[química 2º bachillerato] ejercicios + soluciones: enlace químico y propiedades de las sustancias

13/Enlace químico y propiedades de las sustancias

Enlace químico y propiedadesde las sustancias 3

Química

Concepto de energía iónica de la red cristalina. Establece, mediante un balance energético, la relación entre laenergía iónica de una red cristalina y la entalpía de formación.El ciclo de Born-Haber es un planteamiento teórico que muestra las energías implicadas en la forma-ción de un cristal iónico. Estas energías son: la energía de sublimación de los átomos metálicos, Es; laenergía de disociación de las moléculas covalentes del no metal, Ed ; la energía de ionización de losátomos metálicos ya en estado gaseoso, EI; la afinidad electrónica de los átomos gaseosos del no metal,AE, y la energía reticular, Er. Dicha energía reticular corresponde a la energía que se desprende en laaproximación de los iones positivos y negativos hasta la distancia a la que quedarán en equilibrio en elcristal formado. La estabilidad del compuesto cristalino depende particularmente de esta energía reti-cular, pues es el único valor del proceso que implica un desprendi miento de energía junto con la afini-dad electrónica (que, sin embargo, es demasiado baja para justificar la estabilidad del cristal).

La energía de formación del compuesto iónico, Ef, será igual a la suma de todas las energías men-cionadas anteriormente. Para el caso de un compuesto cristalino de iones monovalentes será:

Se ha tomado la mitad de la energía de disociación suponiendo la formación de un ion negativomonovalente a partir de una molécula diatómica de no metal. Se recuerda, asimismo, el carácternegativo de AE y Er. (Véanse las páginas 80 y 81 del libro del alumno.)

Teniendo en cuenta las moléculas siguientes: diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de boro, acetile-no (etino), amoniaco: a) Justifica su geometría molecular. b) Indica las moléculas que presentan un momento dipolar.

a) • CH2Cl2 y CCl4, a semejanza del CH4 (véase la página 96 del libro delalumno), serán tetraédricas con el C en el centro. En ellas, el C pre-senta hibridación sp3. CCl4 tendrá una geometría tetraédrica perfec-ta debido a que los cuatro sustituyentes del C son idénticos. En cam-bio, CH42Cl2 tendrá el ángulo ClUCUCl superior al formado porHUCUH debido a su mayor volumen y a la re pulsión entre los dos átomos de Cl, que adquiri-rán carga parcialmente negativa por la polarización del enlace CUCl.

• La geometría del BF3 será triangular equilátera con el B en el centro. El B presen-tará hibridación sp2. (Véase la página 96 del libro del alumno.)

• La geometría del CHICH será lineal. Cada uno de los C presenta hibridación sp.(Véase la página 95 del libro del alumno.)

HUCICUH

• En el NH3, el N presenta hibridación sp3 con geometría tetraédrica, pero uno delos extremos del tetraedro está ocupado por un par de electrones sin compartir,que le proporcionan el carácter básico. La forma de la molécula será la de unapirámide trigonal con el N en un vértice.

b) Todas las moléculas presentan enlaces polarizados por la diferencia de electronegatividades entrelos átomos enlazantes. En CH4, BF3 y CHICH, el momento dipolar creado por uno y otro enlace seanula debido a la simetría de la molécula. El resultado es que la molécula, globalmente, es apolar.

CH2Cl2 es polar, porque el momento creado por los enlaces CUCl no es igual al creado por losenlaces CUH, dado que la repulsión entre ambos Cl y entre ambos H tampoco es la misma, por

E E E El AE Ef s d r= + + – –1

2

2

1

© Grupo Editorial Bruño, S. L.

C C

H Cl

Cl Cl

H ClCl Cl

F

F FB

H HH

N

BS_Quimica2Bac_03_PAU 3/4/09 11:41 Página 1

Química

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lo que el ángulo HUCUH es distinto del ClUCUCl. El resultado es la existencia de un momentodipolar neto.

NH3 también es polar. Los momentos dipolares de los tres enlaces NUH dan una resultante no nula.

a) Describe los enlaces de las moléculas de etileno y acetileno. b) Explica la formación de enlaces y la forma de las moléculas de acuerdo con las hibridaciones del átomo de carbono.

a) y b) En el eteno, o etileno, un doble enlace uneambos carbonos. Para tal fin, los átomos de C pre-sentan una hibridación sp2, quedando un orbitalsin hibridar. Dos orbitales híbridos sp2 de cada car-bono se destinan a la unión con los hidrógenos y eltercero, a la formación de un enlace σ con el otrocarbono. Debido a la hibridación que presentanambos C, todos los átomos de la molécula están enel mismo plano. Los orbitales p que han quedado sin hibridar son perpendiculares a los orbitaleshíbridos y forman un enlace π por encima y por debajo del plano de la molécula:

En el etino, o acetileno, los átomos de C están unidos por un triple enlace. Dichos átomos de C pre-sentan una hibridación sp que deja dos orbitales sin hibridar. Los dos orbitales híbridos sp de cadaC sirven para establecer un enlace σ con un H, y otro, también σ, con el otro C. Con los orbitales pque han quedado sin hibridar, se forman dos enlaces π entre uno y otro C. Como consecuencia deesta hibridación sp, la molécula es lineal.

Estudia los enlaces, estructura y polaridad de la molécula del amoniaco según la teoría del enlace de valencia.

La configuración electrónica del nitrógeno es: 1s2 2s2 2p3. A pesar de que con dicha configuraciónya se pueden formar tres enlaces covalentes, los ángulos de enlace y el momento dipolar de lamolécula de NH3 se explican mejor a partir de una hibridación sp3. En uno de los orbitales híbridossp3 quedan dos electrones apareados que explican el carácter básico del NH3:

El hidrógeno posee un único electrón situado en un orbital 1s.

Se formarán enlaces σ entre los orbitales híbridos del N y el orbital 1sde cada uno de los hidrógenos partici pantes.

La forma de la molécula determinada por los núcleos de los tres H y el N corresponde a un tetrae-dro con los ángulos entre sus aristas ligeramente superiores a los determinados por la geometríatetraédrica de la hibridación del N. Esto es debido a la repulsión entre los tres H, que adquierenuna carga positiva parcial por la polarización del enlace NUH.

H HCC

�2sp3

�� 2p� �

1s��

4

3


H

H H

CCCCCCC CCCCCCCC

N


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Los enlaces NUH están polarizados por la diferente electronegatividad de ambos átomos. Elmomento dipolar de los tres enlaces determina un momento dipolar total para la molécula segúnel eje que pasa por el átomo de N y por el centro de la cara que determinan los tres H. (Véase lapágina 95 del libro del alumno.)

a) Indica la geometría molecular de las moléculas de metano y de amoniaco y comenta su polaridad. b) A pesar de que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica, el azufre puede formar las moléculas SF4 y SF6,

pero el oxígeno, no. Sugiere una explicación para este hecho.

a) Tanto el C en la molécula de CH4

como el N en la molécula de NH3

presentan una hibridación sp3.Ello otorga a ambas moléculasuna geometría tetraédrica. Ladiferencia es que, en el metano,el C ocupa el centro de la molécu-la, mientras que, en el amoniaco,el N ocupa uno de los vértices,pues uno de los orbitales híbridosdel N está ocupado por un par deelectrones apareados del propioN, lo cual imposibilita un enlace covalente ordinario, pero no un enlace covalente dativo, ya quees precisamente este par de electrones no compartidos el responsable de las propiedades bási-cas del amoniaco.

Los enlaces CUH son débilmente polares, pues la diferencia de electronegatividades no esmucha (2,5 para el C y 2,1 para el H), y la molécula de CH4 presenta una geometría tetraédricaregular. El momento dipolar global es igual a cero, ya que todos los enlaces CUH son idénticosy sus componentes vectoriales se anulan unas con otras, de modo que la molécula es apolar.

En cambio, en el caso del NH3, los enlaces están más polarizados, ya que la diferencia de elec-tronegativida des es mayor (3,0 para el N y 2,1 para el H). Además, por la propia geometría de lamolécula, se evita que los momentos dipolares de los tres enlaces NUH se compensen unos conotros, por lo que resulta un momento dipolar global para la molécula.

b) Las configuraciones electrónicas del O y del S en sus estados fundamentales son:

O: 1s2 2s2 2p4 S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

S presenta orbitales d en su capa de valencia, lo cual no es posible en el caso del O. Estos orbi-tales 3d están vacíos, pero también están suficientemente próximos en energía y en distribuciónespacial a los orbitales 3s y 3p. Este hecho posibilita la promoción de electrones hasta ellos demodo que el S puede aumentar el número de electrones desapareados capaces de ser compar-tidos para formar enlace covalente hasta cuatro o hasta seis. En cambio, en el oxígeno, estenúmero no puede ser distinto de dos:

• S divalente

• S tetravalente

• S hexavalente

Concepto de orden de enlace. Aplícalo a las moléculas de nitrógeno, oxígeno y flúor y comenta su relación con lasenergías de enlace respectivas.

El orden de enlace de una molécula es la diferencia entre el número de electrones situados en orbi-tales enlazan tes y el número de electrones situados en orbitales antienlazantes, dividido por dos.

5

6

3s� �

3p� � �

3d�

3s��

3p� �

3d�

3s��

3p� �

3d


NCCC


Química

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Resulta así el número neto de pares de electrones situados en orbitales enlazantes. Este número essiempre entero en caso de que la molécula no esté ionizada.

Los diagramas de orbitales moleculares para las moléculas de nitrógeno, oxígeno y flúor son:

La configuración de orbitales moleculares para dichas moléculas es:

N2: KK (σ2s)2 (σ2

*s)

2 (σ2px)2 (π2py

)2 (π2pz)2

O2: KK (σ2s)2 (σ2

*s)

2 (σ2px)2 (π2py

)2 (π2pz)2 (π2

*py

)1 (π2*pz

)1

F2: KK (σ2s)2 (σ2

*s)

2 (σ2px)2 (π2py

)2 (π2pz)2 (π2

*py

)2 (π2*pz

)2

Aplicando el concepto de orden de enlace a dichas configuraciones:

electrones enlazantes electrones antienlaza− nntes

2

Orbitalesde N

(átomode A)

Orbitalesde N

(átomode B)

2px

2s

2px

*

2s

*

1s 1s

*

p2pyp2pz

Orbitalesde N2

s

s

2ss

1ss

1s

Orbitalesde O

(átomode A)

Orbitalesde O

(átomode B)

2px

2s 2s

2py2pz

2px

*

2px

2s

2p z2py

2px

*

1s 1s

*

p*2py

p*2pz

p2pyp2pz

Orbitalesde O2

s

s

s

2s

1ss

1s

Orbitalesde F

(átomode A)

Orbitalesde F

(átomode B)

2px

2s 2s

2py 2pz

2px

*

2px

2s

2p z2py 2px

*

1s 1s

*

p*2py

p*2pz

p2pyp2pz

Orbitalesde F2

s

s

s

2s

1ss

1s

2py 2pz 2px2py 2pz

2py

s* 2pz

s*

2px

s

2s


N 2 O 2 F 2

Electrones en orbitales enlazantes 10 10 10

Electrones en orbitales antienlazantes 4 6 8

Orden de enlace 3 2 1

Tipo de enlace Triple Doble Simple

Los órdenes de enlace para N2, O2 y F2 son 3, 2 y 1, respectivamente, que corresponden a enlacestriple, doble y simple. La energía de enlace será mayor cuanto mayor sea el orden de enlace. Así,para las moléculas solicitadas, el orden de energías de enlace será: N2 > O2 > F2.

a) ¿Qué se entiende por un orbital híbrido?b) ¿Por qué es necesario utilizar orbitales híbridos cuando se explica el enlace de las moléculas CH4 y BCl3? Des-

cribe el enlace en dichas moléculas.

a) Los orbitales híbridos son orbitales atómicos producidos por recombinación de orbitales atómi-cos puros, de lo que resulta una función de onda electrónica (orbital) que difiere tanto en su dis-tribución espacial (forma) como en su energía.

b) Los orbitales híbridos, en el caso del CH4 y del BCl3, explican tanto la geometría determinadaexperimentalmente para las moléculas como la fuerza o energía de los enlaces mucho mejor quelos orbitales atómicos puros.

En el caso del BF3, la configuración electrónica del átomo de boro es B: 1s2 2s2 2p1. Para formartres enlaces covalentes, el B debe tener tres electrones desapareados. Para ello, un electrón delorbital 2s promociona hasta los orbitales 2p. Pero, en ese caso, los enlaces formados con los áto-mos de F serían distintos, pues, mientras dos de ellos se formarían utilizando orbitales 2p, el ter-

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cero debería formarse con un orbital 2s. Ello compor taría, además, que la geometría de la molé-cula no concordara con la determinada experimentalmente. La explicación que proporciona lateoría de hibridación de orbitales remite a la hibridación que se produce entre los dos orbitales2p y el orbital 2s del B, resultando tres orbitales híbridos sp2:

La disposición de estos tres orbitales híbridos es coplanar y sus ápices están dirigidos hacia lostres vértices de un triángulo equilátero cuyo centro está ocupado por el núcleo del átomo de B.Con cada uno de dichos orbitales híbridos, el orbital 2p de los átomos de F que contiene un soloelectrón desapareado establece un enlace σ. F: 1s2 2s2 2p5:

La molécula será plana equilátera y apolar, pues el momento dipolar existente en cada uno delos enlaces BUF se anula por razones de simetría.

En el caso del CH4, la notación electrónica del átomo de carbono es C: 1s2 2s2 2p2. Para formarcuatro enlaces covalentes, el C debe tener cuatro electrones desapareados. Para ello, un electróndel orbital 2s promociona hasta los orbitales 2p. Pero, entonces, los enlaces formados serían dis-tintos pues tres de ellos se formarían con el empleo de orbitales 2p y el cuarto debería formar-se con un orbital 2s. Esto no concuerda con la realidad experimental, que muestra que los cua-tro enlaces formados con los átomos de hidrógeno son equivalentes e indistinguibles. Además,la geometría de la molécula también se apartaría de la determinada experimentalmente. Laexplicación mediante la teoría de hibridación de orbitales es la hibridación que se produce entrelos dos orbitales 2p y el orbital 2s del B, de lo que resultan tres orbitales híbridos sp2.

Estos cuatro orbitales híbridos tienen sus ápices dirigidos hacia los tres vértices de un tetraedro cuyocentro está ocupado por el núcleo del átomo de C. El orbital 1s de los átomos de H que contiene unsolo electrón desapa reado establece un enlace σ con cada uno de dichos orbitales híbridos. H: 1s1.

¿Puede ser apolar una molécula covalente aun siendo polares sus enlaces? Justifica la respuesta con un ejemplo.

Sí, ya que puede ocurrir que las componentes del momento dipolar de cada enlace se anulen unascon otras, de modo que la molécula globalmente no presente momento dipolar. Esto sucede par-ticularmente en las moléculas que disponen sus enlaces simétricamente. Por ejemplo, el etino,C2H2; el trifluoruro de boro, BF3, y el metano, CH4, son tres moléculas (la primera lineal, la segun-da plana triangular y la tercera tetraédrica) que son apolares a pesar de presentar enlaces polares(véanse las páginas 89 y 90 del libro del alumno):

CH

H

HH

H —C———C—H

F

F F

——

—— ——B

——

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CC

FFF

B

F

�2sp3

� � ��2p� �

2s��

2p�

2s��

��2p��

2s��

2s�

2sp2

� ��2p�

2s��

2p2s��



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a) La longitud del enlace FUF en la molécula de F2 es de 14,4 nm, la del enlace OUO y la del NUN en las molécu-las de O2 y de N2 son de 12,7 nm y de 10,9 nm, respectivamente. Justifica estas diferencias.

b) Ordena las especies siguientes según el volumen y justifica por qué lo has hecho así: Na+, Mg2+, Al3+.

a) La molécula de F2 presenta un enlace simple entre los dos átomos que la forman, la de O2 pre-senta un enlace doble y la de N2 un enlace triple. A mayor orden de enlace, mayor proximidadentre los núcleos de los átomos enlazantes.

b) Los números atómicos de Na, Mg y Al son 11, 12 y 13, respectivamente. Al perder uno, dos y treselectrones, resultan tres iones con la misma configuración electrónica, por lo que, en primerainstancia, los tres deberían tener el mismo volumen. Pero debe recordarse que dichos iones pre-sentan una carga nuclear creciente, con lo que la atracción del núcleo sobre los electrones serátambién creciente y el volumen, lógicamente, decrecien te. Así, el orden según los volúmenesdecrecientes será: Na+ > Mg2+ > Al3+.

Explica 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.

La geometría de la molécula de agua y la energía de sus enlaces se explican bien a partir de unahibridación sp3 de los orbitales del átomo de oxígeno. Este forma dos enlaces con los hidrógenosen los que utiliza dos de los orbitales híbridos sp3, aquellos que contienen dos electrones desapa-reados, quedando otros dos orbitales híbri dos sp3 con dos electrones apareados del propio O. Elángulo HUOUH es de 104,52° y la distancia de enlace HUO de 9,572 · 10–11 m. Ello da como resul-tado dos enlaces muy polarizados con los átomos de hidrógeno, con lo que la molécula de aguapresenta un momento dipolar global, puesto que, al no ser lineal su geometría, los momentosdipolares de los enlaces OUH no se compensan. Estos enlaces muy polarizados facilitan la uniónintermolecular por un puente de hidrógeno:

La energía de la unión por este puente de hidrógeno se sitúa alrededor de 1,2 kJ/mol. Cuando elagua se congela, sus moléculas se ordenan mediante estos puentes de hidrógeno, adquiriendo unaestructura hexagonal abierta que determina que la densidad del hielo sea menor que la del agualíquida:

También, debido a los puentes de hidrógeno entre las moléculas, los puntos de fusión (0 °C) y deebullición (100 °C), el calor de fusión (19,1 kJ/mol) y el de vaporización (129,5 kJ/mol) son anormal-

Hidrógeno

Oxígeno

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Hd+ H d+

H d+

Hd+2 –d

2 –dO O

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mente elevados. Por ello, el agua es líquida a temperatura ambiente, mientras que el ácido sulfhí-drico es un gas a pesar de que sus moléculas son más pesadas que las del agua (18 es la masa mole-cular del agua y 34 la del ácido sulfhídrico). Naturalmente, la razón principal es que los enlacesHUS no están tan polarizados como los HUO al ser la diferencia de electronegatividades muchomenor (2,1 es la electronegatividad del H; 3,5 la del O y 2,5 la del S). (Véanse las páginas 103 y 104del libro del alumno.)

Relaciona las propiedades más características de los compuestos iónicos y covalentes con su tipo de enlace.

Se describirán las características de dureza, fragilidad, solubilidad, temperatura de fusión y de ebu-llición, con ductividad, etc., con relación al tipo de enlace. Se pondrán ejemplos destacados dediversas sustancias. (Véanse las páginas 82, 102 y 103 del libro del alumno.)

Clasifica el enlace en cada uno de los siguientes compuestos, ya sea como predominantemente covalente o comopredominantemente iónico: CsBr, MgS, NO, SF4, CaI2, OF2, KI, RbO2.

Atendiendo a la diferencia de electronegatividades, que se corresponde más o menos con la sepa-ración de los elementos en la tabla periódica, se puede proponer la siguiente clasificación:

• Covalentes: NO, SF4, OF2.

• Iónicos: CsBr, MgS, CaI2, KI, RbO2.

Los primeros corresponden a uniones entre átomos no metálicos, mientras que los segundos deri-van de uniones establecidas entre elementos metálicos y otros no metálicos.

Describe las características del enlace en el cloruro de hidrógeno y en el yoduro de hidrógeno. Compara sus pola-ridades y predice, razonadamente, cuál tendrá mayor carácter ácido.

Tanto el Cl como el I tienen una configuración electrónica comparable, ya que pertenecen al mismogrupo:

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

I: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5

En el último nivel presentan un orbital p con un único electrón. Al compartir dicho electrón des-apareado forma un enlace covalente y completa una configuración estable a semejanza de un gasnoble:

El enlace se formará entre el orbital p con un electrón solitario y el orbital 1s del H. En el caso delCl, el orbital p es espacialmente menos extenso (n = 3) que en el caso del I (n = 5).

La electronegatividad del Cl (3,5) es mayor que la del I (2,4), lo cual implica un carácter más polardel enlace HUCl respecto del enlace HUI. Según esta consideración, la facilidad para ionizarse y,por tanto, el carácter ácido, deberían ser mayores en el HCl que en el HI.

Pero ocurre que debe considerarse también otro factor como es el volumen atómico de amboshalógenos. En este caso, el radio del I (1,33 · 10–10 m) es mayor que el del Cl (0,99 · 10–10 m) por loque la fuerza con que el I– atraerá al ion H+ será menor que la correspondiente al Cl–. De estemodo, el H+ se libera más fácilmente en el caso del HI (Ka = 1010) y esta resulta ser una sustanciamás ácida que el HCl (Ka = 107).

Describe la geometría de HCICUBHUCH3 y la hibridación de los enlaces implicados.

Se puede describir a partir de la consideración de las moléculas de etino, trifluoruro de boro ymetano tratadas como ejemplos en el texto. (Véanse las páginas 95 y 96 del libro del alumno.)

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H H ICl

HCl I H

13

12

11



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1 2 3

HCuCUBHUCH3. Esta molécula puede entenderse como una molécula de BH3 en la que se hansustituido dos H por un grupo HCuCH y por un grupo UCH3.

El átomo central, B, cuya configuración es 1s2 2s2 2p1, presenta hibridación sp2 para poder formartres enlaces iguales. Estos orbitales híbridos se disponen coplanarmente según los vértices de untriángulo equilátero.

El C1 y el C2 presentan una hibridación sp que origina una geometría lineal para el grupo HCICUy para su unión con el átomo de B.

Finalmente, el C3 del grupo UCH3 presenta la consabida hibridación sp3 para formar cuatro enla-ces iguales con orientación tetraédrica (véanse las páginas 95 y 96 del libro del alumno). Con todoello, la molécula puede representarse como:

La variación de las energías de enlace para el cloro, el bromo y el yodo sigue el orden Cl2 > Br2 > I2, mientras quepara los puntos de fusión es I2 > Br2 > Cl2. Razona este comportamiento.La configuración electrónica característica de todos los halógenos es ns2 np5. Esta configuraciónrefleja la exis tencia de un orbital con un electrón desapareado. En las moléculas diatómicas dehalógenos, el enlace entre los átomos se produce por intersección de estos orbitales p. Pero eltamaño de dichos orbitales es progresivamente mayor a medida que se desciende por el grupo, yaque pertenecen a niveles energéticos también mayores. De ello se deriva que, poco a poco, la inter-sección no esté tan localizada en la zona internuclear y que los electrones enlazantes no se sitúentan cerca de los núcleos. Así, resulta un progresivo debilitamiento de la fuerza de unión y de laenergía de enlace.

Las moléculas diatómicas no presentan entre ellas ningún otro tipo de unión que no sea el debidoa las fuerzas de Van der Waals. Dichas fuerzas se originan por atracción entre dipolos que se for-man espontáneamente en las moléculas por desplazamientos asimétricos de la nube electrónica.Se comprende que la importancia de este fenómeno aumente a medida que los átomos implica-dos tengan un mayor volumen y un mayor número de electrones. Por ello, la variación de los pun-tos de fusión de los halógenos sigue un orden inverso al de las energías de enlace.

El cloruro de sodio y el cloruro de magnesio son dos sólidos iónicos. Justifica cuál será más duro y cuál tendrá unmayor punto de fusión.El cloruro de sodio tiene mayor dureza y punto de fusión que el cloruro de magnesio. Esto se debeal hecho de que posee un mayor carácter iónico y, por tanto, un enlace más fuerte entre sus ionesconstituyentes. (Véase la página 81 del libro del alumno.)

El carácter iónico de una unión es tanto mayor cuanto:

• Mayor sea la diferencia de electronegatividades.

• Menor sea la carga de los iones.

• Mayor sea el tamaño del ion positivo y menor el del ion negativo.

Dadas las siguientes moléculas: oxígeno, monóxido de carbono, flúor y tetracloruro de carbono, indica, para cadauna de ellas, el número de electrones implicados en el enlace y el estado de oxidación de los elementos que par-ticipan en dichas moléculas, razonando la respuesta.

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15

C

C

B

C



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a) O2. La configuración electrónica de los átomos es O: 1s2 2s2 2p4. El número de electrones desapa-reados en los orbitales p es dos. Por tanto, cuatro son los electrones (dos por cada átomo de O)que intervienen en la formación de la molécula de O2 mediante un doble enlace.

El estado de oxidación de los átomos de O en la molécula de O2 es cero por tratarse de un ele-mento (ambos átomos tienen la misma electronegatividad).

b) CO. La configuración electrónica de los átomos es O: 1s2 2s2 2p4; C: 1s2 2s2 2p2. Existen dos elec-trones desapareados en los orbitales p del C (que actúa, así, con valencia dos) y dos en los orbi-tales p del O. En total, también serán cuatro los electrones que intervendrán en el doble enlaceCuO.

El estado de oxidación es –2 para el átomo de O y +2 para el átomo de C.

c) F2. La configuración electrónica de los átomos es F: 1s2 2s2 2p5. Los átomos de F presentan unsolo electrón desapareado en un orbital p. Se formará, pues, un enlace simple entre ellos con laintervención de dos electro nes (uno por átomo).

El estado de oxidación de ambos átomos de F es cero, por tratarse también de un elemento.

d) CCl4. La configuración electrónica de los átomos es C: 1s2 2s2 2p2; Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. El átomode C promociona un electrón 2s hasta los orbitales 2p para poder disponer de cuatro electro-nes desapareados y establecer cuatro enlaces, previa hibridación sp3 de los orbitales puros. Elátomo de Cl presenta un electrón desapareado en uno de sus orbitales 3p. Intervendrán doselectrones en cada enlace simple CUCl, ocho electrones serán los enlazantes en el total de lamolécula CCl4.

El estado de oxidación será –1 para el átomo de Cl y +4 para el átomo de C.

Define fuerzas intermoleculares. Tomando como referencia los hidruros de los elementos halógenos (grupo 17),explica la diferencia entre las interacciones predominantes en el compuesto del elemento cabeza del grupo yen los restantes, indicando la variación de alguna propiedad física dependiente de las fuerzas intermolecula-res.

• En los compuestos covalentes constituidos por moléculas discretas, puede producirse atrac-ción entre ellas debido a fuerzas residuales de carácter eléctrico derivadas de las polarizacio-nes instantáneas o permanentes que puedan ocurrir dentro de las moléculas. Estas atraccio-nes pueden darse tanto entre moléculas distintas como entre moléculas idénticas y explicanlas diferencias encontradas en los puntos de fusión y de ebullición, la diferente presión devapor, la miscibilidad de unas y otras sustancias, etc. Según sus características, entre las fuer-zas intermoleculares se distinguen el enlace por puente de hidrógeno y las fuerzas de Vander Waals. Y, entre estas últimas, se pueden distinguir las que son originadas por polarizacio-nes permanentes de las moléculas y aquellas que se forman por polarizaciones instantáneasy ocasionales o las inducidas por otros dipolos. (Véanse las páginas 103 y 104 del libro delalumno.)

• En el HF, la gran diferencia de electronegatividades entre el H (2,1) y el F (4,0) propicia una ele-vada polaridad del enlace. Esta gran polarización facilita la formación de enlaces por puentes dehidrógeno entre las molécu las de HF. De hecho, algunos autores afirman que el HF debería escri-birse más como un dímero, H2F2, que como una molécula simple, aunque también existen otrasasociaciones distintas de la dimérica.

• En el caso de los otros hidruros de los halógenos, HCl, HBr, HI, la polarización del enlace no estan elevada y la formación de puentes de hidrógeno no es clara. En ellos, las fuerzas predomi-nantes entre moléculas son las interacciones dipolo-dipolo del tipo de Van der Waals.

• La diferencia entre las fuerzas de cohesión derivadas de uno y otro tipo de interacción puedeobservarse a partir de las temperaturas de fusión o de las de ebullición de las sustancias, queresultan anormalmente altas para el HF en relación con el resto de hidrohalogenuros. Por ejem-plo, las temperaturas de ebullición (a 1 atm) para los distintos hidruros de los halógenos son: HF: 19,5 °C; HCl: –84,1 °C; HBr: –67,0 °C; HI: –35,0 °C.

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Química

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Al comparar dos moléculas muy similares, CO2 y SO2, se observa que en la primera el momento dipolar es cero,mientras que en la segunda no lo es. Justifícalo de forma razonada.

• En el CO2, el C presenta hibridación sp reservando dos orbitales ppara la formación de orbitales n con el O. De ello resulta unamolécula OUCUO con estructura lineal. Y, aunque los enlacesCuO estén polarizados por la mayor electronegatividad del oxí-geno respecto al carbono, el momento di polar de uno y otro seanula, de modo que no existe momento dipolar resul tante parala molécula.

• En el SO2, el S, que pertenece al tercer periodo de la tabla, pre-senta orbitales 3d que pueden contribuir a la formación de unenlace π múltiple pπ—dπ. La intervención de estos orbitales dobliga a que la geometría de la molécula sea angular, de modoque el momento dipolar de los enlaces entre el S y el O no se com-pensa y da una resultante no nula.

¿Qué cloruro es más iónico: el de sodio o el de cobre (I)? Razona la respuesta.

El carácter iónico de una unión depende de las siguientes características, por orden de importan-cia:

• Es mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades de los átomos constituyen-tes.

• Es mayor cuanto menor sea la carga de los iones.

• Es mayor cuanto mayor sea el tamaño del ion positivo y menor el del ion negativo.

En este caso, el anión de ambos compuestos es el mismo, por lo que las diferencias deben esta-blecerse sobre la base del catión. Por lo que se refiere a la carga eléctrica, también es la mismaen los respectivos iones positivos y negativos. Las otras dos condiciones no favorecen al mismocompuesto. El mayor tamaño del ion Cu+ respecto al ion Na+ beneficia el carácter iónico del clo-ruro de cobre. Pero la diferencia de electronegatividades es mucho más importante que el tama-ño del catión, lo que favorece claramente al cloruro sódico respecto al cloruro de cobre (I). Laelectronegatividad es 1,0 para el Na; 1,8 para el Cu y 3,0 para el Cl, aunque también puede esti-mar se, aproximadamente, a partir de la separación entre elementos en la tabla periódica, quees mucho mayor entre Cl y Na que entre Cl y Cu. Así pues, el NaCl será el compuesto más iónicode los dos. Y, consecuentemente, el NaCl tendrá mayor dureza y mayor punto de fusión que elMgCl.

Indica, por el método de los electrones de valencia, cómo es el enlace y la geometría de las moléculas de agua,amoniaco y metano. ¿Qué ocurriría si reaccionasen con protones? Razona la respuesta según el concepto ácido-base de Lewis.

El átomo de oxígeno tiene por configuración electrónica elemental O:1s2 2s2 2p4. Y, aunque endicha configura ción, la presencia de dos electrones desapareados es suficiente para explicar la for-mación de dos enlaces covalentes con los átomos de hidrógeno, la geometría de la molécula y laenergía de sus enlaces se explican mejor si se supone la hibridación de los orbitales atómicos purosdel segundo nivel. Resultan cuatro orbitales híbridos sp3. En dos de estos orbitales permanecensendos pares de electrones apareados.

También presentan hibridación sp3 el átomo de N en el NH3 y el átomo de C en el CH4 (véanse laspáginas 95 y 96 del libro del alumno). En definitiva, se trata de tres compuestos cuyo átomo cen-tral experimenta hibridación sp3:

s��

p� � ��

sp3

��

21

20

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O C O

—— O— ——O

— ——O

——O

—

——

——

S S

—

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�

�


Química


En el caso del H2O, el átomo de O conserva dos orbitales híbridos con sendos pares de electronesapareados. En el NH3 es solo uno el orbital híbrido con electrones apareados que no sirven paraformar un enlace covalente ordinario. Y, en el caso del CH4, no se encuentra ningún orbital deeste tipo.

Es precisamente en virtud de estos pares de electrones no compartidos que H2O y NH3 pueden com-portarse como bases de Lewis, formando enlaces covalentes dativos al reaccionar con iones H+ ocon otros ácidos de Lewis. (Véase la página 84 del libro del alumno.)

Comenta las uniones entre moléculas por puente de hidrógeno.

A partir de distintos ejemplos (H2O, HCOOH, HF, BH3, DNA, etc.) se comentará la existencia de fuer-zas inter moleculares en las sustancias covalentes. Se explicará la naturaleza del enlace por puentede hidrógeno aclaran do su importancia solo en el caso de que el átomo unido al hidrógeno seamuy electronegativo. Se justificarán algunas propiedades macroscópicas (punto de fusión y de soli-dificación, miscibilidad, etc.) en función de la fuerza del enlace de hidrógeno. (Véanse las páginas103 y 104 del libro del alumno.)

Dadas las siguientes especies químicas: monóxido de carbono, alcohol etílico, propanona, razona: a) El tipo de hibridación que presenta cada uno de los enlaces carbono-oxígeno en las distintas especies.b) ¿Qué molécula presenta mayor entalpía de vaporización?

a) • El CO presenta resonancia entre CuO y –CIO+. La forma iónica presenta hibridación sp parael átomo de C y reserva un orbital p del C y otro orbital p del O para la formación de orbita-les moleculares π enlazantes entre ambos átomos.

OC

23

22

H H

H

H

H

H+

H+

+

+

N

OO

+

H H

H

HN

+

H HH

C OONN



Química

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• En el alcohol etílico, CH3CH2OH, el C unido al O presenta hibridación sp3 para formar cuatroenlaces simples que le unen al C anterior, a dos H y al O del grupo alcohol.

• En la propanona, CH3COCH3, el C forma un doble enlace con el oxígeno, para lo cual debe reser-var un orbital 2p. Con los dos orbitales 2p restantes y el orbital 2s, forma una hibridación sp2.

b) La mayor entalpía de vaporización corresponde al CH3CH2OH, que es una especie capaz de for-mar enlaces por puente de hidrógeno intermolecular, gracias a los grupos alcohol. En las otrasespecies químicas, las interacciones moleculares están limitadas a las fuerzas de Van der Waals.

Para las moléculas: agua, amoniaco, fosfina (trihidruro de fósforo):a) Escribe las fórmulas de Lewis. b) Razona cuál de ellas presentará un ángulo H-X-H más abierto.

a) Las fórmulas de Lewis son:

b) Según la teoría de la repulsión de los pares de electrones de valencia, se producirá una disposi-ción tetraédrica de los pares de electrones en todas las moléculas anteriores, ya que en todasellas el átomo central posee tres pares de electrones de valencia. En el caso del agua, la existen-cia de dos pares de electrones no enlazantes propiciará que el ángulo HUOUH sea menor que

NH HOH

H

Agua Amoniaco Fosfina

H

PH H

H

24

H

O

C

C C

H

H

H

H

H

C

H

H

H

H

H

H

O

C



Química


en el caso del amoniaco, dado que la repulsión de los pares no enlazantes sobre los enlazanteses mayor que la de estos entre sí.

Según la teoría de la hibridación de orbitales atómicos, los tres átomos centrales (O, N y P) de las tresmolécu las presentan hibridación sp3, por lo que el ángulo formado por HUXUH debe ser, en todoslos casos, cercano al tetraédrico. El H2O presenta, sin duda, los enlaces más polarizados, debido a queel O es un elemen to más electronegativo que el N y que el P. Sin embargo, el ángulo HUXUH esmayor en el NH3, pues en el H2O solo hay repulsión entre dos H, mientras que, en el NH3, cada H sufrela repulsión eléctrica de los otros dos H. Aunque esto también ocurre en el PH3, el ángulo es tambiénmenor, porque el P es un elemento menos electronegativo que el N y pertenece al periodo siguien-te de la tabla periódica, con lo que sus orbitales de enlace son más externos que los del N.

Estructura orbital del benceno. Aromaticidad.

Se enunciará el concepto de deslocalización de orbitales y las formas de resonancia atribuidas porKekulé al benceno. Se explicará el concepto de energía de resonancia, la hibridación sp2 de los áto-mos de C del benceno, la formación de enlaces con los átomos de H y el sistema de dobles enlacesπ entre los C, por encima y por debajo del plano de la molécula. Se pondrá de manifiesto la formaplana de la molécula y la estabilidad que aporta la deslocalización de los orbitales π y que se con-creta en la inercia reactiva del benceno. Se extenderá el concepto de aromaticidad a otros cicloal-quenos distintos del benceno.

Comenta razonadamente la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: un hilo de Cu, un cristal de Cu(NO3)2

y una disolución de Cu(NO3)2.

• Un hilo de Cu es un metal sólido. Conduce la electricidad debido a la deslocalización de los elec-trones que participan en el enlace metálico. Esta nube de electrones une toda la estructura delcristal metálico y puede moverse libremente a través de él, obedeciendo el campo eléctrico crea -do al establecer una diferencia de potencial.

• El cristal de Cu(NO3)2 no conduce la electricidad, a pesar de estar formado por iones positivos ynegativos. Esto se debe a que dichos iones están fuertemente fijados por sus atracciones eléctri-cas a unas posiciones determi nadas en el cristal y no pueden desplazarse. Los compuestos ióni-cos solo son conductores de la electricidad cuando dicha estructura cristalina se desmorona porencontrarse fundidos o en disolución.

• La disolución de Cu(NO3)2 conduce la electricidad porque en su seno se han liberado los ionesNO–

3 y Cu2+, que son los que realizan el transporte de carga eléctrica.

Enlace metálico: a) Características. b) Propiedades de los metales.

Se deberán comentar las estructuras cristalinas metálicas, poniendo de manifiesto la escasez deelectrones de valencia en comparación con el elevado número de coordinación que muestran losmetales. Se enunciarán y explicarán las diversas teorías sobre el enlace metálico, en especial la teo-ría de las bandas de energía, y se justificarán las características y propiedades de los metales (con-ductividad eléctrica y térmica, deformabilidad, alta densidad, formación de aleaciones, etc. (Véan-se las páginas 105-108 del libro del alumno.)

Fuerzas intermoleculares. ¿Qué son? ¿Cómo actúan? ¿Cómo se manifiestan desde el punto de vista macroscópico?

Se mencionará la existencia de estas fuerzas como producto de la interacción eléctrica entre molé-culas covalentes. Se explicará el enlace por puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.Se citarán ejemplos que manifiesten cómo influyen en el punto de fusión y de ebullición, y en lavolatilidad de las sustancias. (Véanse las páginas 103 y 104 del libro del alumno.)

Diferencias entre las estructuras de los compuestos iónicos y covalentes.

Se indicará la formación de redes cristalinas por los compuestos iónicos, poniendo ejemplos deestructura cúbica centrada en la cara (NaCl, LiCl) o de cúbica simple (CsCl), y se enunciarán concep-

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tos como el número de coordinación. Se señalarán las propiedades de los compuestos iónicos enfunción de su estructura.

En el caso de los compuestos covalentes, se distinguirá entre los que forman redes covalentes(bien sean cristali nas o amorfas) como el carbono (grafito y diamante), la sílice y los silicatos y losque forman agrupaciones moleculares (tan pequeñas como una molécula de H2 o tan grandescomo una de ADN). También en este caso, se mencionarán las distintas propiedades en funciónde la estructura, atendiendo especialmente a las diferencias entre las propiedades de las redescovalentes y las de las sustancias moleculares y, dentro de estas últimas, a la naturaleza de lasfuerzas intermoleculares y al tamaño de la molécula. (Véanse las páginas 78-82,101 y 102 del librodel alumno.)

Sugiere la forma molecular para los siguientes compuestos: NH3 y BeF2. ¿Qué tipo de hibridación presenta el átomocentral? ¿Cuál de dichas moléculas será polar? Justifica la respuesta.

La configuración electrónica del nitrógeno es: 1s2 2s2 2p3. En la molécula de NH3, el N presentauna hibridación sp3. En uno de los orbitales híbridos sp3 quedan dos electrones apareados queexplican la basicidad del NH3. El hidrógeno posee un único electrón situado en un orbital 1s. Seformarán enlaces σ entre los orbitales híbridos del N y el orbital 1s de cada uno de los hidróge-nos.

La forma de la molécula determinada por los núcleos de los tres H y el N corresponde a un tetrae-dro con los ángulos entre sus aristas ligeramente superiores a los determinados por la geometríatetraédrica de la hibridación del N. Esto se debe a la repulsión entre los tres H, que adquieren unacarga positiva parcial por la polarización del enlace NUH.

Los enlaces NUH están polarizados por la diferente electronegatividad de ambos átomos. Elmomento dipolar de los tres enlaces determina un momento dipolar total para la molécula segúnel eje que pasa por el átomo de N y por el centro de la cara que determinan los tres H.

La configuración electrónica del berilio es: 1s2 2s2. Para formar enlaces debe desaparear sus elec-trones 2s promocionando uno de ellos a uno de los orbitales 2p que están libres. Posteriormente,se produce una hibridación entre el orbital 2s y el 2p:

La configuración electrónica de un átomo de flúor es: F: 1s2 2s2 2p5. Cada átomo de F presenta unorbital p disponible para la formación de un enlace σ con un orbital sp del Be.

Los orbitales híbridos sp presentan una disposición lineal, de modo que, una vez unidos ambos áto-mos de F al Be, la geometría de la molécula sigue siendo lineal. Esta misma geometría determinaque, aunque los enlaces FUBe son fuertemente polares, la molécula, globalmente, no lo sea.(Véase la página 95 del libro del alumno.)

F FBe

2s��

2p 2s� �

2p�2sp

�2p

N

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Describe las estructuras de Lewis para las moléculas CO2 y SO2. ¿Tendrán estructura geométrica igual o diferen-te? ¿Por qué?

• El CO2 presenta estructura lineal porque el C forma una hibridación sp y reserva dos orbitales ppara formar sendos dobles enlaces con los átomos de O.

• En el caso del SO2, la molécula es de forma triangular, ya que en los dobles enlaces intervienen losorbitales 3d del S, formándose un enlace π. El C no dispone de orbitales d de energía asequible.

¿Cómo explicarías la solubilidad de un compuesto iónico en agua?

El agua es un disolvente polar. Sus moléculas son dipolos con un extremo parcialmente positivo yotro parcial mente negativo. Las moléculas de agua se sitúan en contacto con los iones del cristal,poniendo en contacto con él el extremo de la molécula de distinto signo. Debido a la atraccióneléctrica de las moléculas de agua y a la agitación térmica, el ion abandona el cristal y se trasladaal seno del líquido, completamente rodeado de molécu las de agua.

Esta atmósfera de moléculas de disolvente es conocida como atmósfera de hidratación (o de sol-vatación en general, para disolventes distintos del agua) e impide que los iones de distinto signose atraigan y se reúnan de nuevo en el seno del líquido. A la energía implicada en el proceso se laconoce como energía de hidratación (o de solvatación). De su valor y del de la energía reticular delcristal iónico dependerá que el proceso de disolución sea exotérmico o endotérmico. (Véase lapágina 81 del libro del alumno.)

¿Por qué los metales conducen la corriente eléctrica?

La conductividad eléctrica de los metales es la característica más destacada que deben explicarsatisfactoriamen te todas las teorías sobre el enlace metálico. En la mayoría de estas teorías se pro-pone que los electrones que protagonizan el enlace entre los átomos metálicos tienen una deslo-calización absoluta, de modo que pueden moverse, a modo de nube electrónica, a través de todoel metal.

En particular, la teoría de las bandas energéticas propone la existencia de bandas energéticas deconducción, formadas a partir de orbitales atómicos vacíos de todos los átomos del cristal y quepermiten la movilidad electró nica sin trabas. (Véanse las páginas 105-108 del libro del alumno.)

Utilizando la teoría de hibridación de orbitales, explica la estructura y la geometría del CHICH, del agua y del amo-niaco.

El caso del acetileno, o etino, CHICH, y el del amoniaco, NH3, han sido resuel tos en los ejercicios57 y 58 de esta Unidad.

En el caso del agua, el átomo de oxígeno tiene por configuración electrónica elemental: O: 1s2 2s2 2p4.

Y, aunque en dicha configuración la presencia de dos electrones desapa-reados es suficiente para explicar la formación de dos enlaces covalentescon los átomos de hidrógeno, la geometría de la molécula y la energíade sus enlaces se explican mejor si se supone la hibridación de los orbi-tales atómicos puros del segundo nivel. Resultan cuatro orbitales híbri-dos sp3. En dos de estos orbitales permanecen sendos pares de electro-nes apareados.

31

s��

p� � ��

sp3

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34

33

32

O O

S

O O

S

O C O


OO


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Explica razonadamente qué tipo de enlace o de fuerza intermolecular hay que vencer para fundir los siguientescompuestos:

a) Cloruro de sodio c) Cloro.b) Dióxido de carbono. d) Aluminio.

a) El cloruro sódico es un compuesto iónico. Para fundirlo, deberán vencerse las atracciones elec-trostáticas entre los iones que mantienen la estructura cristalina iónica.

b) El dióxido de carbono es un compuesto covalente formado por moléculas discretas. En el esta-do sólido, estas moléculas se mantienen unidas por fuerzas de Van der Waals, que son las quehabrá que vencer para fundirlo.

c) El cloro es un elemento que forma moléculas diatómicas unidas por un enlace covalente simpleentre ambos átomos de cloro. Entre las moléculas existirán fuerzas de Van der Waals debidas ala formación de dipolos momentáneos. Estos dipolos no son permanentes al ser el enlace total-mente apolar.

d) El aluminio es un metal y presentará sus átomos unidos por la forma particular de compartir loselectrones de valencia que se produce en el enlace metálico.

Solo en los casos b y c se trata de verdaderas fuerzas intermoleculares, puesto que ni el clorurosódico ni el aluminio están formados por moléculas, sino que son sólidos cristalinos formadospor una red de iones, en el primer caso, y de átomos metálicos, en el segundo.

Explica, mediante orbitales híbridos, la estructura y los enlaces del metano.

Véase el problema 59 de esta unidad en el que se ha propuesto esta misma molécula. (Véase lapágina 95 del libro del alumno.)

Representa primero las fórmulas electrónicas por puntos (estructuras de Lewis) para cada una de las especies quese dan a continuación y luego, utilizando el modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia(VSEPR), predice la geometría de las mismas especies: CO3

2–; SiH4; CO2; OF2.

Según cómo se coloquen los orbitales llenos de electrones debido a su repulsión eléctrica, la máxi-ma separación se conseguirá con una disposición lineal para el caso de dos pares de electrones, unadisposición triangular para el caso de tres pares de electrones y una disposición tetraédrica para elcaso de cuatro pares de electrones. Por todo ello, la geometría de las especies anteriores será: CO3

2–:triangular plana; SiH4: tetraédrica; CO2 y OF2: lineales.

Concepto de enlace iónico: procesos de formación de iones, naturaleza de la interacción y expresión de la ener-gía reticular. Define las magnitudes utilizadas.

Se explicará el concepto general de enlace iónico a partir de la teoría de Lewis para, seguidamen-te, desarrollar el ciclo teórico de Born-Haber sobre la formación de un cristal iónico. Se definirá yexplicará la energía de sublima ción, la energía de disociación molecular, la energía de ionización,la afinidad electrónica y la energía reticular. (Véanse las páginas 78 y 80 del libro del alumno.)

Establece la geometría molecular de amoniaco y agua, indicando la hibridación del átomo central, posible existen-cia de interacciones por enlace de hidrógeno y su comportamiento ácido-base de Lewis.

Véanse los ejercicios 58 y 88 en los que se propone la resolución de las mismas moléculas. (Véansetambién las páginas 95 y 96 del libro del alumno.)

35

39

38

O

H

HO H F FC Si OOCO

O

CO32– CO2 OF2SiH4

H�

�

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36



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Expresa la naturaleza del enlace en las moléculas de cloro, cloruro de hidrógeno y metano, indicando en cada casosi el enlace está polarizado y si la molécula presenta momento dipolar permanente. Define brevemente los concep-tos aplicados.

• Cl2 presenta un enlace covalente simple ClUCl, no polarizado por ser los dos átomos idénticos.La molécula es apolar.

• HCl presenta un enlace covalente simple HUCl, polarizado debido a la diferencia de electrone-gatividades entre el H (2,1) y el Cl (3,0). Resulta un momento dipolar permanente para la mo -lécula.

• CH4 presenta enlaces covalentes simples (CUH). La diferencia de electronegatividades es baja(2,1 para el H y 2,5 para el C), pero, en rigor, los enlaces están algo polarizados. Sin embargo, lamolécula es globalmente apolar, ya que los momentos dipolares de cada enlace se anulan por la geometría tetraédrica perfectamente regular de la molécula.

Para la definición de los conceptos, véanse las páginas 89 y 90 del libro del alumno.

Justifica si las siguientes moléculas son polares o no polares: cloruro de hidrógeno, yodo y diclorometano. Comen-ta la naturaleza de las fuerzas intermoleculares que están presentes en cada caso.

• HCl, polar debido a la diferencia de electronegatividades (2,1 para el H y 3,0 para el Cl). Estapolaridad facilita la localización de una carga parcial positiva sobre el H y negativa sobre el Cl.Pueden, por tanto, existir enlaces por puentes de hidrógeno entre las moléculas.

• I2, apolar. Los átomos unidos son idénticos. Solo pueden aparecer polarizaciones momentáneasdebido a fluctuaciones espontáneas en la nube electrónica de los átomos. La interacción entremoléculas queda así limitada a las fuerzas de Van der Waals entre estos dipolos espontáneos yaquellos que pudieran aparecer por inducción de los primeros.

• CH2Cl2. Los dos enlaces CUH presentarán una débil polarización, pero los otros dos enlaces CUClla presen tarán mucho mayor. De ello se deriva que el momento dipolar de unos y otros no quedecompensado y la molécula presente un momento dipolar global de modo permanente. La pola-rización de los enlaces CUH no es suficiente para permitir un enlace por puente de hidrógenoentre moléculas, y la interacción entre ellas queda limitada a las fuerzas de Van der Waals entredipolos permanentes.

Define los términos siguientes poniendo ejemplos concretos que aclaren las respuestas: a) Orbital atómico.b) Orbital σ.c) Orbital π. d) Orbital híbrido.e) Molécula dipolar.

a) Orbital atómico. Es la solución de la ecuación de Schrödinger para un electrón sometido a lainfluencia de un solo núcleo. Generalmente se entiende también como el espacio donde existela máxima probabilidad (que suele cifrarse en un 99 %) de encontrar dicho electrón. Los orbita-les atómicos se designan a partir de sus tres números cuánticos determinantes (n, � y m). Porejemplo, 1s (n = 1, � = 0 y m = 0) o 2px (n = 2, � = 1 y m = –1).

b) Orbital σ. Es un orbital molecular enlazante formado por interacción frontal de orbitales atómi-cos según la dirección de la unión internuclear. Por ejemplo, el de la molécula de hidrógeno,HUH, o el de la molécula de HUCl.

c) Orbital π. Es un orbital molecular enlazante formado por interacción lateral de orbitales atómi-cos como los p o los d. Por ejemplo, dos de los enlaces de las moleculas de nitrógeno, NIN, ode etino, CHICH.

d) Orbital híbrido. Son los orbitales que se forman por interacción de los orbitales de un átomoantes de la formación de enlaces con otro átomo, resultando unos orbitales de igual energía ycon una distribución espa cial regular. La formación de orbitales híbridos favorece la posterior

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estabilidad de los enlaces. Por ejemplo, los orbitales híbridos sp3 del C en la molécula CH4, o lossp2 del B en la molécula de BF3.

e) Molécula dipolar. Es una molécula que, aunque sea eléctricamente neutra, presenta una densi-dad de carga positiva en uno de sus extremos y una densidad de carga negativa en el otro debi-do a la diferencia de electronegatividades en los átomos que la componen. Por ejemplo, HUClo HUF.

Se dispone de dos sustancias A y B que son, respectivamente, el dióxido del elemento X y el tricloruro del elemen-to Z. Las estructuras de Lewis son:

a) Indica su geometría usando el modelo de repulsión de los electrones de valencia. b) A partir de sus estructuras de Lewis, determina el número de electrones de valencia de X y Z. c) ¿A qué grupos de la tabla periódica pertenecen? Si X se encuentra en el segundo periodo y Z en el tercero, indi-

ca los nombres correspondientes e identifica los elementos. d) Escribe su configuración electrónica en estado fundamental.

a) Dos orbitales cargados negativamente que se repelen ocuparán posiciones lo más alejadas posi-ble que se corresponden con una disposición lineal. Por tanto, XO2 será una molécula lineal.

En el caso del ZCl3, los orbitales cargados con electrones que se repelen son cuatro: tres queforman enlace al compartir un electrón de Z y otro de Cl, más un orbital que contiene doselectrones apareados de Z, según su notación de Lewis. La situación de equilibrio en la quese alcanza la máxima separación entre estos orbitales, y, por tanto, una mínima repulsión,es la disposición tetraédrica. Por consiguiente, la molécula de ZCl3 será tetraédrica, si biencon el átomo Z ocupando uno de los vértices y los átomos de Cl los otros tres (en la geome-tría molecular se tiene en cuenta la posición de los núcleos, no la de los orbitales no enla-zantes).

b) X posee cuatro y Z tiene cinco electrones en sus capas de valencia respectivas.

c) X pertenece al grupo 14, de los carbonoideos. Es el carbono (C).Z pertenece al grupo 15, de los nitrogenoideos. Es el fósforo (P).

d) C = 1s2 2s2 2p2 P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

De las siguientes moléculas: NO, C2H4, CO2, N2, Cl4C y SO2, indica:a) En qué moléculas todos los enlaces son sencillos. b) En qué moléculas existe algún enlace múltiple.c) En qué moléculas existe algún enlace triple.d) En qué moléculas existe un número impar de electrones.Razona todas las respuestas.

a) Los enlaces solo son todos sencillos en CCl4. En todas las demás moléculas, la valencia de los ele-mentos solo se puede satisfacer mediante enlaces dobles o triples. Su estructura de Lewis es:

b) En NO, C2H4, CO2, N2 y SO2. Las estructuras de Lewis de C2H4, CO2 y SO2 son:

O OCCC O SOH H

H H

Cl

ClCl C

Cl

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OOClCl Z X

Cl

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c) En N2, NIN.

d) En la molécula de monóxido de nitrógeno, que no cumple la regla de Lewis: NuO

Representa las fórmulas electrónicas por puntos (estructura de Lewis) para las especies que se indican y, a conti-nuación, utilizando el modelo de «repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia» predice la geome-tría de esas mismas especies:

a) NH3 b) BeBr2 c) CCl4

a) En el NH3, el N, que es el átomo central, posee cuatro pares de electrones (tresde enlace y uno solitario). Esto implica una distribución tetraédrica de dichospares. La molécula, pues, tendrá forma de pirámide trigonal.

b) En el BeBr2, los pares de electrones del Be son dos, ambos de enlace. La distribu-ción espacial será lineal y la forma de la molécula también.

c) En el CCl4, el C posee cuatro pares de electrones, todos ellos enlazantes. La dis-tribución espacial de estos pares de electrones será tetraédrica y la forma de lamolécula también.

Razona qué tipo de enlace o fuerza de atracción se rompe al:a) Fundir bromuro de litio.b) Fundir óxido cálcico. c) Disolver bromo molecular en tetracloruro de carbono.d) Evaporar agua.

a) El bromuro de litio, LiBr, es un compuesto iónico. Al fundirse, se romperá el enlace iónico, ven-ciendo las fuerzas de atracción electrostática entre los iones.

b) El óxido cálcico, CaO, también es un compuesto iónico. Tendrán que vencerse el mismo tipo defuerzas que en el caso del LiBr.

c) El bromo está formado por una agregación de moléculas Br2 mediante fuerzas de Van der Waals.Al disolver el sólido en CCl4 será este tipo de fuerzas el que habrá que vencer.

d) Las moléculas de agua se mantienen unidas mediante enlaces por puentes de hidrógeno debidosa la polariza ción del enlace OUH intramolecular. Estas serán las fuerzas que habrá que vencer.

Justifica el máximo de valencias covalentes del elemento de número atómico 15.

La configuración electrónica del elemento 15Z es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 y su capa de valencia es:

Los tres electrones desapareados en sendos orbitales 3p le proporcionan la posibilidad de for-mar tres enlaces covalentes al compartir estos tres electrones con otros tres de otro átomo oátomos.

Pero, además, es previsible que pueda ampliar esta valencia promocionando un electrón del orbi-tal 3s a un orbital 3d:

Resulta así una configuración con cinco electrones desapareados y cinco puede ser, entonces, lacovalencia máxima alcanzable por este elemento. Se trata del fósforo, P.

a) Cita dos ejemplos de compuestos moleculares y dos de sólidos covalentes o atómicos. b) ¿A qué se debe la diferencia de propiedades que presentan ambos tipos de sustancias?

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3s� �

3p� �

3d

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46

45

N O

NN


HH N

H

BrBr Be

ClCl C

Cl

Cl


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a) Dos ejemplos de compuestos moleculares pueden ser el agua, H2O, y el dióxido de carbono, CO2.Ejemplos de sólidos covalentes podrían ser la sílice, SiO2, y el carbono, tanto en su forma de gra-fito como en la de diamante.

b) Las principales diferencias entre los sólidos que originan moléculas y los que originan cristalescovalentes está, precisamente, en las fuerzas que unen unas y otras partículas. En el primer caso,las fuerzas que unen las moléculas suelen ser muy débiles. Se trata de fuerzas de Van der Waals ode uniones por puente de hidrógeno (el caso propuesto del agua es una de las uniones más fuer-tes de este tipo). En cualquier caso, son fáciles de vencer y los compuestos moleculares de bajopeso molecular suelen ser gases o líquidos volátiles a la vez que son relativamente blandos o des-menuzables en estado sólido. En el segundo caso, las fuerzas son mucho mayores y se trata siem-pre de sólidos duros con elevados puntos de fusión.

Describe la geometría de las moléculas de agua y trifluoruro de fósforo. ¿Cuál de ellas esperas que presente unpunto de ebullición mayor? ¿Qué ángulo cabe esperar que sea más abierto, el HUOUH o el FUPUF? Razó -nalo.

Las estructuras de Lewis son:

El átomo central posee cuatro pares de electrones, dos enlazantes y dos solitarios en el caso delagua, y tres enlazantes y uno solitario en el caso del trifluoruro de fósforo. La teoría de la repul-sión de pares de electrones de valencia preconiza una distribución tetraédrica para los pares deambas moléculas. En el H2O existen dos pares de electrones solitarios cuya repulsión sobre los paresde electrones enlazantes es superior a la que estos ejercen entre ellos mismos. Por tanto, puedepensarse que el ángulo HUOUH será menor que el FUPUF. Pero existe una circunstancia que com-pensa este efecto. El PF3 está formado por átomos del tercer periodo (P) y del segundo periodo (F).Sus orbitales son más extensos que los del O (segundo periodo) y el H (primer periodo). Por tanto,están más separados entre sí y la repulsión entre ellos es menor. Probablemente, este efecto con-trarreste en gran parte al anterior.

Desde el punto de vista de la teoría de hibridación de orbitales ató-micos, tanto el O en el H2O como el P en el PF3 presentan una hibri-dación sp3 que proporciona cuatro orbitales híbridos con disposicióntetraédrica. En el caso del agua, esto se traduce en una forma angu-lar de la molécula y, en el caso del tricloruro de fósforo, en una molé-cula con forma de pirámide trigonal.

Dadas las especies químicas: HCl, Mg, KI, F2, CH3U(CH2)2UCH3 y CH3OH:a) Señala cuál o cuáles conducirán la corriente eléctrica en estado sólido o fundidas.b) Indica si a 25 °C y 1 atm de presión se encontrarán en estado sólido, líquido o gaseoso. c) Indica cuáles serán solubles en agua. Razona las respuestas.

a) En estado sólido solo el magnesio, Mg, que es un metal, resulta ser conductor. En estado defusión, el yoduro potásico, KI, que es un compuesto iónico, conduce la corriente porque susiones pueden moverse libremente. El resto son sustancias covalentes que no pueden conducirla electricidad, porque no poseen electrones libres, ni producir iones. Solo el HCl (que es un gasa temperatura ambiente) sería débilmente conductor en estado líqui do, pues se ionizaría par-cialmente.

b) • A temperatura ambiente son gaseosos el F2, el CH3U(CH2)2UCH3 y el HCl porque son molécu-las covalentes, de bajo peso molecular y sin atracciones intermoleculares demasiado fuertes.

• El metanol, CH3OH, es un líquido porque, a pesar de estar formado por moléculas pequeñas,estas se unen mediante enlaces por puentes de hidrógeno lo suficientemente fuertes comopara disminuir su volatilidad.

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H FH O F P

F

49


O OH F

HH

H


Química


• Mg y KI son sólidos. El magnesio, Mg, está formado por un agregado o cristal de átomos enforma de red metálica y el yoduro potásico por un cristal de iones positivos o negativos.

c) Serán solubles en agua las especies iónicas o muy polares. Es el caso del yoduro potásico, KI, ydel HCl. También será soluble en agua el metanol, CH3OH, ya que sus moléculas estableceránenlaces por puentes de hidrógeno con las moléculas del disolvente.

a) Calcula el número de moléculas contenidas en 10 mL de agua pura (ρ = 1 g/mL). b) De los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál será el más duro?; ¿cuál será el de mayor temperatura de fusión?

Contesta razonadamente. c) Deduce, aplicando la teoría de la hibridación de orbitales, la geometría del etino (acetileno).

a)

b) La dureza depende de la fuerza con la que se atraigan los iones. Como son dos compuestos conun anión común, se trata simplemente de dilucidar si es más fuerte la atracción en el KBr o enel NaBr. El Na+ es un ion menor que el K+ con lo que la fuerza de atracción electrostática Na+ Br–

es mayor que la atracción K+ Br–. La temperatura de fusión también será menor en NaBr que enKBr por las mismas razones.

c) Los átomos de carbono del etino poseen una hibridación sp que les permite reservar dos orbita-les p. La intersección de un obital sp de cada átomo permite la formación de un enlace σ entreambos C y la interacción de los orbitales p no hibridados permite la formación de dos enlaces πpor encima y por debajo y a la derecha y a la izquierda del enlace σ central. Los átomos de H seunen a los de C intersectando sus orbitales 1s con los sp híbridos de estos últimos. Como la hibri-dación sp proporciona dos orbitales híbridos con disposición lineal, la molécula es también line-al: HUCICUH.

Las siguientes moléculas: a) Etano. b) Eteno. c) Etino. ¿Qué tipo de enlaces presentan? ¿Qué electrones participan en cada enlace?

El átomo de C presenta una configuración electrónica: C: 1s2 2s2 2p2. Con dicha configuración, el Ctendría valencia 2 ya que son solo dos los electrones desapareados que puede compartir con otroátomo. Para aumentar su valencia a 4, el C promociona uno de sus electrones 2s al vecino orbital2p:

Pero los enlaces que forman los átomos de C en el etano, el eteno y el etino no se producen a par-tir de estos orbitales atómicos s y p, sino a partir de orbitales híbridos suyos.

En el etano, los C poseen hibridación sp3 y los H participan con sus orbitales 1s. El enlace CUC esun enlace σ entre un orbital híbrido sp3 de un C y un orbital sp3 del otro C. Los enlaces CUH sonenlaces σ entre un orbital híbrido sp3 de un C y el orbital 1s de un H.

En el eteno, los C poseen hibridación sp2 y los H participan también con sus orbitales 1s. El enlaceCuC es un enlace doble que consta de un enlace σ y un enlace π. El enlace π se establece entre unorbital híbrido sp2 de un C y un orbital sp2 del otro C. El enlace π se establece entre los orbitales pde ambos carbonos que habían permanecido sin hibridar. Los enlaces CUH son enlaces σ entre unorbital híbrido sp2 de un C y el orbital 1s de un H.

En el etino, los C poseen hibridación sp, quedando dos orbitales p sin hibridar, y los H participancon sus orbitales 1s. El enlace CIC es un enlace triple que consta de un enlace σ entre un orbitalhíbrido sp de un C y un orbital sp del otro C y dos enlaces π formados a partir de los orbitales pque han permanecido sin hibridar. Los enlaces CUH son enlaces p entre un orbital híbrido sp de unC y el orbital 1s de un H.

2s��

2p�

2s� �

2p� �

52

11

mL H Og H O

1 mL H O

1 mol H O

18 g H O2

2

2

2

2

⋅ ⋅ ⋅ 66 022 103 3 10

2323,

,⋅ ⋅moléculas

1 mol H O= mol

2

ééculas

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Química

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Propiedades de los compuestos iónicos.

Las propiedades de los compuestos iónicos se derivan de su propia estructura y de la naturalezaelectrostática del enlace entre los iones. En particular, los compuestos iónicos se caracterizan porla fuerte atracción eléctrica entre los iones positivos y negativos que los constituyen. Esto determi-na las siguientes propiedades:

— A temperatura ambiente son sólidos cristalinos con sus iones ordenados en disposiciones regu-lares según su carga eléctrica y su volumen.

— Poseen elevada temperatura de fusión porque hace falta mucha energía para liberar los ionesde las atraccio nes electrostáticas y destruir la estructura cristalina.

— En estado sólido no conducen la electricidad porque los iones están fijos en sus posiciones de lared cristalina. En cambio, al fundirse o al disolverse, son buenos conductores porque sus ionesse pueden mover libremente.

— Son duros por la misma razón de la fortaleza del enlace entre sus iones. Pero también son frá-giles y poco flexibles porque un pequeño desplazamiento de la estructura de la red es suficien-te para situar unos iones enfrentados a otros del mismo signo con los cuales se repelerán.

— En general son solubles en disolventes polares, sobre todo en agua. Las moléculas del disolventese colocan alrededor de los iones que se separan del cristal, impidiendo que vuelvan a reunirse.

Indica, justificadamente, qué tipos de sólido poseerán las siguientes características, poniendo un ejemplo de cadauna de ellas: a) Su disolución acuosa no conduce la corriente eléctrica.b) Es insoluble en agua.c) En estado sólido no es conductor pero sí en disolución o fundido.d) Es muy duro y tiene un alto punto de fusión.

a) Si la disolución acuosa no es conductora es porque al disolverse no se forman iones. Se tratará deuna sustan cia que forma moléculas covalentes. Por otro lado, la sustancia deberá formar molécu-las suficientemente polares o que tengan suficiente tendencia a formar puentes de hidrógenocon las moléculas de agua como para disolverse en ellas. Por ejemplo, la glucosa, C6H12O6.

b) Son insolubles en agua todos los sólidos que no reaccionen con ella dando iones o que no des-moronen su estructrura cristalina en contacto con las moléculas de agua. Se puede diferenciarentre sólidos covalentes (como la sílice, SiO2, o el diamante, C), sólidos metálicos, tanto elemen-tos puros (por ejemplo el oro, Au), como aleaciones (por ejemplo, el bronce) y sólidos iónicosinsolubles (como el cloruro de plata, AgCl) en los cuales, la interacción con las moléculas de aguano basta para vencer la atracción entre los iones del sólido por lo que este permanece sin disol-ver.

c) Se tratará de un sólido iónico, por ejemplo, el cloruro sódico, NaCl. No se trata de un metal puesse indica su disolución en agua (solo son apreciablemente solubles los metales muy activos quereaccionan con el agua, como el sodio).

d) Puede tratarse de un sólido iónico, como el cloruro sódico, o covalente, como el diamante o lasílice, SiO2.

El butano líquido que hay en el interior de las bombonas domésticas, ¿conduce la corriente eléctrica? Justifica larespuesta.

H H

H H

CCCCCCC CCCCCCC

H

H

H

H CCCCCCCCCCCCCCCCCCC CCCCC H

H

H

55

54

53



Química


No. El butano, CH3UCH2UCH2UCH3, está formado por moléculas con enlaces covalentes sin ape-nas polariza ción (la electronegatividad del C es 2,5 y la del H es 2,1). La posibilidad de produciriones es muy escasa y, por tanto, aunque esté en estado líquido, no presentará ninguna conducti-vidad eléctrica apreciable.

a) ¿Qué entiendes por orbitales híbridos? Contesta de forma clara y breve. b) Explica de forma razonada las hibridaciones de los siguientes compuestos: BeCl2, BH3, CH4.

a) Son orbitales atómicos formados por recombinación de orbitales atómicos puros (s, p, d y f)antes de la formación de enlaces. Su finalidad es la optimización de la energía y dirección de losenlaces.

b) En el dicloruro de berilio, BeCl2, la configuración del Be es 1s2 2s2. Si se desaparean los electro-nes del segundo nivel, podrá formar dos enlaces. Pero estos dos enlaces serían distintos y, ade-más, formarían un ángulo de 90°. Así, previamente a la formación del enlace, se produce unahibridación entre el orbital 2s y el 2p, resultando dos orbitales híbridos sp.

Posteriormente, cada orbital sp del Be se superpone a un orbital p de un átomo de Cl, que tam-bién tiene un electrón desapareado.

En el trihidruro de boro, BH3, el B tiene por configuración 1s2 2s2 2p1. Para poder formar tresenlaces, el B debe desaparear sus electrones de modo que resulte: 1s2 2s1 2px1 2py1. Tambiénaquí, para que los tres enlaces formados sean iguales, se produce una hibridación entre el orbi-tal 2s y los dos orbitales 2p, resultando tres orbitales híbridos sp2.

En el metano, CH4, el C tiene por configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2. En principio solo podríaformar dos enlaces pues solo posee dos electrones desapareados. Pero, si adquiere la configu-ración: 1s2 2s1 2px1 2p1

y 2pz1, podrá formar cuatro enlaces. Para que estos sean iguales, se produ-

cirá una hibridación sp3 entre su orbital 2s y sus tres orbitales 2p resultando cuatro orbitaleshíbridos sp3 con un electrón cada uno. Estos cuatro orbitales híbridos dispuestos tetraédrica-mente se enlazarán con los orbitales 1s de los átomos de H.

Explica razonadamente, desde el punto de vista de la estructura, por qué: a) El NaCl tiene mayor punto de fusión que el ICl. b) El SiO2 tiene mayor punto de fusión que el CO2.c) El H2O tiene mayor punto de ebullición que el H2S.

a) NaCl es un compuesto iónico. Para fundirlo es necesario vencer las fuerzas de atracción eléctri-ca entre los iones positivos y negativos que los mantienen unidos en el cristal. En cambio, ICl esuna sustancia que forma moléculas diatómicas cuyas uniones en el sólido son del tipo de fuer-zas de Van der Waals, mucho más débiles que los enlaces iónicos.

b) El SiO2 es un sólido cuya estructura es la de un cristal con los átomos de Si y de O unidos porenlaces covalentes. En cambio, el dióxido de carbono, CO2, forma moléculas discretas y las fuer-zas que las pueden mantener unidas son del tipo de fuerzas de Van der Waals. Por ello y por laligereza de estas moléculas, a temperatura ambiente, el CO2 es un gas.

c) Tanto el agua como el ácido sulfhídrico son sustancias formadas a partir de moléculas discretas.Pero los enlaces OUH de las moléculas de H2O están mucho más polarizados que los enlacesSUH de las moléculas de H2S. Por tanto, las moléculas de agua establecen enlaces por puentes

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57

�2sp3

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de hidrógeno unas con otras y su punto de ebullición es mayor que el del ácido sulfhídrico, quees un gas a temperatura ambiente.

a) Explica qué harías en el laboratorio para investigar el tipo de enlace de un sólido blanco cristalino. Detalla almenos tres pruebas, indicando el material e instrumentos utilizados.

b) Además del sabor, ¿qué propiedades diferencian a la sal común (cloruro sódico, iónica) del azúcar (sacarosa,covalente polar)?

a) Si se trata de un sólido blanco deberá descartarse la posibilidad de que se trate de un metal,hecho que, además, se puede comprobar verificando que no conduce la corriente eléctrica, sim-plemente con un téster o con cualquier montaje de una pila eléctrica y unos cables conductores.

Se ensayará su disolución en agua y si, una vez disuelto, conduce la corriente eléctrica. Si esasí, se trataría, probablemente, de una sustancia iónica que forma cristales. Si se disuelve perono resulta conductor, debería pensarse que es una sustancia covalente formada por molé -culas.

En el caso de que no resulte soluble en agua, puede ser igualmente una sustancia iónica o unasustancia covalente. Puede ayudar entonces, el análisis de su punto de fusión. Para ello, se encie-rra una pequeña cantidad de sustancia problema en un capilar y este se introduce parcialmenteen un bloque de aluminio (de los preparados para el cálculo de puntos de fusión que tambiénpermiten alojar un termómetro) y se calienta. Si la sustancia tiene un bajo punto de fusión, esta-rá formada por moléculas con enlaces covalentes unidas entre sí por fuerzas de Van der Waals.Si el punto de fusión es elevado (generalmente no se podrá alcanzar con el montaje del bloquede aluminio) podrá tratarse de una sustancia que forma cristales covalentes o de una sustanciaiónica. En este caso, se tendría que analizar de nuevo su solubilidad con la ayuda de complejan-tes o de ácidos y bases fuertes.

b) El NaCl es mucho más soluble en agua que la sacarosa, conduce la corriente eléctrica en disolu-ción y la sacarosa no. El NaCl se funde, mientras que la sacarosa se carboniza al calentarse. ElNaCl es más duro y ambos cristalizan en formas cristalinas diferentes.

a) Representa, mediante diagrama de Lewis, la molécula de eteno. Describe su geometría. b) ¿Tiene isómeros el eteno? ¿Y el dicloroeteno? ¿Por qué? (Números atómicos: 1H, 6C.)

a) La configuración electrónica del H es 1s1 y la del C es 1s2 2s2 2p2, que se transforma en 1s2 2s1

2p3 para permitir la formación de cuatro enlaces covalentes.

Así, la estructura de Lewis del H2CuCH2 será:

La geometría de la molécula no es predecible a partir de la teoría de Lewis ni a partir de la teo-ría de la repulsión de los pares de electrones de valencia. Una explicación razonable la proporcio-na la teoría de la hibridación de orbitales atómicos. Según esta teoría, los C del eteno poseen unahibridación sp2 que deja un orbital p sin hibridar.

El enlace CuC es un enlace doble que consta de un enlace σ y un enlace π. El enlace σ se esta-blece entre un orbital híbrido sp2 de un C y un orbital sp2 del otro C. El enlace π se estableceentre los orbitales p de ambos carbonos que habían permanecido sin hibridar. Los enlaces CUHson enlaces p entre un orbital híbrido sp2 de un C y el orbital 1s de un H. La hibridación sp2 deter-mina tres orbitales híbridos sp2 dispuestos coplanarmente según los vértices de un triánguloequilátero. Esta coplanaridad de los orbitales sp2, junto con el hecho de que el enlace π no per-mite la libre rotación, determina que los dos C y los cuatro H estén en el mismo plano. Así, laforma del eteno es:

58

2s��

2p�

2s� �

2p� � �

2sp2

� �2s�

CCH H

H H

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b) El eteno no presenta isómeros porque los cuatro sustituyentes de los átomos de C (los cuatro H)son iguales. Pero el 1,2-dicloroeteno sí que presenta isomería cis-trans:

Explica cómo compruebas en el laboratorio si una sustancia es o no conductora de la corriente eléctrica, a fin deconocer el tipo de enlace entre sus partículas. Haz un esquema y nombra los elementos utilizados.

Una sustancia puede ser conductora en su estado puro o en disolución. Tanto si se trata de un sóli-do como de un líquido, se puede comprobar su conductividad poniéndola en contacto con doselectrodos conectados a un aparato que mida su resistencia o su reacción al paso de la corriente.Se utilizarán diferencias de potencial no muy elevadas (entre 6 y 12 V es suficiente) y como fuen-te de potencial puede usarse una pila. Un galvanómetro de laboratorio o cualquier téster comer-cial puede servir. También puede comprobarse la conductividad de la solución acuosa de la sustan-cia, en el caso de que consiga disolverse.

Dadas las siguientes sustancias: bromuro de potasio, bromo, potasio.a) Explica el tipo de enlace existente en cada una de ellas. b) Explica los enlaces o fuerzas intermoleculares que habrá que vencer para fundirlas, ordenándolas de mayor a

menor punto de fusión. (Números atómicos: 19K, 35Br.)

a) Las configuraciones electrónicas de los átomos de bromo y de potasio son:

35Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

El bromuro de potasio, KBr, es un compuesto iónico formado por la unión de dos elementos demuy distinta electronegatividad, un metal (el potasio) y un no metal (el bromo). Estas distintas

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Galvanómetro

Disolución de la sustancia

Pila

60

C CH

ClCl

H

C CCl

HCl

H

cis-1,2-Dicloroeteno trans-1,2-Dicloroeteno

C C

H

HH

H

C CC CC CC CC CC C

H

H



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electronegatividades conlle van que el Br complete su capa de valencia ganando un electrón ytransformándose en el anión bromuro, Br–, mientras que el potasio pierde un electrón y se trans-forma en el catión K+ que también presenta su capa de valencia (la del segundo nivel) completa:

35Br–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

19K+: 1s22s2 2p6 3s2 3p6

En cambio, el elemento bromo está formado por moléculas diatómicas en las que los átomos deBr alcanzan la estructura de octeto en su capa de valencia al compartir un electrón:

Finalmente, el elemento potasio está constituido por átomos de potasio unidos mediante unenlace metálico que se forma al compartir globalmente los electrones de valencia (el electrón3s1 en este caso) todos los átomos del cristal.

b) Para fundir el bromuro de potasio, se deben vencer las fuerzas electrostáticas que mantienenunidos los iones positivos y negativos en el cristal. Para fundir el potasio, se debe proporcionarla energía suficiente para que la vibración de los núcleos en el cristal venza las fuerzas de cohe-sión derivadas del enlace metálico que facilita la nube electrónica. Y para fundir el bromo solohace falta vencer las fuerzas que mantienen unidas a sus moléculas diatómicas unas con otras.Estas fuerzas son del tipo de Van der Waals de modo que el bromo ya es líquido a temperaturaambiente. Los puntos de fusión serán, de mayor a menor, KBr > K > Br2.

a) Polaridad de un enlace; moléculas polares.b) Consecuencias de la polaridad en el caso del agua.

a) Se indicará cómo la polaridad de un en lace depende de la diferencia de electronegatividadesentre los átomos y cómo la polaridad de una molécula depende, además, de su geometría. Seexplicará cómo se mide dicho carácter polar y se pondrán diversos ejemplos. (Véanse las páginas89-91 del libro del alumno.)

b) Para el caso del agua, se analizará el carácter polar del enlace OUH y la forma de la moléculaderivada de la hibridación sp3 del átomo de O. Se mencionará la existencia de enlaces por puen-tes de hidrógeno entre las moléculas de agua y cómo influyen en sus propiedades, particular-mente, en su punto de fusión y de ebulli ción. Se podrá comparar con el caso del H2S. (Véanse laspáginas 103 y 104 del libro del alumno.)

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Br Br



[química 2º bachillerato] ejercicios + soluciones: enlace químico y propiedades de las sustancias

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