ENLACE QUÍMICO. RESOLUCIÓN DE CUESTIONES Y PROBLEMAS. NIVEL BÁSICO.

1 El fluoruro de sodio y el óxido de magnesio tienen la misma estructura y las distancias interiónicas no difieren demasiado. ¿Por qué el segundo es más duro, tiene el punto de fusión más elevado y es menos soluble en el agua, si en el primero existe un mayor carácter iónico?. SOLUCIÓN: La solución se encuentra en la consideración de los factores que participan en la fórmula de Born-Landé de la energía de red, tal como en el ejemplo 1. Al ser la carga iónica mayor en el MgO (z1z2 =4) frente a (z1z2 =1) del NaF, en comparación con los demás factores, su energía de red también lo será, por lo costará más trabajo derribar el edificio cristalino (punto de fusión mayor), y por lo tanto también será menos soluble en el agua. -1

2. Cómo se justificaría la variación observada en los valores de la energía de red en los haluros de sodio que son en kJmol para el fluoruro de –908, para el cloruro de -774 y para el bromuro -736.¿Cuál tendría mayor punto de fusión?. Razonar. SOLUCIÓN: La energía de red es mayor en valor numérico para el NaF>NaCl>NaBr, esta relación corresponde a un aumento de la distancia interiónica con el radio de los iones: F-Cl>H y el volumen lo hace Cl>F>H, En el primer caso (NF3), al atraer más hacia sí el F el par electrónico compartido, debido a su mayor electronegatividad, los aleja entre si, por lo que la repulsión será menor así

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como el ángulo de separación (102ºSe>S>O, que depende de n), los átomos enlazados se separan mas así como sus pares compartidos, que se repelerán menos, por eso el ángulo de enlace H-Te-H, es el menor. La modificación de la posición de los pares compartidos debido a la diferencia de electronegatividades salvo en el caso de los H-O-H, influirá muy poco. La geometría comparada se puede apreciar en la figura. 20.Se dan los siguientes ángulos de enlace de los halógenos F,Cl,Br y I, con el fósforo, en los trihaluros correspondientes: 104º-100º-101º y 98º.)Cómo se justificaría esta variación? SOLUCIÓN: Las moléculas son están formadas por un elemento central con hibridación sp3, en cuyos orbitales aloja un par no ligante y 3 electrones de enlace. En todos los casos el ángulo deberá ser menor de 109º. La disminución de electronegatividad del F al I, se compensa con el aumento contrario de volumen de los haluros, lo que hace que las distancias entre los pares compartidos varíe de tal forma que las repulsiones entre ellos se hagan menores, dominando estas interacciones sobre las que ejerce el par no ligante o solitario vinculado al P, por ello los ángulos tienden a disminuir, al aumentar n en la misma familia, asemejándose al formado entre los orbitales p. La modificación del ángulo del Cl-P-Cl, al Br-P-Br, se debe a que la variación del tamaño del Cl al Br, es diferente al completarse antes el orbital 3d.

.21.El ángulo de enlace H-C-H, en el metano es de 109º, mientras que el mismo ángulo H-C-H, en la de difluorometano es 112º .¿Cómo se justifica este ángulo y su desviación correspondiente?. SOLUCIÓN: 3 Ambas moléculas son del tipo tetraédricas debido a la hibridación sp del C y el ángulo teórico deberá ser de 109º.La justificación de la desviación está en el aumento del volumen y de electronegatividad de los F respecto al H, que hace que los pares compartidos F-C, al aproximarse a los F, estén más separados entre si, con lo que se producirá una menor repulsión entre ellos y un ángulo de separación 109º. 22. El amoniaco tiene un momento dipolar de 1,47 D, mientras que la fosfina lo tiene de 0,55. Justifícarlo y estudiar la geometría molecular. SOLUCIÓN: Al corresponder a moléculas tetraédricas, La geometría molecular es como se ha mencionado de pirámide. La disminución del momento dipolar se debe a la disminución de la electronegatividad del P frente al N. De esta forma mientras que en el NH3, el momento dipolar se debe a la suma vectorial de los 3 momentos dipolares de enlace más el debido al par solitario, como la ∆EN P-H es prácticamente nula, el momento dipolar del PH3, se debe únicamente al del par solitario (Ver figura). .23.El momento dipolar del difluorometano es 1,96D y la del trifluorometano es de 1,6D.)Cómo se justificaría esta aparente anomalía?. Estudiar la geometría molecular. SOLUCIÓN: Las dos moléculas son tetraédricas debido a la hibridación sp3 del C. Si despreciamos el momento dipolar de enlace C-H, frente al mucho mayor F-C, debido a la ∆EN, tendremos que tal como se observa en la figura adjunta, en el CHF3, las componentes vectoriales se anulan mejor, lo que no ocurre de forma tan acusada en el CH2F2, cuyo momento dipolar resultante es mayor.

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24. Explica la geometría lineal de la molécula de cianuro de hidrógeno, por la hibridación en OA y enlace de valencia. SOLUCIÓN: En el H-C≡N, La hibridación de OA, para el C es sp, similar a la del propino (fig.2.84 del L.A.), sustituyendo el C2 por el N, con hibridación sp, cubriendo el OH que no emplea en el enlace con su par solitario. Como la geometría es lineal, el ángulo de enlace H-C-N es de 180º.

2+ 25. Compara las formas O2, O2 , O2 ,O2 , por su paramagnetismo, longitud de enlace y estabilidad molecular SOLUCIÓN: 2 2 4 Operando como en el EA2.11 (L.A.), en este caso el O 1s 2s p pone en juego seis electrones, y la molécula O2,12, por lo tanto las diferentes formas iónicas implicarán 13, 14 y 11 electrones, que rellenarían por orden energético los diferentes OM. De esta forma la estructura electrónica será: E 2 AE 2 E 2 E 4 AE 2 OE=2 O2 12e =(KK) (σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p ) O2 - 13e=(KK)(σ2sE)2(σ2sAE)2(σ2pE)2(π2pE)4 (π 2pAE) 3 OE=1,5 –2 E 2 AE 2 E 2 E 4 AE 4 OE=1 O2 14e=(KK) (σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p ) + E 2 AE 2 E 2 E 4 AE 1 OE=2,5 O2 11e=(KK) (σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p ) La más paramagnética será la que dispone de 2 electrones en los OM π 2pAE o sea la O2 ya que siguiendo la ley de Hund entrarán con los espines desaparejados y la menos la O2 –2 con todos sus espines desaparejados. La longitud de enlaces es inversa al orden de enlace, mientras que la estabilidad es directamente proporcional, por lo tanto la de mayor longitud de enlace será la O2 –2, y la más estable la O2 +.

26.La energía de enlace O-O, en la molécula O2 es de 118 kcal, mientras que en la de O2+, es 149 kcal.)Cómo se explica?. SOLUCIÓN: La mejor forma de hacer estos problemas, es a partir de la TOM, determinando el orden de enlace, ya que cuando mayor sea la energía de enlace también lo será. Tal como en el ejemplo 1 de la pregunta A2.3. Cada O 1s22s2p4, pone en juego los electrones de valencia y la ordenación del O2 presupone acomodar 12electrones en los OM del nivel 2: (KK), E 2 AE 2 E 2 E 4 AE 2 (σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π 2p ) (π 2p ) ,siendo el orden de enlace = (8-4) /2=2 y la molécula paramagnética. Si se extrae un E 2 AE 2 E 2 E 4 AE 1 electrón la distribución electrónica para 11 electrones será:(KK),(σ2s ) (σ2s ) (σ2p ) (π2p ) (π 2p ) , la molécula ion será paramagnética, y el orden de enlace (8-3) /2=2,5. Al ser mayor éste, la energía de enlace también lo será.Véase la fig A2.26 (L.A.)

27.Justifica la variación de los puntos de fusión de los elementos indicados: Elemento: K Ca Sc pF(ºC): 63,7 838 1539 Num.atom. 19 20 21 RED CCE HC HC SOLUCIÓN: Los puntos de fusión dependen del tipo de red metálica y de su compacidad y empaquetamiento. El potasio presenta una red cúbica centrada en el cuerpo, poco compacta. El K tiene gran volumen atómico, y la celda unidad contiene sólo dos átomos por cubo unidad, lo cual le proporciona poca densidad, y bajo punto de fusión. Tanto el Ca como el Sc tienen una red hexagonal compacta, pero en este caso la disminución del radio atómico del Ca al Sc, unido a la mayor masa atómica, hace que su densidad sea mayor, mayor su compacidad y punto de fusión más alto. 28.Teoría de bandas de energía aplicada a los metales. Explicar las propiedades eléctricas de un metal conductor (por ejemplo, Ca, Z=20) y de un semiconductor (por ejemplo , Ge, Z=32). SOLUCIÓN: Se justifica en el desarrollo teórico A2.4, asimilando el K al Na. 29. Dada la configuración externa del In (5s2p1), determinar si el Si “dopado” con indio, será un semiconductor extrínseco tipo n o tipo p.

Dado que el número de electrones de valencia del In es menor que el del Si (s2p2), producirá huecos electrónicos en las bandas y será del tipo p 30.Dados los puntos de ebullición de las siguientes especies en grados centígrados:HF(+19,5),HCl(-85),HBr(-67) y HI(-35), interpreta dicha variación teniendo en cuenta la polaridad del enlace y la distinta naturaleza de las fuerzas intermoleculares. SOLUCIÓN: El propio enunciado da la pista para resolver la cuestión. El aumento de la polaridad debido al de la electronegatividad: F>Cl>Br>I, hace que las fuerzas de van der Waals debido al momento dipolar (Fuerzas de Keesom) varíen: HCl>HBr>HI, compensada por la variación contraria, debido al peso molecular de las Fuerzas de London, lo que provoca el aumento del punto de ebullición desde el HCl al HI. Sin embargo en el caso del HF, se dan las condiciones del enlace por puente de hidrógeno más intenso lo que provoca el aumento anómalo del punto de ebullición.

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31.Cuáles de las siguientes especies presentan interacciones por enlace de hidrógeno entre sus moléculas: a) CH3OH b) H2 c) CH4 d) NH3. Justificarlo brevemente. SOLUCIÓN: Dado que el enlace de hidrógeno solo se puede dar en condiciones habituales si está unido a elementos como el F,O, y N, solamente el metanol CH3OH y el amoniaco NH3 podrán dar lugar a las mismas. 32.Los valores de los puntos de ebullición del agua, amoniaco y fluoruro de hidrógeno son altos: 100ºC, -33,4ºC y 19,5ºC, respectivamente, con relación a los restantes hidruros de sus grupos. Comentar estos valores en función de las fuerzas intermoleculares en estas tres sustancias. SOLUCIÓN: La solución está en la formación de los puentes de hidrógeno e interpretación de las gráficas dadas en la parte teórica 33.Indicar para cada pareja de sustancias la de mayor punto de ebullición: b) H2O ; SH2 c) CO ; H2 a) H2 ; O2 SOLUCIÓN: Se trata de comparar las fuerzas intermoleculares que establecen entre si las moléculas dadas. En el a) Sólo son de dispersión de London, que dependen de la masa molar, por ello el O2 tendrá mayor punto de ebullición que el H2. En el b) Mientras que el H2O se producen puentes de hidrógeno, en el SH2 solo son de Van der Waals, por dipolos, aunque µ sea muy pequeño (F. de Keesom) y de London, por lo tanto al ser más intensas las primeras, el agua deberá tener mayor punto de ebullición. En el c), el CO, presenta mayor masa molar y momento dipolar que el H2, por lo tanto deberá tener mayor punto de ebullición. 34.Escoger de cada uno de los siguientes pares de sustancias la que tenga mayor punto de ebullición. Explicar en cada caso la elección basándose en los tipos de fuerzas intermoleculares. c) CH4 o C2H6 d) C2H6 o CH3OH a) HF o HCl b) Br2 o Cl2 SOLUCIÓN: Tal como en el caso anterior se podrá asegurar que en a) HF>HCl,debido a que en el primero pueden darse enlace por puente de hidrógeno lo que no ocurre en el segundo (sólo F de Keesom y London). En b) Dado que sólo pueden existir F de London que dependen de la masa molar, Br2 > Cl2. En c) ocurre como en el caso anterior así que CH4 < C2H6. En el d), mientras que en el primero (etano), solo pueden existir F. de London, entre las moléculas de etanol existen puentes de hidrógeno y los puntos de ebullición de C2H6 < CH3OH. 35.Explicar por qué el cloro hierve a temperatura más alta que el flúor, mientras que el cloruro de hidrógeno lo hace a temperatura más baja que el fluoruro de hidrógeno. SOLUCIÓN: En el primer caso sólo existen F de London, que lo justifican así, mientras que en el segundo entre las moléculas de HF existe un puente de hidrógeno, mientras que en las de HCl, sólo F de Keesom y de London. A mayor intensidad del enlace intermolecular, mayor punto de ebullición.

36.La propanona (P.E=56ºC), el etanol (P.E.=78ºC),y el butano (P.E.=0ºC) son compuestos con masas moleculares similares, aunque con puntos de ebullición muy distintos. Justifica esto en función de la estructura y enlaces. SOLUCIÓN: La respuesta parte de la comprensión de la tabla 2.5.3.1. y 2.5.3.2. LA. Las moléculas de butano se unen entre sí por débiles fuerzas de London, las de propanona, por fuerzas de Keesom y las de etanol por puentes de hidrógeno, más intensas; por eso dichos puntos de ebullición.

37. Indicar cuál de los siguientes compuestos puede formar enlace de hidrógeno señalando razonadamente la influencia de dicho enlace en sus propiedades ¿Cuál crees que tendrá mayor punto de ebullición? a) 2-buteno b) 1-butanol c) butanoamina d) etoxietano SOLUCIÓN: Partiendo de la tabla 2.5.3.2. del libro del alumno, se puede deducir que mientras que butanol y butanoamina presentarán puentes de hidrógeno, lo que elevará su punto de ebullición por este orden, el etoxietano, solo presentará fuerzas de Vder Waals por dipolos, y finalmente el que presenta fuerzas intermoleculares más débiles es el buteno, con las de dispersión de London. 38.Dadas las siguientes propiedades referidas a un sólido blanco cristalino: 1. P.Fusión=98ºC. 2. Flota en el agua. 3.Conduce la corriente eléctrica ¿A cuál de los compuestos propuestos corresponderá? a) Cobre b) Cloruro sódico c) Na d) HCl SOLUCIÓN: Un punto de fusión tan bajo indica una red poco compacta, lo que se demuestra porque flota en el agua, lo que diferencia al Na del Cu ,pese a que ambos conducen la corriente eléctrica, lo que no ocurre con el cloruro sódico, ni con el HCl, que además es gaseoso, ya que forma una molécula discreta con enlace covalente.

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39.Dadas las siguientes propiedades referidas a una molécula gaseosa en condiciones normales: 1. P.fusión=-101ºC. 2. Poco soluble en el agua. 3.Mas denso que el aire. ¿A cuál de los compuestos propuestos corresponderá? a) NaCl b) Sodio c) cloro d) cloruro de hidrógeno SOLUCIÓN: De los cuatro compuestos dados los únicos que forman molécula gaseosa debido al enlace covalente, es la del cloro y el cloruro de hidrógeno, lo cual excluye a las demás. Tanto la c como la d, son más densos que el aire, pero el cloro es poco soluble en el agua ya que no presenta dipolos, lo que no ocurre con el cloruro de hidrógeno. Por lo tanto la molécula pedida es la de cloro. 40. Razonar el tipo de interacción o interacciones que se deberán romper, y cuáles se establecerán en caso de hacerlo en los siguientes procesos : a) Fusión del hielo b) Ebullición del agua c) Disolución en agua del yoduro potásico d) Vaporización del mercurio e) Sublimación del grafito SOLUCIÓN: En en primer caso se trata de romper y formar enlaces de hidrógeno establecidos de una forma ordenada (hielo) a otra desordenada(agua), lo que hace que en este caso la densidad aumente y sea máxima a 4ºC. En el caso b, se trata sólo de romper enlaces de hidrógeno, dado que en el agua gas (aunque también existen) están en menor número. En la disolución del yoduro potásico, se trata de romper enlaces iónicos del KI, romper algunos enlaces de H en el agua, y establecer nuevos enlaces de Van der Waals, por interacciones ion-dipolo. En la vaporización del mercurio se trata de romper el enlace metálico entre átomos de mercurio mientras que en la sublimación del grafito se trataría no sólo de romper enlaces de Van der Waals entre las capas hexagonales de C, sino también alter dichas capas hasta obtener entidades de carbono más pequeñas capaces de coexistir en fase gaseosa.

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PROBLEMAS BÁSICOS 1. Determinar la relación de radios (catión/anión) necesaria óptima para que un compuesto iónico cristalice en una red cúbica centrada en el cuerpo. En la figura se aprecia, que en este tipo de red, la diagonal del cubo D= 2rC+2rA, mientras que el lado del cubo L=2rA. Como la relación geométrica a través del teorema de Pitágoras aplicado al triángulo rectángulo interior establece que D2=d2+L2, y teniendo en cuenta que en el triángulo rectángulo de la base d2=2L2, por lo que D2=3L2, D=L√3. Sustituyendo en los factores geométricos los radios iónicos, 2rC+2rA =2rA√3, de lo que rC/rA= √3 – 1 = 0,73 .2. Determinar la energía de red del bromuro de litio sabiendo que cristaliza en red CCC cuya Cte de Madelung es 1,747, que los radios iónicos son de Br- =195pm, Li+=60pm y que los valores para el exponente de Born para la configuración del kriptón y del He son 10 y 5 respectivamente. N.A=6,02.1023 mol-1, k=9.109 uS.I: e=1,6.10-19 C. SOLUCIÓN: + Para el NaBr , r = rNa (60pm) + rBr (195pm) = 255pm z1 z2 (valencias iónicas) =1, A (cte. Madelung) =1,747 n Br -= Kr = 10, nLi+ = He = 5 , n media=7,5. 2 5 , la energía Sustituidos todos los valores, en la fórmula UR = -kNAA z1 z2e /r (1-1/n) =-1,387.10 A z1 z2/r (1-1/n) de red teórica para un mol de este compuesto será -792 kJ/mol. OJO -824 Experimental 3. Justifica cuál será más soluble en el agua, el fluoruro de potasio o el cloruro de sodio, considerando los factores que te dan para determinar la energía de red ¿Será necesaria alguna otra condición para justificar la solubilidad?: Radios iónicos : K+= 133pm. F-=136pm. Cl-=181pm. Na+ = 95pm. 23 -1 9 -19 Cte. Madelung=1,747. n(Ne)=7; n(Ar)=9. N.A=6,02.10 mol , k=9.10 uS.I: e=1,6.10 C. SOLUCIÓN: Se determinaría la energía de red para cada uno, a través del método empleado en el PB2.2, teniendo en cuenta que para el KF, n=8, r=269pm, y para el NaCl, n=8, r=276pm, la diferencia deberá ser pequeña. Así UKF=-788kJ/mol y UNaCl= -768 kJ/mol. En principio sería menos soluble el KF ( p.F.(CsCl)=646ºC b)Para el KCl : ER=-436-90-122-419+349=-718 kJ/mol

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Para el NaI: ER=-288-109-31-78496+308=-694 kJ/mol p.F.(KCl)>p.F.(NaI). Experimentalmente (KCl)=790ºC>p.F.(NaI)=651ºC.

p.F.

6. Determinar la electroafinidad del cloro, sabiendo que la energía de red del cloruro de calcio es –2214 kJ/mol, la entalpía de formación de dicho compuesto, -794 kJ/mol, la entalpía de sublimación del calcio es 193 kJ/mol, la energía de disociación del cloro 242 kJ/mol, la energía de ionización del calcio para formar Ca2+, es 1725kJ/mol. Empléese el ciclo termoquímico correspondiente. SOLUCIÓN: Diseñando el ciclo adjunto y despejando 2E.A, 2EA=-794-193-242-1725+2214=-740; EA=-370 kJ/mol

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Problemas y cuestiones complementarias (Selectividad o Acceso a Facultades de Ciencias) 1. Cuatro elementos diferentes A,B,C,D, tienen número atómico 6,9,13 y 19 respectivamente.Se desa saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos b) Su clasificación en metales y no metales c) La fórmula de los que compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del más iónico al mas covalente.

2. Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y oxígeno. a) Justifique en función de los posibles enlaces entre átomos; cuáles forman moléculas homonucleares y cuáles no, así como su estado de agregación en condiciones normales de presión y temperatura b) Formule cuatro de los compuestos que puedan formar entre sí,indicando la naturaleza del enlace formado.

3. a) Ordene según polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegatividades de la tabla adjunta los enlaces siguientes: H-F, H-O, H-N, C-O, C-Cl Elemento Electronegatividad

F 4,0

O 3,5

Cl 3,0

N 3,0

C 2,5

S 2,5

H 2,1

b) La polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta que la de CCl4? 4. Dadas las siguientes sustancias: CS2( lineal), HCN( lineal), NH3( piramidal) y H2O(angular): a) Escriba sus estrucutras de Lewis b) Justifique su polaridad 5. a) Justifique las diferencias en los puntos de ebullición de los siguientes compuestos de hidrógeno: HF (P.E.=20ºC), HCl (P.E.=-85ºC, y H2O (P.E.=100ºC) b) Deduzca si el H2S tendrá un P.E. mayor o menor que el agua. 6. Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para proponer una representación correcta. b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única fórmula estructural c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriiores la estabilidad de las mismas

7. Considerando las sustancias Br2, SiO2, Fe, HF y NaBr, justifique en función de sus enlaces: a) Si son o no solubles en el agua b) Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.

8. Alguna o algunas de las siguientes moléculas NH3, NO, CH4 BF3 no cumplen la ley del octeto, pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla. Indique razonadamente: a) Cuáles son las premisas básicas que establece la mencionada regla. b) Cuáles son las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas. c) Señale qué moléculas cumplen y cuales no, la regla del octete. 9

10.

Dadas las siguientes configuraciones electrónicas que corresponden a átomos neutros: 2 2 3 B: 1s22s22p5, C: 1s22s22p6, D: 1s22s22p63s1, A: 1s 2s 2p , a) Ordenarlos de forma que aumente gradualmente el valor del primer potencial de ionización, indicando la configuración electrónica del átomo doblemente ionizado. b) Indique el elemento cuyo segundo potencial de ionización es el mas elevado e indique la configuración electrónica del átomo doblemente ionizado. c) Indicar el elemento con mayor afinidad electrónica. d) Indicar el elemento más electronegativo. e) Indicar los elementos que presentan carácter metálico. ¿Cuál lo sería mayor? ¿Cuál es la estructura electrónica del ion Ca2+ y qué tipo de enlace presenta el calcio puro y el sulfato cálcico (Número atómico del calcio = 20)

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11.

Dados los elementos de número atómico Z=9 y Z=20 : a) Escribir sus configuraciones electrónicas e indique el grupo y período del sistema periódico a que pertenecen. b) Indicar el tipo de enlace que explica la unión de estos elementos. c) Deducir alguna propiedad física del compuesto formado.

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a) Dar la estructura electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 11, 12,13 y 15. b) Comentar la naturaleza de los enlaces de los compuestos obtenidos al combinar los elementos de números atómicos 11,12,13 y 15, con el elemento de número atómico 17.

13.

Definir los siguientes conceptos: a) orbital atómico. b) orbital molecular. c) enlace sigma d) orbital híbrido. Citar un ejemplo concreto para cada definición

14.

Por qué crees que el nitrógeno se combina fácilmente con 3F formando el trifluoruro de nitrógeno, y en cambio no existe el triyoduro de nitrógeno, aunque sí el triyoduro de fósforo.

15.

Si la energía de una debida a la configuración del benceno propuesta por Kekulé es de 1266 Kcal/mol mientras que la energía experimental es 1308kcal/mol ¿Cuánto vale la energía de resonancia? ¿Cuál es su significado?

15.

+ + Las energías de enlace del H2 ,H2,He2 y He2, son respectivamente 255, 429,243 y 0 kJ/mol. Justificar estos valores por la teoría de OM.

16.

Indica los tipos de hibridación del silicio y del boro que expliquen la no polaridad de las moléculas de silano y trifluoruro de boro. Dibujar los esquemas correspondientes.

17.

Indicar en cada caso dónde se disolverá con más facilidad el cloruro potásico: a) En agua o en una disolución acuosa de cloruro sódico. b) En agua o en benceno.

18.

De las siguientes sustancias decir justificándolo cuál es soluble en agua y cuál no: sulfato sódico, cloruro cálcico, etanol, n-hexano y cloruro de metilo.

19.

Indicar cuál de los siguientes compuestos pueden formar enlace de hidrógeno : a) Metanol. b) Etilamina. c) Etano. d) Propanona

PROBLEMAS 20 Determina la relación ideal de radios del catión y anión para que estos cristalicen formando una red cúbica centrada en las caras. 21

Determinar la arista de la celdilla cúbica del KCl (CCC) conociendo los radios íónicos de ambos: K+ : 133pm; :181pm.

Cl-

22

El fluoruro potásico tiene la misma red que el cloruro sódico, y semejante celdilla unidad. Si un mol tiene una masa de 58,1g.y el compuesto una densidad de 2,48g/cc.Cuál será la distancia interiónica F-K.

23 Determinar la arista de la celdilla cúbica del KCl (CCC) conociendo los radios iónicos de ambos: K+ : 133pm; Cl-:181pm.

24

+ Determina la energía de red del cloruro potásico, sabiendo que los radios iónicos del Cl y K son respectivamente 181 y 133pm , que la constante de Madelung de la red vale 1,747, y el exponente de Born vale 9, k=9.109 uS.I., 23 -1 -19 NºAvogadro 6,02.10 mol . 1e=1,6.10 C

25 Determina la energía de red del bromuro potásico, sabiendo que los radios iónicos del Br- y K+ son respectivamente 195 y 133pm , que la constante de Madelung de la red vale 1,747, y el exponente de Born vale 9,5, k=9.109 uS.I., 23 -1 -19 NºAvogadro 6,02.10 mol . 1e=1,6.10 C

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Calcular la densidad del plomo sabiendo que su radio atómico es 1 y que cristaliza en una red cúbica centrada en las caras. Masa molar: 207,19 g/mol . Nº de Avogadro =6,02.1023 mol-1.

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