Profundizando en el área de la química (página 16)

Valencias de algunos elementos químicos

TABLA DE VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD

PRÁCTICA TEMA IV. ENLACE QUIMICO

PARTE A.

Complete el siguiente cuadro con la fórmula molecular, empírica.

Ejercicios

1.         Cuando los átomos se unen formando un enlace químico:

I.              Confiere estabilidad al conjunto de átomos.

II.             Para romperse requerirá cierta energía.

III.            Se forma solamente entre elementos con igual número de electrones de valencia.

IV.           Se forma solamente entre elementos con igual electronegatividad.

De las anteriores afirmaciones son correctas:

a)  II,  III  y  VI               b)  I  y  II                      c)  I,  II  y  III                 d)  II  y  IV

2.         De las siguientes afirmaciones:

I.              Los átomos buscan tener un nivel energético completo.

II.             Cuando los átomos se unen, el conjunto formado posee más energía.

III.            Los átomos se convierten en gases nobles.

IV.        Cuando los átomos se unen, el conjunto formado posee una geometría específica.

V.         Los átomos buscan tener mayor estabilidad en términos de mínima energía.

De las anteriores afirmaciones las contempladas dentro de una buena teoría de enlace son:

            a)   I,  III  y  V                b)   I,  IV  y  V               c)   II,  III  y  IV              d)   III,  IV  y  V

3.         Tres propiedades del  enlace iónico  que lo diferencia del  enlace covalente son:                                            __________________________________________________________________________

4. Cuando los átomos se unen por medio de un enlace iónico es correcto afirmar que:

a)       Se forman moléculas discretas. c)  La energía de enlace es baja.

b)   Se comparten electrones.   d) Se transfieren electrones de un átomo a otro.

5.         De un enlace covalente puro, cual de las siguientes afirmaciones es falsa:

a)       Da lugar a  la formación de moléculas discretas.

b)       La fuerza que une a los átomos es de tipo eléctrico.

c)       Se forma entre elementos de igual electronegatividad.

d)       Tiene energías de enlace bajas.

6          Tres propiedades del enlace covalente que lo diferencia del  enlace iónico son:                       _____________________________________________________________

            ____________________________________________________________

            _______________________________________________________________

7.         La propiedad de los átomos que es responsable de la formación del enlace covalente polar se llama ______________________________.                            

8.         Un enlace covalente se forma entre átomos que tienen igual o muy parecida __________________________________ y da lugar a la formación de __________________________                                    (átomos/ moléculas/iones)

9.         Dadas las siguientes sustancias químicas:        KBr;     SF4;      Cu. El tipo de enlace que presentan son respectivamente:

a)     metálico,  covalente,  iónico

b)    iónico,  covalente,  metálico

c)     iónico,  covalente,  iónico

d)    covalente,  iónico,  covalente

10        Lea la información del siguiente cuadro:

1.     Se comparten electrones mediante

un traslape de orbitales.                             A. Enlace covalente

                        2.   Hay una interacción electrostática

                              entre un anión y un catión.              B.  Enlace iónico

                        3.   Hay gran cantidad de iones

                              deslocalizados.                                         C.  Enlace metálico

            Al asociar las descripciones con el tipo de enlace, la opción correcta es:

            a)   1B, 2A, 3C                                                 b)    1A, 2C, 3B

            c)   1C, 2A, 3B                                                 d)    1A, 2B, 3C

11.       Dos propiedades características del compuesto tetracloruro de carbono cuya fórmula molecular es CCl4 son:

a)            Es líquido a temperatura ambiente y conduce la corriente eléctrica.

b)            Tiene puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.

c)            Forma estructuras cristalinas y es duro.

d)            Es soluble en agua y la disolución conduce la corriente eléctrica.

12.       De los siguientes compuestos:

I.    NaBr                      II.    CH4                       III.    BCl3                     IV.    CaCl2

El o los que tienen altos puntos de fusión y de ebullición y son solubles en agua son:

a)   solo II                     b)  I  y  IV                     c)   solo III                    d)   II  y  III

13.       De los siguientes compuestos:

I.    KCl                        II.    CS2           III.    CdF2                    IV. C2H4           

El o los que tienen altos puntos de fusión y de ebullición y son solubles en agua son:            _____________________________________________                                      

14.       De los siguientes compuestos:

I.    KI              II. CaCl2                       III.    AlF3                     IV. CH2Cl2        

El o los que tienen altos puntos de fusión y de ebullición y son solubles en agua son:            _____________________________________________

15.       Haga las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes moléculas:       

             H3PO3,  SO3-2,  H2SiO3,  BrO3-1,  CS2,  BH3,  IO41-,  SO3,  H2CO3,  NH41+,  H3AsO3

16.       Indique el número  de enlaces covalentes coordinados que hay en las siguientes  moléculas:

            HNO3,  H2CO3,  H2CO3,  SO3,  BrO3-1,  H3PO4,  IO41-,  SO3-2

17.       Para las moléculas:

            I.  SeCl2                       II.   AlCl3                      III.   NCl3                       IV.   SiCl4

            Dé respuesta a las siguientes preguntas.    

            A.   La molécula cuyo átomo central no cumple con la regla del octeto es:

            a)    I                            b)    II                           c)    III                          d)    IV

18.       De las siguientes sustancias:

I.    BeBr2                     II.    BCl3                      III.    ClO2-1

            Cumplen la regla del octeto:

            a)   solo I                     b)    II  y  III                   c)    solo III                   d)    todas

19.       Considerando los siguientes enlace: As – I,  Li – I,  C – I,  Na – Cl, I – F,  y los siguientes valores de electronegatividad

            As  2,0        F  4,0        Cl  3,0        C  2,5        Li  1,0        Na  0,9        I  2,5

            Dé respuesta a las siguientes preguntas 

            I.   Los enlaces iónicos son:

            a)  I – F  y  NaCl    b)  solo Na – Cl       c)  solo  C – I    d)  Na – Cl   y  Li – I     

            II.   Los enlaces covalentes no polares son:

            a)  I – F  y  NaCl           b)  solo Na – Cl     c)  solo  C – I      d)  Na – Cl   y  Li – I         

20.        Dadas las siguientes estructuras:

Complételas y conteste las siguientes preguntas:  

              Las que son excepciones de la regla del octeto son: __________

TEMA V

Geometría molecular

 OBJETIVOS:

-          Analizar las propiedades de los compuestos moleculares a partir del tipo de enlace y geometría que presentan.

-          Describir las propiedades de las diferentes fuerzas intermoleculares y su relación con los compuestos que las presentan.

      Indica la forma espacial de la molécula. El modelo de Lewis,  explica cómo se unen los átomos en una representación plana, en donde cada átomo tiene a su alrededor 4 pares de electrones, formando un octeto (con excepción del hidrógeno que siempre tendrá dos electrones).   Es útil para representar las moléculas de muchos compuestos, pero no explica cómo y porqué de forman. Para explicar esto, se han propuesto varias teorías:

TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS

DE LA CAPA DE VALENCIA (TRPECV):

      Explica la distribución geométrica de los pares de electrones que rodean a los átomos centrales (enlazados y no enlazados) en términos de la repulsión que puede darse entre electrones de igual carga:   los  pares se acomodan alrededor del átomo central lo más alejado  posible, de tal manera que, no exista repulsión entre ellos, originando moléculas con formas geométricas definidas.

     “Grupos de partículas con la misma carga, tienden a estar lo más alejados posible, con el fin de minimizar las fuerzas repulsivas”.

•          La geometría que adopta la molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima

•          Dos reglas generales:

–         Los dobles y triples enlaces se pueden tratar como enlaces sencillos

–         Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, se puede aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas

–         En el modelo de RPECV, las moléculas se dividen en dos categorías:

–         Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central   

–         Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central

•          Pasos para la aplicación del modelo RPECV

1.     Se escribe la estructura de Lewis y se consideran sólo los pares de electrones alrededor del átomo central

2.     Se cuenta el número de pares de electrones que rodean al átomo central

3.     Se predice la distribución global de los pares de electrones y luego se predice la geometría de la molécula

4.     Se predicen los ángulos de enlace teniendo en cuenta que: repulsión par libre-par libre > repulsión par libre-par enlazante > repulsión par enlazante-par enlazante

TIPOS DE GEOMETRIAS

TEMA VI

Polaridad de las moléculas

     Los enlaces entre los átomos con diferente electronegatividad (0<E<1.7) son polares. Las moléculas complejas se consideran polares o no polares, si se producen o no dipolos moleculares.

Ejemplos:

•          Moléculas diatómicas

–         Si contienen átomos de elementos diferentes siempre tienen momentos dipolo y son moléculas polares

•          Ejemplos: HCl, CO y NO

–         Si contienen átomos de elementos iguales nunca tienen momentos dipolo y son moléculas apolares

– Aquellas moléculas en donde los átomos unidos alrededor del átomo   central son iguales y se distribuyen simétricamente son no polares.

•          Ejemplos: H2, O2 y F2

•          Moléculas poliatómicas

–         La polaridad de una molécula viene dada por

•          La polaridad de los enlaces

•          La geometría de la molécula

TEMA VII

Hibridación de orbitales

      Un orbital describe la región del espacio que circunda el núcleo de un átomo y en la cual se da la probabilidad máxima de encontrar un electrón (orbital atómico). La distribución de probabilidades puede representarse matemáticamente mediante funciones de onda que reciben el nombre de orbitales y que pueden ser descritas gráficamente como figuras fuera de cuyo contorno la probabilidad de encontrar un electrón es mínima.

     Hay orbitales de forma esférica (tipo s), como en el caso del único electrón del átomo de hidrógeno, el más sencillo; orbitales de forma toroidal o de ocho (tipo p), que, a diferencia de los orbitales s, son múltiples y orientables en el espacio según los tres ejes cartesianos, y orbitales aún más complejos (tipo d y tipo f). Puede suceder también que los orbitales de tipo s y p interactúen dando lugar a la formación de los denominados orbitales híbridos.

       En un orbital puede haber un máximo de dos electrones, en cuyo caso su espín es de signo opuesto. La energía del orbital viene determinada por la energía de los electrones que lo ocupan. Los orbitales moleculares están formados por orbitales atómicos y son estructuras de una gran complejidad.

Orbitales s, p y d

     Los orbitales atómicos son descripciones matemáticas de la probabilidad de encontrar en un lugar determinado los electrones de un átomo o molécula. Estas descripciones se obtienen resolviendo la llamada ecuación de Schrödinger. Los orbitales mostrados ilustran la distribución espacial de electrones con momento angular progresivamente mayor (s, p, d, f). Nunca puede haber más de dos electrones en un mismo orbital. La distribución global de los electrones de un átomo es la suma de muchos orbitales semejantes.

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

            Explica cualitativamente la estabilidad de los enlaces covalentes en términos del solapamiento (superposición) de los orbitales atómicos. Supone que los electrones en una molécula, ocupan los orbitales de los átomos individuales. Se conserva la imagen de átomos individuales tomando parte en la formación del enlace. Esta teoría propone la hibridación de orbitales como una forma de aumentar la capacidad de enlace de los átomos.

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR

            Propone la  formación de orbitales moleculares a partir de orbitales atómicos. Cuando dos átomos se aproximan uno al otro, sus orbitales atómicos se mezclan. Los electrones ya no pertenecen a un átomo sino a la molécula en conjunto.

En estas teorías, deben considerarse dos aspectos fundamentales.

1) Que son los electrones de la capa externa (capa de valencia) los responsables de la unión de los átomos

 2) que al formarse la molécula, los pares de electrones deben acomodarse  de tal manera, que no exista repulsión entre ellos, por que si no, esta se destruye.

            Tanto en la teoría de RPECV  como en la teoría del Enlace de Valencia, coinciden en que la geometría de la molécula, y el ángulo de enlace,  dependen de  los pares de electrones compartidos y sin compartir, que hay alrededor del átomo central.     

ORBITAL HIBRIDO:

     Es el resultado de la mezcla de los orbitales de los átomos que participan en el enlace quedando todos con igual forma y energía. Son el resultado de la reunión, fusión o hibridación de los orbitales atómicos normales, por medio de los cuales se logra que los átomos queden más próximos entre sí y la molécula adquiera mayor estabilidad.

     “Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo  se combinan preparándose para la formación del enlace covalente”.

TIPOS

1. Hibridación sp

      Se producen cuando un orbital s y un orbital p se mezclan produciendo dos orbitales híbridos sp.

2. Hibridación sp2

     Se producen cuando un orbital s y dos orbitales p se combinan para producir  tres orbitales híbridos sp2 .

TIPOS DE ENLACES COVALENTES

•          Se dan dos tipos de enlaces covalentes

En resumen:

•          Pasos a seguir para la hibridación de orbitales atómicos

1.     Dibujar la estructura de Lewis de la molécula

2.     A partir del número de pares de electrones (tanto libres como enlazantes) que rodean al átomo central, deducir el tipo de hibridación

3.     Los ángulos que forman los orbitales híbridos en la molécula coinciden con los ángulos entre los pares de electrones en el modelo de RPECV

Ejemplo:

Forma geométrica, ángulos de enlace e hibridación según los pares de electrones (compartidos y sin compartir)  alrededor del átomo central en algunas moléculas

Forma de una molécula

     En las moléculas con un átomo central se puede predecir la disposición en el espacio de sus átomos (la forma de la molécula), según el número de pares de electrones que rodeen a dicho átomo. La fuerza de repulsión que se produce entre los pares de electrones los lleva a situarse lo más lejos posible unos de otros. La posición de los pares de electrones determina entonces el ángulo con el que el átomo central se une a los átomos que lo rodean en la molécula.

TEMA VIII

Fuerzas de enlace

        En las moleculas existe una energia quimica relacionada con las fuerzas que mantiene uniDos los atomos entre si llamada energia quimica de enlace.

        Las fuerzas de enlace se dividen  en interiónicas e intermoleculares.

1. FUERZAS INTERIÓNICAS (REDES IÓNICAS):

     Se dividen en dos tipos: fuerza ión-ión y fuerza ión-molécula.

1 A. Fuerza ión-ión:

          La fuerza de atracción entre las sustancias iónicas es muy fuerte por lo que requieren gran energía para ser vencidas. Forman redes cristalinas y iones presentan cierta libertad de movimiento por lo que conducen la electricidad en disolución o fundidos. Ejemplo Na+- Cl -.

1 B. Fuerza ión-molécula:

          Se dan cuando un compuesto iónico se mezcla con un compuesto covalente como sucede cuando la sal se disuelve en agua, quedando los iones  de sodio y cloro solvatados, es decir rodeados por el disolvente estableciéndose una atracción ión-dipolo.

2. FUERZAS INTERMOLECULARES (redes moleculares)

     Son las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las fuerzas que unan o separan las moléculas.

     El fenómeno de las fuerzas de corto alcance o repulsivas es más complejo, y aún no se conoce por completo, pero se observa normalmente entre moléculas que no interaccionan químicamente

Las fuerzas intermoleculares se dividen en Fuerzas de Van der Waals y Puentes de Hidrogeno.

2 A. Fuerzas de Van der Waals

      Es la fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia o largo alcance entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes. Son el resultado de la interacción mutua entre electrones y núcleos de átomos y moléculas eléctricamente neutras que se encuentran muy cercanas. Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados líquido y sólido de la materia. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad.

Estas fuerzas presentan dos propiedades:

– Son fuerzas muy débiles aunque mantienen unida la red molecular.

– Aumentan conforme aumenta el volumen de las moléculas.

Hay dos tipos:

2.1. A.  Fuerzas dipolo permanente- dipolo permanente

          Se da en los compuestos polares cuyas moléculas tienen momentos dipolares permanentes.

Ejemplo.

     Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como el dióxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo débiles pero son más intensas que las fuerzas de dispersión y, aunque éstas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo.

2.1. B. Fuerzas de Dispersión o Fuerzas de London

     Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas no polares como es el caso del oxígeno, el nitrógeno o el cloro, y también entre átomos como el helio o el neón, y reciben el nombre de fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas es el responsable de que estas sustancias puedan ser licuadas e incluso solidificadas.

     Las nubes electrónicas de las moléculas o de los átomos sufren vibraciones y producen dipolos con una orientación determinada, pero de vida muy breve ya que un instante después el dipolo tiene la orientación contraria. Estos dipolos inducen otra deformación en las moléculas contiguas y originan fuerzas de atracción entre ellas.

Dipolo Inducido:

          Cuando una molécula no polar se encuentra con una polar, esta adquiere una polaridad inducida, la nube electrónica se distorsiona, produciendo un dipolo inducido que es atraído por el dipolo permanente de la molécula polar.

2. B. PUENTES DE HIDROGENO

         El enlace de hidrógeno, se da por la atracción de un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo electronegativo. Cuando se establece un enlace covalente entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo, la nube electrónica entre los dos átomos está muy deformada y presenta una densidad electrónica mayor alrededor del átomo electronegativo, lo que da lugar a un dipolo. Si dos de estos dipolos se aproximan, la atracción electrostática entre el extremo positivo de uno de ellos y el extremo negativo del otro es lo que constituye el enlace de hidrógeno.

     Los enlaces de hidrógeno más fuertes se forman entre el hidrógeno y el flúor, el nitrógeno o el oxígeno. Debido a este enlace se explican los puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados del fluoruro de hidrógeno (HF), el agua y el amoníaco (NH3) respecto a los de los otros hidruros de sus grupos respectivos.

     En el caso del agua, la asociación molecular originada por el enlace de hidrógeno determina que este compuesto sea más fácilmente condensable de lo que cabría esperar por la magnitud y la masa de sus moléculas, siendo líquida a temperatura ambiente cuando debería ser un gas difícilmente licuable si lo comparamos con el hidruro de azufre o de selenio.

      Además de los hidruros, también existen enlaces de hidrógeno en compuestos como los alcoholes como el metanol ( CH3-OH) o los fenoles.

Enlaces de hidrógeno en el agua

     Los enlaces de hidrógeno son enlaces químicos que se forman entre moléculas que contienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo (un átomo que atrae electrones). Debido a que el átomo electronegativo atrae el par de electrones del enlace, la molécula se polariza. Los enlaces de hidrógeno se forman debido a que los extremos o polos negativos de las moléculas son atraídos por los polos positivos de otras, y viceversa. Estos enlaces son los responsables de los altos puntos de congelación y ebullición del agua.

En resumen:

Puentes de Hidrógeno > Fuerzas dipolo- dipolo > Fuerzas de dispersión o de London

PRACTICA GENERAL.

PARTE A.

Ejercicios. enlace químico

1. Para las moléculas:

            I.  SeCl2                       II.   AlCl3                      III.   NCl3                       IV.   SiCl4

            Dé respuesta a las siguientes preguntas.    

            A.   La molécula cuyo átomo central no cumple con la regla del octeto es:

            a)    I                            b)    II                           c)    III                          d)    IV

            B.   Las moléculas  II  y  III  presentan geometría y ángulos de enlace, respectivamente:

            a)   triangular y triangular con ángulos de enlace de 120º.

            b)   piramidal y angular con ángulos de 107º y 104º respectivamente.

            c)   angular y piramidal con ángulos de 109º  y 104º respectivamente.

            d)   triangular y piramidal con ángulos de 120º y  107º respectivamente.

2.    La geometría correspondiente a cada una de las siguientes moléculas es:

ClO2-1 _____________________________          PH3      __________________________

             CH3I ___________________________       SbH3 __________________________

 OF2 ______________________________           AsH3  __________________________

                        CClF3 _____________________________          AlH3  __________________________

3.    Dadas las siguientes moléculas:    I.  CS2                       II.  BH3                    III.  ClO41-

        ordenadas de mayor a menor ángulo de enlace quedan:

          __________________________________       

        Solución:

La molécula I es una molécula lineal por lo que su ángulo de enlace es 180º. La molécula II triangular, entonces, su ángulo de enlace es 120º y la molécula III es tetraédrica, su ángulo de enlace es 109,5º ; por lo tanto la respuesta es:I > II > III

4.    En  las siguientes moléculas:   NCl3   y  CH3Cl   los ángulos de enlace aproximados son respectivamente

            NCl3   ______________________________     CH3Cl  _______________________

            BCl3  ______________________________    H2Se    _______________________

5.    La hibridación de un orbital s  con  dos orbitales p  da como resultado una molécula con      geometría

                a)   triangular            b)   lineal          c)   angular                   d)  piramidal

6.    El sulfuro de hidrógeno  (H2S) es una molécula angular con ángulos de enlace, aproximadamente igual a 104º  y el  dióxido de carbono (CO2) es una molécula lineal cuyos ángulos de enlace son             de 180º. En estas moléculas el azufre y el carbono presentan, respectivamente, hibridación

a)    sp3  y  sp2 b)    sp  y  sp               c)    sp2  y  sp              d)    sp3  y  sp

7.    Con base en las siguientes moléculas:

            Complete las  estructuras colocando alrededor de los átomos, los electrones no compartidos y dé respuesta a las siguientes preguntas: 

            A)         Las que presentan ángulos de enlace de 109ª y 107ª son respectivamente:

                        a)   I  y  II                      b)    III  y  IV                 c)    II  y  IV                  d)    todas

            B)         Las que presentan geometría lineal y triangular plana son respectivamente:

                        a)    I  y  III                    b)    II  y  III                   c)    III  y  IV                  d)   I  y  IV

8.                                                  

9.    Dadas las siguientes estructuras:

Complételas y conteste las siguientes preguntas:  

            a)   Las estructuras cuyos átomos centrales presenta hibridación sp son: ______        b)   Las estructuras que presentan forma triangular son: ___________________

            c)   Las estructuras 1 y 2 presentan ángulos de enlace respectivamente de: _____      

            d)   Las que son excepciones de la regla del octeto son: __________                         

10.  Con respecto a la siguiente molécula:

Dé respuesta a las siguientes dos preguntas

I.   El número de enlaces “pi”  y  “sigma” es respectivamente:

a)     4  y   29                b)     29  y  4                c)  25  y  7        d)     7  y  25

11.  La siguiente estructura:

GUIA DE TRABAJO

    En grupos de cuatro estudiantes responda las siguientes preguntas en su cuaderno de clase y en forma individual.

1. ¿A qué se denomina geometría molecular?
2. ¿Qué establece la Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia?
3. Cite los pasos para aplicar la RPECV:
4. Represente esquemáticamente las principales geometrías moleculares:
5. ¿Por qué se caracteriza una molécula polar y una molécula no polar? Dé ejemplos de c/u.
6. ¿Qué establece la Teoría del Enlace de Valencia?
7. ¿Qué establece la Teoría del Orbital Molecular?
8. ¿Qué es un orbital hibrido?
9. Mencione y explique los tres principales  tipos de hibridación:
10. Cite y describa los dos tipos de enlaces covalentes:
11. ¿A qué se denomina Fuerzas de Enlace?
12. Elabore un esquema que represente la forma en que se dividen las fuerzas de enlace:
13. Describa los dos tipos de fuerzas interiónicas:
14. ¿Por qué se caracterizan las fuerzas de Van der Waals?
15. Cite  y describa los dos tipos de fuerzas de Van der  Waals:
16. ¿Qué se denomina dipolo inducido?
17.  ¿Por qué se caracterizan los Puentes de Hidrógeno?
18. ¿Cuáles son los puentes de hidrógeno más fuertes? Dé ejemplos.

    PRACTICA DE SELECCIÓN

    ENLACES QUIMICOS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

1. Lea la información que se ofrece en el siguiente diagrama.

Los recuadros que contienen información básica, explicada por  una teoría de enlace se identifican  con los números

A)      solo 1 y 4.

B)      solo 2 y 3.

C)      1,3 y 4.

D)      1,2 y 4.

2. Observe las siguientes estructuras.

Las estructuras en que todos los átomos cumplen con la regla del octeto, se identifican con los números

A)    1 y 2 solamente

B)    1 y 4 solamente

C)    1, 2 y 3

D)    2, 3 y 4

3. Analice las siguientes estructuras identificadas con los números 1, 2, 3 y 4.

¿Cuáles cumplen con la regla del octeto?

A)         1, 2 y 3

B)         1, 3 y 4

C)         2 y 3 solamente

D)        3 y 4 solamente

4. Analice las siguientes estructuras electrónicas que corresponden a  átomos neutros y con carga.

          En relación con las estructuras electrónicas ofrecidas se puede afirmar que las especies  1 y 2 al combinarse forman  enlaces

A)         iónicos.

B)         metálicos.

C)         covalentes.

D)        covalentes polares.

5. Observe las siguientes fórmulas de sustancias.

Las fórmulas de las sustancias cuyos enlaces se clasifican como covalentes, se identifican con los números

A)         1, 2 y 3.

B)         1, 2 y 4.

C)         2 y 3 solamente.

D)        2 y 4 solamente.

6. Los enlaces señalados en los compuestos representados seguidamente,

se denominan covalentes

A)         polares.

B)         coordinados.

C)         1- coordinado, 2- polar.

D)      1- polar, 2- coordinado.

7. Observe  la información que se ofrece en la siguiente tabla.

La forma correcta de asociar el número que indica la fórmula, con la letra que identifica  el enlace,  se ubica en la opción

A)         1c,  2a,  3b

B)         1a,  2c,  3b

C)         1b,  3c,  2a

D)        1c,  2b,  3 a

8. La información que se ofrece en los siguientes recuadros,

1.  En estado sólido, son excelentes conductores de electricidad.  Sus puntos de     fusión varían entre 25 y 2 000 ºC.

2.  Son solubles en sustancias orgánicas y presentan los mismos  tipos de enlace que estas.

corresponde a sustancias con enlace

A)      1-iónico  y  2-metálico.

B)      1-metálico  y  2-iónico.

C)      1-iónico  y  2-covalente.

D)      1-metálico  y  2-covalente.

9. Lea la siguiente información.

Es un sólido cristalino con altos puntos de fusión y ebullición, generalmente  conduce la electricidad, ya sea fundido o en disolución.

La información describe características del compuesto representado por la fórmula

A)         KCl

B)         SO2

C)         SiO2

D)        N2O3

       10. Lea las siguientes afirmaciones, relacionadas con el compuesto trióxido de azufre.

De las afirmaciones indicadas, las condiciones básicas que deben ser explicadas por una teoría de enlace,  para el trióxido de azufre, se identifican con los números

A)         I, II y III.

B)          II, III y IV.

C)          I y II solamente.

D)          I y IV solamente.

       11. Observe las siguientes estructuras de Lewis de moléculas, señaladas con números.

Las estructuras en que todos los átomos cumplen con la regla de octeto, se identifican con los números

A)            1  y  2 solamente.

B)            1  y  4 solamente.

C)            1,  2  y  3.

D)           1,  2  y  4.

        12. Lea el siguiente texto.

Un trozo de alambre de cobre, un tornillo de hierro y  una cadena de oro, aunque son distintos entre sí, comparten algunas características similares tales como: brillo, conductividad  eléctrica y  térmica, ser  dúctiles y maleables.

Las características similares de los elementos citados se deben a que

A)            forman aniones.

B)            aceptan electrones.

C)            presentan enlaces iónicos.

D)           presentan enlaces metálicos.

13. Lea la siguiente información.

La información corresponde a los tipos de enlace denominados

A)          polares.

B)          coordinados.

C)          1- coordinado, 2- polar.

D)        1- polar, 2- coordinado.

         14. Las especies químicas que se representan a continuación:

según el tipo de enlace que presentan, se caracterizan por

A)         1-presentar puntos de fusión altos  y  2- conducir la corriente eléctrica en estado sólido.

B)         1- ser dúctil y maleable y 2- conducir la corriente eléctrica en disolución acuosa.

C)       1-conducir la corriente eléctrica en disolución acuosa y 2- formar  moléculas.

D)         1-presentar puntos de fusión bajos  y  2- conducir el calor.

         15. Analice las siguientes estructuras.

¿En cuáles estructuras todos los átomos cumplen con la regla del octeto?

A)            1 y 2 solamente.

B)            1 y 3 solamente.

C)            1, 2 y 3.

D)           2, 3 y 4.

          16. Lea las afirmaciones señaladas con a, b, c y d y observe las representaciones que se le ofrecen, identificadas con números.

¿Cuál es la forma correcta de asociar las afirmaciones y las representaciones que se ofrecen?

A)    1-ab, 2-c y 3-d.

B)    1-ad, 2-c y 3-b.

C)    1-c, 2-a y 3-bd.

D)    1-c, 2-ad y 3-b.

           17.        Los enlaces señalados en el compuesto representado seguidamente:

                         se denominan covalentes                        

A)            1- coordinado y 2- no polar.

B)            1- no polar y 2- coordinado.

C)            1- coordinado, 2- polar.

D)        1- polar, 2- coordinado.

         18. Lea las afirmaciones identificadas con los números 1, 2, 3  y 4 y observe las representaciones de materiales,  identificados con las letras X, Y,  Z.

1 – Se presenta como una red cristalina que posee electrones no ubicados.

  2-La red cristalina esta constituida por iones de cargas opuestas.

3  -Conduce, en disolución, la corriente eléctrica.

  4–Posee bajos puntos de fusión y ebullición.

¿Cuál es la forma correcta de asociar las afirmaciones y los materiales cuyas fórmulas se ofrecen.

A)         1-Y, 2-X, 3-Y y 4-Y.

B)           1-Z, 2-Y, 3-Z y 4-X.

C)         1-Y, 2-Z, 3-Z y 4-X.

D)        1-Z, 2-X, 3-X y 2-Y.

         19.De los siguientes aspectos relacionados con átomos de elementos y compuestos,

1.   La glucosa y la fructuosa presentan  fórmula molecular C6H12O6

2.  La configuración electrónica del neón finaliza en 2s2 2p6

3.   Al unirse  el aluminio con el cloro forman tres enlaces.

4.  La forma de la molécula de amoníaco es piramidal.

¿cuáles corresponden a condiciones básicas que debe explicar una buena teoría de enlace?

A)      1 y 2

B)      1 y 4

C)      2 y 3

D)      2 y 4

          20. Observe las siguientes estructuras.

¿En cuáles estructuras todos los átomos cumplen con la regla del octeto?

A)    1 y 4 solamente

B)    3 y 4 solamente

C)    1, 3 y 4

D)    2, 3 y 4

          21.Observe las siguientes representaciones de especies químicas.

Se puede  afirmar que todos los átomos cumplen con la regla del octeto en las estructuras identificados con los números

A)         1  solamente.

B)         2  solamente.

C)         1 y 2.

D)        1 y 3.

          22. Lea las siguientes afirmaciones.

1.     Se presenta cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.

2.  Se produce cuando un elemento con energía de ionización baja reacciona con elementos que tienen alta electronegatividad.

3. Se establece cuando los electrones de valencia se mueven   libremente en los orbitales de valencia de los átomos vecinos.

4. Resulta de la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.

Las características que se refieren a los enlaces: covalente y metálico, en el orden respectivo,  se identifican  con los números

A)         1 y 2.

B)         1 y 3.

C)         3 y 4.

D)        2 y 4.

          23. Observe las siguientes fórmulas de compuestos.