2012

QUÍMICA MENCIÓNQM-06

Enlaces Atómicos yGeometría Molecular

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INTRODUCCIÓN

El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en lasmoléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas seunen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de energía mínima que equivalente a decir“estabilidad máxima”. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión que generauna forma molecular estable con geometría definida.

Atendiendo a la búsqueda de estabilidad energética, los átomos pueden:

En el sistema periódico actual existen más de 100 elementos que al enlazar con otros formaránuna infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos sonfísica y químicamente distintos en propiedades y estructura. Cabe mencionar que en la formacióndel enlace hay eliminación de energía para lograr la estabilidad energética, de modo que se tratade un proceso exotérmico.

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LA ELECTRONEGATIVIDAD Y LOS TIPOS DE ENLACE ATÓMICO

Se conocen 3 tipos de enlace interatómico; iónico, covalente y metálico. En el primero de ellos,los electrones son transferidos de un átomo a otro, en el segundo, en cambio, los electrones soncompartidos por los átomos participantes. El enlace metálico es la fuerza de interacción (fuerza deCoulomb) producida por los cationes de un metal y los electrones de valencia deslocalizados en unsólido metálico.

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

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

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

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EL ENLACE METÁLICO

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

La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las fuerzas que mantienen cohesionadosa los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch yse denominó “la teoría de bandas”. Ésta explica que cada átomo metálico contribuye con susorbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos ycuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas. En palabras mássimples, los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electronesde valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposiciónde los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a laformación de bandas de energía. El movimiento de electrones atraídos por cargas positivas(iones) en un sistema sólido, justifica la gran conductividad eléctrica que presentan los metales ysus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir atemperaturas altísimas.

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EL ENLACE IÓNICO

Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamentese separan. Dijimos anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón alátomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de electrones.

Estudiemos el siguiente ejemplo:

En el NaCl (cloruro de sodio), el átomo de Sodio es un metal del grupo I-A. Su configuraciónelectrónica es

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

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

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

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

En forma general se puede aseverar que los elementos metálicos de los grupo I-A y II-A,(electropositivos) al enlazarse con los elementos no metálicos de los grupos V-A, VI-A y VII-A(electronegativos) formarán siempre enlace iónico.

Na Na+ Cl-Cl

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Propiedades físicas de los compuestos iónicos

Tabla comparativa

Sustancia Punto deFusión (ºC)

Solubilidad(g. sol./100 g H2O)

Densidad(g/cm3)

LiF

NaF

NaCl

NaBr

KF

KCl

KBr

CaF2

CaO

870

992

800

755

880

790

730

1330

2570

0,27

4

35,7

90

92,3

27,6

53,5

0,016

---

2,3

3,6

2,2

3,2

2,5

2,0

2,8

3,2

3,3

EL ENLACE COVALENTE

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

Enlace covalente apolar

Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) comparten los electrones deenlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos átomos, singenerar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la molécula de Flúor gaseoso (F2).

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Enlace covalente polar

Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia deelectronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra unatransferencia de electrones entre los átomos. Ambos no metales distribuyen la nube electrónica enforma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo generando undipolo. El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones en la molécula de agua.

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

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

Enlace covalente dativo o coordinado

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

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

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Propiedades físicas de los compuestos covalentes

LA NOTACIÓN DE LEWIS

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

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Energías de Enlace / Longitud v/s Tipo de Enlace

Tipo EnlaceEnergía media

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

IónicoCovalenteMetálico

Puente de HidrógenoVan der Waals

8005004003015

200200300300400

ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA

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

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REGLA DEL OCTETO

Esta regla fue formulada por Lewis: “un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaceshasta completar ocho electrones de valencia”, por lo tanto, podemos decir que un enlace se formacuando no hay suficientes electrones para que un átomo individual tenga completo el octeto.Átomos con número atómico bajo (H, He, Li) estabilizan sus niveles con configuración electrónica1s2 (un dueto).

Algunas moléculas que cumplen la regla del octeto (átomo central)

CH4 (Metano) CO2 (Dióxido de Carbono) PH3 (Fosfina)

C2H4 (Etileno) H2S (Sulfuro de Hidrógeno) NH3 (Amoníaco)

SO2 (Dióxido de Azufre) F2 (Gas Flúor) Cl2 (Gas Cloro)

Excepciones a la regla del octeto

Moléculas que no alcanzan el octeto

Acá se agrupan las especies binarias formadas por elementos del grupo III-A con no-metales delgrupo VII-A. Algunos ejemplos son BF3 y AlCl3 (éste último compuesto iónico).

Al

Cl

Cl

Cl

B

F

F

F

Moléculas que expanden su octeto

Algunas moléculas poliatómicas presentan un átomo central que pertenece al periodo 3 osuperior y que es capaz de albergar más de 8 electrones en su entorno. Ejemplo de esto es elpentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro de azufre SF6

PCl

Cl

ClCl

Cl

S F

F

F F

F

F

Moléculas con número impar de electrones

Son aquellas en que la suma de los electrones de valencia da un número impar. Estas especiesque son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. El caso másparticular es el monóxido de nitrógeno (NO).

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RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES

Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asiganda a una estructura molecularestable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud delenlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como lasolubilidad, el paramagnetismo, la polaridad, entre otras y se genere una diferencia entre laenergía de la molécula real versus la energía de la molécula calculada de forma teórica.

La resonancia es el término que indica que una estructura molecular o iónica tiene varias formasde representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla delocteto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura moleculargenerando lo que se denomina híbridos de resonancia, todos igualmente correctos y quesatisfacen teóricamente lo esperado. Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3

- que presenta almenos 3 estructuras resonantes y distintas.

NO

O

O..: ..

..

:

:

::

-

NO

O

O..: ..

..

:

:

:

:

-

NO

O

O..: ..

..

:

::

..

-

NO

O

O..: ..

..

:

::

..

-

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

VALENCIA

El concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinación de un elemento.En la estructura de Lewis corresponde a la cantidad de electrones que el elemento aporta almomento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en elenlace.

Ejemplo: CH3Cl (Cloruro de metilo)

C

H

Cl

HH

..: :

El átomo de Carbono (central) tiene valencia 4, cada átomo de Hidrógeno valencia 1 y el átomode Cloro valencia 1.

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NÚMEROS DE OXIDACIÓN

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

Algunos ejemplos:

Permanganato de potasio. El estado de oxidación del Potasio es +1 por pertenecer al grupoI-A, mientras que para el Oxígeno es -2.

+1 +7 -2 ESTADOS DE OXIDACIÓN

KMnO4(+1)(+7)(-8)=0

Peróxido de hidrógeno. El estado de oxidación de cada Oxígeno es -1 y de cada Hidrógenoes +1.

+1 -1 ESTADOS DE OXIDACIÓN

H2O2(+2)(-2)=0

Ion amonio. El estado de oxidación para el Nitrógeno es -3 y para cada átomo deHidrógeno +1

-3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN

NH4

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

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ESTEREOQUÍMICA

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

La estereoquímica trata del estudio conformacional de las moléculas y establece entre otras cosas,la geometría espacial y los ángulos de enlace de la gran mayoría de los sistemas que hoyconocemos.

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

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

ORBITALES ATÓMICOS

Antes se dijo que los electrones en los átomos están distribuidos según ciertos principios, enzonas específicas del espacio llamadas orbitales atómicos. Cuando se forma un enlace entreátomos, son los electrones de éstos los que se parean mediante la superposición de los orbitalesque los contienen.

Como ejemplo, en la molécula de hidrógeno (H2)cada átomo aporta un electrón al enlace, el queestá contenido en un orbital 1s. El enlace entredos átomos de Hidrógeno se genera cuando elelectrón de uno de ellos es atraído por el núcleodel otro átomo y viceversa, junto con ello severifica también la repulsión entre los núcleos. Laenergía de cada átomo comienza a disminuir alcomenzar a formarse el enlace, hasta que ésta esmínima a una distancia de 0.74 Å (1 Å = 10-10 m).

A esta distancia las nubes electrónicas de cadaátomo (orbitales 1s) están solapadas, ahorabien, si los átomos se acercan a una distanciamenor a los 0.74 Å aumenta rápidamente la

energía del sistema H - H puesto que comienza a predominar la repulsión entre los núcleos,haciendo inestable el sistema. Es importante destacar que en la formación del enlace covalenteentre dos átomos de hidrógeno, cada uno de ellos utiliza su orbital atómico 1s

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TEORÍA DE HIBRIDACIÓNDE ORBITALES

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

El diagrama siguiente ilustra lo anterior:

Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos dehibridaciones diferentes: sp3, sp2 y sp.

Con los orbitales híbridos se generan los enlaces conocidos como sigma (enlaces simples),mientras que con los orbitales atómicos “normales” se generan los enlaces pi (enlaces dobles otriples).

HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR

Hibridación sp3

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

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Hibridación sp2

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

Hibridación sp

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

IMPORTANTE:

Los átomos con hibridación sp utilizan siempre su par de orbitales híbridos para formarenlaces, con lo cual se generan siempre moléculas lineales, en cambio un átomo conhibridación sp2 puede usar los tres orbitales o sólo dos de éstos para generar enlaces,con lo que sus moléculas pueden ser trigonales o angulares. Un átomo con hibridaciónsp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, sólo tresde ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán: un tetraedro, una pirámide debase trigonal o una molécula angular.

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TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA (TRPEV)GEOMETRÍA MOLECULAR

Para entender mejor la relación que existe entre las distintas hibridaciones y la geometríamolecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, querepresentan los orbitales con sus pares de electrones.

Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular:

A: átomo central.X: átomo unido al átomo central.E: pares de electrones libres del átomo central.

Así, una molécula con la forma AX2E, presenta:

Un átomo central (A), 2 átomos ligandos (X) y 1 par de electrones no enlazados (E). Para el casopodría ser el dióxido de azufre (SO2).

Cuadro Resumen

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Otras hibridaciones más complejas:

POLARIDAD DE MOLÉCULAS(MOMENTO DIPOLAR)

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

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

La suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula se llama momento

dipolar (

).

Si la molécula presenta momento dipolar resultante significa que existen cargas parciales sobreésta, generando un dipolo que se indica con la letra delta (+ indica carga parcial positiva y -indica carga parcial negativa).

Como ejemplo analizaremos la molécula de cloruro de hidrógeno (HCl). El enlace que forma estamolécula es covalente polar, ya que, el átomo de Cloro es más electronegativo que el átomo deHidrógeno, por lo cual, se genera un momento de enlace que apunta hacia el Cloro, que en estecaso corresponde a su momento dipolo, como se muestra a continuación:

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En el caso que el momento bipolar sea igual al vector cero (

=

0 ), la molécula no presenta

dipolo y se considera una molécula apolar. De lo anterior, se concluye que las moléculasdiatómicas heteronucleares (formadas por dos átomos distintos como por ejemplo HF, HBr, HI,CO, etc.) son polares, mientras que las moléculas diatómicas homonucleares (H2, Cl2, F2, Br2, N2,O2, etc.) no presentan momento dipolar resultante por lo que son apolares.

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

Ejemplos:

Analizaremos la molécula de CO2 y la de COS. La estructura de Lewis para el CO2 es la siguiente:

Como puede verse en el dibujo, la molécula de CO2 es lineal por tanto cumple con la simetríageométrica y además los átomos unidos al átomo central son iguales, por lo que cumple con lasimetría electrónica. Es fácil ver que al sumar los momentos de enlace el momento dipolar es cero

vector (

=

0 ).

En el caso de cambiar un átomo de Oxígeno por uno de Azufre para generar la molécula de COScomo se muestra en el dibujo

Se mantiene la simetría geométrica (lineal) pero los átomos unidos al átomo central son distintosasí que la molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentosde enlace tienen magnitudes distintas por lo que al sumarlos su momento dipolar será distinto de

cero (

0 ), de este modo se dice que la molécula es polar.

El agua, por ejemplo, es una molécula polar, esto implica que geométricamente tiene estructuraasimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central (Oxígeno) se encuentraenlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originadospor la diferencia en las electronegatividades de los átomos que componen el enlace, no se anulan,por el contrario, la molécula de agua tiene una geometría angular, razón por la cual, el momentodipolar es distinto de cero.

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

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

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De lo anterior concluimos que el Metano (CH4), es una molécula simétrica, apolar e hidrofóbica,insoluble en agua, más aún, TODAS aquellas sustancias APOLARES son HIDROFÓBICAS.

Ahora bien, supongamos que intercambiamos en el Metano uno de los átomos de Hidrógeno poruno de Cloro o Flúor. Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Setransformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una moléculaPOLAR; y por ende es HIDROFÍLICA.

C

H

Cl

HH

..: :

C

H

H

HH

Metano Cloro metano

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

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO Nº 06

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

1H1,0

Número atómico

Masa atómica

2He4,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na23,0

12Mg24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar39,9

19K

39,1

20Ca40,0

1. En las moléculas que se indican a continuación

NaOH CH4 NH4+

Se distinguen respectivamente los siguientes tipos de enlace

A) iónico covalente metálico.B) dativo iónico covalente.C) iónico coordinado covalente.D) covalente metálico covalente.E) iónico covalente dativo.

2. Los elementos del grupo I-A (X) forman con los elementos del grupo VI-A (Y) compuestosquímicos de fórmula

A) XYB) X2YC) X2Y3

D) X3Y2

E) X3Y5

3. En el ion permanganato MnO4-1, el estado de oxidación para el Manganeso (Mn) debe ser

A) - 1B) + 1C) - 7D) + 7E) +10

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4. La valencia del carbono en el ácido carbónico de fórmula H2CO3 es

A) 12B) 6C) 4D) 2E) 1

5. ¿Cuál de los siguientes enlaces NO es covalente?

K – F Na – O P - ClI II III

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

6. Boro (Z=5) y Cloro (Z=17) se unen entre sí formando el compuesto de fórmula BCl3. Delanálisis de éste se deduce correctamente que

I) tiene 3 enlaces de tipo covalente.II) su geometría es trigonal plana.III) el ángulo de enlace Cl – B – Cl es de 120º.

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

7. ¿Cuántos enlaces hay en el compuesto comercial de nombre “formalina” (HCHO)?

A) 3B) 4C) 5D) 6E) 7

8. ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas presenta(n) enlace covalente apolar en su estructura?

I) SO2

II) SiH4

III) C2H4

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

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9. Son moléculas con geometría angular

CCl4 BeH2 H2O SO2

1 2 3 4

A) 1 y 2B) 1 y 3C) 2 y 3D) 2 y 4E) 3 y 4

10.El Ozono (O3) contaminante secundario en la atmósfera es un gas a temperatura ambiente.En relación a su geometría molecular, ésta es

A) lineal.B) piramidal.C) angular.D) trigonal plana.E) tetraédrica.

11. La hibridación del Nitrógeno en la molécula de amoníaco (NH3) debe ser

A) spB) sp2

C) sp3

D) sp3dE) sp3d2

12.El hidróxido de calcio de fórmula Ca(OH)2 es un compuesto iónico. Respecto de su estructura,es correcto afirmar que

A) presenta enlace covalente polar.B) es un compuesto apolar.C) la valencia para el hidrógeno es 2.D) en solución acuosa no conduce la corriente eléctrica.E) el número de oxidación para el calcio es -2.

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13.De la molécula de glucosa

Puede inferirse correctamente que

I) tiene enlaces apolares.II) se trata de una molécula con momento dipolar.III) presenta al menos 5 enlaces de tipo dativo.

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

14.Una sustancia química presenta las siguientes características

es soluble en agua. el átomo central posee hibridación del tipo sp3. tiene momento dipolar. su geometría es tetraédrica.

¿Cuál(es) de las siguientes moléculas satisface(n) las condiciones anteriores?

I) CO2

II) PF3

III) CH3Cl

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

15. Teniendo en consideración la teoría de la hibridación de orbitales atómicos, la correctageometría molecular para el pentacloruro de fósforo (PCl5) debe ser

Nota: el fósforo presenta 10 electrones en su entorno (octeto expandido)

A) trigonal plana.B) piramidal.C) tetraédrica.D) bipirámide trigonal.E) octaédrica.

DMDO-QM06

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