Enlace químico

ENLACE QUÍMICO Teoría y práctica 7

Ju. Daniel De la cruz Villanueva

QUÍMICA PREUNIVERSITARIA 2014 EN MEMORIA A BOMBOM Y MACHIN 2014 QEPD

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA 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.

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.

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.

MCQ - 1

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PREINGENIERIA

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 - 2

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PREINGENIERIA

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 - 3

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PREINGENIERIA

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 - 4

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PREINGENIERIA

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

H 2O

Bajas y semejantes

Metálico (M)

Metales entre sí

Hierro (Fe)

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] + ePor 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]

MCQ - 5

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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)

Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5) + 1 e- → Cl- (1s2 2s2 2p6 3s23p6)

EI = 495 kJ/mol 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 ( d = rNa + rCl ). +

MCQ - 6

−

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PREINGENIERIA

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 - - +--+-+--++-+--+- - -+-+---++- --+-+--+- -- +- -- +- -+- +- -- - NaCl (s)

ΔHF +

Na (s)

½ Cl2

ΔHS EI

½ ΔHD

Na (g) AE

Cl (g)

+ + + ++ + + + ++

U

+

en etapas: i) Formación de los átomos en estado gaseoso - ΔHS (Energía de Sublimación del sodio)=+107,8

Na (g)

- - - Cl‒ (g)

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

MCQ - 7

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PREINGENIERIA

- 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 EI(K) = 418,4 kJ/mol

ΔHSublimación(K) = 90 kJ/mol 1ªAE (O) = – 141 kJ/mol

ΔHFormación(K2O) = – 562,6 kJ/mol 2ªAE (O) = 844 kJ/mol

A) Proceso directo: 2K (s) + ½ O2 (g) → K2O (s)

ΔHFormación(K2O) = – 562,6 kJ/mol

ENERGÍA

2 K+ (g) + O2– (g) –

O (g) → O2 (g) 2ª.AE

2 K+ (g) + O (g) –

O (g) → O (g) 1ªAE

2 K+ (g) + O– (g) 2.EI 2K (g) → 2K+ (g)

B) Proceso indirecto: 2 K (g) + O (g) ½ ΔHS

U (K2O)

½ O2 (g) → O (g) (g)

2 K (g) + ½ O2 (g)

1) Formación de los átomos en estado gaseoso: 2 K(s) → 2 K(g)

2.ΔHSublimación(K) = 2.(+90 kJ/mol)

2.ΔHS 2 K (s) → 2 K (g)

2 K (s) + ½ O2 (g) ΔHF (K2O (s))

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

MCQ - 8

K2O (s)

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

1145,3 kJ/mol

Born-Haber para el CaBr2 y, ΔHVaporización (Br2 (l))

315 kJ/mol

1ª AE (Br (g))

- 324 kJ/mol

a partir de los datos que se ΔHDisociación (Br2 (g))

193 kJ/mol

U (CaBr2 (s))

- 2391 kJ/mol

te proporcionan en la tabla 1ª EI (Ca (g))

590 kJ/mol ΔHSublimación (Ca (s)) ¿?

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:

U= -

Z1 .Z 2 .e 2 .N A .A  1  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.

MCQ - 9

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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 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

formación de un ion Na+ a partir del átomo de sodio requiere una aportación de energía de

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

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

MCQ - 10

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PREINGENIERIA 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

Centrada en las

Centrada en el

del compuesto), se obtiene como resultado una red iónica en la que cada ion se encuentra en el centro de un

Tabla 2. TIPOS DE REDES IÓNICAS Í. Coordinación Estructura de la Compuestos Anión / Catión red iónica NaCl, NaBr 6 / 6 Centrada en las caras CsCl, Cs Br 8 / 8 Centrada en el cuerpo ZnS, BS TiO2

4 / 4 3 / 6

Tetraédrica Triangular

CaF2

4 / 8

Tetraédrica

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 - 11

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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).

 +  +  + +  +  +   +  +  +

F

 +  +  + +  +  +   +  +  +

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.

MCQ - 12

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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 - 13

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

Energía

Cuando éstos se encuentran muy separados, no existe interacción entre ellos y la energía del sistema es prácticamente nula. Al acercarse, aparecen r

r0 Distancia

→

fuerzas de naturaleza electrostática entre los electrones de un átomo y el núcleo del otro provocando un desplazamiento de las nubes electrónicas

Ee

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.

MCQ - 14

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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) ●●

●● ●● ● ● ● ●Cl ●Cl ● ●● ●●

●●

Cl ● + ●Cl

●

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.

●● ● ● Cl ●●

●●

Cl

●●

● ●

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

H ● ●O ●●

H

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: ●

H x + H x + ● O●

Hx

●● ● ●O x H ●●

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+: H + ● H + ●N H H

H H←N H H

+

MCQ - 15

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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.

●●

O ●●

●●

= ●●O

Oxígeno O2

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

N ≡ N●

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

Nitrógeno N2

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

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 - 16

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 ●

●● ● ●

F

●● ● ●● ●● ● ●●

F

●●

F● ●●

S

F

●

F

●●

● ●●

F

●

●●

SF6

●

●●

Cl

● ●●

●●

Cl ●● ●

Cl ●●

● Cl ●●

P ●

●

de este elemento completan su capa de valencia con tan sólo dos electrones.

● Cl ●●

PCl5

Otros elementos comparten más electrones que los necesarios para adquirir la configuración de gas noble. Este comportamiento es

●

●

●●

F

●● ●

F B

BF3 ●● ●

F

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 - 17

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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.

–

●● ●

O N ● ● O ●●

O

– O

N O

O

●●

O

–

O●

●

N ● O ●●

Estructuras resonantes para el ion nitrato

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

MCQ - 18

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 a)

-1

-1

b)

O +2 O S O -1 -1 O

O0 0 O S O0 -1 O

-2

a)

-1

-1

-2

-1

b)

O +1 -1 OPO -1 O

-3

O0 -3 -1 0 -1 OP O -1 O

Estructuras Lewis y cargas formales

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)

para los iones

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)

MCQ - 19

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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.

Mayor repulsión

Menor repulsión

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

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

MCQ - 20

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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:

●

●●

F

B: 1s2 2s22p1

●● ●

F B

●● ●

F

F B F

F: 1s2 2s22p5

F

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)

H ●

H● + H ● + H● + H● + C

●

H C H H

1.- Configuraciones y estructura Lewis:

H

C: 1s2 2s22p2

C

H

H H

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

MCQ - 21

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

H N H H

N: 1s2 2s22p3 N

H

H

H:

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.

●●

H O H

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

H O

104,5

H

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.

MCQ - 22

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

H

C= C

H H

H

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

●●

O

●●

= C=

●●

O

●●

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.

2.

3.

4.

Los compuestos con enlaces covalentes existen como gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión, por lo general menores que 300 0C. La mayoría son insolubles en disolventes polares, pero solubles en disolventes no polares (compuestos orgánicos) como el hexano (C6H14) o benceno (C6H6).

Los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

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

MCQ - 23

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 24

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

apolar

3.2

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 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

iv) 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

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)

MCQ - 25

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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.

DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD 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 - 26

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD

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 - 27

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 28

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

4.

PREINGENIERIA

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 - 29

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 30

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 31

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

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G

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F

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G

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A

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C

T

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D

G

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V

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P

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N

MCQ - 32

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO Q

U

I

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S

I

PREINGENIERIA W

E

L

E

D

A

R

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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

2.

Al

c.

Pb

d.

Br

e.

K

f.

P

g.

Li

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

3.

b.

b.

O

c.

H

d.

S

e.

Br

Para las siguientes formulas mencionar las clase de polaridad que presenta cada molécula y por que. Elaborar los diagramas de cada una: a. CO

4.

b.

H 2O

c.

Cl2

d.

HBr

e.

N2

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.

d. Potasio y nitrógeno. e.

5.

Sodio y calcio.

c.

Calcio y oxigeno.

Fluor y zinc.

f.

Fluor y sodio.

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.

d. Nitrógeno e hidrogeno.

7.

Cloro y magnesio. e.

c.

Carbono y cloro.

Hidrogeno y oxigeno. f.

Sodio y potasio.

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 - 33

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

9.

PREINGENIERIA

a. Rubidio y cloro.

b.

Hidrogeno y selenio.

c.

Boro y cloro.

d. Cesio y azufre.

e.

Estroncio y oxígeno.

f.

Hierro y cloro.

Las siguientes sustancias tiene enlaces covalentes múltiples. Elaborar la estructura de Lewis para cada una: a. HCN

b.

c.

SO3

HNO3

d.

e.

SO2

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.

H 2O

e. NH3

f.

Cl2O

c.

ICl

d.

BrCl

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

5.

b.

Ge – As – Sn – Sb

c.

Rb – Cs – Fr

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, covalente.

MCQ - 34

Lewis propone la

existencia del enlace

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 35

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

Pares Enlazantes

Pares Libres

2

-

Ejemplo

BeCl2

Cl – Be – Cl

Tipo Hibridación

Geometría

sp

Lineal

sp2

Plana trigonal

sp3

Tetraedrica

BF3 3

-

CH4 4

-

PCl5 5

Bipiramidal triangular

-

SF6 6

-

Octaedrica

SO2 2

1

sp2

Plana Angular

sp3

Angular

sp3

Piramidal triangular

H2O 2

2

NH3 3

1

MCQ - 36

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 37

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 38

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 39

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

+δ

−δ

H − Cl

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.

MCQ - 40

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 Tipo y Fuerza de Enlace

Red Iónica

Dureza

Duros Frégiles

Estado Físico

Sólidos

Punto de Fusión y Ebullición Solubilidad Agua

en

Solubilidad en disolv. organicos

MOLECULAR

y

Altos

Solubles general) Insolubles

ATOMICA

Van der Waals o Puente Hidrogeno (Relativamente Debiles)

Covalente (Muy Fuerte)

Red Metálica

Muy Blandos

Muy Duros

Variable

Gases líquidos y sólidos

Sólidos

Sólidos (en general)

Bajos

(en

METALICA

Muy Altos

A temperatura ambiente o superior

Insolubles (en general)

Insolubles

Insolubles

Solubles (en general)

Insolubles

Insolubles

MCQ - 41

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO Conductividad electrica Ejemplos

(fundidos disueltos)

o

NaCl MgO K2CO3 …

PREINGENIERIA

Malos conductores

Muy malos conductores

Buenos conductores

H2 H2O CH4 CCl4 ..

Diamante Ge …

Na Fe

MCQ - 42

Cuarzo (SiO2)

Cu Hg …

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

MCQ - 43

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 44

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 45

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 46

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 47

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 48

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 49

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 50

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 51

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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); F2 (g) → 2 F (g); 2 F (g) → 2 F– (g); Ca (g) → Ca2+ (g); Ca2+ (g) + 2 F– (g) → CaF2 (s)

(∆Hsubl) (∆Hdis) (2·AE) (EI1 + EI2) (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·AE) 2 Cl (g) → 2 Cl (g); 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 - 52

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO 6.-

PREINGENIERIA

 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); ½ Br2 (l) → ½ Br2 (g) ½ Br2 (g) → Br (g); Br (g) → Br– (g); K (g) → K+ (g); + K (g) + Br– (g) → KBr (s)

(∆Hsubl = 81,26 kJ) (½∆Hvap =15,35 kJ) (½ ∆Hdis = 96,75 kJ) (AE = –321,9 kJ) (EI = 418,4 kJ) (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); ½ F2 (g) → F (g); F (g) → F– (g); Li (g) → Li+ (g); + Li (g) + F– (g) → LiF (s)

(∆Hsubl = 155,2 kJ) (½ ∆Hdis = 75,3 kJ) (AE = –333 kJ) (EI = 520 kJ) (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 - 53

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 54

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 - 55

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

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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 - 56

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

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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 - 57

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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

C) Menor

B) Mayor

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) B) C) D) E)

En el agua (H2O) el enlace O – H es un enlace covalente polar.

En la sal común (NaCl) el enlace Na – Cl es un enlace iónico.

En el propano (CH3CH2CH3) el enlace C – C es un enlace covalente.

En el cloruro de hidrógeno (HCl) el enlace H – Cl es un enlace iónico.

En el metano (CH4) el enlace C – H es un enlace covalente.

MCQ - 58

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

D) 110,4

E) 92

C) 69

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?

CH3 CH CH3

(Cumeno) (Ex – UNI 1993 I) A) B) C) D) E)

11 enlaces σ y 3π 12 enlaces σ y 6π 14 enlaces σ y 3π 15 enlaces σ y 3π 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.

MCQ - 59

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

D) FVFV

E) FFFF

C) VFVF

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

OH OH

O

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

D) 30 y 5

E) 30 y 8

C) 28 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

D) BCl3

E) BeH2

C) AlH3

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)

MCQ - 60

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO A) Solo I

B) Solo II

D) Solo III

E) II y III

PREINGENIERIA C) I y II

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

D) FVF

E) FFF

C) VFV

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

D) FVF

E) FVV

C) VFV

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

D) VFV

E) VFF

C) FVV

MCQ - 61

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

D) 7

E) 8

C) 6

Geometría molecular y enlaces intermoleculares 1. El hecho de que se puedan licuar los gases se debe a: (Ex – UNI 1981) A) B) C) D) E)

Existencia del enlace covalente.

Existencia del enlace iónico.

Existencia de la fuerza de Van Der Waals.

Existencia del enlace covalente coordinado.

Tienen poca afinidad.

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

CH3Cl (Tetraedral) CO2 (Lineal) CCl4 (Tetraedral) BCl3 (Trigonal) 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

D) sp3, π

E) sp2, σ

C) sp, 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 - 62

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO A) 0,00

B) 0,87

D) 2,02

E) 2,60

PREINGENIERIA C) 1,55

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

D) FFVV

E) FFFV

C) VFVV

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) B) C) D) E)

CH3CH3 : sp, 1800 CH2 = CH2 : sp2, 1200 CH2 = CH2 : sp, 1200 CH3CH3 : sp2, 109,50 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 - 63

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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: ( χ − χA )2   − B 4  100% % CI = 1 − e

Calcular el % CI para los compuestos AB y CD, y diga en que caso el enlace es covalente. χ : A = 2,20 , 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) S2Cℓ 2 B) CH2Cℓ 2 C) CaF2 D) OF2

E) BeH2

MCQ - 64

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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 A) VVV

B) VVF

D) FVV

E) FFV

( )

2 ii iX i i i ii

_

C) VFV

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 ii

ii

ii

ii

ii

ii

formar es ii X − Y − X ii III. Los compuestos iónicos generalmente se forman por combinación de metales con no metales.

Dato: Electronegatividad, K = 0,9 , C ℓ = 3,0 A) FFF

B) FFV

D) VVV

E) VFV

C) FVV

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

D) FFV

E) FFF

C) VFV

MCQ - 65

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

D) FVV

E) FFF

C) VVF

09. Determine cuántos enlaces simples y múltiples, respectivamente presentan la timina, mostrada a continuación: O

H H

C

C C

H N

H C

C N

O

H

A) 8, 3

B) 9, 3

D) 7, 6

E) 9, 3

C) 11, 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 - 66

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

D) FVF

E) VFV

C) VFF

11. El dioxirano H2CO2 , 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.

H

O

H

C A)

H

O C

B)

O

H

O

H C O O H C)

H

C

D)

O

O

H

C

O

O

E)

H

H

12. De las siguientes proposiciones respecto a la molécula N2O5 : 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

D) FFV

E) FVV

C) FVF

13. De las siguientes moléculas indique aquella que solo contiene enlaces simples: B) SO3 C) CH2Cℓ 2 A) O3 D) HCN

E) C2H4

MCQ - 67

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

14. Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Las siguientes especies químicas son excepciones a la regla del octeto: C ℓ O2 y NO2 .

II. El fósforo puede formar el compuesto PCℓ 5 de la misma manera que el nitrógeno puede formar NCℓ 5 .

III. BF3 y BeCℓ 2 son especies que constituyen excepción a la regla del octeto.

A) VVV

B) VFV

D) FFV

E) FVV

C) VVF

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

D) FFV

E) FVV

C) FVF

16. Indique el tipo de hibridación que tiene el átomo central en cada caso. _

I.

SO3

II. NO3

III. O3

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, NO3 .

A) tetraédrica

B) angular

C) plana trigonal

D) lineal

E) piramidal trigonal

MCQ - 68

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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, NO3 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 - 69

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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. BF3 : fuerzas dipolo – dipolo II. CH4

:

fuerzas de London

III. SO2

:

fuerzas dipolo – dipolo

A) Solo I

B) Solo II

D) II y III

E) I, II y III

C) Solo 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

D) FFV

E) VFF

C) VVV

24. Identifique las moléculas que presentan simultáneamente fuerzas de dispersión de London y fuerzas dipolo – dipolo.

I. H2S II. SO3 III. CCℓ 4 A) Solo I

B) Solo II

D) I y II

E) I, II y III

C) Solo III

25. Marque verdadero (V) o falso (F) I. El enlace puente de hidrógeno se presentan en alcohol etílico C2H5OH y en el fluoruro de hidrógeno (HF).

MCQ - 70

QUÍMICA – NIVEL INTERMEDIO

PREINGENIERIA

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

D) VFF

E) VFV

C) FVV

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

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Banco de preguntas de la UNI desde 1980 hasta el 2014. Desarrollado por Micienciaquimica, material en constante cambio.

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MCQ - 71