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PAU QUÍMICA LA RIOJA
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
1. Represente las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas: Metano,
agua, dióxido de carbono. Indique cuáles de ellas son polares y por qué.
(septiembre 95)
2. ¿Qué comentarios le sugieren los siguientes hechos? : El etanol es muy
soluble en agua y tiene un punto de ebullición de +78 ºC. El éter dimetílico es
algo soluble en agua y tiene un punto de ebullición de –23 ºC.
(septiembre 95)
3. Características del enlace metálico.
(junio 96)
4. Definición y tipos de fuerzas intermoleculares. ¿Sobre qué propiedades de
(junio 96)
las moléculas afectan las fuerzas intermoleculares?
5. El dióxido de carbono y el metano son moléculas que tiene momento dipolar
cero. ¿Qué puede deducir respecto de su geometría? ¿Qué hibridación
presenta el carbono en cada caso?
(junio 96)
6. Las siguientes moléculas tienen momento dipolar cero: Cl2, CCl4. Explíquelo.
(septiembre 96 y 97)
7. Características principales de los compuestos covalentes. Ponga algún
ejemplo.
(septiembre 96 y 97)
8. Razone si es cierta la siguiente afirmación: “Las moléculas diatómicas tienen
(junio 97)
momento dipolar cero”.
9. Considere los enlaces C−X, entre el carbono y cada uno de los demás
elementos de su mismo periodo, y comente: ¿Cuáles serán polares y por
(junio 98)
qué?
10. Represente las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas: etino, agua,
dióxido de carbono.
(septiembre 98)
11. a) Qué es la electronegatividad y que relación tiene con la polaridad de los
enlaces.
b) Clasifique estos enlaces por orden creciente de polaridad: C−H, C−Cl,
(septiembre 98)
C−O, Br−Br, F−F.
12. a) Razone si es cierta la siguiente afirmación: El tetracloruro de carbono es
una molécula poco polar porque es simétrica.
b) ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares actúan en el CCl4?
(junio 00)
13. Describa el tipo de fuerzas que hay que vencer para:
a) Hervir agua; b) Fundir NaCl; c) Fundir Fe.
(septiembre 00)
14. a) Deduzca la estructura de Lewis del ácido cianhídrico (HCN) y del metanol (H2CO).
b) Indique en ambas moléculas cual es la hibridación de orbitales atómicos que
presenta el átomo de carbono.
(junio 01)
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15. Justifique los siguientes hechos:
a) Que el CO tenga un punto de ebullición mayor que el N2
b) Que el F2 tenga un punto de ebullición menor que el Br2
c) El fuerte olor del Naftaleno (C10H8)
d) Que el punto de fusión del NaCl es mayor que el del KBr.
(septiembre 01)
16. Defina el concepto de energía de red y explique los cuáles son los factores que
afectan a dicha magnitud mediante ejemplos adecuados.
(junio 02)
17. Deduzca las geometrías moleculares de las especies NF3 y BF3, indicando en
cada caso la hibridación de orbitales atómicos del elemento central y la
polaridad o no polaridad de las mismas.
(junio 02)
18. Comente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones justificando sus
respuestas:
a) En la molécula de etino la hibridación de los átomos de carbono es sp2.
b) Entre las moléculas de amoniaco sólido existen fuerzas de atracción dipolodipolo.
c) Los sólidos iónicos son conductores ya que están formados por iones.
d) La hibridación del átomo de boro en la molécula de BF3 es sp2.
(septiembre 02)
19. Calcule la energía de red del CaCl2 a partir de los siguientes datos:
ΔHform(CaCl2)=−796 kJ/mol; ΔHsub(Ca)=178 kJ/mol; ΔHdisoc(Cl2)=244 kJ/mol;
ΔH1ªioniz(Ca)=590 kJ/mol; ΔH2ªioniz(Ca)=1146 kJ/mol; ΔHafin.elec(Cl)=−349 kJ/mol.
(junio 03)
20. Dadas las siguientes moléculas A) CF4; B) C2Br2 (enlace carbono-carbono); C)
C2Cl4 (enlace carbono-carbono). Justificar la veracidad o falsedad de las
siguientes afirmaciones:
a) En todas las moléculas los carbonos presentan la hibridación sp3.
b) El ángulo Cl−C−Cl es próximo a 120º.
c) La molécula C2Br2 es lineal.
(junio 04)
21. a) Deducir las estructuras de Lewis de las moléculas H2O, NH3, CH4.
b) Explicar mediante la teoría de hibridación de orbitales atómicos la estructura
de las moléculas anteriores.
(septiembre 04)
22. a) Explique el aumento que experimentan los puntos de fusión de los halógenos
moleculares diatómicos al descender en el grupo (−220 para flúor, −101 para
cloro, −7 para bromo y 114 para yodo).
b) Justificar el hecho de que el fluoruro de hidrógeno sea un líquido a
temperatura ambiente mientras que el flúor molecular sea un gas.
(septiembre 04)
23. Supongamos que los sólidos cristalinos siguientes, en cada uno de los grupos,
cristalizan en el mismo tipo de red:
1) NaF, KF, LiF.
2) NaF, NaCl, NaBr
Indique razonando sus respuestas:
a) El compuesto de mayor energía de red de cada uno de los grupos.
b) El compuesto con menor punto de fusión en cada uno.
(junio 05)
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24. Escriba las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas razonando si las
siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: CH4, NH3, H2O
a) En todas las moléculas del número de pares de electrones que rodean al
átomo central depende del número de enlaces.
b) El ángulo de enlace mayor aparece en la molécula de agua
(septiembre 05)
c) El metano es la única molécula apolar.
25. Explique razonadamente los siguientes hechos:
a) El fluoruro de cesio tiene un punto de fusión de 682 ºC, mientras que el
flúor 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 lo hace.
c) El butano tiene un punto de ebullición más alto que el propano.
(junio 06)
26. a) Para las sales RbCl, NaCl, CsCl y KCl, explique razonadamente cuál
tendrá mayor energía de red y cuál tendrá menor punto de fusión.
b) Calcule la energía de red correspondiente a NaCl sabiendo que en su
formación a partir de sus elementos se desprenden 411 kJ/mol.
Datos: Es (Na) = 109 kJ/mol; Ei (Na) = 496 kJ/mol; Ed (Cl2) = 244 kJ/mol;
AE(Cl) = -348 kJ/mol.
(septiembre 06)
27. Justifique las siguientes afirmaciones:
a) El 2-propanol (isopropanol) es soluble en agua mientras que el propano
no lo es.
b) En condiciones normales de presión y temperatura el H2O es un líquido
mientras que el H2S es un gas.
c) A 25 ºC y 1 atm de presión del Cl2 y el F2 son gases mientras que el Br2
es líquido y I2 sólido.
(septiembre 06)
28. a) Teniendo en cuenta que el fluoruro de hidrógeno es más polar que el
cloruro de hidrógeno, ¿cuál de los dos compuestos esperaría que tenga
mayor punto de ebullición? Razone la respuesta.
b) Escriba los números cuánticos de los electrones de la capa más externa
del magnesio (segundo elemento alcalinotérreo).
c) Dibuje las estructuras de Lewis de las moléculas de nitrógeno y de
oxígeno e indique cuál de estas dos moléculas será más reactiva. Razone
su respuesta.
(junio 07)
29. Justificar a partir del modelo establecido para el enlace metálico:
a) Los (en general) elevados puntos de fusión de los metales.
b) La ductilidad y maleabilidad que presentan.
c) La conductividad eléctrica y térmica en estado sólido.
(junio 08)
30. Explique brevemente por qué:
a) La energía reticular del cloruro de sodio es mayor que la del bromuro de
potasio.
b) La molécula de cloruro de berilio es apolar.
c) El amoníaco es una base de Brönsted.
d) El punto de ebullición del agua es más alto que el del sulfuro de
hidrógeno.
(junio 08)
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31. a) Un compuesto de fórmula XCl3 es apolar. Teniendo en cuenta este dato
razone sobre la posibilidad de que X sea alguno de los siguientes elementos:
aluminio, nitrógeno, fósforo o magnesio. Razone sus respuestas.
b) Dada la molécula de sulfuro de hidrógeno, indique el número de pares de
electrones no enlazantes sobre el átomo central, su polaridad y su
geometría más probable.
(septiembre 08)
32. Se trata de determinar si una muestra de un sólido corresponde a un
compuesto covalente, (molecular), iónico o metálico. Comente a que pruebas
sometería la muestra para averiguarlo y qué respuesta esperaría en cada
(junio 09)
caso.
33. 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 las energías que
intervienen en dicho ciclo.
(septiembre 09)
34. Dadas las energías reticulares de las siguientes sustancias:
U (kJ/mol): NaF = –914; NaCl = -770; NaBr = –728
Razone cómo varían:
a) Sus puntos de fusión.
b) Su dureza.
c) Su solubilidad en agua.
(junio 10)
35. En función del tipo de enlace presente en las siguientes moléculas explique
por qué:
a) El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4.
b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2.
(septiembre 10)
c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.
36. 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.
(junio 11)
37. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, 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.
(julio 11)
38. a) Escribe la estructura de Lewis para las moléculas de CCl4, F2O, NCl3.
a) Dibuja la geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de
Pares de Electrones de la Capa de Valencia.
b) Considerando las geometrías moleculares, razona acerca del la polaridad
de ambas moléculas.
(junio 12)
39. Considera las moléculas de metano y amoníaco.
a) Indica razonadamente la geometría que presentan. empleando la teoría de
repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV)
b) Justifica la polaridad de cada una.
(julio 12)
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ENLACE QUÍMICO
40. Explique razonadamente los siguientes hechos:
a) El cloruro de potasio tiene un punto de fusión de 770 ºC, 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.
(junio 13)
41. a) Explica que tipo de fuerza intermolecular contribuye, de manera
preferente, a mantener en estado líquido las siguientes sustancias: CH3OH,
CO2 y Br2.
b) Justifica la razón por la que a 25 ºC y 1 atm el agua es un líquido y el
sulfuro de hidrógeno es un gas.
(julio 13)
42. a) Indique, justificando su respuesta, si las siguientes moléculas son polares
o apolares:
i) HC=O
iii) PCl5
ii) CCl4
iv) BF3
b) Represente la estructura de Lewis de las dos últimas moléculas (PCl5 y BF3)
c) Indique razonadamente cuál es la hibridción que presenta el átomo de
carbono en las dos primeras moléculas (H2C=O y CCl4)
(junio 14)
43. a) Escriba los procesos a los que corresponden los siguientes datos:
Potencial de ionización del potasio: 100 kcal/mol
Entalpía de formación del cloruro potásico: –101,5 kcal/mol
Energía de sublimación del potasio: 21,5 kcal/mol
Energía de disociación del cloro: 57 kcal/mol
Energía de red del cloruro de potasio: –168 kcal/mol
b) A partir de ellos determine el valor de la afinidad electrónica del cloro,
(junio 14)
escribiendo para ello el correspondiente ciclo de Born-Haber.
44. a) Describa los distintos tipos de fuerzas intermoleculares (no enlaces) que
existen y dé algún ejemplo de moléculas en las que estén presentes cada
uno de ellas.
b) ¿Qué efecto tiene estas fuerzas en las propiedades macroscópicas de los
compuestos en las que están presentes.
(julio 14)
45. Indique, razonando su respuesta, cuál es la hibridación presente en los
átomos destacados en negrita en las siguientes moléculas o iones:
a) CH2=CH−C≡CH
b) BCl3
c) NH4+
d) CO
(julio 14)
46. Desarrolle brevemente la teoría de bandas para explicar el enlace en los
(julio 14)
metales.
47. Explique razonadamente los siguientes hechos:
a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 810 ºC, mientras que el
flúor es un gas a temperatura ambiente.
b) El etano tiene un punto de ebullición más alto que el metano.
(junio 15)
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48. a) Represente las estructuras de Lewis para cada uno de los compuestos:
BCl3, SiH4; CHCl3.
c) Indique la geometría de dichas especies empleando la teoría de repulsión
de pares de electrones de la capa de valencia.
d) Razone sobre la polaridad de las moléculas SiH4 y CHCl3.
(julio 15)