Enlace químico (Soluciones)-1 ENLACE QUÍMICO (SOLUCIONES) 1)

(1)

ENLACE QUÍMICO (SOLUCIONES)

1)

Carbono: Pertenece al grupo 14: tiene 4 electrones en su nivel más externo. Deberá ganar 4 electrones para conseguir el octeto electrónico.

Nitrógeno: Pertenece al grupo 15: tiene 5 electrones en su nivel más externo. Deberá ganar 3 electrones para conseguir el octeto electrónico.

Oxígeno: Pertenece al grupo 16: tiene 6 electrones en su nivel más externo. Deberá ganar 2 electrones para conseguir el octeto electrónico.

Cloro: Pertenece al grupo 17: tiene 7 electrones en su nivel más externo. Deberá ganar 1 electrón para conseguir el octeto electrónico.

2)

Enlace iónico: NaCl; CsF; MgO; CaO; CaCl2.

Enlace covalente: H2O; CHCH; Cl2.

3)

Las configuraciones electrónicas serán las siguientes: A: 1s22s22p63s1.

B: 1s22s22p63s23p3. C: 1s22s22p63s23p5.

a) A y C formarán un compuesto iónico ya que son metal y no metal, respectivamente. Atendiendo a sus valencia iónicas su fórmula molecular será AC.

b) B y C formarán un compuesto covalente ya que son dos no metales. Atendiendo a sus valencias covalentes su fórmula molecular más probable será BC3.

4)

Enlace iónico: Bromuro de cesio, yoduro de calcio.

Enlace covalente: Dióxido de nitrógeno.

Enlace metálico: Sodio.

5)

Atendiendo a sus configuraciones electrónicas X es un metal de valencia iónica +2 e Y es un no metal de valencia iónica –1.

a) La fórmula más probable entre los dos será XY2.

b) Como se trata de un metal y un no metal, respectivamente, el enlace será iónico.

6)

Enlace iónico: Cloruro de potasio.

Enlace covalente: Agua, amoniaco.

Enlace metálico: Hierro.

7)

a) Z=38: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2. Pertenece al grupo 2. Z=16: 1s22s22p63s23p4. Pertenece al grupo 16.

b) Como el primero es un metal y el segundo un no metal formarán un enlace iónico. A es un metal del grupo 1. Su valencia iónica es +1.

(2)

8)

Mg (s) + Cl

2

(g)

 H_f(MgCl₂)

MgCl

2

(s)

Es(Mg) Ed(Cl2)

Mg (g) 2 Cl (g)

1ª EI (Mg)

U (MgCl2)

2· AE (Cl)

Mg

+

(g)

2ªEI (Mg)

Mg

2+

(g) + 2 Cl

–

(g)

Hf (MgCl2) = Es (Mg) + 1ªEI (Mg) + 2ªEI (Mg) + Ed (Cl2) + 2·AE (Cl) + U (MgCl2)

–642 = 151 + 738 + 1451 + 242,4 + 2·AE (Cl) + (–2529); AE (Cl) = –347,7 KJ/mol

9)

Los iones que forman el MgCl2 son: Mg2+ y Cl–; mientras los que forman el MgO son:

Mg2+ y el O2–. El ion óxido tiene más carga que el cloruro y a su vez es más pequeño, ya que tiene 10 electrones frente a los 18 del ion cloruro. Como la energía reticular es directamente proporcional a la carga de los iones, e inversamente proporcional al tamaño de éstos: la energía reticular del MgO tiene que ser más negativa (mayor en valor abosulto) que la del MgCl2.

Teniendo presente que cuánto mayor es la energía reticular más estable es el compuesto iónico, será más estable el óxido de magnesio.

10)

El número de coordinación o índice de coordinación es el número de iones de signo contrario que, en una red cristalina, rodean a un ion determinado. En el caso del ion sodio en el cloruro sódico el índice de coordinación del sodio es 6, es decir, está rodeado de 6 iones cloruro.

El cloruro sódico presenta una estructura cúbica, cuya celda unidad está definida por iones cloruro en los vértices y en los centros de las caras; y por iones sodio en los centros de las aristas y en el centro del cubo.

11)

K (s) + 1/2 Br

2

(l)

 H_f(KBr)

KBr (s)

Es(K) ½ Hv(Br2)

K (g) 1/2 Br

2

(g)

½ Ed(Br2)

U (KBr) EI(K)

Br (g)

AE(Br)

Hf (KBr) = Es(K) + EI (K) + ½ Hv(Br2) +

+ ½ Ed(Br2) + AE(Br) + U(KBr)

–391,8 = 81,26 + 418,5 + ½ (30,7) + + ½ (193,5) + (–321,9) + U

(3)

12)

SeCl2: e.v. = 6+2·7=20

e.o. = 3·8=24

Pares enlazantes: 24–20=4 Pares no enlazantes: 20–4=16 Número de enlaces: 4/2=2

AsH3: e.v. = 5+3·1=8

e.o.=8+3·2=14

H2O2: e.v. = 2·1+2·6=14

e.o.=2·2+2·8=20

PCl5: No cumple la regla del octeto ya

que el átomo central, el de fósforo, tendrá a su alrededor cinco pares de electrones enlazantes.

SO42–: e.v. = 6+4·6+2=32

e.o. = 5·8=40

13)

La covalencia del cloro es 5 ya que forma cinco enlaces con otros tantos átomos de flúor. La configuración electrónica del cloro en su estado fundamental es: 1s22s22p63s23p5. Para poder explicar la covalencia 5 es necesario que tenga desapareados hasta 5 electrones, lo que puede conseguir promocionando 2 electrones p a orbitales 3d, con lo que quedaría una configuración: 1s22s22p63s23p33d2: con cinco electrones desapareados.

Podría tener hasta covalencia 7 promocionando un electrón 3s hasta un orbital 3d con lo que su configuración electrónicas quedaría: 1s22s22p63s13p33d3.

14)

HCl: e.v. = 1+7=8 e.o. = 2+8=10

Cl – Se – Cl

H – As – H

H

O – O

H H

Cl Cl

Cl – P – Cl

Cl

O 2–

O – S – O

O

(4)

BF3: No cumple la regla del

octeto, ya que el B es una excepción: sólo tiene tres pares de electrones.

NH3: e.v. = 5+3·1=8

e.o.=8+3·2=14

CCl4: e.v. = 4+4·7=32

e.o. = 5·8=40

15)

No puede existir el NCl5 ya que el nitrógeno en este compuesto debería tener covalencia

5, y eso no es posible ya que debido a su configuración electrónica: 1s22s22p3 tiene covalencia 3, y no tiene orbitales d “energéticamente próximos” para que un electrón 2s promocione a dicho orbital.

Sin embargo el PCl5 si que puede existir ya que el P puede tener covalencia 5: su

configuración electrónica es 1s22s22p63s23p3, y en este caso si que puede promocionar un electrón 3s a un orbital 3d, quedando la configuración: 1s22s22p63s13p33d1 con 5 electrones desapareados.

16)

AsCl3: e.v. = 5+3·7=26

e.o.=4·8=32

PBr3: e.v. = 5+3·7=26

e.o.=4·8=32

H3O+: e.v. = 5+3·1=8

e.o.=8+3·2=14

F – B – F

F

H – N – H

H

Cl

Cl – C – Cl

Cl

Cl – As – Cl

Cl

El As tiene tres pares de electrones enlazantes y uno no enlazante. La geometría de la molécula será: piramidal.

Br – P – Br

Br

El P tiene tres pares de electrones enlazantes y uno no enlazante. La geometría de la molécula será: piramidal.

H – O – H

+

H

(5)

BF3: No cumple la regla del

octeto, ya que el B es una excepción: sólo tiene tres pares de electrones.

CO2: e.v. =4+2·6=16

e.o. =3·8=24

17)

La configuración electrónica del C es: 1s22s22p2. Para explicar la covalencia 4 hemos de suponer que promociona un electrón 2s al orbital 2p que tiene vacío; con lo cual quedará: 1s22s12p3: con cuatro electrones desapareados.

18)

Un enlace será más polar cuánta más diferencia de electronegatividad exista entre los átomos que forman dicho enlace. Por tanto la ordenación será: I–I < P–S < P–Cl < C–F < Si–F < K–F.

Iónico: K–F.

Bastante iónico: Si–F y C–F. Algo iónico: P–Cl y P–S. Covalente puro: I–I.

19)

Br2 < BrI ≈ BrCl < BrF. (El yoduro de bromo y el cloruro de bromo tendrán polaridad similar)

20)

Tendrá mayor carácter iónico aquel compuesto cuyo enlace sea más polar, es decir, cuando la diferencia de electronegatividad entre los elementos que lo forman sea mayor. a) CaO; b) MgO; c) CaO; d) CaS.

21)

Porque la geometría de la molécula es: triangular plana. Debido a esto, los dipolos de los enlaces B–Br se anulan entre si, provocando que la molécula sea apolar.

22)

Como norma general podríamos decir que un enlace es covalente polar entre dos no metales diferentes (tienen electronegatividades diferentes), apolar cuando sea de un no metal consigo mismo (no hay diferencia de electronegatividad) e iónico cuando sea de un no metal con un metal (la diferencia de electronegatividad entre ambos es acusada).

a) Iónico. b) Covalente polar. c) Apolar. d) Iónico.

F – B – F

F

El B tiene tres pares de electrones enlazantes y ninguno no enlazante. La geometría de la molécula será: triangular plana.

O = C = O

El C tiene cuatro pares de

(6)

23)

H2O: e.v. = 6+2·1=8

e.o. = 8 + 2·2=12 Pares enlazantes: 12–8=4 Pares no enlazantes: 8–4=4 Número de enlaces: 4/2=2

CO2: e.v. =4+2·6=16

e.o. =3·8=24

CH3F: e.v. = 4+3·1+7=14

e.o. =3·2+2·8=22

24)

Como ya hemos explicado en el ejercicio anterior la geometría de la molécula de agua es angular ya el O tiene cuatro pares de electrones: dos enlazantes y dos no enlazantes. Estos cuatro pares de electrones se distribuyen en forma tetraédrica alrededor del átomo de O; por tanto deberían de formar entre cada uno de ellos un ángulo de 109º. Pero como la repulsión entre pares de electrones no enlazantes es mayor que entre pares enlazantes provoca que la molécula “se cierre”: teniendo un ángulo de enlace de 105º, aproximadamente.

25)

Cuanto mayores son las fuerzas intermeloculares mayores son las temperaturas de ebullición. Como dichas fuerzas aumentan con el tamaño de las moléculas, esto explica que las temperaturas de ebullición de los halógenos sigan ese orden: F2<Cl2<Br2<I2, ya que el tamaño

aumenta también en el mismo orden.

26)

Los enlaces o puentes de hidrógeno pueden aparecer entre moléculas que tengan enlaces del hidrógeno con: F, N y O. Por tanto aparecerán en las siguientes moléculas: CH3OH y

CH3–NH2.

27)

Que las moléculas cotengan enlaces del hidrógeno con átomos pequeños y muy electronegativos: F, O y N.

28)

En el metano son fuerzas de Van der Waals mientras que el amoniaco aparecerán,

H – O – H

La geometría será angular ya que el O tiene dos pares de electrones enlazantes y dos no enlazantes. La molécula será polar.

O = C = O

La geometría será lineal ya que el C tiene cuatro pares enlazantes pero formando dos dobles enlaces. La molécula será apolar, ya que la polaridad de los enlaces se anula por la geometría de la molécula.

F

H – C – H

H

(7)

que los enlaces de hidrógeno son fuerzas intermoleculares más fuertes que las fuerzas de Van der Waals.

29)

Para los compuestos iónicos la temperatura de ebullición aumenta al aumentar la energía reticular. Ésta, a su vez, es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al tamaño de éstos. Por tanto:

CsI: 1280ºC. KF: 1505ºC. CaO: 2850ºC.

30)

Debido a que los compuestos iónicos no conducen la electricidad en estado sólido, pero si que lo hacen en estado fundido o en disolución.

31)

Sulfuro de sodio: Covalente molecular. Diamante: Covalente atómica.

Aluminio: Metálica. Nitrato de sodio: Iónica.

32)

La configuración electrónica de A es: 1s22s22p5. Por tanto es un no metal. La configuración electrónica de B es: 1s22s22p63s23p64s1. Por tanto es un metal. a) A–A: Covalente. B–B: Metálico. A–B: iónico.

b) Si que será soluble en agua ya que los compuestos iónicos, en general, lo son.

33)

Para poderlos ordenar es necesario identificar el tipo de enlace que aparece en cada uno de ellos: Cloruro sódico: iónico.

Helio: covalente molecular.

Bromo: también es covalente molecular, pero su tamaño es más grande que el del He. Hierro: metálico. Pero es un metal de transición: con temperaturas de fusión muy altas. La ordenación será: He < Br2 < NaCl < Fe.

34)

Se trata de nueve características, cada una de ellas propia de compuestos con un determinado tipo de enlace; por tanto será necesario identificar, primero, que tipo de enlace aparece en cada una de las sustancias:

Amalgama de dentista: metálico. Bolas de naftalina: covalente molecular. Diamante: covalente atómico.

Cloruro de rubidio: iónico.

Amalgama de dentista: conductividad eléctrica elevada, maleable y con brillo metálico.

Bolas de naftalina: blando como la cera.

Diamante: muy duro y con punto de fusión por encima de 2000ºC.

(8)

35)

En general podemos suponer un estado de agregación, a temperatura ambiente, para cada tipo de enlace:

 Iónico: sólido.

 Metálico: sólido.

 Covalente molecular:

– Sin puentes de hidrógeno: gaseoso. – Con puentes de hidrógeno: líquido.

 Covalente atómico: sólido.

H2: covalente molecular sin puentes de hidrógeno: gaseoso.

NaF: iónico: sólido.

H2O: covalente molecular con puentes de hidrógeno: líquido.

CaSO4: iónico: sólido.

Fe: metálico: sólido.

NO: covalente sin puentes de hidrógeno: gasesoso. H2S: covalente sin puentes de hidrógeno: gasesoso.

SiO2: covalente atómico: sólido.

36)

a) Metálico. b) Iónico.

c) Covalente atómico. d) Iónico.