2012

QUÍMICA COMÚNQC-06

ENLACES ATÓMICOS

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INTRODUCCIÓN

El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en lasmoléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas seunen 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 generauna 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 formaránuna infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos sonfísica y químicamente distintos en propiedades y estructura. Cabe mencionar que en la formacióndel enlace hay eliminación de energía para lograr la estabilidad energética, de modo que se tratade un proceso exotérmico.

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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 soncompartidos por los átomos participantes. El enlace metálico es la fuerza de interacción (fuerza deCoulomb) producida por los cationes de un metal y los electrones de valencia deslocalizados en unsólido metálico.

Como ya se vio anteriormente, las propiedades periódicas magnéticas se relacionanestrechamente con la configuración electrónica de los átomos. Una de estas propiedades es laelectronegatividad que, como veremos más adelante, define el tipo de enlace que se formaráentre los átomos.

Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. Elátomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia al menoselectronegativo, quedando como un anión estable (ion). En la tabla periódica los elementosmetálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras que para los no metales, losvalores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un enlace entre un metal yun no metal será iónico, mientras que el enlace formado entre no metales serácovalente.

Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. Enesta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de ladiferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar comopolar, apolar o coordinado (enlace dativo).

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EL ENLACE METÁLICO

Dentro de las características que presentan los materiales metálicos se cuentan: el brillocaracterístico, el estado de agregación (preferentemente sólido), los elevados puntos de fusión yebullición, el alto valor de densidad y dureza y otras propiedades como la maleabilidad y laductilidad, además de su gran capacidad conductora de calor y energía eléctrica.

La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y lasfuerzas que mantienen cohesionados a los metales en un sistemasólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Blochy se denominó “la teoría de bandas”. En palabras simples, losmetales están formados por una red de iones positivos rodeadospor sus electrones de valencia que pueden moverse libremente portoda la estructura

EL ENLACE IÓNICO

Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamentese separan. Dijimos anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón alátomo 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 configuraciónelectrónica es

11Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1

El Cloro es un átomo no metálico del grupo VII-A, con configuración es

17Cl 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5

El Sodio y el Cloro poseen electronegatividades muy diferentes. El primero es un metal muyelectropositivo, muy por el contrario al halógeno cuya electronegatividad es una de las más altasde la tabla periódica. De esta forma, cuando enlazan, el sodio (Na) cede su electrón de valencia alCl, generando los respectivos iones; Na+ con configuración 1s2, 2s2 2p6 y Cl- con configuración1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6. Ambos átomos quedan con su capa de valencia completa y logran laestabilidad requerida.

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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 deFusión (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

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EL ENLACE COVALENTE

Como ya se mencionó, el enlace covalente se genera cuando 2 o más elementos no metálicoscomparten electrones pues presentan nula o pequeña diferencia en sus valores deelectronegatividad.

Enlace covalente apolar

Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) comparten los electrones deenlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos átomos, singenerar 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 deelectronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra unatransferencia de electrones entre los átomos. Ambos no metales distribuyen la nube electrónica enforma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo generando undipolo. El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones en la molécula de agua.

Cada átomo de Hidrógeno aporta 1 electrón al enlace y el Oxígeno los hace con 2, los que soncompartidos con cada átomo de Hidrógeno. Así, cada átomo de Hidrógeno completa su nivel devalencia (dueto) y el Oxígeno logra el octeto.

En el caso de la molécula de agua, el Oxígeno presenta un valor deelectronegatividad de 3,5; mientras que el hidrógeno tiene un valorde 2,1 por lo que la nube electrónica está desplazada hacia el átomode oxígeno generando cargas eléctricas parciales denotadas con laletra griega delta ().

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Enlace covalente dativo o coordinado

En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más electrones al enlace, los queson compartidos, en cambio en el enlace covalente dativo sólo uno de los átomos aportaelectrones, mientras que el otro aporta orbitales vacíos.

Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH 4 , O3, SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4.

Propiedades físicas de los compuestos covalentes

LA NOTACIÓN DE LEWIS

Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valenciapresente, la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, yaque, predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico.

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Energías de Enlace / Longitud v/s Tipo de Enlace

Tipo EnlaceEnergía media

de enlace (KJ/mol) Longitud media (pm)

IónicoCovalenteMetálico

Puente de HidrógenoVan der Waals

8005004003015

200200300300400

ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA

La estructura de Lewis y la regla del octeto están íntimamente relacionadas y son de gran ayudacomo modelos de enlace en muchos compuestos. Para llegar a obtener la estructura de Lewis deuna molécula hay que seguir varios pasos básicos, estos son:

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REGLA DEL OCTETO

Esta regla fue formulada por Lewis: “un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaceshasta completar ocho electrones de valencia”, por lo tanto, podemos decir que un enlace se formacuando 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 electrónica1s2 (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)

Excepciones a la regla del octeto

Moléculas que no alcanzan el octeto

Acá se agrupan las especies binarias formadas por elementos del grupo III-A con no-metales delgrupo 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 osuperior y que es capaz de albergar más de 8 electrones en su entorno. Ejemplo de esto es elpentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro de azufre SF6

PCl

Cl

ClCl

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 especiesque son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. El caso másparticular es el monóxido de nitrógeno (NO).

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RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES

Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asiganda a una estructura molecularestable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud delenlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como lasolubilidad, el paramagnetismo, la polaridad, entre otras y se genere una diferencia entre laenergía 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 formasde representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla delocteto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura moleculargenerando lo que se denomina híbridos de resonancia, todos igualmente correctos y quesatisfacen teóricamente lo esperado. Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3

- que presenta almenos 3 estructuras resonantes y distintas.

NO

O

O..: ..

..

:

:

::

-

NO

O

O..: ..

..

:

:

:

:

-

NO

O

O..: ..

..

:

::

..

-

NO

O

O..: ..

..

:

::

..

-

Las 3 estructuras son consistentes y razonables, el doble enlace puede establecersesobrecualquiera de los átomos de Oxígeno, puesto que el par de electrones se encuentradeslocalizado. Otras moléculas como el SO3, SO2, Ozono (O3) y benceno (C6H6) presentan elfenómeno de la resonancia.

VALENCIA

El concepto de valencia generalmente 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 almomento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en elenlace.

Ejemplo: CH2O (FORMALDEHÍDO)

El átomo de Carbono (central) tiene valencia 4, cada átomo deHidrógeno valencia 1 y el átomo de Oxígeno valencia 2.

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NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binariosimple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar elcompuesto.

Algunos ejemplos:

Permanganato de potasio. El estado de oxidación del Potasio es +1 por pertenecer al grupoI-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 Hidrógenoes +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 deHidrógeno +1

-3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN

NH4

(-3)(+4)=+1 CARGA DEL ION

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ESTEREOQUÍMICA

La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad deun sistema molecular y macromolecular está dada, en gran parte por la forma en la cual seestablecen 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 hoyconocemos.

En este capítulo, se estudiaron, los diferentes tipos de interacciones atómicas. Se analizarontambién las fuerzas de estas interacciones en función a una propiedad periódica en particular(electronegatividad), sin embargo, no sabemos a ciencia cierta, de qué forma ocurren estosenlaces, cómo logran interaccionar los electrones para finalmente enlazar. Tampoco tenemos clarocuál es el nuevo movimiento (orbital) que siguen los electrones una vez que lograroninteraccionar.

La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprenderlas interacciones atómicas, y del mismo modo; permite establecer con certeza las disposicionesespaciales de los átomos en un sistema molecular.

TEORÍA DE HIBRIDACIÓNDE 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) en algunas ocasiones se combinan, logrando asígenerar un conjunto de orbitales atómicos hibridados. Tomando como ejemplo al átomo deCarbono, en su nivel de valencia un electrón es promovido desde el orbital 2s al orbital 2pz, loque requiere que el electrón absorba energía. Al momento que el electrón es promovido, losorbitales que contienen a los electrones de valencia se superponen unos con otros, generando asíuna nueva clase de orbitales que ya no son orbitales “s” y tampoco “p”, sino que la combinaciónde ellos (sp3).

El diagrama siguiente ilustra lo anterior:

Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos dehibridaciones 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 otriples).

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HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR

Hibridación sp3

Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo queexiste repulsión entre éstos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptandola geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.

Hibridación sp2

Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma planatrigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1 enlace . Losángulos de enlace son de 120º.

Hibridación sp

Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal paraexperimentar la mínima repulsión. El ángulo de enlace es de 180º.

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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 geometríamolecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, querepresentan 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 casopodría ser el dióxido de azufre (SO2).

Cuadro Resumen

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POLARIDAD DE MOLÉCULAS(MOMENTO DIPOLAR)

Los ejemplos anteriormente analizados explican la arquitectura de ciertas moléculas. Podemoscomprobar la hibridación de un sistema molecular entendiendo la superposición de los orbitalesatómicos y junto con esto, averiguamos el ángulo de enlace, sin embargo, poco sabemos delcomportamiento químico de las moléculas. La geometría y los tipos de enlace nos entreganinformación valiosa sobre la reactividad y algunos parámetros físicos relevantes, como elmomento dipolar y la polaridad de las sustancias.

Cuando 2 o más átomos con diferente electronegatividad se enlazan se produce undesplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo, la magnitud vectorialde esta fuerza atractiva se conoce como momento de enlace (recuerde que un vector poseemagnitud 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 (

).

Si la molécula presenta momento dipolar resultante significa que existen cargas parciales sobreésta, 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 simetríageométrica y además los átomos unidos al átomo central son iguales, por lo que cumple con lasimetría 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 COScomo se muestra en el dibujo

Se mantiene la simetría geométrica (lineal) pero los átomos unidos al átomo central son distintosasí que la molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentosde 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 estructuraasimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central (Oxígeno) se encuentraenlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originadospor 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 momentodipolar es distinto de cero.

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Lo interesante es que a consecuencia de esta polaridad, el agua como solvente sólo será reactivacon aquellas sustancias similares a ella. Es decir, sólo disolverá sustancias POLARES.

DEBEMOS DECIR ENTONCES, QUE AQUELLAS SUSTANCIAS POLARES, SONHIDROFÍLICAS, YA QUE TIENEN AFINIDAD CON EL AGUA.

Para moléculas más complejas se puede determinar su polaridad basándonos en los elementos desimetría que presenten. Así, una molécula será apolar siempre que sea totalmentesimétrica, es decir, que posea simetría geométrica (moléculas lineales, trigonales otetraédricas) y simetría electrónica (que los átomos unidos al átomo central seaniguales entre sí) a la vez. En caso que la molécula no cumpla con una de estas simetríasserá polar.

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 poruno de Cloro o Flúor. Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Setransformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una moléculaPOLAR; y por ende es HIDROFÍLICA.

C

H

Cl

HH

..: :

C

H

H

HH

Metano Cloro metano

Finalmente, podemos decir, que si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico; aún cuandotodos los demás sean covalentes; siempre será soluble en agua; incluso si a simple vista parezcasimétrica.

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 06

Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de losElementos.

1H1,0

Número atómico

Masa atómica

2He4,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na23,0

12Mg24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar39,9

19K

39,1

20Ca40,0

1. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta el mayor número de enlaces covalentes?

A) H2C2

B) Ca(OH)2

C) H2CO3

D) MgH2

E) C3H8

2. El enlace entre átomos del grupo V-A (X) con átomos del grupo VII-A (Y), del sistemaperiódico, genera compuestos de fórmula

A) X3YB) XY3

C) X2Y3

D) X3Y2

E) X4Y3

3. ¿Qué geometría molecular presenta el sulfuro de hidrógeno H2S?

A) AngularB) LinealC) PiramidalD) TetraédricaE) Plana cuadrada

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4. ¿Cuál será la carga eléctrica parcial del átomo central en las siguientes moléculas?

NH3 PCl3 SO2

A B C

A B C

A) +3 -3 -4B) -3 -3 -4C) -3 +3 +4D) +3 +3 +4E) +3 -3 +4

5. A continuación se dan las siguientes combinaciones de números atómicos correspondientes aparejas de elementos representativos. Al respecto, ¿Cuál es la combinación que generaría lamayor diferencia de electronegatividades?

A) Z= 3 y Z=16B) Z= 6 y Z= 8C) Z= 1 y Z= 2D) Z=19 y Z= 9E) Z=13 y Z=15

6. La estructura de Lewis correcta para el metanol (un alcohol) es la siguiente

C O

H

H

H

H

Del análisis se puede afirmar correctamente que

I) la valencia del hidrógeno es 4.II) hay 2 pares de electrones no enlazados.III) el enlace C – O es covalente apolar.

A) Sólo II.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

7. ¿Cuál es la molécula que cumple con las siguientes características?

Es polar Presenta geometría tetraédrica Contiene sólo enlaces de tipo covalente. Presenta hibridación sp3 en el átomo central

A) CCl4B) C2H4

C) CH3ClD) SiH4

E) Mg(OH)2

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8 De acuerdo con la siguiente Tabla de datos

Compuesto Tipo de enlaceValencia

Átomo centralPares de electrones

NO enlazados en la moléculaH2OCH4

HCHO

CovalenteCovalente

A

2B4

20C

A, B y C en la tabla deben decir respectivamente

A) covalente 4 2B) iónico 2 2C) covalente 4 4D) iónico 3 0E) dativo 4 4

9 En el ácido hipocloroso HClO, el número de oxidación para el Cloro debe ser

A) -1B) +1C) -2D) +2E) -3

10. ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas contiene(n) 1 enlace iónico?

I) LiOHII) NaFIII) HCHO

A) Sólo II.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

DMDO-QC06

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