EJERCICIOS: ENLACE QUIMICO
1 ¿Qué condiciones energéticas han de cumplirse para que se pueda afirmar que se ha originado un enlace? 2.- ¿Cuál será la electrovalencia del Al, Br, Ne? 3.- ¿Qué tipo de compuesto formarán el flúor(Z =9) y el calcio (Z =20)? ¿Cuál será la fórmula de dicho compuesto? 4.- Ordenar de mayor a menor energía reticular los siguientes compuestos: CaO, KF, CaS y KI. 5.- El cloruro de hierro(III) funde a 282ºC y el cloruro potásico a 776ºC. ¿Cuál de estos compuestos tendrá mayor carácter iónico7 6.- Razonar la veracidad veracidad o falsedad falsedad de la siguiente afirmación: afirmación: "El cloruro cloruro sódico sódico puro no es conductor de la electricidad". 7.- Concep Concepto to de enlace enlace iónico iónico:: proceso procesoss de formac formación ión de iones, iones, natura naturaleza leza de la interacción y expresión de la energía reticular. Defina las magnitudes utilizadas. 8.- Aplique el ciclo de Born-Habber para la formación de un cristal de óxido de calcio. 9.- El nitrógeno y el fósforo pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica; sin embargo existe el PCI 5 y no el NCl 5. Razónese este hecho. 10.- La metilamina CH 3 NH NH2 es el primer compuesto de la serie de las aminas primarias. Representar esta molécula mediante diagrama de puntos. 11.11.- Represe Representa ntarr median mediante te diagra diagramas mas de Lewis Lewis las siguie siguiente ntess molécu moléculas: las: Fosfin Fosfina, a, sulfuro de hidrógeno, nitrógeno, sulfuro de bario, fluoruro de magnesio, dimetilamina. 12.- Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS 2, CO 2, OF2. 13.- Representar el ión OH - mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de cargas para verificar la carga negativa. 14.- Explicar todos los enlaces existentes en la molécula de cloruro amónico. 15.- Escribir las estructuras resonantes del ión nitrato. 16.- Representar la molécula de S0 3, sabiendo que los enlaces SO son idénticos y con una longitud de enlace intermedia entre la del sencillo y el doble. 17.- Explicar según Lewis, la estructura de la molécula de ácido nítrico, indicando en el esquema los distintos tipos de enlace que puede presentar. 18.- Explicar la posible geometría de las moléculas de tetracloruro de carbono y de fosfina.
19.- Deducir por la teoría de orbitales atómicos cuál es la geometría de la molécula de tricloruro de nitrógeno. 20.- Razonar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones a) Los orbitales híbridos son moleculares. b) Todos los orbitales híbridos están situados en el mismo plano. c) En los compuestos orgánicos el carbono siempre utiliza orbitales híbridos sp 3. d) El nº de orbitales híbridos es igual a los de los orbitales atómicos implicados. 21.- Represente mediante un diagrama de solapamiento de orbitales la estructura del 3 butenal, sabiendo que los ángulos de enlace en tomo a los carbonos C(1) C(3) y C(4) son de 120º y los de C(2) son de 109º, aproximadamente 22.- Explicar mediante orbitales híbridos la molécula de benceno, sabiendo que tiene simetría hexagonal. 23.- Razonar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a los orbitales moleculares: a) Siempre que dos orbitales atómicos se combinan linealmente se forman dos orbitales moleculares. b) Cuando entre dos átomos se forman un enlace σ y otro π , se dice que los dos átomos están unidos por un doble enlace. c) La energía de un doble enlace es justamente el doble de la que corresponde a un enlace simple. d) Un enlace entre dos átomos recibe el nombre de triple cuando entre ellos se han formado dos enlaces σ y uno π . e) Un orbital σ sólo se puede formar cuando se combinan un orbital s de un átomo con un orbital p de otro átomo. f) Cuando dos átomos se aproximan en la dirección del eje x, sus orbitales p x se combinan originando un orbital σ . 24.- Concepto de orden de enlace. Aplíquelo a las moléculas de nitrógeno, oxígeno y flúor y comente su relación con las energías de enlace respectivas. 25.- Explica la estructura del cloro , mediante las teorías de enlace de valencia y de orbitales moleculares, calcula su orden de enlace y determina si tiene o no propiedades magnéticas. 26.- Dadas las especies CN y CN -, determinar a) el orden de enlace de cada una de ellas y b) el enlace de menor longitud. 27.- Dadas las moléculas: tricloruro de boro, amoniaco, dihidruro de berilio, indicar razonadamente a) Forma geométrica b) Polaridad c) Hibridación del átomo central d) N0 de electrones sin compartir del átomo central.
28.- La molécula de CO 2 es apolar, ¿cómo debe ser su geometría? 29.- Si la molécula de BI 3 es apolar, ¿cómo debe ser su geometría? 30.- Ordenar los siguientes enlaces por su polaridad creciente: Br-Cl; Br-Br; Li-Cl. 31.- En la molécula de triclorometano, explique: a) La hibridación del carbono. b) La formación de los enlaces C-H y Cl-Cl. c) La polaridad de tales enlaces (electronegatividades de Pauling H = 2,1; C=2,5 ; Cl=3,0) d) El posible momento dipolar molecular. 32..- Exprese la naturaleza del enlace en las moléculas de cloro, cloruro de hidrógeno y metano, indicando en cada caso, si el enlace está polarizado y si la molécula presenta momento dipolar permanente. 33.- El momento dipolar de una molécula diatómica es 3,2 10 -30 C.m. La distancia de enlace es 200 pm. Calcular la fracción de carga electrónica que posee cada átomo. 34.- Calcular el porcentaje de carácter iónico que posee la molécula de cloruro de hidrógeno sabiendo que su momento dipolar es 1,04 D y la distancia de enlace 1,27 angstrom. 35.- El porcentaje de carácter iónico del HCI y Hl es del 17% y 4% respectivamente. ¿Cuál de ellos tendrá un momento dipolar mayo? Defina brevemente los conceptos aplicados. 36.- Describa las características del enlace en las moléculas de cloruro de hidrógeno y yoduro de hidrógeno Compare la polaridad de ambas. 37.- Razonar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a los metales: a) La red cristalina de los metales está formada por iones positivos y negativos. b) Los electrones de valencia de los metales están situados en orbitales deslocalizados. c) La dureza de los metales y sus puntos de fusión relativamente elevados se explican suponiendo que los átomos metálicos se encuentran unidos por enlaces covalentes. 38.- Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones a) Las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas de nitrógeno son muy débiles. b) El punto de ebullición del nitrógeno es menor que el del tetracloruro de carbono porque su energía de enlace es mucho mayor. c) Las fuerzas de Van der Waals se hacen mayores al aumentar la masa molecular. d) No hay relación alguna entre las fuerzas intermoleculares y las energías de enlace de las moléculas correspondientes. 39.- Explique la influencia de los enlaces de hidrógeno en las constantes físicas del agua (puntos de fusión y ebullición), tomando como referencia la geometría de la molécula.
40.- Ordene los compuestos que se relacionan a continuación según sus puntos de ebullición crecientes, justificando la respuesta en base a los diferentes tipos e intensidad de las fuerzas intermoleculares que se presentan en cada caso: a) butano; b) pentano; c) 1-butanol; d) butanal. 41.- Explique la naturaleza de las fuerzas de cohesión o los enlaces intermoleculares que influyen en las siguientes especies químicas y comente los valores dados de sus puntos de fusión (en 0C): metano (-182), tetracloruro de carbono(-23), agua(0), cloruro de hidrogeno (-114). 42.- Establezca la geometría molecular de amoniaco y agua, indicando la hibridación del átomo central y posible existencia de interacciones por enlace de hidrógeno. 43.- Razonar qué tipo de sustancias son las siguientes: magnesio, sulfato de litio y etano. Predecir sus propiedades en cuanto: a) estado de agregación; b) solubilidad en agua; c) conductividad eléctrica. 44.- Tres elementos P, Q y R tienen números atómicos entre 2 y 10. Un átomo P tiene un electrón menos que un gas noble. Un átomo Q tiene tres electrones menos que un gas noble. R es un metal del grupo 1. Indicar el tipo de enlace entre P y R, P y Q, Q y R así como la fórmula de los compuestos formados. 45.- Razonar por qué los puntos de fusión de los diferentes halógenos aumentan a medida que descendemos en dicha familia 46.- ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares hay que vencer para: a) Fundir hielo; b) Fundir I2; c) Disolver cloruro sódico en agua; d) Convertir amoniaco líquido en vapor. 47.- Indicar, razonadamente, para cada pareja de sustancias, la de mayor punto de ebullición: a) H2 y O2; b) H2O y H2S; c) CO y N 2. 48.- ¿Por qué el agua es un líquido en C.N. y el sulfuro de hidrógeno un gas? ¿Por qué tiene mayor punto de ebullición el metanol que el metano? 49.- Entre las siguientes sustancias sodio, silicio, metano, cloruro potásico y agua, escoger la más representativas de: a) Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals. b) Una sustancia de alta conductividad eléctrica que funde alrededor de los 200 0C. c) Una sustancia covalente de muy alto punto de fusión. d) Una sustancia no conductora que se transforma en conductora al fundir. e) Una sustancia con enlaces de hidrógeno. 50.- Razonar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Si la energía del sistema disminuye al acercarse dos átomos, podemos afirmar que la estabilidad del sistema aumenta.
b) Las moléculas diatómicas son siempre polares. c) Un enlace
π es
más fuerte que uno
σ
.
d) Cuando entre dos átomos uno sólo aporta electrones al enlace, este es iónico. e) El diamante y el grafito tienen distintas propiedades, porque tienen diferente tipo de enlace. f) La energía reticular es la energía desprendida cuando se forma un mol de sustancia iónica a partir de sus elementos. 51.- De las siguientes sustancias, señalar las que son electrolitos: metanol; ácido periódico; sulfato de aluminio; bromuro potásico. 52.- ¿Podrá formarse un enlace iónico entre el Cl y el N? ¿Por qué 7 53.- Ordenar los siguientes compuestos, según su energía reticular: KF; RbI; RbF; CaF 2. 54.- Calcular la energía reticular del MgO, si en la formación a partir de sus elementos se desprenden 602 kJ/mol. Datos Es(Mg)=148 kJ/mol; PI (Mg)= 1450 kJ/mol(PI 1 y PI2); Ed (O2)=250 kJ/moI ; EA(O)=844kJ/mol(AE 1 y AE2). 55.- Escribir las configuraciones electrónicas y los símbolos de A(Z=17) y B(Z=26). ¿Podrían estos elementos formar sales entre sí? ¿Cuál sería la configuración electrónica de los iones de las sales? ¿Cuál sería su estequiometría? 56.- Deducir la electrovalencia del aluminio y del azufre a partir de sus configuraciones electrónicas. Escriba la fórmula y el nombre del compuesto formado por ambos. 57.- Dados los elementos A, B, C y D de números atómicos 9, 11, 17 y 20 respectivamente, razonar la posibilidad de formación de compuestos entre A-A; C-D; A-C y B-C ¿Qué estequiometría presentarían? 58.- Tenemos tres elementos cuyos niveles de valencia son 1)ns 2; 2)ns2 p6; 3) ns 2 p4. Explicar la tendencia a ganar o perder electrones y razonar a partir de ahí, las posibilidades de formar enlaces iónicos o covalentes. 59.- De los siguientes compuestos NCI 5 y PCI5, uno de ellos no puede existir ¿Cuál es y por qué7 60.- Expresar la regla del octete de Lewis, aplicándola a los elementos C, N, O, F y Ne e indicar cuáles serán las valencias covalentes de estos elementos en combinaciones binarias con el hidrógeno. 61.- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas e iones Indicar el número de pares electrónicos enlazantes y no enlazantes en el átomo central y predecir su geometría: SiH4; N2O; N2O+; H2S, CaCl2. 62.- Representar las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes moléculas e iones e indicar cuál es la hibridación de cada átomo de carbono en cada una de ellas: CO32-; CH3 NH2; CO; CH3CO2 H. 63.- Ordenar, en cuanto a distancias internucleares o longitudes de enlace, las siguientes moléculas: HF; Hl; HBr; HCI.
64.- Razonar la variación encontrada en las energías de enlace de las moléculas de los halógenos dadas en kJ/mol: F 2 (-159); Cl2 (-243); Br 2 (-193); l2 (-151). 65.- Discutir y comparar las formas más estables que tienen el O y el S en condiciones ordinarias. 66.- Los elementos de segundo periodo N, O y F forman moléculas diatómicas estables. Razonar la diferencia de reactividad entre ellos. 67.- Representar las estructuras de Lewis, indicando la geometría y el momento dipolar de las siguientes moléculas: CO2; C2H2; O3; CH2 CI2; PCl3. 68.- A partir de las configuraciones electrónicas de los elementos nitrógeno, oxígeno y flúor, razone las estructuras moleculares de dichos elementos y las estequiometrías de sus compuestos hidrogenados. 69.- Explique el aumento de los puntos de fusión del cloro, bromo y iodo moleculares (desde –101ºC del cloro hasta 113ºC del iodo). Justifique el hecho de que el fluoruro de hidrógeno tenga un punto de fusión mayor que el flúor molecular. 70.- Las moléculas de nitrógeno y etino (o acetileno) son isoelectrónicas. Revise la estructura electrónica del nitrógeno y pronostique la geometría del acetileno, discutiendo su estructura en términos de hibridación del átomo de carbono.
