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4 Enlace covalente

1. En las moléculas de I2 y de F2 indica:

a) el tipo de interacción que existe ente las moléculas de I2 y entre las de F2.

b) ¿por qué el yodo es sólido a temperatura ambiente, y el flúor, gaseoso?

2. El número atómico del carbono es 6. Considera los enlaces del carbono con cada uno de los elementos de su mismo período.

a) ¿Qué enlaces serán polares y por qué?

b) ¿En cuáles el átomo de C es el extremo más positivo del dipolo?

3. Tenemos un compuesto sólido a temperatura ambiente. En ese estado no conduce la electricidad. Calentamos hasta que se funde y volvemos a probar si conduce resultando negativo dicho intento. ¿Con estos datos podrías indicar qué tipo de enlace presenta dicho sólido?

4. Indica si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas (razona tu respuesta).

a) Las fuerzas de London aumentan al aumentar la masa molecular.

b) Las fuerzas de tipo dipolo-dipolo son mayores que las de London.

c) Los enlaces de hidrógeno son las fuerzas de Van der Waals más fuertes.

d) La naturaleza del enlace de hidrógeno es covalente.

5. Se consideran las sustancias, agua, amoníaco, metano, metanol, cloro molecular, cloruro de litio, monóxido de carbono, ácido selenhídrico, fosfina, hierro, ácido fluorhídrico y dióxido de carbono. Identifica las sustancias que presentan en su estructura uniones de los siguientes tipos, justificando tu respuesta.

a) Enlace de hidrógeno.

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

c) Fuerzas de Van der Waals tipo dipolo inducido-dipolo- inducido (o de London).

6. Todos los hidruros de los anfígenos son gases a temperatura ambiente y el agua, el hidruro menos pesado del grupo, es un líquido. Explica esta contradicción.

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7. ¿Por qué el azufre (Z = 6) puede presentar covalencias 2, 4 y 6 y, sin embargo, el oxígeno (Z = 8) solo

presenta covalencia 2, a pesar de pertenecer al mismo grupo?

8. Sabiendo que una molécula es paramagnética cuando posee electrones desapareados y es diamagnética cuando todos los electrones se encuentran apareados, discute el carácter paramagnético o diamagnético de las moléculas F2 y NO.

9. Escribe las estructuras resonantes del ion nitrato.

10. Explica los enlaces de la molécula de amoníaco según la teoría del enlace de valencia (TEV) indicando claramente:

a) la hibridación del átomo de nitrógeno.

b) los electrones que ocupan cada uno de los orbitales híbridos

c) su geometría.

d) su polaridad.

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Solucionario

1. Para las moléculas de I2 y F2:

a) En ambos casos las moléculas se encuentran unidas por fuerzas intermoleculares débiles de tipo Van de Waals. Dentro de estas, ambas son de dispersión (fuerzas de London), ya que son moléculas apolares.

b) Las fuerzas de London aumentan al hacerlo la masa molecular. Por tanto, como la masa atómica del yodo es mayor que la del flúor, la molécula de yodo pesará mucho más y sus fuerzas intermoleculares serán mayores. Así, los puntos de fusión y de ebullición del yodo será mucho mayores que los del flúor; además, el primero llega a ser un sólido a temperatura ambiente.

2. Las respuestas son las siguientes:

a) El período del carbono (C) es el segundo, pues su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p4.

Los elementos del período son: Li, Be, B, C, N, O, F.

Los enlaces serán: Li–C, Be–C, B–C, C–C, N–C, O–C y F–C.

El único enlace que no es polar es el C–C.

b) La electronegatividad aumenta dentro de un período al aumentar el número atómico (hacia la derecha). En consecuencia, el nitrógeno, el oxígeno y el flúor serán más electronegativos que el carbono. En los enlaces con estos compuestos, el carbono será el extremo positivo del dipolo. Dentro de estos, el enlace más polar será el C–F por la misma razón.

3. Si en estado sólido no conduce la electricidad no es un conductor, esto es, no es un enlace metálico. Puede ser un iónico o un covalente. Si fuese iónico en disolución o fundido conduciría la corriente, lo cual no sucede. Por tanto, se trata de un compuesto covalente.

4. De las afirmaciones propuestas, se cumple:

a) Verdadero. Se inducen dipolos mayores.

b) Verdadero. Las de London son dipolo inducido-dipolo inducido y son las más débiles.

c) Falso. Aon las fuerzas intermoleculares más fuertes pero no son del tipo Van der Waals.

d) Falso. Son de naturaleza electrostática. Se atraen una parte de una molécula con densidad de carga positiva y otra de otra molécula con densidad de carga negativa.

5. Del grupo de sustancias propuestas:

a) Presentan enlaces de hidrógeno H2O, NH3, metanol (CH3-OH) y HF. En todas, el hidrógeno se encuentra unido a un átomo muy electronegativo y pequeño que, además, posee pares de electrones libres.

b) Presentan fuerzas de Van der Waals tipo dipolo-dipolo H2Se, PH4 y CO2. Son moléculas polares, a pesar de que en los dos primeros casos el hidrógeno se encuentra unido a un elemento electronegativo, pero no tanto como para formar enlaces de hidrógeno.

c) Presentan fuerzas de Van der Waals, tipo London, CH4, Cl2 y CO. Son moléculas apolares. El LiCl es iónico, y el Fe, metálico; no tienen fuerzas intermoleculares, pues su estructura no es molecular.

6. Los hidruros del grupo (H2O, H2S, H2Se y H2Te) deberían tener unos puntos de ebullición crecientes debido a que en el grupo la masa atómica del elemento al que se une el hidrógeno aumenta y, en consecuencia, también la masa molecular, pues la fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo crecen al aumentar esta.

Según esa tendencia, el agua debería tener el punto de ebullición menor del grupo y, sin embargo, tiene el mayor (es líquido a temperatura ambiente). Esto es debido a que en el agua, el hidrógeno se encuentra unido a un elemento muy electronegativo como es el O y entre las moléculas de H2O se forman enlaces de hidrógeno, que son fuerzas mucho más intensas que las de Van der Waals tipo dipolo-dipolo que unen a las moléculas del resto de los compuestos del grupo.

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7. La configuración del azufre es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Si representamos los electrones de la capa de valencia:

Covalencia 2 (2 electrones desapareados). En el nivel 3, el S tiene orbitales d vacíos y próximos desde el punto de vista energético. Con poca energía puede desaparear electrones. Así:

Covalencia 4 (4 electrones desapareados)

Covalencia 6 (6 electrones desapareados)

El oxígeno presenta una configuración 1s2 2s2 2p4. Si representamos los electrones de la capa de valencia:

Covalencia 2 (2 electrones desapareados). En este nivel no existen orbitales 2d para promocionar y desaparear los electrones.

8. Representando las estructuras de Lewis de cada una, observamos que la primera presenta todos los electrones apareados y que en la segunda existe un electrón desapareado en el nitrógeno. Por tanto, la primera será diamagnética, y la segunda, paramagnética.

9. Las estructuras resonantes son las siguientes:

10. En relación a la molécula de amoníaco:

a) En estado fundamental, el nitrógeno presenta sus tres electrones desapareados en orbitales p. La unión formada por solapamiento de estos orbitales llevaría a ángulos de enlace de 90º, lo cual no sucede.

Un átomo de nitrógeno combina un orbital atómico s y tres orbitales atómicos de tipo p para obtener cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes en forma y energía, y dirigidos hacia los vértices de un tetraedro (ángulos de enlace 109,5º).

b) En cada uno de los orbitales híbridos se aloja un electrón, excepto en uno, que lo hacen dos (par de electrones no enlazantes).

c) Los tres orbitales con un electrón desapareado se solapan frontalmente con un orbital 1s de cada átomo de hidrógeno que posee otro electrón, formando así un enlace σ. La molécula tendrá forma de pirámide trigonal, con ángulos de enlace algo menores de 109,5º pues el par de electrones no enlazantes del nitrógeno ejerce repulsiones sobre el resto y el ángulo se cierra algo.

d) Los enlaces N–H son polares y, debido a la geometría de la molécula, no se anulan. La molécula es polar.

3 s 3 p

3 s 3 p 3 d

3 s 3 p 3 d

2 s 2 p

FF ó N O;F F

N

O OOOO O

O O O

_

N

_

N

_

2 s 2 px 2 py 2 pz

μT = μ1 + μ2 + μ3

N

H H107,5º

H

N

H H

107,5ºH

( μT = 0 )

μ1

μ2 μ3107,5º

N