QGI2018 S4 Uniones Químicas y Enlaces Intermoleculares

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Química General e Inorgánica 2018 Seminario 4: Uniones Químicas y Enlaces Intermoleculares 
 
1.a) La ELECTRONEGATIVIDAD es la tendencia de un elemento a atraer los electrones del 
enlace químico en una molécula. Ésta crece de izquierda a derecha en los periodos y de 
abajo hacia arriba en los grupo de la tabla periódica. 
 
1.b) 
 
1.c) Según la diferencia de electronegatividad (Δx), el 
enlace entre los átomos puede ser: 
Δx ≤ 1.6 : Enlace Covalente 
Δx ≥ 1.7 : Enlace Iónico 
 
C y O: Enlace Covalente 
Cl y Na: Enlace Iónico 
S y F: Enlace Covalente 
Au y Cu: Enlace Metálico 
F y Cs: Enlace Iónico 
Fe y Cr: Enlace Metálico 
 
2) 
 
3) 
 
4.a) La ENERGÍA RETICULAR nos da una medida de la estabilidad de un compuesto iónico, y se define como la 
energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado 
gaseoso. Cuando los iones se unen para formar la red cristalina se desprende calor (proceso exotérmico), el 
compuesto iónico es más estable que los iones separados. Para romper el compuesto iónico separando los iones que 
lo forman es necesario dar una energía (igual a la desprendida al formarse) llamada reticular. 
4.b) La energía reticular (UR) se calcula como: 
𝑈𝑅 =
𝑁𝐴 · 𝐴 · |𝑍
+ · 𝑍−| · 𝑞2
4𝜋𝜀0𝑑0
· (1 −
1
𝑛
) 
Donde: 
 NA: Número de Avogadro 
 A: Constante de Madelung 
 Z+: Carga del catión 
 Z-: Carga del anión 
 q: Carga del electrón 
 ε0: Permitividad del vacío 
 d0: Distancia entre el anión y el catión 
 n: Exponente de Born 
4.c) Teniendo en cuenta las cargas de los iones en cada compuesto y el tamaño de los iones, ordenándolos de forma 
creciente según su Energía Reticular son: 
KF < CaF2  Na2S < BaO 
 
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4.d) Ordenados según: 
Dureza Punto de Fusión Solubilidad en Agua 
KF 
CaF2  Na2S 
BaO 
KF 
CaF2  Na2S 
BaO 
BaO 
CaF2  Na2S 
KF 
 
5) 
F2 
 
HF 
 
CCl4 
 
 
NCl3 
 
NH4+ 
 
O2 
 
H2O 
 
CO2 
 
NO 
 
H3O+ 
 
 
N2 
 
NH3 
 
CO 
 
BCl3 
 
CON- 
 
 
6) 
PCl5 
 
 
SF6 
 
O3 
 
 
SO2 
 
 
SO3 
 
CO3-2 
 
NO3- 
 
NO2 
- 
 
 
 
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7) TREPEV es una teoría que permite predecir la geometría molecular de una especie química según el número de 
enlaces del átomo central y del número de pares de electrones no enlazados. 
 
F2: Lineal CCl4: Tetraédrica NH4+: Tetraédrica SO2: Angular 
O2: Lineal CO2: Lineal H3O+: Pirámide Triangular SO3: Plana Triangular 
N2: Lineal CO: Lineal CNO-: Lineal CO3-2: Plana Triangular 
HF: Lineal NCl3: Pirámide Triangular PCl5: Bipirámide Triangular NO3-: Plana Triangular 
H2O: Angular NO: Lineal SF6: Octaédrica NO2-: Angular 
NH3: Pirámide Triangular BCl3: Plana Triangular O3: Angular 
 
8) La polaridad en un enlace covalente es proporcional a la diferencia de electronegatividad entre los átomos 
involucrados: 
C-H < O-Cl < O-H < F-H 
9) El momento dipolar en una molécula es la resultante de la polaridad de los enlaces entre sus átomos. 
F2 SIN m. dipolar CCl4 SIN m. dipolar NH4+ SIN m. dipolar SO2 CON m. dipolar 
O2 SIN m. dipolar CO2 SIN m. dipolar H3O+ CON m. dipolar SO3 SIN m. dipolar 
N2 SIN m. dipolar CO CON m. dipolar CNO- CON m. dipolar CO3-2 SIN m. dipolar 
HF CON m. dipolar NCl3 CON m. dipolar PCl5 SIN m. dipolar NO3- SIN m. dipolar 
H2O CON m. dipolar NO CON m. dipolar SF6 SIN m. dipolar NO2- CON m. dipolar 
NH3 CON m. dipolar BCl3 SIN m. dipolar O3 SIN m. dipolar 
 
10) La teoría del mar de electrones sostiene que en los enlaces metálicos los electrones de valencia de los átomos se 
encuentran deslocalizados, siendo compartidos por toda la estructura. Considerando que las fuerzas de atracción 
electrostática que hay entre el catión (carga positiva) y el electrón (carga negativa) tienen a los átomos del metal 
enlazados fuertemente, se imagina a la deslocalización de los electrones de valencia comportándose como un 
adhesivo electrostático que conserva enlazados a los cationes del metal. De esta manera, se puede inferir que 
mientras mayor sea el número de electrones presentes en la capa de valencia de un metal, esta especie de adhesivo 
electrostático tendrá una mayor fortaleza. 
10.a) Ordenados por su punto de fusión creciente: Na < Mg < Al 
10.b) Ordenados por su punto de fusión creciente: K < Na < Li 
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11.A) 
CONDUCTOR 
 
AISLANTE 
 
SEMI CONDUCTOR 
 
11.B) Ejemplos de: 
 Conductores: Hierro, Cobre, Aluminio. 
 Aislantes: Diamante (C), vidrio, goma. 
 Semiconductores: Germanio, Silicio. 
El aumento de temperatura involucra un aporte de energía en forma de calor, esta energía contribuye a que los 
electrones puedan saltar a la banda de conducción y así aumentar su capacidad para conducir la corriente eléctrica. 
 
12) Sí a una estructura de Silicio se le agrega Boro se obtiene un semiconductor tipo p. Sí a una estructura de Silicio 
se le agrega Arsénico se obtiene un semiconductor tipo n. 
 
13) Los enlaces intermoleculares entre moléculas con enlaces interatómicos covalentes pueden ser: 
 Puentes Hidrógenos 
 Dipolo-Dipolo 
 London 
F2 LONDON CCl4 LONDON NH4+ LONDON SO2 DIPOLO-DIPOLO 
O2 LONDON CO2 LONDON H3O+ P. HIDRÓGENO SO3 LONDON 
N2 LONDON CO DIPOLO-DIPOLO CNO- DIPOLO-DIPOLO CO3-2 LONDON 
HF P. HIDRÓGENO NCl3 DIPOLO-DIPOLO PCl5 LONDON NO3- LONDON 
H2O P. HIDRÓGENO NO DIPOLO-DIPOLO SF6 LONDON NO2- DIPOLO-DIPOLO 
NH3 P. HIDRÓGENO BCl3 LONDON O3 LONDON 
 
14) Solo el Ne (de entre las opciones) puede presentar únicamente fuerzas de dispersión London como fuerza 
intermolecular. El resto de las especies poseían fuerzas del tipo dipolo (CH3OH y H2S) o puentes hidrógeno (NH3 y 
H2O). 
 
15) En este caso se tiene 5 gases (H2, Br2, N2, Cl2, He), los 5 son moléculas apolares cuya única fuerza intermolecular 
son de dispersión London. Estas fuerzas de dispersión son más fuertes cuanto mayor sea la molécula, pues su área 
superficial será mayor y aumentara la probabilidad de que se generen los dipolos temporales. Con lo anterior dicho 
el Br2 tendrá el mayor punto de ebullición. 
 
16) El error del estudiante fue que al producirse la ebullición de una especie química no se rompen los enlaces 
interatómicos, la energía que se entrega es proporcional a las fuerzas intermoleculares presentes en los compuestos. 
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17.a) Tanto el Ne como el He presentan fuerzas de dispersión London, pero el Ne es una molécula de mayor tamaño 
que el He, por lo que su área superficial es mayor y por tanto tiene mayor probabilidad de que se formen los dipolos 
temporales dándole mayor fuerza intermolecular que la del He y como consecuencia un mayor punto de ebullición. 
17.b) El Cl2, Br2 y el I2 son moléculas apolares que cuyas fuerzas intermoleculares son del tipo London, estas fuerzas 
son proporcionales al tamaño de la partícula, por lo que las especies más grandes tendrán fuerzas intermoleculares 
más grandes, una consecuencia de esto último es un mayor punto de ebullición como sucede en las 2 moléculas de 
halógenos presentados. 
17.c) Tanto el S8 como el O2 son moléculas apolares con fuerzas de dispersión, pero la molécula de S8 es más grande 
que la de O2 y por tanto su punto de ebullición será mayor. 
17.d) El HF puede formar puentes hidrógeno entre las moléculas, a diferencia que el HBr solo forma fuerzas del tipo 
dipolo-dipolo. La fuerza intermolecular de los puentes hidrógeno es más fuertes que las del tipo dipolo, dándole a 
estos compuestos puntos de ebullición más elevados. 
17.e) Tanto las moléculas de SH2 como las de PH3 forman fuerzas del tipo dipolo, pero el S es más electronegativo 
que el P por lo que atrae con mayor fuerza los electronesdel enlace, creando un mayor gradiente de carga 
electroestática. Las fuerzas del tipo dipolo son proporcionales a estos gradientes de carga por lo que mientras 
mayores sean estos, mayor será la fuerza intermolecular y en consecuencia un mayor punto de ebullición. 
17.f) El agua puede formar puentes hidrogeno, a diferencia del alcohol etílico que forma fuerzas del tipo dipolo-
dipolo que son menos fuertes que las primeras, dándole al agua un mayor punto de ebullición que al alcohol. 
 
18) De los compuestos presentados (CO2, Cl2, KCl, HBr) el que tiene un mayor punto de fusión es el KCl, porque es el 
único compuesto iónico cuyas redes cristalinas que forman son más resistentes que las fuerzas intermoleculares de 
los compuestos covalentes.