4.36 Dadas las moléculas: CO2, Cl2CO y NCl3:

a) Representa su estructura de Lewis.

b) Predice su geometría molecular.

c) Explica si la molécula Cl2CO tiene momento dipolar.

a) Teniendo en cuenta las configuraciones electrónicas de los distintos átomos:

b) Basándonos en la teoría de RPECV: el CO2 es lineal; el Cl2CO, plano triangular, y el NCl3, pirámide trigonal.

c) Todos los enlaces son polares y la molécula lo será también, ya que con su geometría los momentos dipolares no se anulan:

0321TOTAL ≠μ+μ+μ=μ

4.37 Predice si serán polares o no las siguientes moléculas: ICl, H2S, CH4, PCl3 y BeCl2. Justifica tu respuesta.

Todos los enlaces son polares al ser distintos los átomos que se unen, por lo que poseen distinta electronegatividad. Como la polaridad de una molécula depende también de su geometría:

- ICl: molécula lineal y polar, ya que el cloro es más electronegativo. - H2S: molécula angular y polar, ya que el S es más electronegativo.

- CH4: molécula tetraédrica con enlaces ligeramente polares, pero dada su geometría es apolar.

- PCl3: molécula piramidal trigonal con enlaces polarizados hacia el cloro, que es más electronegativo y

sus momentos dipolares no se anulan, por lo que la molécula es polar.

- BeCl2: molécula lineal con enlaces polares, pues el cloro es más electronegativo, pero dada su geometría los momentos se anulan y el momento total resultante es 0, por lo que la molécula es apolar.

O ;O C OCl

Cl

C ; Cl Cl

Cl

N

(CO2) Cl2CO (NCl3)

Cl

Cl μ2μ3

μ1

OC

HH

Sμ1 μ2

HHCμ4 μ2

μ3

μ1

H

H

ClCl Be

μ

Totalμ = 0Totalμ = 0

Totalμ = 0Totalμ = 0

Cl Cl

Cl

Pμ2

μ3μ1

μ1 μ2Totalμ = 0

ClI

11

4.38 Explica por qué el hidrógeno del grupo carboxilo del ácido o-hidroxibenzoico es más fácilmente cedible y, por tanto, más ácido que sus análogos para y meta. Para ello, emplea las siguientes estructuras.

Es más fácilmente cedible el hidrógeno del grupo carboxilo que posee el OH en orto, ya que así esta forma resonante se estabiliza por puentes de hidrógeno intramoleculares.

4.39 Dadas las moléculas: H2CO, PH3 SF2 y SiH4:

a) Representa su estructura de Lewis.

b) Predice su geometría molecular.

c) Explica si estas moléculas tienen momento dipolar. Justifica la respuesta.

a) Dadas las covalencias de los átomos: C: covalencia 4; H: covalencia 1; O: covalencia 2; P: covalencia 3; S: covalencia 2; y Si: covalencia 4, las estructuras de Lewis son:

b) Basándonos en la teoría de RPECV:

H2CO → geometría plana triangular

PH3 → geometría piramidal trigonal

SF2 → geometría angular

SiH4 → geometría tetraédrica

c) Una molécula será polar si sus enlaces lo son (al menos uno de ellos) y la geometría es la adecuada.

H2CO: molécula polar; los momentos dipolares no se anulan.

PH3: molécula polar; el momento total resultante es distinto de 0.

SF2: molécula polar; el momento total resultante es distinto de 0.

SiH4 molécula apolar; los momentos dipolares se anulan.

O

O

O H

CO

Meta ParaOrto

O

O H

CO

O

H

CO

_CO

O

O H

F

(H2CO) (PH3) (SF2) (SiH4)

; ;CH OH H

PH HH

HSiH H;SF

H HPμ1 μ3

μ2H

F FSμ1 μ2

HH

S

μ4

μ2μ3

μ1

H

H

H

Hμ2

μ3

μ1

OC

12

4.40 Discute la veracidad de la siguiente afirmación: “La resonancia supone el movimiento de núcleos atómicos”

Falso. Es únicamente una deslocalización de nubes electrónicas.

4.56 Basándote en la geometría del cis 1,2-dibromoeteno y del 1,1- dibromoeteno:

a) Señala la hibridación de cada carbono.

b) ¿Cuál de las dos sustancias será más insoluble en disolventes apolares? ¿Por qué?

a) En ambos casos el carbono posee una hibridación tipo sp2, de ahí su geometría.

b) Será más insoluble en disolventes apolares la que sea más polar que es el isómero cis1,2-dibromoeteno, ya que los momentos de los enlaces C-Br no se anulan, mientras que en el 1,1-dibromoeteno sí.

4.42 Razona si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: “Un elemento A capaz de formar sustancias covalentes de tipo AX3 presenta una covalencia 3, por lo que el ángulo de enlace es de 120º”.

Falso, ya que los ángulos se ven afectados por la presencia de sustituyentes distintos. Si uno es más voluminoso que los demás, cerrará los otros ángulos. Esto pasa igual si existen pares de electrones libres.

4.43 Dibuja la estructura de Lewis del ion bromato. Si los enlaces Br-O poseen longitudes entre las de un enlace sencillo y uno doble, propón las estructuras resonantes que lo explican.

Hallamos la covalencia de los átomos de bromo y oxígeno del ion bromato: −3BrO

[ ] [ ][ ] [ ] →

→42

5102

p2s2He:O

p4d3s4Ar:Br

El híbrido de resonancia será:

4.44 Razona la veracidad de la siguiente afirmación: “La molécula de arsina es más polar que la de amoníaco”.

Falso. Ambas moléculas poseen la misma geometría (pirámide trigonal) pero, al ser el nitrógeno más electronegativo que el arsénico, el momento dipolar de la molécula de amoníaco es mayor que el de la de arsina.

321T μ+μ+μ=μ

Br Br

H H

CC

Br

BrH

H

CC

BrO O

O

BrO O

O

_

_

_BrO O

O

δ_

BrO O

O

covalencia 1

covalencia 2

H HXμ1 μ3

μ2H

13

4.50 De las tres posibles sustancias moleculares de nombre dibromobenceno, solamente una posee momento dipolar. ¿Sabrías decir cuál? Dibuja el híbrido de resonancia e indica la hibridación de los átomos de carbono. (Ten en cuenta que la molécula de benceno es plana.)

Existen tres dibromobenceno:

Aunque la polaridad del enlace C-Br es la misma en todos, únicamente el isómero para no será polar, debido a que la molécula presenta simetría. En las otras dos, los momentos dipolares de los enlaces no se anulan.

Considerando solo formas resonantes de Kekulé, todos los enlaces C-C tienen una longitud entre un enlace sencillo y uno doble; la hibridación del carbono es del tipo sp2.

FUERZAS INTERMOLECULARES. ENLACE DE HIDRÓGENO

4.51 Con respecto a la molécula CCl4, indica razonadamente:

a) Qué tipo de hibridación presenta el átomo de carbono

b) Cómo será la polaridad de los enlaces y de la molécula

c) Si será soluble o no en agua

d) De qué tipo y cómo será la fortaleza de los enlaces que forman entre sí distintas moléculas de este compuesto

a) La covalencia del carbono es 4, lo que indica una promoción de un electrón del orbital 2s al orbital vacío 2p y, además, los cuatro enlaces C-Cl son iguales, lo que implica hibridación sp3:

b) Los enlaces C-Cl son polares, ya que la electronegatividad del cloro es mayor que la del carbono; pero, dada la geometría de la molécula, esta es apolar (la suma de los momentos de enlace es 0).

c) No será soluble en agua, ya que la molécula es apolar.

d) Al ser la molécula apolar, las fuerzas intermoleculares serán de tipo London.

Br

Br

Orto

Br

Br

Meta

Br

BrPara

Br Br Br

BrBr BrHíbrido de resonancia

2p 2p 2sp3

2s 2s

14

4.52 Indica razonadamente:

a) La geometría de la molécula de agua.

b) La polaridad en la molécula de agua.

c) Las propiedades especiales del agua.

a) La molécula de agua tiene geometría angular con ángulos de enlace de 106,7º.

b) La molécula de agua es polar debido a que los enlaces O-H poseen un momento dipolar no nulo y a que su geometría angular permite obtener un momento dipolar total distinto de 0:

21T μ+μ=μ

El ángulo de enlace es 106,7º, por tanto:

αμ=μαμ=μ

sen

cos

1y1

1x1 0j)sen(i)cos( 21T ≠αμ+αμ=μ

c) Las moléculas de agua son capaces de unirse entre sí a través de puentes de hidrógeno, lo que le lleva a tener altos puntos de fusión y ebullición en comparación con otras sustancias gaseosas de mayor masa como, por ejemplo, el H2S.

4.53 El etanol posee un punto de ebullición de 78 ºC, mientras que el del dimetiléter es de –25 ºC. Si ambos poseen la misma masa molar, ya que responden a la misma fórmula molecular, C2H6O, ¿a qué se debe esa diferencia?

Se debe a que el etanol (CH3CH2OH), es capaz de formar puentes de hidrógeno que habrán de romperse al cambiar del estado líquido al gaseoso. El dimetiléter (CH3OCH3) no es capaz de formarlos, ya que los enlaces C-H no están lo suficientemente polarizados.

4.54 Dadas las moléculas BeCl2, Cl2CO, NH3, y CH4, razona si alguna de ellas puede formar enlaces de hidrógeno.

Para formar enlaces de hidrógeno debe existir un átomo de hidrógeno unido a un elemento mucho más electronegativo que él y además pares de electrones libres. Las dos primeras moléculas (BeCl2 y Cl2CO) no formarán puentes de hidrógeno, puesto que no poseen hidrógeno; la cuarta (CH4) tampoco porque no existe ningún elemento con pares de electrones libres. Solamente el NH3 podrá formar puentes de hidrógeno.

4.55 La solubilidad del etanol en el agua es tan elevada que forma un azeótropo (una mezcla de dos o más componentes que poseen un solo punto de ebullición y se comporta como si fuese una sustancia pura). ¿A qué debe el etanol su elevada solubilidad en agua?

A que es capaz de formar puentes de hidrógeno entre el disolvente (el agua) y el soluto (el etanol).

4.56 Al estudiar el agua aparecen dos valores diferentes para las distancias oxígeno-hidrógeno. ¿Significa eso que existen dos enlaces covalentes diferentes entre ambos núcleos? Razona tu respuesta.

No. Se trata de un enlace covalente sencillo polar y de un puente de hidrógeno, y la distancia de este último es mayor, ya que las fuerzas intermoleculares son más débiles.

H

O

μ1

μ2

H

x

y

CH H H

HH

HH

H

HC C CH2

H

HO O

O

15

4.57 Indica qué tipo de enlace o fuerza intermolecular se establece entre:

a) Moléculas de dióxido de carbono.

b) Molécula de BCl3 con ion cloruro.

c) Formación del ion triyoduro a partir de I2 e I-.

d) Dímero obtenido con dos moléculas de ácido acético.

a) Las moléculas de CO2 son apolares, por lo que entre ellas existen fuerzas intermoleculares de Van der Waals de tipo London.

b) Existe un enlace covalente dativo, en el que el ion cloruro aporta el par de electrones del enlace, y el boro del BCl3, el orbital vacío.

c) Se establecen fuerzas intermoleculares de Van der Waals de tipo ion-dipolo inducido.

d) Puentes de hidrógeno entre el hidrógeno del OH y el oxígeno que está unido por el doble enlace al carbono:

4.58 Las masas molares del dióxido de carbono y del titanio son casi iguales. ¿Podrías explicar por qué el segundo es sólido a temperatura ambiente mientras que el primero es gas?

El titanio forma redes infinitas en el espacio, mientras que el dióxido de carbono es una sustancia molecular.

4.59 ¿Podrías explicar la variación en los puntos de ebullición de los haluros de hidrógeno? HF: 19,51 ºC; HCl: – 85,05 ºC; HBr: –66,73 ºC; HI: –35,36 ºC.

El valor anormalmente alto del HF se debe a la formación de puentes de hidrógeno. El resto (HCl, HBr y HI) no son capaces de formar dichos puentes uniéndose las distintas moléculas por fuerzas de Van der Waals de tipo dipolo-dipolo. Además, aumentan los puentes de ebullición con la masa de la sustancia.

4.60 ¿A qué debe el grafito su poder lubricante? Si deseas saber más: www.e-sm.net/q2bach30

A que el enlace entre capas es muy débil.

4.61 Indica el enlace o fuerza intermolecular que se vence en cada uno de los procesos siguientes:

a) Sublimar azufre.

b) Rayar cuarzo.

c) Obtener los elementos que forman un sólido covalente.

d) Disolver nitrógeno en agua.

e) Evaporar etanol.

a) Fuerzas de Van der Waals de tipo London.

b) Enlaces covalentes.

c) Enlaces covalentes.

d) Fuerzas de Van der Waals de tipo dipolo-dipolo.

e) Enlace de hidrógeno.

O O

O OH

HR RCC

16

SUSTANCIAS MOLECULARES. SÓLIDOS COVALENTES

4.57 Responde razonadamente a las siguientes cuestiones sobre el butano:

a) Formúlalo e indica si es soluble en agua.

b) ¿Qué tipo de enlace existe en la molécula? ¿Qué tipo de interacciones intermoleculares se dan?

c) ¿Cuál es su estado de agregación a temperatura ambiente?

a) CH3-CH2-CH2-CH3. Dadas las electronegatividades del carbono y del hidrógeno y la geometría de la molécula, se trata de una molécula apolar, por lo que no será soluble en agua.

b) Todos los enlaces son covalentes sencillos entre orbitales sp3 (C–C) o entre el orbital sp3 del carbono y el 1s del hidrógeno (C–H). El tipo de interacción intermolecular son fuerzas de dispersión.

c) Dado que las fuerzas de dispersión son poco intensas, se trata de una sustancia gaseosa.

4.58 Se tiene una sustancia formada por elementos no metálicos con las siguientes características: es sólida a temperatura ambiente, posee un punto de fusión muy elevado y una alta resistencia a ser rayada. Con estos datos, ¿podrías decir sin lugar a dudas si se trata de una sustancia molecular o de un sólido covalente?

Se trata de un sólido covalente, ya que al rayarlo se rompen enlaces covalentes, por lo que su resistencia es elevada. Si fuera una sustancia molecular, se romperían fuerzas intermoleculares, por lo que sería blanda.

4.59 La arsina y el amoníaco son sustancias moleculares. ¿Se disolverán en agua? Razona la respuesta.

Sí, ya que ambas son sustancias polares al presentar enlaces con momento dipolar no nulo.

4.60 El benceno (C6H6), ¿es un sólido covalente o una sustancia molecular? ¿Qué tipo de interacciones existirán entre sus estructuras?

Se trata de una sustancia molecular. Además, es apolar dada su geometría y la electronegatividad del carbono y del hidrógeno, por lo que entre sus estructuras existen fuerzas de Van der Waals de tipo London.

4.61 Considerando las sustancias Br2, SiO2, Fe, HF y NaBr, justifica en función de sus enlaces:

a) Si son o no solubles en agua.

b) Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.

a) El Br2 no es soluble, al ser una sustancia molecular con enlace covalente apolar. El SiO2 es un sólido covalente, por lo que es insoluble en agua, ya que para disolverse se deberían romper enlaces covalentes muy fuertes. El hierro tampoco es soluble, al tratarse de una sustancia metálica. El HF sí es soluble, al ser una sustancia molecular polar. La disolución del fluoruro de hidrógeno proporciona ácido fluorhídrico. El NaBr es también soluble, al ser una sustancia iónica.

b) Solamente el hierro conducirá la corriente, ya que es metal. Las sustancias covalentes no conducen y las iónicas únicamente si están fundidas (la temperatura ambiente es menor que la temperatura de fusión).

17

4.62 En la siguiente tabla se recogen algunas propiedades de ciertas sustancias. Basándote en ellas, clasifícalas según su tipo de enlace.

Pon un ejemplo de cada tipo de sustancia. A y C son sustancias covalentes: A es una sustancia molecular, y C, un sólido covalente. B es una sustancia iónica. Ejemplos: A: CH4;

B: NaCl;

C: C (diamante).

ESTRUCTURA QUÍMICA Y PROCESOS BIOLÓGICOS E INDUSTRIALES

4.63 Un bote A contiene una sustancia que huele a alcaravea (aroma parecido al anís), mientras que otro bote B desprende un aroma mentolado. Ambas sustancias responden a la misma fórmula molecular: C10H14O, cuya estructura en el plano es:

¿Podrías explicar el porqué de esta diferencia?

Esa molécula posee un carbono asimétrico, por lo que existen dos enantiómeros, que se diferencian por su olor.

Propiedad A B C

Punto de fusión Bajo Alto Alto

Conductividad eléctrica de la sustancia pura

No

En estado fundido

No

Solubilidad en CCl4 Sí No No

Solubilidad en agua No Sí No

CH3

CH3

CH2

O

HC

CH3

CH3

CH2

Menta

O

HC

CH3

CH2

CH3

Alcaravea

O

H C

18

4.64 El ácido pícrico es una sustancia que se emplea en pomadas para quemaduras de contacto. Si su estructura es la indicada en la figura, ¿podrías decir si posee isomería óptica? Razona tu respuesta.

Si calma el dolor de las quemaduras, ¿sería conveniente emplearlo para quemaduras de ácido sulfúrico? ¿Por qué?

No presenta isomería óptica, porque no existe ningún carbono asimétrico. No valdría para las quemaduras de ácido porque es una sustancia ácida, por lo que provocaría una quemadura aún mayor.

OH

NO2

NO2NO2

19

4.65 Un compuesto orgánico, cuyo punto de ebullición es de 65 ºC, tiene la siguiente composición centesimal: 37,5% de carbono, 50% de oxígeno y 12,5% de hidrógeno.

a) Establece su fórmula molecular sabiendo que, a una presión de 1 atm y a una temperatura de 70ºC, su densidad es de 1,14 g L-1.

b) ¿Qué hibridación presenta el átomo central?

c) Según la teoría RPECV, ¿cuál es la geometría de la molécula?

d) ¿Qué podrías decir de los ángulos de enlace?

e) ¿Será capaz dicha sustancia de producir enlaces de hidrógeno intermoleculares? ¿Y enlaces intramoleculares? Puedes aprender más sobre esta sustancia en: www.e-sm.net/q2bach31

a) A 70 ºC la sustancia está en estado gaseoso, puesto que su punto de ebullición son 65 ºC. Podemos calcular su masa a partir de la ecuación de Clapeyron:

pV = nRT . Sabiendo que V

mdy

M

mn == , podemos expresar la ecuación como:

pM = d RT

1 (atm)· M = 1,14 (g L-1) · 0,082 (atm L mol-1 K-1) · 343 (K)

M = 32 g mol-1

Con los porcentajes y dividiendo entre las masas atómicas, podemos hallar el número de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno:

Carbono: 125,312

5,37 = Cátomo1125,3

125,3menorelentredivideSe =⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯

Hidrógeno: 5,121

5,12 = ; Hátomos4125,3

5,12menorelentredivideSe =⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯

Oxígeno: 125,316

50 = ; Oátomo1125,3

125,3menorelentredivideSe =⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯

La fórmula empírica es CH4O y la molecular (CH4O)x. Haciendo uso del resultado de masa molecular hallado anteriormente: M = x · (MC + 4 MH + MO);

32 = x · (12 + 4 + 16) → x = 1. La fórmula molecular coincide con la empírica CH4O.

b) El átomo central es el de carbono, cuya hibridación es sp3.

c) Es aquella que minimiza las repulsiones entre las nubes electrónicas y que se corresponde con un tetraedro deformado al no ser los cuatro sustituyentes iguales.

d) El grupo OH es más voluminoso que el H, por lo que se cerrarán algo los ángulos HCH.

e) Intermoleculares si, ya que existe un átomo de hidrógeno unido a un elemento más electronegativo que él, con pares de electrones libres.

Intramoleculares no:

C

HH

H

OH

H

H H

HH

H

H

HC

CO

O

20