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3 Enlace covalente ACTIVIDADES 1.

Realiza las gráficas de energía fr frente ente a distancia inter internuclear nuclear que se obtienen al aproxima aproximarse rse dos átomos para formar A-A y B-B, sabiendo que:  a) La longitud d del el enlace A-A es el doble que la del del B-B. b) La molécula B2 es más estable que la A 2 

2.

3+

2+

3

De los siguientes iones, ¿cuáles no poseen la co configuración nfiguración de g gas as n noble?: oble?: Br  , Br  , Ca  y N  . Datos: Z  (Br)  (Br) = 35, Z  (Ca)  (Ca) = 20 y Z  (N)  (N) = 7 2

6

Los iones calcio, nitruro y bromuro poseen configuración electrónica de gas noble (ns   np ), mientras que el ion bromo(3+) no. 2

3+

10

2

Br  : [Ar] 4s  3d   4 p  

3.

Sabiendo que la electrova electrovalencia lencia de una especie química es la carga que adquier adquiere e cuando esta interc intercambia ambia electrones, di cuál es la electrovalencia de cada elemento que compone las siguientes sustancias: BaF 2, CaO y NaCl. Datos: Z  (Ba)  (Ba) = 56, Z  (F)  (F) = 9, Z  (Ca)  (Ca) = 20, Z  (O)  (O) = 8, Z  (Na)  (Na) = 1 y Z  (Cl)  (Cl) = 17

En los átomos neutros, el número de electrones es igual al número de protones ( Z ), ), esto permite establecer las configuraciones electrónicas de los distintos elementos: 2

2

2

5

2

2

4

1

2

2

6

2

5

Ba: [Xe] 6s ; F: 1s 2s 2 p ; Ca: [Ar] 4s ; O: [He] 2s 2 p ; Na: [Ne] 3s ; Cl: 1s 2s 2 p 3s 3 p   La electrovalencia los elementos alcalinotérreos: Ba noble será +2, que al lo perder dos electrones, el ion formado adquiere ladeconfiguración electrónica cerradaCa delygas másya próximo, que le confiere estabilidad. Por la misma razón, el sodio pierde su electrón de valencia y su electrovalencia es +1. Los halógenos F y Cl capturan un electrón y proporcionan aniones monovalentes estables que cumplen la regla del octeto. Por tanto, la electrovalencia es –1. Por la misma razón, el anfígeno O posee de electrovalencia –2.

4.

2-

+

¿Cuáles de las siguientes especies químicas cumplen la rregla egla d de e Kosse Kossel?: l?: Ca, S  y Li . 2

Sabiendo que el calcio es el tercero de los alcalinotérreos, su configuración electrónica externa es 3 s . No cumple la regla de Kossel. 2

2

6

2

El azufre es el segundo elemento del grupo de los anfígenos. Así, su configuración electrónica es: 1 s  2 s  2 p  3 s   4 3 p . El ion sulfuro posee dos electrones más que el átomo de azufre, por lo que se completa su capa de valencia 2 2 6 2 6 1s  2s  2 p  3s  3 p  adquiriendo la configuración electrónica del argón. El ion sulfuro cumple la regla de Kossel. El catión litio se obtiene al perder el átomo de litio un electrón. Al ser este elemento un alcalino posee un electrón + en su capa de valencia que pierde al formar el ion Li , teniendo este la configuración del helio. Este catión cumple la regla de Kossel.

46 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  5.

Explica qué se intenta representar en el siguiente es esquema. quema. ¿Cumple la especie formada la regla del octeto?

Se corresponde con la formación de un enlace covalente. Sí cumple la regla del octeto, ya que todos los átomos han alcanzado la configuración electrónica de gas noble.

6.

Discute la veracidad de la afirmación: “La especie química OCl2 presenta enlace iónico, ya que se unen dos átomos diferentes”.

Falso. Se forma enlace iónico si se unen dos átomos de muy diferente electronegatividad, esto es, un metal y un no metal. En este caso se unen dos no metales, por lo que el enlace es de tipo covalente, aunque no puro, ya que son átomos distintos.

7.

Indica el tipo de enlace que se establece entre estas especies. a) Cl y Cl

d) H2O y H2O

b) Na y O

e) Au y Hg

c) H y Br

f) I2 y I2 

Sabiendo que entre átomos de no metales se establece un enlace covalente, entre metal y no metal, iónico; entre metales, enlace de tipo metálico, y entre moléculas, fuerzas intermoleculares, se llega a la conclusión recogida en la tabla adjunta.

8.

A

B

Tipo de enlace

Cl

Cl

Covalente

Na

O

Iónico

H

Br

Covalente

H2O

H2O

Fuerzas intermoleculares

 Au

Hg

Metálico

I2

I2

Fuerzas intermoleculares

Escribe las fórmulas de las siguientes sustancias y dibuja sus estructuras de Lewis: bromuro de hidrógeno, dicloruro de azufre y fosfano (PH 3).

Por sus posiciones en la tabla periódica sabemos que los halógenos (cloro y bromo) poseen siete electrones de 2 5 valencia y su configuración electrónica externa es ns np , siendo su covalencia 1. 1

La covalencia del hidrógeno es también 1 (1s ). 2

4

El azufre, al ser un anfígeno, posee seis electrones de valencia ( ns np ), siendo su covalencia 2. 2

3

La covalencia del fósforo (segundo nitrogenoideo) es 3, ya que su capa de valencia es 3s  3 p . Con todo ello, las estructuras de Lewis son:

9.

Discute la veracidad de la siguiente afirmación: “El átomo de oxígeno, para alcanzar la configuración electrónica de gas noble, forma siempre un enlace doble”. 2

4

Falsa. El oxígeno es un no metal de configuración electrónica externa 2 s 2 p , por lo que le faltan dos electrones para adquirir la configuración electrónica del neón (2s2 2 p6). Por ello, si se une a otro no metal, formará dos enlaces covalentes. Si se une con dos átomos, formará dos enlaces sencillos, mientras que si se une con un solo átomo, el enlace será doble.

Enlace covalente | Unidad 3 47

 

  10.

Justifica el hecho de qu que e la covalencia del flúor sea 1, mientras que la del cloro o el brom bromo o pueda ser 1, 3, 5 o 7. Datos: Z  (F)  (F) = 9; Z  (Cl)  (Cl) = 17 y Z  (Br)  (Br) = 35

Dado que en átomos neutros el número atómico coincide con el número de electrones, se establecen las configuraciones electrónicas de los átomos: 5

2

2

F: 1s 2s 2 p 2

2

6

2

5

Cl: 1s 2s 2 p 3s 3 p 2

2

6

2

6

2

10

5

Br: 1s 2s 2 p 3s 3 p 4s 3d   4 p    Ambos elementos tienen siete electrones de valencia, por lo que les falta uno para alcanzar la configuración electrónica del gas noble más próximo. Esto justifica la covalencia 1 de los halógenos. La capa de valencia del flúor se corresponde con n = 2; la del cloro, con n = 3, y la del bromo, con n = 4. En los niveles energéticos tercero y cuarto existen orbitales d vacíos próximos en energía a los s y  p, por lo que pueden promocionar uno o más electrones desapareándose y proporcionando las covalencias 3, 5 y 7 del d el cloro y bromo.  Así, para el caso del cloro se tiene el siguiente diagrama de orbitales, que explica explica perfectamente esta esta situación.

Para el caso del bromo sería igual, pero ahora n es 4 y no 3.

11.

La lejía empleada com como o blanqueador y desinfectante en los hogares contiene hipoclorito hipoclorito de sodio (NaOCl). a) Dibuja la est estructura ructura de Lewis del ion hipoclorito. b) ¿De qué tipo es el enlace entre el átomo de cloro y el de oxígeno? Y ¿entre el ion hipoclorito y el sodio(1+)? Datos: Z  (Cl)  (Cl) = 17; Z  (Na)  (Na) = 11 y Z  (O)  (O) = 8 a)

Conocida la configuración electrónica de los elementos que forman el ion, se establecen sus covalencias y con ellas se dibuja la estructura de Lewis. 2

2

6

2

5

Cl: 1s 2s 2 p 3s 3 p  → Covalencia 1  O: 1s2 2s2 2 p4 → Covalencia 2   Al tener una carga negativa, posee posee un electrón extra, que proviene del ion sodio(1+). sodio(1+). b)

12.

Entre el cloro y el oxígeno existe un enlace covalente sencillo, mientras que entre el ion hipoclorito y el catión sodio(1+) el enlace es de tipo iónico.

El átomo de boro e es s el único no met metal al del grupo de los térreos. Establece la est estructura ructura de Lewis del borano e indica si en ella el átomo de boro presenta hipovalencia.

El borano, BH3, posee un átomo central de boro a cuyo alrededor se sitúan los tres hidrógenos formando tres enlaces covalentes sencillos. 2 

1

B: [He] 2s  2 p . Según esta configuración electrónica, su covalencia debería ser 1; sin embargo, es 3. Esto se deb debe e s  p a que uno de los electrones del orbital 2  promociona al 2 . Existen así tres electrones desapareados. 1

H: 1s  covalencia 1. Según se ve en la estructura de Lewis, el boro presenta hipovalencia, ya que a su alrededor no hay ocho electrones, sino seis.

48 Unidad 3|Enlace covalente 

 

 

13.

Basándote en e ell orden de enlace, predice la estabilidad de una molé molécula cula de hidr hidrógeno. ógeno. 1

La configuración electrónica del hidrogeno es 1 s . Al tratarse de una molécula diatómica, tendrá en total dos electrones que se deben situar en los orbitales moleculares, comenzando el llenado por el menos energético (enlazante). Así, en este caso se llena el OM mientras que el OM* queda completamente vacío. -

OE =

-

n.º eOM − n .º eOM   *  2

=

2−0 2

= 1 

 Al ser el OE > 0, la molécula molécula de hidrógeno es estable.

14.

Razona si el siguiente esquema se corresponde con una molécula estable o inestable.

Según se ve en el diagrama de energía, uno de los átomos posee dos electrones en su orbital atómico (OA) mientras que el otro posee uno. Esto conduce a un OM enlazante que posee dos electrones y un antienlazante con un electrón. -

OE =

-

n.º eOM − n .º eOM   *  2

=

2 −1 2

=

1 2

 

 Al ser el OE mayor mayor que cero, la posible molécula sí s será erá estable.

15.

En las siguientes moléculas moléculas covalentes, señala los enlaces de tipo σ y los de tipo .  a)

b)

c)

Enlace covalente | Unidad 3 49

 

 

16.

Explica el significado d de e los siguientes dibujos, que se corresponden con las estructuras resonantes de Kekulé .

Se trata de un ciclo plano de seis átomos de carbono. En esta molécula de benceno, cada átomo de carbono forma tres enlaces tipo sigma: uno con un H y otro con cada uno de los dos C a los que está unido.  Al formar estos tres enlaces tipo sigma queda un orbital 2 p semiocupado que, por solapamiento lateral, origina un enlace tipo pi con uno de los carbonos contiguos. La molécula debe ser plana porque si no, no se producirá este solapamiento lateral.

17.

Para cada enlace, ind indica ica el átomo con momento dipolar. a) I–F

+

 y el átomo con

 –

. Asimismo, señala con una flecha el sentido del

b) C–Br

c) O–H  –

El átomo más electronegativo (F, Br y O) poseerá mayor densidad electrónica (δ ), mientras que con

 – F 

 – Br  

a) I

18.

+

δ

: I, C e H.

 – H 

b) C

c) O

El cloroformo (CHCl3) fue empleado como anestésico, aunque rápidamente cayó en desuso por su peligrosidad. Justifica si se trata de una molécula polar o apolar.

En el cloroformo, CHCl3, no todos los enlaces son iguales, por lo que los momentos dipolares no se anulan; por tanto, la molécula es polar.

19.

¿Cuál de los siguient siguientes es dibujos corres corresponde ponde a una moléc molécula ula covalente polar, u una na covalente apolar y una sustancia iónica? a)

b)

c)

a)  Al no existir separación separación de cargas, se trata de una molécula molécula covalente apolar. b) c)

20.

Es una molécula covalente polar. La diferencia de electronegatividad es tal que existe separación real de cargas, se trata de una sustancia iónica. El átomo más electronegativo arranca el/los electrones formando un anión.

Dada la molécula CH2Cl2: a) Representa su estructura de Lewis y predice su geometría. b) Los enlaces C–Cl son polares, ¿lo será será también la molé molécula? cula? Datos: Z : (H) = 1; (C) = 6 y (Cl) = 17 a) El carbono presenta covalencia 4, y el hidrógeno y el cloro, 1. La estructura de Lewis se representa a la derecha. Según la TRPECV, es una molécula del tipo AX 4 sin pares electrónicos libres, por lo que la geometría es tetraédrica. b) Sí, ya que no se anulan los momentos dipolares de los enlaces, siendo el momento dipolar total diferente de cero.

50 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  21.

Basándote en la TRPECV, est establece ablece la geometría de las siguientes moléculas: BFCl2, CS2 y BH3.

El BFCl2 es una molécula del tipo AX 3, al igual que el borano (BH3), sin pares electrónicos libres, por lo que su geometría es trigonal plana. El CS2 es una molécula tipo AX2 sin pares libres, su geometría es lineal.

22.

¿Podrías justificar el hecho de que la molécula de NH3  tenga una disposición tetraédrica de sus nubes electrónicas y una geometría de pirámide trigonal?

La disposición que minimiza las repulsiones entre las nubes electrónicas es la tetraédrica. Los electrones libres no influyen en la geometría; esta solamente está determinada por la disposición de los núcleos de los átomos unidos. En el amoniaco existe un par de electrones libres, por lo que la geometría molecular es de pirámide trigonal.

23.

Usa la TRPECV para establecer la geometr geometría ía de SeO2, OF2 y AlH3.

El SeO2 es una molécula del tipo AX3, ya que el selenio posee un par de electrones libres. Su geometría es, por tanto, angular. El OF2  es una molécula del tipo AX4, presentando el oxígeno dos pares electrónicos libres. Su geometría es angular. El AlH3 es una molécula del tipo AX3, sin pares electrónicos libres. Su geometría es plana trigonal.

24.

La geometría molecular del BF3 y del BrF3 es diferente. Justifica si esta afirmación se basa en la TRPECV.

La molécula de trifluoruro de boro (BF 3) es del tipo AX3 sin pares electrónicos libres, mientras que la del trifluoruro de bromo (BrF3) es tipo AX5  con dos pares electrónicos libres. Por ello, la primera posee una geometría plana trigonal y la segunda en forma de T.

25.

A través de la TRPECV, indica la geometría de cada un uno o de los átomos de carbono de la molécula de eteno (H2C=CH2).

Según esta teoría, cada carbono responde a una geometría de molécula de tipo AX 3 sin pares electrónicos libres. Por tanto, cada carbono presenta una geometría plana trigonal.

26.

¿Presentan los átomos ce centrales ntrales de las moléculas de H2O y de BeH2  la misma hibridación? Justifica tu respuesta.

No, el berilio posee dos electrones de valencia en el orbital 2s. Uno de esos electrones promociona a uno de los orbitales del subnivel 2 p, provocando una hibridación del tipo sp. 

2

4

Mientras que el oxígeno posee seis electrones de valencia (2s  2 p ). Al hibridarse estos cuatro orbitales se crean 3 cuatro de tipo sp  con seis electrones en total .

27.

Discute la veracidad de la siguiente afirma afirmación: ción: “Si en una misma molécula existe un H un unido ido a un átomo muy electronegativo y otro átomo, también muy electronegativo, con pares electrónicos libres, se formará un enlace de hidrógeno intramolecular”.

Falso, será también necesario que la molécula posea una geometría tal que permita a ambos átomos estar lo suficientemente próximos como para interaccionar.

Enlace covalente | Unidad 3 51

 

  28.

Razona la veracidad de la frase: “Un ejemplo de fue fuerza rza de Van der Waals dipolo-dipolo in inducido ducido es la que se puede establecer entre la molécula de CO2 y el HCl”.

Verdadero. El dióxido de carbono es una molécula apolar, y el cloruro de hidrógeno, polar, por lo que se podrían dar fuerzas de Debye.

29.

Para las siguientes sustancias: CHBr 3, C (grafito), CaS, Na, N 2  a) Clasifícalas según el ttipo ipo de enlace ((iónico, iónico, metálico y c covalente ovalente polar y apolar). b) De todas ellas, elige la que cumple las propiedades: no conduce la corriente corriente eléctrica y entre sus moléculas solamente existen fuerzas de Van der Waals tipo London. a) Iónico: CaS. Covalente apolar: N 2 y C. Covalente polar: CHBr 3. Metálico: Na. b) Se trata del nitrógeno, ya que esas propiedades son de una sustancia covalente apolar y no sólido covalente, sino sustancia molecular. 

30.

En el siguiente esquema se representa un conjunto conjunto de moléculas triatómicas. Identifica todos los enlaces representados y propón una sustancia que se ajuste a este esquema .

Podría ser la molécula de agua.

31.

El yodo es un sólido que sublima fácilmen fácilmente. te. De hecho, es sufic suficiente iente con el calor que desprende nuestra mano para provocar este cambio de estado. Basándote en esto, ¿qué podrías decir sobre la fortaleza de las fuerzas que existen entre sus moléculas?  

Se trata de enlaces débiles, concretamente concretamente son fuerz fuerzas as de Van der Waals tipo London. 

32.

Propón una sustancia que reú reúna na las siguientes características: a) Al unirse sus átomos, todos cumplen la regla de Kossel. b) No conduc conduce e la corriente eléctrica. c) No es capaz de formar e enlaces nlaces de hidrógeno. d) Aunque tiene enlaces polare polares, s, es apolar.

Es, por ejemplo, el dióxido de carbono. 33.

Indica qué tipo de enlace o fu fuerza erza intermolecular se debe vencer para realizar los siguientes procesos: a) Tallar un diamante. b) Fundir hielo. c) Disociar la mo molécula lécula d de e Cl2. d) Disolver yodo en CCl4.

52 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  a) El diamante es un sólido covalente, por lo que al tallarlo se deben romper enlaces covalentes. b) La fusión del hielo, paso de sólido a líquido, supone la ruptura de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. c) La disociación de la molécula de cloro supone su separación en los átomos que la forman; por tanto, se rompe un enlace covalente. d) La disolución de yodo en el tetracloruro supone la ruptura de fuerzas de Van der Waals tipo London.

Naturaleza del enlace químico 34.

¿Qué puedes decir sobre la electrone electronegatividad gatividad de los átom átomos os que forman el enlace en los siguientes esquemas? a)

b)

c)

En la del a), los átomos que se unen poseen una diferencia de electronegatividad entre ellos menor de 0,4, ya que no existe separación de carga. La diferencia de electronegatividad en el b) es superior a 2, lo que origina un enlace iónico (el átomo más electronegativo “arranca” el/los electrones al menos). En la c), la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 2.

35.

De las sustancias Br 2, MgO, Kr 2, relaciona cada una con su curva de energía. Justifica tu elección.

La curva a se corresponde con una situación antienlazante. Será la de la especie Kr 2, ya que el kriptón es un gas noble, por lo que no tiene tendencia a formar enlaces. La molécula es más inestable que los átomos por separado. Las dos curvas que se corresponden con una situación enlazante son de las sustancias Br 2 y MgO. La distancia internuclear de la molécula de bromo es igual al doble del radio del átomo de bromo, mientras que en el MgO es la suma del radio del catión más el radio del anión, que son valores distintos. Así, b se corresponde con Br 2, y la curva c , con MgO.

36.

Razona el tipo de enlace que predomina e en n las siguientes sustancias. a) Fluoruro de cesio b) Sodio c) Cloro d) Silano (SiH4) Datos:

Pauling

: F = 4,0; Cs = 0,7; Cl = 3,0; Na = 0,9; H = 2,1 y Si = 1,8.

Se considera enlace covalente apolar si la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen es inferior a 0,4. a) Enlace de tipo iónico, ya que se unen un metal y un no metal en los que la diferencia de electronegatividad es superior a dos. b) Es un enlace metálico, ya que se unen átomos metálicos. c) Es un enlace covalente apolar, ya que se unen dos átomos no metálicos iguales. d) Es un enlace covalente apolar, ya que aunque se unen dos no metales distintos (Si e H), la diferencia de

electronegatividad entre ambos es inferior a 0,4.

Enlace covalente | Unidad 3 53

 

  37.

Explica qué se intenta representar en el siguiente esquema.

Representa la formación de una sustancia iónica, en la que el no metal A es un halógeno, ya que posee siete electrones en su capa de valencia. Mientras que B es un elemento del grupo de los alcalinos, al poseer en su última capa un electrón. Concretamente, A es el flúor, y B, el litio, ya que según se aprecia en el dibujo, la capa de valencia se corresponde con n = 2. Es el LiF. 38.

Completa la siguiente tabla, indicando e en n aquellas moléculas que poseen enlaces covalentes si son pu puros ros o no.

 Al unirse dos átomos no no metálicos se form forma a un enlace covalente. Este s será erá puro si se unen dos átomos átomos iguales.

39.

Sustancia

Tipo de enlace

CH4

Enlace covalente

H2 

Enlace covalente (puro)

NO2

Enlace covalente

Ca

Enlace metálico

Na2S

Enlace iónico

N2

Enlace covalente (puro)

Para las siguientes especies químicas: F2, NaCl, CsF, H2S, AsH3 y SiH4. a) ¿Qué sustancia sustancias s tendrán enlaces covalentes puros? b) ¿Qué sust sustancias ancias pr presentan esentan enla enlaces ces iónicos? a) Un enlace covalente es puro si se unen dos átomos de no metales iguales. El único que cumple esta condición es la molécula de flúor. Por otro lado, la diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el arsénico o el silicio es tan pequeña que se suelen considerar como enlaces covalentes apolares o puros. b) El NaCl y el CsF, ya que se unen un metal y un no metal, y la diferencia de electronegatividad es tan grande que se forman iones. 

40.

Clasifica los siguientes enla enlaces ces en iónicos, cova covalentes lentes polares y apolares. a) Na–O

c) C–C

b) I–I

d) C=O

e) N–H

Se forman enlaces iónicos si se unen un metal y un no metal (NaO), covalentes apolares si se unen dos átomos no metálicos iguales o de parecida electronegatividad (I–I y C–C), y covalentes polares si se unen u nen dos no metales con una diferencia de electronegatividad superior a 0,4 (N–H y C=O).

41.

El componente bá básico sico del márm mármol ol es el car carbonato bonato de ca calcio lcio (CaCO3). Identifica los enlaces que existen entre el calcio y el ion carbonato, y entre el carbono y los oxígenos en dicho anión.  anión.   2-

Enlace iónico entre el calcio y el ion carbonato. En el ion carbonato, (CO3) , entre el carbono y el oxígeno, enlaces covalentes polares.

Estructuras de Lewis 42.

El dióxido de carbono es el máximo respon responsable sable del efecto inve invernadero. rnadero. Dibuja su estru estructura ctura de Lewis.

Dadas las configuraciones del carbono y del oxígeno, sus covalencias son 4 y 2, respectivamente, por lo que el carbono formará un enlace σ y uno π con c on cada átomo de oxígeno .

54 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  43.

El gas fosgeno (COCl2) usado durante la Primera Guerra Mundial fue el responsable del mayor número de muertes en esta contienda. Dibuja su estructura de Lewis.

El carbono presenta covalencia 4; el oxígeno, 2, y cada átomo de cloro, covalencia 1. Así, la estructura de Lewis es aquella en la que el carbono forma un enlace covalente sencillo con cada átomo de cloro y uno doble con el oxígeno.

44.

Dibuja la estructura de Lewis del cianuro de hi hidrógeno drógeno (HCN) e indica cómo son los enlaces e entre ntre sus átomos. 1

H: 1s  → covalencia 1 2

2

2

2

2

3

C: 1s 2s 2 p  → covalencia 4 N: 1s 2s 2 p  → covalencia 3 Siguiendo las reglas para establecer las estructuras de Lewis, se coloca el carbono en el centro:

Existen dos enlaces tipo σ (uno con el hidrógeno y otro con el nitrógeno) y dos tipo π con el átomo de nitrógeno. Hay un enlace covalente sencillo carbono-hidrógeno y uno triple carbono-nitrógeno.

45.

Razona la veracidad de la siguiente afirmación: “En una molécula triatómica, un átomo de u un n halógeno puede ocupar la posición central”. Falsa. Si se trata del flúor, ya que su covalencia es 1 y no puede presentar hipervalencia. Además, dado el valor de su electronegatividad, no va a formar enlaces covalentes dativos, siendo él el elemento donador.  

En el caso del cloro, por ejemplo, sería verdadera, como se ve en las estructuras de Lewis de oxoácidos como el ácido cloroso, que forma un enlace dativo.

Parámetros moleculares 46.

Sabiendo que la geometr geometría ía de las moléculas condiciona la polaridad de las mismas, discute la polaridad de la molécula de tricloruro de boro (BCl 3). Esta molécula posee tres enlaces polares y su geometría es triangular  

 

plana, según se ve en el esquema adjunto

.

Se trata de una molécula apolar con enlaces polares idénticos. Según se deduce de su geometría triangular plana, con tres enlaces formando 120º entre sí, no existe momento dipolar en el eje de abcisas, ya que µ2 x = − µ 3 x , ni en el 

eje de ordenadas, pues

47.



µ1

=−

(µ



2 y



)

+ µ 3 y  . 

El pentafluoruro de fósfor fósforo o presenta una geometr geometría ía de bipirámide trigonal. ¿Qu ¿Qué é podrías decir sobre la polaridad de sus enlaces? ¿Y sobre la polaridad de la molécula?

Enlace covalente | Unidad 3 55

 

  Los enlaces P-F son polares, ya que los átomos que se unen poseen diferente electronegatividad. Al ser el F más electronegativo, el par de electrones del enlace estará más próximo a él. Sin embargo, dada la geometría de la molécula y al ser los cinco enlaces idénticos, la molécula será apolar, ya que la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces da cero. 



µ molécula

48.

= ∑ µ enlaces =  0   

µmolécula

= µ1 + µ2 + µ3 + µ4 + µ5 =   0   









Si en la sustancia sustancia del ejercicio ejercicio anterior, PF5, se sustituye uno de los átomos de flúor por otro más voluminoso, como puede ser un átomo de bromo o un grupo metilo, ¿dónde se situará el mismo?

Como se deduce del valor de los ángulos de enlace, las re repulsiones pulsiones serán mayores en las posiciones axiales. Por ello, el grupo más voluminoso ocupará una de las posiciones ecuatoriales cerrando los ángulos formados por los enlaces: F-P-F. El resultado es una bipirámide trigonal deformada. Por ejemplo, si se trata de un grupo metilo, los valores son:

49.

Indica si las si siguientes guientes af afirmaciones irmaciones son ver verdaderas daderas o falsas. a) Dado que el electrón e es s una partícula subatómica subatómica,, el volumen de un par d de e electrones es constan constante, te, independientemente de que formen enlace o no. b) La energía de un enlace triple es el triple de la de su hom homólogo ólogo sencillo. c) La longitud de un enlace doble es menor que la del del sencillo, ya que los átomos deben estar más próximos para que se produzca el solapamiento lateral de los orbitales  p   p  puros responsables del enlace . d) Las moléculas homoatómicas son siempre apolares. a) Falsa. Los electrones libres son más voluminosos que un par de electrones compartidos, ya que los primeros, al hallarse solo bajo la l a acción de un núcleo atómico, están menos compactados. b) Falsa. Un triple enlace está formado por uno tipo σ  y dos tipo π. El enlace sigma se debe a un solapamiento frontal, más efectivo que el lateral responsable de los enlaces π. Por tanto, al ser más efectivo es más energético, el resultado es que la energía del triple enlace es menor que tres veces la energía del enlace sencillo. c) Verdadera. Esto se ve claramente en el dibujo adjunto.

d) Verdadera. Si una sustancia covalente está formada por átomos iguales, todos sus enlaces son apolares y, por tanto, la molécula lo será también.

56 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  50.

La sustitución de cada uno de los hidrógenos del metano, CH4, por flúor conduce a otras cuatro sustancias. a) ¿Cuáles son apolares? b) ¿Cuáles presen presentan tan enlaces covalentes polares?

Las sustancias son: CH4, CH3F, CH2F2, CHF3, CF4.  a) Todas son moléculas tetraédricas y las apolares son CH 4 y CF4, ya que las demás presentan enlaces polares cuyos momentos dipolares no se anulan. b) Todas poseen enlaces covalentes polares, aunque la diferencia de electronegatividad entre el carbono y el hidrógeno es menor que la que existe entre el carbono y el flúor.

Geometría molecular 51.

El nombre de for formaldehído maldehído (HCOH) proviene del del latín formicam formicam,, que significa “hormiga”, ya que estas inyectan ácido fórmico (HCOOH) al morder. Basándote en la TRPECV, ¿sabrías decir cuál es la geometría de la molécula de ácido fórmico?

La molécula de ácido fórmico es del tipo AX3, en la que no existe ningún par de electrones libres alrededor del átomo central; de ahí que su geometría sea plana trigonal. Sin embargo, existe deformación de sus ángulos debido a la presencia del doble enlace C=O, más voluminoso que los C–H, de ahí que se cierre algo el ángulo formado por H –C–H: siendo inferior a 120º.

52.

El dióxido de azufre e es s un gas incoloro, de olor penetrante y venenoso. Dibuja su híbrido de resonan resonancia cia sabiendo que el átomo de azufre se encuentra en la posición central de la molécula y que algunas de sus estructuras resonantes son posibles debido a la hipervalencia del azufre.

Los dos elementos, que forman el dióxido de azufre, SO2, son anfígenos, por lo que su configuración electrónica 2 4 externa es: ns   np . La covalencia para ambos es 2, ya que, si comparten los dos electrones desapareados, se cumple la regla del octeto. Sin embargo, es imposible proponer una estructura de Lewis en la que los tres átomos presenten covalencia 2 y cumplan la regla del octeto. Si el átomo de azufre forma dos enlaces covalentes dativos, uno con cada oxígeno, estos dos átomos tendrán completo su octeto. Sin embargo, los datos de rayos X conducen a valores de la longitud del enlace S −O superiores a los del enlace doble, e inferiores a los del sencillo. Por esta razón se plantean las siguientes estructuras resonantes:

En la primera de las estructuras resonantes, que es la más contribuyente, el S presenta hipervalencia.  Así el híbrido de resonancia es:

53.

 –

Predice la geom geometría etría del ion nit nitrato rato (NO3 ). Razona si este ion presenta el fenómeno de la resonancia

 

La covalencia del nitrógeno es 3, y la del oxígeno, 2. Se pueden plantear las l as siguientes estructuras de Lewis en las que los tres átomos poseen completo su octeto. Los enlaces sencillos N −O son dativos.

Los enlaces nitrógeno-oxígeno son iguales y con distancias entre las del covalente sencillo y doble, por lo que existe resonancia, siendo el híbrido:

Enlace covalente | Unidad 3 57

 

  54.

Las fórm fórmulas ulas químicas de las moléculas de TeCl4 y de SnCl4 son semejantes. ¿Significa eso que tienen la misma geometría? Justifica tu respuesta. 2

2

La configuración electrónica externa del estaño es 5 s  5 p . Este carbonoideo posee cuatro electrones en la capa de valencia que emplea para formar cuatro enlaces con los átomos de cloro. Se trata de una molécula del tipo AX4, en la que el átomo central carece de electrones libres. 2

4

La configuración electrónica externa del teluro es 5s  5 p . Por lo que el teluro en el TeCl4 formará cuatro enlaces covalentes con los cuatro átomos de cloro y quedará un par de electrones libre. Se trata de una molécula del tipo  AX5. La geometría que cabría esperar según la TRPECV es la de una silla de montar para el TeCl 4, y tetraédrica, para el SnCl4 

55.

Relaciona cada una de las siguientes moléculas con su geometría: PCl3, AsF5 y BF3.  a)

b)

c)

a) PCl3 al ser una molécula del tipo AX4 con un par de electrones libres. b)  AsF5 al ser molécula del tipo AX5. c) BF3 al ser molécula del tipo AX3.

56.

Los gases nobles son muy poco reactivos; sin embargo, bajo c ciertas iertas condiciones proporcionan compuestos, como el XeF4. Aunque en esta molécula alrededor del xenón hay cuatro átomos de flúor, la geometría no es tetraédrica. ¿Podrías explicarlo?

Se debe a la existencia de pares electrónicos libres. El Xe posee a su alrededor seis pares electrónicos, dos de ellos libres, por lo que su geometría es plana cuadrada.

57.

Razona la hibridación qu que e presenta el átomo de boro en el tr trihalogenuro ihalogenuro de bor boro o (BX3) y dibuja su geometría empleando orbitales híbridos   .

En los trihalogenuros de boro, este térreo presenta covalencia 3. Dado que su configuración electrónica externa es 1 2 2s   2 p , su covalencia debería ser 1. Para explicar esta discrepancia, se recurre al fenómeno de la promoción electrónica. Uno de los electrones del subnivel s  pasa a uno de los orbitales vacíos 2 p; teniendo ahora tres electrones desapareados y, por tanto, una covalencia igual a 3.  Al ser los tres enlaces B−X iguales, se mezclan los tres orbitales atómicos (uno s y dos p) del B, obteniéndose tres 2 orbitales híbridos iguales del tipo sp , todos ellos de la misma energía (degenerados). El orbital  p  vacío queda inalterado.

Los tres orbitales híbridos se disponen en el espacio de modo que se minimicen las repulsiones entre ellos, lo que nos lleva a una geometría triangular plana (ángulos de 120º), quedando el orbital  p puro perpendicular a dicho plano.

58 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  58.

El átomo de S en el hexafluoruro de azufre (SF6) presenta hipervalencia. Basándote en su configuración electrónica: a) ¿Qué hibr hibridación idación presenta este anfíge anfígeno? no? b) ¿Qué geometría molecular presen presentaría taría esta su sustancia? stancia? Dibújala. c) Si uno de los átomos de flúor se sustituyese por un grupo más más voluminoso, por ejemplo un grupo metilo (CH3), ¿en qué posición se colocaría el mismo? 2

4

a)  Al ser el segundo de los elementos del grupo de los anfígenos, su capa de valencia es 3s  3 p . El tercer nivel, energético posee un subnivel de tipo d   próximo próximo en energía; de ahí que el S pueda ampliar su covalencia. Dos electrones, uno del orbital 3 s  y el otro del subnivel 3 p  que está apareado, promocionan al subnivel 3 d ,

habiendo ahora seis electrones el ectrones desapareados, capaces de formar seis enlaces covalentes sencillos. 3 2 Estos seis orbitales se combinan para dar seis orbitales híbridos de tipo tip o sp  d  .

b) La geometría que minimiza las repulsiones entre los seis orbitales híbridos es la octaédrica.

c) Dada la geometría de la molécula, el grupo metilo se colocaría en una cualquiera de las posiciones al ser todas equivalentes. El resultado sería un octaedro deformado, donde los ángulos F–S–F se cierran para dar cabida al  –CH3:

59.

El estibano (SbH3) se emplea en el dopaje de semiconductores. ¿Coincide en esta molécula su geometría con la disposición de las nubes electrónicas?

No. El antimonio es el cuarto elemento del grupo de los nitrogenoideos; por lo que su configuración electrónica es: 10 2 3 [Kr] 4d   5s  5 p ; existe un par de electrones libres que no intervienen en el enlace en el subnivel 5s. Dado que la geometría molecular es función de los núcleos atómicos y no de nubes electrónicas, la molécula es del tipo AX 4. Las nubes electrónicas se disponen en los vértices de un tetraedro, minimizando así las repulsiones entre ellas, siendo su geometría de pirámide trigonal.

Enlace covalente | Unidad 3 59

 

  60.

Discute la veracidad de la siguiente afirmación afirmación:: “La molécula de difluoruro difluoruro de berilio es muy soluble en disolventes polares”.

Falsa. Los enlaces Be–F son polares; sin embargo, la molécula de BeF 2  es apolar debido a que presenta una geometría lineal. Por tanto, esta sustancia será soluble en disolventes apolares y no en llos os polares.

Fuerzas intermoleculares intermoleculares 61.

Muchas bebidas alco alcohólicas hólicas se diluyen con agua o s se e enfrían con hie hielo. lo. El resultado s sigue igue siendo una mezcla homogénea, debido a que la solubilidad del etanol en el agua es tan elevada que forma un azeótropo (una mezcla de dos o más componentes que poseen una sola temperatura de ebullición, y que se comporta como si fuese una sustancia pura). ¿A qué debe el etanol su elevada solubilidad en el agua?

 Al establecimiento de fuerzas intermoleculares entre el alcohol y el agua, concretamente a la formación de enlaces de hidrógeno.

62.

Al estudiar el amoniaco aparecen dos valores diferentes diferentes para las distancias nitrógeno-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 enlace de hidrógeno, y la distancia de este último es mayor, ya que las fuerzas intermoleculares son más débiles.

63.

Observa la siguiente gráfica, en la que se representa representan n las temperaturas de ebullición de difer diferentes entes sustancias: 

a) ¿Por qué crees que la gráfica del grupo de los carbonoideo carbonoideos s es diferente a las del resto de los grupos? grupos?  b) Obviando los elementos cabecera de grupo, ¿a qué crees que se debe el aumento de las tempe temperaturas raturas de ebullición al descender en el mismo? 

La ebullición es un proceso físico en el que una sustancia pasa del estado líquido al estado gaseoso, para lo cual absorbe energía en forma de calor manteniendo su temperatura constante (temperatura de ebullición). La energía absorbida se invierte en vencer las fuerzas intermoleculares. a) Es diferente porque el metano no es capaz de establecer enlaces de hidrógeno entre sus moléculas, como el resto de las sustancias formadas por los elementos cabecera de grupo (H 2O, HF y NH3). b) Se debe a las fuerzas de Van der Waals que se establecen entre moléculas, que al ser menos intensas que los enlaces de hidrógeno, no dan temperaturas tan elevadas como en el apartado a). Además, los puntos de ebullición aumentan con la masa de la sustancia considerada.

64.

El alcohol más sencillo es el metanol. Este pr presenta esenta una elevada tox toxicidad icidad para el ser humano, no siendo apto para su consumo. a) ¿Qué hibridac hibridación ión presen presenta ta el átomo centr central? al? b) Según la TRPECV, ¿cuál es la geometría de la molécula? c) ¿Qué podrías decir de los ángulos de enlace? d) ¿Será capaz dicha sustancia de producir producir enlaces de hidrógeno intermoleculares? intermoleculares?

60 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  3

a) El átomo central es el de carbono, cuya hibridación es sp . b) 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. c) El grupo OH es más voluminoso que el H, por lo que se cerrarán algo los ángulos H-C-H.

d) Intermoleculares sí, ya que existe un átomo de hidrógeno unido a un elemento más electronegativo que él, con pares de electrones libres. Intramoleculares, no. 

65.

Razona la veracidad de la frase: “Un ejemplo de fu fuerza erza de Van der Waals dipolo-dipolo in inducido ducido es la que se puede establecer entre la molécula de agua y el cloruro de hidrógeno”.

Falso, ya que ambas son moléculas polares. 

66.

Para el submarinismo de gran profun profundidad didad se emplea, e en n vez de nitrógeno nitrógeno,, helio mezclado con oxígeno, evitando así el denominado “mal de profundidad”. ¿Podrías decir si existe alguna fuerza de Van der Waals entre las partículas que forman este gas noble?

Los gases nobles son sustancias de muy escasa reactividad, dada su gran estabilidad química. Así, son especies monoatómicas. Las únicas fuerzas que se pueden establecer entre sus átomos son las de Van der Waals tipo London generadas por la formación de un dipolo instantáneo debido a la distribución asimétrica de la carga. Estas fuerzas de dispersión aumentan con el tamaño y masa molecular. Por ello, serán más intensas y, por tanto, más importantes al ir descendiendo en el grupo de los gases nobles, lo que da la variación de los puntos de ebullición de los mismos. La temperatura de ebullición en Kelvin del helio es 4,2, mientras que para el radón es 211,5.

Propiedades Propiedade s de las sustancias covalentes 67.

El principal component componente e del gas n natural atural es el met metano. ano. Sin embargo, existen otros en menor proporción como el etano. Responde razonadamente a las siguientes cuestiones sobre este último hidrocarburo. a) Formula e indica si es soluble e en n agua. b) ¿Qué tipo de enlace existe en la molécula? c) ¿Qué tipo de interacciones intermoleculares se dan? d) ¿Cuál es su esta estado do de agregación a temperatura a ambiente? mbiente? a) CH3 –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.   3

3

b) Todos los enlaces son covalentes sencillos entre orbitales sp  (C–C) o entre el orbital sp  del carbono y el 1s  del hidrógeno (C–H). c) Fuerzas de dispersión. d)  Al ser las fuerzas de dispersión poco intensas, s se e trata de una sustancia gas gaseosa. eosa. 

Enlace covalente | Unidad 3 61

 

  68.

En la siguiente tabla se recogen algunas propiedades de ciertas ciertas sustancias covalentes. Basánd Basándote ote en ellas, di si son moléculas o sólidos covalentes y pon un ejemplo. Propiedad Solubilidad en agua Solubilidad en CCl4 Temperatura de fusión Conduce corriente eléctrica

A Sí No Baja No

B No No Alta No

 A es una sustancia covalente covalente polar, como el HC HCl. l. B es un sólido covalente como como el carbono en forma diamante. diamante.

69.

Para las siguientes sustancias: CH3CHBr 3, C, KI, Mg y Cl2. a) Clasifícalas según el ttipo ipo de enlace ((iónico, iónico, metálico y c covalente ovalente polar y apolar). b) De todas ellas, elige la que cum cumple ple las siguientes propiedades: propiedades: no conduce la corriente eléctrica y entre sus moléculas solamente existen fuerzas de Van der Waals tipo London. a) Iónico: KI; covalente apolar: Cl2 y C; covalente polar: CH 3 CHBr 3, y metálico: Mg.  b) Se trata del cloro, ya que esas propiedades son de una sustancia covalente apolar y no sólido covalente, sino sustancia molecular.

70.

Sabiendo que el formaldehído (HCHO) es una sustancia c covalente ovalente molecular, qu que e presenta un doble enlace C=O, discute la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) Es una sust sustancia ancia que no conduce la corriente eléctr eléctrica. ica. b) Es insoluble en disolventes apolares apolares como el tetracloruro de carbono carbono o el hexano. c) El átomo de carbono carbono presenta una hibridación del ttipo ipo sp2. a) Verdadera. Se trata de una sustancia covalente molecular en la que no existen electrones desapareados libres capaces de moverse y conducir así la corriente eléctrica. Todos los electrones están bajo la acción de uno o más núcleos. b) Verdadera. El formaldehído es una sustancia polar, ya que dadas las electronegatividades del O y, C, el enlace entre estos dos átomos va a ser polar. Dado que los enlaces C-H se consideran apolares, la molécula va a serlo también. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares e insolubles en apolares.  c) Verdadera. Dado que existe un doble enlace C=O; habrá un enlace tipo pi y por lo tanto un orbital  p puro. Los 2 otros dos orbitales p y el s se combinan para dar tres orbitales híbridos sp .

71.

El agua y el diflu difluoruro oruro de ox oxígeno ígeno (OF2) son dos sustancias covalentes. a) ¿Qué tipo de sustancia covalente es cada una? b) ¿A qué se debe que el agua pre presente sente un punto de ebullición mucho mucho más elevado que el del fluoruro? fluoruro? a) Son sustancias covalentes moleculares.  b)  Aunque ambas son sustancias moleculares, el agua forma enlaces de hidrógeno que se deben romper al cambiar de estado; mientras que entre las moléculas de OF 2  se producirán únicamente fuerzas de Van der Waals. Al ser estas mucho menos intensas que los enlaces de hidrógeno, hi drógeno, su punto de ebullición será menor.

72.

Al igual que con otros muchos m materiales, ateriales, es muy importante reciclar el vidrio. Esto s supone upone dos grande grandes s ventajas: ahorro de materias primas y menor contaminación. El cuarzo (SiO 2) es un sólido covalente que se usa en la fabricación de vidrio. Identifica todos los enlaces que existen en él y relaciónalo con su solubilidad.

Todos los enlaces son covalentes; de ahí su baja solubilidad (habría que romper enlaces muy fuertes).

73.

De entre las sustancias: NaCl, N2, HF y SiC, ¿cuál cumple los siguientes requisitos? a) Es soluble en disolventes de las características del CCl4. b) Posee puntos de fusión y ebullición bajos. c) Las fuerzas intermoleculares que se establecen son poco intensas, aunque aunque su valor aumenta con la masa y el volumen de las moléculas. d) No conduce la corrient corriente e eléctrica.

62 Unidad 3|Enlace covalente 

 

  La única sustancia que cumple todas las premisas es la de nitrógeno. Para que sea soluble no puede ser un sólido covalente, por lo que está descartado el SiC. También lo está el HF por ser una molécula polar, y por tanto, insoluble en disolventes apolares, como el tetracloruro de carbono, y el NaCl por ser una sustancia iónica que tampoco se disuelve en disolventes apolares. El N2  tiene puntos de fusión y ebullición bajos, ya que entre sus moléculas se establecen únicamente fuerzas de Van der Waals tipo London (su valor aumenta con la masa y el volumen) y al ser una sustancia apolar no conduce la corriente eléctrica.

74.

La naftalina es un compuesto orgánico de de olor muy car característico, acterístico, que se emplea como antipolil antipolillas. las. ¿Es la naftalina un sólido covalente o una sustancia molecular?

Se trata de un compuesto molecular; de ahí que sublime con facilidad, ya que se rompen fuerzas intermoleculares (Van der Waals) al pasar del estado sólido al gaseoso y no enlaces covalentes. Su estructura es:

75.

Con frecuencia, en las esquinas de algunos algunos edificios se obs observa erva un polvo am amarillo. arillo. No es nada más que azufre. Esta sustancia molecular covalente sublima con facilidad. ¿A qué crees que es debido que se presente en estado sólido a temperatura ambiente?

Se trata de una sustancia molecular formada por un ciclo de ocho átomos de azufre (S8). Entre estas moléculas se establecen fuerzas de Van der Waals tipo London que son poco intensas pero abundantes en número. Además, su valor aumenta con la masa de la sustancia y el volumen molecular (ambos elevados para el ciclooctoazufre).

76.

Actividad smSaviadigital.com. RESUELVE. 

Enlace covalente | Unidad 3 63

 

 

La química y… la importancia del enlace de hidrógeno 1.

3

Sabiendo que la hibrida hibridación ción del oxígeno en la molécula de agua es de tipo sp , razona su geometría molecular. 3

Su geometría es angular, ya que el oxígeno posee hibridación sp   con dos pares electrónicos libres. Al existir electrones libres, la disposición de las nubes electrónicas (tetraédrica) no coincide con la geometría de la molécula.

2.

Justifica la p posibilidad osibilidad de la molécula de agua de formar cuatro enlaces de hid hidrógeno; rógeno; apoy apoya a tu razonamiento con un dibujo.

Para que se dé enlace de hidrógeno, debe existir un átomo electronegativo unido al hidrógeno (en el caso del agua es el oxígeno) y otro átomo también muy electronegativo con uno o más pares electrónicos libres (este también es el oxígeno).

3.

Si se coloca un clip sobre la superficie del agua, se hunde. Sin embargo, flo flotará tará si sobre dicho líquido se pone un trocito de pañuelo de papel y sobre él se deposita con cuidado el clip. ¿A qué crees que se debe esto?

El pañuelo de papel se mojará y se hundirá, quedando el clip sobre la superficie del agua. Este líquido actúa como si se tratase de una “cama elástica” debido a las fuerzas de cohesión (enlaces de hi hidrógeno) drógeno) entre sus moléculas.

64 Unidad 3|Enlace covalente 

 

 

 Autoevaluación 1.

¿Cuál de estas afirmaciones es la verdadera? a)

b)

c) d)

4.

Si al aproximarse dos átomos predominan las fuerzas repulsivas sobre las atractivas, se produce una situación antienlazante. El que una molécula A2  sea más estable que otra B2  significa que hace falta más energía para romper el enlace B-B que para romper el A-A. Todos los gases nobles poseen electrones en su capa de valencia.

De las sustancias Br 2, SiO2 y HF, indica: a)

Si son o no solubles en agua.

b)

Si conducen la corriente temperatura ambiente.

c)

Si su estado es sólido, líquido o gaseoso.

d)

¿Cuál posee mayor temperatura de fusión?

a)

Solamente el HF es soluble.

b)

No conducen la corriente eléctrica ya que son sustancias covalentes.

c)

El HF es gas, el Br 2 es líquido y el SiO2  es sólido.

d)

El SiO2.

Las energías energías de todos los enlaces son del mismo orden.

3.

Indica si las siguientes afir afirmaciones maciones verdaderas o falsas. a) El NaF presenta un enlace iónico.

son

b)

El Cu posee enlace covalente.

c)

En la molécula de hidrógeno existen enlaces de hidrógeno.

d)

En el NH3, los enlaces son covalentes polares.

a)

V

b)  F

c)  F

5.

d)  V

Tres elementos A, B y C fo forman, rman, al unirse entre ellos, tres moléculas diatómicas, cuyas energías de enlace son, respectivamente, 139, 942 y −1 494 kJ mol . Basándote en estos valores: a)

a

ocho

a

2.

eléctrica

¿Cuál de ellas tendr tendrá á solament solamente e un enlace sencillo? 6.

¿Cuál de las verdadera?

siguientes

afirmaciones

es

a)

Los át átomos omos con cov covalencia alencia igua iguall a 1 n no o pueden formar enlaces múltiples.

b)

La TOM e explica, xplica, entre otras cosas, la geometría molecular.

c)

Las forma formas s resonantes son reales de la molécula.

d)

El solapamiento lateral es más efectivo que el frontal.

estr estructuras ucturas

a

b)

¿Cuáles de ellas podr podrían ían presenta presentarr enlace múltiple?

Indica si las siguientes afirmaciones, sobre las moléculas C2F4, C2Br 2  y C2Cl4  (las tres con enlace C-C) son verdaderas o falsas.

c)

¿Cuál presentará enlace doble?

a)

En todas, los C presentan hibridación sp .

d)

¿Cuál presentará enlace triple?

b)

El ángulo Cl-C-Cl es próximo a 120º.

c)

La geometría la molécula dibromoetino (C2Br de 2) es lineal.

d)

De los dos posibles isómeros geométricos de la molécula de tetracloroeteno (C2Cl4), únicamente el trans trans   es polar, ya que los momentos dipolares de sus enlaces no se anulan.

a)

F

a)  A2  b)

B2 y C2 

c)

C2 

d)

B2 

3

b)  V

c)  V

de

d)  F

Enlace covalente | Unidad 3 65