1.- Representa las estructuras de Lewis indicando geometría molecular y momento dipolar de las siguientes moléculas: CO₂, H₂S y O₂.

2.- De las siguientes moléculas: F₂, CS₂, C₂H₄ (etileno), C₂H₂ (acetileno), H₂O, C₆H₆ (benceno), NH₃. A)¿Cuáles tienen todos los enlaces sencillos o simples?. B) ¿Dónde existe algún doble enlace?. C)¿Dónde existe algún triple enlace?.

3.- Describe la estructura y enlace de las moléculas propuestas indicando la hibridación correspondiente al átomo central: (a) CCl₄; (b) BCl₃; (c) SCl₂; (d) BeH₂.

4.- Deduce, aplicando la teoría de hibridación de orbitales, la geometría de las moléculas siguientes: etileno, acetileno, benceno, metanol y metanal.

5.- De los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál será el más duro y cuál el de mayor temperatura de fusión?. ¿Por qué?.

6.- Indica qué tipo de enlace predominará en los siguientes compuestos: (a) Cl₂; (b) KBr; (c) Na; (d) NH₃.

7.- Para las moléculas SiH₄, CO₂, O₃ y SO₂, se pide: (a) Escribe las estructuras de Lewis. (b) Discute su geometría. (c) Indica qué moléculas son isolectrónicas entre sí.

8.- Explica la diferencia entre la propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del fluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno.

9.- Justifica la estructura y geometría del agua. ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida, mientras que el sulfuro de hidrógeno, de mayor masa molecular, es gaseoso? Razona la respuesta.

10.- Explica brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras que el CCI₄ no lo hace.

11.- Indica cuáles de los siguientes compuestos pueden formar enlace de hidrógeno: (a) metanol, (b) etilamina, (c) etano, (d) propanona..

12.- Alguna o algunas de las siguientes moléculas: NH₃, NO, CH₄, BF₃, no cumplen la regla de octeto, pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla. Indica razonadamente: (a) Las premisas básicas que establece la mencionada regla. (b) Las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas. (c) Señala qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuáles no lo hacen.

13.- Dibuja mediante un diagrama de Lewis la estructura resultante al unirse el ion hidrógeno a la molécula de amoniaco. ¿Qué tipo de enlace se ha formado?. Comprueba que haciendo un recuento total de electrones la estructura resultante tiene una carga positiva (ion amonio).

14.- ¿Por qué la molécula BI₃ es apolar si los enlaces B—I son polares?.

15.- Demuestre que los compuestos NaCl y CaO tienen la misma estructura electrónica según Lewis.

16.- Dibuja mediante un diagrama de puntos la molécula de peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H₂O₂. ¿Cuál será su geometría sabiendo que tiene un momento dipolar moderado?.

17.- ¿Qué clases de enlace hay en el cloruro amónico, NH₄CI?.

18.- ¿Qué condiciones energéticas han de cumplirse para que se pueda afirmar que se ha formado un enlace?.

19.- Explica los siguientes hechos:

20.- ¿Qué significa que una molécula sea polar?. ¿Qué molécula es más polar la de metano o la de amoníaco?.

21.- ¿Qué tipo más probable de ion formarán los siguientes elementos: S,Mg,Cl,Rb,P,Sn,Ag,Cd,O?.

22.- Escribe las configuraciones completas y abreviadas de Al³⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, Cl^-, O^2-, P^3-.

23.- Ordena los siguientes compuestos según sus puntos de fusión crecientes y justifica dicha ordenación: KF, RbI, BrF y CaF₂.

24.- El % de carácter iónico del HCl y HI es de 17 y 4 respectivamente. ¿Cuál de ellos tendrá un momento dipolar menor?.

25.- Predecir el orden creciente de los puntos de fusión de las siguientes sustancias: trióxido de dicloro, cloro, cloruro de litio y tetracloruro de carbono.

26.- Representa la molécula de dicloruro de azufre: (a) mediante un diagrama de puntos; (b) a partir de la teoría de enlace de valencia. ¿Cómo será su geometría?.

27.- ¿Cuál de los siguientes compuestos no puede existir? ¿Por qué?: NCl₅, PCl₃ y PCl₅.

28.- ¿Qué tipos de enlace posee el ácido sulfúrico?.

29.- Estudia qué fuerzas deben romperse para fundir el NaCl y el Fe, y para vaporizar el H₂O.

30.- Cite ejemplos de moléculas que contengan: a) un carbono de hibridación sp; b) boro con hibridación sp²; c) carbono con hibridación sp³; d) nitrógeno con hibridación sp³.

1.-

2.-

3.- a) El C tiene sp³ y la molécula es tetraédrica. b) El B tiene sp² y la molécula es triangular plana. c) el S tiene hibridación sp³ y la molécula es angular.

4.- Etileno: C con sp² molécula plana. Acetileno: C con sp, molécula lineal. Benceno: C con sp² molécula hexagonal plana. Metanol: C con sp³, molécula tetraédrica. Metanal: C con sp², molécula plana.

5.- El catión mayor es el de potasio con lo que la distancia entre él y el anión bromuro es mayor. La fuerza entre ellos será menor y también lo será el punto de fusión comparado con el del NaBr.

6.- a) Covalente interatómico y de Van der Waals intermolecular. b) Iónico. c) metálico. d) igual que a).

7.-

La molécula de ozono posee la misma configuración de Lewis que la de dióxido de azufre. En ellas existe enlace covalente doble por un lado y dativo por otro. La hibridación del átomo central es sp² y la geometría de la molécula es angular. Las distancias de enlace son idénticas al existir dos formas resonantes extremas. Por otro lado la molécula de silano es tetraédrica ya que el Si tiene hibridación sp³. En el caso del CO₂ la geometría es lineal y el C presenta sp.

8.- Cu: enlace metálico. CO₂: enlaces covalente entre átomos y de Van der Waals entre moléculas. CsF: enlace iónico.

9.- La diferencia de propiedades estriba en la presencia de enlace por puentes de hidrógeno en el agua que son más fuertes que los de Van der Waals que posee el sulfuro de hidrógeno.

10.- Los disolventes polares disuelven bien a las sustancias iónicas.

11.- Metanol y etilamina, siendo más fuertes los del primero. Para que exista enlace de hidrógeno debe haber un enlace F-H, O-H o bien N-H. Cuanto más electronegativo sea al átomo unido al hidrógeno, más fuerte será el enlace, ya que así el hidrógeno queda más cargado positivamente y así se une por una atracción electrostática más fuerte a la molécula vecian.

12.- No cumplen la regla el NO y el BF₃.

13.- El enlace formado entre los hidrógenos y el nitrógeno es covalente y en el caso del N y el ion H+ es covalente coordinado o dativo.

14.- La forma de la molécula es la de un triángulo equilátero y de ahí que su momento dipolar resultante sea cero. La forma es idéntica a la dibujada para el BF₃ en la cuestión nº 12.

15.-

16.-

17.- Existen tres: entre el anión Cl^- y el catión NH₄⁺ es uno electrostático. Entre el nitrógeno y los hidrógenos es covalente y por último entre el nitrógeno y el protón H⁺ es dativo.

18.- Que exista un desprendimiento de energía al formarse ese enlace. Cuanto mayor sea la energía liberada mayor será la estabilidad del enlace.

19.- a) Las fuerzas de unión entre el Na⁺ y el Cl^- son elevadas, mientras que las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de cloro son muy débiles.

b) Los electrones de la capa de valencia de los átomos de C en el diamante están compartidos dos a dos entre átomos vecinos. En el hierro los electrones de valencia están deslocalizados en una nube electrónica en la que tienen un grado mayor de libertad.

c) En el Cloro diatómico las moléculas se forman por compartición de electrones al tener los dos átomos que forman el enlace la misma electronegatividad. Sin embargo en el CsCl la diferencia de electronegatividad es tan elevada entre los dos átomos que lo que se forma es un enlace iónico por atracción electrostática entre el Cs⁺ y el Cl^-.

20.- La densidad electrónica de la molécula está más desplazada hacia el átomo más electronegativo. En el caso del metano la geometría tetraédrica de la molécula hace que se anulen entre sí los momentos dipolares, sin embargo en el caso del amoníaco la geometría es de pirámide trigonal con el N en un vértice y por tanto existe un momento dipolar resultante. El dipolo del amoníaco tiene su lado negativo en el vértice de la pirámide (N) y el positivo en el centro de la base donde se hallan los tres hidrógenos.

21.- S^2-, Mg²⁺, Cl^-, Rb⁺, P^3-, Sn²⁺, Ag⁺, Cd²⁺ y O^2-.

22.-

23.- Cuanto menor es la distancia entre los iones y mayor es la carga, mayor es el punto de fusión. El orden es entonces: RbI < RbF < KF < CaF₂

24.- El % de carácter iónico está directamente relacionado con la diferencia de electronegatividades, por tanto el momento dipolar será menor en el yoduro de hidrógeno.

25.- Cl₂ < CCl₄ < Cl₂O₃ < LiCl

El cloro es una molécula con un único enlace apolar por ser los dos átomos iguales. Entonces la molécula es apolar.

El cloruro de litio es una molécula con enlace casi totalmente iónico dada la elevada diferencia de electronegatividad que hay entre sus átomos.

El tetracloruro de carbono y el trióxido de cloro son moléculas que poseen enlaces covalentes entre sus átomos de diferente electronegatividad. Estos enlaces son pues algo polares. Entonces es la geometría de la molécula la que determina la polaridad de la misma. En el tetracloruro hay 4 pares de electrones compartidos rodeando al átomo central. Su distribución alrededor de éste es tetraédrica y dada la simetría que existe se anulan los momentos dipolares de los enlaces y la molécula es apolar. Sin embargo esta distribución totalmente simétrica no se da en el trióxido de dicloro y esto la hace una molécula polar.

26.- Se trata de una molécula angular, en la que al igual que la de agua la hibridación del átomo central es sp³ tetraédrica y la repulsión de los pares de electrones no compartidos cierra el ángulo teórico de 109º.

27.- No puede existir el NCl₅ porque en la estructura externa (2s²2p³) no tiene orbitales d vacíos, y además el átomo de nitrógeno es muy pequeño para albergar alrededor de él a 5 átomos de cloro.

28.- Hay enlace cuatro enlaces covalentes entre S y O, de los que dos son dativos, en los que el S pone los dos electrones. El enlace también es covalente entre el O y el H. Entre unas moléculas y otras hay enlaces por puentes de hidrógeno dado que la molécula posee enlaces O-H.

Entre O e H el enlace covalente está tan polarizado que tiende a romperse muy fácilmente para dar aniones SO₄^2- e iones H⁺ que se unirán con enlace dativo al disolvente en el que se halle el ácido sulfúrico.

El ácido sulfúrico es una sustancia líquida por lo que no participa de las características generales del enlace iónico.

29.- Para fundir el NaCl hay que vencer fuerzas electrostáticas de un enlace iónico. Para fundir el hierro hay que romper un enlace metálico que surge de la atracción entre una nube de electrones de valencia deslocalizados y los cationes de hierro que ocupan los nudos de la red cristalina. Para vaporizar el agua hay que romper enlaces por puentes de hidrógeno.

30.- a) CO₂ b) BCl₃ c) CH₄ d) NH₃.