Ácido-Base

por | Oct 23, 2021 | NIVEL AVANZADO

La lluvia es ligeramente ácida. Su pH es aproximadamente 5,6 porque contiene, disuelto, dióxido de carbono de la atmósfera, que da lugar a H2CO3 en disolución. La acidez del agua de lluvia empieza a ser preocupante cuando el pH es inferior a 5,6. Entonces se habla de lluvia ácida.

En general, se admite que la acidificación de la lluvia se debe a los óxidos de azufre y de nitrógeno presentes en la atmósfera a consecuencia de los procesos de combustión.

La mayor fuente de óxidos de azufre la constituye la combustión de carbón y petróleo en las centrales que generan electricidad. Ambos combustibles contienen pequeños porcentajes de azufre (1-3 %). Los procesos metalúrgicos constituyen otra fuente principal de óxidos de azufre, ya que la cantidad de dióxido de azufre procedente de fuentes naturales es muy pequeña (erupciones volcánicas). El dióxido de azufre se oxida en la atmósfera a trióxido de azufre que reacciona con las gotas de agua formando ácido sulfúrico (H2SO4) diluido.

Los óxidos de nitrógeno se generan fundamentalmente cuando se queman combustibles a altas temperaturas, como resultado de la combinación de nitrógeno atmosférico y oxígeno. Los medios de transporte son fuente importante de óxidos de nitrógeno, pero también se producen en los incendios forestales y las quemas agrícolas. En el aire, el NO se convierte lentamente en una mezcla de óxidos de nitrógeno, que reacciona con las gotas de agua de lluvia para formar una disolución de ácido nítrico (HNO3).

Los óxidos de azufre y nitrógeno pueden desplazarse a considerables distancias antes de combinarse con el agua y precipitarse en forma de ácidos, haciendo que el problema creado en unos países sea sufrido también en países vecinos. Así, en Suecia se culpa a Gran Bretaña de la lluvia ácida que padecen y ocurre lo mismo entre Estados Unidos y Canadá.

Las soluciones propuestas están en la línea de reducir las emisiones de estos óxidos. Así, se puede eliminar azufre del petróleo y carbón, o utilizar combustibles de bajo contenido en azufre. También se eliminan los óxidos de azufre producidos en las centrales térmicas, transformándolos en sulfatos. Y ya has visto los catalizadores de los tubos de escape de los automóviles, que transforman el NO otra vez en N2.

Determine el pH de una disolución de ácido nítrico del 3% de riqueza y 1,015 g·cm-3 de densidad.

SOLUCIÓN

Se comienza calculando la molaridad de la disolución:

 

 

\fn_cm \small M=\frac{3 \ \cancel {g \ HNO_3}}{100 \ \cancel {g \ disoluci\acute on}}\cdot\frac{1.015 \ \cancel {g \ disoluci\acute on}}{\cancel {cm^3 \ disoluci\acute on}}\cdot\frac{1000 \ \cancel {cm^3 \ disoluci\acute on}}{L \ disoluci\acute on}\cdot \frac{mol \ HNO_3}{\cancel {63 \ g \ HNO_3}}

\fn_cm \small M=0,48 \ molL^{-1}

El HNO3 es un ácido fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que no hay equilibrio:

Reacción HNO3(ac) → NO3–(ac) + H+(ac)
[ ] iniciales mol·L-1 0,48 0 0
[ ] en equilibrio mol·L-1 0 0,48 0,48

\fn_cm \small pH=-log[H^+]=-log0,48=0,316

Calcula el pH de una disolución preparada al disolver 0,34 g de NH3 en 200 mL. Kb(NH3) = 1,8·10-5.

SOLUCIÓN

El primer paso que debemos dar es calcular la concentración inicial de amoniaco en disolución:

 

\fn_cm \small [NH_3]=\frac{0,34/34}{0,2}=0,05 \ M

Con esto, ya podemos plantear el equilibrio de disociación básica:

Reacción NH3(ac) + H2O ⇔ NH4+(ac) + OH–(ac)
[ ] iniciales mol·L-1 0,05 0 0
[ ] en equilibrio mol·L-1 0,05-x x x

\fn_cm \small K_b=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}=\frac{x^2}{(0,05-x)}=1,8\cdot 10^{-5}

Dado el bajo valor de Kb, podemos suponer que x <<< 0,05, con lo que la ecuación anterior queda más sencilla:

\fn_cm \small \frac{x^2}{0,05}\approx 1,8\cdot 10^{-5}\ \ \Rightarrow \ \ x=9,5\cdot 10^{-4} \ M

Efectivamente, 9,5·10-4 <<< 0,05 (hemos simplificado adecuadamente).

\fn_cm \small x = [OH^-] = 9,5\cdot 10^{-4} \Rightarrow pOH = -log[OH^-] = 3

\fn_cm \small pH + pOH = 14 \Rightarrow pH = 14-3 = 11

En una disolución 0,03 m de amoniaco, éste se encuentra disociado* en un 2,4%. Calcule: a. El valor de la constante de disociación de la bese. b. ¿Qué cantidad de agua habrá que añadir a 100 mL de dicha disolución para que el pH de la disolución resultante sea 10,5? Suponga que los volúmenes son aditivos.

* Es habitual hablar en estos ejercicios (y en otros muchos lugares) de grado de disociación del amoniaco aunque como se puede ver en su equilibrio, el amoniaco no se disocia. Sería mejor hablar en este caso de grado de extensión del equilibrio.

SOLUCIÓN

a. El equilibrio ácido-base del amoniaco en disolución acuosa es el siguiente:

 

Reacción NH3(ac) + H2O ⇔ NH4+(ac) + OH–(ac)
[ ] iniciales mol·L-1 c= 0,03 M 0 0
[ ] en equilibrio mol·L-1 c(1-α) cα cα

Donde α es el grado de disociación del amoniaco, es decir, α = 0,024 de acuerdo con el dato de disociación del enunciado. Con este dato podemos poner:

Reacción NH3(ac) + H2O ⇔ NH4+(ac) + OH–(ac)
[ ] en equilibrio mol·L-1 0,03·(1-0,024)=0,02928 0,03·0,024=0,00072 0,03·0,024=0,00072

\fn_cm \small K_b=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}=\frac{0,00072^2}{0,02928}=1,77\cdot10^{-5}

b. Veamos primero el pH de la disolución antes de diluirla:

\fn_cm \small pOH=-log[OH^-]=-log0,00072=2,14\ \Rightarrow \ pH=14-2,14=11,86

Luego, efectivamente, hay que diluir la disolución para que baje el pH. si se desea que el valor del mismo sea de 10,5, entonces:

\fn_cm \small pOH=14-pH=3,5

\fn_cm \small [OH^-]=10^{-3,5}=3,16\cdot 10^{-4} \ M

Según hemos visto, este valor en el equilibrio es igual al producto:

\fn_cm \small 3,16 \cdot 10^{-4} = c\alpha donde ahora c representa la concentración inicial de amoniaco después de diluir y α a partir de la expresión de Kb:

\fn_cm \small k_b=1,77\cdot 10^{-5}=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}=\frac{c\alpha\cdot c\alpha}{c(1-\alpha)}=\frac{3,16\cdot 10^{-4} \alpha}{1-\alpha}

\fn_cm \small \alpha = 0,053

Ya podemos conocer la concentración inicial:

\fn_cm \small 3,16 \cdot 10^{-4}=c \cdot 0,053 \Rightarrow c=5,96 \cdot 10^{-3} \ M

Como se trata de una disolución, la concentración determinada tiene por expresión.

\fn_cm \small c=\frac{n}{0,1+V}

donde n es el número de moles iniciales de amoniaco, es decir, el número de moles contenidos en 100 mL de una disolución 0,03M de amoniaco y V es el volumen en litros de agua que hay que añadir para diluir la disolución.

\fn_cm \small 5,96 \cdot 10^{-3} = \frac{0,03\cdot 0,1}{0,1 + V} \ \Rightarrow V=0,4 \ \ L

El pH de una disolución acuosa de hidróxido de potasio es 13. Calcule:

  1. Los gramos de KOH necesarios para preparar 250 mL de disolución.
  2. El pH de la disolución obtenida al mezclar 10 mL de la disolución anterior con 10 mL de H2SO4 1,5·10-1 M.
  3. El volumen de HCl del 8% de riqueza y 1,038 g·cm3 de densidad necesarios para neutralizar 150 mL de la disolución de KOH original.

SOLUCIÓN

a) Se ha de preparar una disolución de KOH, por lo que quizá sea más cómodo hablar del pOH que del pH, más aún conocida la relación entre ambos: pH + pOH = 14.

En nuestro caso, pOH = 14-13=1 → pOH = -log[OH] = 1 → [OH] = 10-1= 0,1 M. El KOH es una base fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que el ión hidróxido que hay en disolución procede del KOH (KOH → K+ + OH–).

Por tanto, la concentración inicial de KOH fue 0,1 M.

Calculamos la masa necesaria para preparar 0,25 L de esta disolución:

M = n/V  →  n = 0,1· 0,25 = 0,025 moles de KOH

Estos 0,025 mol KOH, en gramos son 0,025·56,1 = 1,4025 g KOH.

b) Se está ante la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, por lo que lo podemos resolver estequiométricamente:

Calculamos los moles iniciales de ambas especies:

\fn_cm \small n=M\cdot V\Rightarrow \left\{\begin{matrix} n_{H_2SO_4}=0,15\cdot 0,01=0,0015 \ mol \ H_2SO_4 \\ n_{KOH} = 0,1\cdot 0,01= 0,0001 \ mol \ KOH \end{matrix}\right.

Reacción H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O
Moles iniciales 0,0015 0,001 0 0
Moles finales 0,001 0 0,0005 0,001

\fn_cm \small H_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2H_2O

El reactivo limitante es el KOH, ya que los 0,0015 mol deH2SO4 consumen 0,003 mol de KOH y solo hay 0,001. Vemos que sobran 0,001 mol de ácido.

\fn_cm \small V_{total} = 10 + 10 = 20 mL

\fn_cm \small [H_2SO_4]=\frac{n}{V}=\frac{0,001}{0,02}=0,05 \ M

El H2SO4 es un ácido fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que no hay equilibrio:

Reacción H2SO4(ac) → SO42-(ac) + 2H+(ac)
Moles iniciales 0,05 0 0
Moles finales 0 0,05 0,1

\fn_cm \small pH=-log[H^+]=-log0,1=1

c) Se vuelve a estar ante la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, por lo que lo podemos resolver estequiométricamente. Además es una reacción 1:1, por lo que el número de moles que reaccionan de ambos reactivos son idénticos.

\fn_cm \small HCl + KOH \rightarrow KCl + H_2O

Moles de KOH = 0,1 mol/L·0,15 L = 0,015 mol KOH

Moles de HCl necesarios = 0,015 moles y por tanto m(g) HCl necesarios = 0,015·36,5 = 0,5475 g HCl puros.

Como la disolución es del 8% de riqueza, para tener 0,5475 g de soluto puro, necesitaremos tomar:

\fn_cm \small m_{disoluci\acute on}=\frac{0,5475 \bcancel {\ g \ de HCl \ puros} \cdot 100 \ g \ de \ disoluci\acute on}{8 \bcancel {\ g \ de \ HCl \ puros}}=6,84 \ g \ disoluci\acute on

\fn_cm \small d = \frac{m}{V}\Rightarrow V=\frac{m}{d}=\frac{6,84 \ g}{1,038 g/cm^3}=6 \ cm^3 \ disoluci\acute on

Determine el pH de la disolución obtenida al mezclar 15 mL de HCl 10-3 m con 10 mL de NaOH 10-2 M.

SOLUCIÓN

Se está ante la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, por lo que lo podemos resolver estequiométricamente.

Se calcula los moles iniciales de ambas especies:

\fn_cm \small n=M\cdot V\Rightarrow \left\{\begin{matrix} n_{HCl}=0,001\cdot 0,015=0,000015 \ mol \ HCl \\ n_{NaOH} = 0,01\cdot 0,01= 0,0001 \ mol \ NaOH \end{matrix}\right.

Reacción HCl + NaOH → NaCl + H2O
Moles iniciales 1,5·10-5 10-4 0 0
Moles finales 0 8,5·10-5 1,5·10-5 1,5·10-5

Vemos que sobran 8,5·10-5 mol de base. \fn_cm \small V_{total}=10+15=25mL

\fn_cm \small [NaOH] = \frac{n}{V}=\frac{8,5\cdot 10^{-5}}{0,025}= 3,4\cdot 10^{-3} \ M

NaOH es una base fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que no hay equilibrio:
Reacción NaOH(ac) → Na+(ac) + OH–(ac)
[ ] inicial 3,4·10-4 0 0
[ ] final 0 3,4·10-4 3,4·10-4
\fn_cm \small pOH=-log[OH^-]=-log3,4\cdot10^{-3}=2,47\Rightarrow pH=14-2,47=11.53

Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1= 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una disolución de H3PO4 0,08 M.

SOLUCIÓN

Equilibrio 1

Reacción H3PO4  + H2O ⇔ H2PO4–  + H3O+ 
[ ] iniciales 0,08 0 0
Supongamos que se disocian x moles·L-1 de H3PO4 
[ ] en equilibrio (mol·L-1) 0,08-x x x

\fn_cm \small K_{a1}=\frac{[H_2PO_4^- ] [H_3O^+] }{[H_2PO_4]}=\frac{x^2}{0,08-x}=7,5 \cdot 10^{-3} \ M

\fn_cm \small [H_2PO_4^- ] = [H_3O^+] = 0,021 \ M

Equilibrio 2

Reacción H2PO4– + H2O ⇔ HPO42- + H3O+ 
[ ] iniciales 0,021 0 0,021
Supongamos que se disocian y moles·L-1 de H2PO4– 
[ ] en equilibrio (mol·L-1) 0,021 – y y 0,021 + y

\fn_cm \small K_{a2}=\frac{[HPO_4^2-][H_3O^+]}{[H_2PO_4^-]}=\frac{y\cdot(0,021+y)}{0,021-y}\approx \frac{0,021y}{0,021}=6,2\cdot10^{-8} \ M

\fn_cm \small y = 6,2\cdot 10^{-8} \ M \ \Rightarrow \ [HPO_4^{2-}]=6,2\cdot 10^{-8} \ M

Equilibrio 3

Reacción HPO42- + H2O ⇔ PO43- + H3O+ 
[ ] iniciales 6,2·10-8 0 0,021
Supongamos que se disocian z moles·L-1 de HPO42- 
[ ] en equilibrio (mol·L-1) 6,2·10-8– z z 0,021+z

\fn_cm \small K_{a3}=\frac{[H_3PO_4][H_3O^+]}{[HPO_4^{2-}]}=\frac{z\cdot(0,021+z)}{6,2\cdot 10^{-8}-z}\approx \frac{0,021z}{6,2\cdot10^{-8}}=2,2\cdot10^{-13} \ M

\fn_cm \small z= 6,5\cdot10^{-19} \ \Rightarrow \ [PO_4^{3-}]=6,5\cdot10^{-19} \ M

Justifique, mediante los equilibrios apropiados y sin necesidad de cálculos numéricos, si las disoluciones de las siguientes sustancias tendrán pH ácido, neutro o básico:
  1. Cianuro sódico, Ka(HCN)=4,8·10-10
  2. Nitrato potásico,
  3. Nitrato amónico, Kb(NH3)=1,7·10-5

SOLUCIÓN

Las sales, generalmente, son solubles y electrolitos fuertes, es decir, se disocian por completo. Lo que hay que preguntarse es si los iones resultantes tienen o no actividad ácido- base.

a) NaCN(s) → Na+(ac) + CN–(ac)

Nos cuestionamos los procesos ácido-base en los que intervienen ambos iones:

  • NaOH(ac) → Na+(ac) + OH–(ac). El Na+, una vez formado, no tiene marcha atrás.
  • HCN(ac) ↔ H+(ac) + CN–(ac) El CN–, una vez formado, sí tiene marcha atrás, es decir, el CN– sí puede intervenir como reactivo en un proceso ácido-base:

CN–(ac) + H2O ↔ HCN(ac) + OH–(ac)

Es un equilibrio de basicidad, luego la disolución dada tiene un carácter básico.

b) KNO3(s) → K+(ac) + NO3–(ac)

Nos cuestionamos los procesos ácido-base en los que intervienen ambos iones:

  • KOH(ac) → K+(ac) + OH–(ac). El K+, una vez formado, no tiene marcha atrás.
  • HNO3(ac) → H+(ac) + NO3–(ac). El NO3–, una vez formado, no tiene marcha atrás.

Por tanto la disolución dada tiene un carácter neutro.

c) NH4NO3(s) → NH4+(ac) + NO3–(ac)

Nos cuestionamos los procesos ácido-base en los que intervienen ambos iones:

  • HNO3(ac) → H+(ac) + NO3–(ac). Se observa que el NO3–, una vez formado, no tiene marcha atrás.
  • NH3(ac) + H2O ↔ NH4+(ac) + OH–(ac). Se observa que el NH4+ , una vez formado, sí tiene marcha atrás, es decir, el NH4+ sí

puede intervenir como reactivo en un proceso ácido-base:

NH4+(ac)  ↔ NH3(ac) + H+(ac)

Es un equilibrio de acidez, luego la disolución dada tiene un carácter ácido.

*Si la sal produjese dos iones con actividad ácido-base, como el NH4CN, habrá que comparar la magnitud de la constante de disociación de ambos iones.

En este caso, KaNH4 = 5,88·10-10 y KbCN = 2,08·10-5. Como KbCN–>KaNH4+, la disolución tendrá carácter básico.

El análisis cuantitativo

El trabajo más frecuente en todos los laboratorios químicos consiste en la realización de análisis cualitativos (¿qué sustancias hay en una muestra?) y cuantitativos (¿cuánto hay de cada una de ellas?). El análisis cuantitativo determina las cantidades de sustancias químicas expresadas como pureza de muestras o concentración de disoluciones. Por ejemplo, determinar el % de un determinado metal contenido en un mineral, el % de ácido acético en un vinagre, la concentración de cloro en el agua, etc.

Si la muestra es sólida, caso muy habitual, lo más práctico es disolverla en agua, normalmente por reacción con ácidos, y llevar la disolución hasta un volumen perfectamente determinado, para aplicar posteriormente a esa disolución técnicas experimentales con objeto de determinar su concentración.

De entre esas técnicas (métodos ópticos, eléctricos, gravimetrías y volumetrías), solamente vas a trabajar con las volumetrías o valoraciones volumétricas, que consisten en medir volúmenes de dos disoluciones, una de ellas de concentración conocida, para determinar la concentración de la otra.

Valoraciones volumétricas

Los métodos volumétricos son los más sencillos, y, además, el material necesario es barato. Fíjate en que se usa un soporte con una pinza de bureta, una bureta y un erlenmeyer (además, hace falta una pipeta para medir con precisión el volumen de disolución que se añade al erlenmeyer). Con un trabajo adecuado por parte del experimentador se consiguen errores menores del 1%.

Las reacciones químicas en una valoración volumétrica deben ser completas, rápidas y se debe determinar con facilidad el punto final de la reacción. Las reacciones de neutralización ácido-base cumplen estas tres características.

En las volumetrías se dispone de dos disoluciones, de forma que un volumen determinado de la disolución de concentración desconocida (25 ml generalmente) se coloca en el erlenmeyer, y se llena la bureta con la disolución valorante, de concentración conocida. También se puede colocar la disolución de concentración conocida en el erlenmeyer y la de concentración a determinar en la bureta.

Se va añadiendo disolución desde la bureta hasta que se observa el final de la reacción, por medio del cambio de color del indicador. En ese momento, se lee el volumen añadido de disolución, según la escala de la bureta.

Realización de una volumetría ácido-base

  • Se toma una cierta cantidad de la disolución problema a valorar, y se sitúa en un matraz erlenmeyer, junto con unas gotas de indicador. La elección del indicador se hace teniendo en cuenta el ácido y la base que reaccionan, como verás más adelante.
  • Se prepara una disolución del agente valorante, de concentración conocida, y con ella se llena la bureta. El agente valorante será un ácido si el problema a valorar es una base; análogamente, el agente valorante será una base si el problema a valorar es un ácido.
  • Se va añadiendo poco a poco la disolución de la bureta, agitando el erlenmeyer para lograr una mezcla rápida de ambos reactivos. Esta adición se detiene en el momento del viraje del indicador a un color persistente (punto final de la valoración). Este cambio de color indica que las cantidades puestas a reaccionar han sido las estequiométricas.

FUENTE: https://e-ducativa.catedu.es/

Más información en el siguiente video.

  1. ¿En qué unidades se mide Kw?
  2. A un recipiente con agua se le añade NaOH hasta que la concentración de iones OH- es de 0,1 M. Calcula la [H3O+]  e indica si se trata de una disolución ácida o básica. Solución: [H3O+]=10-13, básica.
  3. Justifica si es posible la existencia de una disolución acuosa en la que no existan iones hidroxilo.
  4. Señala cuáles son las bases conjugadas de los ácidos HCl, H2O, H3O+, NH4+ y HCO3–. A continuación, indica cuáles son los ácidos conjugados de las bases Cl–, H2O, CO32-, OH– y NH3.
  5. Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
  6.  Defina y explique en forma clara y concisa los siguientes términos a) electrólito fuerte; b) electrólito débil; c) no electrolito; d) ácido fuerte; e) base fuerte ; f) ácido débil; g) base débil.
  7. De los nombres y las fórmulas de. a) los ácidos fuertes comunes; b) seis bases débiles; c) las bases fuertes solubles comunes; d) diez sales iónicas solubles.
  8. Calcule las concentraciones de los iones constituyentes en las disoluciones de las concentraciones indicadas en los compuestos siguientes: a) 0,10M HI; b) 0,010 M Sr(OH)2; c) 0,050 M KOH; d) 2·10-3M Ba(NO3)2 e) 3·10-4 M H2SO4 f) 3,5·10-4 M HClO4.
  9. Escriba las reacciones de disociación de las siguientes especies químicas, indicando cuál es su base conjugada: agua , ion hidrógenosulfuro, ion hidrogenocarbonato, ion oxhidrilo, ion hidrogenosulfato, amoníaco, dioxoclorato(III) de hidrógeno.
  10. Indique cuáles son los ácidos conjugados en disolución acuosa de las siguientes especies químicas: agua, ion hiddrogenosulfuro, ion carbonato, ion etanoato, ion sulfato, hidróxido de amonio, hidracina.
  11. Ponga un ejemplo en cada caso de ácido de Arrhenius, base de Brönsted y ácido de Lewis. Razone la respuesta.
  12. De las siguientes sales: cloruro de potasio, acetato de sodio, sulfato de amonio y cianuro de potasio,¿cuáles presentan, al disolverse en agua carácter ácido básico o neutro?
  13. ¿Una disolución neutra tiene siempre pH=7?
  14. Explique cómo varía la acidez de los hidrácidos del grupo de los halógenos.
  15. Dos ácidos tienen valores de pKa iguales a 4,8 y 9,1 respectivamente ¿cómo son las respectivas bases conjugadas?
  16. Calcule el pH de una disolución 0,1M de a) ácido bromhídrico; b) ácido sulfúrico c) hidróxido de potasio d) hidróxido de calcio.
  17. Determinar el pH y el grado de disociación de una disolución 0,5M de ácido cianhídrico. Ka= 4,8.10-10.
  18. Tenemos una disolución acuosa de ácido fluorhídrico 10-2M, en la que la concentración de iones H3O+ es 2,3·10-3 m/l Calcula: a) el pH de la disolución y b) la constante del ácido fluorhídrico.
  19. Se dispone de una disolución de ácido butanoico en agua, cuyo pH es 3. A 25 ºC, la constante de ionización del ácido vale 1,5·10-5. Calcular la molaridad de la disolución y el grado de disociación.
  20. Calcular el pH de una disolución de cianuro de potasio que contiene 32,55 g/l Ka=4,0 ·10-10.
  21. Hallar la constante de hidrólisis y la concentración en mg/l de una disolución de bromuro de amonio cuyo pH es 6. Kb= 1,8·10-5.
  22. Entre las siguientes bases seleccione la que tiene Kb más pequeño y la que tiene el valor mayor. Anilina, p-cloroanilina, amoníaco, metilamina.
  23. Se desea obtener una disolución acuosa de pH=8,65 disolviendo una de las siguientes sales en agua.¿Cuál de estas sales se debe utilizar y con qué molaridad? a) cloruro amónico , b) bisulfato potásico, c) nitrito de potasio d) nitrato sódico. Datos KNH3 = 1,8·10-5 KHNO2 = 7,2·10-4.
  24. indique cuál es el ácido más fuerte de las siguientes parejas: a) ácidos cloroso o clórico. b) ácidos carbónico o nitroso c) ácidos silícico o fosfórico.
  25. Indique cuál de estos ácidos es el más débil y el más fuerte. Justifique la respuesta. Bromuro de hidrógeno, cloroacético, propiónico, 2-fluoropropiónico y tricloroacético.
  26. Calcular las concentraciones de todos los iones en una disolución de ácido sulfúrico 0,5M.(Ka2= 1,1·10-2) [H2SO4]=0; [HSO4–] = 0,49 mol/L;[SO42-] = 0,011 mol/L; [H3O+]=0,51 mol /L.
  27. El ácido sórbico, HC6H7O2(pKa=4,77), se emplea mucho en la industria alimentaria como conservante. Por ejemplo, su sal de potasio se añade al queso para evitar la formación de mohos. ¿Cuál es el pH de una disolución de sorbato de potasio(aq) 0,37M? pH=9,2
  28. La piridina C5H5N (pKb=8,82), reacciona con HCl formándose una sal, el cloruro de piridinio. Escriba la ecuación iónica para la hidrólisis del ion piridinio y calcule el pH de una disolución acuosa de cloruro de piridinio 0,0482M. pH= 3,3.
  29. Calcular el pH de una disolución de ácido fuerte monoprótico 10-7M a 25 ºC. pH= 6,8.
  30. ¿Cuál es la proporción de bicarbonato a ácido carbónico en la sangre a pH=7,4? Ka1= 4,4·10-7 , Ka2= 4,7·10-11 [HCO3–]/[H2CO3]=10,96.
  31. Disponemos de 500mL de disolución 0,4M de ácido débil y 0,4M de sal del mismo sabiendo que la constante de acidez del mismo es 10-6, calcular: a) pH de la disolución reguladora. pH=6. b) pH al adicionar 50 mL de HCl 0,1M a 500 cc de la reguladora. pH= 5,98. c) pH al adicionar 50 ml de HCl 0,1M a 500 cc de agua. pH=2,04. d) pH al adicionar 50 mL de NaOH 0,1M a 500 cc de la reguladora. pH= 6,02 e) pH al adicionar 50 ml de NaOH 0,1M a 500 cc de agua. pH = 11,96.
  32. Dadas las siguientes disoluciones acuosas: A = NH4Br 0,2M; B = NH3 0,6M; C= HCl 0,1M. Calcular el pH de la disolución resultante al mezclar Kb=1,8·10-5 a) 150 ml de A con 100 ml de B. pH=9,6 b) 50 ml de B con 300 ml de C. pH=5,2.
  33. El pH de una disolución acuosa de un ácido monoprótico HA es 2. Ka=1,2·10-4.) ¿Cuál es el grado de ionización de dicho ácido? α= 1,2 b) Se mezclan 200 ml de este ácido con 400 ml de KOH 0,3M ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? pH= 4,32 c) ¿Cómo evoluciona el pH de la disolución anterior al adicionar 50 ml de HCl 0,8N? ΔpH=0,43.
  34. Hallar el volumen de NaOH 0,1M necesario para neutralizar 10 cm3 de ácido sulfúrico del 98% de riqueza en peso y densidad 1,84 g/cc. V=3,68 L.
  35. Para neutralizar 40 ml de ácido sulfúrico 0,05 M se necesitan 10,23 ml de una disolución de hidróxido de sodio de molaridad desconocida. Calcular la cantidad de agua que hay que añadir a 500 ml de esta disolución de hidróxido de sodio para obtener una disolución 0,05 M. Vagua= 3410 mL.
  36. Hallar el pH de la disolución resultante de disolver 4 g de hidróxido de sodio en 250 ml de agua. Si se diluye la disolución anterior hasta 2000 ml, ¿cuál sería el nuevo pH? Calcular el volumen de una disolución de ácido sulfúrico 0,025 M necesario par neutralizar completamente 50 ml de la disolución inicial. pH=13,60; pH=12,7; V=400 mL.
  37. En un matraz aforado de 100 ml se introducen 6,75 gramos de hipobromito potásico y se completa con agua hasta el enrase con lo que se obtiene una disolución. Calcular: a) El grado de hidrólisis de la sal en dicha disolución.α=2,83·10-3 b) El volumen de ácido hipobromoso 0,8 M que debe añadirse a 40 ml de la disolución anterior para obtener un tampón de pH = 8,5. Vácido= 31,6 mL. Dato:Ka=2.5·10-9.
  38. La constante de ionización del ácido butanoico es 1,5·10-5. Calcular: a) El pH de la disolución formada al disolver 3,6 gramos de ácido butanoico en 500 mL de agua. pH = 2,96 b) pH de la disolución obtenida cuando 100 mL del ácido anterior se neutralizan con hidróxido de sodio 0,2M. pH = 8,80 c) pH de la disolución de hidróxido de sodio 0,2M pH = 13,30 d) pH de la disolución formada al adicionar a 300 mL del ácido anterior, 100mL de NaOH 0,2M. pH = 5,46 Kw=10-14 T=25 ºC
  39. En el laboratorio se prepara un litro de las siguientes disoluciones: formiato sódico 0,2 M y HCl 0,5 M. a) Determinar el pH de la disolución de formiato sódico 0,2 M. pH = 8,35. b) ¿Cuál es el pH de la disolución que resulta al mezclar 200 ml de formiato de sodio 0,2M y 50 ml de HCl 0,5M. pH = 3,17.
  40. Para preparar el ácido clorhídrico diluido, se dispone de ácido concentrado de densidad 1,18 g/cc y 36% en peso. Calcular la molaridad, molalidad del ácido concentrado, así como, el volumen necesario para preparar un litro de HCl 0,5 M. M = 11,65 mol/L; m= 15,43 mol/Kg; V=42,9 mL; pH de la disolución de HCl diluido. pH= 0,30.  Ka=4·10-4 Kw=10-14 T = 25 ºC.
  41. Se valoran 25 mL de ácido acético (Ka=1,8·10-5) 0,100 M con NaOH 0,100M. Calcular el pH en los siguientes puntos de la valoración: a) Punto inicial. pH= 2,87. b) Al adicionar 10 mL de NaOH. pH= 4,56. c) Al adicionar 24 mL. pH= 6,12. d) En el punto de equivalencia. pH= 8,72 e) Cuando el volumen de NaOH añadido es de 30 mL. pH= 11,96
  42. Se dispone de 600 mL de disolución reguladora 0,7M en NH3(Kb=1,8·10-5) y 0,2 M en NH4Br. Calcular la variación que experimenta el pH de la misma al adicionar 20 mL de clorhídrico 0,3M. ΔpH = -0,027.

JUNIO 2013

  1. Determine la masa de NaOH necesaria para neutralizar 25 mL de una disolución de un ácido monoprótico débil de pH = 2,15 que se encuentra disociado un 7,1 %. (1,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2013

  1. Un vinagre comercial tiene una riqueza del 5% en masa de ácido acético, CH3COOH, y una densidad d = 1,00 g/cm3. Calcule: a. La molaridad de la disolución en ácido acético. (0,6 puntos) b.El grado de ionización del ácido y el pH del vinagre. (1 punto) c. El volumen de KOH 0,5 M necesario para neutralizar 20 mL de vinagre. (0,4 puntos) Ka = 1,8.10-5.

JUNIO 2014

  1. Calcule la masa de HNO2 necesaria para preparar 500 mL de una disolución de pH = 3,2, sabiendo que su constante de acidez es 7,1·10-4 mol/L. (1,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2014

  1. Calcule el pH de una disolución saturada de Cd(OH)2. (0,75 puntos)
  2. Calcule la solubilidad en mol/L del Cd(OH)2 a pH=13. (0,75 puntos)

JUNIO 2015

  1. Sabiendo que el pH de una disolución acuosa de ácido acético (CH3-COOH) es igual a 2,87; calcule: a. Grado de disociación del ácido en dicha disolución (1,5 puntos) b. Concentración molar del ácido en dicha disolución (0,5 puntos). Dato: Ka(CH3-COOH) = 1,8 ·10-5
  2. Justifique, sin realizar cálculos numéricos, si las siguientes disoluciones son ácidas, básicas o neutras; explicando los procesos que tienen lugar: a. Disolución acuosa de cloruro de amonio (NH4Cl) (1 punto) b. Disolución acuosa de acetato sódico (CH3-COONa) (1 punto) Datos: Ka(CH3-COOH) = 1,8·10-5; Kb(NH3) = 1,7·10-5

SEPTIEMBRE 2015

  1. Calcule el pH de la disolución resultante obtenida al mezclar 20 mL de una disolución de ácido nítrico (HNO3), del 5% de riqueza y 1,008 kg/L de densidad, con 40 mL de una disolución de NaOH de pH igual a 13,55. Considere que el volumen de la mezcla de dichas disoluciones es aditivo (2 puntos). Datos: Masas atómicas: H=1; N=14; O=16 g/mol
  2. Una disolución acuosa 0,01 M de ácido benzoico (C6H5COOH) presenta un grado de disociación del 8,15%. Calcule: a. Constante de acidez del ácido benzoico (1 punto) b. pH de la disolución (1 punto)

JUNIO 2016

  1. Calcule el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a. NaOH, 2·10-5 M (0,5 puntos) b. CH3-COONa, 0,5 M (1,5 puntos) Dato: Ka(CH3-COOH)=1,85·10-5.
  2. Si una disolución acuosa de ácido benzoico (C6H5-COOH) de concentración 0,01 M está ionizada al 7,6%, calcule: a. La constante de ionización de dicho ácido. (1 punto) b. El pH de dicha disolución. (0,5 puntos) c. La concentración de ácido benzoico sin ionizar que se halla presente en el equilibrio. (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2016

  1. Se prepara una disolución de ácido clorhídrico por dilución de 10 mL de una disolución comercial con agua destilada hasta un volumen final de 1,5 L. Sabiendo que la disolución comercial tiene densidad igual a 1,15 g mL-1y riqueza del 30% en peso, calcule para la disolución diluida de HCl: (Datos: Masas atómicas: H=1; Cl=35,5). a. Su concentración molar (1,5 puntos) b. Su pH (0,5 puntos)
  2. Sea una disolución acuosa 3,2·10-3 M de una sustancia básica M(OH)2, que presenta un grado de ionización de 0,58. Calcule: a. El pH de dicha disolución (1 punto) b. La constante de basicidad de dicha sustancia (1 punto)

JUNIO 2017

  1. Calcule el volumen de NaOH de riqueza del 40% y densidad 1,20 kg/L necesario para: a. Preparar 5 L de disolución de pH=13 (1,7 puntos) b. Neutralizar 25 mL de una disolución acuosa de HNO3 de concentración 3 mol/L (0,5 puntos) Datos: Masas atómicas: Na= 23; H= 1; O= 16 g/mol.
  2. Para una disolución acuosa de cloruro de amonio (NH4Cl) de concentración 0,015 mol/L, calcule: a. La constante de hidrólisis (0,5 puntos) b. El grado de hidrólisis (1 punto) c. El pH (0,5 puntos) Datos: Kb(NH3) = 1,7·10-5.

SEPTIEMBRE 2017

  1. Sea una disolución acuosa de NH3 de concentración 0,1 mol/L. Calcule: a. La constante de basicidad del NH3 (1 punto) b. El grado de disociación del NH3 (1 punto)Datos: Ka (NH4+) = 5,7·10-10
  2. Se dispone de 1 L de una disolución de un ácido débil de fórmula molecular AH, con una concentración 0,2 mol/L. Si el grado de disociación es del 22%: a. Calcule constante de acidez de la especie AH (1,5 puntos) b. Calcule el pH de dicha disolución (0,5 puntos) c. Justifique la veracidad o falsedad de la siguiente afirmación: “La base conjugada del ácido AH no sufre hidrólisis” (0,2 puntos)

JUNIO 2018

  1. Sabiendo que la constante de acidez del ácido cianhídrico es Ka(HCN)=6,2•10-10, calcule para una disolución acuosa de NaCN 0,01 M: a.  El pH (1,5 puntos) b. El grado de hidrólisis (0,5 puntos)
  2. Se preparan 100 mL de una disolución acuosa conteniendo 0,5 g de un ácido monoprótico (AH). Calcule: a. El pH de la disolución (1 punto) b. La concentración molar de ácido sin disociar (AH) en el equilibrio (0,5 puntos) c) El grado de ionización de dicho ácido (0,5 puntos) Datos: Ka(AH)= 2,6·10-5. Masa molecular de AH = 180 g·mol-1

SEPTIEMBRE 2018

  1. Para una disolución acuosa de un ácido monoprótico (AH), en la que la concentración de H3O+ es igual a 1,34•10-3 mol L-1 y el porcentaje de disociación del ácido 1,3%, calcule: a. La concentración molar de la especie AH en equilibrio (1 punto) b. La constante de acidez de dicho ácido (1 punto)
  2. Sabiendo que la constante de basicidad del amoniaco es Kb(NH3)=1,8•10-5, para una disolución acuosa de NH4Cl 0,01 M, calcule: a. El pH (1,5 puntos) b. El grado de hidrólisis (0,5 puntos)

JUNIO 2019

  1. Se dispone de dos disoluciones ácidas de HCl y HCN, ambas de concentración 0,05 mol‧L-1. Calcule: a) El pH de la disolución de HCl. (0,5 p.) b) El pH de la disolución de HCN. (1,5 p.). Dato: Ka(HCN) = 4,9‧10-10.
  2. a) Calcule el volumen de una disolución de NaOH, de concentración 3,5 mol‧L-1, necesario para neutralizar 50 mL de una disolución de HNO3, de concentración 504 g‧L-1. (1,5 p.) Datos: Masas atómicas: H=1, N=14, O=16 (g‧mol-1) b) Se dispone de una disolución de CH3-COOH y otra de HClO2, ambas de concentración 0,1 mol/L. Explique razonadamente cual presentará un valor menor de pH, sabiendo que: Ka(CH3-COOH) =1,8‧10-5 y Ka (HClO2) = 1,1‧10-2 (0,5 p.).

SEPTIEMBRE 2019

  1. Calcule el pH de las siguientes disoluciones: a) Disolución acuosa de NaOH 0,5 M. (0,5 p.) b) Disolución formada al mezclar 200 mL de una disolución de HCl 0,2 M y 100 mL de una disolución de NaOH 0,5 M. Considere los volúmenes aditivos. (1,5 p.)
  2. Una disolución acuosa de HClO 0,2 M tiene un pH igual a 4,12. Calcule para dicho ácido: a) Su grado de disociación. (1 p.) b) Su constante de acidez. (1 p.) Datos: Masas atómicas: H=1; Cl=35,5; O=16 (g‧mol-1).

JUNIO 2020

  1. El amoniaco es una base débil, cuya constante de basicidad es Kb(NH3) = 1,8·10-5. a) Calcule el pH de una disolución de NH3 de concentración c = 0,15 M. (1 p.) b) Explique si una disolución de cloruro amónico (NH4Cl) en agua será ácida, básica o neutra. No es necesario realizar cálculos numéricos, pero sí explicar los procesos químicos que tienen lugar. (1 p.)
  2. a) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 40 mL de HCl 0,25 M con 25 mL de Ca(OH)2 0,2 M (considere los volúmenes aditivos). (1,25 p.) b) Calcule el pH de una disolución de K(OH) 0,05 M. (0,75 p.)

SEPTIEMBRE 2020

  1. a) En un recipiente se encuentra una disolución saturada de Ni(OH)2, en equilibrio con 2,0 g de Ni(OH)2(s). a1) Si la concentración de iones hidroxilo es [OH‒] = 3,2·10‒5 M, ¿cuál será la [Ni2+]? (0,6 p) a2) Si se extrae del recipiente 1,0 g del precipitado de Ni(OH)2(s), ¿qué ocurrirá con las concentraciones [OH‒] y [Ni2+] (aumentarán, disminuirán o permanecerán constantes)? Justifique su respuesta. (0,3 p) a3) Si se adiciona al recipiente una disolución saturada de NiCl2 en agua, de forma que la [Ni2+] en la disolución aumenta, ¿qué ocurrirá con el precipitado de Ni(OH)2(s) (su masa aumentará, disminuirá o permanecerá constante)? Justifique su respuesta. (0,3 p) b) Calcule la constante del producto de solubilidad (Kps) del Fe(OH)3 a 25 ºC si su solubilidad en agua a dicha temperatura es s = 1,96·10-10 M. (0,8 p)
  2. Calcule el volumen de una disolución de Ca(OH)2 0,5 M necesario para: a) Preparar 0,5 L de una disolución de pH = 13. (1 p) b) Neutralizar 100 mL de una disolución de HCl 1 M. (1 p)

Teoría de Arrhenius

Ácido: sustancia neutra que coma disuelta en agua, desprende protones (H+): HA ⇔ H+ + A–

Base: sustancia neutra que coma disuelta en agua, desprende hidroxilos (OH–): BOH ⇔ B+ + OH–

Reacción de neutralización, entre un ácido y una base: HA + BOH → A– + B+ + H2O

 Teoría de Bronsted y Lowry

Ácido: sustancia capaz de ceder protones (H+). Ejemplos: HCl, H2SO4

Base: sustancia capaz de captar protones (H+). Ejemplos: NH3, CO32-.

La reacción entre un ácido y una base es una transferencia de protones: HA + B → A– + BH+

Par ácido-base conjugado. Ejemplos: HA/A– y B/BH+.

Equilibrio de ionización del agua

H2O + H2O ⇔ OH– + H3O+                   Kw = [H3O+][OH–] = 10-14pH = -log [H3O+]

 

pOH = -log [OH–]                 14 = pH + pOH

 

Disolución neutra [H3O+] = [OH–] [H3O+] = 10-7; [OH–] = 10-7 pH = 7 , pOH = 7
Disolución ácida [H3O+] > [OH–] [H3O+] > 10-7; [OH–] < 10-7 pH < 7, pOH > 7
Disolución básica [H3O+] < [OH–] [H3O+] < 10-7; [OH–] > 10-7 pH > 7, pOH < 7

Fortaleza relativa de los ácidos y las bases

La fuerza relativa de los ácidos y de las bases depende del desplazamiento hacia la derecha en el proceso:

 

\fn_cm \small HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_2O \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-

 

\fn_cm \small k_a=\frac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]} \ \ \ \ k_b=\frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}Grado de ionización o de disociación (α):

\fn_cm \small \alpha _A=\frac{[A^-]}{[HA]_0} \ \ \ \ \ \ \alpha _B=\frac{[BH^+]}{[B]_0}

 Equilibrio de hidrólisis

Hidrólisis: se produce cuando alguno de los iones de una sal sufre un proceso ácido-base con el agua. Sufren hidrólisis los aniones que proceden de un ácido débil o los cationes que proceden de una base débil:

  • Sal procedente de un ácido fuerte y una base fuerte. No hay hidrólisis → medio neutro. Ejemplo: NaCl.
  • Sal procedente de un ácido débil y una base fuerte. Sufre hidrólisis el anión dando un medio básico. Ejemplo: CH3COONa.

\fn_cm \small K_h=\frac{K_w}{K_a}

  • Sal cuya unión procede de un ácido fuerte y su catión de una base débil. Sufre hidrólisis el catión dando un medio ácido. Ejemplo: NH4Cl.

\fn_cm \small K_h=\frac{K_w}{K_b}

Disolución reguladora

Las disoluciones reguladores, tampón o amortiguadoras, mantienen fijo el pH del medio aunque se le añadan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte. Se pueden formar de dos maneras:

  • Un ácido débil más una sal de ese ácido débil.  Ejemplo: CH3COOH + NaCH3COO
  • Una base débil más una sal de base débil. Ejemplo: NH3 + NH4Cl

Medida de la acidez o basicidad de una disolución

Mediante indicadores: su color cambia con el pH del medio en que se encuentre. Papel indicador: papel impregnado de una mezcla de indicadores que toman un color según el pH.

pHmetro. Electrodo que mide el valor del pH cuando se introducen en una disolución.

Valoración ácido base

Permite conocer la concentración de un ácido midiendo el volumen de una base de concentración conocida que se requiere para reaccionar cierta cantidad del ácido (o viceversa).

Punto de equivalencia: en el, la [H3O+] procedente del ácido coincide con la [OH–] procedente de la base. Se produce a:

  • pH = 7 si se valora un ácido fuerte con una base fuerte.
  • pH < 7 si se valora una base débil con un ácido fuerte.
  • pH > 7 si se valora un ácido débil con una base fuerte.

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

El enlace químico

por | Oct 21, 2021 | NIVEL AVANZADO

 La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación  en el sistema periódico? b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos? c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular? Justifique las respuestas.

SOLUCIÓN

  1. Sí.
  2. Sí.
  3. No.
  4. Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y el compuesto no será molecular. Igualmente, los gases nobles (p6) se encuentran como átomo aislados.  Son moleculares los elementos no metálicos (p2– p5).


Calcula la energía de red del cloruro de potasio a partir de los siguientes datos: 

  • Constante de Madelung = 1,75
  • Factor de compresibilidad 0 9
  • |qe| = 1,6·10-19C
  • K = 9·109 Nm2/C2
  • rk+ = 0,133 nm
  • rCl- = 0,181 nm

SOLUCIÓN

La ecuación para calcular U es:

\fn_cm \small U=N_AK\frac{Q_aQ_c}{d_e}A\left ( 1-\frac{1}{n} \right )

La carga de los iones cloruro y potasio es la de un electrón, en valor absoluto, dado que está en la forma iónica Cl– y K+.

Sustituyendo los valores de las distintas magnitudes, expresadas en unidades del Sistema Internacional, tenemos:

\fn_cm \small U=9\cdot10^9\cdot \frac{1,6\cdot 10^{-19}\cdot 1,6\cdot 10^{-19}}{(0,133+0,18)\cdot10^{-9}}\cdot 1,75 \left ( 1-\frac{1}{9} \right )=1,14\cdot 10^{-18}J

Multiplicando por el número de Avogadro tendremos la energía de red por mol de cloruro de potasio:

\fn_cm \small U=1,14\cdot 10^{-18}J\cdot \frac{6,022\cdot10^{23}}{mol}=687 \frac{kJ}{mol}

Nota: el valor experimental es aproximadamente 715 KJ barra mol. ¿Cuál es el error que se ha cometido al evaluarlo por la actuación de Madelung?

Indica si será polar o no la molécula CH3OH.

SOLUCIÓN

El átomo central es el carbono, tiene: 4 pares de enlace ⇒ geometría tetraédrica.

 

Polaridad del enlace Polaridad de la molécula

C-H: ENC – ENH = 2,5 – 2,1 = 0,4

Enlace polar:

δ–← δ+

C-H

C-O: ENC – ENO = 2,5 – 3,5 = -1

δ–← δ+

C-O

Mueve el ratón para mover y ampliar la molécula.

Como la molécula no es simétrica:

\fn_cm \small \sum \vec{\mu }\neq 0\Rightarrow Mol\acute ecula \ polar

 

 

  1. La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el Sistema Periódico?. b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos?. c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas?. d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular?. Justifique las respuestas.
  2. Considere los elementos: A (Z = 12) y B (Z = 17). Conteste razonadamente: a) ¿Cuáles son las configuraciones electrónicas de A y de B?. b) ¿Cuál es el grupo, el período, el nombre y el símbolo de cada uno de los elementos?. c) ¿Cuál tendrá mayor su primera energía de ionización?. d) ¿Qué tipo de enlace se puede formar entre A y B?. ¿Cuál será la fórmula del compuesto resultante?. ¿Será soluble en agua?
  3. .Considerando el elemento alcalinotérreo del tercer período y el segundo elemento del grupo de los halógenos: a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Escriba los cuatro números cuánticos posibles para el último electrón de cada elemento. c) ¿Qué tipo de enlace corresponde a la unión química de estos dos elementos entre sí?. Razone su respuesta. d) Indique los nombres y símbolos de ambos elementos y escriba la fórmula del compuesto que forman.
  4. El elemento de número atómico 12 se combina fácilmente con el elemento de número atómico 17. Indique: a) La configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental. b) El grupo y período al que pertenece cada uno. c) El nombre y símbolo de dichos elementos y del compuesto que pueden formar. d) El tipo de enlace y dos propiedades del compuesto formado.
  5. Dados los elementos A, B y C, de números atómicos: 6, 11 y 17, respectivamente, indique: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Su situación en la Tabla Periódica (grupo y período). c) El orden decreciente de electronegatividad. d) Las fórmulas de los compuestos formados por C con cada uno de los otros dos: A y B, y el tipo de enlace que presentan al unirse.
  6. Cuatro elementos diferentes: A, B, C y D tienen número atómico: 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Se desea 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 compuestos que B puede formar con los demás, ordenándolos del más iónico al más covalente.
  7. Sabiendo que las temperaturas: 3.550 ºC, 650 ºC, −107 ºC y −196 ºC corresponden a las temperaturas de fusión de las sustancias: nitrógeno, aluminio, diamante y tricloruro de boro: a) Asigne a cada sustancia el valor que le corresponde a su temperatura de fusión y justifique esta asignación. b) Justifique los tipos de enlace y/o fuerzas intermoleculares que están presentes en cada una de las sustancias cuando se encuentran en estado sólido.
  8. 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 diatómicos que puedan formar entre sí, indicando la naturaleza del enlace formado.
  9. Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la 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 NO3− . d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?
  10. Dadas las moléculas: HCl , KF y CH2Cl2: a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad. b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes. Datos: Valores de electronegatividad: K = 0,8, H = 2,1, C = 2,5, Cl = 3,0, F = 4,0.
  11. a) Ordene según polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegatividades adjuntos, los enlaces siguientes: H−F, H−O , H−N , H−C , C−O y C−Cl. Elemento F – O – Cl – N – C – S y H Electronegatividad 4,0 – 3,5 – 3,0 – 3,0 – 2,5 – 2,5 – 2,1 b) La polaridad de la molécula de CH4, ¿será igual o distinta que la del CCl4?
  12. Considere los compuestos: BaO, HBr , MgF2 y CCl4. a) Indique su nombre. b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno. c) Explique la geometría de la molécula CCl4. d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente.
  13. Considere las sustancias: cloruro de potasio, agua, cloro y sodio. a) Indique el tipo de enlace que presenta cada una de ellas. b) Escriba las configuraciones de Lewis de aquellas que sean covalentes. c) Justifique la polaridad del enlace en las moléculas covalentes. d) Justifique la geometría y el momento dipolar de la molécula de agua.
  14. 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.
  15. Para las siguientes especies: Br2 , NaCl , H2O y Fe: a) Razone el tipo de enlace presente en cada caso. b) Indique el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto. c) ¿Cuál tendrá un menor punto de fusión?. d) Razone qué compuesto(s) conducirá(n) la corriente en estado sólido, cuál(es) lo hará(n) en estado fundido y cuál(es) no conducirá(n) la corriente eléctrica en ningún caso.
  16. Dados los siguientes compuestos: NaH, CH4, H2O, CaH2 y HF, conteste razonadamente: a) ¿Cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente? b) ¿Cuáles de las moléculas covalentes son polares y cuáles no polares? c) ¿Cuáles presentan enlace de hidrógeno? d) Atendiendo únicamente a la diferencia de electronegatividad, ¿cuál presenta la mayor acidez?
  17. Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifique: a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión mayor que el bromuro de sodio. b) El carbono (diamante) es un sólido muy duro. c) El nitrógeno molecular presenta una gran estabilidad química. d) El amoniaco es una sustancia polar.
  18. A las siguientes especies: X–, Y y Z+, les corresponden los números atómicos: 17, 18 y 19, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas. b) Ordene, razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su tamaño y su energía de ionización. c) ¿Qué especies son X– e Y? d) ¿Qué tipo de enlace presenta ZX?. Describa brevemente las características de este enlace.
  19. a) Diseñe un ciclo de Born-Haber para el MgCl2. b) Defina el menos cuatro de los siguientes conceptos: – Energía de ionización. – Energía de disociación. – Afinidad electrónica. – Energía reticular. – Calor de formación. – Calor de sublimación.
  20. A partir del esquema del ciclo de Born-Haber para el fluoruro de sodio: a) Nombre las energías implicadas en los procesos 1, 2 y 3. b) Nombre las energías implicadas en los procesos 4, 5 y 6. c) Justifique si son positivas o negativas las energías implicadas en los procesos 1, 2, 3, 4 y 5. d) En función del tamaño de los iones justifique si la energía reticular del fluoruro de sodio será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio. Justifique la respuesta.
  21. 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.
  22. Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo 13 del Sistema Periódico, conteste razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso, cuando se convierte en un ion positivo. b) Las energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z = 3). c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes. d) El átomo de boro en el BH3 tiene un par de electrones de valencia.
  23. Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2O (angular): a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique su polaridad.
  24. Considere las siguientes moléculas: H2O, HF,H2 ,CH4 y NH3. Conteste justificadamente a cada una de las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál o cuáles son polares?. b) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica?. c) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente?. d) ¿Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?
  25. Dadas las moléculas: H2O, CH4, BF3 y HCl: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Indique razonadamente cuáles presentan enlaces de hidrógeno. c) Justifique cuáles son moléculas polares. d) Justifique cuál de las moléculas: H2O, CH4 y HCl presenta mayor carácter covalente en el enlace y cuál menor. Datos: Electronegatividades de Pauling: O = 3,5 , H = 2,1 , C = 2,5 , Cl = 3,0.
  26. 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.
  27. 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?
  28. Considere las moléculas: OF2, BI3, CCl4 y C2H2. a) Escriba sus representaciones de Lewis. b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de hibridación de orbitales o bien la teoría de la repulsión de pares electrónicos. c) Justifique cuáles son moléculas polares. d) ¿Qué moléculas presentan enlaces múltiples?
  29. Considere las moléculas de amoniaco y sulfuro de hidrógeno. a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique por qué el ángulo HNH es mayor que el ángulo HSH. c) Justifique cuál o cuáles son polares. d) Justifique cuál de las dos moléculas puede formar enlaces de hidrógeno.
  30. 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.
  31. Dadas las siguientes moléculas: BeCl2 , Cl2CO , NH3 y CH4: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Determine sus geometrías (puede emplear la teoría de repulsión de pares electrónicos o la de hibridación). c) Razone si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno. d) Justifique si las moléculas BeCl2 y NH3 son polares o no polares. Datos: Números atómicos (Z): H = 1 , Be = 4 , C = 6 , N = 7 , O = 8 , Cl = 17.
  32. 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.
  33. Considerando las moléculas: H2CO (metanal) y Br2O (monóxido de dibromo): a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Justifique su geometría molecular. c) Razone si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar. Datos: Números atómicos: H (Z = 1), C (Z = 6), O (Z = 8), Br (Z = 35).
  34. Dados los siguientes compuestos: H2S , BCl3 y N2: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Deduzca la geometría de cada molécula por el método RPECV o a partir de la hibridación. c) Deduzca cuáles de las moléculas son polares y cuáles no polares. d) Indique razonadamente la especie que tendrá un menor punto de fusión.
  35. Considere los elementos de números atómicos: 9 y 11. a) Identifíquelos con nombre y símbolo y escriba sus configuraciones electrónicas. b) Justifique cuál tiene mayor el segundo potencial de ionización. c) Justifique cuál es el más electronegativo. d) Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por estos dos elementos.
  36. Considere los elementos de números atómicos: 3 y 18. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y símbolo. b) Justifique cuál tiene el primer potencial de ionización mayor. c) Justifique qué tipo de enlace presentaría el posible compuesto formado por estos dos elementos. d) Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por los elementos con Z = 3 y Z = 17.
  37. Considere los elementos de números atómicos: Z = 7, 9, 11 y 16. a) Escriba sus configuraciones electrónicas, el símbolo y el grupo del Sistema Periódico al que pertenecen. b) Justifique cuál tendrá mayor y cuál tendrá menor primer potencial de ionización. c) Indique el compuesto formado entre los elementos de Z = 9 y Z = 11. Justifique el tipo de enlace. d) Escriba la configuración electrónica del anión más estable del elemento de Z = 16, e indique el nombre y el símbolo del átomo isoelectrónico.
  38. Considere los átomos X e Y, cuyas configuraciones electrónicas fundamentales terminan en 3s1 y 4p4, respectivamente. a) Escriba sus configuraciones electrónicas y razone cuáles son sus iones más estables. b) Si estos dos elementos se combinaran entre sí, determine la fórmula del compuesto formado y justifique el tipo de enlace que presentaría. c) Determine la longitud de onda máxima (en nm) de la radiación necesaria para ionizar un átomo del elemento X, sabiendo que su primer potencial de ionización es 419 kJ∙mol−1. Datos: h = 6,626·10-34J∙s ; c = 3·108 m∙s-1 1 nm = 10-9m ; NA = 6,022·1023 mol-1.
  39. Considere los elementos: A (Z = 11), B (Z = 17), C (Z = 12) y D (Z = 10). a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifique los cuatro elementos. b) ¿Qué formulación de los siguientes compuestos es posible: B2; A; D2; AB; AC; AD; BC; BD?. Nómbrelos. c) Explique el tipo de enlace en los compuestos posibles. d) De los compuestos imposibles del apartado b), ¿qué modificaría para hacerlos posibles?
  40. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Una molécula que contenga enlaces polares necesariamente es polar. b) Un orbital híbrido s2p2 se obtiene por combinación de dos orbitales s y dos orbitales p. c) Los compuestos iónicos en disolución acuosa son conductores de la electricidad. d) La temperatura de ebullición del HCl es superior a la del HF.
  41. Considere los elementos: H, O y F. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique grupo y período de cada uno de ellos. b) Explique mediante la Teoría de Hibridación la geometría de las moléculas. H2O y OF2. c) Justifique que la molécula de H2O es más polar que la molécula de OF2. d) ¿A qué se debe que la temperatura de ebullición del H2O sea mucho mayor que la del OF2?
  42. Considere los compuestos: óxido de estroncio, bromuro de hidrógeno, tetracloruro de carbono y yoduro de magnesio. a) Formúlelos. b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno. c) Explique la geometría de la molécula de tetracloruro de carbono. d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente.
  43. Considere las sustancias: Br2, HF, Al y KI. a) Indique el tipo de enlace que presenta cada una de ellas. b) Justifique si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente. c) Escriba las estructuras de Lewis de aquellas que sean covalentes. d) Justifique si HF puede formar enlace de hidrógeno.
  44. Para las sustancias: HF, Fe, KF y BF3, justifique: a) El tipo de enlace presente en cada una de ellas. b) Qué sustancia tendrá menor punto de fusión. c) Cuál o cuáles conducen la electricidad en estado sólido, cuál o cuáles la conducen en estado fundido y cuál o cuáles no la conducen en ningún caso. d) La geometría de la molécula BF3, a partir de la hibridación del átomo central.
  45. Dadas las moléculas: HCl , KF , CF4 y CH2Cl2: a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas. b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes. c) Justifique cuáles de ellas son solubles en agua.
  46. Considere las moléculas de HCN, CHCl3 y Cl2O. a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique cuáles son sus ángulos de enlace aproximados. c) Justifique cuál o cuáles son polares. d) Justifique si alguna de ellas puede formar enlaces de hidrógeno.
  47. Considere las moléculas: OF2, monóxido de carbono y metanol. a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique su geometría. c) Razone si son o no polares. d) Indique razonadamente para cuál de ellas se espera mayor punto de ebullición.
  48. Con los datos recogidos en la tabla adjunta, conteste razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal del HF es mayor que la del HCl? b) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal del H2O es mayor que la del Cl2? c) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal del HCl es menor que la del Cl2? d) ¿Cuál de las sustancias de la tabla presentará mayor punto de fusión?

JUNIO 2016

Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

  1. ¿Por qué el punto de ebullición del etanol (C2H5OH) es aproximadamente 103 ºC mayor que el del dimetiléter (CH3OCH3) si ambas especies responden a la misma fórmula molecular? (1 punto)
  2. ¿Por qué el ángulo entre los enlaces O—S—O en el SO2 es de aproximadamente 119º, mientras que el ángulo entre los enlaces H—O—H en el H2O es de aproximadamente 104,5º, si ambas sustancias presentan geometría angular? (1 punto)

SEPTIEMBRE 2016

Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

  1. La temperatura de ebullición de CH4 es menor que la de C5H12 (1 punto)
  2. El O2 gas es una sustancia muy buena conductora de la corriente eléctrica (0,5 puntos)
  3. El ion O2- tiene mayor radio que el átomo de oxígeno (0,5 puntos)

JUNIO 2017

Responda a las siguientes cuestiones:

  1. Indique razonadamente cuál de las siguientes sustancias tendrá mayor punto de ebullición: CH4 y CH3OH (0,6 puntos)
  2. Para las moléculas de H2O y PH3 indique razonadamente cual tendrá mayor ángulo H-X-H (0,6 puntos)
  3. Indique razonadamente si la molécula NH3 es polar o apolar (0,5 puntos)
  4. Para los elementos A y B de números atómicos 4 y 16, respectivamente, razone el tipo de enlace que se podrá formar entre ellos e indique la fórmula molecular del compuesto resultante (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2017

Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

  1. A temperatura ambiente CCl4 es líquido y CI4 es sólido (1 punto)
  2. La sustancia K2S conduce la corriente eléctrica en estado sólido (0,6 puntos)
  3. La molécula de CCl4 es apolar porque sus enlaces C-Cl presentan momento dipolar nulo (0,6 puntos)

JUNIO 2018

Responda justificadamente a las siguientes cuestiones:

  1. Dados los compuestos NaF y NaI ¿Cuál de los siguientes valores de energía reticular le corresponde a cada uno de ellos: 910 y 682 kJ mol-1? (0,75 puntos)
  2. Dados los compuestos CH4 y C5H12 ¿Cuál de ellos tendrá mayor punto de ebullición? (0,75 puntos)
  3. Sean los compuestos KBr y CCl4 ¿Cuál de ellos es más soluble en agua? (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2018

Para cada una de las siguientes moléculas: CS2, SO2 y SiF4.

  1. Represente la estructura de Lewis (0,75 puntos)
  2. Justifique su geometría según la teoría de repulsiones de pares de electrones en la capa de valencia (0,75 puntos)
  3. Justifique su polaridad (0,5 puntos)

JUNIO 2019

  1. Razone qué sustancia presentará un mayor punto de fusión, el I2 o el Br2. (0,5 p.)
  2. Razone si las siguientes sustancias sólidas conducen o no la electricidad a temperatura ambiente: CsBr, Ag, SiO2. (0,75 p.)
  3. Explique la variación entre los puntos de ebullición del etano (-88 ºC), dimetil éter (-25 ºC) y etanol (78 ºC). (0,75 p.)

SEPTIEMBRE 2019

Para cada una de las siguientes moléculas: SCl2, AlF3 y SiH4

  1. Represente su estructura de Lewis. (0,75 p.)
  2. Justifique su geometría según la teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia. (0,75 p.)
  3. Explique si son polares o apolares. (0,5 p.)

JULIO 2020

Las siguientes sustancias se encuentran en estado sólido a temperatura ambiente: LiI, Li y I2.

  1. Explique si en esas condiciones dichas sustancias conducen o no la corriente eléctrica, y por qué. (0,6 p.)
  2. ¿Cuál de las tres sustancias anteriores será más soluble en agua? Justifique su respuesta. (0,4 p.)
  3. Ordene, justificadamente, según su punto de fusión: H2O, LiF, CH4 y CH3COCH3. (1 p.)

El enlace químico

El enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forma moléculas o cristales, así como las fuerzas que mantienen unidas las moléculas en estado sólido o líquido

Teoría de Lewis: los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr la configuración electrónica del gas noble más próximo ns2np6: regla del octeto.

 Iónico

  • Se da cuando se combinan átomos con electronegatividades muy diferentes. Forman aniones y cationes.
  • El enlace se produce por la atracción electrostática entre los iones con carga de distinto signo.
  • Los iones se organizan formando una red cristalina. Su tipo depende de la carga y del tamaño de los iones.
  • Propiedades de los compuestos iónicos. Su valor relativo depende de la energía de red.
    • Sólidos a temperatura ambiente. Elevado punto de fusión.
    • Solubles en disolventes muy polares.
    • No conducen la electricidad en estado sólido pero sí fundidos o en disolución.
    • Duros y frágiles.
  • Ejemplos: NaClO2 CaCl2, KNO3, FeSO4, CaCO3 …

Covalente

  • Se establece cuando se combinan átomos con electronegatividades parecidas y altas. Puede ser apolar (con la misma electronegatividad) o polar (con distinta electronegatividad).
  • Los átomos pueden compartir uno o más pares de electrones (enlace simple, doble o triple).
  • Enlace covalente coordinado o dativo: un átomo aporta los electrones del enlace y el otro, los acepta. Ejemplos: H3O+o coma NH4+.
  • Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV):  explica la geometría y la polaridad de algunas moléculas, la cual depende de la polaridad de todos sus enlaces.
  • Teoría de enlace de valencia: el enlace se forma al superponerse los orbitales de los átomos que tienen un electrón desapareado. puede ser enlace σ (superposición frontal) o π (superposición lateral). Forman dos tipos de sustancias con diferentes propiedades:
Sustancias moleculares  Sólidos covalentes
    • Forman moléculas con unos pocos átomos. ejemplos O2, H2O, CCl4, …
    •  Punto de fusión y ebullición bajos.
    •  Solubles en disolventes de polaridad similar.
    •  No conducen la electricidad.
    •  Los sólidos son blandos y elásticos.
    • Gran número de átomos unidos por enlaces covalentes. ejemplos: diamante, grafito, grafeno, etcétera.
    •  Puntos de fusión y ebullición muy altos.
    •  Solo conduce la electricidad los que tiene electrones libres como el grafito.
    •  Duros y frágiles.
    •  Insolubles en cualquier disolvente.

Metálico

  • Se establece cuando se combinan átomos con electronegatividades parecida y bajas. Dos teorías:
    • Modelo mar de electrones: los que tienen metálicos forman una red cristalina estabilizada por sus electrones de valencia.
    • Teoría de bandas: los orbitales de valencia de los átomos forman bandas de orbitales enlazantes y antienlazantes.
  •  Propiedades:
    • Sólidos a temperatura ambiente.
    • Alta conductividad eléctrica y calorífica.
    • Estructuras cristalinas dúctiles y maleables.

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes, permitiendo que estás aparezca en estado sólido líquido, o que se disuelva en otras sustancias. Son muchos más débiles que los enlaces entre átomos. Tipos:

    • Dipolo-dipolo.
    • Enlace de hidrógeno
    • Ion-dipolo 
    • Dipolo-dipolo inducido.
    • Ion-dipolo inducido.
    • Dipolo instantáneo-dipolo inducido
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