1. Hoja Cuestiones Enlace Químico
1) Considera las siguientes especies químicas para las que se indica su geometría entre paréntesis: CCl4
(tetraédrica), HCN (lineal) y BF3 (trigonal):
a) Representa la estructura de Lewis de cada una de dichas especies.
b) Justifica la polaridad de cada especie.
2) Pon un ejemplo de sólido covalente y otro de otra especie que en las condiciones adecuadas origine
un sólido molecular e indica, en dichos ejemplos, el tipo de interacción que se rompe al pasar del
estado sólido al líquido.
3) Utilizando la teoría de Lewis:
a) Representa la estructura de la molécula de ácido nítrico.
b) Indica los tipos de enlace covalente que se presentan.
4) Explica qué tipo de enlace se rompe en cada uno de los siguientes procesos:
a) Fusión del diamante.
b) Disolución de cloruro de sodio en agua.
5) Explica por qué:
a) H2O tiene un punto de ebullición más alto que el H2S.
b) C20H42 tiene un punto de ebullición más alto que el C4H10.
6) Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas;
a) Los metales, a temperatura ambiente, son buenos conductores de la electricidad y, generalmente,
son solubles en agua.
b) El CsCl es un sólido cristalino no conductor de la electricidad.
c) Los sólidos covalentes suelen ser volátiles.
7) El tricloruro de fósforo es una molécula polar, mientras que el tricloruro de boro tiene un momento
dipolar nulo.
a) Escribe las estructuras de Lewis para ambas moléculas.
b) Justifica la distinta polaridad que poseen.
c) Indica la hibridación del átomo central.
8) Para las moléculas H – CHO, CH3OH y CH3 – O – CH3:
a) Deduce a partir de sus estructuras de Lewis cuál tiene menor longitud de enlace CO.
b) Justifica si alguna de ellas presenta enlace de hidrógeno.
9) Para las especies I2, NaCl, H2O y Fe:
a) Razona el tipo de enlace presente en cada caso.
b) Indica el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada una de ellas.
c) Razona cuál o cuáles conducirá/n la corriente eléctrica en estado sólido, cuál/les lo hará/n en
estado fundido y cuál/les no la conducirán en ningún caso.
10) Considerando las sustancias: Br2 , SiO2 , Fe , HF y NaBr , justifique en función de
sus enlaces:
a) si son o no solubles en agua;
b) si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.
11) Con respecto a las siguientes moléculas: H2O, NH3 y CO2 indica:
a) El número de pares de electrones sin compartir del átomo central.
b) La geometría de cada molécula según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa
de Valencia.
c) Justifica si alguna de ellas es polar.
12) Suponiendo que las siguientes sustancias: HCl, CH3OH, CH4, KCl, Na y Si, se encuentran a
temperatura ambiente, escoge entre ellas la más representativa de:
a) Un gas que en disolución acuosa conduce la corriente eléctrica.
b) Un sólido no conductor que se transforma en conductor al fundir.
c) Un sólido de alta conductividad eléctrica que funde alrededor de 100 º C.
d) Un sólido covalente de alto punto de fusión.
2. e) Un gas formado por moléculas tetraédricas.
f) Un líquido con enlaces de hidrógeno.
13) Explica, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones:
a) El cloruro sódico es soluble en agua.
b) El hierro es conductor de la electricidad.
c) El metano tiene bajo punto de fusión.
14) Calcula la energía reticular del CaCl2 sabiendo que su entalpía estándar de formación es – 796 kJ ·
mol–1, la afinidad del cloro es – 349 kJ · mol–1, la energía de sublimación del calcio es 178 kJ ·
mol–1, la energía de disociación del cloro es 244 kJ · mol–1 y que la primera y segunda energía de
ionización del calcio son 590 y 1.146 kJ · mol–1, respectivamente.
15) Sabiendo que: NaCl , NaBr y NaI adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl,
explique razonadamente:
a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular de estos tres
compuestos sean diferentes.
b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los iones en la
red cristalina.
c) ¿La energía reticular del MgCl2 será mayor, menor o igual que la del NaCl?.
Datos: Energías reticulares: NaCl = 769 kJ∙mol−1 ; NaBr = 736 kJ∙mol−1 ;NaI = 688 kJ∙mol−1
16) Dadas las siguientes moléculas: PH3 , H2S , CH3OH y BeI2:
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Razone si forman o no enlaces de hidrógeno.
c) Deduzca su geometría aplicando la teoría de hibridación.
d) Explique si estas moléculas son polares o apolares.
17) Responda a las siguientes cuestiones referidas al CCl4, razonando las respuestas:
a) Escriba su estructura de Lewis.
b) ¿Qué geometría cabe esperar para sus moléculas?.
c) ¿Por qué la molécula es apolar, a pesar de que los enlaces C−Cl son polares?.
d) ¿Por qué, a temperatura ordinaria, el CCl4 es líquido y, en cambio, el CI4 es sólido?.
18) Dadas las siguientes moléculas: CH4 , NH3 , H2S y BH3:
a) Justifique sus geometrías moleculares en función de la hibridación del átomo central.
b) Razone qué moléculas serán polares y cuáles apolares.
c) ¿De qué tipo serán las fuerzas intermoleculares en el CH4?.
d) Indique, razonadamente, por qué el NH3 es el compuesto que tiene mayor temperatura de
ebullición.
19) Dadas las siguientes sustancias: CO2 , CF4 , H2CO y HF:
a) Escriba las estructuras de Lewis de sus moléculas.
b) Explique sus geometrías por la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia o por la
Teoría de Hibridación.
c) Justifique cuáles de estas moléculas tienen momento dipolar distinto de cero.
d) Justifique cuáles de estas sustancias presentan enlace de hidrógeno.
20) Considere los elementos: H, O y F.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique grupo y período de cada uno de ellos.
b) b) Explique mediante la Teoría de Hibridación la geometría de las moléculas. H2O y OF2.
c) c) Justifique que la molécula de H2O es más polar que la molécula de OF2.
d) d) ¿A qué se debe que la temperatura de ebullición del H2O sea mucho mayor que la del OF2?.
21) Con los datos recogidos en la tabla adjunta contesta razonadamente a las siguientes
preguntas:
Sustancia H2O HF HCl Cl2
T. ebullición ºC 100 20 – 85 – 34
a) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal de HF es mayor que la del HCl?
b) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal de H2O es mayor que la del Cl2?
c) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal de HCl es menor que la del Cl2?
d) ¿Cuál de las sustancias de la tabla presentará menor punto de fusión?
