(TEMA 8) 12. Una de las siguientes proposiciones sobre el número de enlaces covalentes que pueden formar los elementos O, P, halógenos y S es falsa:
(A). En la mayoría de las moléculas neutras el O forma dos enlaces covalentes (ejemplo: H2O).
(B). El P puede formar 3 y 5 enlaces covalentes (ejemplos: PH3 y PCl5).
(C). El F, Cl, Br y I pueden formar 1, 3, 5 y 7 enlaces covalentes.
(D). El S puede formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.
Solución: C. El oxígeno forma normalmente dos enlaces covalentes con otros átomos en las moléculas neutras. En algunos aniones a veces forma un solo enlace covalente (como en el anión peróxido: O22-). El P se une habitualmente por 3 o 5 enlaces, y el S por 2, 4 y 6. Los halógenos pueden formar un enlace covalente o bien 3, 5 y 7 si van desapareando electrones en orbitales d. La única excepción es el F, cuyos electrones tienen difícil acceso a los primeros orbitales d (los 3d).
(TEMA 8) 13. ¿Por qué los enlaces covalentes de las moléculas diatómicas heteronucleares son polares?
(A). Porque la ecuación de Schrödinger, que predice la formación de los enlaces covalentes, se basa en coordenadas polares.
(B). Porque están formados por pares de electrones y los electrones tienen carga.
(C). Porque se forman dipolos cuyo momento dipolar es nulo.
(D). Porque la diferente electronegatividad de los átomos que forman el enlace provoca una desigualdad en la compartición de los electrones.
Solución: D. En las moléculas diatómicas homonucleares (tipo A-A) el par electrónico que forma el enlace está igualmente compartido por ambos átomos, pero en las heteronucleares (tipo A-B) el átomo más electronegativo tenderá a atraerse la nube de carga que constituye el enlace, de modo que, como la molécula es neutra en conjunto, se podrá considerar que uno de los átomos queda cargado negativamente y el otro positivamente. Es decir, se forman polos eléctricos.
(TEMA 9) 14. Solo una de las siguientes proposiciones es cierta, en general, sobre enlaces en moléculas diatómicas análogas…
(A). a mayor orden de enlace mayor energía de enlace y mayor longitud de enlace.
(B). a mayor orden de enlace menor energía de enlace y mayor longitud de enlace.
(C). a mayor orden de enlace mayor energía de enlace y menor longitud de enlace.
(D). a mayor orden de enlace menor energía de enlace y menor longitud de enlace.
Solución: C. Cuanto mayor es el orden de enlace este es más fuerte y por lo tanto la energía del enlace es mayor. Esto supone también que los átomos quedan más próximos; es decir: la longitud de enlace es menor.
(TEMA 9) 15. ¿Cual de las siguientes moléculas presenta un orden de enlace más alto?
(A). N2
(B). O2
(C). H2
(D). Ne2
Solución: A. No es preciso escribir la configuración electrónica molecular de estas moléculas; basta recurrir a las estructuras de Lewis para comprobar que en el N2 es previsible un enlace triple, en el O2 uno doble y en el H2 uno simple. En cuanto al Ne2 es esperable un orden de enlace 0 (ya se sabe que estos elementos “nobles” difícilmente se enlazan y que a temperatura ambiente son gases monoatómicos).
(TEMA 9) 16. En cuanto a la superposición de los orbitales atómicos necesaria para que se pueda formar un enlace según establece la teoría del enlace de valencia, una de las siguientes afirmaciones es falsa:
(A). Los orbitales s se pueden superponer en cualquier dirección.
(B). Los orbitales p solo se pueden superponer en direcciones determinadas.
(C). Los orbitales d solo se pueden superponer entre sí.
(D). Los orbitales p se pueden superponer entre sí formando enlaces σ o π.
Solución: C. Los orbitales s, al tener simetría esférica, no están sujetos a una orientación determinada de cara al solapamiento, pero sí los p, que tienen una marcada direccionalidad. Estos pueden solaparse frontalmente con otros orbitales, formando enlaces σ, o bien lateralmente, formando enlaces π. No hay ninguna razón que haga pensar en que los orbitales d solo se puedan superponer entre sí.
