enlace quimico ejercicios

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4. ENLACE QUÍMICO II 
 
Enlaces de valencia 
 
1.- El nitrógeno (Z = 7) puede actuar con valencia 3 y el fósforo (Z = 15) lo puede hacer 
con valencias 3 y 5. Estando ambos elementos en el mismo grupo de la Tabla periódica, 
¿cómo se explica esta diferencia? 
 
2.- Utilizando orbitales híbridos, describir los enlaces en las moléculas siguientes: 
BeCl2, BF3, CCl4, PCl5, SF6. 
 
3.- Escribir la fórmula de Lewis, deducir la forma molecular y describir los enlaces en 
las especies siguientes: ClF3, BrF4-. 
 
4.- Utilizando orbitales híbridos, describir los enlaces en las moléculas: C2H6, C2H4, 
C2H2 y HCN. 
 
5.- Las moléculas de dióxido de azufre, SO2, y de ozono, O3, son isoelectrónicas. 
Describir su estructura (fórmulas de Lewis, geometría, resonancia, hibridación de OA, 
OM localizados y deslocalizados, ...). 
 
 
6.- Describir la estructura (fórmulas de Lewis, geometría molecular, hibridación, 
orbitales de enlace, …) de las siguientes especies: NH2-, NH2+, CH3+, CH3-, SF5+, SF5-. 
 
 
7.- Describir la estructura (fórmulas de Lewis, geometría molecular, hibridación, 
orbitales de enlace, …) de las moléculas de las siguientes sustancias: formaldehído 
(H2CO), formamida (HCONH2), urea CO(NH2)2, propadieno CH2=C=CH2. 
 
 
8.- Las electronegatividades del Cl, C e H en la escala de Pauling son 3.0, 2.5 y 2.1, 
respectivamente. Deducir qué isómero del dicloroetileno, C2H2Cl2, es más polar y cuál 
es menos polar. 
 
 
Orbitales moleculares 
 
9.- Escribir las configuraciones electrónicas de orbitales moleculares y dar el orden de 
enlace de las especies siguientes: Li2, Be2, B2 y C2. 
10.- (a) Escribir las configuraciones electrónicas de orbitales moleculares de las 
especies siguientes: N2, N2+, N22+, N2- y N22-. (b) Indicar el orden de enlace en cada 
especie. (c) ¿Cuáles son paramagnéticas? 
 
 
11.- Basándose en el orden de enlace, predecir qué especie de cada uno de los pares 
siguientes tiene el enlace más fuerte: (a) C2 o C22+; (b) O2 u O22+; (c) O2 u O22-. 
 
 
12.- Utilizando como base las configuraciones electrónicas de orbitales moleculares de 
la capa de valencia, deducir cuál de las siguientes especies puede tener la mayor 
afinidad electrónica: C2+, C2 o C2-. 
 
 
13.- Escribir las configuraciones electrónicas de orbitales moleculares y determinar el 
orden de enlace de las siguientes especies: NO, NO+, CO, CO2+, CN, CN-, CN+. 
 
Fuerzas intermoleculares 
 
14.- ¿Qué tipo de fuerzas son las responsables de la unión entre las especies siguientes?: 
(a) Cu2+ y SO42-. 
(b) Cu2+ y H2O. 
(c) H20 y N2. 
(d) O2 y N2. 
(e) H2O y CH3OH. 
 
 
15.- Identificar los tipos de fuerzas intermoleculares en cada una de las siguientes 
sustancias: metano, CH4; metanol, CH3OH; cloroformo, CHCl3; tetracloruro de 
carbono, CCl4; fluoruro de hidrógeno, HF; dióxido de nitrógeno, NO2; hidracina, N2H4. 
 
 
16.- ¿Qué tipo de fuerzas hay que vencer para: (a) fundir el hielo; (b) sublimar el yodo; 
(c) disolver cloruro de sodio en agua; (d) vaporizar el amoniaco líquido. 
 
 
17.- De las moléculas ClF, NF3, H2, HF, CH4, Kr y CH3OH, (a) ¿cuáles ejercen 
interacciones polares?, (b) ¿cuáles pueden formar enlaces de hidrógeno? 
 
 
18.- Disponer cada una de las series de sustancias siguientes en orden creciente de calor 
de vaporización: (a) KBr, He, C2H6, C2H5OH; (b) CCl4, SiCl4, CH4, SiBr4; (c) CH4, 
C2H6, C2H5OH, CH3OH. 
 
 
19.- El punto de ebullición normal del éter etílico (C2H5-O-C2H5) es de 34.5 ºC y el del 
1-butanol (CH3CH2CH2CH2OH) es de 117 ºC. Ambos compuestos tienen la misma 
fórmula molecular, C4H10O. Explicar la diferencia en sus puntos de ebullición. 
 
	Enlaces de valencia
	Orbitales moleculares
	Fuerzas intermoleculares