indique:
a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Su situación en la tabla periódica (grupo y período).
c) El orden decreciente de electronegatividad.
d) Las fórmulas de los compuestos formados por C con cada uno de los otros dos, A y B,
y el tipo de enlace que presentan al unirse.
17. Dadas las moléculas HCl, KF y CH2Cl2:
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a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad.
b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes.
Datos: Valores de electronegatividad: K = 0,8; H = 2,1; C = 2,5; Cl = 3,0; F = 4,0.
18. Considere las siguientes moléculas: H2O, HF, H2, CH4 y NH3. Conteste justificadamente a
cada una de las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál o cuáles son polares?
b) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica?
c) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente?
d) ¿Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?
19. Considere las moléculas: OF2, BI3, CCl4, C2H2
a) Escriba sus representaciones de Lewis.
b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de hibridación
de orbitales o bien la teoría de la repulsión de pares electrónicos.
c) Justifique cuáles son moléculas polares.
d) ¿Qué moléculas presentan enlaces múltiples?
20. Sabiendo que las temperaturas de 3550, 650, –107 y –196 °C corresponden a las temperaturas de fusión de los compuestos nitrógeno, aluminio, diamante y tricloruro de boro:
a) Asigne a cada compuesto el valor que le corresponde a su temperatura de fusión y justifique esta asignación.
b) Justifique los tipos de enlaces y/o las fuerzas intermoleculares que están presentes en
cada uno de los compuestos cuando se encuentran en estado sólido.
21. Explique las diferencias y analogías de las siguientes sustancias: calcio, sulfato de sodio,
etano; en cuanto a:
a) Estado de agregación
b) Solubilidad en agua
c) Conductividad eléctrica
22. a) Justifique las diferencias en los puntos de ebullición de los siguientes compuestos de:
hidrógeno: HF (P.E = 20°C), HCl (P.E = –85°C) y H2O (P.E = 100°C)..
b) Deduzca si el H2S tendrá un P.E mayor o menor que el agua.
23.
a) Diseñe un ciclo de Born–Haber para el MgCl2
b) Defina al menos cuatro de los siguientes conceptos: energía de ionización, energía de
disociación, afinidad electrónica, energía reticular, calor de formación y calor de sublimación.
(2006 modelo, junio y septiembre)
24. Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo trece del Sistema Periódico, conteste
razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso,
cuando se convierte en ion positivo.
b) La energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z = 3).
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c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes.
d) El átomo de boro en el BH3 tiene un par de electrones de valencia.
25. Para las siguientes especies: Br2, NaCl, H2O y Fe.
a) Razone el tipo de enlace presente en cada caso.
b) Indique el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto.
c) ¿Cuál tendrá un menor punto de fusión?
d) Razone qué compuesto/s conducirá/n la corriente en estado sólido, cuál/es lo hará/n en
estado fundido y cuál/es no conducirá/n la corriente eléctrica en ningún caso.
26. Dados los siguientes compuestos: NaH, CH4, H2O, CaH2 y HF. Conteste razonadamente:
a) ¿Cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente?
b) ¿Cuáles de las moléculas covalentes son polares y cuáles no polares?
c) ¿Cuáles presentan enlace de hidrógeno?
d) Atendiendo únicamente a la diferencia de electronegatividad, ¿cuál presenta la mayor
acidez?
(2007–2010 modelo, junio y septiembre y modelo 2011)
27. Dados los siguientes compuestos: H2S, BCl3 y N2.
a) Escriba sus estructuras de Lewis
b) Deduzca la geometría de cada molécula por el método RPECV o a partir de la hibridación.
c) Deduzca cuáles de las moléculas son polares y cuáles no polares.
d) Indique razonadamente la especie que tendrá un menor punto de fusión.
28. Dadas las siguientes moléculas: PH3, H2S, CH3OH, BeI2
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Razone si forman o no enlaces de hidrógeno.
c) Deduzca su geometría aplicando la teoría de hibridación.
d) Explique si estas moléculas son polares o apolares.
29. Dadas las siguientes moléculas: CH4, NH3, H2S, BH3.
a) Justifique sus geometrías moleculares en función de la hibridación del átomo central.
b) Razone qué moléculas serán polares y cuáles apolares.
c) ¿De qué tipo serán las fuerzas intermoleculares en el CH4?
d) Indique, razonadamente, por qué el NH3 es el compuesto que tiene mayor temperatura
de ebullición.
30. Dadas las siguientes sustancias: CO2, CF4, H2CO y HF:
a) Escriba las estructuras de Lewis de sus moléculas.
b) Explique sus geometrías por la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia
o por la Teoría de Hibridación.
c) Justifique cuáles de estas moléculas tienen momento dipolar distinto de cero.
d) Justifique cuáles de estas sustancias presentan enlace de hidrógeno.
Datos. Números atómicos (Z): H = 1; C = 6; O = 8; F = 9; S = 16 y Cl = 17
31. Considerando las moléculas H2CO (metanal) y Br2O (óxido de dibromo):
a) Represente su estructura de Lewis.
b) Justifique su geometría molecular.
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c) Razone si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar.
Datos. Números atómicos: C (Z = 6), O (Z = 8), H (Z = 1), Br (Z = 35)
32. El elemento de número atómico 12 se combina fácilmente con el elemento de número
atómico 17. Indique:
a) La configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental.
b) El grupo y periodo al que pertenece cada uno.
c) El nombre y símbolo de dichos elementos y del compuesto que pueden formar.
d) El tipo de enlace y dos propiedades del compuesto formado.
33. Considere las sustancias: cloruro de potasio, agua, cloro y sodio.
a) Indique el tipo de enlace que presenta cada una de ellas.
b) Escriba las configuraciones de Lewis de aquellas que sean covalentes.
c) Justifique la polaridad del enlace en las moléculas covalentes.
d) Justifique la geometría y el momento dipolar de la molécula de agua.
34. Considere las moléculas de HCN, CHCl3 y Cl2O.
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Justifique cuáles son sus ángulos de enlace aproximados.
c) Justifique cuál o cuáles son polares.
d) Justifique si alguna de ellas puede formar enlaces de hidrógeno.
35. Considere los elementos H, O y F.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique grupo y periodo de cada uno de
ellos.
b) Explique mediante la teoría de hibridación la geometría de las moléculas H2O y OF2.
c) Justifique que la molécula de H2O es más polar que la molécula de OF2.
d) ¿A qué se debe que la temperatura de ebullición del H2O sea mucho mayor que la del
OF2?
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24.
a) Verdadera. La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado
gaseoso y fundamental, cuando se convierte en ion positivo.
b) Falsa. El litio tiene menor energía de ionización porque perdiendo u electrón adquiere la configuración de gas noble.
c) Verdadera. Puede desaparear los 3 electrones de su última capa; 2s1 2px1 2py1
d) Falsa. Tiene 3 electrones de valencia.
25.
a) Br2: Enlace covalente, el bromo es electronegativo tiende a ganar un electrón, los dos
átomos comparten dos electrones.
NaCl: El Na (metal) tiende a perder un electrón, el Cl (no metal) tiende a ganar el electrón
cedido por el Na. Enlace iónico.
H2O: Enlace covalente, el O tiende a ganar 2 electrones y el H uno, comparten electrones en el
enlace.
Fe: Enlace metálico por ser el Fe un metal.
b) Br2: Fuerzas de Van der Waals tipo London (dipolo instantáneo–dipolo inducido)
NaCl: enlace iónico
H2O: enlace de hidrógeno
Fe: enlace metálico.
c) El Br2 tendrá el menor punto de fusión porque las interacciones entre sus moléculas
son las más débiles.
d) El Fe conduce en estado sólido por ser metal. El NaCl en estado fundido porque se liberan los iones de la red cristalina. El Br2 y el H2O no conducen la corriente (el H2O
tiene una pequeñísima conductividad debido a los iones H+ y OH–).
26.
a) Iónico: NaH y CaH2. Covalente: CH4, H2O y HF.
b) Todas estas moléculas covalentes presentan enlaces polares y solo serán no polares
aquellas para las que se compensen por la geometría los momentos de los enlaces. Polar: H2O y HF. No polar: CH4.
c) H2O y HF, porque el O y el F tienen una elevada electronegatividad y un tamaño pequeño.
d) HF por ser el flúor el que presenta la mayor diferencia de electronegatividad con el hidrógeno.
27. a)
b) H2S: 2 átomos unidos al átomo central y dos pares sin compartir (hibridación sp3 del
S). Molécula angular, ángulos algo menores de 109°.
BCl3: 3 átomos unidos al átomo central y ningún par sin compartir (hibridación sp2
del B). Molécula plana triangular, ángulos de 120°.
N2: 2 átomos unidos (hibridación sp). Molécula lineal.
c) N2 y BCl3 son apolares. Enlaces apolares para N2 y geometría triangular plana para
BCl3 en la que se anulan los dipolos de enlace por su geometría; H2S es polar por
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tener enlaces polares y no ser lineal.
d) N2 < BC13 < H2S
El N2 y el BCl3 presentan fuerzas intermoleculares débiles, tipo London (dipolo instantáneo–dipolo inducido). Estas fuerzas son menores para N2 por ser menor su masa
molecular. En el H2S las fuerzas intermoleculares son dipolo permanente, que es
más fuerte.
28. a)
b) El enlace de H se da en moléculas con enlaces H–F, H–O o H–N, luego el CH3OH
es el único que presenta enlaces de hidrógeno.
P
c) PH3: El P tiene hibridación sp3, establece tres enlaces  con los H y
H
queda un par electrónico sin compartir. Molécula piramidal con H
H
ángulos menores de 109º.
H2S: 2 átomos unidos al átomo central y dos pares sin compartir 
H 
(hibridación sp3 del S). Molécula angular, ángulos algo menores de  S

H
109°.
H
CH3OH: El C tiene hibridación sp3, establece cuatro enlaces  con


los 3 H y el OH, que se repelen entre sí y dan una molécula tetraé- H C  H 
drica con ángulos de enlace de 109,5º. El O tiene hibridación sp3 H
O 

con dos pares electrónicos sin compartir, establece dos enlaces 
con el H y el CH3 que forman un ángulo menor de 109º.
 


BeI2: El Be tiene hibridación sp, establece dos enlaces  con los I Be I
yodos que forman un ángulo de 120º. Molécula lineal.
d) PH3: Los enlaces P–H son apolares, molécula apolar.
H2S: Entre H y S hay una pequeña diferencia de electronegatividad y como la molécula es angular será débilmente polar.
CH3OH: Los enlaces C–O y H–O son polares y debido a la geometría de la molécula, esta será polar.
BeI2: Los enlaces Be–I son polares pero como la molécula es lineal los momentos
dipolares se compensan, molécula apolar.
29.
a) CH4: El C tiene hibridación sp3, establece cuatro enlaces  con los H, que se repelen
entre sí y dan una molécula tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5º.
NH3: El N tiene hibridación sp3, establece tres enlaces  con los H y queda un par electrónico
sin compartir. Molécula piramidal con ángulos menores de 109º.
H2S: El S tiene hibridación sp3, establece dos enlaces  con los H y quedan dos pares electrónicos sin compartir. Molécula angular con ángulos menores de 109º.
BH3: El B tiene hibridación sp2, establece tres enlaces  con los H. Molécula triangulares con
ángulos de 120º.
b) En el CH4 y BH3 los enlaces son apolares y además las moléculas son simétricas, luego
son apolares. En el NH3 y H2S los enlaces son polares y no se compensan por la geometría de la molécula, luego son polares.
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
H
H
H
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H
H
C
H
N





H
S
H
H
H


B
H
H
c) El CH4 presenta fuerzas intermoleculares débiles, tipo London (dipolo instantáneo–
dipolo inducido).
d) Entre las moléculas de NH3 hay enlaces de hidrógeno que son más fuertes que las interacciones dipolo permanente (H2S) y las de tipo London (CH4, BH3).
30.
CO2
CF4
H2CO
HF
b) El C tiene hibridación sp, el O tiene
hibridación sp2. El
doble enlace entre
C y O está constituido por un enlace
 entre los orbitales híbridos y un
enlace . La repulsión entre pares
electrónicos de los
enlaces C=O hace
que la molécula
sea lineal.
El C tiene hibridación sp3, establece
cuatro enlaces ,
que se repelen entre sí y dan una
molécula tetraédrica con ángulos de
enlace de 109,5º.
El C tiene hibrida- El H establece un
ción sp2, establece enlace  con el F.
tres enlaces  con Molécula lineal.
los dos H y con el
O y un segundo
enlace  (entre
orbitales p) con el
oxígeno, la molécula es triangular
plana con ángulos
de 120º aproximadamente. El O tiene hibridación sp2,
establece un enlace
 y otro  con el C
y mantiene dos
pares electrónicos
sin compartir.
c) Los enlaces C=O
son polares pero la
geometría lineal de
la molécula hace
que se compensen
los momentos dipolares. Molécula
apolar.
Los enlaces C–F
son polares pero la
geometría tetraédrica de la molécula hace que se
compensen
los
momentos dipolares. Molécula apolar.
El enlace C=O es
polar, el oxígeno
es más electronegativo que el carbono y los enlaces
C–H son apolares
luego la molécula
es polar.
a)

 

   
O C O
F
F
F
C


El F es más electronegativo que el
hidrógeno. Molécula polar.


H

F

H  
C O
H
F
d) El enlace de H se da en moléculas con enlaces H–F, H–O o H–N, luego el HF es el
único que presenta enlaces de hidrógeno.
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̅̅̅̅
31. a)
b) H2CO: El C tiene hibridación sp2, establece tres enlaces  con los dos H y con el O
y un segundo enlace  (entre orbitales p) con el oxígeno, la molécula es triangular
plana con ángulos de 120º aproximadamente. El O tiene hibridación sp2, establece
un enlace  y otro  con el C y mantiene dos pares electrónicos sin compartir.
Br2O: El O tiene hibridación sp3, establece dos enlaces  con los dos bromos y mantiene dos pares electrónicos sin compartir. La molécula es angular
c) H2CO: El enlace C=O es polar, el oxígeno es más elec- H  
tronegativo que el carbono y los enlaces C–H son apolaC O
res luego la molécula es polar.
H

Br2O: Los enlaces Br–O son polares, el oxígeno es más

Br
electronegativo que el bromo y, como la geometría es 
O
Br
angular, la molécula es polar
32.
a)
b)
c)
d)
Z = 12  1s2 2s2 2p6 3s2. Z = 17  1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Z = 12  Periodo 3. Grupo 2. Z = 17  Periodo 3. Grupo 17.
Z = 12  Magnesio, Mg. Z = 17  Cloro, Cl. Forman el compuesto: MgCl2.
Enlace iónico. Los compuestos iónicos son duros, de altos puntos de fusión y ebullición, solubles en agua y no conductores del calor ni la electricidad (salvo si están fundidos).
33.
a) KCl: iónico, H2O: covalente, Cl2: covalente, Na: metálico.
b)
c) La molécula de H2O es polar porque los dos enlaces O–H son
polares y la molécula es angular. En el Cl2 el enlace es apolar.
d) El O tiene hibridación sp3, con 2 átomos de H unidos a él dos
pares sin compartir, por lo que la molécula es angular, con ángulos algo menores de 109°.
̅
34. a)
̅
̅
b) HCN: El C tiene hibridación sp, establece dos enlaces  con H y N y dos enlaces 
con el N. La geometría es lineal. Angulo de enlace 180º.
CHCl3: El C tiene hibridación sp3, establece cuatro enlaces  con los demás átomos.
La geometría es tetraédrica con ángulos de enlace de unos 109º.
Cl2O: El O tiene hibridación sp3, establece dos enlaces  con los dos cloros y mantiene dos pares electrónicos sin compartir. La molécula es angular con ángulo de
enlace de unos 104º.


c) HCN: El enlace CN es polar, el nitrógeno es más
 
H C N
electronegativo que el carbono y los enlaces C–H son
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apolares luego la molécula es polar.
CHCl3: Los enlaces C–Cl son polares, el cloro es más
electronegativo que el C y debido a la geometría tetraédrica la molécula es polar.

 Cl

 Cl
Cl 
C


H

Cl2O: Los enlaces Cl–O son polares, el oxígeno es más

 Cl

electronegativo que el cloro y, como la geometría es
O

 Cl
angular, la molécula es polar.
d) Ninguna de ellas puede formar puentes de H porque éstos sólo se dan en moléculas
con enlaces N–H, O–H y F–H.
35.
a)
b)
c)
d)
H: ls1 (grupo IA, período 1);
O: 1s22s22p4 (grupo VIA, período 2);
F: 1s22s22p5 (grupo VIIA, período 2).
En ambos casos hibridación sp3 en el átomo central (O), formación de 2 enlaces
simples por solapamiento entre los híbridos sp3 del O y los orbitales semiocupados
1s (del H) o 2p (del F), y dos pares de electrones no compartidos en híbridos sp 3.
Por tanto, geometría angular.
Por la diferencia de electronegatividad, los enlaces H-O son más polares que los OF. Como los momentos dipolares no se compensan por geometría, la molécula H2O
será más polar que la OF2.
Se suman dos razones: mayor polaridad de la molécula de H2O y su posibilidad de
formar enlaces de H.
Química 2º de Bachillerato. Enlace químico
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