5

El enlace químico

Pregunta 1
Dados cuatro elementos de números atómicos 9, 12, 15 y 24:

a) Determina sus configuraciones electrónicas.

b) Explica la valencia que los elementos de Z = 9 y Z = 12 tienen frente al hidrógeno.

c) Explica las valencias que el elemento Z = 15 tiene frente al oxígeno.

d) Razona la valencia 6 que el elemento de Z = 24 tiene frente al oxígeno.

Respuesta 1
a) Las configuraciones electrónicas de los elementos que se proponen son, referidas a la del gas noble anterior:

ZA = 9; A = [He] 2s2 2p5

ZB = 12; B = [Ne] 3s2

ZC = 15; C = [Ne] 3s2 3p3

ZD = 24; D = [Ar] 4s2 3d4

donde cuando indicamos, por ejemplo, [Ar] nos referimos a la configuración electrónica de esa especie, es decir, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Con estos datos, podemos identificar esos elementos: A se corresponde con el flúor, F; B es el magnesio, Mg; C es el fósforo, P; y el D corresponde al cromo, Cr.

b) Frente al hidrógeno, el elemento A presentará una valencia 1, pues la tendencia del elemento A será completar su estructura electrónica, captando el electrón del hidrógeno. Por tanto dará lugar a un compuesto de fórmula HA, o, lo que es lo mismo, HF.

Del mismo modo, el elemento B presentará una valencia 2 frente al hidrógeno, pues tenderá a cederle esos dos electrones (con la consiguiente formación de un hidruro) para estabilizar su estructura electrónica, que, de ese modo, quedará isoelectrónica a la del gas noble neón. Esto es así porque, en este caso, es más electronegativo el H que la especie B (metálica).

En cualquier caso, la fórmula del compuesto formado será BH2, es decir, MgH2, pues se precisarán dos átomos de hidrógeno para aceptar, respectivamente, cada uno de esos dos electrones que el Mg debe ceder.

c) Frente al oxígeno, el elemento C deberá ceder electrones, pues el oxígeno es un elemento más electronegativo, y tenderá a completar sus niveles electrónicos aceptando dos electrones de ese elemento. Por tanto, para la especie C, las posibilidades más lógicas son:

Ceder tres electrones, valencia 3, dando lugar al C2O3, es decir, P2O3.

Ceder cinco electrones, valencia 5, formando el C2O5, es decir, P2O5.

d) La valencia 6 del elemento D puede justificarse porque, de ese modo, adquiere la configuración de gas noble, es decir, la del argón (pues se desprende de los electrones que ocupan los orbitales 4s y 3d). De ahí que la pérdida de esos 6 electrones sea debida a la acción de tres átomos de oxígeno (que de ese modo también adquieren la estructura estable de gas noble) y en consecuencia, el compuesto resulta ser DO3, o, lo que es lo mismo, CrO3.

Pregunta 2
Disponemos de los elementos A, B, C y D, cuyos números atómicos son, respectivamente, 9, 11, 17 y 20.

a) Escribe la configuración electrónica de los mismos e indica la familia del Sistema Periódico a la que pertenecen.

b) Indica el tipo de enlace que se produciría en las uniones A– A y C– D, justificando cada una de las respuestas.

Respuesta 2
a) Las configuraciones electrónicas de los elementos que se proponen son, referidas a la del gas noble anterior:

ZA = 9; A = [He] 2s2 2p5
ZB = 11; B = [Ne] 3s1
ZC = 17; C = [Ne] 3s2 3p5
ZD = 20; D = [Ar] 4s2

Donde, cuando indicamos, por ejemplo, [Ar] nos referimos a la configuración electrónica de esa especie, es decir, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Con estos datos, podemos llegar a identificar también esos elementos:

A se corresponde con el primer elemento del grupo 17, pues en esa configuración sólo falta un electrón para completar la estructura equivalente a la de los gases nobles. Es la familia de los halógenos, y el elemento A es, por tanto, el flúor, F.

B se encuentra en el primer grupo del Sistema Periódico, en la familia de los alcalinos, y en el tercer período (lo indica el último orbital que se ha ocupado, el 3s). Corresponde, por tanto, esa estructura electrónica al sodio, Na.

C vuelve a estar en el grupo 17 de los halógenos (presenta la misma configuración electrónica externa que A), en el período siguiente al del flúor. Es, por tanto, el segundo elemento de la familia: el cloro, Cl.

D se encuentra en el grupo 2 del Sistema Periódico, pues son dos los electrones que ocupan su última capa electrónica en un orbital s. Es la familia de los llamados alcalinotérreos. Además, podemos deducir que pertenece al cuarto período (el orbital más externo ocupado es el 4s). Se tratará, por tanto, del calcio, Ca.

b) El tipo de unión A– A debe ser, necesariamente, de carácter covalente, pues se trata de un no metal unido consigo mismo. Si recurrimos a los diagramas de Lewis, podemos explicar la estructura de esa molécula: A tiene como configuración electrónica [He] 2s2 2p5. Vemos que está a falta de captar un electrón para lograr completarla y hacerse isoelectrónica con la de los gases nobles. Cuando esté obligado a enlazarse, pondrá en juego uno de esos siete electrones de su última capa para compartir con otro, en este caso de su misma naturaleza. Con ello tendremos una especie molecular donde cada átomo de A mantiene tres pares de electrones sin compartir, y ha establecido entre ambos, un enlace covalente sencillo, compartiendo entre ambos un par de electrones.

Luego la fórmula sería A2, que particularizada en el elemento ya identificado, resulta F2.

Sin embargo, el tipo de unión C– D será de tipo iónico. Esto se debe a que están enfrentándose dos átomos de muy diferente electronegatividad, el C, que sólo necesita un electrón para completar su última capa, y el D, que precisa prescindir de dos electrones para alcanzar la configuración del gas noble que le precede, el Ar.

En tales condiciones, dos átomos de C podrán captar, cada uno, un electrón de un mismo átomo de D, con lo que ambos se habrán transformado respectivamente en las especies iónicas:

quedando con las configuraciones electrónicas respectivas (que además son isoelectrónicas):

D2+ = [Ne] 3s2 3p6 = [Ar]

C– = [Ne] 3s2 3p6 = [Ar]

y entre iones de esas características se producirán las atracciones eléctricas que los fijaran en sus posiciones dentro de un cristal iónico, cuya fórmula (que sólo expresará la proporción entre iones de uno y de otro signo) será, para mantener la neutralidad de cargas en el compuesto: DC2, o, lo que es lo mismo, referidos a las especies que ya hemos identificado, CaCl2 (cloruro de calcio).

Pregunta 3
Representa los diagramas de Lewis de las siguientes moléculas: C2H2, H2O y CO2.

Respuesta 3
Para establecer los diagramas de Lewis de esas moléculas, precisamos conocer la posición en el Sistema Periódico de sus elementos (pues en función de ella ya puede saberse el número de enlaces covalentes que establece cada átomo no metálico, y el número de pares de electrones sin compartir que retiene), o sus números atómicos, que proporcionan la misma información analizando la configuración electrónica más externa.

Según esto último, tendríamos:

ZO = 8; 1s2 2s2 2p4

ZC = 6; 1s2 2s2 2p2

Vemos que cada átomo de O tiene en su última capa 6 electrones (que remarcamos en negrita), por lo que siempre pondrá dos en juego a compartir con otros dos de otro/os átomo/os (formación de dos enlaces covalentes), permaneciendo los otros 4 electrones sin compartir.

Del mismo modo, cada átomo de C tiene 4 electrones en su última capa (también remarcados), y deberá ponerlos todos en juego para compartir con otros átomos (no tendrá, por tanto, ningún electrón sin compartir), formando siempre 4 enlaces covalentes.

Entonces, según esto, las estructuras de Lewis que se piden son:

C2H2:

o bien:


H2O:

o bien:

 
CO2:

o bien:

Pregunta 4
Indica la estructura electrónica de los elementos de números atómicos 11, 12, 13 y 15. Comenta la naturaleza de los enlaces que darían estos elementos con el de número atómico 17.

Respuesta 4
Las estructuras electrónicas que se piden son:

Z = 11; 1s2 2s2 2p6 3s1 Þ Na
Z = 12; 1s2 2s2 2p6 3s2 Þ Mg
Z = 13; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Þ Al
Z = 15; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Þ P

y conociendo el Sistema Periódico, y el lugar donde se ubicaran, podemos saber que corresponden a los elementos que indicamos a continuación de las configuraciones electrónicas.

Para saber el tipo de enlace que establecerán con el elemento de Z = 17, analizaremos la configuración electrónica de este elemento:

Z = 17; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ÞCl

Aunque no hubiésemos tenido presente la naturaleza de esos elementos, puede verse que los dos primeros tendrán un claro carácter metálico, por su tendencia a perder los electrones de sus respectivos orbitales 3s, que les convierte en iones isoelectrónicos con el gas noble anterior, el neón, y por tanto, como especies químicas muy estables.

Na+: 1s2 2s2 2p6

Mg2+: 1s2 2s2 2p6

Lo mismo puede decirse del aluminio, al fin y al cabo está más próximo a ceder esos tres electrones del nivel 3 que a poder enlazar mediante el establecimiento de un enlace covalente con otro elemento. Así, también pasaría a tener una configuración:

Al3+: 1s2 2s2 2p6

Entonces, el tipo de enlace que establecerán estos tres elementos con el cloro (Z = 17) será de naturaleza iónica, pues este elemento tiene tendencia a completar su última capa captando un único electrón, y convirtiéndose en:

Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

En los tres casos, pues, pueden formarse sólidos iónicos de fórmulas: NaCl; MgCl2 y AlCl3, pues con esas proporciones se produce la neutralidad global de cargas en cada uno de los compuestos.

Sin embargo, la unión del cloro con el elemento de Z = 15 es distinta. Analizando las configuraciones electrónicas de ambos elementos, observamos que los dos tienen tendencia a captar electrones para completar su tercera capa: el P precisa 3 electrones y el Cl sólo uno. Por tanto, podrán establecerse tres enlaces covalentes entre un átomo de P con tres átomos diferentes de Cl que darán lugar un compuesto de fórmula PCl3, tricloruro de fósforo.

Pregunta 5
a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos: X (Z = 19) e Y (Z = 17).

b) Justifica el tipo de enlace que se formará cuando se combinen X– Y o Y– Y.

c) Justifica si las dos especies formadas en el apartado anterior serán solubles en agua.

Respuesta 5
a) Las configuraciones electrónicas de los elementos que se proponen son, referidas a la del gas noble anterior:

ZX = 19; X = [Ar] 4s1
ZY = 17; Y = [Ne] 3s2 3p5

Con estos datos, podemos llegar a identificar ambos elementos:

X se encuentra en el primer grupo del Sistema Periódico, en la familia de los alcalinos, y en el cuarto período (lo indica el último orbital que se ha ocupado, el 4s). Se corresponde, por tanto, a la estructura electrónica del potasio, K.

Y se corresponde con el segundo elemento del grupo 17, pues en esa configuración sólo falta un electrón para completar la estructura equivalente a la de los gases nobles. Es la familia de los halógenos, y el elemento Y es, por tanto, el cloro, Cl.

b) La unión X– Y es de tipo iónico. Esto se debe a que están enfrentándose dos átomos de electronegatividades muy diferentes, el Y, que sólo necesita un electrón para completar su última capa, y el X, que precisa prescindir de un electrón para alcanzar la configuración del gas noble que le precede.

En tales condiciones, cada uno de los átomos del elemento Y puede captar un electrón de un átomo de X, con lo que ambos se transforman en las especies iónicas:

quedando esas configuraciones electrónicas respectivas (que además son isoelectrónicas):

X+: [Ne] 3s2 3p6: [Ar]

Y–: [Ne] 3s2 3p6: [Ar]

y entre iones de esas características se producirán las atracciones eléctricas que los ordenarán como una red iónica, cuya fórmula (que sólo expresará la proporción entre iones de uno y de otro signo) será: XY, o, lo que es lo mismo, referidos a las especies que ya hemos identificado, KCl.

Por el contrario, el tipo de unión Y– Y se corresponde con un enlace covalente, pues se trata de átomos de un elemento no metálico uniéndose consigo mismo. Si recurrimos a los diagramas de Lewis, podemos explicar la estructura de la molécula recordando que la configuración electrónica de Y está a falta de captar un electrón para lograr completarla y hacerse isoelectrónica con la del gas noble Ar. Cuando esté obligado a compartir, pondrá en juego uno de esos siete electrones de su última capa para compartir con otro, en este caso de su misma naturaleza.

Con ello tendremos una especie molecular donde cada átomo de Y mantiene tres pares de electrones sin compartir, y habrán establecido entre ambos, un enlace covalente sencillo, compartiendo un par de electrones según la fórmula Y2, que particularizada en el elemento ya identificado, resulta Cl2.

c) El compuesto XY, al ser de carácter iónico, en principio sí se disolverá en agua, según el proceso de disociación iónica (que resulta inverso al de su formación):

es decir:

El compuesto Y2 no se disolverá en agua, pues al ser una molécula homonuclear (formada por átomos del mismo elemento), tendrá carácter apolar, y no podrá interaccionar con el H2O por ser ésta una molécula de carácter muy polar.

Pregunta 6
Disocia los siguientes compuestos iónicos:

NaCl CaCl2 AlCl3 SnCl4 Na2S BaS Fe2S3
PbS2 KNO3 Ca(NO3)2 Fe(NO3)3 Na2CO3 CdCO3

Al2(CO3)3

 Pb(CO3)2 CuNO3

CuCO3

K2CrO4

K2Cr2O7

Respuesta 6
La disociación de un compuesto iónico es un importante proceso que tiene lugar cuando éste se disuelve en agua, y que supone la separación del compuesto en los iones que lo forman. Por tanto, siempre lleva consigo una ruptura en dos especies: el anión (ion negativo, casi siempre de naturaleza no metálica) y el catión (ion positivo, casi siempre de naturaleza metálica) del compuesto.

Pregunta 7
Completa la siguiente tabla, escribiendo las fórmulas de los compuestos que se obtienen combinando los iones de distinto signo:

Ag+

Cu2+

Fe2+

Al3+

Sn4+

I–          
ClO3–          
CO32–          
CrO42–          
PO43–          

Respuesta 7
El proceso de formación de compuestos que se propone es el inverso al de disociación que hemos visto en la cuestión anterior. El principio que debemos tener en cuenta es que los compuestos que se obtienen deben ser, desde el punto de vista eléctrico, neutros. Es decir, deberán compensarse sus cargas positivas con las negativas.

Veamos algunos ejemplos en los que vamos a tratar el problema como si ese proceso afectara a iones individuales, pero no debemos perder de vista que en realidad el proceso afecta a grandes cantidades de iones, en las proporciones que acaban reflejando las fórmulas. Y que por tanto, para ser rigurosos, en vez de hablar de la neutralización de un ion aislado, deberemos considerar que el proceso se da para neutralizar un mol de esos iones.

I– con Ag+. Bastará un ión de cada para obtener un compuesto neutro: Yoduro de plata, AgI.

ClO3– con Cu2+. Deberán unirse el doble de iones de ClO3– para neutralizar uno sólo de Cu2+, formando por tanto el clorato de cobre (II), Cu(ClO3)2.

ClO3– con Al3+. Deberán unirse tres iones (tres moles de iones) ClO3– para neutralizar uno sólo de Al3+, formando por tanto el clorato de alumnio, Al(ClO3)3.

CO32– con Ag+. Deberán unirse dos iones Ag+ para neutralizar uno de CO32– , formando por tanto el carbonato de plata, Ag2CO3.

CO32– con Al3+. Deberán unirse tres iones (moles de iones) CO32– (seis cargas negativas) para neutralizar dos de Al3+(que suponen seis cargas positivas) formando por tanto el carbonato de aluminio, Al2(CO3)3.

CrO42– con Sn4+. Deberán unirse dos iones CrO42– (cuatro cargas negativas en total) para neutralizar las cuatro cargas positivas de un catión Sn4+, formando por tanto el cromato de estaño (IV), Sn(CrO4)2.

PO43– con Al3+. Bastará con que se una un anión PO43– (tres cargas negativas) con un Al3+ formando por tanto el fosfato de aluminio, AlPO4.

PO43– con Sn4+. Deberán unirse cuatro iones PO43– (lo que en total suponen doce cargas negativas) para neutralizar a tres iones Sn4+ (que en total hacen doce cargas positivas) formando por tanto el fosfato de estaño (IV), Sn3(PO4)4.

Entonces la tabla completa queda como sigue:

 
 

Ag+

Cu2+

Fe2+

Al3+

Sn4+

I– AgI CuI2 FeI2 AlI3 SnI4
ClO3– AgClO3 Cu(ClO3)2 Fe(ClO3)2 Al(ClO3)3 Sn(ClO3)4
CO32– Ag2CO3 CuCO3 FeCO3 Al2(CO3)3 Sn(CO3)2
CrO42– Ag2CrO4 CuCrO4 FeCrO4 Al2(CrO4)3 Sn(CrO4)2
PO43– Ag3PO4 Cu3(PO4)2 Fe3(PO4)2 AlPO4 Sn3(PO4)4

Pregunta 8
¿Qué condiciones han de darse para que se produzca un enlace de hidrógeno? ¿Cómo se forma un enlace de hidrógeno? Indica razonadamente en cuáles de los siguientes compuestos orgánicos se producen enlaces de hidrógeno: etano; dimetiléter; metanol; etanal y ácido propanoico.

Respuesta 8
El enlace de hidrógeno se establece entre moléculas que presentan un átomo de hidrógeno enlazado directamente con alguno de los elementos más pequeños y más electronegativos del Sistema Periódico, es decir, con flúor, con oxígeno y con nitrógeno. Por tanto, pueden aparecer enlaces de hidrógeno en el ácido fluorhídrico, HF, en moléculas que tengan, al menos, un enlace –O–H (pueden ser los dos, como en el agua, H2O), o uno –N–H (pueden ser también dos o los tres, como en el amoníaco, NH3). Esto hace que enlace covalente que se establece entre esos elementos y el hidrógeno esté altamente polarizado, y las interacciones que se puedan dar entre las moléculas con esta características (enlaces de hidrógeno) sean las más intensas que se conocen (dentro de los compuestos covalentes).

Como consecuencia de lo anterior, en esos compuestos aparece, sobre los átomos que hemos citado (F, O y N) una notable densidad de carga negativa, consecuencia de la elevada tendencia que tienen los tres por atraer los electrones de los enlaces que ellos mismos forman (es decir, consecuencia de su elevada electronegatividad).

Si por ejemplo tomamos el F en el HF, podemos ver que sobre el F se situará una elevada densidad de carga negativa (que representamos por d– ), quedando los átomos de hidrógeno prácticamente convertidos en protones, creándose a su alrededor un intenso campo eléctrico que les lleva a enlazarse como puentes entre distintos átomos de flúor de otras moléculas por tratar de neutralizar esas cargas parciales que han aparecido dentro de las moléculas.

Esto lleva consigo un ordenamiento más acentuado de esas moléculas, de tal modo que, las sustancias que presentan enlaces intermoleculares por enlace de hidrógeno, a temperatura ambiente son líquidas o sólidas, pero nunca gaseosas.

Tienen enorme trascendencia los enlaces de hidrógeno que aparecen en las moléculas y macromoléculas que conforman los seres vivos (aminoácidos, proteínas, DNA…), y en su comportamiento bioquímico.

Para los ejemplos concretos que se plantean, podemos ver que:

En el caso del etano, CH3–CH3 (se trata de un hidrocarburo) no se producen enlaces de hidrógeno, porque no existe ninguna unión directa de átomos de O ni de N con H.

Para el dimetiléter, CH3–O–CH3, (se trata de un éter) tampoco se producirán enlaces de hidrógeno, pues aunque aparece un átomo de oxígeno en la molécula, no hay ningún enlace directo de este con alguno de los átomos de H (el átomo de O se une directamente a los dos átomos de C).

Sin embargo, en el caso del metanol, CH3–OH (es un alcohol) sí se producirán esos enlaces de hidrógeno, pues aparece en la molécula un grupo –OH donde sí se ha establecido una unión directa entre el átomo de oxígeno y un átomo de hidrógeno.

En el caso del etanal, CH3–CHO, si analizamos detenidamente su estructura molecular, veremos que tampoco aparece una unión directa del átomo de O con el del hidrógeno (la unión del C al O se establece por un doble enlace, quedando ese H unido directamente también al átomo de C), por lo que en este tipo de compuestos (es un aldehído) tampoco se establecerá entre sus moléculas esas fuerzas intermoleculares del tipo enlace de hidrógeno.

Finalmente, para el ácido propanoico, CH3–CH2–COOH, (es uno de los llamados ácidos orgánicos) vuelve a aparecer en la molécula un grupo –OH que se une al último C (al que además se une el otro O con un doble enlace), por lo que, al igual que en el caso del CH3–OH, sí se darán las uniones por enlaces de hidrógeno entre sus moléculas.

Pregunta 9
Contesta razonadamente:

a) ¿Por qué el agua es un líquido en condiciones normales y el sulfuro de hidrógeno es un gas?

b) ¿Cuál de los siguientes compuestos tendrá el mayor punto de fusión: el fluoruro de sodio o el bromuro de potasio?

c) ¿Cuál de los siguientes compuestos será más soluble en agua: el yoduro de cesio o el óxido de calcio?

Respuesta 9
a) Nos encontramos ante dos compuestos covalentes clásicos: H2O y H2S, resultado de la unión entre átomos de no metales, de características similares. Ambos presentan dos enlaces con hidrógeno, y en ambos casos el átomo central pertenece al mismo grupo del sistema periódico: el oxígeno y el azufre.

Las propiedades físicas de las moléculas derivan del tipo de fuerzas intermoleculares que se establecen entre ellas, y aquí es donde aparece la diferencia entre el agua (líquida) y el sulfuro de hidrógeno (gaseoso).

Ambas son moléculas polares, pero el H2O presenta fuerzas intermoleculares denominadas enlaces de hidrógeno, pues el enlace O–H está altamente polarizado, debido a la gran electronegatividad y pequeño tamaño del oxígeno, en comparación con el azufre. Ello crea unas interacciones tan intensas, que los hidrógenos parecen pasar a establecerse como puentes entre los átomos de oxígeno de moléculas vecinas, por mera atracción electrostática entre las densidades de carga parcial que se crean en cada molécula.

Como resultado de esto, las fuerzas intermoleculares en ambos casos son distintas: H2O enlaces de hidrógeno, H2S interacciones Van der Waals de tipo dipolo-dipolo (mucho más débiles). Y a pesar de que un aumento en el tamaño molecular incrementa asimismo la magnitud de las interacciones intermoleculares, en este caso la diferencia de tamaños entre el S y el O no es suficiente como para evitar que el agua, a temperatura ambiente, siga siendo un líquido frente al H2S.

b) Ambos son compuestos iónicos: NaF y KBr. Para deducir cuál tendrá mayor punto de fusión, tenemos que saber en qué caso los iones se encuentran más fuertemente unidos. Esto depende directamente de dos características: de la carga de los propios iones que forman el compuesto (pues se encontrarán más fuertemente unidos cuanto más elevada sea esa carga) y de su tamaño (pues, en principio, los iones más grandes se encontrarán más alejados, y la atracción entre ellos será menor). En nuestro caso, tenemos dos compuestos formados por:


Con ello vemos que el valor de las cargas es idéntico en ambos, por lo que no será un factor determinante en este caso.

Sin embargo, por su situación en el Sistema Periódico, tanto el ión K+ como el Br– son de mayor tamaño que el Na+ y el F–, luego los iones se encontrarán también más alejados en el KBr que en NaF, por lo que resultará más sencillo separarlos que en el caso del NaF, donde sus iones se encontrarán unidos con más fuerza, y en consecuencia, el punto de fusión del NaF será más elevado que el del KBr.

c) De la misma manera, entre el CaO y el CsI, ambos compuestos iónicos, será más soluble aquel que presente unas atracciones más débiles entre sus iones, lo que asimismo dependerá (como en el caso que acabamos de comentar), tanto de la magnitud de las cargas de los iones que los forman como de sus tamaños.

Si analizamos la composición de ambos compuestos (en referencia a su disociación) tendremos:

En el CaO los iones están más fuertemente unidos, porque presentan carga 2+/2– frente a la carga +/– del CsI. Pero además, en el caso del CaO, el tamaño de sus iones es mucho menor que los del CsI (lo que se deduce de sus posiciones respectivas en el Sistema Periódico), con lo que en este caso tenemos que ambos factores hacen que los iones, en el caso del CaO se encuentren mucho más fuertemente enlazados que en el CsI, y por tanto, se disolverá mucho peor en agua el CaO que el CsI.

Pregunta 10
Calcula la energía reticular del bromuro de potasio, Er, a partir de los siguientes datos:

Energía de formación del bromuro de potasio: Ef = –93,7 kcal/mol.

Energía de sublimación del potasio: Es = –19,4 kcal/mol.

Afinidad electrónica del bromo: Ae = –77,0 kcal/mol.

Energía de ionización del potasio: EI = 100,1 kcal/mol.

Energía de disociación del bromo diatómico gas: Ed = 46,3 kcal/mol.

Respuesta 10
El problema supone plantear el llamado ciclo de Born-Haber, donde se recogen todas las magnitudes energéticas que intervienen en la formación de un compuesto iónico (a partir de sus iones en estado gaseoso). En nuestro caso, las reacciones que pueden plantearse son:


Donde hemos aplicado a los procesos que se señalan las definiciones de energía de formación (del KBr a partir de sus elementos en estado fundamental), y de energía reticular (del KBr a partir de sus iones en estado gaseoso). Nótese que se toma el valor de ½ Ed para la disociación del Br2 gaseoso porque en nuestra reacción sólo se precisa un mol de átomos de Br, y su disociación da lugar a dos moles:


Puede observarse cómo:


Sustituyendo en esta expresión los datos de que disponemos:

–93,7 kcal/mol = (–19,4 kcal/mol) + 1/2 (46,3 kcal/mol) + 100,1 kcal/mol + (–77,0 kcal/mol) + Er

de donde:

Er = –120,55 kcal/mol