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.

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

Indica si será polar o no la molécula CH₃OH.

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.
   

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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?
   

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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.
   

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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.
   

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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.
   

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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.
   

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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.
   

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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.
   

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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?
   

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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.
    

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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?
    

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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.
    

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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.
    

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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.
    

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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.
    

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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?
    

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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.
    

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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.
    

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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.
    

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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.
    

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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 ; N_A = 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:

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