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.