Ejercicio - Enlace Covalente y Geometría Molecular

Solución: No, una molécula de fórmula \( \text{AB}_2 \) no tiene por qué ser siempre lineal. Solo será lineal si el átomo central no posee pares de electrones no enlazantes, es decir, si la geometría es del tipo \( \text{AB}_2\text{E}_0 \). Si el átomo central tiene un par libre, la geometría será angular, como en el caso de \( \text{AB}_2\text{E}_1 \) (por ejemplo, \( \text{SO}_2 \)), o \( \text{AB}_2\text{E}_2 \) (como en \( \text{H}_2\text{O} \)). \( \textbf{Conclusión:} \) La geometría depende del número de pares libres. Solo en ausencia de estos será lineal.

Solución: Ambas sustancias son compuestos iónicos, es decir, están formadas por iones unidos mediante enlaces iónicos. El punto de fusión de un compuesto iónico depende directamente de la intensidad de esos enlaces. Cuanto más fuerte sea el enlace iónico, mayor será la energía necesaria para romperlo y, por tanto, mayor será el punto de fusión. Para comparar la intensidad del enlace, usamos la fórmula de la energía reticular de Born-Landé: \[ U_r = -N_A \cdot A \cdot \frac{Z^+ \cdot Z^- \cdot e^2}{r_0} \left(1 - \frac{1}{n}\right) \] \( \textbf{¿Qué significa esta fórmula?} \) - \( U_r \): energía reticular (energía necesaria para separar completamente los iones en el compuesto). - \( N_A \): número de Avogadro. - \( A \): constante que depende del tipo de red cristalina. - \( Z^+ \) y \( Z^- \): cargas de los iones positivos y negativos. - \( e \): carga del electrón. - \( r_0 \): distancia entre los núcleos de los iones. - \( n \): exponente que depende del tipo de red. Esta fórmula nos dice que la energía reticular es mayor cuando: - Las cargas iónicas son más grandes. - La distancia entre los iones es más pequeña (iones más pequeños). \( \textbf{Comparación entre CsI y CaO:} \) - En \( \text{CsI} \), los iones son \( \text{Cs}^+ \) y \( \text{I}^- \), ambos con carga \( \pm 1 \). - En \( \text{CaO} \), los iones son \( \text{Ca}^{2+} \) y \( \text{O}^{2-} \), ambos con carga \( \pm 2 \). Además, el cesio y el yodo son átomos grandes, mientras que el calcio y el oxígeno son más pequeños. \( \Rightarrow \) En \( \text{CaO} \), las cargas son mayores y los radios iónicos menores, lo que produce una mayor atracción entre los iones. Por tanto, la energía reticular del \( \text{CaO} \) es mucho mayor que la del \( \text{CsI} \), y eso significa que: \[ \boxed{\text{El } \text{CaO} \text{ tiene un punto de fusión más alto que el } \text{CsI}} \]

Solución: Un ejemplo de molécula con un átomo de nitrógeno con hibridación \( sp^3 \) es el \( \text{NH}_3 \) (amoniaco). El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia. En \( \text{NH}_3 \), forma tres enlaces simples con tres átomos de hidrógeno y conserva un par de electrones libres. Para acomodar estos cuatro pares de electrones (3 enlazantes + 1 no enlazante), el nitrógeno necesita una hibridación de tipo \( sp^3 \), que permite formar cuatro orbitales híbridos con geometría tetraédrica. \[ \text{Hibridación: } 1s + 3p \Rightarrow 4 \, sp^3 \text{ (tetraédrica)} \] Cada uno de los tres orbitales \( sp^3 \) del nitrógeno se solapa con el orbital \( s \) de un hidrógeno, formando tres enlaces \( \sigma \). El cuarto orbital híbrido contiene el par libre, lo que genera una repulsión adicional y reduce ligeramente los ángulos entre los enlaces: \[ \text{Ángulo de enlace } \angle (\text{H}-\text{N}-\text{H}) \approx 107^\circ \] \( \textbf{Conclusión:} \) En el amoniaco, el nitrógeno está hibridado \( sp^3 \) porque está rodeado por 4 zonas de densidad electrónica (3 enlaces + 1 par libre), lo que define una geometría piramidal trigonal.