Pau – Selectividad




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títuloPau – Selectividad
fecha de publicación25.08.2016
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PAU – Selectividad


PAU - TEMA 3. ENLACE QUÍMICO

1.- Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y HCl. Justificar brevemente la respuesta.

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

3.- A partir de las configuraciones electrónicas de los correspondientes átomos, dé las estructuras de Lewis de las especies químicas : NF3 , NO2- y NO3-. Justifique también sus estructura e indique si el trifluoruro de nitrógeno es o no una molécula polar.

4.- Explique razonadamente qué tipo de enlace o fuerza intermolecular hay que vencer para fundir los siguientes compuestos: a) Cloruro de sodio. b) Dióxido de carbono. c) Agua. d) Aluminio.

5.- Explica según la teoría del enlace de valencia la existencia de moléculas de nitrógeno.

6.-¿Cuál de las sustancias siguientes tiene las mayores fuerzas intermoleculares de atracción? ¿Porqué? 1) H2O; 2) H2S 3) H2Se; 4) H2Te; 5) H2 .

7.- Para las moléculas: agua, catión amonio y fosfina (trihidruro de fósforo): a) Escribir las fórmulas de Lewis. b) Razonar cuál de ellas presenta un ángulo H - X - H más abierto.

8.- Comente 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.

9.- Describa las características del enlace en las moléculas de cloruro de hidrógeno y ioduro de hidrógeno. Compare la polaridad de ambas y prediga razonadamente, ¿cuál de ellas tendrá carácter ácido más acusado?

10.-Describa la geometría de la molécula HC C-BH-CH3, indicando tipo de hibridación de los distintos átomos implicados.

11.-La variación de las energías de enlace para cloro, bromo y yodo sigue el orden Cl2 > Br2 > I2, mientras que para los puntos de fusión es I2 > Br2 > Cl2. Razone este comportamiento.

12.- Defina el concepto de fuerzas intermoleculares. Tomando como referencia los hidruros de los elementos halógenos (Grupo 17 del Sistema Periódico), diferencie entre las interacciones predominantes en el compuesto del elemento cabeza del Grupo y en los restantes, indicando la variación de alguna propiedad física dependiente de las fuerzas intermoleculares.

13.-Representar primero las fórmulas electrónicas por puntos (estructuras de Lewis) para cada una de las especies que se dan a continuación y luego, utilizando el Modelo de Repulsión de los Pares de electrones de la Capa de Valencia (Teoría V.S.E.P.R.), predecir la geometría de las mismas especies: CO32- ; SiH4 ;CO2 ; OF2

RESPUESTAS:

1..- Cuando se unen mediante enlace covalente dos átomos de diferente electronegatividad, los pares de electrones no están igualmente compartidos, formando enlaces covalentes polares. Por ejemplo, en el HCl existe una pequeña carga positiva en el H y otra negativa, también pequeña, sobre el Cl, al ser este más electronegativo que el de H. En general la polaridad aumenta al hacerlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. Por tanto como la electronegatividad sigue en los halógenos el orden I < Br < Cl < F , la polaridad de las moléculas será : HI < HBr < HCl > HF.

2.- La molécula de CO2 es lineal, con dobles enlaces en los que el átomo de carbono tiene hibridación sp. Al ser el oxigeno más electronegativo que el carbono, los enlaces serán polares. Sin embargo los dipolos eléctricos son iguales pero de sentido contrario y se anulan entre sí, por lo que la molécula será apolar.



La molécula de SO2 tiene un átomo central de azufre con hibridación trigonal sp2, con un par de electrones sin compartir, un doble enlace y un enlace covalente coordinado o dativo que presenta dos estructuras resonantes. El par de electrones sin compartir hará que por repulsión el ángulo de enlace sea inferior al esperado de 120º. El oxigeno es más electronegativo que el azufre y los dipolos ahora no se anulan, por lo que la molécula será polar.



3.- Las configuraciones electrónicas son:



N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5

El trifluoruro de nitrógeno, tiene hibridación sp3 lo que le confiere una geometría piramidal con ángulos ligeramente inferiores a los tetraédricos de 109,5º debido a la repulsión del par de electrones no compartidos. Será una molécula polar con la parte positiva en el N y la negativa en el centro de los F.

El ion nitrito presenta una hibridación sp2 en el N lo que le da una geometría angular de  < 120º por la repulsión del par no compartido.

El ion nitrato tiene el átomo de N con hibridación sp2 y ángulos de 120º.

Tanto el ion nitrito como el nitrato presentan enlaces pi entre orbitales p y además un enlace dativo o covalente coordinado donde el N aporta los dos electrones del mismo. Estas dos especies poseen formas resonantes, en las que varían la disposición de esos enlaces.

4.- a) Esta sustancia presenta enlace iónico, debido a la elevada diferencia de electronegatividad que existe entre sus átomos.

b) El enlace entre los átomos de C y O es covalente, sin embargo las fuerzas intermoleculares de Van der Waals, tipo dipolo inducido- dipolo inducido, ya que la molécula es de geometría lineal, son las que unen a las moléculas por ser éstas apolares.

c) En el agua hay un enlace covalente polarizado entre sus átomos, y al ser la molécula polar debido a la geometría angular que posee, tiene momento dipolar. las fuerzas intermoleculares serán por tanto dipolo-dipolo y además existen puentes de hidrógeno.

d) El enlace en el aluminio es metálico.

5.- La molécula de N2 se origina al unirse dos átomos de nitrógeno. Se solapan frontalmente dos orbitales p, cada uno de un átomo, formando un enlace  y los restantes orbitales p (2 por cada átomo), se solapan lateralmente formando dos enlaces  . La gran estabilidad de esta molécula se debe a la presencia de este triple enlace.)

6.- El agua presenta las mayores fuerzas intermoleculares de atracción pues sus moléculas están unidas por puentes de hidrógeno, al ser el oxígeno un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño.

7.- El amoniaco presenta un ángulo H-N-H más abierto. En él, el nitrógeno utiliza orbitales híbridos Sp3, pero el par de electrones no compartidos repele a los pares enlazantes y reduce los ángulos de enlace que son de 107° y no de 109° 28' característicos de la estructura tetraédrica.

8.- El hilo de cobre conduce la corriente eléctrica por ser un conductor metálico, en el que los electrones de valencia gozan de libertad para moverse por entre los cationes de la red al aplicar un campo eléctrico externo.

El cristal de nitrato de cobre(II) no es conductor pues los iones NO3 - y Cu2+ ocupan posiciones fijas en la red iónica. No pueden desplazarse.

En la disolución de Cu(NO3)2 los iones poseen suficiente movilidad para desplazarse dentro de un campo eléctrico, conduciendo la corriente (conductores de segunda especie).

9.- Ambos son compuestos covalentes. El enlace se forma por compartición de un par de electrones desapareados.

Tanto el cloro como el yodo son más electronegativos que el hidrógeno, por lo que el par de electrones del enlace no está igualmente compartido, formándose un enlace covalente polar. Como el Cl es más electronegativo que el I, la polaridad de la molécula de HCI es mayor.

El HI tiene un carácter ácido más acusado que el HCI, pues al ser el I menos electronegativo que el Cl y de mayor tamaño cede el hidrógeno, como protón, con más facilidad.

10.-Los dos primeros átomos de carbono presentan hibridación sp, el átomo de boro hibridación sp2 y el tercer átomo de carbono hibridación Sp3 .

11.-El solapamiento de orbitales atómicos que se produce en la formación de los enlaces covalentes es más intenso en los átomos de menor tamaño. Es, por tanto, más intenso en el cloro que en el bromo y en éste más que en el yodo.

Las fuerzas de dispersión de van der Waals, entre moléculas covalentes, aumentan con la masa molecular. Por tanto, son más intensas en el yodo que en el bromo y en éste más que en el cloro. A eso se debe que, en condiciones normales, el cloro sea un gas, el bromo un líquido y el yodo un sólido.

12.- Son fuerzas que se manifiestan entre moléculas neutras.

En los hidruros de los halógenos, el hidrógeno se une con elementos más electronegativos (F, Cl, Br, I) y se forman enlaces covalentes polares.

Por ser el átomo de flúor de pequeño tamaño y muy electronegativo, las moléculas de HF se unen mediante enlaces de hidrógeno, presentando por ello puntos de fusión anormalmente elevados si se compara con el HCI, HBr y HI .

Las moléculas de los restantes hidruros de los halógenos (HCI, HBr y HI) son dipolos permanentes y existen entre ellas fuerzas intermoleculares de van der Waals: fuerzas de orientación y de dispersión.

Las fuerzas de dispersión aumentan al aumentar el tamaño de la molécula, al aumentar la masa molecular, por ello los puntos de fusión aumentan en el siguiente orden:

HCI < HBr < HI .

13.-

Ion carbonato

Estructura electrónica:

C: ls2 2s2 2p2; 0: ls2 2s2 2p4

N° de electrones: 4 del C en su capa de valencia + 6 de los oxígenos (2 desapareados en cada átomo) + 2 del ion = 12 e~. N° de direcciones: Como cada oxígeno aporta 2 electrones desapareados, hay que situar 4 electrones en cada dirección, por tanto, existen 3 direcciones. Geometría: Triangular plana.

Tetrahidruro de silicio

Si: ls2 2s2 2p6 3s2 3p2; H: ls1

N° de electrones: 4 del Si en su capa de valencia + 4 de los hidrógenos = 8 e-.

N° de direcciones: 4 (cada átomo de hidrógeno aporta I electrón desapareado).

Geometría: Molécula tetraédrica.

Dióxido de carbono

N° de elect. : 4 del C en su capa de valencia + 4 de los oxígenos (2 desapareados en cada átomo) = 8 e-.

N° de direcciones: como cada oxígeno aporta 2 electrones, hay que situar 4 electrones en cada dirección, en consecuencia, existen 2 direcciones.

Geometría: Molécula lineal.

Difluoruro de oxígeno

F: ls2 2s2 2p5 N° de electrones: 6 del O + 2 de los átomos de flúor = 8 e-.

N° de direcciones: 4 (cada flúor aporta I electrón desapareado).

Geometría: Molécula angular, en la que los dos pares de electrones no compartidos se repelen entre sí y repelen a los pares de electrones enlazantes.

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