ENLACE QUÍMICO. RESOLUCIÓN DE CUESTIONES Y

ENLACE QUÍMICO. RESOLUCIÓN DE CUESTIONES Y PROBLEMAS. NIVEL BÁSICO.
1
El fluoruro de sodio y el óxido de magnesio tienen la misma estructura y las distancias interiónicas no difieren
demasiado. ¿Por qué el segundo es más duro, tiene el punto de fusión más elevado y es menos soluble en el agua, si en el
primero existe un mayor carácter iónico?.
SOLUCIÓN:
La solución se encuentra en la consideración de los factores que participan en la fórmula de Born-Landé de la energía de red,
tal como en el ejemplo 1. Al ser la carga iónica mayor en el MgO (z1z2 =4) frente a (z1z2 =1) del NaF, en comparación con los
demás factores, su energía de red también lo será, por lo costará más trabajo derribar el edificio cristalino (punto de fusión
mayor), y por lo tanto también será menos soluble en el agua.
-1
2. Cómo se justificaría la variación observada en los valores de la energía de red en los haluros de sodio que son en kJmol
para el fluoruro de –908, para el cloruro de -774 y para el bromuro -736.¿Cuál tendría mayor punto de fusión?. Razonar.
SOLUCIÓN:
La energía de red es mayor en valor numérico para el NaF>NaCl>NaBr, esta relación corresponde a un aumento de la
distancia interiónica con el radio de los iones: F-<Cl-< Br- que en la fórmula de Born-Landé está en el denominador de la
expresión, por lo tanto la energía de red será menor.
3. Las solubilidades del cloruro de sodio y del cloruro de cesio son respectivamente, y a la misma temperatura 35,7 y 161g en
100g de agua ¿Cómo se justificaría, teniendo en cuenta que el primero cristaliza en una red CCC, mientras que el segundo lo
hace en una CCE?
SOLUCIÓN:
La explicación deberá basarse en el estudio de las respectivas energías de red y los factores de más las modifican a través de
la fórmula de Born-Landé. En este caso las redes son diferentes en NaCl, CCC, mientras que el CsCl, CCE, mayor la constante
A de ésta última, pero aunque la carga es la misma, la suma de los radios iónicos (en el denominador de la expresión) es
mucho mayor en el CsCl debido al aumento del tamaño del ion cesio respecto al ion sodio. Por este motivo la energía de red
del NaCl es mayor, siendo más difícil de disolver, al margen de otros factores.
4. Ordenar aproximadamente por su diferente solubilidad en el agua, los siguientes compuestos que cristalizan en una red
cúbica centrada en las caras: óxido de calcio, fluoruro de litio y cloruro de potasio. ¿Se necesitaría alguna otra magnitud
diferente de las empleadas en el enlace iónico para precisar dicho ordenamiento?
SOLUCIÓN:
Tal como en las cuestiones 1 y 2, se partirá de la fórmula de Born-Landé y de los factores que la determinan. Dado que la
carga mayor está en el CaO, tendrá mayor energía de red y por lo tanto menor solubilidad. En segundo lugar por su energía
red, se situaría el LiF, dado que la suma de sus radios iónicos es menor que la del KCl, que será el compuesto más soluble.
Sin embargo para poder precisar la solubilidad se deberá tener en cuenta la energía o entalpía de hidratación
5.Los compuestos iónicos se caracterizan por su solubilidad en el agua, pero sin embargo unos lo son más que otros.)Por qué
los haluros de los metales alcalinos, son mucho más solubles que los de los alcalinotérreos?.Razonar.
SOLUCIÓN:
Corresponde a la misma justificación de la segunda parte de la cuestión anterior, y habrá que basarla en la energía de red y en
su fórmula de Born-Landé.
6.
Como se justificaría la covalencia 5 en el arsénico (Z=33) y la 6 en el teluro (Z=52)?
SOLUCIÓN:
Se parte de la configuración electrónica para determinar los
electrones de valencia. As(33) = 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p3, o sea
dispone de 5 electrones en la capa de valencia, de los que solo 3, los
p, están desparejados. Por lo que para poder compartir 5 electrones
necesita promocionar un electrón del 4s, hasta el nivel más próximo
en el espacio, o sea el 4d. De esta forma pasa de una configuración
2
3
1
3
1
externa 4s 4p , hasta la 4s 4p 4d con 5 electrones desparejados.
La energía necesaria para la promoción de electrones s al d, se verá
amortizada por la desprendida cuando se forman dos uniones
covalentes más.
En el caso del Te(52): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4, presentaría sólo 2 electrones desparejados, necesitando
2
10
4
1
3
promocionar 2 electrones al 4d, para poder aparejar 6, De esa forma, su nivel externo pasaría de 5s 4d 5p hasta 5s 5p
2
5d , con covalencia 6, como se muestra en la figura.
7. Dadas las siguientes moléculas: a) dióxido de carbono. b) eteno.
c) metanol (alcohol metílico):.
Representar sus estructuras de Lewis. ¿En cuáles hay dobles
enlaces?
SOLUCIÓN:
1
Se escriben las fórmulas desarrolladas completando los octetos en la a y c, con los
pares solitarios del oxígeno, a partir de ellas se determinará que sólo en la a y en la
b existen dobles enlaces (Fig.CB2.8).
8.
De las siguientes moléculas: a) F2, b)CS2,
(propino),
d)NH3,
e)C6H6
c)C3H4
(benceno),:
a) En cuáles todos los enlaces son sencillos o simples.
b) En cuáles existe algún doble enlace.
c) En cuáles existe algún triple enlace.
SOLUCIÓN:
Se parte de las fórmulas desarrolladas completándose el octeto tal como indica la figura. La
del benceno se encuentra en la fig.2.66 (Libro del alumno) Por lo tanto se podrá responder
al apartado a): las moléculas a y d. Al apartado b) b y e. Al apartado c) c.
9.
Hacer los diagramas de Lewis de las moléculas de
oxígeno y nitrógeno justificando a partir de ellos sus
respectivas energías de enlace de 495,8 kJ/mol y 941,7
kJ/mol.
SOLUCIÓN:
Se parte de la estructura electrónica de cada elemento, tal como en la CB2.6, observando
que el octeto se consigue en cada molécula aparejando dos pares de electrones (O2) o
tres pares de electrones(N2), por lo tanto la energía para romper el enlace en N2, deberá
ser superior a la del O2.
10. Representar las estructuras de Lewis de las moléculas dadas indicando la carga
formal que pueda aparecer sobre los átomos. a) Tetraóxido de dinitrógeno. b)
ion nitrito.
Primero se representará los diagramas de Lewis más simples de las formas
respectivas, después para determinar la carga formal sobre cada átomo se
puede hacer viendo la variación del número de electrones externo que ha
experimentado cada átomo en la formación de la molécula o aplicando la
fórmula:
QF=e de valencia-e solitarios-0,5(electrones compartidos)
En este caso para el tretaóxido de dinitrógeno del diagrama de Lewis será:
Para el O superior:
6-6-0,5.2= -1
Para el N primero:
5-0-0,5.8= +1
Para el O primero:
6-4-0,5.4=0
Para el N segundo:
5-0-0,5.8= +1
Para el O inferior:
6-6-0,5.2=-1
Para el O último
6-4-0,5.4=0
La suma de las cargas formales deberá ser nula, pues se trata de una molécula sin carga iónica.
Para el ion nitrito:
Para el O primero:
6-6-0,5.2=-1
Para el N:
5-2-0,5.6=0
Para el O último:
6-4-0,5.4=0
La suma de las cargas formales deberá ser –1, por tratarse del ion nitrito.
.11.Conociendo los números atómicos de fósforo (Z=15) y del cloro(Z=17), predecir el enlace entre ellos, y la
geometría de la molécula más sencilla que formen:
SOLUCIÓN:
Los dos elementos están muy próximos en el sistema
periódico, dada su estructura electrónica, y por lo tanto la
diferencia de electronegatividades entre ellos es pequeña,
estableciéndose un enlace covalente. El P (1s22s2p63s2p3)
que actúa como elemento central dispone de 3 electrones no
compartidos, que aparejará con el electrón desparejado de 3
2
2 6
2 5
Cl (1s 2s p 3s p ), formando 3 enlaces covalentes y dando
lugar al tricloruro de fósforo que sería la molécula más
sencilla. La hibridación del P daría lugar a una geometría
tetraédrica, con ángulo de enlace Cl-P-Cl menor de 109º.por
la repulsión del par solitario.
.12.Sabiendo que los números atómicos del azufre y del cloro son
respectivamente 16 y 17, describir los enlaces azufre-cloro de la
molécula SCl2, aplicando el método de Lewis, y justificar su geometría.
SOLUCIÓN:
2
2 6
2 4
El S (1s 2s p 3s p ) que es el elemento central presenta 2 electrones
no compartidos, que deberá aparejarlos con el electrón no compartido
de dos Cl (1s22s2p63s2p5) formando dos enlaces covalentes. El S
3
deberá presentar hibridación sp tetraédrica para alojar los pares
2
solitarios y los electrones de enlace, con un ángulo de enlace menor
de 109º debido a la repulsión de los dos pares solitarios, y su
apariencia será angular.
13. Estudiar la formación de la molécula de cloruro de berilio, sabiendo
que Be(Z=4), y Cl(Z=17), explicando su geometría.
El Be 1s22s2, no presenta ningún electrón desparejado, por
lo que para establecer dos uniones covalentes con el Cl, deberá
promocionar un electrón 2s hasta 2p, pasando a una estructura 1s2
2s12p1. La energía necesaria para la promoción vendrá compensada
con la desprendida en la formación de dos enlaces. Hibrida en sp,
disponiendo de un electrón de enlace en cada orbital híbrido. Cada
2
2 6
2 5
cloro, 1s ,2s p ,3s p , presenta sólo un electrón desapareado, siendo
necesarios 2Cl para aparejar los electrones del Be, formándose una
molécula que no completa el octeto. Debido a dicha hibridación el
ángulo de enlace sería de 180º.
.14. ¿Por qué existe la molécula de ICl3 y no la ClI3.? Predecir la carga formal del yodo en la primera.
SOLUCIÓN:
Tanto el cloro como el yodo, elementos centrales de ambas moléculas, deberán promocionar sus electrones de valencia hasta
respectivamente 3d y 5d. Asi el Cloro en el ClI3, pasa de 1s22s2p63s2p5 a 1s22s2p63s2p4d1, de esta forma el cloro presentará al
ampliar su octeto, 3pares compartidos y 2 solitarios, en una distribución de bipirámide trigonal, ahora bien esta estructura será
muy inestable debido al gran volumen del yodo y al espacio que ocuparán los pares solitarios. Aunque la disposición y forma
de ampliación del octeto es similar en el ICl3, al tener mayor volumen el yodo, puede acomodar mejor a los 3 cloros y los dos
pares solitarios, por lo que la molécula presenta mayor estabilidad. Como se aprecia en la figura, el I al compartir sus
electrones con los 3 cloros, sigue disponiendo de sus 7 electrones de valencia, por lo que su carga formal (QF) es cero.
.15. Dadas las fórmulas desarrolladas de la figura (parte
superior) nombrar las especies, determinar la carga
formal sobre los átomos y predecir si son posibles o si
podrán contribuir a establecer formas resonantes
SOLUCIÓN:
En la a) ion sulfito, la QF sobre el S(s2p4), será 0,
como se observa en la parte inferior, pues el S tenía 6
electrones , y presenta un par solitario y 8 electrones de
enlace, de forma que QF= 6-2-0,5.8=0. De esa forma la
suma de las cargas formales sobre los O, es igual a la
carga iónica. Dado que todos los oxígenos pueden
comportarse de la misma forma, existirán tres formas
canónicas, según sobre que O se establezca el doble
enlace.
2 4
En la b), ozono, dado que O(s p ), el O central
tendrá QF+1 (presenta 5 electrones de los 6 iniciales)
mientras que otro O, con 7 electrones, la tendrá –1. Por
la misma razón expuesta antes se podrán producir dos
formas resonantes.
2 3
En la c) ion nitrato, el N(s p ), tendrá QF+1 y dos oxígeno con 7 electrones, -1. También existirán 3 formas resonantes,
al poder alternarse en el doble enlace los 3 oxígenos.
16.Hacer una posible estructura de Lewis para a) Hidrógensulfato potásico b) etanal
c) agua oxigenada.
SOLUCIÓN:
Se parte de las fórmulas estructurales, teniendo en cuenta que:
En a) se da un enlace iónico mientras que la estructura interna del
hidrógenosulfato es covalente con formas resonantes, mientras que en b) y c) son
covalentes. La parte covalente se completa por la teoría del octeto, aunque también
se debe tener en cuenta en la a su ampliación a deceto como se justificó en la
teoría, así serán las dadas en la figura adjunta.
17. Hacer los diagramas de Lewis para las combinaciones del N con el H, F y Cl. Si los ángulos de enlace varían de 107º , a
102º y 92º .)Cómo se explica esta variación?.
SOLUCIÓN:
En todos los casos el N hibrida sus OA 2s y 2p, formando 4 orbitales híbridos
sp3, en una disposición tetraédrica con ángulo teórico menor que 109, debido
a la repulsión del par no ligante. La justificación de la variación del ángulo
está en el aumento de la electronegatividad y del volumen de los átomos. La
primera varía F>Cl>H y el volumen lo hace Cl>F>H, En el primer caso (NF3),
al atraer más hacia sí el F el par electrónico compartido, debido a su mayor
electronegatividad, los aleja entre si, por lo que la repulsión será menor así
3
como el ángulo de separación (102º<109º). En el caso del Cl, su menor
electronegatividad se ve compensada por su mayor tamaño, que aleja los
pares compartidos entre si y del par solitario por eso el ángulo Cl-N-Cl es de
92º < 107º y también menor que 102º.
18.Indicar razonándolo si la molécula de amoniaco puede formar un enlace covalente coordinado con las siguientes moléculas
o iones:
a) H2O
b) H+
c) Na+
d) ClSOLUCIÓN:
El NH3 posee un par no compartido o solitario, el H2O, dos y el ion Cl-, cuatro, por lo tanto no podrá formar enlace
con ellas, y si con los iones positivos que necesitan de electrones.
.19. Los ángulos de enlace en las moléculas de agua, sulfuro de hidrógeno, seleniuro de hidrógeno y telururo de hidrógeno,
son respectivamente 104,45º-92,2º-91,0º y 89,5º.¿Cómo se justificaría?. Hacer los diagramas de Lewis y discutir su geometría.
SOLUCIÓN:
Los cuatro elementos centrales O,S,Se y Te, pertenecen al grupo 16 (VIA), y su distribución
3
electrónica y,modelo de Lewis y geometría se explica a partir de la hibridación sp
tetraédrica del elemento central para alojar los dos pares no ligantes y los electrones de
enlace. Aquellos hacen que el ángulo de enlace B-A-B, sea menor de 109º. Al aumentar el
volumen del átomo X central( Te>Se>S>O, que depende de n), los átomos enlazados se
separan mas así como sus pares compartidos, que se repelerán menos, por eso el ángulo
de enlace H-Te-H, es el menor. La modificación de la posición de los pares compartidos
debido a la diferencia de electronegatividades salvo en el caso de los H-O-H, influirá muy
poco. La geometría comparada se puede apreciar en la figura.
20.Se dan los siguientes ángulos de enlace de los halógenos F,Cl,Br y I, con el fósforo, en los trihaluros correspondientes:
104º-100º-101º y 98º.)Cómo se justificaría esta variación?
SOLUCIÓN:
Las moléculas son están formadas por un elemento central con hibridación sp3, en
cuyos orbitales aloja un par no ligante y 3 electrones de enlace. En todos los casos
el ángulo deberá ser menor de 109º. La disminución de electronegatividad del F al I,
se compensa con el aumento contrario de volumen de los haluros, lo que hace que
las distancias entre los pares compartidos varíe de tal forma que las repulsiones
entre ellos se hagan menores, dominando estas interacciones sobre las que ejerce
el par no ligante o solitario vinculado al P, por ello los ángulos tienden a disminuir, al
aumentar n en la misma familia, asemejándose al formado entre los orbitales p. La
modificación del ángulo del Cl-P-Cl, al Br-P-Br, se debe a que la variación del
tamaño del Cl al Br, es diferente al completarse antes el orbital 3d.
.21.El ángulo de enlace H-C-H, en el metano es de 109º, mientras que el mismo ángulo H-C-H, en la de difluorometano es 112º
.¿Cómo se justifica este ángulo y su desviación correspondiente?.
SOLUCIÓN:
3
Ambas moléculas son del tipo tetraédricas debido a la hibridación sp del C y el
ángulo teórico deberá ser de 109º.La justificación de la desviación está en el
aumento del volumen y de electronegatividad de los F respecto al H, que hace que
los pares compartidos F-C, al aproximarse a los F, estén más separados entre si,
con lo que se producirá una menor repulsión entre ellos y un ángulo de separación
<109º , por lo que el H-C-H deberá ser >109º.
22. El amoniaco tiene un momento dipolar de 1,47 D, mientras que la fosfina lo tiene de 0,55. Justifícarlo y estudiar la
geometría molecular.
SOLUCIÓN:
Al corresponder a moléculas tetraédricas, La geometría molecular es como se
ha
mencionado de pirámide. La disminución del momento dipolar se debe a la disminución de
la electronegatividad del P frente al N. De esta forma mientras que en el NH3, el momento
dipolar se debe a la suma vectorial de los 3 momentos dipolares de enlace más el debido al
par solitario, como la ∆EN P-H es prácticamente nula, el momento dipolar del PH3, se debe
únicamente al del par solitario (Ver figura).
.23.El momento dipolar del difluorometano es 1,96D y la del trifluorometano es de 1,6D.)Cómo se justificaría esta aparente
anomalía?. Estudiar la geometría molecular.
SOLUCIÓN:
Las dos moléculas son tetraédricas debido a la hibridación sp3 del C. Si
despreciamos el momento dipolar de enlace C-H, frente al mucho mayor F-C,
debido a la ∆EN, tendremos que tal como se observa en la figura adjunta, en
el CHF3, las componentes vectoriales se anulan mejor, lo que no ocurre de
forma tan acusada en el CH2F2, cuyo momento dipolar resultante es mayor.
4
24. Explica la geometría lineal de la molécula de cianuro de hidrógeno, por la hibridación
en OA y enlace de valencia.
SOLUCIÓN:
En el H-C≡N, La hibridación de OA, para el C es sp, similar a la del propino (fig.2.84 del
L.A.), sustituyendo el C2 por el N, con hibridación sp, cubriendo el OH que no emplea en el
enlace con su par solitario. Como la geometría es lineal, el ángulo de enlace H-C-N es de
180º.
2+
25. Compara las formas O2, O2 , O2 ,O2 , por su paramagnetismo, longitud de enlace y estabilidad molecular
SOLUCIÓN:
2
2 4
Operando como en el EA2.11 (L.A.), en este caso el O 1s 2s p pone en juego seis electrones, y la molécula O2,12,
por lo tanto las diferentes formas iónicas implicarán 13, 14 y 11 electrones, que rellenarían por orden energético los diferentes
OM. De esta forma la estructura electrónica será:
E 2
AE 2
E 2
E 4
AE 2
OE=2
O2 12e =(KK) (σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p )
O2 - 13e=(KK)(σ2sE)2(σ2sAE)2(σ2pE)2(π2pE)4 (π 2pAE) 3
OE=1,5
–2
E 2
AE 2
E 2
E 4
AE 4
OE=1
O2 14e=(KK) (σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p )
+
E 2
AE 2
E 2
E 4
AE 1
OE=2,5
O2 11e=(KK) (σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p )
La más paramagnética será la que dispone de 2 electrones en los OM π 2pAE o sea la O2 ya que siguiendo la ley de
Hund entrarán con los espines desaparejados y la menos la O2 –2 con todos sus espines desaparejados. La longitud
de enlaces es inversa al orden de enlace, mientras que la estabilidad es directamente proporcional, por lo tanto la de
mayor longitud de enlace será la O2 –2, y la más estable la O2 +.
26.La energía de enlace O-O, en la molécula O2 es de 118 kcal, mientras que en la de O2+, es 149 kcal.)Cómo se explica?.
SOLUCIÓN:
La mejor forma de hacer estos problemas, es a partir de la TOM, determinando el orden de enlace, ya que cuando
mayor sea la energía de enlace también lo será. Tal como en el ejemplo 1 de la pregunta A2.3. Cada O 1s22s2p4, pone en
juego los electrones de valencia y la ordenación del O2 presupone acomodar 12electrones en los OM del nivel 2: (KK),
E 2
AE 2
E 2
E 4
AE 2
(σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p ) ,siendo el orden de enlace = (8-4) /2=2 y la molécula paramagnética. Si se extrae un
E 2
AE 2
E 2
E 4
AE 1
electrón la distribución electrónica para 11 electrones será:(KK),(σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π2p ) (π 2p ) , la molécula ion será
paramagnética, y el orden de enlace (8-3) /2=2,5. Al ser mayor éste, la energía de enlace también lo será.Véase la fig A2.26
(L.A.)
27.Justifica la variación de los puntos de fusión de los elementos indicados:
Elemento:
K
Ca
Sc
pF(ºC):
63,7 838
1539
Num.atom.
19
20
21
RED
CCE HC
HC
SOLUCIÓN:
Los puntos de fusión dependen del tipo de red metálica y de su compacidad y empaquetamiento. El potasio presenta
una red cúbica centrada en el cuerpo, poco compacta. El K tiene gran volumen atómico, y la celda unidad contiene sólo dos
átomos por cubo unidad, lo cual le proporciona poca densidad, y bajo punto de fusión. Tanto el Ca como el Sc tienen una red
hexagonal compacta, pero en este caso la disminución del radio atómico del Ca al Sc, unido a la mayor masa atómica, hace
que su densidad sea mayor, mayor su compacidad y punto de fusión más alto.
28.Teoría de bandas de energía aplicada a los metales. Explicar las propiedades eléctricas de un metal conductor (por
ejemplo, Ca, Z=20) y de un semiconductor (por ejemplo , Ge, Z=32).
SOLUCIÓN:
Se justifica en el desarrollo teórico A2.4, asimilando el K al Na.
29. Dada la configuración externa del In (5s2p1), determinar si el Si “dopado” con indio, será un semiconductor extrínseco tipo
n o tipo p.
Dado que el número de electrones de valencia del In es menor que el del Si (s2p2), producirá huecos
electrónicos en las bandas y será del tipo p
30.Dados los puntos de ebullición de las siguientes especies en grados centígrados:HF(+19,5),HCl(-85),HBr(-67) y HI(-35),
interpreta dicha variación teniendo en cuenta la polaridad del enlace y la distinta naturaleza de las fuerzas intermoleculares.
SOLUCIÓN:
El propio enunciado da la pista para resolver la cuestión. El aumento de la polaridad debido al de la
electronegatividad: F>Cl>Br>I, hace que las fuerzas de van der Waals debido al momento dipolar (Fuerzas de Keesom)
varíen: HCl>HBr>HI, compensada por la variación contraria, debido al peso molecular de las Fuerzas de London, lo que
provoca el aumento del punto de ebullición desde el HCl al HI. Sin embargo en el caso del HF, se dan las condiciones del
enlace por puente de hidrógeno más intenso lo que provoca el aumento anómalo del punto de ebullición.
5
31.Cuáles de las siguientes especies presentan interacciones por enlace de hidrógeno entre sus moléculas:
a) CH3OH
b) H2
c) CH4
d) NH3. Justificarlo brevemente.
SOLUCIÓN:
Dado que el enlace de hidrógeno solo se puede dar en condiciones habituales si está unido a elementos como el
F,O, y N, solamente el metanol CH3OH y el amoniaco NH3 podrán dar lugar a las mismas.
32.Los valores de los puntos de ebullición del agua, amoniaco y fluoruro de hidrógeno son altos: 100ºC, -33,4ºC y 19,5ºC,
respectivamente, con relación a los restantes hidruros de sus grupos. Comentar estos valores en función de las fuerzas
intermoleculares en estas tres sustancias.
SOLUCIÓN:
La solución está en la formación de los puentes de hidrógeno e interpretación de las gráficas dadas en la parte teórica
33.Indicar para cada pareja de sustancias la de mayor punto de ebullición:
b) H2O ; SH2
c) CO ; H2
a) H2 ; O2
SOLUCIÓN:
Se trata de comparar las fuerzas intermoleculares que establecen entre si las moléculas dadas. En el a) Sólo son de
dispersión de London, que dependen de la masa molar, por ello el O2 tendrá mayor punto de ebullición que el H2. En el b)
Mientras que el H2O se producen puentes de hidrógeno, en el SH2 solo son de Van der Waals, por dipolos, aunque µ sea muy
pequeño (F. de Keesom) y de London, por lo tanto al ser más intensas las primeras, el agua deberá tener mayor punto de
ebullición. En el c), el CO, presenta mayor masa molar y momento dipolar que el H2, por lo tanto deberá tener mayor punto de
ebullición.
34.Escoger de cada uno de los siguientes pares de sustancias la que tenga mayor punto de ebullición. Explicar en cada caso la
elección basándose en los tipos de fuerzas intermoleculares.
c) CH4 o C2H6
d) C2H6 o CH3OH
a) HF o HCl
b) Br2 o Cl2
SOLUCIÓN:
Tal como en el caso anterior se podrá asegurar que en a) HF>HCl,debido a que en el primero pueden darse enlace por
puente de hidrógeno lo que no ocurre en el segundo (sólo F de Keesom y London). En b) Dado que sólo pueden existir F de
London que dependen de la masa molar, Br2 > Cl2. En c) ocurre como en el caso anterior así que CH4 < C2H6. En el d),
mientras que en el primero (etano), solo pueden existir F. de London, entre las moléculas de etanol existen puentes de
hidrógeno y los puntos de ebullición de C2H6 < CH3OH.
35.Explicar por qué el cloro hierve a temperatura más alta que el flúor, mientras que el cloruro de hidrógeno lo hace a
temperatura más baja que el fluoruro de hidrógeno.
SOLUCIÓN:
En el primer caso sólo existen F de London, que lo justifican así, mientras que en el segundo entre las moléculas de HF existe
un puente de hidrógeno, mientras que en las de HCl, sólo F de Keesom y de London. A mayor intensidad del enlace
intermolecular, mayor punto de ebullición.
36.La propanona (P.E=56ºC), el etanol (P.E.=78ºC),y el butano (P.E.=0ºC) son compuestos con masas moleculares similares,
aunque con puntos de ebullición muy distintos. Justifica esto en función de la estructura y enlaces.
SOLUCIÓN:
La respuesta parte de la comprensión de la tabla 2.5.3.1. y 2.5.3.2. LA. Las moléculas de butano se unen entre sí por débiles
fuerzas de London, las de propanona, por fuerzas de Keesom y las de etanol por puentes de hidrógeno, más intensas; por eso
dichos puntos de ebullición.
37. Indicar cuál de los siguientes compuestos puede formar enlace de hidrógeno señalando razonadamente la influencia de
dicho enlace en sus propiedades ¿Cuál crees que tendrá mayor punto de ebullición?
a) 2-buteno
b) 1-butanol
c) butanoamina d) etoxietano
SOLUCIÓN:
Partiendo de la tabla 2.5.3.2. del libro del alumno, se puede deducir que mientras que butanol y butanoamina presentarán
puentes de hidrógeno, lo que elevará su punto de ebullición por este orden, el etoxietano, solo presentará fuerzas de Vder
Waals por dipolos, y finalmente el que presenta fuerzas intermoleculares más débiles es el buteno, con las de dispersión de
London.
38.Dadas las siguientes propiedades referidas a un sólido blanco cristalino:
1. P.Fusión=98ºC. 2. Flota en el agua.
3.Conduce la corriente eléctrica
¿A cuál de los compuestos propuestos corresponderá?
a) Cobre
b) Cloruro sódico
c) Na
d) HCl
SOLUCIÓN:
Un punto de fusión tan bajo indica una red poco compacta, lo que se demuestra porque flota en el agua, lo que diferencia al Na
del Cu ,pese a que ambos conducen la corriente eléctrica, lo que no ocurre con el cloruro sódico, ni con el HCl, que además es
gaseoso, ya que forma una molécula discreta con enlace covalente.
6
39.Dadas las siguientes propiedades referidas a una molécula gaseosa en condiciones normales:
1. P.fusión=-101ºC. 2. Poco soluble en el agua.
3.Mas denso que el aire.
¿A cuál de los compuestos propuestos corresponderá?
a) NaCl b) Sodio c) cloro d) cloruro de hidrógeno
SOLUCIÓN:
De los cuatro compuestos dados los únicos que forman molécula gaseosa debido al enlace covalente, es la del cloro y
el cloruro de hidrógeno, lo cual excluye a las demás. Tanto la c como la d, son más densos que el aire, pero el cloro es
poco soluble en el agua ya que no presenta dipolos, lo que no ocurre con el cloruro de hidrógeno. Por lo tanto la
molécula pedida es la de cloro.
40. Razonar el tipo de interacción o interacciones que se deberán romper, y cuáles se establecerán en caso de hacerlo en los
siguientes procesos :
a) Fusión del hielo
b) Ebullición del agua
c) Disolución en agua del yoduro potásico
d) Vaporización del mercurio
e) Sublimación del grafito
SOLUCIÓN:
En en primer caso se trata de romper y formar enlaces de hidrógeno establecidos de una forma ordenada (hielo) a
otra desordenada(agua), lo que hace que en este caso la densidad aumente y sea máxima a 4ºC.
En el caso b, se trata sólo de romper enlaces de hidrógeno, dado que en el agua gas (aunque también existen)
están en menor número.
En la disolución del yoduro potásico, se trata de romper enlaces iónicos del KI, romper algunos enlaces de H en el
agua, y establecer nuevos enlaces de Van der Waals, por interacciones ion-dipolo.
En la vaporización del mercurio se trata de romper el enlace metálico entre átomos de mercurio mientras que en la
sublimación del grafito se trataría no sólo de romper enlaces de Van der Waals entre las capas hexagonales de C,
sino también alter dichas capas hasta obtener entidades de carbono más pequeñas capaces de coexistir en fase
gaseosa.
7
PROBLEMAS BÁSICOS
1. Determinar la relación de radios (catión/anión) necesaria óptima para que un
compuesto iónico cristalice en una red cúbica centrada en el cuerpo.
En la figura se aprecia, que en este tipo de red, la diagonal del cubo D=
2rC+2rA, mientras que el lado del cubo L=2rA. Como la relación geométrica a través
del teorema de Pitágoras aplicado al triángulo rectángulo interior establece que
D2=d2+L2, y teniendo en cuenta que en el triángulo rectángulo de la base d2=2L2,
por lo que D2=3L2, D=L√3. Sustituyendo en los factores geométricos los radios
iónicos, 2rC+2rA =2rA√3, de lo que rC/rA= √3 – 1 = 0,73
.2. Determinar la energía de red del bromuro de litio sabiendo que cristaliza en red CCC cuya Cte de Madelung es 1,747, que
los radios iónicos son de Br- =195pm, Li+=60pm y que los valores para el exponente de Born para la configuración del kriptón y
del He son 10 y 5 respectivamente. N.A=6,02.1023 mol-1, k=9.109 uS.I: e=1,6.10-19 C.
SOLUCIÓN:
+
Para el NaBr , r = rNa (60pm) + rBr (195pm) = 255pm
z1 z2 (valencias iónicas) =1, A (cte. Madelung) =1,747
n Br -= Kr = 10, nLi+ = He = 5 , n media=7,5.
2
5
, la energía
Sustituidos todos los valores, en la fórmula UR = -kNAA z1 z2e /r (1-1/n) =-1,387.10 A z1 z2/r (1-1/n)
de red teórica para un mol de este compuesto será -792 kJ/mol. OJO -824 Experimental
3. Justifica cuál será más soluble en el agua, el fluoruro de potasio o el cloruro de sodio, considerando los factores que te dan
para determinar la energía de red ¿Será necesaria alguna otra condición para justificar la solubilidad?:
Radios iónicos : K+= 133pm. F-=136pm. Cl-=181pm. Na+ = 95pm.
23
-1
9
-19
Cte. Madelung=1,747. n(Ne)=7; n(Ar)=9. N.A=6,02.10 mol , k=9.10 uS.I: e=1,6.10 C.
SOLUCIÓN:
Se determinaría la energía de red para cada uno, a través del método empleado en el PB2.2, teniendo en cuenta que para el
KF, n=8, r=269pm, y para el NaCl, n=8, r=276pm, la diferencia deberá ser pequeña.
Así UKF=-788kJ/mol y UNaCl= -768 kJ/mol.
En principio sería menos soluble el KF (<UR), lo cual no es cierto por lo que será necesario conocer la energía de hidratación,
al disolverse en el agua, para poder precisarlo (UR-EH).
4. Sabiendo que la densidad del cloruro de cesio es 3,97g/cm3, y que dispone de una red cúbica centrada en el cuerpo,
-1
23
-1
determinar la arista del cubo. Masa molar del cloruro de cesio 168,5gmol . NºAvogadro=6,02.10 mol .
Teniendo en cuenta, la construcción de la figura del PB2.1, en este tipo de red la celda unidad contiene 1/8 de anión en cada
+
vértice, y un catión en el centro, por lo tanto (1/8 x 8) = 1 Cl y un Cs en el centro.
D=M/L3 =3,97g/cm3 = [(168,5g/mol)/6,02.1023 mol-1)]/L3; L=4,13.10-8cm=413pm; M= 4[(103) / 6,02.1023] g : 103g/kg
L=580.10-12m.
d= 3,50103 kgm-3 = 3,50g/cm3.
5 Con los datos que te dan justifica cuál de estas dos sales tiene
a) KF o CsCl
b) NaI o KCl
mayor punto de fusión a partir de las UR:
Datos en kJ/mol
∆Hf : CsCl=-433 KF=-563;NaI=-360; KCl=-436 ; KBr=-392; ∆H(disociación): Cl2(g)=244; F2(g)=158; I2(g)=148
EA: Cl(g)=-349; F(g)=-322; I(g)=-308; EI:
Na(g)=496; K(g)=419; Cs(g)=376; ∆H(sublimación): Na(s)=109; K(s)=90;
Cs(s)=79; I2(s)= 62. Úsense los ciclos termoquímicos correspondientes.
SOLUCIÓN:
Si se establece como criterio que el punto de fusión
depende de la energía de red lo cual no siempre se
cumple, al determinar esta a través del ciclo de BornFajans-Haber, se podrán comparar esas características.
Como en un ciclo, considerando todas las magnitudes
como entalpías en condiciones normales. ∆Htotal=0, y
tomando en los de la figura el compuesto en su estado
natural como punto de partida. ER+E.I+E.A+
∆HD/2+∆HS+∆Hf=0, considerando el criterio de signos y
los pasos necesarios para los cambios de estado. Así:
a)
Para el KF :
ER=-563-90-79-419+322=829 kJ/mol
Para el CsCl:
ER=-533-70-122376+340=-761 kJ/mol
La energía reticular del KF es mayor en valor absoluto
que la del CsCl, luego su punto de fusión también lo
será.
Experimentalmente:p.F.
(KF)=880ºC.>
p.F.(CsCl)=646ºC
b)Para el KCl : ER=-436-90-122-419+349=-718 kJ/mol
8
Para el NaI:
ER=-288-109-31-78496+308=-694 kJ/mol
p.F.(KCl)>p.F.(NaI). Experimentalmente
(KCl)=790ºC>p.F.(NaI)=651ºC.
p.F.
6. Determinar la electroafinidad del cloro, sabiendo que la energía de red del cloruro
de calcio es –2214 kJ/mol, la entalpía de formación de dicho compuesto, -794
kJ/mol, la entalpía de sublimación del calcio es 193 kJ/mol, la energía de disociación
del cloro 242 kJ/mol, la energía de ionización del calcio para formar Ca2+, es
1725kJ/mol. Empléese el ciclo termoquímico correspondiente.
SOLUCIÓN:
Diseñando el ciclo adjunto y despejando 2E.A,
2EA=-794-193-242-1725+2214=-740; EA=-370 kJ/mol
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Problemas y cuestiones complementarias (Selectividad o Acceso a Facultades de Ciencias)
1. Cuatro elementos diferentes A,B,C,D, tienen número atómico 6,9,13 y 19 respectivamente.Se desa 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 que compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del más iónico al mas covalente.
2. 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.
3. 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, C-O, C-Cl
Elemento
Electronegatividad
F
4,0
O
3,5
Cl
3,0
N
3,0
C
2,5
S
2,5
H
2,1
b) La polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta que la de CCl4?
4. Dadas las siguientes sustancias: CS2( lineal), HCN( lineal), NH3( piramidal) y H2O(angular):
a) Escriba sus estrucutras de Lewis
b) Justifique su polaridad
5. a) Justifique las diferencias en los puntos de ebullición de los siguientes compuestos de hidrógeno: HF (P.E.=20ºC),
HCl (P.E.=-85ºC, y H2O (P.E.=100ºC)
b) Deduzca si el H2S tendrá un P.E. mayor o menor que el agua.
6. Explique:
a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar
experimentalmente para proponer una 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 NO3d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriiores la estabilidad de las mismas
7. Considerando las sustancias Br2, SiO2, Fe, HF y NaBr, justifique en función de sus enlaces:
a) Si son o no solubles en el agua
b) Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.
8. Alguna o algunas de las siguientes moléculas NH3, NO, CH4 BF3 no cumplen la ley del octeto, pudiéndose considerar
excepciones a la mencionada regla. Indique razonadamente:
a) Cuáles son las premisas básicas que establece la mencionada regla.
b) Cuáles son las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas.
c) Señale qué moléculas cumplen y cuales no, la regla del octete.
9
10.
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas que corresponden a átomos neutros:
2
2
3
B: 1s22s22p5,
C: 1s22s22p6,
D: 1s22s22p63s1,
A: 1s 2s 2p ,
a) Ordenarlos de forma que aumente gradualmente el valor del primer potencial de ionización, indicando la
configuración electrónica del átomo doblemente ionizado.
b) Indique el elemento cuyo segundo potencial de ionización es el mas elevado e indique la configuración
electrónica del átomo doblemente ionizado.
c) Indicar el elemento con mayor afinidad electrónica.
d) Indicar el elemento más electronegativo.
e) Indicar los elementos que presentan carácter metálico. ¿Cuál lo sería mayor?
¿Cuál es la estructura electrónica del ion Ca2+ y qué tipo de enlace presenta el calcio puro y el sulfato cálcico (Número
atómico del calcio = 20)
10
11.
Dados los elementos de número atómico Z=9 y Z=20 :
a) Escribir sus configuraciones electrónicas e indique el grupo y período del sistema periódico a que pertenecen.
b) Indicar el tipo de enlace que explica la unión de estos elementos.
c) Deducir alguna propiedad física del compuesto formado.
12
a) Dar la estructura electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 11, 12,13 y 15.
b) Comentar la naturaleza de los enlaces de los compuestos obtenidos al combinar los elementos de números atómicos
11,12,13 y 15, con el elemento de número atómico 17.
13.
Definir los siguientes conceptos:
a) orbital atómico. b) orbital molecular. c) enlace sigma d) orbital híbrido.
Citar un ejemplo concreto para cada definición
14.
Por qué crees que el nitrógeno se combina fácilmente con 3F formando el trifluoruro de nitrógeno, y en cambio no existe
el triyoduro de nitrógeno, aunque sí el triyoduro de fósforo.
15.
Si la energía de una debida a la configuración del benceno propuesta por Kekulé es de 1266 Kcal/mol mientras que la
energía experimental es 1308kcal/mol ¿Cuánto vale la energía de resonancia? ¿Cuál es su significado?
15.
+
+
Las energías de enlace del H2 ,H2,He2 y He2, son respectivamente 255, 429,243 y 0 kJ/mol. Justificar estos valores por
la teoría de OM.
16.
Indica los tipos de hibridación del silicio y del boro que expliquen la no polaridad de las moléculas de silano y trifluoruro
de boro. Dibujar los esquemas correspondientes.
17.
Indicar en cada caso dónde se disolverá con más facilidad el cloruro potásico:
a) En agua o en una disolución acuosa de cloruro sódico.
b) En agua o en benceno.
18.
De las siguientes sustancias decir justificándolo cuál es soluble en agua y cuál no: sulfato sódico, cloruro cálcico, etanol,
n-hexano y cloruro de metilo.
19.
Indicar cuál de los siguientes compuestos pueden formar enlace de hidrógeno : a) Metanol. b) Etilamina. c) Etano. d)
Propanona
PROBLEMAS
20 Determina la relación ideal de radios del catión y anión para que estos cristalicen formando una red cúbica centrada en las
caras.
21
Determinar la arista de la celdilla cúbica del KCl (CCC) conociendo los radios íónicos de ambos: K+ : 133pm;
:181pm.
Cl-
22
El fluoruro potásico tiene la misma red que el cloruro sódico, y semejante celdilla unidad. Si un mol tiene una masa de
58,1g.y el compuesto una densidad de 2,48g/cc.Cuál será la distancia interiónica F-K.
23 Determinar la arista de la celdilla cúbica del KCl (CCC) conociendo los radios iónicos de ambos: K+ : 133pm; Cl-:181pm.
24
+
Determina la energía de red del cloruro potásico, sabiendo que los radios iónicos del Cl y K son respectivamente 181 y
133pm , que la constante de Madelung de la red vale 1,747, y el exponente de Born vale 9, k=9.109 uS.I.,
23
-1
-19
NºAvogadro 6,02.10 mol . 1e=1,6.10 C
25 Determina la energía de red del bromuro potásico, sabiendo que los radios iónicos del Br- y K+ son respectivamente 195 y
133pm , que la constante de Madelung de la red vale 1,747, y el exponente de Born vale 9,5, k=9.109 uS.I.,
23
-1
-19
NºAvogadro 6,02.10 mol . 1e=1,6.10 C
26
Calcular la densidad del plomo sabiendo que su radio atómico es 1 y que cristaliza en una red cúbica centrada en las
caras. Masa molar: 207,19 g/mol . Nº de Avogadro =6,02.1023 mol-1.
11
12