O L U T Í P A C *
*
*
Profesor:
7
T e m a
Julio Oria
ENLACE QUÍMICO
CONCEPTO:
Son fuerzas de atracción, que mantienen unidos a los átomos en las moléculas o iones en las redes cristalinas para lograr sistemas más estables que se caracterizan por tener menor energía.
CARACTERÍSTICAS:
- Son responsables en gran medida de las propiedades físicas y químicas de los compuestos que forman. - Son responsables de la atracción que ejerce una sustancia por otra, por ejemplo: el azúcar o sacarosa cuando se disuelve en agua. - En el enlace químico intervienen los electrones de valencia. - Los átomos conservan su identidad porque sus núcleos no se alteran. - Los átomos al unirse forman moléculas o sistemas cristalinos. - Las moléculas al unirse forman los estados condensados de la materia: sólido y líquido.
PRINCIPIO FUNDAMENTAL:
La tendencia universal de la materia es la de lograr su mayor estabilidad (contener menor energía), de acuerdo a esta tendencia los iones, átomos o moléculas se unen mediante enlaces químicos para formar agregados de menor energía y por consiguiente de mayor estabilidad.
Del gráfico, se aprecia: - Energía de enlace (E).- Es la energía involucrada en la formación o ruptura de un enlace, son de 2 tipos: A) Cuando se forma un enlace se libera energía: (exotérmico) H(g) + H(g) ® H2(g) + 104.6 kcal/mol (Ene (Enerrgía gía de for formació ación) n) B) Cuando se disocia (rompe) un enlace se absorbe energía: H2(g) + 104.6 kcal/mol ® H(g) + H(g) (Ene (Energ rgía ía de diso disoci ciac ació ión) n) Nota: A mayor energía de enlace, más estable es la molécula formada. Para sustancias que forman o rompen un mismo enlace, se cumple: E Formación = E Disociación
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Química *
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SIMBOLO DE LEWIS: electrón-punto
En 1916, Lewis sugirió Lewis sugirió representar a los electrones de valencia mediante puntos (•) o aspas (x), quienes se colocan alrededor del símbolo del elemento químico. Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946) Ejemplo: Químico norteamericano A pesar de sus numerosas investigaciones dentro del campo científico, Lewis se hizo especialmente famoso por su teoría sobre los enlaces químicos y por su definición de ácido y base.
OBSERVACIÓN: - El spin de los electrones todavía no había había sido sido propuesto propuesto cuando Lewis formuló formuló su teoría, teoría, así que Lewis no indicaba que dos de los electrones deberían pertenecer al orbital “s” y los demás a orbitales “p”. - Los símbolos de Lewis se escriben habitualmente para los elementos de los grupos principales y en raras ocasiones para los elementos de transición. *
*
REGLA DEL OCTETO: En el período 1916-1919, dos americanos, G. N. Lewis e Irving Langmuir Langmuir,, y un bioquímico alemán Walther Kossel, Kossel, formularon una importante propuesta sobre el enlace químico: Las configuraciones electrónicas de los átomos de gases nobles tienen algo especial que es la causa de su inercia química (estabilidad química) y los átomos de otros elementos se combinan unos con otros para adquirir configuraciones electrónicas como las de los átomos de gases nobles (8e- en la capa de valencia)
CLASIFICACIÓN:
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SUSTANCIA GRAFITO
SAL COMÚN (NaCl)
HILOS DE COBRE
AGUA (H2O)
¿De qué están formadas las siguientes sustancias?
átomos de carbono
Iones Na+ y Cl-
¿ qué mantiene unidos a los átomos, iones y moléculas?
Enlace Covalente
Enlace Iónico
Enlace metálico
Enlace Intermolecular
Poseen puntos de fusión
4200 °C (alto)
802 °C (alto)
1083 °C (alto)
0 °C (bajo)
ENLACE INTERATÓMICO: ENLACE IÓNICO: Es la fuerza de atracción
*
*
átomos de Cu
Generalmente
electrostática que se forma cuando se une un elemento de baja energía de ionización con otro de alta afinidad electrónica negativa, por transferencia de electrones de valencia. Cada átomo forma un ion con la C.E. de un gas noble. Cuantitativamente: (Para compuestos binarios)
moléculas de H2O
ION POSITIVO
ION NEGATIVO
Metal (1A,2A)
No Metal (6A, 7A)
DEN ³ 1,7
ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA
-Ejemplo: Sal de cocina (NaCl): 1er. Método.- Teórico, consiste en determinar la naturaleza de los elementos que van a formar el compuesto. Na: metal (1A) ; Cl: No metal (7A), entonces forman un enlace iónico 2do Método.- Por variación de electronegatividad. DEN = 3,0 - 0,9 = 2,1 > 1,7 (Iónico) Na: E.N. = 0,9 ; Cl: E.N. = 3,0 3er Método.- Tfusión (NaCl) = 801°C ( > 400°C) - Estructura de Lewis Realizamos la C.E. de los elementos 2 5 1 2 2 6 2 2 6 17Cl : 1s 2s 2p 3s 3p 11Na : 1s 2s 2p 3s Apreciamos que ninguno de los elementos cumple con la regla del octeto, por lo tanto se deben unir (enlazar) de la siguiente manera:
.. . .. Na + Cl .. *
1
E.N. = 0.9 E.N. = 3.0 DE.N. = 3.0 - 0.9 = 2.1 > 1.7 (Iónico)
1+
Na
2 . 1* .. . . .. .. *Ca + O [ Cl .. .. ]
*
E.N. = 1.0 E.N. = 3.5 DE.N. = 3.5 - 1.0 = 2.5 > 1.7 (Iónico)
ENLACE IÓNICO (ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA)
2+
Ca
.. *. .* 2[ O.. ]
ENLACE IÓNICO (ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA)
Otros ejemplos: compuestos iónicos binarios ( K2O, Ca3N2, Al2O 3 ), ternarios: Na2SO4, KOH, NH4NO3, (NH4)2SO4, NH4Cl, Na2SO4, MgCO 3, AgNO 3, Al 2(SO 4) 3, etc. *
Excepciones: - LiH, cuya DEN = 1,1 (es iónico), - LiI, cuya DEN= 1.5 (es iónico) - Los compuestos del Berilio (BeCl2, BeO, BeF2, BeBr 2, BeI2), AlCl 3 , ZnCl 2 y BF 3, no poseen enlaces iónicos, sino covalentes.
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- Los compuestos del ion amonio, presentan enlace iónico: NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, etc. *
Propiedades Generales: - En condiciones ambientales (1 atm y 25ºC) son sólidos cristalinos. - No forman moléculas, sino redes cristalinas, por lo que se suele hablar de “unidades fórmula” o “fórmula mínima”. Ejemplo: El NaCl no consiste en pares individuales de iones Na +Cl-. En vez de ello, el NaCl forma una enorme red tridimensional de iones. - Tienen alta dureza, a excepción de las alcalinos que son blandos. - Son rígidos (no se doblan) y frágiles (se rompen sin deformarse fácilmente por acción de fuerzas externas). - La mayoría son solubles en solventes polares (como el agua, etanol, acetona, etc.), pero insolubles en solventes no polares como el hexano. - Presentan elevados puntos de fusión (mayores a 400ºC) y elevados puntos de ebullición. - No conducen la electricidad en estado sólido, pero son buenos conductores de la electricidad (electrolitos), ya sea en solución acuosa o en estado líquido (fundidos). - Si el catión es el mismo y los aniones pertenecen COMPUESTO TEMP. DE TEMP. DE al mismo grupo, entonces, la diferencia de IÓNICO EBULLICIÓN FUSIÓN electronegatividad varía en función directa con CsBr 636°C 1300°C la temperatura de fusión. NaI
661°C
1304°C
MgCl2
714°C
1412°C
KBr
734°C
1435°C
. .
CaCl2
782°C
1600°C
MgO
2852°C
3600°C
. *
* *
ENERGÍA T. FUSIÓN RETIC (KJ/mol) (°C)
COMPUESTO IÓNICO
DEN
NaCl
2.1
786
801
NaBr
1.9
736
750
NaI
1.6
686
662
.
ENLACE COVALENTE: Son fuerzas de atracción que se
originan generalmente entre NO METALES y se caracteriza por la compartición mutua de uno o más pares de electrones de valencia de tal manera que adquieran la configuración de un gas noble.
No Metal
«
No Metal
compartición de eCuantitativamente:
0 £ DEN < 1,7
Excepciones: - El HF, cuya DEN= 1,9 (covalente polar). Propiedades Generales: - Forman moléculas, la mayoría de las sustancias covalentes constan de moléculas separadas con fuerzas débiles entre ellas. - A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. - Muchos no se disuelven en solventes polares como el agua, pero si en solventes no polares como el hexano. - Son malos conductores eléctricos en cualquier estado físico, incluso disueltos en agua (no son electrolitos). - Son blandos (baja dureza). - Poseen punto de fusión bajo y son menos solubles en el agua que los compuestos iónicos típicos. Excepciones:
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* El HCl, H2SO4, HNO3, etc. son covalentes, pero, disueltos en agua, se ionizan y conducen la corriente eléctrica (son electrolitos). * El grafito (C) es un buen conductor eléctrico, el diamante (C) es el material más duro que se conoce y de alta temperatura de fusión (3550°C), el cuarzo (SiO2) es muy duro y se funde a 1550°C, esto debido a que forman sólidos covalentes de red, los cuales no consisten en moléculas separadas, más bien se mantienen unidos por enlaces covalentes que se extienden en 3 dimensiones a través de la muestra. *
*
Clasificación: Según el número de pares de e- compartidos : SEGÚN EL # DE PARES DE eCOMPARTIDOS
LOS ÁTOMOS ENLAZADOS COMPARTEN
SIMPLE (A-B ; 1s)
1 par de e-
E L P I T L U M
DOBLE ( A=B ; 1s , 1p )
2 pares de e-
TRIPLE ( AºB ; 1s , 2p )
3 pares de e-
S
. .
EJEMPLOS
CH4, H2S
C6H6, O2, C2H 4
H
H
Tiene: * 2 enlaces simples * 2s y 0p * 2 par no enlazante
.. O ..
.. O ..
* 1 enlace doble * 1s y 1p
..
N C2H2, HCN, N2
. .
..
N
* 1 enlace triple * 1s y 2p
Observación: - Los enlaces múltiples son más cortos y más fuertes que los enlaces sencillos porque hay más electrones compartidos que mantienen unidos a los átomos.
- En el enlace sigma (s), los orbitales de cada átomo se traslapan de manera frontal. Tiene forma cilíndrica alrededor del eje central Ejemplo: * H2, se ve como se traslapan los orbitales “s” de ambos átomos. * F2, se ve como se traslapan los orbitales “p” a lo largo de sus ejes. - El enlace pi(p), tiene una distribución electrónica por arriba y por debajo del eje del enlace. Se forma por el traslape lateral de dos orbitales p paralelos. Un traslape lateral no forma un enlace tan fuerte como el que se forma por el traslape de dos orbitales p sobre el mismo eje. Un enlace pi se forma cuando hay disponibles dos orbitales paralelos una vez que se ha formado un fuerte enlace pi.
El enlace sigma (s) es más estable que el enlace pi (p)
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Química *
Según el grado de e- aportados :
.. .. Cl ..
* Enlace covalente normal.- Cada átomo aporta un electrón en la formación del enlace, por lo tanto se efectúa en orbitales desapareados. Ejemplos: BeCl 2 , H2O, NH3, CH 4
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.. . . Cl ..
Be
Tiene: * 2 E.C. Normales * 2 enlaces s
* Enlace Covalente Coordinado o Dativo.- En este caso el par de electrones que se comparten es aportado por un solo átomo. Ejemplos: O3 , SO2 , SO3 , Na 2SO 4 , NH 4+ ,HNO 3, HClO4, N2O4, PH4+,etc.
.. O ..
..
O . .
O
. .
. .
. . . . O
. .O . . *
. .O . .
N
N
. .O ..
+
H
Tiene: * 6 pares no enlazantes * 2 E.C. Normales * 1 E.C. Coordinado * 2s y 1p
N H
H H
Tiene: * 5 E.C. Normales * 2 E.C. Coordinados * 2 enlaces doble
Tiene: * 3 E.C. Normales * 1 E.C. Coordinado * 4s y 0p * Ningún par no enlazante
* 10 pares no enlazantes * 5 s y 2p
Según el grado de compartición del par electrónico : * Enlace Covalente Polar Se origina cuando los electrones compartidos no son atraídos con la misma fuerza por los núcleos de los átomos, formandose así polos negativo y positivo. Características: - Como los 2 átomos que se unen no son iguales, no compartirán por igual al orbital de enlace. - Uno de los átomos (el de mayor EN) atraerá hacia sí con más intensidad los electrones del enlace. - El átomo que atrae con más fuerza el par electrónico adquiere mayor densidad electrónica y por lo tanto carga negativa y el otro átomo adquiere carga positiva. - Los términos δ+ (delta más) y δ- (delta menos) indican las cargas parciales que adquieren los átomos al unirse mediante enlace covalente, y no se deben confundir creyendo que son iones positivo y negativo como se crean cuando se unen en un enlace iónico. Ejemplos: HCl, HF, HBr, H2O, NH 3, CHCl 3, H 2SO 4, etc. Tiene: Tiene: * 2 E.C. Normales * 3 E.C. Normales * 2 E.C. Polares * 3 E.C. Polares * 2s y 0p * 3s y 0p * 2 par no enlazante * 1 par no enlazante
.. N
H
H
O
. .
H
H
. .
H
Momento dipolar de un enlace (μ):Es el parámetro que mide el grado de polaridad de un enlace. Se representa con un vector ( ®) cuyo sentido va del átomo de menor a mayor electronegatividad. Es decir señala la orientación de la densidad eléctrica (dirección del dipolo). Ejemplo: Yoduro de Hidrogeno. HI
m d
+
H
-
d
I
El momento dipolar teórico, se calcula: µ = q x d q : carga del electrón dado o recibido parcialmente. d : distancia entre los centros de carga (longitud de enlace)
6
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En el S.C.G.S: q = 4,8x10-10 u.e.c. (u.e.c. :unidad electrostática de carga) En el SI: q = 1,6x10-19 C. * EQUIVALENCIA: 1 debye (D) = 10-18u.e.c x cm = 3.33x10-30cm D = u.e.c. x cm µ: Momento dipolar (Debye: D) Observación: - El momento dipolar influye en la polaridad molecular y esto a su vez en las propiedades físicas de la sustancia, como por ejemplo: Pvapor, solubilidad, viscocidad, tensión superficial, etc. - En una molécula polar: µ ¹ 0. - A mayor DEN, el enlace se polariza más
. * Enlace covalente no polar Consiste en la compartición equitativa (o igual) de los electrones enlazantes entre dos átomos, por lo que no surgen polos permanentes. Se presenta cuando se unen átomos no metálicos idénticos. Ejemplos: Br2, H 2, Cl2, O2, N 2, F2, etc.
H . . .. Br ..
H .. . . Br ..
.. O .. ..
* 1 E.C. Normal * 1 E.C. Normal * 6 pares no enlazantes
.. O .. ..
N N
* 2 E.C. Normal * 4 pares no enlazantes * 3 E.C. Normal * 2 pares no enlazantes
Nota: Si una molécula tiene enlaces covalentes polares no necesariamente la molécula es polar, ésta puede ser apolar, a su vez si una molécula tiene enlaces covalentes no polares no necesariamente la molécula es apolar, esta puede ser polar. * *
. *
ESTRUCTURA DE LEWIS DE MOLÉCULAS SENCILLAS: Moléculas diatómicas : * Se colocan los símbolos de los elementos uno al lado del otro y se distribuyen los electrones de valencia hasta completar el octeto, si hubiese “H” hasta lograr que se rodee de 2eEjemplo: HCl, HF, O2, N 2, etc. Moléculas poliatómicas : PASO 1: Determine el número total de electrones de valencia de la estructura. Ejemplo: CH3CH2OH evalencia totales = 8 + 6 + 6 = 20 ; PO 43- e valencia total = 5 + 6x4 + 3 = 32 PASO 2: Identifique el átomo o átomos centrales y los átomos terminales. * Usualmente el átomo central es el que se encuentra en menor cantidad * Si hay 2 átomos que se encuentran en menor cantidad, se elige como central generalmente al que tiene menor valor de electronegatividad. Ejemplos: N2H 4, CO2 , C 2H 6 * Los casos más importantes en que los átomos de O son átomos centrales son estructuras con un enlace peroxo (—O—O—) o un grupo hidroxi (—O—H). En los restantes casos, el átomo de O es un átomo terminal. * Los átomos de C son casi siempre átomos centrales. Ejm: C2N2 , CS2 , * Un compuesto puede tener más de un átomo central. Ejm: CH3CH2OH * Los átomos de H y F son siempre átomos terminales. PASO 3: Escriba un esqueleto estructural adecuado y una los átomos del esqueleto mediante enlaces covalentes simples (un solo trazo). PASO 4: Por cada enlace del esqueleto, reste dos electrones del número total de electrones
.. Química - 2013
..
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de valencia. PASO 5: Con los electrones de valencia restantes complete primero los octetos de los átomos terminales y después complete, en la medida posible, los octetos del átomo o átomos centrales. Si los electrones de valencia existentes son justo los necesarios para completar los octetos de todos los átomos, la estructura obtenida en este momento es una estructura satisfactoria. PASO 6: Si completado el paso 5 , falta un octeto a uno o más átomos centrales, desplace electrones de pares de solitarios de los átomos terminales formando enlaces covalentes múltiples con los átomos centrales. Forme enlaces múltiples hasta que se completen los octetos de todos los átomos, obteniendo una estructura de Lewis satisfactoria. *
CARGA FORMAL:
Las cargas formales (CF) son cargas aparentes que aparecen sobre algunos átomos de una estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido con igual número de electrones al enlace covalente que los une. En algunos casos, cuando hay más de una posible estructura de Lewis (resonancia), se utilizan las cargas formales para establecer qué secuencia de átomos o distribución de enlaces es más satisfactoria. C.Fdel átomo = #e-de valencia del átomo libre - #e- valencia no compartidos- 1/2 ( #e- valencia compartidos) La estructura de Lewis más problable es la que está encerrada en un rectangulo
Reglas generales que ayudan a determinar si una estructura de Lewis es aceptable según sus cargas formales. • La suma de las cargas formales de los átomos en una estructura de Lewis debe ser igual a cero para una molécula neutra e igual a la carga para un ion poliatómico. • De ser necesarias cargas formales, éstas deben ser lo menores posible. • Las cargas formales negativas suelen aparecer en los átomos más electronegativos y las cargas formales positivas en los átomos menos electronegativos. • Las estructuras con cargas formales del mismo signo en átomos adyacentes son poco probables. Ejemplo: Escriba la estructura de Lewis más verosímil para el cloruro de nitrosilo, NOCI, uno de los agentes oxidantes presentes en el agua regia, mezcla de los ácidos nítrico y clorhídrico concentrados, que es capaz de disolver el oro.
*
RESONANCIA: Deslocalización del par de e- de enlace. Una especie química se dice
que posee resonancia si posee 2 o más representaciones de Lewis, la especie real es un estado intermedio de dichas representaciones, ninguna sola es la representación de la especie real. Ejm: O3 , CH 3COO -, NO 3- , SO 2 , SO 3 , C 6H 6 , CO 32-, N 3- (ion azida), N 2O, SCN - (ion tiocianato), etc.
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Química .. O ..
L1
.. . .O ..
..
O
L2
..
O
. .
O
. .
. .
2 estructuras resonantes
O
Lreal
O
. .
O Hibrido de
. .
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O
resonancia (L1 > Lreal > L2)
Las especies en general que poseen resonancia poseen enlace múltiple, aunque ello no implica lo inverso, es decir, la presencia de un enlace múltiple no garantiza la resonancia ( O º C). El dibujo de las estructuras de Lewis para una especie con resonancia debe tomar en cuenta lo siguiente: * La posición relativa de los núcleos debe ser invariable. * El número de enlaces debe ser el mismo en cada estructura. * El número de e- no enlazados debe ser constante. *
.
* *
*
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: La regla del octeto se aplica principalmente a los elementos del segundo periodo. Las excepciones a la regla del octeto caen en tres categorías que se distinguen por un octeto incompleto, un número impar de electrones o más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central. Octeto incompleto : El número de electrones que rodean al átomo central de una molécula estable es inferior a ocho. Ejemplos: BeH2 , BeCl2 , AlCl 3 , BH 3 , etc. Moléculas con número impar de e- : Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Ejemplos: NO, NO2 , ClO2 , etc. Las moléculas con número impar de electrones algunas veces se denominan radicales. Muchos radicales son altamente reactivos. La razón es que el electrón desapareado tiende a formar un enlace covalente con un electrón desapareado de otra molécula. Por ejemplo, cuando dos moléculas de dióxido de nitrógeno chocan, forman tetróxido de dinitrógeno en el cual la regla del octeto se satisface para los átomos de N y de O. Octeto expandido : El número de electrones que rodean al átomo central de una molécula es mayor a ocho. Suelen estar formadas por átomos no metálicos situados a partir del tercer período enlazados a átomos extremadamente electronegativos. Ejemplos: SF6 , PCl5 , AsF5 , XeF4 , IF5 , XeF2 , ClF 3 , SF 4 , etc. El S tiene un octeto expandido en la segunda estructura, y se considera la más aceptable porque tiene menos cargas formales. Sin embargo, los detallados cálculos teóricos demuestran que la estructura más probable es la que satisface la regla del octeto, aunque estén más separadas las cargas formales. Para los elementos del tercer periodo en adelante, la regla general dicta que una estructura de resonancia que sigue la regla del octeto sea preferible en lugar de una que tenga octeto expandido aunque lleve menos cargas formales.
*
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES:
Es el proceso de combinación de 2 o más orbitales atómicos puros (no equivalentes de un mismo átomo) del nivel de valencia, para obtener
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orbitales nuevos (híbridos) los cuales poseen la misma forma, la misma energía relativa, igual estabilidad y distribuidos simétricamente en el espacio. *
Hibridación sp:
Consiste en la combinación de 1 orbital puro “s” y 1 orbital puro “ p” para formar 2 orbitales híbridos “ sp”, uno dirigido hacia la izquierda y el otro hacia la derecha, los cuales forman entre sí un ángulo de 180° (lineal). Ejemplo: BeCl2 La C.E. del átomo de Berilio es: 4Be: 1s22s2 Energía
E S D A E L M A A T R I B G R A I O D
Energía 1 2px 2py 2pz 1 2s 1 1 1s
Energía 1 2s 1 1 1s
Estado basal
1 2px 2py 2pz
11 sp sp 1 1 1s
Estado de transición
2py 2pz
Estado hibrido
Veamos el proceso de hibridación en forma gráfica. electrón
180°
Hibridación
+
2s
2px
Orbitales híbridos sp juntos 2 orbitales híbridos (sólo se ven los lóbulos grandes) sp Para el cloro; 17Cl : [Ne]3s23px23py23pz1 apreciamos que posee 1 orbital 3p desapareado
Be
Cl
BeCl2
Cl
orbital 3pz
orbital 3pz orbitales sp Otros ejemplos: BeBr2 , BeI 2 , CdCl2 , CdBr 2 , CdI 2 , HgCl 2 , HgBr 2 , HgI 2. También se produce hibridación sp en el átomo de carbono. Ejm: C2H 2
Energía
Energía
1 1 1 2px 2py 2pz 1 2s 1 1 1s
Estado basal
Energía
1 2s 1 1 1s
1 1 1 2px 2py 2pz
Estado de transición
11 sp sp 1 1 1s
1 1 2py 2pz
Estado hibrido
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Hibridación sp2:
Se forman cuando se combina 1 orbital puro “s” y 2 orbitales puros “p”, formandose así 3 orbitales híbridos sp2, los cuales se encuentran orientados el uno del otro tan lejos como sea posible, esto se logra cuando forman ángulos entre si de 120°, cuya geometría de los orbitales híbridos es triangular (trigonal). Ejemplo: Trifluoruro de boro (BF3) La C.E. del boro es: 5B : 1s 22s22p1 Energía
Energía
1 1 2px 2py 2pz 1 2s 1 1 1s
Energía
1 2s 1 1 1s
Estado basal
1 1 2px 2py 2pz
11 1 spsp sp 1 1 1s
Estado de transición
2pz
Estado hibrido
Gráficamente: electrón
120°
+
2s
120°
+
2px
2py
120°
Orbitales híbridos 2 3 orbitales híbridos sp juntos sp Para el fluor ; 9F : [He]2s22px22py22pz1 apreciamos que posee 1 orbital 2p desapareado
2pz
F
BF3
B F
F
2pz
2pz
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En el H2C=CH2 (etileno)
*
Hibridación sp3:
se logra formar mediante la combinación de los orbitales puros: s, p x, p y, pz, donde se forman 4 orbitales híbridos sp3, los cuales se encuentran orientados el uno del otro tan lejos como sea posible, esto se logra cuando forman ángulos entre si de 109,5°, cuya geometría de los orbitales híbridos es tetraédrica regular. Ejemplo: CH4 La C.E. del carbono es: 6C : 1s22s22p 2 Energía
Energía 1 1 1 2px 2py 2pz 1 2s 1 1 1s
Estado basal
Energía 1 2s 1 1 1s
1 1 1 2px 2py 2pz
Estado de transición
11 1 1 spsp spsp 1 1 1s
Estado hibrido
12 Química - 2013
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Química *
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GEOMETRÍA MOLECULAR RESPECTO AL ÁTOMO CENTRAL (AXn) :
HIBRIDACIÓN
sp sp
GEOMETRÍA MOLECULAR
A
CASOS
180°
180°
A
(Lineal)
(Lineal)
BeCl2 BeH2 HgCl2 CO2 CS2 BF3 BCl3 AlCl3 NO3CO32- SO3
A A
EJEMPLOS
120°
(Trigonal Planar)
120°
A
(Trigonal Planar)
< 120°
SO2 O3 PbCl2 SnBr2 SnCl2
(Angular)
A
109,5°
CH4
SiCl4
SO42-
ClO4-
CCl4
NH4+
(Tetraédrico)
sp
A
NH3 PF3
A
ClO3- H3O+
109,5°
PH3
(Tetraédrico)
(Piramidal) < 109,5° H2O
A (Angular)
OF2
SCl2 H2S << 109,5°
13 Química - 2013
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Química * *
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POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS: Molécula Polar: Es aquella molécula que presenta momento dipolar resultante diferente de cero (µR ‡ 0), debido a que sus centros de carga positiva y negativa no coinciden. Presenta una estructura asimétrica.
NH3
mR
.. d N m -
m
H
+
d
m + d
H H
H2O
-
mR
O
. .
+
d
+
m
mR ¹ 0
H
d
-
-
d
. .
m
+
+
H
d
+
mR ¹ 0
Nota: Para moléculas polares como el HCl, HBr, HI, H2O, NH 3, etc. el de mayor grado de polaridad será el de mayor diferencia de electronegatividad, ya que tendrá mayor momento dipolar. Ejemplo: µR(H2O) = 1.87D ; µ R(NH3)= 1.46D ; µ R(NF3)= 0.24D, entonces el orden creciente de polaridad será: NF3 < NH3 < H 2O *
Molécula Apolar: .
Es aquella molécula que presenta un momento dipolar resultante igual a cero (µR = 0). Presenta una estructura simétrica puesto que sus centros de carga positivo y negativo coinciden, por lo tanto no forman polos. Ejm: CH4 , CO2 , N2 , CCl 4 , C6H 6 , etc.
H
CH4
d
m
H
+
d
m
C
m
m
H
mR= 0
CO2
+
d
H
+
d
-
mR= 0
+
d
+-
-
d
+
d
-
d
O CmO m
+-
* Las moléculas de los H.C. son apolares. * Las moléculas apolares no producen dipolo
+
d
Método Práctico: - Si el átomo central se rodea de átomos iguales y carece de orbitales no enlazados, la molécula será apolar. - Si el átomo central se rodea de átomos diferentes o de átomos iguales pero tiene por lo menos un orbital no enlazado, la molécula será polar. - Si la molécula es diatómica, y presenta: - enlace polar ---> será polar - enlace no polar ----> será apolar
H
H C Cl *
C
C Cl
Cis
H
Cl C
H
Cl
Considere los 2 dicloroetilenos, tienen la misma fórmula molecular, la misma masa molar, pero propiedades físicas y químicas diferentes. * El cis hierve a 13°C más que el trans. * El trans ( m= 0 D) y el cis ( m= 1.90 D) * Tebullición: cis > trans
Trans
ENLACE METÁLICO: Este enlace es propio de los elementos metálicos. El modelo del mar de e- : Todos los átomos metálicos en la muestra aportan sus electrones de valencia para formar un “mar de electrones” que se deslocalizan a través de toda la
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sustancia. Los iones metálicos (los núcleos junto con los e- internos) se encuentran sumergidos en este mar de e- en un acomodo regular. * Propiedades: - La mayoría son sólidos, con puntos de fusión de moderados a altos y puntos de ebullición mucho más elevados. - Típicamente se doblan o se abollan en vez de romperse. Muchos pueden formar láminas delgadas (maleables) o estirarse para formar alambres (dúctiles) - Se presenta en todos los metales y aleaciones (Ejemplo: latón, bronce, etc.) - Brillo metálico. - Buenos conductores eléctricos y térmicos, en ambos estados, sólido y líquido. - Insolubles en agua.
La teoría explica algunas propiedades de los metales, como la apariencia lustrosa, la capacidad para conducir la electricidad, y la facilidad de deformación (los metales se aplastan en láminas y se estiran en hilos con facilidad).
El extrañamente bajo punto de fusión del Galio. Su punto de fusión (29.8°C) está por debajo de la temperatura corporal, pero ebulle a 2403°C
FUERZAS INTERMOLECULARES
Son fuerzas de atracción electrostática existentes entre las moléculas, el cual se da a corta distancia. Este tipo de interacción permite comprender las propiedades de la materia condensada (sólida y líquida) así como medir su influencia en las propiedades macroscópicas de la materia (punto de fusión, de ebullición, solubilidad, tensión superficial, etc.). *
CARACTERÍSTICAS: - Actualmente a las fuerzas intermoleculares también se les denomina Fuerzas de van der Waals, en honor al científico Holandés Johannes van der Waals (1837-1923) - Si estas fuerzas son muy débiles, el material sera gaseoso y, a medida que estas aumenten, los materiales serán líquidos o sólidos. - Por lo general estas fuerzas son mucho más débiles que las fuerzas interatómicas.
Ejemplo: - Para disociar una mol de moléculas de agua se necesita de un total de 920KJ de energía. - Para vaporizar una mol de moléculas de agua se necesitan de un total de 41Kj de energía.
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Química E. INTERMOLECULAR (entre moléculas H de agua) O
O H
H
H
E. INTERATÓMICO (H-O)
H2O
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A medida que el agua se va calentando (ganando energía), el primer enlace que se rompe es el intermolecular (41 KJ/mol) el cual permite el paso a la fase de vapor, sin embargo la atracción entre los átomos permanece inalterado. Para romper el enlace entre el H-O se requiere (920 KJ/mol), con lo cual concluimos que el E. interatómico requiere más energía para romperse que el E. intermolecular
*
TIPOS:
*
DIPOLO-DIPOLO: Llamado también Fuerzas de Keesom, son fuerzas de atracción que
actúan entre moléculas polares, es decir moléculas con dipolo permanente, su origen es electrostático y se puede entender en función de la ley de Coulomb.
Las moléculas que tienen un momento dipolar permanente tienden a alinearse con las polaridades opuestas en la fase sólida para hacer máxima la atracción. En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido, pero tienden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones de atracción también sean ORIENTACIÓN DE MOLÉCULAS POLARES POR máximas. ACCIÓN DE LAS FUERZAS DIPOLO DIPOLO Molécula polar
Molécula polar
ENLACE DIPOLO DIPOLO
Orientación de moléculas polares en un sólido
Hay una correlación aproximada entre el momento dipolar y el punto de ebullición. Para compuestos moleculares con aproximadamente el mismo tamaño y masa molar, cuanto más alto sea el momento dipolar, más intensas serán las fuerzas intermoleculares y mayor será la energía en forma de calor que debe agregarse para vencerlas. Así, las sustancias con momentos dipolares más altos por lo general tienen puntos de ebullición elevados.
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Química *
PUENTES DE HIDRÓGENO:
Es un tipo especial de interacción dipolo - dipolo muy fuerte, que se da entre moléculas que tienen un átomo de hidrógeno enlazado a un átomo pequeño, altamente electronegativo (F, O ó N) con pares de electrones libres. El enlace covalente entre el H y el N, O ó F es muy polar, entonces la densidad electrónica se retira del H. Como resultado, el H parcialmente positivo de una molécula es atraído por el par de electrones libres parcialmente negativos sobre el N, O ó F de otra molécula, y se forma el E.P.H.
B:
.
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H
A y B son N, O ó F
A
- Los líquidos cuyas moléculas se mantienen unidas por puentes de hidrógeno se denominan líquidos asociados. - El EPH se designa generalmente por una linea punteada. Ejemplos: H2O, H2O2, HNO3, R-OH, NO2OH, R-CHO, R-COOH, CH 3COOH, NH 3, (HF) n, etc.
También se puede formar E.P.H entre el agua y moléculas orgánicas polares: alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, aminoácidos, etc. Ejm: ácido fórmico (HCOOH) / H2O ; acetona (CH3COCH3) /H2O ; - Poseen puntos de ebullición excepcionalmente altos en comparación con otras sustancias polares que pertenecen a una misma función. ) C ° ( n ió c li l u b e e d o t n u P
Periodo
Por ejemplo, de la gráfica, se aprecia que el fluoruro de hidrógeno (HF) hierve a 19.6°C aprox, mientras que el cloruro de hidrógeno (HCl), que es más pesado, pero no asociado,
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hierve a -85°C aprox. Esto se debe a que el HF presenta EPH y el HCl solo enlace dipolodipolo, y para romper un EPH se requiere una energía mayor que para romper los otros enlaces intermoleculares. ¿Por qué el hielo flota en el agua? Esto se explica por el EPH, en el agua liquida una molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua mientras que en estado solido (hielo) una molécula puede unirse a otras 6, aumentando así el volumen entre los espacios vacíos, disminuyendo así su densidad
*
POLARIZABILIDAD :
Aunque los e- se localizan en enlace o en pares libres, están en constante movimiento, de modo que a menudo podemos dibujarlos como “nubes” de carga negativa. Un campo eléctrico cercano puede distorsionar esta nube, atrayendo la densidad electrónica hacia la carga positiva o empujándola lejos de una carga negativa. En efecto, el campo induce una distorsión en la nube electrónica. Para una molécula no polar, esta distorsión produce un momento dipolar inducido temporal; para una molécula polar, aumenta el momento dipolar ya presente. Fuente del campo eléctrico pueden ser los electrodos de una bateria, la carga de un ion cercano, o aun las cargas parciales cercanas de una molécula polar. La facilidad con que la nube electrónica de una partícula puede distorsionarse se denomina polarizabilidad. - Dipolo inducido: se produce cuando a un átomo o molécula no polar, se le forman polos (+ y -), debido al acercamiento de una molécula polar o ión. interacción ion - dipolo inducido + +
catión
-
molécula no polar
interacción dipolo - dipolo inducido
-
+
molécula polar
+
-
molécula no polar
- Dipolo instantáneo: dura solo una pequeña fracción de segundo, ya que los electrones al girar adoptan posiciones que generan polos instantáneos en un átomo o molécula apolar. *
FUERZAS DE DISPERSIÓN (LONDON):
Se denomina así en honor al físico alemán Fritz London (1930), consiste en una fuerza de atracción eléctrica muy débil entre dipolos no permanentes, es decir entre un dipolo instantáneo y un dipolo inducido correspondiente a 2 moléculas que se encuentran a distancias de 5 a 10A° entre sí, es decir, se manifiestan a distancias muy cortas (1/d7). Las fuerzas de dispersión de London están presentes en todo tipo de moléculas (polares y apolares) cuando las sustancias se encuentran en estado sólido o líquido. En moléculas apolares las fuerzas de London son las únicas atracciones intermoleculares que existen, debido a ello se puede explicar propiedades como la licuación.
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La fuerza de London es directamente proporcional al peso molecular, superficie de contacto y número de electrones de valencia no enlazantes (e- polarizables) Ejm: Temperatura de ebullición: CH4 < SiH4 < GeH4 < SnH4 HCl < HBr < HI C4H10 < C5H12 La fuerza de London, es inversamente proporcional al número de ramificaciones, ya que tiene menor superficie de contacto y su punto de ebullición es menor. CH3 CH3
C
CH3
CH3
<
CH3
CH
CH2 CH3
<
CH3
CH2 CH2 CH2 CH3
CH3 neopentano (teb= 9,5°C)
isopentano (teb= 28°C)
n-pentano (teb= 36,1°C)
Generalmente respecto a la Enlace Puente Enlace Enlace por > > intensidad de las fuerzas intermoleculares. de Hidrógeno Dipolo Dipolo Fuerza de London
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verdadero (V) o falso (F): I. Es la fuerza que mantiene unidos a los iones en un compuesto. II. Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en una molécula. III. Es la fuerza de unión que mantiene unidos a los átomos de manera que se forma un agregado estable con propiedades distintas a las de las sustancias iniciales. A) FFV B) FVF C) VFF D) VVV E) FVV
Reforzando lo aprendido * Preguntas de autoevaluación: NIVEL I 01. Hallar el número de electrones de • •• •• valencia de la siguiente notación: X• a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6
02. Qué enlace no es interatómico A) Iónico B) Dipolo–Dipolo C) Covalente D) A y C C) Metálico 03. Cuándo dos elementos se unen para formar un enlace entonces es cierto: I. ganan energía II. pierde energía III. adquieren mayor estabilidad A) I y II B) solo I C) I y III D) solo II E) II y III
09. 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? A) Igual B) Mayor C) Menor D) Ninguna relación E) La energía es negativa en la molécula y positiva en los dos átomos
04. En el enlace químico no hay I. Transferencia de electrones II. Compartición de electrones III. Ganancia de energía A) I y II B) solo I C) solo III D) II y III E) I y III
10. El diamante es un cristal formado por átomos de carbono, dichos átomos están unidos por enlaces de tipo: A) Metálico B) Molecular C) Puente hidrógeno D) Covalente E) lónico
05. Los enlaces covalentes se generan frecuentemente por dos no metales debido a: A) Transferencia de electrones. B) Compartición de pares de electrones. C) Compartición de átomos eléctricos. D) Unión de iones. E) Unión de moléculas iónicas.
11. A continuación se muestran las electronegatividades de algunos elementos químicos: Mg = 1,2 O = 3,5 Ca= 1,0 H =2,1 Cl = 3,0 Entonces se puede afirmar que: I. En el MgO el enlace Mg-O es iónico II. En el CaCl2 el enlace Ca-Cl es covalente III. En el H2O el enlace O-H es covalente. Son correctas: a) I, II b) II, III c) I, III d) Sólo II e) Todas
06. Todo enlace iónico se genera por: A) Transferencia de átomos. B) Comportamiento de átomos. C) Compartición de electrones. D) Transferencia de electrones. E) Unión de moléculas. 07. ¿Cuál no es una característica del enlace covalente? A) El enlace es de naturaleza electrostática. B) Se comparten pares de electrones periféricos. C) Se puede realizar entre elementos iguales o diferentes. D) Es propia de la molécula de hidrógeno. E) Puede ser apolar o polar
12. Indique el número de enlaces sigma y pi para el siguiente compuesto: CH A) 17 y 2 B) 16 y 3 C) 17 y 3 D) 13 y 2 E) 19 y 3 3
CHO
13. Un elemento químico “K” de número atómico 15 se une a otro elemento
08. En relación al enlace químico indique
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Química químico “R” de número atómico 34. ¿Cuál es el compuesto químico más sencillo que se forma? A) KR B) K2R C) KR2 D) K2R3 E) K3R2
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20. Determine los enlaces sigma ( s) y pi (p), para las siguientes moléculas. I. NO⁵ II. ClO⁷ III. NH A) 5 y 3 ; 7 y 1 ; 3 y 2 B) 6 y 2 ; 8 y 0 ; 4 y 1 C) 2 y 6 ; 8 y 0 ; 3 y 1 D) 5 y 3 ; 8 y 0 ; 3 y 2 E) 6 y 2 ; 8 y 0 ; 3 y 0
14. Determine el número de enlaces sigma y pi para la siguiente molécula. CH3
21. Indicar cuáles de las siguientes moléculas presentan enlaces moleculares pi (π) I. COCI II. CH III. O A) I, II y III B) Sólo I C) Sólo II D) I y II E) I y III
CH=CH2
A) 7s y 3p B) 20s y 3p C) 18s y 2p D) 21s y 2p E) 21s y 3p
22. De los compuestos indicados: I. NF⁵ II. H III. BeCl IV. O ¿Cuáles no cumplen la regla del octeto? A) I, II B) II, III C) I, II, III D) Sólo IV E) Todo
15. Indicar el número de enlaces sigma y pi en la molécula. CH3 A) 24 ; 5 B) 25 ; 5 C CH=CH2 H C) 23 ; 6 C C D) 23 ; 4 E) 22 ; 5 O C C H
C
NIVEL II 01. Señale las proposiciones que no se cumplen en la formación del enlace químico. I. Hay liberación de energía. II. Los electrones de la capa de valencia participan en la formación del enlace. III. Los átomos al enlazarse adquieren mayor estabilidad. IV. Solamente forman enlace químico los átomos que tienen 8 electrones de valencia. A) Sólo ll B) Sólo IV C) I y II D) III y IV E) I, II y III
C
O CH3
16. Si un elemento (Y) del grupo 15 (VA) y otro elemento (X) del grupo 2 (IIA) forman un compuesto iónico, podemos decir que su estructura de Lewis es: A) 3X2+ Y2– B)3X2+ 2Y 3C) X2– Y3+ D) 2X 3+ 3Y 2+ E) 2X2+ 3Y-2 17. Un elemento A se encuentra en el grupo de los anfígenos y otro elemento "B" en el grupo de los alcalinos térreos. Si ambos átomos se combinan, su posible fórmula será A) BA B) B2A3 C) B 2A D) B 3A 4 E) BA2
02. Respecto al enlace químico: I. Los átomos se unen para alcanzar una configuración estable. II. Los átomos enlazados alcanzan una gran inestabilidad. III. Existe liberación de energía de enlace. IV. Los átomos conservan sus propiedades. Son correctas: A) I y II B) sólo I C) I y III D) II y III E) I, III y IV
18. Indique el número de enlaces sigma en cada uno de los siguientes compuestos: I. NO II. CH⁴ A) 1; 3 B) 5; 4 C) 5; 3 D) 4; 4 E) 4; 5
03. Cuando se produce un enlace químico origina: A) Ganancia de energía para lograr más estabilidad. B) Ganancia de energía para formar el enlace.
19. Señale el número de enlaces dativos en cada caso: I. ClO⁷ II. HSO⁴ A) 6; 1 B) 6; 2 C) 5; 3 D) 6; 3 E) 5; 0
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Química C) Perdida de energía, debido a la estabilidad que se logra. D) Ganancia de energía, debido a la estabilidad que se logra. E) A y B
III. Mg - Cl IV. Na - O Electronegatividades: Na = 0,9 Ca = 1,2 Mg = 1,2 Cl = 3,0 O = 3,5 F = 4,0 A) I, II, III, IV B) II, III, IV, I C) IV, III, II, I D) III, IV, II, I E) III, II, IV, I
04. Si el agua no disuelve el aceite es porque: A) El aceite posee moléculas iónicas. B) Ambos poseen igual polaridad en sus moléculas. C) Poseen diferente densidad. D) Lo semejante disuelve a lo semejante. E) El agua hierve a menor temperatura que el aceite.
11. ¿Cuántos enlaces covalentes dativos existen en el anión ClO4 ? A) 1 B) 4 C) 2 D) 5 E) 3 -
12. Un elemento químico "A" del 6to. periodo y grupo IIA se une con otro elemento químico "B" del 6to. periodo y grupo VIIA. ¿Cuál es el posible compuesto a formar sin presentar enlace dativo? A) AB2 B) A2B C) AB3 D) A2B3 E) A3B2
05. Determine cuántos de los siguientes compuestos son covalentes: BeCl2 ; BF3 ; (NH4)2SO4 ; CS2 ; CHCl 3 A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 06. Señale en qué casos se tiene un enlace covalente apolar. I. Cl - Cl II. O - O III. C - S IV. N - N V. P - H EN: C= 2,5 ; S= 2,5 ; H= 2,1 ; P=2,1 ; O= 3,5 ; N= 3,0 A) I, II y III B) I, II y V C) Todos D) I, IV y V E) I, II, IV y V
13. Respecto a las siguientes especies químicas: O3 ; COCl2 ; NO3 ; HCN ; HNO3 Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda. I. Todas contienen un enlace doble. II. Solo una de ellas presenta enlace triple. III. Todas contienen un solo enlace pi. IV. Dos de ellas contienen 3 enlaces sigma cada una. A) VVFV B) FVFV C) FFVV D) FVVV E) VFVF -
07. Indique verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones siguientes: I. El enlace covalente, solo se efectúa entre no metales. II. La formación de un enlace químico, involucra un cambio químico. III. La molécula de SO3 presenta 3 enlaces sigma y un enlace pi. A) FVF B) VVV C) VVF D) FVV E) VFV
14. ¿Qué molécula es polar? A) SiO2 B) NaF D) Cl2 E) CO2 15. ¿Qué molécula es no polar? A) H2O B) NH3 C) HCOOH D) CCl4
08. Indique una molécula apolar: A) HCI B) CO2 C) NH3 D) H2O E) HBr 09. ¿Cuántas moléculas son polares? H2CO3 ; PH3 ; NO 2 CaCl2 ; CH4 A) 0 B) 1 C) 2 D) 3
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C) C2H 5OH
E) NH4Cl
16. Señale cuál de los compuestos no corresponde a una molécula polar: A) H2O B) C6H 6 C) HF D) HCCI3 E) CH3 -CO- CH3
; E) 4
17. Indique cuál de las siguientes moléculas tiene un mayor número de electrones compartidos: A) H2O B) CO2 C) C 2H 2 D) C2H6 E) PH3
10. A continuación se muestran cuatro enlaces. Ordene en forma creciente según su carácter iónico. I. Na - F II. Ca - O
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Química 18. ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene un mayor número de enlaces covalentes coordinados? A) H2CO3 B) H 2SO4 C) H 3PO 4 D) HCIO4 E) HBr
* GaH3 * OsO4 * IF4+ * NO3* PO43* SO3* XeF3+ * CH3+
19. ¿Cuántos enlaces covalentes coordinados existen en el H2SeO3? A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4
Julio Oria * XeO4 * SeO2 * SeO32* NO2+ * MnO4* ClO4* SF3+
* SO 2Cl 2 * SbF 5 * CrO 42* NO 2* SO 42* SCN * ClF +
02. Determinar el tipo de hibridación presente en el átomo de nitrógeno de los siguientes compuestos: NH, HNO y HCN respectivamente. Números atómicos: H=; C= ⁶; N= ⁷; O= ⁸ A) sp3, sp2, sp B) sp3 en los tres C) sp2 en los tres D) sp, sp2, sp E) sp en los tres
20. Señale el compuesto que presenta mayor número de enlaces dativos. A) HClO4 B) H2TeO4 C) NH4+ D) Cl2O7 E) H 3PO4 21. Entre los siguientes compuestos, mencione quién presenta enlaces dativos e iónicos en su estructura. A) NaOH B) H2O2 C) PO3- D) NaSO⁴ E) CaCO
03. En relación al tipo de orbitales de los átomos de carbono y el ángulo de enlace H-C-H del etano CHCH y del etileno CH=CH; indique la proposición correcta: A) CH3CH3 : sp , 180º B) CH2=CH2 : sp2 , 120º C) CH2=CH2 : sp , 120º D) CH3CH3 : sp2 , 109,5º E) CH3CH3 : sp2 , 180º
Molécula polar, apolar, resonancia 01. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta mayor cantidad de enlaces covalentes polares? A) O B) CH⁸ C) NH D) HNO E) CH⁴
04. (UNI 07-I): Dadas las siguientes proposiciones referidas a la molécula del SO3 I. Tiene tres enlaces sigma y uno pi II. Presenta geometría molecular trigonal planar. III. Tiene ángulos de enlace de 90° Datos: Números atómicos (O=16 ; S=32) Son correctas A) solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) I y III
02. Determine cuántas moléculas son polares, pero con enlaces covalentes apolares. O ; BF ; HO ; O ; CF⁴ ; SO ; CH OH A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4 03. Determinar cuál o cuáles de las siguientes sustancias es o son solubles en agua: I. Metanol, CH3OH II. Tetracloruro de carbono, CCI4 III. Hexano, CH3(CH2)4CH3 Números atómicos: H= 1, C= 6, CI= 17, O= 8. Electronegatividades: H= 2,1; C= 2,5 ; O= 3,5 ; CI= 3,0 A) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) II y III E) I; II y III
Fuerzas Intermoleculares 01. Indique verdadero (V) o falso (F) cada una de las siguientes proposiciones I. Las fuerzas intermoleculares son más débiles que los enlaces covalentes. II. Las fuerzas intermolecular son más fuerte que el enlace metálico. III. Las fuerzas intermoleculares originan los estados condensados. A) FVV D) VFF B) FFV E) VFV C) VVV
04. ¿Cuántas de las siguientes moléculas presentan resonancia? O ; SO ; CH⁴ ; H ; HF A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 Hibridación y geometría molecular 01. ¿Qué forma espera que tenga cada una de las siguientes moléculas o iones? * H2Se * TiCl4 * O3
02. Respecto al enlace intermolecular dipolodipolo.
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Química I. Consiste en una fuerza de atracción eléctrica entre polos opuestos de moléculas polares. II. También es llamado fuerza de Keeson. III. Se manifiesta con mayor intensidad a distancias muy cortas. Indicar la proposición (es) correcta(s). A) solo I B) I y III C) solo II D) I y II E) Todas
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no presentan fuerzas de London. A) SO B) O C) CO D) N E) CaO 08. Ordenar las siguientes sustancias en orden decreciente a sus fuerzas de interacción intermolecular. I. HBr II. HCl III. HI A) I, II, III B) II, I, III C) I, III, II D) III, I, II E) II, III, I
03. Respecto al enlace puente de hidrógeno, marcar verdadero (V) o falso (F). I. Es el más fuerte de todos los enlaces intermoleculares. II. Las moléculas que se atraen por este tipo de enlace intermolecular, presentan enlaces interatómicos de alta polaridad. III. Se denomina "líquidos asociados" a las sustancias que presentan este tipo de enlace. IV. En ausencia de este tipo de enlace el punto de ebullición se incrementa al aumentar la masa molecular. A) VFVF B) VVVF C) VVVV D) FVVV E) VVFF
09. ¿Qué sustancias son semejantes al agua?, respecto a fuerzas intermoleculares. A) CCl4, NH3 B) BeF , PH C) CHOH , CH⁴ D) CHOH , C H ⁵OH E) BF , CH⁵OH
04. Respecto a las fuerzas de London, indique verdadero (V) o falso (F). I. Es una fuerza de atracción eléctrica entre dipolos no permanentes. II. Están presentes en todo tipo de moléculas (polares y apolares) III. Es directamente proporcional a la masa molecular. IV. Es inversamente proporcional al número de electrones de valencia no enlazantes. A) VVVV B) VVFF C) FVVF D) FFVV E) FVFV ⁰⁵. ¿Cuál(es) de las siguientes sustancias presentan fuerzas intermoleculares dipolo - dipolo permanente? I. Ar II. HBr III. SO IV. CO A) solo I B) I y II C) solo II D) II y III E) solo III 06. Indique las sustancias cuyas moléculas se unen por enlaces puente de hidrógeno. I. NH II. PCl3 III. HCl IV. HO V. HF A) I y II B) I, IV y V C) I y IV D) I, II y III E) II y III 07. Cuál de las siguientes sustancias a temperaturas muy bajas y presiones altas
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