ENLACE QUÍMICO

1.        
Considere las etapas en la formación de un
compuesto iónico:
a) M(g) M⁺_(g);              b) X_(g) X^–_(g);                c) M⁺_(g) +
X^–_(g) MX_(s)
Indique y defina las magnitudes termodinámicas que se ponen en juego en cada
uno de los anteriores procesos. asignando el carácter endotérmico o exotérmico
a los mismos.                                     

2.        
Comenta sobre cierto o falso las siguientes
proposiciones:

a)    cuanto
mayor sea la diferencia de electronegatividad de dos átomos más fuerte es el
enlace entre ellos;

b)    es
posible afirmar que los enlaces entre átomos son sólo iónicos puros o covalentes
puros;

c)    los
enlaces covalentes son más propios entre átomos de electronegatividades muy
próximas que entre átomos de electronegatividades muy diferentes.                                        

3.        
Explique el concepto de electronegatividad y
diga, para la serie de compuestos: bromuro de magnesio, bromuro de aluminio,
bromuro de silicio y bromuro de fósforo, cómo varía el carácter iónico de los
enlaces entre el bromo y el otro elemento. Razone la respuesta.

Rta.: MgBr₂ >AlBr₃>SiBr₄>PBr₃                

4.        
Comente de forma razonada las siguientes
afirmaciones indicando si le parecen correctas o corrigiéndolas en su caso.

a)    La
energía de red en un compuesto iónico incrementa al aumentar la distancia
interiónica.

b)    La
energía de red de un compuesto iónico no depende de la carga de los iones.

c)    Índice
de coordinación de un ion en la red es el número de iones de distinto signo que
rodean al citado ion y su valor es siempre igual para el anión y para el
catión.                                 

5.        
¿Cómo se verá afectado el enlace iónico
entre Aⁿ⁺ y B^m- si:

a)    se
duplica la carga de Aⁿ⁺ o B^m-;

b)    se
duplica la carga en ambos iones;

c)    se
hace mitad el radio de uno de los iones;

d)    se
hace mitad el radio de ambos.                    

6.        
Las moléculas que a continuación se indican:
SiH₄;   H₃C-O-H;   H₃C-O-CH₃;  H-O-O-H presentan átomos de hidrógeno unidos
a diferentes elementos químicos.

a)    ¿En
cuál o cuáles de dichas moléculas puede predecir la existencia de enlaces de
hidrógeno?

b)    ¿A
qué atribuye la presencia de dichos enlaces en unas moléculas y en otras no?

c)    ¿Qué
influencia tiene la presencia de dichos enlaces en el valor de la temperatura
normal de ebullición de dichas especies?                       

7.        
El agua, a presión y temperatura normales,
es un líquido mientras que el sulfuro de hidrógeno, en las mismas condiciones,
es un gas.

a)    ¿Qué
tipo de interacciones intermoleculares son predominantes entre las moléculas de
agua líquida?

b)    ¿Qué
tipo de interacciones intermoleculares son predominantes entre el sulfuro de
hidrógeno gas?

c)    ¿Como
condiciona las propiedades físicas de estas dos especies el tipo de
interacciones moleculares que se establecen entre sus moléculas?             

8.        
Dadas las siguientes especies: HF, Cl₂,
CH₄, I₂, KBr, identifica:

a)    gas
covalente formado por moléculas tetraédricas;

b)    sustancia
con enlaces de hidrógeno;

c)    sólido
soluble en agua que, fundido, conduce la corriente eléctrica. Justifícalo.   

9.        
Describe los tipos de fuerzas atractivas que
se deben vencer para que tengan lugar los siguites cambios:

a)    ebullición
de la gasolina;

b)    disolución
de azúcar en agua;

c)    fusión
del diamante;

d)    fusión
del hielo;

e)    vaporización
del fluoruro de sodio                    

10.     Escoja
de cada uno de los siguientes pares de sustancias, la que tenga mayor punto de
ebullición. Explique en cada caso la razón de la elección, basándose en los
tipos de fuerzas intermoleculares:

a)    HF
o HCl;

b)    Br₂
o ICl;

c)    CH₄
o C₂H₆;

d)    C₂H₆
o CH₃OH

Rta.: HF (e.H); ICl (polar.); C₂H₆
(disp.); CH₃OH (e.H)                    

11.     Indique
razonadamente para cuál o cuáles de las siguientes moléculas: CH₄;
BCl₃; PF₅ y SF₆, los ángulos de enlace son:        a) 109'5°;          b) 120°;            c)
90°.   
               

12.     La
molécula de eteno (C₂H₄) es plana con ángulos de enlace
de 120°. Por su parte la molécula de acetileno o etino (C₂H₂)
es lineal. Indique:

a)    Tipo
de hibridación que presenta el átomo de carbono en cada caso.

b)    Número
de enlaces y existentes entre los átomos
de carbono en cada caso.

c)    ¿En
cuál de las dos moléculas la distancia entre átomos de carbono debe ser menor?    

13.     Considera
la molécula de acetileno C₂H₂. ¿Qué tipo de hibridación
asignarías al átomo de carbono? ¿Cuál sería la geometría de la molécula?                              

14.     Prediga
la forma geométrica y posible polaridad de las moléculas de cloroformo (CHCl₃)
y formaldehído (H₂CO) e indique el tipo de hibridación del carbono
en ambas moléculas.

Rta.: casi tetraédrica (~109°), polar, sp³;
triangular (~120°), polar, sp²         

 

15.     Escribe
estructuras de Lewis (electrón-punto) para las moléculas de CO₂ y F₂O.
Explica su forma geométrica y su posible polaridad

Rta.: :Ö::C::Ö:, lineal, apolar.       triangular (109'5°), polar       

16.     Para
las siguientes moléculas en estado gaseoso: H₂O, BeCl₂;
BCl₃. Indicar razonadamente:

a)    Número
de pares electrónicos en el entorno del átomo central.

b)    Número
de pares enlazantes y no enlazantes (libres)

c)    Geometría
de la molécula

Rta.: 4;2;3. 2/2;2/0;3/0. triangular (105º), lineal,
triangular (120º)      

 

17.     Indicar
muy brevemente por qué el cloruro sódico se disuelve en agua y no en tetracloruro
de carbono. 

 

18.     Alguna
o algunas de las siguientes moléculas, NH₃, NO, CH₄, BF₃,
no cumplen la regla del octeto, pudiéndose considerar excepciones a la
mencionada regla. Indique razonadamente:

a)    Cuales
son las premisas básicas que establece la mencionada regla.

b)    Cuales
son las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas.

c)    Señale
qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuales no.                                            

19.     Comente
las siguientes afirmaciones referidas al compuesto cloruro de cesio, indicando
razonadamente si le parecen correctas o corrigiéndolas en su caso:

a)    Presenta
puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.

b)    Su
red está constituida por iones y en estado sólido es un buen conductor de la
corriente eléctrica.

c)    Las
moléculas de CsCl están unidas entre sí por fuerzas de Van der Waals                          

20.     De
los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál seré el más duro y cuál el de mayor
temperatura de fusión? ¿Por qué?                                    

21.     De
las siguientes moléculas: F₂, CS₂, C₂H₄,
C₂H₂, H₂O, NH₃

a)    ¿Cuáles
presentan enlaces sencillos?.

b)    ¿En
cuáles existe algún doble enlace?.

c)    ¿En
cuáles existe algún triple enlace?. Explíquelo razonadamente.             

22.     Considérese
la molécula de acetileno. ¿Qué tipo de hibridación se asignaría a cada átomo de
carbono?. ¿Cuál sería la geometría de la molécula?.                   

23.     Conteste
razonadamente:

a)    ¿Por
qué el agua es un líquido en condiciones normales y el sulfuro de hidrógeno es
un gas?

b)    ¿Cuál
de los siguientes compuestos tendrá mayor punto de fusión? fluoruro sódico,
bromuro potásico.

c)    ¿Cuál
de los siguientes compuestos será más soluble en agua? yoduro de cesio, óxido
de calcio.

1.2.‑(a) Calcular el número de
moléculas contenidos en 10 mL de agua pura, d= 1g/rnl.

(b) De los compuestos iónicos KBr
y NaBr ¿Cuál será el más duro? ¿Cuál será el de mayor temperatura de fusión?
Conteste razonadamente.

(c) Deduzca, aplicando la teoría
de la hibridación de orbitales, la geometría del etino (acetileno). Datos:
Número Avogadro (N_A  = 6,02xl0²³)

24.     (a)
Escribir la fórmula del metil‑ 1 ‑propanol. Formular y nombrar tres isómeros
suyos: uno

  de
posición, otro de cadena y otro de función.

  (b)
Representar las estructuras de Lewis indicando la geometría molecular y el
momento

  dipolar
de las siguientes moléculas: H₂S; CCl, y BeC1₂.

 
25.     Considere
las siguientes etapas en la formación de un compuesto iónico:

  (a) M _(g) à M⁺  _(g)          (b) X _(g) à X^‑
_(g) (c) M⁺_(g)  + X^‑ _(g) à MX_(s)

Indique y defina
las magnitudes termodinámicas que se ponen en juego en cada uno de los procesos

  anteriores,
asignando el carácter endotérmico o exotérmico a los mismos.

26.            Considérese la molécula 2‑buteno.
Conteste razonadamente:

  (a) ¿Qué hibridación le
asignaría a cada uno de los átomos de carbono de dicha molécula?.

     (b) Analice la posibilidad de isomería
geométrica (cis‑trans) para ella.

27.     Explique
razonadamente la geometría molecular
de eteno, agua y dicloruro de berilio, a partir de un esquema de orbitales
híbridos.

Explique razonadamente,desde el punto de vista de la estructura, por qué:

  (a)
El NaCl tiene punto de fusión mayor que el ICl.

  (b)
El SiO₂  tiene mayor punto de
fusión que el CO₂ .

  (e)
El H₂0 tiene mayor punto de ebullición que el H₂S‑

28.     (a)
Escribir la fórmula del metil‑ 1 ‑propanol. Formular y nombrar tres isómeros
suyos: uno

  de
posición, otro de cadena y otro de función.

  (b)
Representar las estructuras de Lewis indicando la geometría molecular y el
momento

  dipolar
de las siguientes moléculas: H₂S; CCl, y BeC1₂.

29.     (a)
Calcular el número de moléculas contenidos en 10 mL de agua pura, d= 1g/rnl.

(b) De los compuestos iónicos KBr
y NaBr ¿Cuál será el más duro? ¿Cuál será el de mayor temperatura de fusión?
Conteste razonadamente.

(c) Deduzca, aplicando la teoría
de la hibridación de orbitales, la geometría del etino (acetileno). Datos:
Número Avogadro (N_A  = 6,02xl0²³) 

 

   MAS PROBLEMAS CON SUS RESPUESTAS

 

 

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.- Defina el Principio de exclusión
de Pauli y comente su interés.

Defina qué
se entiende por energía reticular y en qué tipo de compuestos tiene más
influencia.

5.- 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.

6.- Explique las razones que permiten
comprender la siguiente frase: "A temperatura ambiente el cloro es un gas
mientras que el cloruro de potasio es un sólido cristalino".

7.- Explique usando orbitales
híbridos, la estructura y enlace de la molécula de metano.

8.- Explica según la teoría del
enlace de valencia la existencia de moléculas de :

a)
Nitrógeno.

b)
Pentacloruro de fósforo.

9.- Usando la teoría de hibridación
de orbitales explique la geometría del acetileno (etino), amoníaco y agua.

10.- Defina qué entiende usted por
compuesto complejo en química. Ponga algún ejemplo. Establezca tres diferencias
importantes entre compuestos "covalentes e iónicos".

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

12.- Para las moléculas: agua, catión
amonio y fosfina (trihidruro de fósforo):

1) Escribir
las fórmulas de Lewis.

2) Razonar
cuál de ellas presenta un ángulo H – X – H mas abierto.

13.- Enlace metálico:

1)
Características del enlace.

2) Propiedades
de los metales.

14.-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

15.-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?

16.-Describa la geometría de la
molécula HCº C-BH-CH₃, indicando tipo
de hibridación de los distintos átomos implicados.

17.-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.

18.- 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.

19.-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:

CO₃^2-
SiH₄ CO₂ OF₂

SOLUCIONES

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 a < 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.- Ver libro de Texto.

5.- 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.

6.- El cloro es una sustancia
molecular, cuyas moléculas están unidas por débiles fuerzas de Van der Waals y
presenta por tanto puntos de fusión y ebullición bajos, por eso en condiciones
normales es un gas.

El cloruro
de potasio sin embargo es un compuesto iónico, y en consecuencia, tiene puntos
de fusión y ebullición altos.

7.- La estructura de la molécula de
metano se explica mediante hibridación tetraédrica o sp³ en el átomo
de carbono. (Hágase dibujo).

De la
combinación lineal de un orbital s y 3 p resultan cuatro orbitales híbridos sp³,
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de
109,5º. Esta hibridación es característica de los átomos de carbono cuando
presentan enlaces sencillos en las moléculas orgánicas.

8.- a) 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 s y los restantes orbitales p (2 por
cada átomo), se solapan lateralmente formando dos enlaces p . La gran estabilidad de esta molécula
se debe a la presencia de este triple enlace. (Hágase dibujo)

b) Las
estructuras electrónicas del fósforo y del cloro son:

P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

El átomo de
fósforo presenta hibridación sp³d con los enlaces P-Cl dirigidos
hacia los vértices de un pirámide trigonal. (Hágase dibujo).

9.- En el acetileno los átomos de
carbono presentan hibridación lineal. De la combinación lineal de un orbital s
y un orbital p surgen dos orbitales híbridos sp, que forman entre sí ángulos de
180º, lo que hace que la molécula sea lineal al estar los enlaces sigma en
línea recta. Que dan dos orbitales p en cada átomo de C, orientados
perpendicularmente uno respecto al otro, que son los que forman los enlaces pi.
(Hágase dibujo).

Los enlaces
de las moléculas de amoníaco y agua se describen mediante hibridación sp³,
pero con uno o dos pares de electrones no compartidos, respectivamente. En la
hibridación sp³ o tetraédrica los ángulos son de 109,5º, pero en
estas dos moléculas son ligeramente inferiores debido a la repulsión de los
pares no compartidos (uno en el amoníaco y dos en el agua) que repelen a los
pares compartidos con mayor intensidad que estos entre sí, disminuyendo los
ángulos de enlace. Resumiendo la molécula de agua es angular y la de amoníaco
es piramidal.

10.- Los compuestos de coordinación o
complejos son compuestos formados por un átomo o ion central, generalmente un
metal de transición, unido mediante enlaces covalentes coordinados a moléculas
o iones llamados ligandos.

Cada ligando
tiene como mínimo un par de electrones sin compartir, que le permiten formar un
enlace covalente coordinado con el ion o átomo central; éste debe tener
orbitales vacíos y de energía adecuada para aceptar la compartición de esos
electrones. Esta circunstancia se da fundamentalmente entre los metales de
transición, y por eso la mayoría de los complejos presentan como ion o átomo
central a un metal de transición.

El número de
enlace formado por el átomo central es superior al que podría esperarse,
considerando sus números de oxidación usuales.

Ejemplo: Dicianodihidrurocobaltato(III) de
sodio: Na[Co(CN)₂H₂] .

A
temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos con puntos de fusión
altos, los compuestos covalentes moleculares son gases o líquidos. Los
compuestos iónicos son conductores de segunda clase (fundidos o disueltos), los
compuestos covalentes son malos conductores. Los sólidos iónicos son duros y
frágiles, los covalentes moleculares muy blandos.

11.-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.

12.- 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.

En el agua
los dos pares de electrones no compartidos originan una repulsión mayor y el
ángulo H-O-H es de 104,5°.

La molécula
de fosfina se explica mejor por solapamiento de los orbitales ls del
hidrógeno con los orbitales atómicos 3p del fósforo, por lo que su ángulo H-P-H
es próximo a 90º, concretmanente 93º.

13.-Los metales son elementos
electropositivos con pocos electrones de valencia, que están deslocalizados en
la red. Cristalizan en estructuras metálicas de elevado número de coordinación:
Red cúbica centrada en el cuerpo con índice de coordinación 8, red
cúbica compacta y red hexagonal compacta con índices de coordinación 12.

Según Drude
y Lorentz los cationes del metal ocupan los nudos de la red y los electrones de
valencia circulan por los intersticios constituyendo el llamado "gas
electrónico".

La teoría de
Enlace de Valencia explica el enlace metálico mediante un número elevado
de formas resonantes, pues no hay electrones de valencia suficientes para la
formación de todos los enlaces covalentes para tan elevados índices de
coordinación.

En la teoría
de Orbitales moleculares, el número de orbitales moleculares formados es
igual al de orbitales atómicos combinados. En los metales, al ser muy grande
este número, los niveles de energía se suceden de forma casi continua
originando bandas de energía. La teoría de las bandas explica la
existencia de conductores, semiconductores y aislantes. Los conductores tienen
una banda de energía que no está llena o una banda llena se superpone con otra
superior vacía, y los electrones pueden ocupar los distintos niveles vacíos de
la banda. En los aislantes, la banda llena está separada de la vacía por una
región extensa de energía, zona prohibida, que impide a los electrones ocupar
los niveles de la banda vacía. En los semiconductores la situación es
intermedia.

Como todos
los metales tienen estructuras muy semejantes, tienen también propiedades
comunes:

	Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
	Tienen densidades elevadas.
	Tienen puntos de fusión y de ebullición altos, excepto el mercurio.
	Presentan color gris, excepto el cobre y el oro, y brillo metálico.
	Son dúctiles y maleables.
	Producen el efecto fotoeléctrico y el efecto termoiónico.

14.-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).

15.- 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.

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

17.-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.

18.- 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 .

19.-

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.