Teopractica 7 Qu mica, enlace quimico intermedio ingenieria · PDF fileSe puede decir que el enlace iónico y covalente son ... predominando ya sea el carácter iónico o el covalente

Ju. Daniel De la cruz Villanueva

QUÍMICA PREUNIVERSITARIA

2014

EN MEMORIA A BOMBOM Y MACHIN 2014 QEPD

ENLACE QUÍMICO Teoría y práctica 7

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO PREINGENIERIA

MCQ - 1

Introducción

La mayor parte de las especies químicas que encontramos en la Naturaleza no son átomos aislados,

sino que la mayoría de los elementos se presentan ligados a otros formando estructuras más

estables, es decir que poseen menor energía que la que tenían sus átomos por separado. Si los

átomos que se unen son iguales la sustancia resultante es un elemento, en caso contrario se

trataría de un compuesto.

EL ENLACE QUÍMICO

Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que se conocen existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí. Una de las claves para la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte.

Los gases nobles se presentan como átomos separados. En los materiales de nuestra vida cotidiana, en su mayoría los elementos están unidos por fuerzas de atracción que mantienen juntos a los

átomos en los compuestos siendo denominados enlaces químicos.

Un enlace químico en términos químicos es el efecto que causan dos átomos lo suficientemente

cerca para estar a más baja energía que cuando estos se encuentran a otra distancia siendo esta energía del orden de 100 kJ por mol.

La diversidad de propiedades existentes, tales como la densidad, temperaturas de fusión y ebullición, dureza, solubilidad en diferentes líquidos, conductividad, etc., hace que resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o atípicas.

Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas. De esta manera

se construyen todas las sustancias.

► ¿Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos? ► ¿Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno y, sin embargo, un átomo de oxígeno

se combina con dos de hidrógeno, o uno de nitrógeno con tres de hidrógeno? ► ¿Cuál es el “mecanismo” que mantiene unidos los átomos?

La teoría del enlace químico trata de dar respuesta a estas cuestiones

La causa determinante de que los átomos se combinen es su tendencia a adquirir en general

la configuración de gas noble (ns2 p6) en su capa más externa o “capa de valencia”. Ésta es una configuración especialmente estable a la que tienden todos los elementos.


MCQ - 2

Las fuerzas de atracción que mantienen juntos a los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más externos que poseen. Las propiedades periódicas como la energía de ionización y la afinidad electrónica, predicen la transferencia directa de electrones entre elementos que dan origen a enlaces de tipo iónico o por compartición de electrones de los niveles más externos para constituir configuraciones más

estables (de gas noble) formando enlaces de tipo covalente.

No obstante, a pesar de ello ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en grupos que evidencian la existencia de los siguientes tipos de enlace:

1. Enlace iónico o electrovalente 2. Enlace covalente 3. Enlace metálico. Se puede decir que el enlace iónico y covalente son los extremos, entre los cuales se encuentran la

mayoría de los compuestos, predominando ya sea el carácter iónico o el covalente. Dentro de estos

tipos de enlaces existen otros como el enlace covalente dativo o covalente coordinado. El enlace

metálico, aunque presenta cierto carácter iónico o covalente, cuenta con propiedades

características, que lo hace diferente a los mencionados.

ENLACE QUÍMICO y ENERGÍA

El número máximo de electrones que puede poseer un átomo en su nivel energético más externo

es ocho. Esta configuración sólo la poseen los gases nobles (a excepción del Helio con 2e-); estos

elementos se caracterizan por una elevada estabilidad química.

Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir un estado de máxima estabilidad, que su

energía sea mínima. En 1916 Lewis propuso la regla del octeto según la cual el enlace químico es un

proceso en el que los átomos ganan, pierden o comparten electrones de las capas más externas

hasta conseguir la configuración de un gas noble (ocho electrones en el nivel más externo).

No siempre es posible conseguir esta estructura, a veces con el enlace químico se consigue un

semillenado o un llenado de orbitales.

Cuando dos átomos se aproximan sus cortezas electrónicas comienzan a influirse mutuamente. Si

esta influencia conlleva que la energía del sistema compuesto por los dos átomos unidos sea menor

que la que tienen por separado, se producirá el enlace químico.

Siempre que entre dos o más átomos existan fuerzas que conduzcan la formación de una

agrupación estable, entre esos átomos hay un enlace.


MCQ - 3

Las fuerzas de atracción del enlace van aproximando a los átomos hasta una determinada distancia

a partir de la cual empiezan a actuar fuerzas de repulsión de los núcleos entre sí y de las cortezas

entre sí. A esta distancia de equilibrio le corresponde una energía potencial mínima y se denomina

longitud de enlace.

UNION ENTRE ATOMOS.

¿Por qué hay cientos de miles de compuestos químicos, si solo disponemos de menos de cien tipos

de átomos, con los cuales formar dichos compuestos? La respuesta esta en los distintos tipos de

uniones, enlaces químicos, que existen.

¿Cuál es la razón de que el hidrogeno se una con el oxigeno para formar moléculas de agua y por

qué la formula del agua es H2O y no HO o H3O? ¿Por qué el oxigeno que respiramos responde a la

formula O2 y no es O?

Todas estas preguntas quedan resueltas con la teoría del enlace químico.

Bajo un punto de vista de enlace químico los únicos electrones que actúan en el enlace químico son

los electrones de la última capa, los electrones más externos. A estos electrones se les denomina

electrones de valencia.

El resto de electrones, de las capas internas, junto con el núcleo permanecen inalterados en la

formación de enlaces o lo que es lo mismo, en las reacciones químicas.

Los átomos los vamos a representar mediante su símbolo químico, rodeado de puntos que

representaran los electrones de valencia, los electrones en estos orbitales (s2, px, py, pz) se

dispondrán lo más desapareados posibles. Esta forma de representarlos se llama como sabemos

diagrama de Lewis.

Por ejemplo el oxígeno, miramos cuantos electrones tiene en su última capa en la TP, su

configuración es s2 p4, por lo que tiene 6 electrones de valencia, y lo representaremos O y no

como O , puesto que los electrones tienden a estar lo más desapareados posibles.

La explicación más sencilla de por qué los átomos se unen para formar diversas sustancias consiste

en que los átomos se combinan para alcanzar una estructura o disposición más estable que la inicial

y se puede considerar al enlace químico como un incremento de estabilidad del sistema.


MCQ - 4

El enlace químico se clasifica en dos grandes grupos, en del tipo interatómico el cual es de unión

fuerte en la cual se agrupan a los enlace iónicos, covalentes y metálicos y un segundo grupo

denominado de enlace intermolecular el cual es de débil de unión y en el cual existen uniones de

moléculas, así veamos el siguiente esquema:

En realidad las propiedades que presentan la mayoría de los compuestos químicos necesitan de

varios modelos de enlace para una descripción adecuada de las mismas.

Si, desde el punto de vista energético en un enlace químico, se produce una disminución de energía

con respecto a las sustancias aisladas, desde el punto de vista electrónico esta situación de mayor

estabilidad se manifiesta en una tendencia a adquirir la configuración de gas noble.

Estos elementos, cuya última capa se encuentra completa con una estructura ns2 np6 (salvo el helio

que posee 1s2), son excepcionalmente estables presentando escasa tendencia a combinarse, lo que

llevó a Kossel y Lewis a proponer la llamada regla del octeto que como sabemos consistía en

suponer que los átomos de los diversos elementos se unen tratando de alcanzar configuraciones de

gas noble.

Según el valor relativo de las electronegatividades de los átomos que se enlazan se dará un tipo de

enlace u otro.


MCQ - 5

Preguntas que tienes que resolver:

EN1. Indica el tipo de enlace que se establecerá entre: a) O y N, b) Mg y S, c) F y Se y d) Ca y Br

EN2. Los números atómicos de tres elementos son A (Z=15), B (Z=20) y C (Z=35). Justifica qué tipo

de enlace se dará entre: a) A y C y b) B y C

ENLACE IÓNICO

Este tipo de enlace se forma cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, este proceso de transferencia electrónica da origen a cationes y aniones que por la naturaleza de sus cargas se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, dando origen a lo que se denomina un compuesto iónico y cuya estructura generalmente es cristalina. En este proceso los átomos tienden a ganar o perder electrones tratando de adquirir la configuración electrónica de un gas noble, es decir que tratan de acomodar un total de ocho electrones en su nivel externo de energía.

Al número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles se le denomina electrovalencia (valencia en la formación de compuestos iónicos). La energía de las fuerzas de atracción o repulsión entre los elementos que conforman un enlace iónico es función de la distancia internuclear llegando a una distancia mínima donde se compensan las fuerzas de atracción y de repulsión, la cual se denomina distancia de enlace.

Como ejemplo de enlace iónico, se puede mencionar la molécula de cloruro de sodio (NaCl), en la cual mediante la transferencia de un electrón del sodio al cloro, cada átomo de sodio adquiere la configuración electrónica del neón; en este caso el sodio queda con una carga positiva de +1, es decir que se forma un catión. El proceso se puede representar como:

Na[Ne]3s1 → Na+ [Ne] + e-

Por otra parte, el átomo de cloro por cada electrón que le es transferido del sodio, adquiere la distribución del argón, convirtiéndose en un anión por la ganancia de un electrón:

Cl[Ne]3s23p5 + e- → Cl —1 [Ar]

Electronegatividad Tipo enlace Se produce entre ... Ejemplo

Muy diferente Iónico (I) Metal y no metal NaCl

Altas y semejantes Covalente (C) No metales entre sí H2O

Bajas y semejantes Metálico (M) Metales entre sí Hierro (Fe)


MCQ - 6

En este proceso la ganancia y pérdida de electrones, conduce a la formación de iones positivos y negativos, originando una atracción electrostática entre ambos. El resultado de esta atracción eléctrica es la unión de los “iones” (Na+ y Cl –) lo cual da lugar a la formación del cloruro de sodio, NaCl.

Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que se denomina cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.

Para el caso del cloruro de sodio, la estructura cristalina queda conformada de la siguiente manera: (Los círculos mayores representan a los iones Cl – y los pequeños a cada ion Na+)

Entonces cuando se unen un elemento metálico y otro no metálico, el primero es capaz de ceder

electrones al segundo, de esta forma ambos adquirirán configuración de gas noble convirtiéndose,

el metal en un ion positivo y el no metal en uno negativo. La atracción electrostática que se

producirá entre iones de distinta carga será la responsable del enlace que se originará entre estas

sustancias.

Veamos como se produce un enlace iónico:

Formación de iones. Se produce una transferencia de electrones entre el metal y el no metal. Este

paso es desfavorable desde el punto de vista energético.

Na (1s2 2s2 2p6 3s1) - 1 e- → Na+ (1s2 2s2 2p6) EI = 495 kJ/mol

Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5) + 1 e- → Cl- (1s2 2s2 2p6 3s23p6) AE = - 349 kJ/mol

Si el proceso descrito es deficitario en energía ¿cuál es la causa de que se forme el NaCl (s)?

Formación del cristal iónico. Una vez constituidos los iones se organizan de modo que sean

máximas las atracciones entre los iones de carga opuesta y se minimicen las repulsiones entre los

de igual carga. Se forma una red cristalina tridimensional de aniones y cationes, colocados en

posiciones fijas a una distancia que se corresponde con la suma de los radios iónicos (Na Cl

d r r+ −= + ).


MCQ - 7

Esta circunstancia permite que un ion interaccione con los demás alcanzándose una situación de

máxima estabilidad. En este proceso se libera la llamada energía de red (U) que compensa el

defecto energético de la formación de iones.

Se define energía de red (U) como la cantidad de energía liberada cuando se forma un mol de un

compuesto iónico sólido a partir de sus iones constitutivos en estado gaseoso.

En muchos casos el valor de esta magnitud (U) no se puede medir directamente, pero puede

hacerse indirectamente mediante el denominado ciclo de Born-Haber. Se basa en la hipótesis de

que el balance energético ligado a un proceso es el mismo se desarrolle en una sola etapa o en una

serie de fases parciales (Ley de Hess)

Veamos como ejemplo el caso del cloruro de sodio (NaCl):

(Como veremos en la Unidad de Termoquímica, las energías absorbidas por un sistema se

consideran positivas, mientras que las que cede negativas)

A. Proceso directo de formación del NaCl (s) a partir de sus elementos constituyentes en estado

estándar (más estable)

ΔHF (Variación de Entalpía de Formación NaCl) = ‒ 441,1 kJ/mol

(Energía intercambiada, a presión constante, en la formación de un mol de un compuesto a partir

de los elementos que lo integran en su estado más estable)

B. Formación del NaCl (s) a través de un proceso

en etapas:

i) Formación de los átomos en estado gaseoso

- ΔHS (Energía de Sublimación del sodio)=+107,8

kJ/mol

- ΔHD (E. de Disociación del cloro gas) = +242,6

kJ/mol

ii) Formación de los iones en estado gaseoso:

- EI (Energía de Ionización del sodio) = +495,4 kJ/mol

Cl (g)

Na+ (g)

+ +

+ +

+

+ + + + +

ΔHF

½ ΔHD

½ Cl2 Na (s) +

ΔHS

AE

EI U Na (g)

Cl‒ (g)

- - -

-

- - -

-

NaCl (s)

- - - - - - - - - - - - -

+

+ +

+ + + - - - - - - - - - - - - -

+

+ +

+ + + - - - - - - - - - - - - -

+

+ +

+ + +


MCQ - 8

- AE (Afinidad Electrónica del cloro) = ‒348,8 kJ/mol

iii) Formación de la red cristalina U (Energía de Red NaCl) = ¿?

Teniendo en cuenta el principio de conservación de la energía, en este ciclo se cumplirá que:

Δ HF = ΔHS + ½ ΔHD + AE + EI + U →

‒ 411,1 kJ/mol = 107,8 kJ/mol + ½ (242,6) kJ/mol + (‒ 348,8) kJ/mol + 495,4 kJ/mol + U →

U = ‒ 786,8 kJ/mol

En la mayoría de los compuestos iónicos la energía de red (U) tiene un valor negativo elevado que

compensa el balance energético desfavorable de las restantes etapas.

Ejercicio resuelto 1.- Calcula la energía de red (U) del óxido de potasio a partir de los siguientes datos:

ΔHDisociación(O2) = 494 kJ/mol ΔHSublimación(K) = 90 kJ/mol ΔHFormación(K2O) = – 562,6 kJ/mol

EI(K) = 418,4 kJ/mol 1ªAE (O) = – 141 kJ/mol 2ªAE (O) = 844 kJ/mol

A) Proceso directo:

2K (s) + ½ O2 (g) → K2O (s) ΔHFormación(K2O) = – 562,6 kJ/mol

B) Proceso indirecto:

1) Formación de los átomos en estado gaseoso:

2 K(s) → 2 K(g) 2.ΔHSublimación(K) = 2.(+90 kJ/mol)

½ O2 (g) → O(g) ½ ΔHDisociación(O2) = ½ (+494 kJ/mol)

2) Formación de los iones en estado gaseoso:

2 K (g) → 2 K+ (g) 2.EI (K) = 2.(+418,4 kJ/mol)

O (g) → O- (g) 1ª AE (O) = – 141 kJ/mol

O- (g) → O2- (g) 2ª AE (O) = + 844 kJ/mol

2 K (s) + ½ O2 (g)

2 K (g) + ½ O2 (g)

2 K (g) + O (g)

2 K+ (g) + O (g)

2 K+ (g) + O– (g)

2 K+ (g) + O2– (g)

K2O (s)

ENER

GÍA

ΔHF (K2O (s))

U (K2O)

2.ΔHS 2 K (s) → 2 K (g)

2.EI 2K (g) → 2K+ (g)

O (g) → O2– (g) 2ª.AE

O (g) → O– (g) 1ªAE

½ ΔHS ½ O2 (g) → O (g) (g)


MCQ - 9

3) Formación de la red iónica del K2O (U)

2 K+ (g) + O2‒ (g) → K2O (s) U?

Teniendo en cuenta el principio de conservación de la energía

ΔHFormación(K2O) = 2.ΔHSublimación(K) + ½ ΔHDisociación(O2) + 2.EI (K) + 1ª AE (O) + 2ª AE (O) + U

‒ 562,6 kJ/mol = 2.(90 kJ/mol) + ½ ( 494 kJ/mol) + 2.(+418,4 kJ/mol) + (– 141 kJ/mol) + 844 kJ/mol +

U

U = – 2529,4 kJ/mol

EN3.- A partir de su configuración electrónica determina qué ion tenderán a formar los siguientes

elementos: Sr, Al, F y Cu

EN4.- Representa el ciclo de

Born-Haber para el CaBr2 y,

a partir de los datos que se

te proporcionan en la tabla

adjunta, determina el calor

de sublimación del calcio. Sol: 120,7 kJ/mol

El cálculo teórico de la energía de red (U) puede hacerse mediante la ecuación de Born-Landé:

2

1 2 AZ .Z .e .N .A 1U - 1

d n = −

Z = carga de iones y d la distancia internuclear

donde A = constante de Madelung

n = factor de compresibilidad

Los valores de A y n dependen del tipo de red que se forme.

Si nos fijamos en la anterior ecuación los valores que se obtendrán de U se encontrarán

influenciados por el tamaño de los iones y por su carga.

• Al disminuir el radio de los distintos iones, menor será al distancia entre ellos y mayor su

atracción, lo que se traducirá en un aumento en los valores de la energía de red.

• Cuanto mayor sea la carga de los iones mayor será la intensidad con la que interactuarán y, por

consiguiente, mayor será su energía de red. Este factor es más determinante que el anterior a

la hora de evaluar variaciones en los valores de U de diversos compuestos iónicos.

ΔHFormación (CaBr2 (s)) - 675 kJ/mol 2ª EI (Ca (g)) 1145,3 kJ/mol

ΔHVaporización (Br2 (l)) 315 kJ/mol 1ª AE (Br (g)) - 324 kJ/mol

ΔHDisociación (Br2 (g)) 193 kJ/mol U (CaBr2 (s)) - 2391 kJ/mol

1ª EI (Ca (g)) 590 kJ/mol ΔHSublimación (Ca (s)) ¿?


MCQ - 10

Cuanto más negativa sea U más estable será la red iónica y mayores serán las fuerzas de atracción

entre los iones que forman el compuesto iónico.

Si las cargas de los iones tienen una gran influencia en la energía de red ¿por qué la red iónica del

cloruro de sodio se encuentra formada por iones Na+ y Cl- y no por Na2+ y Cl2-? Pues porque la

formación de un ion Na+ a partir del átomo de

sodio requiere una aportación de energía de

495,4 kJ/mol e implica la eliminación del único

electrón de la capa de valencia mientras que la

formación del Na2+ requeriría un aporte de 5060

kJ/mol (1ªEI + 2ªEI) puesto que implica la

eliminación de un segundo electrón situado en una capa interna. Este valor tan elevado de energía

no es compensado por la energía de red del compuesto formado.

Como se observa en la tabla 1 los valores (absolutos) de U son más elevados en el caso de los

óxidos metálicos que en los halogenuros y entre éstos los mayores valores de U se corresponden

con los menores tamaños de los iones correspondientes.

Redes iónicas

En los compuestos iónicos los distintos iones se ordenan en estructuras tridimensionales

compactas, denominadas redes iónicas, en las que cada ion se encuentra rodeado del máximo

número de iones del signo contrario posible.

Se puede distinguir es ellas una forma básica, llamada celdilla unidad, que se repite

indefinidamente en todo el cristal

Se denomina índice de coordinación al número de iones del signo contrario que rodean un ion

determinado en una red iónica.

El tipo de red en que cristalizan los diversos compuestos iónicos viene determinada por el índice de

coordinación de cada ion el cual depende de:

• los tamaños relativos de los iones y

• de las cargas de los mismos

F Cl Br I O S

Li 1046 861 818 759 Be 4523

Na 929 787 751 702 Mg 3850 3406

K 826 717 689 645 Ca 3511 3119

Rb 790 692 665 629 Sr 3283 2975

Cs 734 660 636 603 Ba 3115 2832

Tabla 1. ENERGÍAS RETICULARES (kJ/mol) DE ALGUNOS COMPUESTOS IÓNICOS


MCQ - 11

Centrada en las Centrada en el

Tabla 2. TIPOS DE REDES IÓNICAS

Compuestos Í. Coordinación Anión / Catión

Estructura de la red iónica

NaCl, NaBr 6 / 6 Centrada en las caras

CsCl, Cs Br 8 / 8 Centrada en el cuerpo

ZnS, BS 4 / 4 Tetraédrica

TiO2 3 / 6 Triangular

CaF2 4 / 8 Tetraédrica

En el NaCl cada ion Cl – podría rodearse de 12 iones Na +,

pero como alrededor de cada Na+ sólo pueden colocare 6

iones Cl – y en este compuesto el número de Na+ ha de ser

igual al de Cl – (se ha de mantener la neutralidad eléctrica

del compuesto), se obtiene como resultado una red iónica

en la que cada ion se encuentra en el centro de un

tetraedro en el que en cada uno de los 6 vértices

se sitúan los iones del signo contrario, dando lugar

a una red cúbica centrada en las caras.

En el caso del CsCl cada ion es rodeado de 8 del

signo contrario por que resulta una red en la que

cada ion ocupa el centro de un cubo en cuyos vértices se encuentran los iones del signo opuesto

dando como resultado una red centrada en el cuerpo

Si el compuesto está formado por iones de distinta carga, caso de la fluorita (CaF2), el índice de

coordinación del catión será el doble que el del anión de manera que se mantenga la neutralidad

del compuesto; en este caso los índices de coordinación son 8 para el catión y 4 para el anión.

Como habrás podido suponer, en un compuesto iónico no existen verdaderas moléculas, ya que un

cristal está formado por un elevadísimo número de iones de carga opuesta. En estos compuestos la

fórmula sólo nos indica la proporción en la que se encuentran los distintos iones en la red iónica.

Propiedades de los compuestos iónicos.

Las propiedades de los compuestos iónicos están relacionadas con intensidad de las fuerzas

electrostáticas que mantienen unidos los iones en la red cristalina. Muchas de ellas (puntos de

fusión y ebullición, solubilidad, dureza,…) están ligadas a los valores de las energías de red de estos

compuestos

• Puntos de fusión y ebullición. La mayoría de los compuestos iónicos son sólidos que poseen

elevados puntos de fusión y ebullición. La intensa atracción entre los iones de distinto signo

hace que sea necesario aportar mucha energía para romper la red cristalina (p.e. el NaCl funde

a 801 ºC, el MgO a 2640 ºC). La presencia de iones en los compuestos fundidos y las

atracciones que experimentan explica también, sus elevados puntos de ebullición. En general,

cuanto mayor sea el valor de la energía de red de un compuesto, más elevados serán sus


MCQ - 12

puntos de fusión y ebullición.

• Dureza y fragilidad. La oposición de estos compuestos

a ser rayados está relacionada con la intensidad de las

fuerzas electrostáticas que hay que vencer (dureza).

Sin embargo, ejerciendo una fuerza moderada sobre

la red se puede provocar un desplazamiento de una capa de iones sobre su contigua

consiguiendo que queden enfrentados iones del mismo signo; esta situación conlleva la

aparición de repulsiones electrostáticas y la consiguiente ruptura de enlaces (fragilidad)

• Solubilidad. Estos compuestos se disuelven,

generalmente, en disolventes polares. Las moléculas

del disolvente interaccionan con los iones situados en

la superficie de la red cristalina del compuesto iónico.

Si esta interacción es mayor que las atracciones que

mantienen unidos los iones en la red iónica se producirá el desmoronamiento de la misma y los

iones quedarán libres en el disolvente rodeados de sus moléculas.

• Conductividad. En estado sólido, estos compuestos, y debido a las posiciones fijas que

mantienen los iones en la red, no son conductores de la electricidad. Sin embargo sí lo son

cuando se encuentran fundidos o disueltos puesto que los iones que formaban la red iónica

quedan libres con la posibilidad de poder desplazarse.

EN5.- Clasifica los compuestos de cada una de las dos series siguientes en orden creciente de su

energía de red: a) KCl, NaF y KI y b) CaO, KCl y SrS.

EN6.- Ordena los siguientes compuestos iónicos NaCl, MgO y LiF según el valor creciente de: a) su

energía de red, b) su punto de fusión y c) su solubilidad.

ENLACE COVALENTE

La teoría del enlace covalente fue propuesta en 1916 por el químico americano Gilbert Newton Lewis, al introducir la noción de un enlace covalente en el que la combinación química entre dos átomos se produce al compartir un par de electrones, con un electrón donado por cada átomo.

Un enlace covalente se forma por la compartición de electrones. El modelo más simple lo

constituye la idea de que un átomo formará tantos enlaces covalentes como electrones desapareados posea.

+ + + + + +

+ + +

+ + + + + +

+ + +

F

+ + +

+

+

+ +

+


MCQ - 13

Cada electrón desapareado lo emplearía en un enlace con otro átomo que a su vez pondría el suyo propio, quedando así un enlace a través de estos electrones, que pertenecerían simultáneamente a ambos átomos.

Al número de electrones desapareados que posee un átomo se le denomina covalencia, y

corresponde al número de enlaces covalentes que puede formar.

Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad entre los átomos como para que exista una transferencia electrónica, se tendrá como resultado la compartición de uno o más pares de electrones entre los átomos, es decir que se forma un enlace covalente, dando lugar a una molécula con energía de atracción débil, constituyendo sustancias con bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con las que presentan enlaces iónicos.

El enlace covalente puede ser: simple, doble o triple, según la forma de compartir uno, dos o tres pares de electrones respectivamente. En esta categoría se puede encontrar sustancias como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua, amoníaco, etc, muchas de las cuales se encuentran a temperatura y presión ordinarias en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad.

Como ejemplo de una molécula con enlace covalente puede considerarse al cloro gaseoso, esta sustancia existe en la naturaleza como molécula diatómica (Cl2 ).

Cada átomo de cloro posee en su configuración electrónica externa un electrón libre, por consiguiente al acercarse dos átomos en las mismas condiciones, los electrones son atraídos de manera simultánea por ambos núcleos, lográndose la formación de un enlace por compartición de electrones, es decir un enlace covalente.

Por otra parte la gran mayoría de los compuestos químicos presentan unas propiedades físicas y

químicas muy diferentes de las presentadas por los compuestos iónicos. Son sustancias formadas

por moléculas discretas, formadas, generalmente, por átomos de elementos no metálicos, que

presentan unas geometrías definidas muy distintas a las redes cristalinas de los compuestos que

acabamos de estudiar.

Las fuerzas que mantiene unidos los átomos son más intensas que las encontradas en los

compuestos iónicos (en compuestos iónicos encontramos agrupaciones de átomos que siguen

unidos cuando la sustancia se encuentra bien disuelta o bien fundida como es el caso de iones

como NO3‒, ClO4

‒, SO42‒…)

Por tanto, es necesario introducir un nuevo modelo de enlace químico que explique estas y otras

características presentes en este tipo de compuestos.


MCQ - 14

La figura muestra cómo varía la energía del sistema cuando se aproximan dos átomos.

Cuando éstos se encuentran muy separados, no existe interacción entre

ellos y la energía del sistema es prácticamente nula. Al acercarse, aparecen

fuerzas de naturaleza electrostática entre los electrones de un átomo y el

núcleo del otro provocando un desplazamiento de las nubes electrónicas

hacia la región del espacio situada entre ambos núcleos, a la vez que una

disminución de energía del sistema.

Si se sigue disminuyendo la distancia predominarán las fuerzas de repulsión entre las dos nubes

electrónicas y entre los núcleos de ambos átomos provocando un incremento de la energía que

conlleva una desestabilización del sistema.

El desplazamiento de las nubes electrónicas a la zona internuclear, situación en la que los dos

átomos comparten electrones, minimiza las repulsiones comentadas alcanzándose una situación de

equilibrio y máxima estabilidad en la que la energía del sistema es mínima. Esta situación se

consigue para una determinada distancia internuclear (r0) denominada distancia de enlace.

La formación del enlace va acompañada de un desprendimiento de energía denominada energía de

enlace (E0), que hace que la molécula formada por los dos átomos sea más estable que ambos por

separado.

Esta energía de enlace será la misma que la que se deberá aportar para romper el enlace formado.

Teoría de Lewis

G. Lewis (1875-1946) sugirió que cuando los átomos de los elementos no pueden alcanzar la

estructura electrónica de gas noble mediante la ganancia o pérdida de electrones (como ocurre en

el enlace iónico) pueden hacerlo compartiéndolos.

Se producirá entonces un enlace covalente. Este tipo de enlace se establece cuando se combinan

elementos que poseen electronegatividades elevadas y semejantes (no metales)

Por ejemplo, la formación de la molécula de cloro (Cl2) puede explicarse por la unión de dos átomos

de cloro que comparten un par de electrones formándose un enlace covalente entre ellos.

Ener

gía

Ee

r r0 Distancia →


MCQ - 15

Cl ● ●

● ●

● ● Cl ●

●

● ●

● ●

H H O ●

● ● ●

Podemos representar la situación haciendo uso de la notación Lewis que toma como base el

símbolo del elemento rodeado de tantos “●” o “x” como electrones tenga en su capa de valencia (si

hay menos de cuatro se colocan uno a cada lado del símbolo, si hay más lo harán formando parejas)

Cada uno de los átomos de cloro, que dispone de siete electrones en su capa de valencia, va a

completar el octeto cuando se forma la molécula de Cl2, pues el par de electrones compartido

pertenece simultáneamente a ambos átomos.

Se suele representara mediante un guión el enlace covalente formado entre dos átomos y

mediante “●” o “x” los electrones no compartidos (electrones no enlazantes). En la molécula de

cloro, cada átomo presenta cuatro pares de electrones uno compartido y los otros

tres no compartidos.

Dependiendo del número de electrones que se precise, un átomo puede formar varios

enlaces covalentes. En la molécula de agua, los dos átomos de hidrógeno están unidos

al de oxígeno mediante enlaces covalentes formados por la compartición de un par de

electrones cada uno; de esta forma el átomo de oxígeno, que forma dos enlaces covalentes,

completa su capa de valencia con ocho electrones y cada uno de los de hidrógeno la suya con dos

electrones:

En los ejemplos vistos, Cl2 y H2O, cada uno de los electrones del par que forma el enlace es

aportado por cada uno de los átomos que se enlazan. Puede suceder que los dos electrones del par

sea aportado solamente por uno de los átomos. Por ejemplo, la formación del ion amonio por

reacción entre una molécula de amoniaco NH3 y un protón H+:

Cl ● ●

● ●

● ● ● Cl ●

●

● ●

● ● ● Cl ●

●●

+ Cl ● ●

●●

O ● ● ●

x H + + x H x H O ●

● ●

● ●

● x

H

←

H

H N

H H

+ H

H N

H

● ● H+ +


MCQ - 16

Oxígeno O2 Nitrógeno N2

= O ●●

●● O ●●

●● ≡ N ● ● N

Orden de enlace C-C C=C C≡C

Distancia (Ǻ) 1,54 1,34 1,20

E. de enlace (kJ/mol) 348 612 837

En este caso, el enlace covalente que se forma entre el amoniaco y el protón se realiza con el par de

electrones no compartidos que el átomo de nitrógeno tenía en la molécula de amoniaco (una vez

formado la carga positiva del H+ se dispersa por todo el sistema)

Este tipo de enlace se denomina enlace covalente coordinado o dativo; se suele representar

mediante una flecha dirigida desde el átomo que aporta los electrones al que no lo hace. Una vez

formado, el enlace covalente coordinado o dativo no se diferencia de los demás enlaces covalentes.

Cuando, en un enlace covalente, los átomos que lo forman comparten

un par de electrones, decimos que están unidos mediante un enlace

sencillo o simple. Pero es frecuente que, para completar su capa de

valencia, los átomos implicados en un enlace

compartan más de un par de electrones; cuando estos

átomos comparten dos o tres pares de electrones se

dice que forman enlaces múltiples. Si comparten dos pares hablamos de enlace doble como, por

ejemplo en la molécula de oxígeno O2, y si son tres los pares de electrones compartidos se tratará

de un enlace triple, como en el caso de la molécula de nitrógeno N2.

La formación de enlaces múltiples confiere a las moléculas una estabilidad especial. A medida que

aumenta el orden de enlace (sencillo, doble o triple) disminuye la distancia de enlace y aumenta la

energía de enlace.

Se observa que, a medida que aumenta el orden de enlace lo hace la energía de enlace. El enlace

triple es más estable que el doble y éste más que el sencillo; sin embargo la energía de enlace del

triple y la del doble no son el triple y doble, respectivamente, de la energía de enlace de la del

simple.

En las representaciones Lewis de iones deberemos considerar la carga que éste posea con el fin de

añadir o eliminar electrones al sistema.

Los iones poliatómicos, que forman parte de los compuestos iónicos, son especies cargadas que

contienen átomos unidos mediante enlaces covalentes. Por ejemplo, el KNO3 es un compuesto

iónico formado por los iones K+ y NO3–; éste último ion, a su vez, se encuentra formado por tres

átomos de oxígeno y uno de nitrógeno enlazados covalentemente.


MCQ - 17

F● ● ● ●

F●

● ● ●

S F● ● ●

● ●

F● ● ●

● ● F● ● ●

● ●

F● ● ●

● ●

Cl ● ● ●

●

P

Cl ●

● ●

●

Cl ● ● ●

● ● Cl ● ● ●

● ●

Cl ●

● ●

●

SF6 PCl5

BF3

B F ● ●●

F ● ● ●●

F ● ●●

EN7.- Indica la estructura Lewis de las siguiente moléculas: C2H6, NF3, CO2, C2H2, ClCN, H3PO4 y

CH3COOH (en las moléculas poliatómicas el átomo central suele ser el elemento menos

electronegativo)

EN8.- Deduce la representación Lewis de los iones: O2 ‒, H3O+, CN‒ y CO32 ‒

Excepciones a la regla del octeto

La mayor parte de los compuestos covalentes comparten electrones hasta adquirir ocho en su capa

de valencia, sin embargo la regla del octeto no justifica la formación de otros compuestos

covalentes. En el caso de la molécula de hidrógeno, los átomos

de este elemento completan su capa de valencia con tan sólo

dos electrones.

Otros elementos comparten más electrones que los necesarios

para adquirir la configuración de gas noble. Este comportamiento es

habitual en los átomos de los elementos del tercer periodo y siguientes (estos

elementos disponen de orbitales d, con energías similares a las de los s y p de

su mismo nivel, que pueden ser utilizados para la formación de los enlaces).

Por ejemplo, en las moléculas de hexafluoruro de azufre SF6 y pentacloruro de fósforo PCl5, los

átomos centrales S y P tienen, respectivamente, 12 y 10 electrones en su capa de valencia (octeto

expandido)

También existen elementos del grupo 13, p.e. (por ejemplo) el boro y el aluminio, que tienden a

formar enlaces covalentes sin lograr alcanzar la configuración de gas noble. En el trifluoruro de

boro, el átomo del boro solo tiene tres pares de electrones (octeto incompleto)

Por último existen algunas moléculas, p.e. las de NO y NO2, que al contener un número impar de

electrones nunca podrán cumplir la regla del octeto.

Se puede concluir que lo que determina que se forme un enlace entre dos átomos no es tanto el

alcanzar la configuración de gas noble sino el hecho de compartir electrones

EN9.- De las siguientes moléculas CCl4, CO, SeCl6, BeH2 y BCl3 ¿cuáles tienen átomos que no

cumplen la regla del octeto?


MCQ - 18

EN10.- Representa la estructura Lewis del SCl6 y del IF7

EN11.- Describe mediante las estructuras Lewis de las especies que participan, la reacción:

AlCl3 + Cl ‒ → AlCl4‒

Resonancia

En algunos casos las especies químicas pueden representarse por más de una estructura Lewis, sin

que ninguna de ellas describa adecuadamente sus características.

Para el ion nitrato (NO3–) se pueden obtener tres representaciones Lewis, en las que habrá que

considerar el electrón adicional por tratarse de un ion mononegativo, que difieren en la localización

del doble enlace.

Las experiencias han demostrado que los tres enlaces N – O tienen la misma longitud, por lo tanto

el representar el ion nitrato mediante una sola estructura daría una imagen falsa de dicho ion. Ante

la dificultad de encontrar una buena representación para esta especie, se utiliza una combinación

de estructuras Lewis separadas por flechas con dos puntas.

Se considera que el ion es una mezcla de las tres estructuras. Cada una de las tres formas se

denomina estructuras resonantes y la especie en cuestión es un híbrido de resonancia.

Dos estructuras de una molécula o un ion poliatómico son resonantes cuando difieren en la

ordenación de sus electrones.

(Cada forma resonante se suele representar encerrada entre corchetes y si se trata de un ion su

carga se indica como superíndice)

EN12.- Indica las estructuras resonantes que presentan las moléculas de O3 y SO3

O ● ●●

N O

O ● ● ●●

N O

O

O O ● ●●

N O ● ● ●●

O

Estructuras resonantes para el ion nitrato

– ––


MCQ - 19

En algunas moléculas o iones, las estructuras Lewis que más contribuyen al híbrido de resonancia

no son las que cumplen la regla del octeto sino aquellas en los que

los átomos presentan menores valores de Carga Formal (CF).

La Carga Formal sobre un átomo es la diferencia entre los

electrones de valencia de ese átomo libre y los que se le asignan

cuando se encuentra combinado (la mitad de los que comparte y

todos los que no)

Así, la carga formal (CF) se calcula de la siguiente manera:

CF = (nº e- valencia)átomo aislado – (nº e- sin compartir + ½ x nº e- compartidos)molécula o ion

Observando la figura adjunta, en donde se indican las Cargas Formales sobre los átomos, se

comprueba que las dos estructuras b) presentan menores valores y por tanto serán

representaciones Lewis más adecuadas para los iones sulfato y fosfato.

“Muchas de las propiedades de las sustancias dependen de su estructura interna”

A diferencia del iónico que es polidireccional, el enlace covalente es direccional; los átomos forman

enlaces entre sí en determinadas direcciones.

La geometría molecular viene determinada por la disposición de los átomos de una molécula en el

espacio; esta disposición dependerá de los enlaces covalentes que forma cada átomo.

Aunque la teoría de Lewis permite conocer el número y tipo de enlace que presentan los átomos en

una molécula, no nos proporciona información sobre la geometría de la misma.

Ésta puede determinarse por medio de técnicas sofisticadas como la difracción de rayos X o de

electrones, espectroscopia infrarroja,…; de este modo se pueden conocer distancias y ángulos de

enlace entre los átomos que forman la especie estudiada (ángulo de enlace es el formado por dos

enlaces que contienen un átomo en común)

Para comprender y predecir en qué direcciones se producen los enlaces covalentes y a partir de ahí,

determinar la geometría de las moléculas con bastante precisión se utiliza el modelo o la Teoría de

Repulsión entre los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

-2 O O S O O

-1

-1 0

0

0

O O S O O

-1

-1 -1

-1

+2

-2 a)

b)

Estructuras Lewis y cargas formales

para los iones

-3 O O P O O

-1

-1 0

0

-1

O O P O O

-1

-1 -1

-1

+1

-3 a)

b)


MCQ - 20

Teoría de Repulsión de los Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

Los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central se sitúan en el espacio de tal

forma que queden lo más alejados entre ellos con el fin de que sean mínimas las repulsiones que se

ejerzan. Esta situación se conseguirá cuando sean máximos los ángulos entre dos pares de

electrones cualesquiera.

Esta teoría tiene en cuenta tanto los pares de electrones compartidos (enlazantes), que son los que

forman el enlace covalente, como los no compartidos (no enlazantes), que, aunque no intervienen

en los enlaces, ocupan un lugar en el espacio. Así, en la molécula de amoniaco, el nitrógeno queda

rodeado por cuatro pares de electrones, tres de ellos enlazantes y uno no enlazante.

Para averiguar la geometría molecular utilizando la TRPECV:

1.- Representamos la estructura Lewis de la especie.

2.- Contabilizamos los pares de electrones alrededor del átomo central (los enlaces múltiples se

consideran como sencillos ya que constituyen una sola dirección de enlace)

3.- Estudiamos la geometría que proporcione mayor alejamiento entre los pares electrónicos

contando con los pares no enlazantes (Geometría electrónica)

4.- Vemos, si existen pares de electrones no enlazantes, las posibles modificaciones a la Geometría

Electrónica. Las mayores repulsiones se producen entre pares de electrones no enlazantes y las

mínimas entre pares enlazantes.

5.- Obtendremos la Geometría Molecular sólo con los pares de electrones enlazantes.

● Ejemplo 1. Molécula de cloruro de berilio (BeCl2)

1.- Configuraciones electrónicas de los átomos implicados y estructura Lewis propuesta:

Be: 1s2 2s2

Cl: 1s2 2s22p6 3s23p5

Mayor repulsión Menor repulsión

Par no enlazante – par no enlazante > Par enlazante – par no enlazante > Par enlazante – par enlazante


MCQ - 21

H ● ●

C ● + H ● H ● + + H ● + C

H

H H

H

H H

H

H

C

2.- Alrededor del átomo central, el de Be en este caso, se disponen dos pares de electrones. El

átomo de Be ha formado dos enlaces covalentes con cada uno de los átomos de Cl.

3.- Los dos pares de electrones que rodean al Be se dispondrán en línea, de modo que se minimice

las repulsiones entre ellos, dando lugar a una Geometría Electrónica lineal.

4.- No existen pares de electrones no enlazantes alrededor del átomo de Be

5.- Como los pares de electrones son compartidos, los átomos de cloro deberán colocarse de forma

que el enlace Cl – Be – Cl sea de 180º, dando lugar a que la molécula de BeCl2 sea lineal.

● Ejemplo 2. Molécula de trifluoruro de boro (BF3)

1.- Configuraciones electrónicas y estructura Lewis:

B: 1s2 2s22p1

F: 1s2 2s22p5

2.- Alrededor del átomo central (B) se disponen tres pares de electrones

3.- La disposición geométrica que minimiza sus repulsiones es la de triangular plana (Geometría

Electrónica)

4.- No existen pares no enlazantes que modifiquen la Geometría Electrónica.

5.- En consecuencia la Geometría molecular para el BF3 es la de triangular plana donde el ángulo F –

B – F es de 120º.

● Ejemplo 3. Molécula de metano (CH4)

1.- Configuraciones y estructura Lewis:

C: 1s2 2s22p2

H: 1s1

2.- Cuatro pares de electrones enlazantes alrededor del átomo de carbono

3.- La Geometría electrónica que minimiza las repulsiones entre ellos es la tetraédrica y

B F ● ●●

F ● ● ●●

F ● ●●

F

F F B


MCQ - 22

5.- Como no hay pares no enlazantes la Geometría molecular será tetraédrica con los cuatro

enlaces dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular en cuyo centro se encuentra el átomo de

carbono. El ángulo de enlace H – C – H es de 109,5 º

Pero ¿qué ocurre cuando el átomo central de una molécula o un ion poliatómico presenta algún par

de electrones sin compartir (no enlazante)?

● Ejemplo 4. Molécula de amoníaco (NH3)

1.- Configuración electrónica y estructura Lewis

N: 1s2 2s22p3

H: 1s1

2.- El átomo de nitrógeno, átomo central, tiene cuatro pares de electrones en su capa de valencia;

tres de ellos son enlazantes y el cuarto no enlazante (no compartido).

3.- La Distribución Electrónica tetraédrica es la que minimiza las repulsiones de los cuatro pares.

4.- La presencia de un par electrónico no enlazante en uno de los vértices del tetraedro hace que

los otros tres vértices del mismo queden ocupados por los átomos de hidrógeno.

5.- La Geometría Molecular resultante es una pirámide trigonal cuya base se encuentra formada

por los átomos de hidrógeno. Los ángulos de enlace observados H – N – H, de 107º, son

ligeramente inferiores a los del tetraedro (109,5º). La razón estriba en que los pares de electrones

no compartidos tienen un requerimiento espacial mayor; éstos son atraídos únicamente por el

átomo central, mientras que los pares compartidos se encuentran sometidos a la atracción de dos

núcleos diferentes.

● Ejemplo 5. Molécula de agua (H2O). Una vez conocidas las configuraciones electrónicas del átomo

de oxígeno y del hidrógeno, obtenemos la estructura Lewis para esta molécula.

Comprobamos que el átomo de oxígeno (átomo central) se encuentra rodeado de

cuatro pares de electrones, por lo que la Geometría Electrónica será tetraédrica.

Como de los cuatro pares electrónicos sólo dos son enlazantes, la Geometría

Molecular será lineal con un ángulo de enlace H – O – H de 104,5 º menor que el observado en la

molécula de amoniaco debido al requerimiento espacial de los dos pares de electrones son

compartir.

O H H ●●

H

H O 104,5

N H

H H ●●

H H

H

N


MCQ - 23

Moléculas con enlaces múltiples

También se puede aplicar la TRPECV a las moléculas que presentan enlaces múltiples.

En la molécula de eteno observamos que cada átomo de carbono cumple la

regla del octeto formando dos enlaces sencillos con dos átomos de hidrógeno y

uno doble con el otro carbono. La TRPECV considera el enlace doble, y en

general los enlaces múltiples, como si fuera sencillo, ya que los dos pares de

electrones compartidos se sitúan en la zona internuclear como lo haría un solo par electrónico.

La geometría de cada átomo de carbono es triangular plana. Sin embargo el mayor requerimiento

espacial de los dos pares de electrones del enlace doble, que se encuentran localizados en la misma

posición, hace que los ángulos de enlace sean ligeramente diferentes a los 120 º esperados para

este tipo de geometría. El ángulo H – C = C es, aproximadamente, de 122 º, mientras que el de H – C

– H es de 117 º

De forma similar la TRPECV propone para la molécula de CO2 una geometría lineal.

El átomo central, que es el carbono, tiene cuatro pares de electrones a su

alrededor (dos dobles enlaces), pero a efectos geométricos cada doble enlace

ocupa una única posición; la manera de minimizar sus repulsiones es que la molécula sea lineal.

EN13.- Teniendo en cuenta la TRPECV, indica la geometría de las moléculas BH3, PF3, CH3I, H2Se,

BeF2, HCN y PCl5

EN14.- Explica, a partir de la TRPECV, la geometría de los iones H3O+ y NH4+

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

1. Los compuestos con enlaces covalentes existen como gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión, por lo general menores que 300 0C.

2. La mayoría son insolubles en disolventes polares, pero solubles en disolventes no polares (compuestos orgánicos) como el hexano (C6H14) o benceno (C6H6).

3. Los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 4. En solución acuosa (disueltos en agua) suelen ser malos conductores de la electricidad

porque no contienen partículas con carga.

ENLACES COVALENTES POLARES Y APOLARES

Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares (apolares). Los átomos similares que comparten electrones poseen una distribución de carga simétrica permitiendo definir propiedades

C = C H

H

H

H

= C = O ●●

●● O ●●

●●


MCQ - 24

isotrópicas en las moléculas, es decir que no poseen regiones preferenciales de electronegatividad, como es el caso del cloro gaseoso, Cl2 y el hidrógeno gaseoso, H2. Este tipo de enlace se denomina no polar o apolar en función de la diferencia de electronegatividades, por consiguiente el cambio de energía es aproximadamente igual a cero.

En un enlace no polar, como el de la molécula de hidrógeno gaseoso (H2 ), el par de electrones se

comparte por igual entre los dos núcleos de hidrógeno, esto debido a que ambos átomos de hidrógeno poseen el mismo valor de electronegatividad, lo que implica que los electrones que comparten experimenten igual atracción por ambos núcleos y por lo tanto, pasan el “mismo tiempo” cerca de cada núcleo.

En un enlace covalente no polar la densidad electrónica es simétrica en torno a un plano perpendicular a la línea que une a los dos núcleos. Este tipo de enlace se lleva a cabo entre elementos de la misma clase, formando moléculas diatómicas (H2, N2, F2 y Cl2). Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares son de tipo no polar.

Por otra parte, las moléculas diatómicas heteronuclerares, tienden a presentar enlace covalente polar. Por ejemplo, la molécula de fluoruro de hidrógeno, HF, que a temperatura ambiente se presenta como una sustancia gaseosa presenta entre sus átomos enlace covalente, este enlace

tiene cierto grado de polaridad debido a que los átomos de H y F no tienen igual electronegatividad, y por lo mismo no atraen a los electrones de igual manera.

La electronegatividad del hidrógeno es 2.1 y la del flúor 4.0, es evidente que el átomo de flúor por tener mayor electronegatividad, atrae el par de electrones compartidos con mayor fuerza que el hidrógeno, dando lugar a una distribución asimétrica de densidad electrónica; la densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo de flúor por ser el más electronegativo, haciendo que el átomo de hidrógeno sea ligeramente positivo (adquiere una carga parcial positiva), mientras

que el átomo de flúor adquiere una carga parcial negativa, siendo estas cargas las que permiten definir a la molécula de HF como una molécula polar (posee un polo positivo y uno negativo).

Generalmente las cargas parciales se representa con la letra griega “delta” (δ), para el HF, la representación es:

Los enlaces covalentes polares pueden considerarse intermedios entre los enlaces covalentes puros ( no polares ), en los que el par de electrones se comparten de manera igual, y los enlaces iónicos

puros (en los que hay transferencia total de electrones de uno a otro átomo. Otro par de moléculas que presentan enlace covalente polar son las moléculas de agua y las del cloruro de hidrógeno

(HCl). La polaridad del enlace que une los átomos de estas moléculas resulta por la diferencia de electronegatividades entre sus átomos constituyentes, dando como resultado una desigual compartición de electrones. El átomo de cloro tiene una atracción más fuerte que al átomo de hidrógeno hacia los electrones que comparten.


MCQ - 25

i) ELECTRONEGATIVIDAD Y CRITERIO PARA DETERMINAR EL TIPO DE ENLACE EN UNA

MOLÉCULA

ii) Cuando se desea determinar el tipo de enlace que presenta una molécula, resulta de importancia el siguiente esquema, el cual de acuerdo a las diferencias de

electronegatividad entre los átomos de un enlace permite establecer si el enlace se cataloga como iónico, covalente, covalente polar o apolar.

DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD

0.1 0.7 1.7 3.2

apolar polar

iii) enlace covalente enlace iónico

Para diferencias de electronegatividad también se asocia un porcentaje de carácter iónico en un

enlace, este permite establecer también indirectamente el carácter covalente porcentual.

TABLAS PARA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

iv)

Ejemplo aplicativo: Determinar el tipo de enlace, el carácter iónico y covalente porcentual que poseen las siguientes moléculas:

a) NaBr (Bromuro de sodio) b) H2S (Sulfuro de hidrógeno) c) O2 (Oxígeno molecular)

Diferencia de

electronegatividad 0.1 0.2 0.3 0.4 0.4 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5

Porcentaje de

cacarácter iónico 0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43

Diferencia de electronegatividad

1.6 1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2

Porcentaje de

carácter iónico 47 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92


MCQ - 26

v) RESOLUCIÓN PARA EL NaBr.

vi) En primer lugar se determina la electronegatividad de cada uno de los átomos que

forman la molécula de NaBr.

De la tabla periódica se encuentra que: electronegatividad para el sodio = 0.9

electronegatividad para el cloro = 3.0

Ahora se determina la diferencia de electronegatividad: 3.0 - 0.9 = 2.1

Con la diferencia de electronegatividad y el diagrama para diferencias de electronegatividades se puede establecer el tipo de enlace que posee la molécula.


0.1 0.7 1.7 2.1 3.2

Del diagrama se puede establecer que NaBr es un compuesto iónico, debido a que 2.1 queda en la

región del enlace iónico.

Con esa misma diferencia de electronegatividad y con la ayuda de las tablas para diferencias de

electronegatividad, se encuentra que:

Para la diferencia de 2.1, el carácter iónico porcentual es de 67%; el porcentaje para completar 100% es de 33%.

Finalmente, el carácter porcentual para la molécula es: 67% iónico y 33% covalente

RESOLUCIÓN PARA EL H2S

Electronegatividad para el hidrógeno = 2.1

Electronegatividad para el azufre = 2.5

Diferencia de electronegatividad = 2.5 - 2.1 = 0.4

Del diagrama de electronegatividad se encuentra que para 0.4 el enlace se cataloga como covalente ( covalente apolar ).


MCQ - 27


0.1 0.4 0.7 1.7 3.2

De las tablas para diferencias de electronegatividad, para 0.4 el porcentaje de carácter iónico es

4%; para completar el 100%, el resto es 96%.

Finalmente, el carácter porcentual para la molécula es: 4% iónico y 96% covalente

RESOLUCIÓN PARA O2:

En la molécula hay dos átomos de oxígeno, ambos con igual electronegatividad: al establecer la

diferencia de electronegatividad el resultado es cero. Cuando la diferencia es cero, el enlace se cataloga como enlace covalente puro.

Cuando se trata de un enlace covalente puro, el carácter porcentual iónico es “cero”, mientras que el porcentaje de carácter covalente “100%”.

vii) EL ENLACE COVALENTE COORDINADO

Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos enlazados se presenta un enlace covalente coordinado o dativo.

El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor. El donador siempre será el elemento menos electronegativo.

Este enlace una vez formado no se diferencia para nada del enlace covalente normal. Sin embargo debido a cómo se origina se le denomina enlace covalente dativo o coordinado.

REGLA DEL OCTETO

A principios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert

Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos.

Esta conclusión es conocida en todo el mundo como la Regla del Octeto y se enuncia así: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la

capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo estos la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.


MCQ - 28

ESTRUCTURAS DE LEWIS O FÓRMULAS DE PUNTOS

viii) La representación del modo en que se ubican los electrones más externos o de valencia en una molécula, se lleva a cabo mediante las llamadas fórmulas o estructuras

de Lewis. En este método, los electrones de valencia de cada átomo se representan por medio de puntos, mientras que un enlace por medio de un guion, cada uno representa un par de electrones.

ix) Aspectos a considerar en una estructura de Lewis

* Cada enlace se formará a partir de dos, y solamente dos electrones.

* Cada átomo (que no sea hidrógeno) deberá cumplir con la regla del octeto.

* El hidrógeno deberá tener sólo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.

PROCEDIMIENTO PARA DIBUJAR UNA ESTRUCTURA DE LEWIS

1. Calcular el número de electrones de valencia.

Para los elementos representativos el número de valencia es igual al número de columna donde se ubica el elemento. Los electrones de valencia se pueden calcular por la siguiente

expresión:

electrones de valencia = (No. de columna)(No. de átomos en cuestión)

NOTA:

Cuando la especie a dibujar posee carga, esta se debe considerar en el número de electrones de valencia así:

a) Si la carga es positiva, se resta al total de electrones de valencia un número de electrones igual a la carga de la especie.

b) Cuando la carga es negativa, se suma a los electrones de valencia un número de electrones igual a la carga de la especie.

2. Número total de electrones de manera que a cada átomo de hidrógeno se le asignen 2 electrones y a cualquier otro átomo 8 electrones.

No. total de electrones = 2(No. de hidrógenos) + 8(No. de átomos diferentes al hidrógeno)

3. Número de electrones de enlace. El número de electrones de enlace se calcula al encontrar la diferencia entre los valores

calculados en el paso 2 y el paso 1.

No. electrones de enlace = (electrones paso 2 - electrones paso 1 )


MCQ - 29

4. Número de enlaces. Como cada enlace químico involucra 2 electrones, el número de enlaces se calcula dividiendo el número de electrones de enlace entre dos.

No. de enlaces = ( No. de electrones de enlace ) / 2

5. Número de electrones sin compartir ( electrones libres ).

Electrones sin compartir = No. electrones de valencia - No. electrones de enlace

6. Dibujar la posible estructura, considerando que cada átomo de hidrógeno sólo puede formar

un enlace y cualquier otro átomo un total de cuatro.

7. Cálculo de la carga formal.

El cálculo de la carga formal permite establecer si la estructura dibujada es o no correcta. Es

importante considerar que las posibles estructuras no deben violar la denominada regla de la carga adyacente. Esta regla establece que en una estructura no puede haber dos átomos adyacentes con cargas de igual signo, pues esto implica repulsión entre los átomos y por consiguiente no se forma el enlace.

La carga formal se puede calcular por la siguiente expresión:

Carga formal (CF) = (No. de columna del átomo) – (No. de enlaces que forma el átomo) – (No. de electrones sin compartir que posee el átomo)

Aplique el conocimiento: Dibuje la estructura de Lewis para el radical fosfato: PO4 –3

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico es característico de los metales y las aleaciones, no es iónico y tampoco covalente. Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia.

Además dichos electrones poseen gran facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se

encuentran (nivel más externo).

Análogamente el hecho de que los metales sean mejor conductores del calor en comparación a materiales como la madera, se puede explicar por la facilidad con la cual en los metales se pueden mover los electrones de valencia, como también porque los restos atómicos positivos pueden vibrar.


MCQ - 30

El enlace metálico es un enlace fuerte que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos al estar tan cercanos uno de otro permiten la interacción de sus núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en tres dimensiones, quedando rodeados de tales nubes.

Los electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad

eléctrica y térmica, ya que se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. El empaquetamiento de los átomos en el cristal es de tal forma que los mantiene muy próximos entre sí, dando lugar a una gran superposición de los orbitales de los electrones externos, lo cual implica que los electrones de valencia no estén asociados con un núcleo especial sino que estén completamente deslocalizados sobre todos los átomos de la estructura.

Así por ejemplo la plata (Ag), un metal típico, consiste en una formación regular de átomos de plata que han perdido cada uno un electrón para formar un ion plata. Los electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con los iones de plata positivos. Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables (ver abajo) porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.

Por lo tanto el enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la

estructura del enlace metálico de puede dar explicación a las propiedades más características de los

metales tales como su facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), la capacidad

para extenderse en hilos muy finos (ductilidad) , la capacidad para obtener láminas finas

(maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos...


MCQ - 31

El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los

metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad).

Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta

de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos

por cada átomo a modo de “nube electrónica”.

Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están

ligados (sujetos) a los núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de

“colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos

del metal. En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a

la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. La fórmula de un metal representa al átomo

metálico correspondiente.

Ejemplos: Fe: hierro; Au: Oro; Cu: cobre...

Propiedades de los metales:

► Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad elevada. Observa

que la red metálica postula una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con

los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta)

► Temperaturas de fusión y ebullición altas: síntoma de que el enlace entre los átomos es fuerte.

► Buenos conductores del calor y la electricidad: debido a la existencia de electrones libres que

pueden moverse.

► Ductilidad y maleabilidad: debido a la posibilidad de que las capas de iones se puedan deslizar

unas sobre otras sin que se rompa la red metálica

Finalmente podría comentar que los átomos de los elementos metálicos se caracterizan por tener

pocos electrones de valencia en la capa más externa.

La estabilidad la consiguen de modo que los electrones de valencia de cada átomo entran a formar

parte de un fondo común, constituyendo una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de

iones positivos, dispuestos ordenadamente, formando un cristal metálico.

QUIMILETRAS


MCQ - 32

Elabora la siguiente sopa de letra, con las siguientes palabras:

Enlace químico – Enlace iónico – Enlace covalente – Enlace metálico – Polar – No polar

Electronegatividad – Ley del octeto – Electrones de valencia – Estructura de Lewis – Positivo

Negativo – Elementos – Configuración electrónica – Tabla periódica

C O N F I G U R A C I O N E L E C T R O N I C A

E P O S Y Y I B I C S V B N Q U I M I V A T R S

D L G G S F S O T N E M E L E F F J S A G G I P

E S E G D E L O E P C F D A Q F U Z B C D P J O

E X C C E T C O Y P F I E C U I N C C N O D G L

D O E H T J S A B C P M E E I M E C C L D O V F

T C Q D J R D I A N U A D Q K A R O A D V S E C

R I U E J J O I M A K N T U F N A R X I S P R V

U L I E I G J N L N K E R I G E I O T S E H L X

G A M D F F S F E E K L H M D L D I R D T D A D

U T I T P D S D E G F I F I D I S S S R U B D E

F E C R U F I E N A A O D C S O A A D W I A E T

S M O F K G F E A T G T N O P O L A R H F C F N

J E S A B C P D M I H H I G S M R A P W S I Q E

H C E T C O U T E V A B C V G A R I O R E D U L

F A D A D H K R N O S A B C I N A R L P R O I A

I L E C T R O N E S D E V A F D G A D G G I L V

E N L A C E I O N I C O R T P A A S D H J R O O

I E D F G D E L O E P C S G U I G D E L O E P C

G D E L O E P C A S D D G P K D O N Z A P P V E

E L E C T R O N E S D E V A L E N C I A Ñ A C C

D A I A N Y D H E H S A B C D E G J S O A L F A

O B B A L O P O T E T C O L E D Y E L A F B B L

G G M H F T H I P K R F H U T T S S D F H A R N


MCQ - 33

Q U I M U N V S I W E L E D A R U T C U R T S E

PREGUNTAS DE AUTOEVALUACIÓN

APLICACIÓN.

1. Cuantos electrones se encuentran en el nivel energético más externo de cada uno de los

siguientes elementos:

a. Mg b. Al c. Pb d. Br e. K f. P g. Li

2. Cuantos electrones son necesarios para que los siguientes átomos cumplan la ley del octeto:

a. Mg b. O c. H d. S e. Br

3. Para las siguientes formulas mencionar las clase de polaridad que presenta cada molécula y por

que. Elaborar los diagramas de cada una:

a. CO b. H2O c. Cl2 d. HBr e. N2

4. Indicar entre que pares de elementos cabe esperar la formación de un compuesto iónico,

estableciendo en caso afirmativo, sus formulas:

a. Cloro y oxigeno. b. Sodio y calcio. c. Calcio y oxigeno.

d. Potasio y nitrógeno. e. Fluor y zinc. f. Fluor y sodio.

5. Esquematizar el enlace que ocurre entre el cloro y el aluminio. ¿A que clases de enlace

pertenece?

6. Entre cuales de los siguientes pares de elementos cabe esperar cabe esperar un enlace

covalente, estableciendo en caso afirmativo, sus formulas:

a. Hidrogeno y cloro. b. Cloro y magnesio. c. Hidrogeno y oxigeno.

d. Nitrógeno e hidrogeno. e. Carbono y cloro. f. Sodio y potasio.

7. Elaborar un cuadro comparativo entre enlace iónico, enlace covalente y enlace covalente

coordinado.

8. Representar la unión química entre los siguientes pares de elementos haciendo uso de la

estructura de Lewis. Indicar si la unión es iónica o covalente:


MCQ - 34

a. Rubidio y cloro. b. Hidrogeno y selenio. c. Boro y cloro.

d. Cesio y azufre. e. Estroncio y oxígeno. f. Hierro y cloro.

9. Las siguientes sustancias tiene enlaces covalentes múltiples. Elaborar la estructura de Lewis

para cada una:

a. HCN b. SO3 c. HNO3 d. SO2 e. O3

10. Escribir un (+) encima del átomo o átomos que sean relativamente positivos y un (-) encima del

átomo o átomos que sean relativamente negativos en las siguientes moléculas de enlace

covalente:

a. HF b. H2O c. ICl d. BrCl

e. NH3 f. Cl2O

AMPLIACIÓN

Resuelva en casa los siguientes ítems:

1. ¿Qué diferencia hay entre las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos

covalentes?

2. Explique porque las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica en estado líquido pero no

en estado sólido.

3. ¿Por qué a los gases nobles no se les asigna generalmente valores de electronegatividad?

4. En cada uno de los siguientes grupos escoja el elemento con la electronegatividad mas baja:

a. F – Cl – Br b. Ge – As – Sn – Sb c. Rb – Cs – Fr

5. Existen algunos elementos que no cumplen la regla del octeto, explique porque tienen esta

excepción y cite algunos ejemplos.

EL ENLACE COVALENTE: GEOMETRIA MOLECULAR E HIBRIDACIÓN

TEORÍA DE LEWIS. TIPOS DE ENLACES

Para explicar la existencia de moléculas como F2, NH3 formadas por elementos con la misma

electronegatividad o electronegatividades próximas, Lewis propone la existencia del enlace

covalente.


MCQ - 35

El enlace covalente consiste en la unión de átomos mediante la compartición de pares de

electrones para adquirir una configuración electrónica estable, formando moléculas.

En los diagrama de Lewis los electrones de valencia se simbolizan por puntos.

En ocasiones, para adquirir la estructura de gas noble, los pizcas han de compartir dos o tres pares

de electrones

F– F H – Cl O =O O = C = 0 N ≡ N H – C ≡ N

A veces el par de electrones del enlace es suministrado por uno sólo de los átomos implicados en el

enlace (enlace covalente dativo o coordinado)

La teoría de Lewis del enlace covalente no da explicación a:

1) que existan moléculas como BF3 en las que el átomo central no cumple la regla del octeto

2) la geometría de las moléculas ¿por qué la de agua es angular y no lineal, la de amoníaco

piramidal y no plana...?

Sin embargo, las estructuras geométricas pueden determinarse con mucha aproximación mediante

el método de repulsión de pares de electrones de la capa (nivel) de valencia (TRPECV)

Se cuentan los pares de electrones enlazantes (los enlaces dobles y triples se cuentan como


MCQ - 36

simples) y los libres del átomo central en la estructura de Lewis, resultando la Tabla:

Pares Enlazantes

Pares Libres

Ejemplo Tipo Hibridación

Geometría

2 - BeCl2 Cl – Be – Cl sp Lineal

3 -

BF3

sp2

Plana trigonal

4 -

CH4

sp3

Tetraedrica

5 -

PCl5

Bipiramidal triangular

6 -

SF6

Octaedrica

2 1

SO2

sp2

Plana Angular

2 2

H2O

sp3

Angular

3 1

NH3

sp3

Piramidal triangular


MCQ - 37

Para los Iones poliatómicos, la determinación de su geometría es similar a la de las moléculas

covalentes.

Ejemplos:

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENClA

Esta teoría supone que el enlace covalente se forma cuando dos o más átomos aislados se

aproximan y se superponen sus orbitales atómicos en cada uno de los cuales ha de haber un solo

electrón. Estos electrones deberán tener spines antiparalelos, ya que después del enlace

pertenecen al mismo orbital molecular.

En el caso de que el enlace sea coordinado, el átomo aceptor ha de poseer un orbital desocupado

que pueda contener los dos electrones aportados por el átomo dador, Según este criterio los

electrones ya apareados no pueden formar enlaces covalentes excepto si se trata de un enlace

coordinado). En ocasiones se produce un desapareamiento de electrones; la energía necesaria para

ello es compensada por la energía desprendida posteriormente en el enlace.

Se denomina covalencia de un átomo al número de electrones sin aparear que posea o pueda

poseer.

Tipos de superposición entre los orbitales:

a) Si la superposición es frontal se produce un enlace “sigma“ (σ ) (ya sean dos orbitales s o

uno s y otro p)

b) Si la superposición es lateral se produce un enlace “pi” (π) (esto ocurre después de un orbital


MCQ - 38

sigma y se enfrentan dos orbitales p de manera lateral)

Cuanto mayor sea la superposición de los orbitales atómicos más fuerte será el enlace covalente. La

superposición “σ” es mayor que la superoposición “π”

Cuando hay un doble enlace uno es “σ” y otro es “π” . Por ejemplo el oxígeno, en el que se

superponen dos orbitales p, uno frontalmente y otro lateralmente:

Cuando hay un triple enlace uno es “σ” y dos son “π” Por ejemplo el nitrógeno, en el que se

superponen tres orbitales p, uno frontalmente y dos lateralmente:

HIBRIDACIÓN DE ORBlTALES ATÓMICOS. TIPOS Y GEOMETRÍA

Se denominan orbitales híbridos aquellos que resultan de la mezcla de dos o más orbitales

atómicos. Se utilizan para explicar cómo en algunas moléculas se forman enlaces idénticos a partir

de orbitales distintos.

1.- ORBITALES HÍBRIDOS sp o lineales

Resultan de la combinación de un orbital s con un orbital p. Se forman dos híbridos sp. Su forma es

la de un orbital p que ha perdido prácticamente un lóbulo. Están situados en línea recta y con

sentidos opuestos formando un ángulo de 180°. Ejemplo el fluoruro de berilio.

2.- ORBITALES HÍBRIDOS sp2 o trigonales

Se forman por la combinación de un orbital s con dos orbitales p. Resultan tres híbridos sp2.

Tienen una disposición plana y forman ángulos de 120°. Ejemplo el hidruro de boro.

3.- OBRITALES HÍBRIDOS sp3 o tetraédricos

Se forman por la combinación de un orbital s y tres orbitales p. Resultan cuatro híbridos sp3,

orientados según vértices de un tetraedro, o sea, formando ángulos de 109.5°. Ejemplo el metano.

HIBRIDACIONES DEL CARBONO


MCQ - 39

Etino (acetileno): hibridación sp1

Eteno: hibridación sp 2

Etano: hibridación sp3

HIBRIDACIÓN DEL NITRÓGENO EN LA MOLÉCULA DE AMONIACO

Los orbitales híbridos también pueden alojar pares de electrones no compartidos (solitarios), los

cuales ejercen unas fuerzas de repulsión sobre los pares de los enlaces y hacen que se distorsione la

molécula variando los ángulos de enlace.

Sin utilizar la hibridación también se podrían explicar los tres enlaces de la molécula de amoniaco,

pero no su geometría, ya que resultarían enlaces con ángulos de 90°.

Experimentalmente el ángulo es de 107°. Se hibrida el orbital 2s con los tres orbitales 2p y se

forman los cuatro híbridos sp3. Uno de ellos tendrá dos electrones apareados, los otros formarán

enlaces N-H

El ángulo no es exactamente de 109,5° por la distorsión que produce el par de electrones sin

enlazar.

Su estructura es de pirámide trigonal lo que hace a la molécula polar.

HIBRIDACIÓN DEL OXÍGENO

En la molécula de agua, al igual que en la del amoníaco, sin hibridación se podrían explicar los

enlaces O-H, pero entre ellos habría un ángulo de 90° y el ángulo observado es de 104,5°.

Se acepta una hibridación sp3. Se hibrida el orbital 2s con los tres orbitales 2p y se forman los

cuatro híbridos sp3. Dos de ellos se quedan con pares electrónicos apareados, los otros dos forman

los enlaces O-H. La repulsión entre estos pares no compartidos hace que el ángulo sea menor que

el previsto. Es una molécula angular y por lo tanto polar.

Si el oxígeno está unido mediante enlaces simples posee esta hibridación.

Si lleva un doble enlace hay una hibridación sp2. En dos híbridos están los dos pares de electrones


MCQ - 40

solitarios y el tercero forma el enlace π del doble enlace. El orbital p sin hibridar sufrirá una

superposición π para formar el doble enlace.

POLARIDAD DE LOS ENLACES

En una molécula diatómica homonuclear, ambos átomos tienen la misma electronegatividad y por

lo tanto la distribución de cargas es simétrica.

Se dice que es un enlace covalente puro, no polarizado. La molécula es apolar. Lo mismo ocurre con

moléculas poliatómicas si los átomos son idénticos y tienen el mismo entorno ( H3C-CH3 )

Si los átomos que forman el enlace son distintos, la distribución de cargas no será simétrica. El

átomo más electronegativo atraerá más a los electrones del enlace y se origina un dipolo. Estos

enlaces se denominan covalentes polares. En moléculas poliatómicas también se polarizan los

enlaces entre átomos iguales si tienen entornas diferentes ( CH3-CH2OH )

El carácter polar de un enlace se mide por el momento dipolar (µ). La separación de cargas es

mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los átomos y más polar será el

enlace:

Así, por ejemplo, para H – Cl el cloro es mucho más electronegativo (3,00) que el hidrógeno

(2,10) , la molécula es Polar y se representa de la forma

Con una diferencia de electronegatividades entre los átomos de 1,7 se considera que el enlace

contienen un 50% de carácter iónico.

Si la molécula está formada por tres o más átomos, su polaridad depende de los enlaces y de su

geometría. Los enlaces pueden ser polares, pero la suma de los momentos dipolares puede ser un

vector nulo y la molécula no será polar, como ocurre en el CO2 Sin embargo el agua que no es una

molécula lineal sí es polar, al igual que el amoniaco.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS CON ENLACES COVALENTES

Las sustancias covalentes, al contrario que las iónicas, no tienen propiedades homogéneas. Para

estudiar sus propiedades podemos dividirlas en dos grupos:

A) Sustancias covalentes moleculares: formadas por moléculas que pueden existir como unidades

aisladas.

δδ −+− ClH


MCQ - 41

La unión entre unas moléculas y otras no suele ser muy intensa por lo que generalmente son gases

o líquidos (H2 N2, NH3, CH4 , H2O, Br2, CH3OH). Existen algunos sólidos pero con puntos de fusión

bajos (I2, C6H12O6).

La solubilidad depende de la polaridad de la molécula. Las sustancias polares (HCl) son solubles en

disolventes polares (H2O) y las no polares ( I2 ) son solubles en disolventes apolares (C6H6, CCI4),

siguiendo la norma de que se disuelven bien entre sí aquellas sustancias cuyas fuerzas

intermoleculares son similares.

No son conductoras de la electricidad pues no hay iones libres. Pero las moléculas polares

reaccionan en disolución y se vuelven conductoras ya que se producen iones

B) Sólidos atómicos: están constituidos por grandes cantidades de átomos unidos entre sí por

enlaces covalentes dando lugar a una red tridimensional.

Es el caso del diamante (C, sp3 ) sílice (SiO 2 ), silicio o germanio.

Los enlaces que mantienen unidos a los átomos son muy fuertes lo que proporciona a estas

sustancias una gran dureza. puntos de fusión muy elevados, mala conductividad, fragilidad y ser

prácticamente insolubles.

CUADRO COMPARATIVO DE LOS ENLACES INTERATOMICOS

IONICA MOLECULAR ATOMICA METALICA

Tipo y Fuerza de Enlace

Red Iónica Van der Waals o Puente Hidrogeno (Relativamente Debiles)

Covalente (Muy Fuerte) Red Metálica

Dureza Duros y Frégiles

Muy Blandos Muy Duros Variable

Estado Físico Sólidos Gases líquidos y sólidos Sólidos Sólidos (en general)

Punto de Fusión y Ebullición

Altos Bajos Muy Altos A temperatura ambiente o superior

Solubilidad en Agua

Solubles (en general)

Insolubles (en general) Insolubles Insolubles

Solubilidad en disolv. organicos

Insolubles Solubles (en general) Insolubles Insolubles


MCQ - 42

Conductividad electrica

(fundidos o disueltos)

Malos conductores Muy malos conductores Buenos conductores

Ejemplos NaCl MgO K2CO3 …

H2 H2O CH4 CCl4 .. Diamante Cuarzo (SiO2) Ge …

Na Fe Cu Hg …


MCQ - 43


MCQ - 44

ENLACE INTERMOLECULAR

FUERZAS INTERMOLECULARES

Además de las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las moléculas, existen fuerzas que

mantienen unidas las moléculas llamadas fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals, en

honor al físico holandés Johannes van der Waals, quien destacó por primera vez su importancia.

Estas fuerzas son más débiles que las fuerzas intramoleculares (termino generalmente aplicado a

los enlaces interatómicos) que son las fuerzas que mantienen unidos los átomos dentro de las

moléculas, como vimos en los enlaces covalentes.

Las fuerzas intermoleculares permiten que las moléculas se mantengan asociadas; si estas fuerzas

son muy débiles, el material será gaseoso y, a medida que éstas aumentan, los materiales serán

líquidos o sólidos. La intensidad de estas fuerzas determina los puntos de fusión y de ebullición de

las sustancias, como también la dureza que presentarán los cuerpos sólidos moleculares; estas

fuerzas influyen en la solubilidad que presentan las sustancias en determinados solventes.

Las fuerzas intermoleculares pueden ser de varias clases:

► Fuerzas o interacciones de London.

► Fuerzas dipolo – dipolo (o de Keasson).

► Fuerzas de dipolo inducidas o puentes de hidrógeno.

INTERACCIONES DIPOLO – DIPOLO (D – d)


MCQ - 45

Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente electronegatividad

(enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en la molécula, existen zonas con

mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo, respectivamente). Este es el caso

de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y

ioduro de hidrogeno (HI).

a) b)

Figura 1. Representación idealizada de las fuerzas dipolares en un líquido (a) y en un sólido (b). En

un líquido o sólido real, las interacciones son más complejas.

Por ejemplo, en las moléculas del bromuro de hidrógeno, un átomo de hidrógeno se enlaza con

otro más electronegativo: el bromo.

Ello hace que los electrones del enlace covalente pasen más tiempo cerca del átomo de bromo que

del hidrógeno (aunque sin dejar de pertenecer a ambos).

Como resultado, se produce una zona con mayor densidad de carga negativa en el átomo de bromo

y otra zona con un defecto de carga positiva en el átomo de hidrógeno, formándose así un dipolo

permanente. Cuando las moléculas polares se aproximan una a la otra, tienden a orientarse de tal

manera que el polo positivo de una se dirige hacia el polo negativo de la otra. Ver figura 1. El grado

de integración dipolo – dipolo es uno de los factores que determinan los puntos de fusión, punto de

ebullición y presión de vapor de las sustancias polares.

PUENTES DE HIDRÓGENO (EPH)

En ciertas moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno, participan fuerzas de atracción

conocidas como puentes de hidrógeno. No todas las moléculas polares que contienen hidrógeno

forman puentes de hidrogeno, esto sólo se presenta cuando el hidrógeno está cerca al flúor, al

nitrógeno o al oxígeno.


MCQ - 46

En las moléculas de este tipo, el enlace entre el elemento electronegativo y el hidrogeno es

bastante polar, pues el par electrónico de enlace está más próximo al átomo electronegativo.

Como el hidrógeno tiene una densidad electrónica más bien baja, el protón es atraído hacia los

electrones no enlazados de un elemento electronegativo de una molécula cercana. Un caso de

polaridad especialmente interesante es el que corresponde a moléculas tales como H2O, HF o NH3

Por ejemplo, en el agua, el átomo de hidrógeno está unido con el átomo de un elemento más

electronegativo como es el oxígeno; la molécula será muy polar, lo cual implica la posibilidad de

que se unan unas con otras mediante puentes de hidrógeno, como se indica esquemáticamente a

continuación:

Figura 2. Los puentes de hidrógeno presentes en la molécula del agua son los responsables de su

alto punto de ebullición (100 oC a una atmósfera de presión)

Esta es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre

dos átomos fuertemente electronegativos. La clave de la formación de los puentes de hidrógeno es

el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno (H) y otro átomo (por

ejemplo, oxígeno (O)). Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan

electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.

El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace, porque al ser tan pequeño

permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas (nitrógeno, azufre)

puedan aproximarse lo suficiente a él, como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa.

Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de

agua líquida a temperatura ambiente en nuestro planeta.


MCQ - 47

Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor. La presencia de puentes de hidrógeno

entre moléculas hace que su densidad sea mayor (una excepción es el agua en estado sólido donde

su densidad es menor que en estado líquido) y que los puntos de fusión y ebullición sean más altos

que lo esperado.

El enlace de hidrógeno (EPH) es débil, pero cuando existe hay que suministrar una energía para

romperle. Esto hace que las sustancias que los poseen tengan puntos de fusión y ebullición

anormalmente altos. Existen puentes de hidrógeno intramoleculares si la molécula tiene los grupos

adecuados, como ocurre en los ácidos nucleicos. Los enlaces de hidrógeno hacen que estas

moléculas adopten forma helicoidal.

FUERZAS DE LONDON O DE DISPERSIÓN (EFL)

Las fuerzas de London se conocen también con el nombre de interacciones de dipolos transitorios y

son características de las moléculas apolares como el hidrógeno (H2), el metano (CH4), el flúor (F2) y

el cloro (Cl2). Recuerda que las moléculas apolares se forman entre elementos con

electronegatividad igual o muy parecida. Estas son fuerzas débiles cuya naturaleza puede explicarse

por el movimiento constante de los electrones en una molécula, provocando la aparición de dipolos

transitorios.

(b)

Figura 3. Formas de las nubes electrónicas en las moléculas del hidrógeno. (a) Imagen promedio sin

dipolo neto. (b) Imágenes instantáneas con dipolos momentáneos. Los dipolos transitorios cambian

todo el tiempo, pero el resultado neto es una atracción.

La interacción entre moléculas polares puede comprenderse con bastante facilidad, pero, ¿qué tipo

de fuerzas pueden mantener unidas moléculas que no son polares?


MCQ - 48

Este caso puede explicarse por la formación de dipolos transitorios inducidos. Para facilitar la

explicación, supongamos que una molécula monoatómica de helio se acerca bastante a otra; en ese

caso, debido al movimiento de los electrones, aunque la molécula sea neutra, pueden producirse,

en momentos determinados, zonas de la molécula con mayor densidad de electrones que otras, es

decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica.

De acuerdo con esta idea, podemos pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que

los electrones se encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con el mismo. Ver figura

4 a. En todas las demás posiciones, los átomos de helio presentarán una cierta polaridad, a causa

de que el centro de la carga negativa no coincidirá con el de la positiva. Ver figura 4. b.

Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro lo

suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se

produzcan uniones intermoleculares. Ver figura 4. c. Esto puede conseguirse bajando mucho la

temperatura, con lo que el movimiento es más lento. Una molécula polarizada puede, incluso,

polarizar a otra vecina que no lo esté (inducir un dipolo). Este tipo de fuerzas entre moléculas se

denominan fuerzas de London. En la mayoría de los casos, se trata de fuerzas muy débiles, aunque

van aumentando con el tamaño molecular, porque los átomos grandes al tener más electrones se

pueden deformar con mayor facilidad. Todas las sustancias gaseosas no polares, incluyendo los

gases nobles, se pueden licuar (convertir el gas en líquido), gracias a las fuerzas de London.

Figura 4.

CUESTIONARIO

1. Consulta sobre los siguientes términos: cohesión, solubilidad, tensión superficial, viscosidad,

capilaridad y establece como se relacionan o como se ven afectados con las fuerzas

intermoleculares


MCQ - 49

2. Explica a qué se debe que existan sustancias en estado líquido, sólido o gaseoso.

3. ¿Cómo influyen los puentes de hidrógeno en la diferencia de densidad del agua líquida y del

agua sólida? Argumenta tu respuesta.

4. ¿Qué propiedades físicas presenta el agua de acuerdo con su tipo de enlace?

5. Los siguientes enunciados muestran las características de las diferentes fuerzas

intermoleculares. Relaciónalas e identifícalas y escribe sus nombres.

• Aunque no se trata de una unión intermolecular, la formación de dipolos explica que

ocurren entre un ion positivo o negativo y el dipolo de carga opuesta de un solvente polar.

• Son interacciones entre dipolos transitorios y es una característica de moléculas apolares.

• La parte negativa de la molécula es atraída por la parte positiva de la otra molécula.

6. Las fuerzas intermoleculares están directamente relacionadas con el punto de fusión o

ebullición de las sustancias. ¿De qué manera?

7. ¿Existen fuerzas intermoleculares en una sustancia iónica? ¿Qué fuerzas hay que vencer para

fundir y eventualmente llevar al estado gaseoso los cristales de una sustancia iónica?

8. Los compuestos orgánicos son insolubles en el agua; sin embargo, existen compuestos, como el

metanol (CH3OH), que es soluble en ella. ¿A qué se debe esta particularidad en los alcoholes?

9. Para las siguientes moléculas, identifica el tipo de fuerzas intermoleculares que se llevan a cabo

en cada caso: CO2, HI, H2, O2, C2H5OH, BF3

10. Dispón de las siguientes moléculas: NH3, HI, KBr y I2 en orden de intensidad creciente de las

fuerzas intermoleculares. ¿Qué fuerzas están presentes en cada caso?

Preguntas generales sobre el enlace químico con resolución

Cuestiones generales

1.- Explica poniendo algún ejemplo en qué consiste el modelo del orbital molecular.

2.- Hibridación. Tipos. Ejemplos.

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).


MCQ - 50

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: ∆Hf (KBr) = -391,8 kJ/mol, ∆Hsublim. (K) = 81,26 kJ/mol, ∆Hvaporización (Br2) = 30,7 kJ/mol, ∆Hdis. (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?

9.- Explica la geometría de la butinona (CH3–CO–C≡CH) 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.

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)–C≡N).

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.

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.

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.


MCQ - 51

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.

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.

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.

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.

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.


MCQ - 52

RESOLUCIÓN 1.-

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.

3.-

a) En el NH3 el N forma 3 enlaces “σ” 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 “σ” con los tres átomos de hidrógeno y con el de Cl. La hibridación es pues sp3. En el BeF2 el Be forma 2 enlaces “σ” 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 “σ” 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.

4.- Reacción global: Ca (s) + F2 (g) → CaF2 (s); (∆Hf ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:

Ca (s) → Ca (g); (∆Hsubl)

F2 (g) → 2 F (g); (∆Hdis)

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 = ∆Hf – ∆Hsubl(Ca) – ∆Hdis(F2) – 2·AE(F) – (EI1 + EI2)(Ca)

5.- a) Reacción global: Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s); (∆Hf )

que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: Mg (s) → Mg (g); (∆Hsubl)

Cl2 (g) → 2 Cl (g); (∆Hdis)

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 = ∆Hf – ∆Hsubl(Mg) – ∆Hdis(Cl2) – 2·AE(Cl) – (EI1 + EI2)(Mg)

b) Ver Teoría.


MCQ - 53

6.- Reacción global: K (s) + ½ Br2 (g) → KBr (s); (∆Hf = –391,8 kJ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:

K (s) → K (g); (∆Hsubl = 81,26 kJ) ½ Br2 (l) → ½ Br2 (g) (½∆Hvap =15,35 kJ) ½ Br2 (g) → Br (g); (½ ∆Hdis = 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 = ∆Hf –∆Hsubl (K) – ½ ∆Hvap(Br2) –½∆Hdis (Br2) –AE(Br) –EI(K) = (–391,8 – 81,26 – 15,35 – 96,75 + 321,9 – 418,4) kJ;

U = –681,9 kJ

7.- Reacción global: Li (s) + ½ F2 (g) → LiF (s); (∆Hf = -594,1 kJ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:

Li (s) → Li (g); (∆Hsubl = 155,2 kJ) ½ F2 (g) → F (g); (½ ∆Hdis = 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 = ∆Hf –∆Hsubl(Li) –½∆Hdis (F2) –AE (F) –EI(Li) = (–594,1– 155,2 – 75,3 + 333 – 520) kJ = –1012 kJ

8.- 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–.

9.- 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).


MCQ - 54

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.

10.- 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.

11.- 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.

12.- 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.

13.- 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.


MCQ - 55

b) En el etano los cuatro enlaces son “σ” formados por el orbital “s” de cada H y cada uno de los cuatro orbitales sp3

del C. En el eteno, los cuatro enlaces C-H son “σ” formados por orbitales “s” de cada H y por dos de los tres orbitales sp2 de cada átomo de carbono. El tercer orbital sp2 forma un enlace también “σ” con el otro C. Queda en cada carbono un orbital “p” sin hibridar que es el que va a formar el enlace “π” entre los dos carbonos. En el etino, los dos orbitales sp de cada C se unen a un H y al otro C, y quedan dos orbitales “p” en cada carbono sin hibridar que van a dar lugar a sendos orbitales moleculares “π”, que junto al “σ” anteriormente indicado forman el triple enlace.

14.- 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.


MCQ - 56

En el propino el C-1 se une a un H y al C-2 con un triple enlace; igualmente, el C-2 se une al C-1 con triple enlace y al C-3 con enlace sencillo; como ambos átomos únicamente poseen dos

nubes electrónicas su geometría será lineal; en cambio el C-3 se une a 3 H y al C-2 y su geometría será tetraédrica.

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.

16.- El etano es una molécula apolar debido a la pequeña diferencia de electronegatividad entre C y H y por su geometría que anula 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.

17.- 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.


MCQ - 57

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.

18.- 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) 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.

19.- a) A (Z=20) 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.Grupo 2 (alcalino-térreos) Ca.

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.

20.- 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.

21.- 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.

22.- 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


MCQ - 58

covalente molecular totalmente apolar y por tanto insoluble en disolventes polares como el agua.

23.- 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) 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.

Preguntas tomadas en la Universidad de Ingeniería

1. Cuando se unen dos átomos de hidrógeno para formar una molécula, ¿qué relación hay entre la energía de la molécula y la suma de las energías de los dos átomos?

(Ex – UNI 1982)

A) Igual B) Mayor C) Menor

D) Ninguna relación

E) La energía es negativa en la molécula y positiva en los dos átomos.

2. ¿Cuál de los siguientes pares de compuestos se asemejan al agua como solvente? (Ex – UNI 1984 I)

A) CH3OH y C6H6 B) C6H6 y CCl4

C) CCl4 y CH3OH D) CH3OH y NH3(l)

E) NH3(l) y CCl4

3. Para los compuestos químicos considerados en las siguientes proposiciones, precise a cuál de

ellos no corresponde el tipo de enlace asignado: (Ex – UNI 1989)

A) En el agua (H2O) el enlace O – H es un enlace covalente polar. B) En la sal común (NaCl) el enlace Na – Cl es un enlace iónico. C) En el propano (CH3CH2CH3) el enlace C – C es un enlace covalente. D) En el cloruro de hidrógeno (HCl) el enlace H – Cl es un enlace iónico. E) En el metano (CH4) el enlace C – H es un enlace covalente.


MCQ - 59

Nota.- Electronegatividades : H = 2,1; O = 3,5; Na = 0,9; Cl = 3,0; C = 2,5

4. Para romper todos loe enlaces del etano se requieren 635kcal/mol, si la energía de enlace C – C es 83kcal/mol, hallar la energía de cada enlace C – H en kcal/mol.

(Ex – UNI 1992)

A) 276 B) 184 C) 69

D) 110,4 E) 92

5. ¿Cuántos enlaces σ y cuántos enlaces π existen en el cumeno, compuesto antiguamente empleado como aditivo de la gasolina para elevar su índice de octano?

(Cumeno)

(Ex – UNI 1993 I)

A) 11 enlaces σ y 3π B) 12 enlaces σ y 6π C) 14 enlaces σ y 3π D) 15 enlaces σ y 3π E) 21 enlaces σ y 3π

6. ¿Cuál de las siguientes alternativas es falsa? (Ex – UNI 1994 I)

A) En el enlace covalente hay por lo menos un par de electrones compartidos. B) En el enlace dativo o covalente coordinado el par de electrones compartidos es

proporcionado por un solo átomo. C) La resonancia se presenta cuando en un enlace los electrones están totalmente

deslocalizados. D) En el enlace iónico hay una transferencia completa de electrones de un átomo a otro. E) En el enlace covalente no polar los electrones se encuentran igualmente compartidos.

7. Los números atómicos (Z) de los elementos Li; Cu; Cl y Argón son 3; 29; 17 y 18 respectivamente. ¿Cuáles de las siguientes alternativas, con respecto a estos elementos, son verdaderas (V) y cuáles falsas (F), en el orden en que se presentan? I. La configuración electrónica del Cobre (Cu) es: [Ar]4s23d9. II. El átomo de Cloro (Cl) tiene 1 electrón desapareado.

CH3

CH3

CH


MCQ - 60

III. La representación del Litio, de acuerdo a Lewis es: Li IV. El ión cloruro (Cl1-) es isoelectrónico con el Argón (Ar).

(Ex – UNI 2000 I)

A) VVVV B) VVFV C) VFVF

D) FVFV E) FFFF

8. La “Alizarina” sirve para la fabricación de colorantes y tiene la siguiente estructura:

Indique el número de enlaces sigma (σ) y de enlaces pi (π), en ese orden, presentes en ella.

(Ex – UNI 2004 I)

A) 22 y 7 B) 28 y 5 C) 28 y 8

D) 30 y 5 E) 30 y 8

9. Indique la alternativa en la cual el átomo central del respectivo compuesto cumple con la regla del octeto. Número atómico: H = 1; Be = 4; B = 5; C = 6; F = 9; Al = 13; P = 15; Cl = 17

(Ex – UNI 2005 II)

A) PF5 B) CH2Cl2 C) AlH3

D) BCl3 E) BeH2

10. Dadas las siguientes proposiciones, que relacionan las moléculas con los enlaces. I. CH3OH: el enlace O – H es iónico. II. NH3: uno de los enlaces H – N es covalente apolar. III. O3: tiene un enlace covalente coordinado. Datos: Electronegatividad

H = 2,1; C = 2,5; N = 3,0; O = 3,5

¿Cuáles de las proposiciones son correctas?

(Ex – UNI 2007 II)

O

O OH

OH


MCQ - 61

A) Solo I B) Solo II C) I y II

D) Solo III E) II y III

11. Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de determinar si la proposición es verdadera (V) o falsa (F): I. La electronegatividad de un elemento es una capacidad para atraer los electrones en un

enlace químico. II. Si un elemento posee una alta electronegatividad, también tiene una baja energía de

ionización. III. En los compuestos covalentes, la diferencia de electronegatividades entre los átomos que

forman un enlace permiten determinar la polaridad de las moléculas. (Ex – UNI 2009 II)

A) VFF B) VVV C) VFV

D) FVF E) FFF

12. Respecto al enlace metálico, indique la secuencia correcta, después de determinar si la proposición es verdadera (V) o falsa (F): I. Se presenta en los elementos de los grupos IA y VIIA. II. Debido a este tipo de enlace, los metales son buenos conductores de la corriente eléctrica. III. Se forma en aquellos elementos que tienen un orbital externo tipo s.

(Ex – UNI 2009 II)

A) FFF B) VVV C) VFV

D) FVF E) FVV

13. Indique la alternativa que contiene la secuencia correcta después de determinar si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): I. Las propiedades de las sustancias no están influenciadas por las diferencias de

electronegatividad entre sus átomos constitutivos. II. Algunos átomos en una molécula con enlaces polares poseen una carga parcial negativa y

otros una carga parcial positiva. III. En el ión amonio (NH4

+) hay un enlace covalente coordinado que es más polar que los otros. (Ex – UNI 2011 I)

A) FFF B) FVF C) FVV

D) VFV E) VFF


MCQ - 62

14. Si en la molécula de H3PO4 los átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de oxígeno, determine el número de enlaces tipo sigma (σ) que presenta la molécula. Números atómicos: H = 1; O = 8; P = 15

Electronegatividades: H = 2,1; O = 3,5; P = 2,1

(Ex – UNI 2012 I)

A) 4 B) 5 C) 6

D) 7 E) 8

Geometría molecular y enlaces intermoleculares

1. El hecho de que se puedan licuar los gases se debe a: (Ex – UNI 1981)

A) Existencia del enlace covalente. B) Existencia del enlace iónico. C) Existencia de la fuerza de Van Der Waals. D) Existencia del enlace covalente coordinado. E) Tienen poca afinidad.

2. Teniendo en cuenta su forma geométrica, indique cuál de las siguientes moléculas es polar: (Ex – UNI 93II)

A) CH3Cl (Tetraedral) B) CO2 (Lineal) C) CCl4 (Tetraedral) D) BCl3 (Trigonal) E) CH4 (Tetraedral)

3. La geometría de la molécula del etano puede explicarse por la hibridación...... estos orbitales forman los enlaces....... entre dos átomos de carbono.

(Ex – UNI 1994 II)

A) sp3, σ B) sp2, π C) sp, σ

D) sp3, π E) sp2, σ

4. En el metano CH4, se cumple la tetravalencia y saturación del átomo de carbono. ¿Qué momento dipolar tiene el metano en Debye?

(Ex – UNI 1998 I)


MCQ - 63

A) 0,00 B) 0,87 C) 1,55

D) 2,02 E) 2,60

5. Indicar que proposiciones son verdaderas(V) o falsas(F), según el orden en que han sido propuestas: I. Los orbitales s y p se pueden combinar para formar los orbitales híbridos sp, sp2 y sp3. II. Los orbitales s de los diferentes elementos tienen la misma energía. III. Los orbitales sp tienen geometría lineal. IV. El metano tiene orbitales híbridos sp2.

(Ex – UNI 1999 II)

A) VVFF B) VFVF C) VFVV

D) FFVV E) FFFV

6. En relación al tipo de orbitales de los átomos de carbono y el ángulo de enlace H – C – H del etano CH3CH3 y del etileno CH2 = CH2 indique la proposición correcta:

(Ex – UNI 2001 I)

A) CH3CH3 : sp, 1800 B) CH2 = CH2 : sp2, 1200 C) CH2 = CH2 : sp, 1200 D) CH3CH3 : sp2, 109,50 E) CH3CH3 : sp2, 1800

7. Considerando solamente las fuerzas intermoleculares indique que sustancia líquida presenta mayor viscosidad:

(Ex – UNI 2012 I)

A) CH3OH(l) B) (CH3)2C = O(l)

C) H2C = O(l) D) CH4(l)

E) CH2OHCH2OH(l)


MCQ - 64

Preguntas propuestas

01. Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): I. Un enlace interatómico también es llamado enlace intramolecular .

II. Un enlace intermolecular puede ser más intenso que un enlace intramolecular.

III. Los enlaces intramoleculares se presentan en todo tipo de compuestos (covalentes, iónico, etc.)

A) VVV B) VFV C) FVV D) VVF E) VFF

02. El químico Carl Linus Pauling propuso la siguiente ecuación, que permite calcular el porcentaje de carácter iónico (%CI) del enlace en un compuesto AB:

% CI

( )2B A41 e

−−

χ χ = − 100%

Calcular el % CI para los compuestos AB y CD, y diga en que caso el enlace es covalente.

: A 2,20χ = , B 3,16= , C 0,98= , D 2,96=

A) 20,58% (AB) B) 18,25% (AB)

62,47% (CD) 56,33% (CD)

AB AB

C) 20,58% (AB) D) 18,25% (AB)

79,42% (CD) 62,47% (CD)

E) 56,33% (AB)

38,16% (CD)

AB

03. ¿Qué compuesto presenta enlace iónico? A) 2 2S Cℓ B) 2 2CH Cℓ C) CaF2

D) OF2 E) BeH2


MCQ - 65

04. Respecto al enlace iónico, indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Se produce entre un metal de alta energía de ionización y un no metal de elevada afinidad

electrónica.

II. El átomo menos electronegativo transfiere uno o más electrones al átomo más electronegativo, formándose un catión y un anión.

III. Al combinarse el elemento ( )M Z 19= con ( )X Z 16= es posible que forme el

compuesto iónico 2M+ ( )_

2

Xiii ii ii i

A) VVV B) VVF C) VFV

D) FVV E) FFV

05. Indique si los enunciados son verdaderos (V) o falsos (F):

I. La estructura de Lewis para el KCℓ es [ ]_

K C+ℓ .

II. Entre un metal alcalino (X) y un no metal del grupo VIA (Y), el compuesto más probable a

formar es X Y X− −ii ii ii

i ii ii i i i i i

III. Los compuestos iónicos generalmente se forman por combinación de metales con no metales.

Dato:

Electronegatividad, K 0,9= , C 3,0=ℓ

A) FFF B) FFV C) FVV

D) VVV E) VFV

06. Con respecto a las propiedades de los compuestos iónicos, indique verdadero (V) o falso (F), según corresponda: I. A temperatura ambiente, son sólidos con altos puntos de fusión.

II. Son conductores de la electricidad.

III. Forman moléculas.

A) VVV B) VFF C) VFV

D) FFV E) FFF


MCQ - 66

N

C

C

N

C

C

O

HC

O

H

H

H

H

07. En relación a la formación de los enlaces covalentes entre dos átomos, identifique la alternativa incorrecta: A) Se produce por solapamiento de orbitales atómicos.

B) Implica un proceso exotérmico.

C) Se produce compartición de electrones.

D) Se forman sistemas menos estables que los átomos aislados.

E) Se produce típicamente entre elementos no metálicos.

08. Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) I. Un enlace covalente generalmente se forma entre átomos de alta afinidad electrónica.

II. Un enlace covalente solo puede existir en una molécula neutra.

III. El valor de 1,7 para la diferencia de electronegatividades, y que sirve para clasificar los enlaces, se ha establecido como referencia debido a que representa un carácter iónico de 50%.

A) VVV B) VFV C) VVF

D) FVV E) FFF

09. Determine cuántos enlaces simples y múltiples, respectivamente presentan la timina, mostrada a continuación:

A) 8, 3 B) 9, 3 C) 11, 3

D) 7, 6 E) 9, 3

10. En relación a los enlaces σ y π, determine la veracidad (V) o falsedad (F) de cada una de las siguientes proposiciones: I. Los enlaces σ son más fuertes que los enlaces π.


MCQ - 67

C

O

O

H

HC

O

O

H

H

CH O O H

C OH

H

O C OH

H

O

II. Los enlaces σ se forman a lo largo del eje internuclear.

III. Los enlaces π se forman a lo largo del eje internuclear.

A) VVV B) VVF C) VFF

D) FVF E) VFV

11. El dioxirano 2 2H CO , se ha sugerido como contaminante de la atmósfera, cada molécula

contiene un enlace O O− y no presenta enlaces dativos. Dibuje la estructura de Lewis.

A) B)

C)

D) E)

12. De las siguientes proposiciones respecto a la molécula 2 5N O :

I. En la molécula existen enlaces oxígeno - oxígeno.

II. La molécula tiene dos enlaces dativos.

III. Los nitrógenos en la molécula, cumplen la regla del octeto.

Indique si son verdaderas (V) o falsas (F):

A) VVV B) VFV C) FVF

D) FFV E) FVV

13. De las siguientes moléculas indique aquella que solo contiene enlaces simples: A) 3O B) 3SO C) 2 2CH Cℓ

D) HCN E) 2 4C H


MCQ - 68

14. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Las siguientes especies químicas son excepciones a la regla del octeto: 2C Oℓ y 2NO .

II. El fósforo puede formar el compuesto 5PCℓ de la misma manera que el nitrógeno puede

formar 5NCℓ .

III. 3BF y 2BeCℓ son especies que constituyen excepción a la regla del octeto.

A) VVV B) VFV C) VVF

D) FFV E) FVV

15. Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F), respectivamente. I. El ángulo de enlace de un átomo con hibridación sp3 enlazado a tres átomos iguales, es

mayor que el presentado por un átomo con hibridación sp3 enlazado a cuatro átomos iguales.

II. El nitrógeno en la molécula NO2 presenta hibridación sp.

III. Si un átomo central en una molécula se hibridiza en sp, este átomo no tiene pares de electrones libres.

A) VVV B) VFV C) FVF

D) FFV E) FVV

16. Indique el tipo de hibridación que tiene el átomo central en cada caso.

I. 3SO II. _

3NO III. 3O

A) sp2; sp; sp2 B) sp3; sp2; sp

C) sp; sp2; sp3 D) sp3; sp2; sp2

E) sp2; sp2; sp2

17. Prediga la geometría molecular del ion nitrato, _

3NO .

A) tetraédrica B) angular

C) plana trigonal D) lineal

E) piramidal trigonal


MCQ - 69

18. Indique la alternativa que contiene especies químicas con geometría angular, piramidal trigonal y plana-trigonal, respectivamente: A) SO2, SO3, NH3

B) H2O, CO2, PH3

C) H2S, NH3, _

3NO

D) O3, PH3, CO2

E) HCN, NH3, BF3

19. Respecto al concepto de polaridad molecular indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Todas las moléculas diatómicas homonucleares son no polares.

II. Un compuesto con enlaces polares puede resultar en una molécula polar o no polar.

III. Todas las moléculas polares tienen enlaces polares.

A) VFV B) VVV C) VVF D) VFF E) FVF

20. Determine la alternativa falsa: Dato: [ ]Z H 1 , B 5 , N 7= = =

A) El NH3 presenta un momento dipolar mayor que el NF3.

B) El O3 presenta un pequeño momento dipolar.

C) El BF3 es una molécula apolar.

D) El momento dipolar de un enlace está determinado por la diferencia de electronegatividades y la longitud de enlace de los átomos implicados.

E) La polaridad de los enlaces es condición necesaria y suficiente para la polaridad de una molécula.

21. Son características físicas de los metales en general: A) Dúctiles, maleables, elevadas densidades, malos conductores térmicos y eléctricos.

B) Bueno conductores térmicos, pueden actuar como semiconductores y presentan bajas densidades.

C) Elevadas conductividades térmicas y eléctricas, dúctiles, maleables y elevadas densidades.


MCQ - 70

D) Semiconductores, frágiles, se presentan bajo diversas formas alotrópicas.

E) Presentan bajas densidades y son malos conductores de la electricidad.

22. Indique la relación correcta entre compuesto – tipo de fuerza intermolecular: I. 3BF : fuerzas dipolo – dipolo

II. 4CH : fuerzas de London

III. SO2 : fuerzas dipolo – dipolo

A) Solo I B) Solo II C) Solo III

D) II y III E) I, II y III

23. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo o fuerzas de Kesson y las fuerzas de dispersión

de London son las llamadas fuerzas de Van der Waals.

II. Los estados condensados sólidos y líquidos de las sustancias constituidas por moléculas no polares se explican por la existencia de las fuerzas de London.

III. Las fuerzas de dispersión de London son exclusivamente de las moléculas apolares y elementos de grupo VIIIA.

A) VVF B) VFV C) VVV

D) FFV E) VFF

24. Identifique las moléculas que presentan simultáneamente fuerzas de dispersión de London y fuerzas dipolo – dipolo. I. H2S II. SO3 III. 4CCℓ

A) Solo I B) Solo II C) Solo III

D) I y II E) I, II y III

25. Marque verdadero (V) o falso (F) I. El enlace puente de hidrógeno se presentan en alcohol etílico 2 5C H OH y en el fluoruro de

hidrógeno (HF).


MCQ - 71

II. El enlace dipolo – dipolo se presenta en el metano CH4.

III. Las fuerzas de London se presentan en todo tipo de moléculas.

A) FFF B) VVV C) FVV

D) VFF E) VFV

26. ¿Cuál de las siguientes interacciones intermoleculares puede realizarse mediante un puente de hidrógeno? I. CH3OH y CH3OH

II. NH3 y H2O

III. H2SO3 y H2SO3

IV. H2S y H2S

A) I y II B) II y III

C) I y III D) I, II y III

E) II y IV

Bibliografía

� Cepreuni, Material de Química, preuniversitario, Lima, Peru 2013.

� Banco de preguntas de la UNI desde 1980 hasta el 2014. Desarrollado por Micienciaquimica,

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� GARRITZ – CHAMIZO. Estructura Atómica, un enfoque Químico. Fondo Educativo Interamericano,

S.A. México. 1986.

� ROMO DE VIVAR; Alfonso. Química Universo Tierra y Vida. Quinta reimpresión. UNAM, México.

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Netgrafía

• http://renovacionciencias.wordpress.com/grado-decimo/estructura-atomica/

• http://www.nature.com/ncomms/journal/v3/n7/full/ncomms1944.html

• http://www.lavozdegalicia.es

• http://www.micienciaquimica.blogspot.com

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Teopractica 7 Qu mica, enlace quimico intermedio ingenieria · PDF fileSe puede decir que el enlace iónico y covalente son ... predominando ya sea el carácter iónico o el covalente