GEOMETRÍA MOLECULAR Y FUERZAS INTERMOLECULARES

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PREUNIVERSITARIO PREUCV 
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS 
QUÍMICA 
 
 
 
 
 
GEOMETRÍA MOLECULAR Y FUERZAS INTERMOLECULARES 
83 ➢➢➢QUÍMICA– CLASE 4 
 
 
 
 
 
 
Eje Temático: La Materia y sus Transformaciones 
Área Temática: Estructura Atómica 
Tareas: Reconocer - Aplicar - Distinguir – Reflexionar 
 
 
 
 
 
 
Geometría molecular 
• La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las moléculas. 
• Solo es válida para moléculas covalentes. 
• Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto de ebullición, densidad y los tipos de 
reacciones) se ven afectadas por la geometría molecular. 
• Un procedimiento sencillo que permite la predicción de la geometría de una molécula se conoce como “teoría 
de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia” (TRPECV) 
• Los electrones de la capa de valencia se repelen entre sí para alcanzar una geometría de energía mínima. 
 
Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres (ABX) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Molécula Estructura de Lewis Pares electrónicos Geometría molecular 
BeCl2 
 
2 Lineal 
 
 
BF3 
 
 
3 
Triangular plana 
 
 
CH4 
 
 
4 
Tetraédrica
 
 
PCl5 
 
 
5 
Bipiramidal trigonal 
 
 
SF6 
 
 
6 
Octaédrica
 
Check List: En este lugar encontrarás el listado de los contenidos que se trabajarán en la clase. Te invitamos a que los 
leas para interiorizarte en lo que veremos hoy. 
□ Relacionan la geometría molecular con la polaridad de □ Reconocen las diferentes geometrías moleculares. 
de la molécula. 
□ Diferencian entre polaridad de enlaces y polaridad de □ Construyen, a partir de la estructura de Lewis, las 
 la molécula. las diferentes geometrías moleculares. 
□ Comprenden la regla del octeto y dueto gas noble y no metálicos 
□ Comprenden y aplican la estructura de Lewis 
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Guía de Destrezas Q – 4: Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares. 
84 QUÍMICA– CLASE 4 
 
 
Moléculas E las cuales el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres (geometría derivada) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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termolecularestómica. 
 
85 ➢➢➢QUÍMICA – CLASE 4 
 
Polaridad de las moléculas 
La polaridad es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas dentro de 
la molécula, según el número y tipo de enlaces que posea. 
El enlace covalente entre dos átomos puede ser polar o apolar. Esto depende del tipo de átomos que lo 
conforman: si los átomos son iguales, el enlace será apolar (ya que ningún átomo atrae con más fuerza los 
electrones). Pero, si los átomos son diferentes, el enlace estará polarizado hacia el átomo más electronegativo, 
ya que será el que atraiga el par de electrones con más fuerza. Consideremos el enlace H-H y H-F: 
 
 
El momento dipolar es una medida cuantitativa de la polaridad de una molécula. 
En el caso de moléculas con más de dos átomos, el momento dipolar dependerá de la polaridad de todos sus 
enlaces y de la geometría molecular. La presencia de enlaces polares NO IMPLICA necesariamente que 
la molécula sea polar. 
CO2 Molécula apolar H2O Molécula polar 
 
 
 
CH4 Molécula apolar 
 
 
 
 
Fuerzas intermoleculares 
Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos 
o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio 
químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. 
Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que 
éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias 
como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión 
superficial, la densidad, etc. 
Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante. 
 
 
 
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Lewis Geometría Polaridad
Fuerzas 
intermoleculares
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
I. Fuerzas de Van der Waals 
a. Dipolo – Dipolo: Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre 
el polo positivo de una de ellas y el polo negativo de la otra. Esta fuerza de atracción es tanto mas 
intensa cuando mayor es la polarización de dichas moléculas. 
i. Interacción Puente de Hidrógeno: Se produce cuando un átomo de hidrógeno está unido 
covalentemente a un elemento que sea: 
• Muy electronegativo 
• Muy pequeño 
• En resumen F, O y N 
b. Dipolo – Dipolo Inducido:Tiene lugar entre una molécular polar y una molécula apolar. En este caso, la 
carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la 
convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción 
entres las moléculas. 
 
II. Fuerzas electrostáticas 
a. Ion – Ion: Se establece entre iones de igual o distinta carga. 
b. Ion – Dipolo: Se establece entre un ion y una molécula polar 
c. Ion – Dipolo Inducido: Se establece entre un ion y una molécula apolar 
 
Fíjate que el tipo de fuerza intermolecular depende de la polaridad de la molécula, para saber si una molécula es 
polar o no necesitamos conocer su geometría y para determinar su geometría tenemos que partir de su fórmula 
de Lewis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fuerzas 
intermoleculares 
Fuerzas de Van 
der Waals
Dipolo - Dipolo
Puente de 
Hidrogeno
Dipolo- Dipolo 
Inducido
Electrostáticas
Ion - Ion
Ion - Dipolo
Ion - Dipolo 
Inducido
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87 ➢➢➢QUÍMICA – CLASE 4 
 
 
1. La geometría de la molécula CH4 es: 
 
A) Tetraédrica. 
B) Angular. 
C) Lineal. 
D) Trigonal. 
E) Trigonal piramidal. 
 
2. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta una 
geometría de tipo lineal? 
 
A) SiH4 
B) H2O 
C) SiO2 
D) O3 
E) NH3 
 
3. Una de las razones de por qué algunos líquidos 
presentan puntos de ebullición altos se debe a 
la formación de puentes de hidrógeno. ¿Cuál de 
las siguientes sustancias pueden formar 
puentes de hidrógeno? 
 
 
 
 
 
A) Solo agua y metanol. 
B) Solo agua y metano. 
C) Solo metanol y metano. 
D) Solo metano y benceno. 
E) Agua, metanol y benceno 
 
4. La molécula que actúa como dipolo debe: 
 
I. Presentar enlaces covalentes. 
II. Cargas puntuales. 
III. Cargas parciales. 
 
A) Solo I. 
B) Solo II. 
C) Solo III. 
D) I y II. 
E) I y III. 
 
 
 
 
 
 
5. La siguiente imagen corresponda a: 
 
 
 
 
 
A) Interacción ion dipolo. 
B) Enlace covalente polar. 
C) Enlace iónico. 
D) Interacción por puente de Hidrogeno. 
E) Enlace covalente dativo o coordinado. 
 
6. ¿Qué se genera entre el ion de flúor y la 
molécula de amoniaco? 
 
A) Interacción dipolo – dipolo. 
B) Interacción por puente de hidrogeno. 
C) Enlace iónico. 
D) Enlace covalente polar. 
E) Interacción ion – dipolo. 
 
7. En la siguiente figura se representan tres 
moléculas diferentes, designadas como X, Y y Z 
 
 
 
 
Al respecto, ¿cuál de las siguientesopciones NO 
corresponde a una interacción por puente de 
hidrógeno? 
 
A) X con X 
B) X con Y 
C) X con Z 
D) Y con Z 
E) Z con Z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H2O 
agua 
CH3OH 
metanol 
CH4 
metano 
C6H6 
benceno 
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8. ¿Cuál de las siguientes moléculas es apolar? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9. Un elemento A tiene dos electrones en su última 
capa, y otro elemento B presenta en su capa de 
valencia la configuración 3s2 3p5. Si estos dos 
elementos se combinan entre sí, la posible 
fórmula del compuesto que originan será: 
 
A) AB 
B) A2B 
C) AB2 
D) A3B2 
E) A2B3 
 
10. Cuatro elementos distintos tienen las siguientes 
configuraciones: 
 
A: 1s2 2s2 2p2 
B: 1s2 2s2 2p5 
C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
 
¿Cuáles son las fórmulas de los compuestos que B 
puede formar con todos los demás elementos? 
 
A) AB4 , CB3 , DB 
B) AB4 , CB, DB3 
C) A2B, C3B, D2B 
D) A2B, CB, BD3 
E) AB4, C3B, BD3 
 
 
 
11. ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene 
únicamente un par de electrones no compartido 
sobre el átomo central? 
 
A) H2O 
B) PH3 
C) PCl5 
D) CH2Cl2 
E) BeCl2 
 
12. Al comparar las moléculas de CO2 y SO2 se 
observa que en la primera el momento dipolar es 
nulo, mientras que en la segunda no lo es. ¿Cómo 
se puede justificar esta diferencia? 
 
A) Porque las electronegatividades del carbono y 
oxígeno son muy similares, mientras que las del 
azufre y oxígeno son muy distintas. 
B) Porque la molécula de CO2 es lineal y la de SO2 no 
C) Porque el carbono no permite que sus electrones 
de valencia se alejen demasiado. 
D) Porque el carbono pertenece al segundo período 
del sistema periódico mientras que el azufre 
pertenece al tercero. 
E) Porque el carbono está en el grupo IV y el azufre 
está en el grupo VI del sistema periódico. 
 
13. ¿Cuál de las siguientes sustancias presentan 
fuerzas intermoleculares dipolo - dipolo? 
 
A) Cl2 
B) NH3 
C) BCl3 
D) CF4 
E) CO2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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14. Para determinar las propiedades de las moléculas 
orgánicas, es imprescindible conocer su 
estructura espacial. Para ello se analiza el número 
de electrones de valencia de los átomos y su 
distribución en la molécula, de tal forma, que se 
minimice la repulsión electrostática. Lo anterior 
constituye un modelo y su importancia radica en 
que: 
 
A) Entrega información precisa y definitiva. 
B) Permite interpretar observaciones y tiene 
capacidad predictiva. 
C) Es innecesario someterlo a pruebas empíricas. 
D) Es universal e irrefutable, ya que representa la 
solución total a un problema. 
E) Describe una relación constante entre dos o más 
propiedades de la materia. 
 
15. Qué tipo de fuerza intermolecular se presenta 
entre los pares de los siguientes compuestos? 
 
• KBr y H2O 
• Naf y I2 
 
A) Ion-dipolo y Ion-dipolo. 
B) Ion-dipolo y Ion-dipolo inducido. 
C) Ion-ion y ion-ion. 
D) Dipolo-dipolo y Dipolo-dipolo. 
E) Dipolo-dipolo inducido y Dipolo-dipolo. 
 
16. ¿Cuál es el orden correcto, de menor a mayor, del 
punto de ebullición de las siguientes sustancias? 
 
 
 
 
A) Agua < metano < etanol. 
B) Agua < etanol < metano. 
C) Metano < etanol < agua. 
D) Etanol < metano < agua. 
E) Etanol < agua < metano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17. A partir de la estructura de Lewis de cada 
compuesto, determine el carácter polar o apolar 
de cada una de ellas 
 
• NH3 
• CO2 
• BF3 
 
A) Polar, apolar, apolar. 
B) Polar, polar, polar. 
C) Apolar, polar, apolar. 
D) Apolar, polar, polar. 
E) Apolar, apolar, apolar. 
 
18. Con respecto al NaCl, se puede afirmar que: 
 
I. Es un compuesto iónico soluble en agua 
II. Los iones que lo forman cumplen con la regla del 
octeto 
III. Es sólido a temperatura ambiente 
 
Es(son) correctas: 
 
A) Solo II 
B) Solo I y II 
C) Solo II y III 
D) Solo I y III 
E) I, II y III 
 
19. Se presenta una molécula que presenta enlaces 
covalentes. Se conforma por 2 átomos de la 
familia IA y un átomo de la familia VIA. ¿Cuál es la 
geometría molecular más probable que se 
forme? 
 
A) Lineal. 
B) Tetraedro regular. 
C) Angular. 
D) Trigonal plana. 
E) Piramidal. 
 
20. De las siguientes fueras intermoleculares, ¿cuál 
es la más fuerte? 
 
A) Interacción dipolo-dipolo. 
B) Interacción ion-dipolo. 
C) Interacción dispersipon de London. 
D) Interaccipon por puente de hidrógeno. 
E) Interacción dipolo – dipolo inducido. 
 
H2O 
agua 
CH3CH2OH 
etanol 
CH4 
metano