Ejercicios y cuestiones
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Enlace químico.
Cuestiones generales
3.-
Tomando como referencia
los compuestos: NH3, CH3Cl, y BeF2 a) ¿qué
hibridación presenta el átomo central; b) señala si alguna de las
moléculas será polar (razona las respuestas).
Ciclo de Born-Haber
4.-
Indica el ciclo de Born y
Haber para el cálculo de la energía reticular de la fluorita (fluoruro de
calcio).
5.-
a) Diseña un ciclo de Born-Haber para el cloruro de magnesio; b) Define
al menos cuatro de los siguientes conceptos: energía de ionización, energía de
disociación, afinidad electrónica, energía reticular, calor de formación y
calor de sublimación.
6.-
Sabiendo que el potasio
es sólido y el Br2 es líquido en condiciones estándar, calcula la
energía reticular del bromuro de potasio. Datos: DHf (KBr)
= ‑391,8 kJ/mol, DHsublim. (K) = 81,26 kJ/mol, DHvaporización
(Br2) = 30,7 kJ/mol, DHdis. (Br2)
= 193,5 kJ/mol , Eioniz. (K) = 418,4 kJ/mol, EA
(Br) = –321,9 kJ/mol.
7.-
Calcular la energía
reticular del fluoruro de litio conociendo los siguientes datos: calor de
formación del fluoruro de litio = –594,1 kJ/mol; calor de sublimación del litio
= 155,2 kJ/mol; calor de disociación del flúor 150,6 kJ/mol; energía de
ionización del litio = 520 kJ/mol; afinidad electrónica del flúor –333
kJ/mol. Escribe todas la reacciones del ciclo de Born y Haber.
Enlace covalente y geometría.
8.-
Contesta razonadamente:
a) los enlaces flúor-boro y nitrógeno-hidrogeno, ¿son polares o no polares? b)
Las moléculas BF3 y NH3 ¿son polares o no polares? Selectividad Cantabria, Junio
1997.
9.-
Explica la geometría de
la butinona (CH3–CO–CºCH) basándote bien en modelo de repulsión de
pares de electrones o bien en la Teoría de la hibridación.
10.- Indica las razones que justifican la estabilidad del enlace
covalente A–H (A = elemento de un grupo principal) en una molécula AHn y
la formación de enlaces múltiples en moléculas A2. (Selectividad COU Madrid, Junio
1997).
11.-
Indica basándote en
modelo de repulsión de pares de electrones o en la teoría de la hibridación la
geometría del butadieno (CH2=CH–CH=CH2).
12.-
Indica basándote en
modelo de repulsión de pares de electrones o en la teoría de la hibridación la
geometría del 2-metil-propeno-nitrilo (CH2=C(CH3)–CºN).
13.- Para las moléculas CH4, C2H4 y C2H2,
justificar: a) su geometría b) Los enlaces sigma y pi que se
presentan en estas moléculas, indicando qué átomos y qué orbitales de cada uno
de ellos son los que intervienen. (Selectividad La Laguna, Junio 1997).
14.-
Justifica la geometría de
las moléculas covalentes: BeF2, BCl3, CCl4, H2O,
NH3, a partir del modelo de repulsión de pares electrónicos.
15.-
Dibuja indicando ángulos
y justifica la geometría de las moléculas covalentes: eteno, propino,
propanona, H2S, BH3, a partir del modelo de repulsión de
pares electrónicos.
Tipos de enlace y propiedades
de las sustancias.
16.-
Los puntos de ebullición
del CH3–CH3, CH3–O–CH3, y CH3–CH2–OH
son, respectivamente, -88ºC, -25ºC y 78ºC. Explica razonadamente estas
diferencias.
17.- Indica qué tipo de enlace o fuerza intermolecular presentarán las
sustancias que tienen las siguientes propiedades: a) no conducen la
corriente eléctrica en estado sólido, pero sí la conducen fundidos o disueltos
en agua b) No son solubles en agua, tienen gran dureza y alto punto de
fusión. Selectividad
COU Zaragoza, Junio 1998.
18.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 17 y 12,
respectivamente, indica razonando las respuestas: a) Estructura
electrónica de sus respectivos estados fundamentales y el grupo de la tabla periódica
al que pertenece cada uno de ellos; b) Tipo de enlace formado
cuando se unen A y B y cuando se unen entre sí átomos de C. Selectividad COU
Zaragoza, Junio 1997.
19.- El elemento de nº atómico 20 se combina con facilidad con el
elemento de nº atómico 17. a) Indica el nombre, la configuración
electrónica de los dos elementos en su estado fundamental y el grupo de la
tabla periódica al que pertenece cada uno de ellos; b) Explica el tipo
de enlace y las propiedades del compuesto que forman. Selectividad Zaragoza,
Junio 1997.
20.- Considerándolas sustancias Br2, SiO2, Fe, HF
y NaBr, justifique en función de sus enlaces: a) si son o no solubles; b)
Si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente. Selectividad Madrid Junio 1999.
21.- Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y
oxígeno. a) Justifique en función de los posibles enlaces entre átomos,
cuales forman moléculas homonucleares y cuáles no, así como su estado de
agregación en condiciones normales de presión y temperatura; b) Formule
cuatro de los compuestos que puedan formar entre sí, indicando la naturaleza
del enlace formado. Selectividad Madrid
Septiembre 1999.
22.- Explica los siguientes hechos: a) El agua es líquida a
temperatura ambiente mientras que el sulfuro de hidrógeno es gas; b) El
bromuro sódico se disuelve en agua fácilmente, mientras que el bromo es
prácticamente insoluble. Selectividad COU Castilla la Mancha, Junio 1998.
23.-
Dados tres elementos del
sistema periódico A, B y C de números atómicos 8, 16 y 19 respectivamente: a)
Escribe su configuración electrónica; b) Indica el elemento cuyo primer
potencial de ionización sea mayor; c) Indica tipo de enlace y dos propiedades
características de los compuestos formados por los elementos A y B. Razónalo. Selectividad Galicia,
Junio 1998.
soluciones (Enlace Químico).
Los orbitales atómicos que van a
formar un enlace se combinan linealmente para formar un orbital molecular
enlazante, de menor energía que los orbitales atómicos y un orbital
antienlazante de mayor energía que los orbitales atómicos. Al formarse la
molécula de flúor, cada átomo tiene una configuración electrónica 1s2
2s2p5. Los orbitales “s” y dos de los orbitales “p”
tienen dos electrones y por tanto al enlazarse se colocan 2 e– en
cada orbital enlazante y 2 e– en cada orbital antienlazante, con lo
que no se produce una variación energética. Sin embargo, los electrones
desapareados del tercer orbital “p” de cada átomo van a parar al orbital
enlazante con los que se produce un descenso energético, quedando en este caso
el orbital antienlazante vacío.
a)
En el NH3 el N
forma 3 enlaces “s” con
los tres átomos de hidrógeno y tiene 2 e– en un orbital. La
hibridación es pues sp3. En el CH3Cl el C forma 4 enlaces
“s” con los tres átomos de hidrógeno y
con el de Cl. La hibridación es pues sp3. En el BeF2 el
Be forma 2 enlaces “s” con
los dos átomos de flúor y ya no tiene más e– en la última capa, por
lo que la hibridación es sp.
b) Los tres enlaces N–H del NH3 son polares y al estar
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro el momento dipolar no se anula y
la molécula es polar. Los cuatro enlaces “s” del CH3Cl son polares pero al ser uno de ellos
distinto el momento dipolar no se anula y la molécula también es polar. Sin
embargo, los dos enlaces Be–F del BeF2 son polares pero al estar
dirigidos en sentidos opuestos, los momentos dipolares se anularán y la
molécula será apolar.
Reacción global: Ca (s) + F2 (g) ® CaF2 (s); (DHf )
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
Ca
(s) ® Ca (g); (DHsubl)
F2 (g) ® 2 F (g); (DHdis)
2 F (g) ® 2 F– (g); (2·AE)
Ca (g) ® Ca2+ (g); (EI1 + EI2)
Ca2+ (g) + 2 F– (g) ® CaF2 (s) (U)
F2 (g) ® 2 F (g); (DHdis)
2 F (g) ® 2 F– (g); (2·AE)
Ca (g) ® Ca2+ (g); (EI1 + EI2)
Ca2+ (g) + 2 F– (g) ® CaF2 (s) (U)
Con lo que: U = DHf – DHsubl(Ca) – DHdis(F2) –
2·AE(F) – (EI1 + EI2)(Ca)
a)
Reacción global: Mg (s) +
Cl2 (g) ® MgCl2 (s); (DHf )
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
Mg (s) ® Mg (g); (DHsubl)
Cl2 (g) ® 2 Cl (g); (DHdis)
2 Cl (g) ® 2 Cl– (g); (2·AE)
Mg (g) ® Mg2+ (g); (EI1 + EI2)
Mg2+ (g) + 2 Cl– (g) ® MgCl2 (s) (U)
Con lo que:
U = DHf – DHsubl(Mg) – DHdis(Cl2) – 2·AE(Cl) – (EI1 + EI2)(Mg)
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
Mg (s) ® Mg (g); (DHsubl)
Cl2 (g) ® 2 Cl (g); (DHdis)
2 Cl (g) ® 2 Cl– (g); (2·AE)
Mg (g) ® Mg2+ (g); (EI1 + EI2)
Mg2+ (g) + 2 Cl– (g) ® MgCl2 (s) (U)
Con lo que:
U = DHf – DHsubl(Mg) – DHdis(Cl2) – 2·AE(Cl) – (EI1 + EI2)(Mg)
b) Ver Teoría.
Reacción global: K (s) + ½ Br2 (g) ® KBr (s); (DHf =
–391,8 kJ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
K
(s) ® K (g); (DHsubl = 81,26 kJ)
½ Br2 (l) ® ½ Br2 (g) (½DHvap =15,35 kJ)
½ Br2 (g) ® Br (g); (½ DHdis = 96,75 kJ)
Br (g) ® Br– (g); (AE = –321,9 kJ)
K (g) ® K+ (g); (EI = 418,4 kJ)
K+ (g) + Br– (g) ® KBr (s) (U)
½ Br2 (l) ® ½ Br2 (g) (½DHvap =15,35 kJ)
½ Br2 (g) ® Br (g); (½ DHdis = 96,75 kJ)
Br (g) ® Br– (g); (AE = –321,9 kJ)
K (g) ® K+ (g); (EI = 418,4 kJ)
K+ (g) + Br– (g) ® KBr (s) (U)
U = DHf –DHsubl (K) – ½ DHvap(Br2) –½DHdis (Br2) –AE(Br) –EI(K) =
(–391,8 – 81,26 – 15,35 – 96,75 + 321,9 – 418,4) kJ;
(–391,8 – 81,26 – 15,35 – 96,75 + 321,9 – 418,4) kJ;
U = –681,9 kJ
Reacción global: Li (s) + ½ F2 (g) ® LiF (s); (DHf
= ‑594,1 kJ)
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
Li
(s) ® Li (g); (DHsubl = 155,2 kJ)
½ F2 (g) ® F (g); (½ DHdis = 75,3 kJ)
F (g) ® F– (g); (AE = –333 kJ)
Li (g) ® Li+ (g); (EI = 520 kJ)
Li+ (g) + F– (g) ® LiF (s) (U)
½ F2 (g) ® F (g); (½ DHdis = 75,3 kJ)
F (g) ® F– (g); (AE = –333 kJ)
Li (g) ® Li+ (g); (EI = 520 kJ)
Li+ (g) + F– (g) ® LiF (s) (U)
U = DHf
–DHsubl(Li)
–½DHdis (F2)
–AE (F) –EI(Li) = (–594,1– 155,2 – 75,3 + 333 – 520) kJ = –1012 kJ
a)
Los enlaces son polares
en ambos casos, debido a la deferencia de electronegatividad entre el B y el F
en l primer caso y entre el N y el H en el segundo.
b) El átomo de B en el BF3 forma tres enlaces sencillos
con tres átomos de F lo que da una geometría triangular plana según el modelo
de repulsión de pares electrónicos (o hibridación sp2 según la
teoría de la hibridación). Sin embargo, el N en el NH3 forma también
tres enlaces sencillos con los átomos de H pero le queda un par de e–
en la última capa; al haber 4 pares electrónicos, éstos debe estar situados
hacia los vértices de un tetraedro (hibridación sp3) lo que da una
geometría piramidal, ya que uno de los vértices de dicho tetraedro no se sitúa
ningún átomo sino un par de e–.
El carbono 1 está unido a cuatro
átomos (3 de H y 1 de C) por lo que dichos enlaces estarán dirigidos hacia los
vértices de un tetraedro (hibridación sp3). El carbono 2 sólo está
unido a tres átomos (al C-1 y al C-3 y con un doble enlace al O) lo que nos
proporciona una geometría triangular plana (hibridación sp2). El
carbono 3 sólo está unido a dos átomos (al C-2 y al C-4 con un triple enlace)
lo que nos proporciona una geometría lineal (hibridación sp). El carbono 4
también está unido sólo a dos átomos (al C-3 con un triple enlace y al H) lo
que nos proporciona igualmente una geometría lineal (hibridación sp).
Con todo ello, podemos ver que todos
los átomos están en un mismo plano a excepción de los 3 átomos de H del C-1.
El átomo A forma tantos enlaces
covalentes con átomos de H como e– le faltan para completar su capa
de valencia con lo que tanto el H como A adquieren la configuración electrónica
de gas noble. En el caso de que A no sea halógeno sino N u O se producen
enlaces doble o triples pues cada átomo comparte tantos e– y por
tanto forma tantos enlaces como e– le faltan para completar su capa
de valencia. Estos enlaces múltiples son especialmente fuertes si bien sólo se
dan en elementos del segundo periodo.
Los cuatro átomos de carbono están
unidos a tres átomos cada uno por lo que tendrán una geometría triangular plana
(hibridación sp2). El C-1 está unido a 2 H y al C-2 con un doble
enlace; el C-2 al C-1 con doble enlace y a 1 H y al C-3 con enlaces sencillos;
el C-3 y a 1 H con enlaces sencillos y al C-4 con doble enlace; el C-4 está
unido a 2 H y al C-3
con un doble enlace.
Con todo ello, podemos ver que todos
los átomos están en un mismo plano, pues aunque el enlace entre C-2 y C-3
podría en principio girar, no lo hace por tener participación de doble enlace.
El carbono 1 está unido al N por triple
enlace y al C-2 por lo que nos proporciona una geometría lineal (hibridación
sp). El carbono 2 sólo está unido a tres átomos (al C-1 y al C-3 y con un doble
enlace al C del grupo metilo) lo que nos proporciona una geometría triangular
plana (hibridación sp2). El carbono 3 está unido
igualmente a tres átomos (al C-2 con doble enlace y a 2 H con enlace sencillo
lo que proporciona también una geometría triangular plana (hibridación sp2).
Con todo ello, podemos ver que todos
los átomos están en un mismo plano a excepción de los 3 átomos de H del grupo
metilo.
a)
El CH4 es una
molécula tetraédrica con el C situado en el centro y los H en los vértices del
tetraedro. Ello es debido a que el C forma 4 pares electrónicos con cuatro
átomos distintos y según la teoría de repulsión de pares electrónicos ésta es
la manera en que se sitúan 4 pares de e– lo más alejados posibles.
En el C2H4 los átomos de C se unen a dos H y al otro C
por lo que la geometría será triangular plana. En el caso del C2H2
cada carbono forma un enlace sencillo con el H y otro triple con el otro
carbono por lo que la geometría será lineal.
b)
En el BeF2 el átomo de Be
forma únicamente dos pares electrónicos de enlace con átomos de F, por lo que
según la teoría de repulsión de pares electrónicos, éstos se situarán lo más
alejados posible entres sí, es decir, formando un ángulo de 180º, con lo que la
geometría de la molécula será lineal.
En el BCl3 en B forma
tres pares electrónicos de enlace que se situarán con un ángulo de 120º con lo
que la molécula será triangular plana con el átomo de B en el centro y los de
Cl en los vértices.
En la de CCl4 el C forma
cuatro pares electrónicos con otros tantos átomos de Cl; la manera más alejada
posible de situar dichas nubes electrónicas en hacia los vértices de un
tetraedro, que es don se situarán los átomos de Cl, mientras que el de C se
situará en el centro del mismo.
En el H2O el O forma dos
pares electrónicos de enlace con sendos átomos de H y posee además otros dos
pares electrónicos sin compartir. La geometría será por tanto angular al situar
los átomos de H en dos vértices de un tetraedro y los pares electrónicos sin
compartir en los otros dos; sin embargo, al ser la repulsión de los pares de e–
sin compartir mayor que la de los pares de e– de enlace, el ángulo
H–O–H será algo inferior a los 109,4 tetraédrico.
Lo mismo sucede en la molécula de NH3
en dos existen por parte del N tres pares de e– de enlace y un par
de e– sin compartir, con lo que los tres H se situarán en tres
vértices del tetraedro y el par de e– sin compartir en el cuatro lo
que da un geometría de pirámide triangular en la cual el N ocuparía el vértice
de dicha pirámide.
15.-
En el C2H4 los átomos de C se unen a dos H y al otro C por lo que la geometría será triangular plana.
En la propanona el C-1 y el C-3 se
unen a tres H y al C-2 por lo que tienen geometría tetraédrica mientras que el
C-2 se une además de los otros dos
carbonos a un átomo de O con doble enlace por lo que la geometría será
triangular.
En el H2S el S forma dos
pares electrónicos de enlace con sendos átomos de H y posee además otros dos
pares electrónicos sin compartir. La geometría será por tanto angular al situar
los átomos de H en dos vértices de un tetraedro y los pares electrónicos sin
compartir en los otros dos; sin embargo, al ser la repulsión de los pares de e–
sin compartir mayor que la de los pares de e– de enlace, el ángulo H–S–H será
algo inferior a los 109,4 tetraédrico.
En el BH3 en B forma tres
pares electrónicos de enlace que se situarán con un ángulo de 120º con lo que
la molécula será triangular plana con el átomo de B en el centro y los de H en
los vértices.
El etano es una molécula apolar
debido a la pequeña diferencia de electronegatividad entre C y H y por su geometría queanula los pequeños
momento dipolares de cada enlace C–H; por ello, su punto de ebullición es el menor
pues al no existir cargar las fuerzas intermoleculares son muy débiles.
En el caso del éter metílico, los
enlaces C–O producen momentos dipolares, y al estar dirigidos hacia los
vértices de un tetraedro la molécula es polar lo que produce una fuerza intermolecular
dipolo-dipolo más fuerte, lo que explica su mayor punto de ebullición.
En el caso del etanol el enlace C–O
también está polarizado y a diferencia con el éter está unido al O también un H
formando también un enlace muy polarizado. Cuando el H está nido a elementos
muy electronegativos se forman puentes de H que son las fuerzas
intermoleculares de mayor fuerza lo que explica el mayor punto de ebullición de
todos.
a)
Enlace iónico, pues al
conducir la corriente se debe a la existencia de cargas con libertad de
movimiento (iones en este caso); por eso en estado sólido en donde existe una
estructura cristalina, las cargas no se pueden mover y el sólido no conduce la
electricidad.
b) Sólidos covalentes, ya que si fueran iónicos se disolverían en
agua. El enlace covalente a través de toda una estructura tridimensional es mas
fuerte que ninguna otra fuerza intermolecular lo que explica que dichos
compuestos sean tan duran y tengan tan altos puntos de fusión y ebullición.
a)
A (Z=19) 1s2 2s2p6 3s2p6
4s1.Grupo 1 (alcalinos) K.
B (Z=17) 1s2 2s2p6 3s2p5 .Grupo 17 (halógenos) Cl.
C (Z=12) 1s2 2s2p6 3s2 .Grupo 2 (alcalino-térreos) Mg.
B (Z=17) 1s2 2s2p6 3s2p5 .Grupo 17 (halógenos) Cl.
C (Z=12) 1s2 2s2p6 3s2 .Grupo 2 (alcalino-térreos) Mg.
b) A y B forman enlace iónico pues A cede un e– a B y
ambos completan su última capa. La estequiometría de dicho compuesto será: AB.
Al ser C un metal, al unirse entre
sí se formará un enlace metálico en donde los cationes C2+ formarán
una estructura cristalina.
a)
A (Z=20) 1s2
2s2p6 3s2p6 4s2.Grupo 2
(alcalino-térreos) Ca.
B (Z=17) 1s2 2s2p6 3s2p5 .Grupo 17 (halógenos) Cl.
B (Z=17) 1s2 2s2p6 3s2p5 .Grupo 17 (halógenos) Cl.
b) Forman enlace iónico pues A cede 2 e– a sendos átomos
de B de manera que todos los átomos completan su última capa. La estequiometría
de dicho compuesto será: CaCl2.
En cuanto a las propiedades de dicho
compuesto serán: alta dureza y puntos de fusión y ebullición elevados, alta
solubilidad en disolventes polares como el agua, mucha fragilidad, y conducción
de la electricidad en estado disuelto o fundido ya que no en estado sólido al
estar los iones atrapados en una estructura cristalina.
a)
El Br2 será
soluble en disolventes apolares, el SiO2 será insoluble en todo tipo
de disolventes, el Fe será soluble sólo en otros metales como el mercurio,
mientras que el HF y el NaBr serán solubles en disolventes polares como el
agua.
b) A temperatura ambiente solo el Fe conducirá la corriente eléctrica
debido al enlace metálico. El bromo es totalmente apolar y por tanto incapaz de
conducir la corriente en cualquier estado, la sílice es un sólido molecular y
tampoco podrá transportar la corriente al estar sus electrones formando enlaces
covalentes. El HF podrá conducir la electricidad en estado disuelto o fundido
pero no en estado gaseoso. El bromuro de sodio a temperatura ambiente como
todos los compuestos iónicos se encuentran en estado sólido y por tanto no
puede conducir a electricidad.
a)
El flúor y el oxígeno
formarán moléculas biatómicas con enlace covalente sencillo y doble
respectivamente. El He formará moléculas monoatómicas ya que al ser gas noble
no precisa unirse a ningún otro átomo para tener la capa de valencia completa.
El sodio y el calcio se unen formando enlace metálico que no forma moléculas
propiamente dichas y son sólidos a temperatura ambiente.
b) NaF: iónico; OF2: covalente; CaO: iónico; Na2O:
iónico.
a)
El agua es líquida porque
el enlace intermolecular es el enlace de hidrógeno que sólo se forma cuando uno
de los elementos es muy electronegativo lo que sí sucede en el O pero no en el
S. El SH2 es gas pues la fuerza intermolecular es la atracción
dipolo-dipolo mucha más débil que el enlace de hidrógeno.
b) El bromuro de sodio es un compuesto iónico formado por cationes y
aniones fácilmente atacable por un disolvente polar como es el agua, mientras
que el bromo es un compuesto covalente molecular totalmente apolar y por tanto
insoluble en disolventes polares como el agua.
a)
A (Z=8) 1s2
2s2p4.Grupo 16 (anfígenos) O.
B (Z=16) 1s2 2s2p6 3s2p4 .Grupo 16 (anfígenos) S.
C (Z=19) 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1.Grupo 1 (alcalinos) K.
B (Z=16) 1s2 2s2p6 3s2p4 .Grupo 16 (anfígenos) S.
C (Z=19) 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1.Grupo 1 (alcalinos) K.
b)
El A (O).
c)
A y B forman enlace
covalente pues cada uno comparte dos pares de e– con el otro. La
estequiometría de dicho compuesto será: AB (SO), si bien sabemos que existen el
SO2 y el SO3 al formarse enlaces covalentes coordinados
con los otros pares de e– del S.
El SO tienen bajo punto de fusión y ebullición debido a que se trata de moléculas poco polares y las fuerzas intermoleculares son muy débiles. Igualmente, es una sustancia poco conductora de la electricidad.
El SO tienen bajo punto de fusión y ebullición debido a que se trata de moléculas poco polares y las fuerzas intermoleculares son muy débiles. Igualmente, es una sustancia poco conductora de la electricidad.
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