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2013
QUÍMICA COMÚN
QC-06
EN L A C E S AT Ó M I C O S
2
INTRODUCCIÓN
El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las
moléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas se
unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de energía mínima, equivalente a decir
“máxima estabilidad”. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión que genera
una forma molecular estable con geometría definida.
Atendiendo a la búsqueda de estabilidad energética, los átomos pueden:
En el sistema periódico actual existen más de 100 elementos que al enlazar con otros formarán
una infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos son
física y químicamente distintos en propiedades y estructura. Además, en la formación del enlace
hay eliminación de energía (estabilidad energética), de modo que se trata de un proceso
exotérmico.
3
LA ELECTRONEGATIVIDAD Y LOS TIPOS DE ENLACE ATÓMICO
Se conocen 3 tipos de enlace interatómico; iónico, covalente y metálico. En el primero de ellos,
los electrones son transferidos de un átomo a otro, en el segundo, en cambio, los electrones son
compartidos por los átomos participantes. El enlace metálico es la fuerza de interacción (fuerza de
Coulomb) producida por los cationes de un metal y los electrones de valencia deslocalizados en un
sólido metálico.
Como ya se vio anteriormente, las propiedades periódicas magnéticas se relacionan
estrechamente con la configuración electrónica de los átomos. Una de estas propiedades es la
electronegatividad que define el tipo de enlace que se formará entre los átomos.
Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. El
átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia al menos
electronegativo, quedando como un anión estable (ion). En la tabla periódica los elementos
metálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras que para los no metales, los
valores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un enlace entre un metal y
un no metal será iónico, mientras que el enlace formado entre no metales será
covalente.
Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. En
esta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de la
diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar como
polar, apolar o coordinado (enlace dativo).
4
EL ENLACE METÁLICO
Dentro de las características que presentan los materiales metálicos se cuentan: el brillo
característico, el estado de agregación (preferentemente sólido), los elevados puntos de fusión y
ebullición, el alto valor de densidad y dureza y otras propiedades como la maleabilidad y la
ductilidad, además de su gran capacidad conductora de calor y energía eléctrica.
La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las
fuerzas que mantienen cohesionados a los metales en un sistema
sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch
y se denominó “la teoría de bandas”. En palabras bien simples, la
teoría plantea que los metales están formados por una red de
iones positivos rodeados por sus electrones (de valencia) que
pueden moverse libremente en toda la estructura. Esto genera
“saltos electrónicos” que justifican el enlace entre átomos
metálicos
EL ENLACE IÓNICO
Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamente
se separan. Dijimos anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón al
átomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de electrones.
Estudiemos el siguiente ejemplo:
En el NaCl (cloruro de sodio), el átomo de Sodio es un metal del grupo I-A. Su configuración
electrónica es
11Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1
El Cloro es un átomo no metálico del grupo VII-A, con configuración electrónica
17Cl 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5
Sodio y Cloro presentan electronegatividades muy diferentes. El primero es un metal muy
electropositivo, en cambio el halógeno posee uno de los valores más altos de electronegatividad
en la tabla periódica. De esta forma, cuando enlazan, el sodio (Na) cede su electrón de valencia al
Cl, generando los respectivos iones; Na+ con configuración 1s2, 2s2 2p6 y Cl- con configuración
1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6. Ambos átomos quedan con su capa de valencia completa y logran la
estabilidad requerida.
5
En forma general se puede aseverar que los elementos metálicos de los grupo I-A y II-A,
(electropositivos) al enlazarse con los elementos no metálicos de los grupos V-A, VI-A y VII-A
(electronegativos) formarán siempre enlace iónico.
Propiedades físicas de los compuestos iónicos
Tabla comparativa
Sustancia Punto de
Fusión (ºC)
Solubilidad
(g. sol./100 g H2O)
Densidad
(g/cm3)
LiF
NaF
NaCl
NaBr
KF
KCl
KBr
CaF2
CaO
MgO
870
992
800
755
880
790
730
1330
2570
2800
0,27
4
35,7
90
92,3
27,6
53,5
0,016
---
6·10-4
2,3
3,6
2,2
3,2
2,5
2,0
2,8
3,2
3,3
3,7
6
EL ENLACE COVALENTE
Como ya se mencionó, el enlace covalente se genera cuando 2 o más elementos no metálicos
comparten electrones pues presentan nula o pequeña diferencia en sus valores de
electronegatividad.
Enlace covalente apolar
Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) comparten los electrones de
enlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos átomos, sin
generar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la molécula de Flúor gaseoso (F2).
Enlace covalente polar
Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia de
electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra una
transferencia de electrones entre los átomos. Ambos no metales distribuyen la nube electrónica en
forma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo generando un
dipolo. Cada átomo de Hidrógeno aporta 1 electrón al enlace y el Oxígeno los hace con 2, los que
son compartidos con cada átomo de Hidrógeno. Así, cada átomo de Hidrógeno completa su nivel
de valencia (dueto) y el Oxígeno logra el octeto.
En el caso de la molécula de agua, el Oxígeno presenta un valor de
electronegatividad de 3,5; mientras que el hidrógeno tiene un valor
de 2,1 por lo que la nube electrónica está desplazada hacia el átomo
de oxígeno generando cargas eléctricas parciales denotadas con la
letra griega delta ( ).
Enlace covalente dativo o coordinado
En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más electrones al enlace, los que
son compartidos, en cambio en el enlace covalente dativo sólo uno de los átomos aporta
electrones, mientras que el otro aporta orbitales vacíos.
Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH 4 , O3, SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4.
7
Propiedades físicas de los compuestos covalentes
NOCIONES DE NOMENCLATURA INORGÁNICA
ÓXIDOS METÁLICOS
Se forman cuando se combina el Oxígeno, EDO= -2, con un metal, el nombre del compuesto toma
la forma de óxido de “metal”.
Na2O óxido de Sodio
CaO óxido de Calcio
Al2O3 óxido de Aluminio
Cuando los óxidos metálicos reaccionan con agua forman bases (hidróxidos), por esto también se
les denomina óxidos básicos (pH mayor a 7).
Na2O + H2O 2 NaOH
CaO + H2O Ca(OH)2
8
ÓXIDOS NO-METÁLICOS
Se forman cuando se combina el Oxígeno, EDO= -2, con un no-metal, el nombre del compuesto
toma la forma de óxido de “no-metal”, indicando la cantidad de oxígenos presentes en el
compuesto.
CO Monóxido de Carbono
CO2 Dióxido de Carbono
SO3 Trióxido de Azufre
Aparte de esta nomenclatura existe otra tradicional que aún se usa para ciertos compuestos
comunes, CO2por ejemplo, es anhídrido carbónico. Los óxidos no-metálicos reaccionan con
agua formando compuestos inorgánicos ácidos (pH menor a 7).
CO2 + H2O H2CO3 (ácido carbónico)
SO3 + H2O H2SO4 (ácido sulfúrico)
HIDRUROS
En estos el Hidrógeno tiene EDO igual a -1, y sólo se forman cuando el hidrógeno está unido
directamente con un metal, “metal-H”. El nombre de los compuestos es hidruro de “metal”.
LiH Hidruro de Litio
CaH2 Hidruro de Calcio
LiAlH4 Hidruro de Litio y Aluminio
HIDRÓXIDOS
Son compuestos básicos (pH mayor a 7) se forman por la reacción de compuestos metálicos con
agua, todos poseen un hidroxilo, OH-, y se nombran como hidróxido de “metal”.
Al(OH)3 Hidróxido de Aluminio
NaOH Hidróxido de Sodio
Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio
PERÓXIDOS
Son compuestos especiales donde el Oxígeno adopta EDO -1, esto ocurre porque dos oxígenos
están unidos entre ellos. El peróxido más conocido es el H2O2, peróxido de hidrógeno o agua
oxigenada, aparte del H2O2 el resto de los peróxidos se forman entre metal y oxígeno.
Na2O2 peróxido de Sodio
CaO2 peróxido de Calcio
9
SALES BINARIAS
Son compuestos iónicos formados por dos tipos de átomos, se analizarán en detalle dos de los
tipos de sales más comunes, halogenuros y sulfuros.
Halogenuros
Los halogenuros son aquellos compuestos donde el halógeno (grupo VII-A) adopta EDO -1 y se
combina tanto con metales como con Hidrógeno.
Cl- es cloruro, por lo tanto NaCl es Cloruro de Sodio y HCl es Cloruro de hidrógeno.
Br- es bromuro, así MgBr2 es Bromuro de Magnesio.
Sulfuros
Se forman cuando el Azufre se une exclusivamente con hidrógeno y metales, con EDO -2.
Na2S Sulfuro de Sodio MgS Sulfuro de Magnesio
Aniones Poliatómicos Comunes
Respecto a nomenclatura de sales ternarias (3 tipos de átomos) se analizará desde el punto de
vista los aniones poliatómicos más comunes, quedando supeditada la nomenclatura de
compuestos al metal que los acompaña.
PO4
-3 Fosfato K3PO4 Fosfato de Potasio
CO3-2 Carbonato CaCO3 Carbonato de Calcio
HCO3- Bicarbonato NaHCO3 Bicarbonato de Sodio
NO3- Nitrato KNO3 Nitrato de Potasio
SO4-2 Sulfato MgSO4 Sulfato de Magnesio
EL PUENTE DE HIDRÓGENO
Un tipo de unión intermolecular que ocurre sólo entre aquellas moléculas que poseen hidrógenos
unidos a átomos con electronegatividad alta.
Normalmente cuando el Hidrógeno se une al Flúor, Oxígeno o Nitrógeno, estos átomos quedan
con polaridad negativa dejando al Hidrógeno positivo, Entonces una molécula vecina puede
establecer un “puente de hidrógeno” a través de la atracción dipolo-dipolo.
10
LA NOTACIÓN DE LEWIS
Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia
presente, la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, ya
que, predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico.
Energías de Enlace / Longitud v/s Tipo de Enlace
Tipo Enlace Energía media
de enlace (KJ/mol) Longitud media (pm)
Iónico
Covalente
Metálico
Puente de Hidrógeno
Van der Waals
800
500
400
30
15
200
200
300
300
400
11
ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA
La estructura de Lewis y la regla del octeto están íntimamente relacionadas y son de gran ayuda
como modelos de enlace en muchos compuestos. Para obtener la estructura de Lewis de una
molécula se deben seguir los siguientes pasos:
REGLA DEL OCTETO
“Un átomo (diferente del hidrógeno) tiende a formar enlaces hasta completar ocho electrones de
valencia”, por lo tanto, podemos decir que un enlace se forma cuando no hay suficientes
electrones para que un átomo individual tenga completo el octeto. Átomos con número atómico
bajo (H, He, Li) estabilizan sus niveles con configuración electrónica 1s2 (un dueto).
Algunas moléculas que cumplen la regla del octeto (átomo central) CH4 (Metano) CO2 (Dióxido de Carbono) PH3 (Fosfina)
C2H4 (Etileno) H2S (Sulfuro de Hidrógeno) NH3 (Amoníaco)
SO2 (Dióxido de Azufre) F2 (Gas Flúor) Cl2 (Gas Cloro)
12
Excepciones a la regla del octeto
Moléculas que no alcanzan el octeto
Se agrupan las especies binarias formadas por elementos del grupo III-A con no-metales del
grupo VII-A. Algunos ejemplos son BF3 y AlCl3 (éste último, compuesto iónico).
Al
Cl
Cl
Cl
B
F
F
F
Moléculas que expanden su octeto
Algunas moléculas poliatómicas presentan un átomo central que pertenece al periodo 3 o
superior y que es capaz de albergar más de 8 electrones en su entorno. Ejemplo de esto es el
pentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro de azufre SF6
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
S F
F
F F
F
F
Moléculas con número impar de electrones
Son aquellas en que la suma de los electrones de valencia da un número impar. Estas especies
que son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. El caso más
particular es el monóxido de nitrógeno (NO).
RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES
Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asiganda a una estructura molecular
estable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud del
enlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como la
solubilidad, el paramagnetismo, la polaridad, entre otras y se genere una diferencia entre la
energía de la molécula real versus la energía de la molécula calculada de forma teórica.
La resonancia es el término que indica que una estructura molecular o iónica tiene varias formas
de representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla del
octeto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura molecular
generando lo que se denomina híbridos de resonancia, todos igualmente correctos y que
satisfacen teóricamente lo esperado. Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3- que presenta al
menos 3 estructuras resonantes y distintas.
N
O
O
O..: ..
..
:
:
::
-
N
O
O
O..: ..
..
:
:
:
:
-
N
O
O
O..: ..
..
:
::
..
-
N
O
O
O..: ..
..
:
::
..
-
13
Las 3 estructuras son consistentes, el doble enlace puede establecerse sobrecualquiera de los
átomos de Oxígeno, puesto que el par de electrones se encuentra deslocalizado. Otras moléculas
como el SO3, SO2, Ozono (O3) y benceno (C6H6) presentan el fenómeno de la resonancia.
VALENCIA
El concepto de valencia se asocia a la capacidad de combinación de un elemento. En la estructura
de Lewis corresponde a la cantidad de electrones que el elemento aporta al momento de enlazar,
vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en el enlace.
Ejemplo: CH2O (FORMALDEHÍDO)
El átomo de Carbono (central) tiene valencia 4, cada átomo de
Hidrógeno valencia 1 y el átomo de Oxígeno valencia 2.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario
simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el
compuesto.
14
Algunos ejemplos:
Permanganato de potasio. El estado de oxidación del Potasio es +1 por pertenecer al grupo
I-A, mientras que para el Oxígeno es -2.
+1 +7 -2 ESTADOS DE OXIDACIÓN
KMnO4 (+1)(+7)(-8)=0
Peróxido de hidrógeno. El estado de oxidación de cada Oxígeno es -1 y de cada Hidrógeno
es +1.
+1 -1 ESTADOS DE OXIDACIÓN
H2O2 (+2)(-2)=0
Ion amonio. El estado de oxidación para el Nitrógeno es -3 y para cada átomo de
Hidrógeno +1
-3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN
NH 4 (-3)(+4)=+1 CARGA DEL ION
ESTEREOQUÍMICA
La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad de
un sistema molecular y macromolecular está dada, en gran parte por la forma en la cual se
establecen los enlaces y las interacciones moleculares.
La estereoquímica trata del estudio conformacional de las moléculas y establece entre otras cosas,
la geometría espacial y los ángulos de enlace de la gran mayoría de los sistemas que hoy
conocemos.
En este capítulo, se estudiaron, los diferentes tipos de interacciones atómicas. Se analizaron
también las fuerzas de estas interacciones en de la electronegatividad, sin embargo, no sabemos
a ciencia cierta, de qué forma ocurren estos enlaces, cómo logran interaccionar los electrones
para finalmente enlazar. Tampoco tenemos claro cuál es el nuevo movimiento (orbital) que siguen
los electrones una vez que lograron interaccionar.
La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprender
las interacciones atómicas, y del mismo modo; permite establecer con certeza las disposiciones
espaciales de los átomos en un sistema molecular.
15
TEORÍA DE HIBRIDACIÓN
DE ORBITALES
Esta teoría explica la formación de nuevos orbitales a partir de los orbitales atómicos originales.
Según la teoría, los orbitales atómicos (s, p, d, f) se combinan, generando un conjunto de
orbitales atómicos hibridados. Tomando como ejemplo al átomo de Carbono, en su nivel de
valencia un electrón es promovido desde el orbital 2s al orbital 2pz, lo que requiere que el
electrón absorba energía. Al momento que el electrón es promovido, los orbitales que contienen a
los electrones de valencia se superponen unos con otros, generando así una nueva clase de
orbitales que ya no son orbitales “s” y tampoco “p”, sino que la combinación de ellos (sp3).
El diagrama siguiente ilustra lo anterior:
Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos de
hibridaciones diferentes: sp3, sp2 y sp.
Con los orbitales híbridos se generan los enlaces conocidos como sigma (enlaces simples),
mientras que con los orbitales atómicos “normales” se generan los enlaces pi (enlaces dobles o
triples).
HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR
Hibridación sp3
Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando
4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que
existe repulsión entre éstos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando
la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4
enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.
16
Hibridación sp2
Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando
3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana
trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1 enlace . Los
ángulos de enlace son de 120º.
Hibridación sp
Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2
orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal para
experimentar la mínima repulsión. El ángulo de enlace es de 180º.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA (TRPEV)
GEOMETRÍA MOLECULAR
Para entender mejor la relación que existe entre las distintas hibridaciones y la geometría
molecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, que
representan los orbitales con sus pares de electrones.
Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular:
A: átomo central.
X: átomo unido al átomo central.
E: pares de electrones libres del átomo central.
Así, una molécula con la forma AX2E, presenta:
Un átomo central (A), 2 átomos ligandos (X) y 1 par de electrones no enlazados (E). Para el caso
podría ser el dióxido de azufre (SO2).
17
Cuadro Resumen
POLARIDAD DE MOLÉCULAS
(MOMENTO DIPOLAR)
Los ejemplos anteriormente analizados explican la arquitectura de ciertas moléculas. Podemos
comprobar la hibridación de un sistema molecular entendiendo la superposición de los orbitales
atómicos y junto con esto, averiguamos el ángulo de enlace, sin embargo, poco sabemos del
comportamiento químico de las moléculas. La geometría y los tipos de enlace nos entregan
información valiosa sobre la reactividad y algunos parámetros físicos relevantes, como el
momento dipolar y la polaridad de las sustancias.
Cuando 2 o más átomos con diferente electronegatividad se enlazan se produce un
desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo, la magnitud vectorial
de esta fuerza atractiva se conoce como momento de enlace (recuerde que un vector posee
magnitud y dirección), este vector apunta hacia el átomo más electronegativo.
La suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula se llama momento
dipolar ( ).
18
Si la molécula presenta momento dipolar resultante significa que existen cargas parciales sobre
ésta, generando un dipolo que se indica con la letra delta ( + indica carga parcial positiva y -
indica carga parcial negativa).
Ejemplos:
Analizaremos la molécula de CO2 y la de COS. La estructura de Lewis para el CO2 es la siguiente:
Como puede verse en el dibujo, la molécula de CO2 es lineal por tanto cumple con la simetría
geométrica y además los átomos unidos al átomo central son iguales, por lo que cumple con la
simetría electrónica. Es fácil ver que al sumar los momentos de enlace el momento dipolar es cero
vector ( = 0 ). En el caso de cambiar un átomo de Oxígeno por uno de Azufre para generar la
molécula de COS como se muestra en el dibujo
Se mantiene la simetría geométrica (lineal) pero los átomos unidos al átomo central son distintos
así que la molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentos
de enlace tienen magnitudes distintas por lo que al sumarlos su momento dipolar será distinto de
cero ( 0 ), de este modo se dice que la molécula es polar.
El agua, por ejemplo, es una molécula polar, esto implica que geométricamente tiene estructura
asimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central (Oxígeno) se encuentra
enlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originados
por la diferencia en las electronegatividades de los átomos que componen el enlace, no se anulan,
por el contrario, la molécula de agua tiene una geometría angular, razón por la cual, el momento
dipolar es distinto de cero.
Lo interesante es que a consecuencia de esta polaridad, el agua como solvente sólo será reactiva
con aquellas sustancias similares a ella. Es decir, sólo disolverá sustancias POLARES.
DEBEMOS DECIR ENTONCES, QUE AQUELLAS SUSTANCIAS POLARES, SON
HIDROFÍLICAS, YA QUE TIENEN AFINIDAD CON EL AGUA.
Para moléculas más complejas se puede determinar su polaridad basándonos en los elementos de
simetría que presenten. Así, una molécula será apolar siempre que sea totalmente
simétrica, es decir, que posea simetría geométrica (moléculas lineales, trigonales o
tetraédricas) y simetría electrónica (que los átomos unidos al átomo central sean
iguales entre sí) a la vez. En caso que la molécula no cumpla con una de estas simetrías
será polar.
19
De lo anterior concluimos que el Metano (CH4), es una molécula simétrica, apolar e hidrofóbica,
insoluble en agua, más aún, TODAS aquellas sustancias APOLARES son HIDROFÓBICAS.
Ahora bien, supongamos que intercambiamos en el Metano uno de los átomos de Hidrógeno por
uno de Cloro o Flúor. Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Se
transformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una molécula
POLAR; y por ende es HIDROFÍLICA.
C
H
Cl
H
H
..: :
C
H
H
H
H
Metano Cloro metano
Finalmente, podemos decir, que si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico; aún cuando
todos los demás sean covalentes; siempre será soluble en agua; incluso si a simple vista parezca
simétrica.
20
TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 06
Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de los
Elementos.
1
H 1,0
Número atómico
Masa atómica
2
He 4,0
3
Li 6,9
4
Be 9,0
5
B 10,8
6
C 12,0
7
N 14,0
8
O 16,0
9
F 19,0
10
Ne 20,2
11
Na 23,0
12
Mg 24,3
13
Al 27,0
14
Si 28,1
15
P 31,0
16
S 32,0
17
Cl 35,5
18
Ar 39,9
19
K 39,1
20
Ca 40,0
1. ¿Cuál es la carga eléctrica parcial del átomo central en las siguientes estructuras moleculares?
CF4 NH3 SO3
A B C
A B C
A) - 4 +3 +6
B) +4 - 3 +6
C) - 3 +4 - 6
D) +3 - 4 - 6
E) +4 - 3 - 6
2. ¿Cuál(es) de los siguientes compuestos químicos presenta(n) enlace covalente en su
estructura?
I) HCl
II) H2O
III) Na2O2
A) Sólo I.
B) Sólo II.
C) Sólo III.
D) Sólo II y III.
E) I, II y III.
21
3. ¿Qué fórmula tendría un compuesto iónico XnYm, si Y pertenece al grupo VII-A y X al grupo
III-A?
A) X2Y
B) XY2
C) XY3
D) X7Y3
E) X3Y7
4. El borano BH3, es una molécula
I) triatómica.
II) con hibridación sp2 para el boro.
III) que presenta geometría trigonal plana.
De las anteriores es (son) correcta(s)
A) sólo I.
B) sólo III.
C) sólo I y II.
D) sólo I y III.
E) sólo II y III.
5. Las moléculas que se indican a continuación presentan respectivamente enlaces
F2 O2 N2
1 2 3
1 2 3
A) simple doble simple
B) triple simple doble
C) doble triple simple
D) simple doble triple
E) triple doble simple
6. ¿Qué combinación de átomos (cuyo Z se indica), debe presentar enlace iónico?
1X 3Y 10W 17R
A) X – W
B) X – Y
C) Y – W
D) X – R
E) Y – R
22
7. El cloruro de sodio es un compuesto ………………, muy soluble en agua, por lo tanto se disocia
generando ………………… que le dan a la solución características de ……………………. En las líneas
punteadas debe decir respectivamente
A) iónico iones electrolito.
B) metálico sales solución.
C) covalente iones dieléctrico.
D) apolar moléculas electrolito.
E) polar mezclas dipolo.
8. Un compuesto químico presenta las siguientes características
Tiene momento dipolar
Presenta geometría piramidal
Sus enlaces son covalentes
Considerando lo anterior, ¿cuál de las siguientes moléculas cumple las condiciones?
A) H2O
B) PCl3
C) BF3
D) CH4
E) NaOH
9. En las siguientes alternativas, ¿qué compuesto es hidrofóbico?
A) HCl
B) CCl4
C) NH3
D) KOH
E) H2S
10. A continuación se dan las siguientes combinaciones de números atómicos correspondientes a
parejas de elementos representativos. Al respecto, ¿Qué combinación genera la mayor
diferencia de electronegatividades?
A) Z= 1 y Z= 8
B) Z= 3 y Z= 1
C) Z= 4 y Z= 17
D) Z=19 y Z= 9
E) Z=1 y Z= 7
11. ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene el mayor valor para el ángulo de enlace?
A) H2O
B) CO2
C) SO2
D) AlCl3
E) CH4
23
12. Al analizar la molécula de acetileno (C2H2), se puede afirmar correctamente que
C CH H
A) sólo hay enlaces tipo sigma.
B) el número de oxidación para el carbono es -4.
C) la valencia del carbono es 4.
D) hay 2 enlaces covalentes y tres enlaces iónicos.
E) la geometría molecular es tetraédrica.
13. El siguiente compuesto: K2SO4
I) es una sal ternaria.
II) presenta enlace iónico.
III) disocia en agua formando el ion K+.
De las anteriores proposiciones es (son) correcta(s)
A) sólo II.
B) sólo III.
C) sólo I y II.
D) sólo II y III.
E) I, II y III.
14. En la siguiente reacción química incompleta se puede afirmar correctamente que
MgO + H2O
I) el producto es un hidróxido metálico.
II) en MgO el EDO para el Mg es +2.
III) el oxígeno en H2O tiene valencia 2.
A) Sólo I.
B) Sólo II.
C) Sólo III.
D) Sólo I y II.
E) I, II y III.
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15. El sulfuro de hidrógeno presenta la siguiente estructura
SH H
..
..
Del análisis se puede afirmar correctamente que
A) los átomos de hidrógeno cumplen la regla del octeto.
B) la molécula presenta geometría trigonal plana.
C) hay 1 par de electrones enlazado.
D) la valencia del azufre en la molécula es 2.
E) H2S es una molécula que no presenta momento dipolar.
DMTR-QC06
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