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Problemas de Química 2.º Bachillerato (PAU y EvAU) −Enlace químico− 10/11/2018 Pág. 1

Licencia Creative Commons 3.0. Autor: Antonio José Vasco Merino

1.– Sabiendo que la energía de la primera ionización del sodio es 496 kJ mol−1, la afinidad electrónica del Cl vale −348 kJ mol−1 y la energía reticular del NaCl vale −790 kJ mol−1, identifique y calcule, en su caso, los valores de energía en los pasos a .

2.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:

a) Utilizando la correspondiente configuración electrónica, indique, de forma razonada, el período y grupo de la Tabla periódica a los que pertenece el elemento X (Z = 50). Escriba la configuración electrónica de la especie X2+.

b) Deduzca el carácter polar, o no polar, de las moléculas representadas en la figura.

3.– Haga un esquema del ciclo de Born−Haber para el CaCl2 y calcule la variación entálpica de formación del CaCl2. Datos: Entalpía de sublimación de Ca(s): ∆S(Na) = 178,2 kJ mol−1 ; Primera energía de ionización Ca(g);

1.ª Ei(Ca) = 590 kJ mol−1 ; Segunda energía de ionización de Ca(g): 2.ª Ei(Ca) = 1 145 kJ mol−1 ; Entalpía de disociación de Cl2(g): D(Cl2) = 244 kJ mol−1 ; Afinidad electrónica del Cl(g): AE(Cl) = −349 kJ mol−1 ; Energía de red del CaCl2: U(CaCl2) = −2 223 kJ mol−1

4.– Calcule la energía reticular del cloruro de cesio utilizando un ciclo de Born−Haber elaborado con las magnitudes termodinámicas que se proporcionan. Datos: ∆Hsublimación(cesio) = 78,2 kJ mol−1 ; ∆Hdisociación(cloro) = 244 kJ mol−1 ; ∆Hionización(cesio) = 375,7 kJ mol−1 ;

∆Hafinidad electrónica(cloro) = −348 kJ mol−1 ; ∆Hformación(cloruro de cesio) = −442,8 kJ mol−1

5.– Construya el ciclo de Born−Haber y calcule la energía de red, ∆Hred, del KCl(s). Datos: Entalpía estándar de formación del KCl(s): ∆Hf(KCl) = −437 kJ mol−1 ; Entalpía de sublimación del K(s):

∆Hs[K(s)] = 89,24 kJ mol−1 ; Entalpía de disociación del Cl2(g): ∆Hd[Cl2(g)] = 244 kJ mol−1 ; Primera energía de ionización del K(g): ∆Hi[K(g)] = 418,9 kJ mol−1 ; Afinidad electrónica del Cl(g): ∆Ha[Cl(g)] = −349 kJ mol−1

6.– Dibuje el ciclo de Born−Haber para la formación del LiCl(s) y calcule la energía de red, ΔH0red, del

compuesto, a partir de los siguientes datos: Entalpía estándar de formación del LiCl(s): ∆H0

f[LiCl(s)] = −408,3 kJ mol−1; Entalpía de sublimación del Li(s): ∆H0

S[Li(s)] = 159,3 kJ mol−1; Entalpía de disociación del Cl2(g): ∆H0

D[Cl2(g)] = 244 kJ mol−1; Primera energía de ionización del Li(g): ∆H0

ion[Li(g)] = 520,2 kJ mol−1; Afinidad electrónica del Cl(g): ∆H0

af[Cl(g)] = −349 kJ mol−1.

7.– En función del lugar que les corresponde en la clasificación periódica al metal alcalino (grupo 1) del cuarto período; al anfígeno (grupo 16) del tercer período y al halógeno (grupo 17) del cuarto período, establezca razonadamente:

a) las estructuras electrónicas completas de estos elementos; b) las valencias iónicas de estos elementos; c) el nombre de dos compuestos iónicos que pueden formar entre sí.

8.– Para los compuestos iónicos: a) defina el concepto de energía de red; b) establezca un ciclo de Born−Haber para la obtención de NaCl(s) a partir de Na(s) y Cl2(g) y, sabiendo

que la ∆H0f del cloruro de sodio sólido es −411 kJ mol−1, calcule la energía de red, ∆H0

red. Datos: ∆H0 sublimación sodio: ∆H01 = 107 kJ mol−1 (de átomos) ; ∆H0 disociación cloro, ∆H02 = 244 kJ mol−1 ; Primera energía de ionización de sodio, ∆H03 = 496 kJ mol−1 (de átomos) ; Afinidad electrónica del cloro, ∆H04 = −349 kJ mol−1 (de átomos)

9.– A partir de los datos que se dan a continuación, determine la energía de red del fluoruro de potasio sólido, planteando para ello el ciclo de Born−Haber correspondiente:

Datos: ∆Hf[KF(s)] = −567,3 kJ mol−1 ; ∆Hsubl[K(s)] = 89,24 kJ mol−1 ; Edisoc[F2(g)] = 159,0 kJ mol−1 ; Ei[K(s)] = 418,9 kJ mol−1 ; AE[F(g)] = −328,0 kJ mol−1

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10.– Calcule la energía reticular del CaCl2 sabiendo que su entalpía de formación estándar es −796 kJ mol−1, la afinidad del cloro es −349 kJ mol−1, la energía de sublimación del calcio es 178 kJ mol−1, la energía de disociación del cloro es 244 kJ mol−1 y que la primera y segunda energía de ionización del calcio son 590 y 1 146 kJ mol−1, respectivamente.

11.– Construya el ciclo de Born−Haber para la formación del NaBr(s), a partir de bromo líquido y sodio metálico, y calcule la energía de red, ΔHred, del compuesto.

Datos: Entalpía estándar de formación del NaBr, ∆H0f[NaBr(s)] = −361,4 kJ mol−1 ; Entalpía de sublimación del sodio metálico, ΔHs[Na(s)] = 107,3 kJ mol−1 ; Entalpía de vaporización del bromo líquido, ΔHvap[Br2(ℓ)] = 30,7 kJ mol−1 ; Entalpía de disociación del dibromo, ΔHD[Br2(g)] = 193 kJ mol−1 ; Primera energía de ionización del sodio, ΔHion1[Na(g)] = 495,8 kJ mol−1 ; Afinidad electrónica del bromo, ΔHafi[Br(g)] = −324,6 kJ mol−1

12.– Considere los elementos con numero atómico A: Z = 9, B: Z = 10, C: Z = 20 y D: Z = 35. Responda razonadamente las siguientes cuestiones: a) Justifique si los elementos A, B y C forman algún ion estable e indique la carga de dichos iones. b) Ordene por orden creciente de su primera energía de ionización los elementos A, B y D. c) Identifique el elemento cuyos átomos tienen mayor radio atómico. d) Proponga un compuesto iónico formado por la combinación de dos de los elementos mencionados.

13.– Dado el elemento X de número atómico 19: a) escriba su configuración electrónica; b) indique a qué grupo y período pertenece; c) ¿cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón más externo?; d) escriba la configuración electrónica de otro elemento, Y, de su mismo período, con el que forme un

compuesto XY mediante enlace iónico.

14.– Dadas las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos neutros: A: 1s2 2s2p3; B: 1s2 2s2p5; C: 1s2 2s2p6; D: 1s2 2s2p6 3s1; E: 1s2 2s2p6 3s2, responda a las siguientes cuestiones, justificando sus respuestas: a) ¿Qué elemento presenta mayor carácter metálico? b) ¿La afinidad electrónica de B es menor que la de A? c) ¿Qué dos elementos darían lugar al compuesto con mayor carácter iónico? ¿Cuál sería su fórmula?

15.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba los procesos a los que corresponden los siguientes datos:

Potencial de ionización del potasio: 100,0 kcal mol−1; Entalpía de formación del cloruro de potasio: −101,5 kcal mol−1; Energía de sublimación del potasio: 21,5 kcal mol−1; Energía de disociación del cloro: 57,0 kcal mol−1; Energía de red del cloruro de potasio: −168,0 kcal mol−1;

b) A partir de ellos determine el valor de la afinidad electrónica del cloro, escribiendo para ello el correspondiente ciclo de Born−Haber.

16.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Defina el concepto de energía de red. b) Plantee el ciclo de Born−Haber correspondiente a la formación de cloruro de sodio a partir de los

elementos que lo constituyen en su estado fundamental y relacione la energía de red con el resto de energías que intervienen en dicho ciclo.

17.– Considere las moléculas: OF2, BI3, CCl4 y C2H2. a) Escriba sus fórmulas de Lewis. b) Indique sus geometrías.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(B) = 5 ; Z(C) = 6 ; Z(O) = 8 ; Z(F) = 9 ; Z(Cl) = 17 ; Z(I) = 53




18.– 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: χ(K) = 0,8 ; χ(H) = 2,1 ; χ(C) = 2,5 ; χ(Cl) = 3,0 ; χ(F) = 4,0

19.– Dadas las moléculas PH3 y OCl2, a) represente sus estructuras de Lewis; b) establezca sus geometrías mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia; c) indique la hibridación del átomo central.

20.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Represente la estructura del trifluoruro de fósforo, según la teoría de Lewis. b) Indique cuál será su geometría según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. c) ¿Podrá tener el fósforo una covalencia superior a la presentada en el trifluoruro de fósforo? Razone la

respuesta.

21.– Dadas las moléculas HCl 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 del HCl; c) justifique la geometría de la molécula de CH2Cl2.

Datos: Valores de electronegatividad: χ(H) = 2,1 ; χ(C) = 2,5 ; χ(Cl) = 3,0

22.– Considerando las siguientes moléculas: CO2 y H2S, se pide que: a) represente y justifique sus estructuras de Lewis; b) indique la multiplicidad de todos sus enlaces (simple, doble, triple); c) justifique sus geometrías (lineal, plana, tetraédrica, etc…) aplicando la teoría de repulsión de pares

electrónicos. Razónelo.

23.– Considere las siguientes especies químicas N2O , NO2+ , NO2

− , NO3−, y responda

razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Represente la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas propuestas. b) Prediga la geometría de cada una de estas especies químicas.

Datos: Números atómicos: Z(N) = 7 ; Z(O) = 8

24.– Justifique la geometría de las siguientes moléculas covalentes de acuerdo con la teoría de la repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia, RPECV:

a) Bromuro de berilio (dibromuro de berilio) b) Cloruro de aluminio (tricloruro de aluminio) c) Cloruro de silicio (tetracloruro de silicio) d) Amoniaco (trihidruro de nitrógeno)

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(Be) = 4 ; Z(N) = 7 ; Z(Al) = 13 ; Z(Si) = 14 ; Z(Cl) = 17 ; Z(Br) = 35

25.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Ordene las siguientes especies de acuerdo con el valor creciente de los radios iónicos: S2−, Cl−, P3−.

Justifique la respuesta. b) Para el catión NH4

+, deduzca la estructura de Lewis, nombre y dibuje la geometría molecular e indique los ángulos de enlace aproximados.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(N) = 7 ; Z(P) = 15 ; Z(S) = 16 ; Z(Cl) = 17

26.– Dadas las siguientes moléculas: F2; CS2; C2H4; C2H2; N2; NH3, justifique mediante la estructura de Lewis en qué moléculas:

a) todos los enlaces son simples; b) existe algún enlace doble; c) existe algún enlace triple.




27.– Indique, razonadamente, cuántos enlaces π y cuántos σ tienen las siguientes moléculas: a) Hidrógeno. b) Nitrógeno. c) Oxígeno.

28.– Considere las especies químicas siguientes: NH2−, NH3 y NH4

+. Responda a estas cuestiones razonadamente:

a) Dibuje las estructuras de Lewis de cada una de las especies químicas propuestas. b) Indique la distribución espacial de los pares electrónicos que rodean al átomo central en cada caso. c) Discuta la geometría de cada una de las especies químicas.

29.– Dadas las moléculas: CH4, C2H2 y C2H4 razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) En la molécula C2H4 los dos átomos de carbono presentan hibridación sp3. b) El átomo de carbono de la molécula CH4 posee hibridación sp3. c) La molécula de C2H2 es lineal.

30.– Ponga un ejemplo, razonando las respuestas, de una molécula que contenga: a) un carbono con hibridación sp; b) un nitrógeno con hibridación sp3.

31.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: CH4, NH3, SO2, H2CO. b) ¿Qué geometría cabe esperar para cada una de ellas utilizando el modelo de repulsión entre pares de

electrones de la capa de valencia? c) Nombre las moléculas del primer apartado.

32.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Para los elementos X (Z = 5) e Y (Z = 9), escriba las configuraciones electrónicas respectivas.

Indique el grupo y período de la Tabla periódica al que pertenece cada uno de los elementos. A partir de su posición en la Tabla periódica, indique, de forma razonada, el que presenta el valor más alto de la primera energía de ionización.

b) Para la molécula H2O: b.1) dibuje la estructura de Lewis; b.2) deduzca y dibuje su geometría electrónica y molecular, e indique los ángulos de enlace

aproximados de la molécula. Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(O) = 8

33.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos X (Z = 12) e Y (Z = 17) e indique el

grupo y período de la Tabla periódica a los que pertenecen los elementos. A partir de esas configuraciones electrónicas, indique, de forma razonada, el elemento que presenta el valor más elevado de la primera energía de ionización.

b) Deduzca el carácter polar, o no polar, de la molécula de amoniaco. Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(N) = 7

34.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Para los elementos X (Z = 4) e Y (Z = 8), escriba las configuraciones electrónicas respectivas e

indique, de forma razonada, el que presenta el valor más negativo de la afinidad electrónica. b) Para la molécula CO2:

b.1) dibuje la estructura de Lewis; b.2) deduzca y dibuje su forma geométrica e indique los ángulos de enlace aproximados de la

molécula. Datos: Números atómicos: Z(C) = 6 ; Z(O) = 8




35.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Defina la afinidad electrónica de un átomo. Para los elementos X (Z = 4) e Y (Z = 8), escriba las

configuraciones electrónicas respectivas e indique, de forma razonada, el que presenta el valor más negativo de la afinidad electrónica.

b) Para la molécula BF3: b.1) dibuje la estructura de Lewis; b.2) deduzca y dibuje su forma geométrica e indique los ángulos de enlace aproximados de la

molécula. Datos: Números atómicos: Z(B) = 5 ; Z(F) = 9

36.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Ordene las siguientes especies de acuerdo con el valor creciente de los radios iónicos: O2−, F−, N3−.

Justifique la respuesta. b) Escriba la estructura de Lewis del catión NH4

+. Deduzca y dibuje su forma geométrica e indique los ángulos de enlace aproximados de la molécula.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(N) = 7 ; Z(O) = 8 ; Z(F) = 9

37.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Represente las estructuras de Lewis para cada una de las especies siguientes:

a.1) SiH4. a.2) BCl3. a.3) CHCl3.

b) Utilice el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia para predecir la geometría de dichas especies.

38.– Dadas las moléculas CF4 y NH3: a) represente sus correspondientes estructuras de Lewis; b) establezca su geometría mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia; c) indique la hibridación del átomo central.

39.– Al tratar 5,00 gramos de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S, medidos en condiciones normales, según la ecuación: PbS + H2SO4 PbSO4 + H2S. Calcule:

a) la riqueza de la galena en PbS; b) el volumen de ácido sulfúrico 0,50 M gastado en esta reacción. c) Indique la estructura de Lewis del ácido sulfúrico.

40.– Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2, a) represente sus estructuras de Lewis; b) prediga la geometría de cada una de ellas según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa

de valencia; c) indique la hibridación del átomo central.

41.– Describa la estructura y enlace en las moléculas de tricloruro de boro y tricloruro de nitrógeno. ¿Presentan la misma geometría? Razone la respuesta.

42.– Dadas las especies moleculares BCl3, NH3 y BeCl2, de las que solamente NH3 es polar, indique: a) el número de pares de electrones sin compartir del átomo central para cada especie; b) la hibridación del átomo central en cada especie, así como la geometría de cada molécula.

43.– El oxígeno, Z = 8, y el azufre, Z = 16, pertenecen al mismo grupo de la Tabla periódica. a) Deduzca la configuración electrónica del oxígeno y del azufre. b) ¿Por qué el oxígeno presenta valencia 2 y el azufre, además, presenta la valencia 4 y 6? c) Deduzca la forma geométrica y el tipo de hibridación para las moléculas de H2O y H2S.

44.– Describa y justifique la estructura tridimensional de la molécula de etino, sus ángulos de enlace y la hibridación de sus átomos.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(C) = 6




45.– 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) Represente las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3

−. d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?

46.– Un átomo, X, tiene 35 electrones, 35 protones y 45 neutrones mientras que otro átomo, Y, tiene 20 electrones, 20 protones y 20 neutrones. a) ¿Cuál de los dos átomos presenta un mayor radio atómico? Justifique la respuesta. b) ¿Cuál es el número másico del átomo X? c) ¿Es cierto que se requiere más energía para arrancar un electrón de X que de Y? Justifique la respuesta. d) Indique, razonadamente, si la molécula X2 posee enlaces múltiples o no.

47.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Represente las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas en estado gaseoso indicando el

número de pares enlazantes y no−enlazantes (libres) en el entorno de cada átomo central: H2O, BeCl2, BCl3, NH3.

b) Razone qué moléculas se pueden considerar como excepciones a la regla del octeto. c) Dibuje la geometría de cada molécula.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(Be) = 4 ; Z(B) = 5 ; Z(C) = 6 ; Z(N) = 7 ; Z(O) = 8 ; Z(Cl) = 17

48.– Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2O (angular): a) escriba sus estructuras de Lewis; b) justifique su polaridad.

49.– Considere las moléculas CS2, CH3Cl, H2Se, NCl3, y responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Represente la estructura de Lewis de cada una de éstas moléculas. b) Prediga su geometría molecular. c) Explique, en cada caso, si la molécula tiene o no momento dipolar.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(N) = 7 ; Z(S) = 16 ; Z(Cl) = 17 ; Z(Se) = 34

50.– Dadas las moléculas: HCN, OF2, NCl3, SiCl4, responda razonadamente las siguientes cuestiones: a) Represente la estructura de Lewis de cada una de ellas. b) Prediga su geometría molecular. c) Explique en cada caso si la molécula tiene o no momento dipolar.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(N) = 7 ; Z(O) = 8 ; Z(F) = 9 ; Z(Si) = 14 ; Z(Cl) = 17

51.– Dadas las moléculas CH4, NH3 y CO2, indique qué forma geométrica presentan estas moléculas. Teniendo en cuenta dicha geometría justifique cuáles de ellas se clasifican como polares y cuáles como apolares.

Datos: Números atómicos: Z(C) = 6 ; Z(N) = 7 ; Z(O) = 8

52.– Dadas las moléculas de CH4, NH3, Cl2 y, CO2, responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Clasifique estas moléculas como polares o apolares. b) ¿Qué compuesto forma una molécula tetraédrica?




53.– Cuatro elementos se designan arbitrariamente como A, B, C y D. Sus electronegatividades se muestran en la tabla siguiente:

Elemento A B C D

Electronegatividad 3,0 2,8 2,5 2,1

Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD, a) clasifíquelas en orden creciente por su carácter covalente. Justifique la respuesta. b) ¿cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta.

54.– A partir de las estructuras de Lewis de las siguientes especies químicas OCl2, NCl3, NCl4+ y CCl4, responda razonadamente las siguientes cuestiones:

a) Deduzca la geometría de cada una de las especies químicas propuestas. b) Justifique, en cada caso, si la especie química tiene o no momento dipolar.

55.– Considerando las moléculas H2CO (metanal) y OBr2 (dibromuro de monoxígeno), a) represente su estructura de Lewis; b) justifique su geometría molecular; c) razone si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(O) = 8 ; Z(Br) = 35

56.– Considere las siguientes especies químicas: SiH4, PH3, NH4+y H2S. Responda razonadamente

a las siguientes cuestiones: a) Dibuje la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas propuestas. b) Deduzca la geometría de cada una de las especies químicas anteriores. c) Indique si las moléculas: SiH4, PH3 y H2S son polares o no.

57.– Para las siguientes moléculas: H2O, NH3, CH4 y HCl indique, razonando la respuesta: a) su estructura electrónica de Lewis; b) su geometría; c) su polaridad.

58.– Considere las especies químicas: CO32−, CS2, SiCl4, NCl3, y responda razonadamente a las

siguientes cuestiones: a) Represente la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas propuestas. b) Prediga la geometría molecular de cada una de las especies químicas. c) Explique si las moléculas: CS2 y NCl3 tienen o no momento dipolar.

Datos: Números atómicos: Z(C) = 6 ; Z(N) = 7 ; Z(O) = 8 ; Z(Si) = 14 ; Z(S) = 16 ; Z(Cl) = 17

59.– El dióxido de carbono, CO2, es una molécula apolar, mientras que el agua, H2O, es una molécula polar. a) Explique la polaridad a partir de la geometría molecular. b) Confirme estas geometrías empleando las estructuras de Lewis y aplicando la teoría de repulsión de pares

electrónicos de valencia.

60.– Considere las moléculas: CS2, OCl2, PH3, CHCl3 y responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Represente la estructura de Lewis de cada una de estas moléculas y prediga su geometría. b) Explique, en cada caso, si la molécula tiene o no momento dipolar.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(O) = 8 ; Z(P) = 15 ; Z(S) = 16 ; Z(Cl) = 17

61.– Considere las moléculas de metano y amoniaco. a) Indique razonadamente la geometría que presentan empleando la teoría de repulsión de los pares de

electrones de la capa de valencia (RPECV). b) Justifique la polaridad de cada una.




62.– Utilizando la teoría de Lewis, a) represente la estructura de la molécula de ácido nítrico; b) indique los tipos de enlace covalente que se presentan.

63.– Dadas las siguientes parejas de sustancias químicas: CCl4 y CHCl3 ; BCl3 y NCl3, a) explique razonadamente la geometría de estas moléculas de acuerdo con la teoría de repulsión de pares

electrónicos; b) estudie la polaridad de las moléculas en cada pareja.

64.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba las configuraciones electrónicas de las siguientes especies químicas: Be2+, Cl, Cl−, C2−. b) Represente la estructura de Lewis de cada una de las siguientes especies químicas y prediga su geometría

molecular: NCl3, BeH2, NH4+.

c) Explique si las moléculas BeH2 y NCl3 tienen o no momento dipolar. Datos: Números atómicos: H = 1 ; Be = 4 ; C = 6 ; N = 7 ; O = 8 ; Cl =17

65.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Razone qué hibridación presenta el átomo de oxígeno (Z = 8) en la molécula de agua. b) Explique la geometría y polaridad de la molécula de agua.

66.– En la siguiente pareja de moléculas, una de ella es polar y la otra no: H2O; BeCl2. a) Explique razonadamente la geometría de estas moléculas. b) Indique razonadamente cuál es la molécula polar y cuál la no polar.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(Be) = 4 ; Z(O) = 8 ; Z(Cl) = 17

67.– Dadas las siguientes moléculas: HCl, Cl2 y BCl3 en estado gaseoso, indique, justificándolo a) cuál/cuáles poseerán un momento dipolar permanente; b) cuál presenta un enlace con mayor contribución iónica; c) cuál presenta un enlace con mayor contribución covalente.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(B) = 5 ; Z(Cl) = 17

68.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Ordene según su polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegatividades de la tabla

adjunta, los enlaces siguientes: H−F, H−O, H−N, H−C, C−O y C−Cl.

Elemento F O Cl N C S 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?

69.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4. b) Dibuje la geometría de cada molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de

valencia. c) Considerando las geometrías moleculares, razone acerca de la polaridad de ambas moléculas.

70.– Justifique la geometría molecular de los compuestos NH3 y BCl3, indicando, en cada caso, el tipo de hibridación de los orbitales del átomo central y su polaridad molecular, si existe.

71.– En la siguiente pareja de moléculas una es polar y la otra no: NH3, BCl3. a) Explique razonadamente la geometría de estas moléculas. b) Indique razonadamente cuál es la molécula polar y cuál es la no polar.

Datos: Números atómicos: Z(H) = 1 ; Z(B) = 5 ; Z(N) = 7 ; Z(Cl) = 17




72.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) A partir de las siguientes configuraciones electrónicas: X2+: 1s2 2s2p6 3s2p6 ;

Y2−: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6, escriba las configuraciones electrónicas de los átomos neutros de los que proceden estos iones. Indique el grupo y período de la Tabla periódica al que pertenece cada uno de los elementos. Indique, de forma razonada, el elemento que presenta el valor más bajo de la primera energía de ionización.

b) Los valores de electronegatividad en la escala de Pauling de los átomos C, H y N son 2,5; 2,1 y 3,0, respectivamente. A partir de estos datos, deduzca el carácter polar, o no polar, de la molécula HCN, que presenta una geometría molecular lineal.

73.– Dados los elementos A, de n.º atómico 9, y B de n.º atómico 17: a) determine su estructura electrónica y su situación en la Tabla periódica; b) si se combinasen entre sí, ¿qué tipo de enlace existiría entre ellos?; c) ¿cuál sería la fórmula más probable del compuesto formado por A y B? d) El compuesto del apartado anterior, ¿sería polar?

74.– Dados los elementos A, de n.º atómico 7, y B de n.º atómico 17: a) determine su estructura electrónica y su situación en la Tabla periódica; b) si se combinasen entre sí, ¿qué tipo de enlace existiría entre ellos?; c) ¿cuál sería la fórmula más probable del compuesto formado por A y B? d) El compuesto del apartado anterior, ¿sería polar?

75.– Considere las especies químicas CS2, SiCl4, ICl2+ y NF3. Responda razonadamente:

a) Represente la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas propuestas. b) Deduzca la geometría de cada una de las cuatro especies químicas propuestas. c) Discuta la polaridad de cada una de las moléculas CS2, SiCl4 y NF3.

76.– Dadas las especies químicas H2S y PF3: a) represéntelas mediante estructuras de Lewis; b) prediga la geometría de las especies anteriores según la teoría de repulsión de pares de electrones de la

capa de valencia; c) razone si cada una de esas moléculas es polar o no polar.

77.– Dadas las moléculas: CCl4, H2O, BeCl2, NH3, a) razone cuáles adoptarán una geometría lineal; b) razone si serán o no polares.

Datos: Números atómicos: H (Z = 1) ; Be (Z = 4) ; C (Z = 6) ; N (Z = 7) ; O (Z = 8) ; Cl (Z = 17)

78.– Dadas las siguientes moléculas: CO2, NH3 y CF4, a) dibuje sus estructuras de Lewis; b) indique la geometría de cada molécula empleando la teoría de repulsión de electrones de valencia; c) ¿qué moléculas tienen momento dipolar no nulo?

79.– Para las moléculas SiF4 y CH3Cl: a) Escriba las estructuras de Lewis. b) Determine la geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de

valencia. c) Indique, justificando brevemente la respuesta, si se trata de moléculas polares. d) Indique, justificando brevemente la respuesta, si alguno de los átomos implicados en estas moléculas

ha sufrido alguna hibridación, indicando en su caso cuál.

80.– Para las siguientes moléculas: NF3 y SiF4. a) Escriba las estructuras de Lewis. b) Prediga la geometría molecular mediante la aplicación del método de la teoría de repulsión de pares de

electrones de la capa de valencia. c) Justifique la polaridad de las moléculas.




81.– Dados los elementos A, de número atómico Z = 19, y B, de número atómico Z = 16, a) escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos; b) ¿cuál tendrá mayor afinidad electrónica? ¿Cuál tendrá mayor carácter metálico? ¿Por qué? c) Si se combinasen entre sí, ¿qué tipo de enlace existiría entre ellos? ¿Cuál sería la fórmula del compuesto

formado? ¿Por qué?

82.– Un átomo, X, tiene 35 electrones, 35 protones y 45 neutrones y otro átomo, Y, posee 20 electrones, 20 protones y 20 neutrones.

a) Calcule el número atómico y másico de cada uno de ellos. b) Justifique cuál de los dos es más electronegativo. c) Razone las valencias con las que pueden actuar ambos elementos. d) Conteste cuál es el tipo de enlace que se produce entre X e Y y cuál es la fórmula del compuesto resultante.

83.– Considere los elementos de números atómicos Z = 7, Z = 9, Z = 11 y Z = 16. a) Escriba sus configuraciones electrónicas, el nombre, el símbolo y el grupo de la Tabla periódica 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.

84.– Dada la configuración electrónica de los siguientes átomos neutros: A: 1s2 2s2p5 ; B: 1s22s2p6 3s1 ; C: 1s2 2s2p6 3s2p4, responda, a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica?, ¿Por qué? b) ¿Cuál de ellos tiene mayor radio atómico? ¿Por qué? c) ¿Qué compuesto resultaría de la unión de A y B? ¿Y de la unión de B y C? Indique sus fórmulas. ¿Cuál

tendrá mayor carácter iónico? ¿Por qué?

85.– Los elementos A, B y C tienen de números atómicos 9, 14 y 26, respectivamente. a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) ¿Cuál de ellos es un elemento de transición y de qué elemento se trata? Razone su respuesta. c) ¿Cuál es el elemento más electronegativo de los tres? Razone su respuesta. d) ¿Qué fórmula y qué tipo de enlace tendrá el compuesto más probable formado por A y B? Razone su

respuesta.

86.– La configuración electrónica 1s2 2s2p6 3s2p6 corresponde a un ion dipositivo X2+. Explique razonadamente: a) cuál es el número atómico del elemento X y de qué elemento se trata; b) a qué periodo pertenece; c) el tipo de enlace que formaría el elemento X con un elemento A cuya configuración electrónica fuera

1s2 2s2p5; d) la fórmula de un compuesto formado por X y A.

87.– Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2 ; B: 1s2 2s2p6 3s2p4 ; C: 1s2 2s2p6, responda a las siguientes cuestiones justificando la respuestas: a) Establezca el grupo y período a los que pertenecen A, B y C. b) Escriba los iones más estables que formarán A y B. c) Explique qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula del compuesto resultante. d) Indique entre A y B quién tendrá un valor mayor de energía de ionización.

88.– 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.




89.– 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: Constante de Planck: h = 6,626·10−34 J s ; Velocidad de la luz en el vacío: c = 3,00·108 m s−1 ; 1 nm = 10−9 m ; Número de Avogadro: NA = 6,022·1023 átomos mol−1

90.– Dados los elementos A (Z = 8) y B (Z = 19), a) escriba las configuraciones electrónicas de A y B; b) indique el número de electrones que posee cada uno en la capa de valencia; c) justifique el periodo y grupo de la Tabla periódica al que pertenecen ambos elementos; d) razone cuál tiene menor energía de ionización (Ei); e) justifique qué tipo de enlace uniría ambos átomos. ¿Qué fórmula le correspondería?

91.– Dados los elementos cuyas configuraciones electrónicas para la capa de valencia son 2s2 2p1 y 3s2 3p5, indique razonadamente: a) los elementos de que se trata; b) el tipo de enlace del compuesto que pueden formar; c) la fórmula de dicho compuesto; d) la geometría del mismo.

92.– Dados los elementos siguientes: A, de número atómico 17; B, de número atómico 11, y C, de número atómico 12, razone qué afirmaciones son correctas: a) A actuará en compuestos covalentes únicamente con valencia 1. b) B formará compuestos iónicos. c) C formará compuestos covalentes actuando con valencia 2.

93.– Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 ; B: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5. a) ¿A qué grupo y a qué período pertenecen? b) ¿Qué elemento se espera que posea una mayor energía de ionización? c) ¿Qué elemento tiene un radio atómico menor? d) ¿Una combinación de A y B, qué tipo de compuesto genera y de qué estequiometria?

94.– Dados los elementos A (Z = 6), B (Z = 11) y C (Z = 17): a) escriba sus configuraciones electrónicas en estado fundamental; b) indique cuál sería su situación en la Tabla periódica (grupo y periodo) así como el orden decreciente de

electronegatividad; c) indique la fórmula estequiométrica más simple de los compuestos que C formaría con A y B indicando

el tipo de enlace de las uniones respectivas.

95.– Se tienen 3 elementos A, B y C de números atómicos, Z (A) = 17, Z (B) = 20 y Z (C) = 35 respectivamente. Razone: a) cuál es su orden de menor a mayor tamaño; b) qué tipo de enlace se puede formar entre B y C.

96.– Dados los elementos A (Z = 20) y B (Z = 17). Responda, razonando, las siguientes cuestiones: a) Indique las configuraciones electrónicas de dichos elementos. b) Indique la opción correcta que muestra los números cuánticos del electrón más energético del elemento

de Z = 20: I) (4, 1, −1, +½) ; II) (4, 0, −1, −½) ; III) (3, 2, −2, +½) ; IV) (4, 0, 0, −½). c) Indique a qué grupo y periodo pertenecen los dos elementos. d) Indique cuál de ellos tendrá mayor potencial de ionización. e) Razone qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B y cuál será la fórmula del compuesto resultante.




97.– Considere los elementos X (Z = 12), Y (Z = 13) y Z (Z = 16). a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifique los tres elementos (nombre y símbolo). b) Formule y razone cuál es el ion más estable para cada uno de estos elementos. ¿Cuáles son

isoelectrónicos? c) Razone cuál de los iones del apartado presenta el menor radio. d) Formule y nombre el compuesto que forman X y Z, indicando el tipo de enlace que presentan.

98.– Sean los elementos A, B, C y D cuyos números atómicos son 9, 17, 35 y 11, respectivamente. a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Indique razonadamente el orden de electronegatividad de los elementos; c) Indique razonadamente el tipo de enlace del compuesto formado por los elementos C y D; d) Indique razonadamente si el átomo neutro del elemento D tendrá mayor o menor radio atómico que su

ion más probable.

99.– Dadas las sustancias: N2, KF, H2S, PH3, C2H4 y Na2O, indique razonadamente cuáles presentan: a) enlaces covalentes con momento dipolar resultante distinto de cero; b) enlaces iónicos; c) enlaces múltiples.

100.– Considere los elementos siguientes: Ti (Z = 22), Mn (Z = 25), Ni (Z = 28) y Zn (Z = 30). a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Indique el grupo y el periodo a los que pertenece cada uno de los elementos. c) Justifique si alguno de ellos presenta electrones desapareados. d) Justifique si alguno de ellos conduce la electricidad en estado sólido.

101.– Considere los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 17, 18 y 20, respectivamente. Responda razonadamente las siguientes cuestiones: a) Ordene los tres elementos indicados por orden creciente de la energía de ionización de sus átomos. b) Razone si cada uno de estos elementos forma algún ion estable e indique la carga de dichos iones. c) Deduzca la fórmula molecular del compuesto formado por A y C. ¿Será este compuesto soluble en agua?

102.– Dados tres elementos de la Tabla periódica A, B y C de números atómicos 8, 16 y 19, respectivamente,

a) escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos; b) indique el elemento cuyo primer potencial de ionización sea mayor; c) indique el tipo de enlace formado por los elementos A y B; d) indique dos propiedades características de los compuestos formados por los elementos A y B.

103.– Dados los elementos de número atómico: Z(A) = 8; Z(B) = 16; Z(C) = 20; Z(D) = 24, a) ordénelos en orden creciente de su radio atómico, razonando la respuesta; b) razone el tipo de enlace formado entre los elementos A y B y entre los elementos B y C, indicando dos

propiedades características de cada compuesto resultante.

104.– Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Escriba la configuración electrónica del alcalinotérreo del 5.º periodo e indique de qué elemento se trata. b) Escriba la configuración electrónica del ion más estable que forma dicho elemento. c) Escriba la fórmula del compuesto que formará dicho elemento con el segundo elemento del grupo de los

halógenos, indique qué tipo de enlace presentará dicho compuesto y qué estado de agregación tendrá a temperatura ambiente.

105.– Explique cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas respecto al trifluoruro de boro: a) El boro presenta una hibridación sp2 en dicho compuesto. b) Se trata de una molécula polar ya que tiene enlaces polares. c) Se trata de un compuesto que conduce la corriente eléctrica cuando se encuentra en estado

líquido.




106.– Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Los metales tienen siempre puntos de fusión muy altos. b) Las moléculas covalentes pueden ser apolares o polares.

107.– 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.

108.– Considere las sustancias I2, Cu y CaO y conteste razonadamente: a) qué tipo de enlace presenta cada una de ellas; b) cuál tiene menor punto de fusión; c) cuál conduce la electricidad cuando está fundido pero es aislante en estado sólido; d) si cada una de las sustancias del enunciado es o no soluble en agua.

109.– Considere las especies químicas de fórmula: C2H6, KBr, Na, C (diamante) y NH3 y responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es la especie conductora en estado fundido pero no en sólido? b) ¿Cuál es la especie de mayor punto de fusión? c) ¿Cuál puede presentar enlaces de hidrógeno? d) ¿Qué especie es la de menor punto de fusión y ebullición?

110.– Dadas las siguientes sustancias químicas: NH3, Al, C(diamante) y MgCl2, indique de forma razonada cuál de ellas: a) es buena conductora del calor y la electricidad; b) presenta moléculas entre las que existen enlaces por puente de hidrógeno; c) presenta el mayor punto de fusión; d) conduce la corriente eléctrica cuando se halla fundida o en disolución acuosa.

111.– Considerando las siguientes moléculas: agua, amoniaco y metano. a) Dibuje las estructuras de Lewis de las moléculas y analice su geometría. b) Analice la polaridad de las moléculas. c) A temperatura ambiente el agua es un líquido, pero el amoníaco es un gas. ¿Por qué?

Datos: Números atómicos: H (Z = 1) ; C (Z = 6) ; N (Z = 7) ; O (Z = 8)

112.– Con los datos recogidos en la tabla adjunta, conteste razonadamente a las siguientes preguntas:

Sustancia H2O HF HCl Cl2

Teb (℃) 100 20 −85 −34

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?

113.– Justifica si son correctas o no las afirmaciones siguientes: a) El OCl2 es una molécula polar. b) El triioduro de boro tiene una geometría trigonal plana, y el triioduro de fósforo, de pirámide

trigonal. c) El radio del potasio es mayor que el del bromo. d) El momento dipolar del tetracloruro de carbono es nulo.




114.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas CCl4, OF2 y NCl3. b) Dibuje la geometría de cada molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de

valencia. c) Considerando las geometrías moleculares, razone acerca de la polaridad de ambas moléculas.

115.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos X (Z = 7) e Y (Z = 33). Indique el grupo y

período de la Tabla periódica al que pertenece cada uno de los elementos. A partir de esas configuraciones electrónicas, indique, de forma razonada, el elemento que presenta el valor más bajo de la primera energía de ionización.

b) Deduzca el carácter polar, o no polar, de las siguientes moléculas:

Ángulo de enlace Cl−C−Cl = 109,5º Ángulo de enlace H−O−H = 104,5º

116.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos X (Z = 8) e Y (Z = 34) e indique el grupo y

período de la Tabla periódica al que pertenece cada uno de los elementos. A partir de esas configuraciones electrónicas, indique, de forma razonada, el elemento que presenta el valor más bajo del radio atómico.

b) Deduzca el carácter polar, o no polar, de las siguientes moléculas:

Ángulo de enlace Cl−C−Cl = 109,5º Ángulo de enlace H−O−H = 104,5º

117.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Prediga la forma geométrica de las moléculas: BCl3 y CCl4, según la teoría de repulsión de pares

de electrones de la capa de valencia. b) Ordene las moléculas: HBr, HCl, BCl3 y CCl4 en orden creciente de su momento dipolar.

Datos: Números atómicos: Z(B) = 5 ; Z(C) = 6 ; Z(Cl) = 17

118.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba las estructuras de Lewis para las moléculas SiCl4 y PCl3. b) Describa la geometría de estas moléculas. c) Explique si son polares o no.

119.– Deduzca, según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, la geometría de las siguientes moléculas e indique la polaridad de las mismas: a) Amoniaco. b) Tricloruro de boro. c) Metano.




120.– Para las moléculas de tetracloruro de carbono y agua, a) prediga su geometría mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia; b) indique la hibridación del átomo central; c) justifique si esas moléculas son polares o apolares.

121.– En las siguientes parejas de moléculas, una de ellas es polar y la otra no polar: HI, I2; NH3, BF3; H2O, BeCl2. a) Explique razonadamente la geometría de estas moléculas b) Indique razonadamente en cada pareja cuál es la molécula polar y cuál la no polar.

122.– Dadas las especies moleculares PF3 y SiF4: a) Determine su geometría mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. b) Razone si los enlaces serán polares. c) Razone si las moléculas presentarán momento dipolar.

123.– Para las moléculas BF3 y CHF3: a) Escriba las estructuras de Lewis. b) Determine la geometría molecular utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de

valencia. c) Indique, justificando brevemente la respuesta, si se trata de moléculas polares. d) Indique, justificando brevemente la respuesta, si alguno de los átomos implicados en estas moléculas

ha sufrido alguna hibridación, indicando en su caso cuál.

124.– Considere las siguientes especies químicas para las que se indica su geometría entre paréntesis: CCl4 (tetraédrica), HCN (lineal) y BF3 (trigonal): a) Represente la estructura de Lewis de cada una de dichas especies. b) Justifique la polaridad de cada especie.

125.– Considere las moléculas: BBr3, H2S, HCN y CBr4, y responda a las siguientes cuestiones: a) Represente la estructura electrónica de Lewis de cada molécula. b) Indique, razonadamente, la geometría de cada una de las especies. c) Explique, en cada caso, si la molécula tendrá momento dipolar o no.

Datos: Números atómicos: H (Z = 1) ; B (Z = 5) ; C (Z = 6) ; N (Z = 7) ; S (Z = 16) ; Br (Z = 35)

126.– Considere las siguientes moléculas: BF3, CF4, NF3 y OF2. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Dibuje la estructura de Lewis de cada una de las moléculas propuestas y deduzca su geometría. b) Indique si cada una de las moléculas propuestas tiene o no momento dipolar. c) Ordene las moléculas BF3, CF4 y NF3 por orden creciente de su ángulo de enlace.

Datos: Números atómicos: B (Z = 5) ; C (Z = 6) ; N (Z = 7) ; O (Z = 8) ; F (Z = 9)

127.– En los siguientes compuestos: amoniaco (trihidruro de nitrógeno), clorometano (cloruro de metilo), y difluoruro de berilio (fluoruro de berilio), a) determine sus geometrías, justificando la respuesta; b) justifique si las moléculas serán polares o no (razone las respuestas).

Datos: Números atómicos: H (Z = 1) ; Be (Z = 4) ; C (Z = 6) ; N (Z = 7) ; F (Z = 9) ; Cl (Z = 17)

128.– El tricloruro de fósforo es una molécula polar, mientras que el tricloruro de boro tiene un momento dipolar nulo.

a) Escriba las estructuras de Lewis para ambas moléculas. b) Justifique la distinta polaridad que poseen. c) Indique la hibridación del átomo central.




129.– Considere los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 7, 8 y 17, respectivamente, y responda las cuestiones: a) Aplicando la regla del octeto deduzca razonadamente la fórmula molecular del compuesto formado por:

a.1) A y C a.2) B y C.

b) A partir de las estructuras de Lewis de los dos compuestos deducidos en el apartado anterior, explique la geometría de cada una de las dos moléculas y justifique si son polares o apolares.

130.– Dadas las siguientes moléculas: OF2 y HCN (C átomo central). a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Indique razonadamente cuál es su geometría. c) Indique razonadamente cuál es la hibridación del átomo de O en la primera y de C en la segunda. d) Razone sobre la polaridad de los enlaces y de cada una de las moléculas.

131.– Considere las especies químicas CO2, CO32−, H2Se, y responda a las siguientes cuestiones:

a) Represente la estructura de Lewis de cada una de las especies químicas anteriores. b) Explique razonadamente la geometría de cada una de estas especies químicas. c) Explique, justificando la respuesta, si las moléculas CO2 y H2Se son polares o apolares.

Datos: Números atómicos: H (Z = 1) ; C (Z = 6) ; O (Z = 8) ; Se (Z = 34)

132.– Dadas las siguientes especies: Trifluoruro de fosforo [fluoruro de fósforo(III)] y tetrafluoruro de silicio [fluoruro de silicio(IV)], a) determine sus geometrías, justificando la respuesta; b) señale si los compuesto/s son polares, justificando la respuesta.

Datos: Números atómicos: F (Z = 9) ; Si (Z = 14) ; P (Z = 15)

133.– Indique, justificando brevemente la respuesta, si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) El ion Ba

2+ tiene configuración de gas noble.

b) El radio del ion I− es mayor que el del átomo I.

c) La molécula CO2 tiene geometría lineal. d) La molécula CCl4 es apolar.

134.– Se pretende realizar un estudio molecular del ácido metanoico; para ello se le pide que: a) dibuje su diagrama de Lewis; b) prediga la geometría alrededor de los átomos de O y C y clasifique la molécula en polar o no polar.

135.– 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.

136.– Dados dos elementos químicos de número atómico Z = 19 y Z = 35, a) escriba su configuración electrónica; b) determine el grupo y el período de que ocupan en la Tabla periódica; c) indique cuál de ellos será el más electronegativo; d) deduzca el tipo de enlace que se podrá dar entre estos dos elementos.

137.– Dados los elementos: A (Z = 20) y B (Z = 35), conteste a las siguientes preguntas: a) Indique las configuraciones electrónicas de dichos elementos. b) Indique a qué grupo y período pertenecen. c) Indique y justifique cuál de ellos tendrá mayor potencial de ionización. d) ¿Qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B?




138.– 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

139.– Dados los elementos A (Z = 11), B (Z = 15), C (Z = 16) y D (Z = 25), indique de forma razonada: a) la fórmula del ion más estable que se puede formar de cada uno de ellos y su configuración electrónica

correspondiente; b) la fórmula estequiométrica más sencilla y estable de los compuestos que puede formar A con C y B con

C.

140.– Dados los elementos X1632 y X20

40 , responda a las siguientes cuestiones, justificando las respuestas. a) ¿Cuántos protones y neutrones están presentes en el núcleo de cada uno de ellos? Indique un isótopo de

cada uno. b) Indique el número atómico y la configuración electrónica de cada elemento. c) Razone qué tipo de enlace se forma cuando se unen X e Y y cuál sería la fórmula del compuesto

resultante.

141.– Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 13 y 35, respectivamente, indique justificándola: a) la configuración electrónica ordenada de cada uno de ellos; b) la naturaleza de los enlaces de los compuestos que responden a: A−C; B−B; C−C. c) Enuncie el principio de máxima multiplicidad de Hund.

142.– Para dos elementos, A y B, con números atómicos 12 y 17, respectivamente, indique: a) la configuración electrónica de cada uno de ellos; b) el elemento de mayor energía de ionización, justificando la respuesta; c) la fórmula del compuesto que se forma entre ambos elementos y el tipo de enlace que presentan al unirse.

Justifique la respuesta.

143.– 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?

144.– 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 más electronegativo. d) Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por estos dos elementos.

145.– Considerando las moléculas: HCN, NO y BF3, a) dibuje las estructuras de Lewis señalando, en su caso, los pares de electrones no compartidos; b) indique en cada caso cuál es la multiplicidad (sencillo, doble, triple) de todos los enlaces; c) señale en cada caso si los enlaces precedentes son iónicos, covalentes o metálicos. Razónelo.

146.– Considere los elementos: H, O y F. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique grupo y periodo 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?




147.– Los elementos químicos A y B tienen de número atómico 20 y 35, respectivamente. Indique razonadamente, a) los iones más estables que formarán cada uno de ellos; b) las propiedades del compuesto formado por A y B.

148.– 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

deionización. c) ¿Qué especies son X−e Y? d) ¿Qué tipo de enlace presenta ZX? Describa brevemente las características de este enlace.

149.– 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.

150.– 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 periodo, 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 que se puede formar entre A y B? ¿Cuál será la fórmula del compuesto

resultante?¿Será soluble en agua?

151.– 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 periodo 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.

152.– 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.

153.– Acerca de las siguientes sustancias: cloruro de potasio, yodo, plata y diamante, se hacen una serie de afirmaciones. Indique si son ciertas o falsas justificando las respuestas.

a) El yodo y la plata conducen la corriente eléctrica en estado sólido. b) El cloruro de potasio conduce la corriente eléctrica sólo cuando está fundido. c) El diamante es la sustancia que presenta mayor punto de fusión.

154.– Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: a) Un hilo de cobre. b) Un cristal de Cu(NO)2. c) Una disolución de Cu(NO)2.

155.– Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2 y H2O, a) indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos; b) ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición.

Justifique las respuestas.

156.– Dados los siguientes compuestos: NaF, CH4 y CH3OH: a) indique el tipo de enlace; b) ordene de mayor a menor según su punto de ebullición, razonando la respuesta; c) justifique la solubilidad o no en agua.




157.– 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.

158.– Explique razonadamente los siguientes hechos: a) El cloruro de potasio tiene un punto de fusión de 770 ℃, mientras que el cloro es un gas a temperatura

ambiente. b) El cobre y el yodo son sólidos a temperatura ambiente, pero el cobre conduce la corriente eléctrica

mientras que el yodo no.

159.– Sean dos átomos X e Y. Los números cuánticos posibles para el último electrón de cada uno de ellos en su estado fundamental son: X = (4, 0, 0, ±½), Y = (3, 1, 0 ó ±1, ±½). Justifique:

a) el periodo y los grupos posibles a los que pertenece cada uno de ellos; b) cuál de ellos es más electronegativo; c) cuál tiene menor radio atómico; d) si X conduce la electricidad en estado sólido.

160.– Deduzca en la pareja de compuestos NF3 y BF3: a) la hibridación de orbitales atómicos del elemento central en cada caso; b) la geometría molecular de los compuestos; c) la polaridad en cada caso; d) el que presenta mayor punto de ebullición.

Datos: Números atómicos: B = 5 ; N = 7 ; F = 9

161.– Dos elementos A y B presentan números atómicos 56 y 16 respectivamente. a) Escriba sus configuraciones electrónicas en su estado fundamental. Indique cuántos electrones

desapareados presentan en su última capa. b) Razone qué tipo de enlace formará el compuesto binario entre ambos elementos. Indique dos propiedades

características de este tipo de enlace.

162.– Sean los elementos Br (Z = 35) y K (Z = 19). a) Indique las configuraciones electrónicas de los átomos neutros y de sus iones más estables. b) Razone el orden de radios atómicos de todas las especies anteriores. c) Indique dos propiedades del compuesto formado por estos elementos

163.– Sean los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 12, 15 y 17, respectivamente. Indique razonadamente:

a) el orden de electronegatividades de los mismos; b) el tipo de enlace que presentan los compuestos A−C y B−C; c) el orden de los puntos de fusión de los compuestos anteriores.

164.– Sean los elementos: Cl, Na, Mg y P. a) Ordénelos por orden creciente de su potencial de ionización. b) Indique los principales iones que formarán los elementos Na y Mg y ordénelos de mayor a menor radio

atómico. c) De las posibles combinaciones Cl−P y Cl−Mg, indique cuál será el compuesto con mayor punto de fusión.

Justifique las respuestas.

165.– Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifique que: 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.




166.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e iones: X (Z = 35), X−,

Y (Z = 38), Y2+. Indique el grupo y período de la Tabla periódica a los que pertenece cada uno de los elementos.

b) Las moléculas de NH3 y BF3 presentan las geometrías de pirámide trigonal y trigonal plana, respectivamente. Indique, de forma razonada, cuál de los dos compuestos será más soluble en agua.

167.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) De las siguientes sustancias: cobre, cloruro de sodio, yodo y diamante, ¿cuál conduce la

corriente en estado sólido? ¿Por qué? b) Ordene los siguientes cloruros en orden creciente de su punto de fusión: cloruro de berilio, cloruro de

estroncio, cloruro de calcio y cloruro de magnesio. Justifique el orden elegido.

168.– Indique, de las siguientes sustancias: Ag, Cu, KCl, I2, C(diamante) y SiO2, a) cuál/es conduce/n la corriente eléctrica en estado sólido y por qué; b) cuál/es es/son soluble/s en agua y por qué; c) cuál presenta el punto de fusión más bajo y por qué.

169.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) ¿Qué tipo de enlace cabe esperar en cada una de las siguientes especies químicas: NaCl, Cl2, CH4

y Fe? b) ¿Cuál será el estado de agregación de cada una de las especies anteriores? c) ¿Cuáles se disolverán en agua?

170.– Para los átomos A (Z = 8) y B (Z = 38) determine su estructura electrónica y su situación en la Tabla periódica. Indique de qué elementos se trata, el tipo de compuesto que formarían entre ellos y las propiedades generales de este tipo de compuestos.

171.– 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.

Datos: Números atómicos (Z): H = 1 ; C = 6 ; O = 8 ; F = 9

172.– Dadas las moléculas: BeCl2, NH3 y CH4: a) escriba sus estructuras de Lewis y deduzca la geometría de sus moléculas en base a la teoría de repulsión

de pares electrónicos o de hibridación de orbitales; b) razone si alguna de ellas puede formar enlaces de hidrógeno; c) justifique si las moléculas de: BeCl2 y NH3 son polares o no polares.

Datos: Números atómicos (Z): Be = 4 ; Cl = 17 ; C = 6 ; H = 1

173.– 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.

174.– Dadas las siguientes moléculas: PH3, H2S, CH3OH, 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.




175.– Dadas las siguientes moléculas: BeCl2, Cl2CO, NH3 y CH4, a) Escriba las estructuras de Lewis, b) determine sus geometrías (puede emplear la teoría de repulsión de pares electrónicos o 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: Nat (Z) H = 1 ; Be = 4 ; C = 6 ; N = 7 ; O = 8 ; Cl = 17

176.– 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?

177.– 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?

178.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Represente y nombre la forma geométrica del CH4 y NH3. b) Indique el valor aproximado del ángulo de enlace en el CH4 y explique por qué el ángulo de enlace en

el NH3 es menor que el del CH4. c) Identifique el tipo de fuerza intermolecular más importante en cada sustancia en estado líquido.

Datos: Números atómicos (Z): H = 1 ; C = 6 ; N = 7

179.– Dadas las siguientes moléculas: CH4, NH3, H2S, 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.

180.– Dadas las siguientes sustancias: Cu , CaO, I2, indique razonadamente: a) cuál conduce la electricidad en estado líquido pero es aislante en estado sólido; b) cuál es un sólido que sublima fácilmente; c) cuál es un sólido que no es frágil y se puede estirar en hilos o láminas.

181.– Dadas las siguientes sustancias sólidas: cobre, diamante, yodo y bromuro de potasio, explique: a) ¿Cuál es la más dura? ¿Y la más blanda? b) ¿Cuál conduce la corriente eléctrica en estado sólido? ¿Y en disolución?

182.– 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.

183.– El trifluoruro de boro y el amoniaco son compuestos gaseosos en condiciones normales. a) Explique la forma geométrica de sus moléculas. b) Explique cuál de las dos moléculas es más polar. c) Explique cómo serán los enlaces intermoleculares en cada uno de los compuestos. d) Razone cuál de los dos compuestos tendrá un punto de ebullición más alto.

Datos: Números atómicos: H (Z = 1) ; B (Z = 5) ; N (Z = 7) ; F (Z = 9)




184.– 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?

185.– Para la molécula de agua, explique: a) la hibridación del átomo de oxígeno; b) la geometría molecular; c) la polaridad de los enlaces y de la molécula; d) la formación de puentes de hidrógeno en estado sólido.

186.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Describa las fuerzas de Van der Waals. b) Justifique si en el agua se presentará este tipo de interacción y si habrá otros tipos.

Datos: Números atómicos: O = 8 ; H = 1

187.– 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 comente eléctrica en ningún caso.

188.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Justifique la geometría de las siguientes especies químicas: H2S, NCl3, acetona (propanona). b) Complete la siguiente tabla señalando sí o no en las casillas correspondientes:

Compuesto Es polar Es apolar Forma puente de hidrógeno

H2S

NCl3

189.– Explique qué enlaces químicos hay que romper o qué fuerzas de atracción entre partículas hay que superar para conseguir en cada caso:

a) fundir cloruro de potasio; b) hervir agua; c) evaporar nitrógeno líquido.

Datos: Números atómicos: K = 19 ; Cl = 17 ; H = 1 ; O = 8 ; N = 7




190.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Indique la notación del orbital que corresponde a cada una de las siguientes combinaciones de números

cuánticos: a.1) n = 1, ℓ = 0; a.2) n = 3, ℓ = −3; a.3) n = 3, ℓ = 2; a.4) n = 2, ℓ = 1. Si la combinación de números cuánticos no está permitida escriba “no permitido”.

b) A partir de los siguientes datos indique:

Propiedad física Sustancias

H2O H2S

Punto de ebullición normal (℃) 100 −60,7

Punto de fusión normal (℃) 0,00 −85,5

b.1) la sustancia que presenta fuerzas intermoleculares más intensas; b.2) el tipo de fuerzas intermoleculares que presenta cada una de las sustancias.

191.– Indique qué tipo de enlace hay que romper para: a) fundir cloruro de sodio; b) vaporizar agua; c) vaporizar hexano.

192.– Una sustancia desconocida tiene un punto de fusión bajo, es muy soluble en benceno, ligeramente soluble en agua y no conduce la electricidad. Explique razonadamente a cuál de los siguientes grupos pertenecería probablemente: a) Un sólido covalente o atómico. b) Un metal. c) Un sólido iónico. d) Un sólido molecular.

193.– Dadas las siguientes sustancias químicas: I2, BaO, HCl y Fe, indique razonando las respuestas: a) Tipo de enlace que tienen dichas sustancias. b) Estado físico que presentará cada una de las sustancias a temperatura ambiente.

194.– Dada la molécula de CCl4, a) represéntela mediante estructura de Lewis; b) ¿por qué la molécula es apolar si los enlaces están polarizados?; c) ¿por qué a temperatura ambiente el CCl4 es líquido y el CI4 es sólido?

195.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Represente e indique la forma geométrica que adoptan los compuestos: CH4O y CH2O. b) Indique el valor aproximado de los ángulos de enlace alrededor del átomo central de carbono en las

moléculas de CH4O y de CH2O. c) Identifique el tipo de fuerza intermolecular más importante existente para cada sustancia en estado

líquido. Datos: Números atómicos (Z): H = 1 ; C = 6 ; O = 8

196.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Dibuje las estructuras de Lewis del CO2 y SO2 mostrando todos los pares de electrones de valencia

(enlazantes y no−enlazantes). b) Indique el valor del ángulo de enlace en el CO2 y explique por qué el ángulo de enlace en el SO2 es

menor que el del CO2. c) Identifique el tipo de fuerza intermolecular más importante para cada sustancia en estado líquido.

Datos: Números atómicos (Z): C = 6 ; O = 8 ; S = 16




197.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones: a) Justifique la naturaleza del enlace que se formará cuando el oxígeno se combine con calcio. b) Justifique la naturaleza del enlace que se formará cuando el oxígeno se combine con hidrógeno. c) ¿Cuál de los dos compuestos formados tendrá mayor punto de fusión?

198.– Justifique mediante el ciclo de Born−Haber, la posibilidad de existencia del compuesto NaO (Na2+ y O2−). Los datos experimentales a tener en cuenta son:

Primera energía de ionización del sodio = 494 kJ mol−1. Segunda energía de ionización del sodio = 4 561 kJ mol−1. Primera electroafinidad del oxígeno = −142 kJ mol−1. Segunda electroafinidad del oxígeno = 879 kJ mol−1. Energía de sublimación del sodio = 107,5 kJ mol−1. Energía de disociación del oxígeno = 498 kJ mol−1. Se supone que la energía reticular del compuesto es 3 525 kJ mol−1 (similar a la de CaO).

199.– Para las moléculas BF3 y CHF3. a) escriba sus estructuras de Lewis; b) establezca su geometría molecular, indicando la hibridación del átomo central; c) justifique la polaridad de ambas moléculas.

Datos: Números atómicos: H (Z = 1) ; B (Z = 5) ; C (Z = 6) ; F (Z = 9)


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Problemas de Química 2.º Bachillerato (PAU y EvAU) −Enlace ...almudenafyq.webcindario.com/Recursos/2BachQui/2BachQuiProblemas02... · 9.– A partir de los datos que se dan a