QUIMICA SEM 06 - 2022 II

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Centro preuniversitario de la UNS S-06 Ingreso Directo 
 QUÍMICA 
 Ciclo 2022 – II 
 “ENLACE QUÍMICO” 
 
Docente: Equipo Docente 
 
Enlace químico es la fuerza que une a los 
átomos para formar compuestos. Esta unión le 
confiere estabilidad al compuesto resultante. La 
energía necesaria para romper un enlace 
químico se denomina energía de enlace. 
 
ELECTRONES PERIFÉRICOS O DE 
VALENCIA 
Antiguamente se les denominaba electrones de 
valencia, estos electrones periféricos de un 
átomo están determinados por la configuración 
electrónica, en consecuencia los electrones de 
la capa externa (último nivel de energía) son 
los que participan en la formación de los 
enlaces. 
Por ejemplo: El litio (Li) tiene 1 electrón 
periférico. 
 
Li (Z = 3) ⇒ 1s2 2s1 
 
 
REGLA DEL OCTETO 
En 1916 Walter Kossel sostiene que los 
átomos mediante reacciones químicas, tienden 
a adoptar la configuración electrónica propia de 
un gas noble. Posteriormente esta teoría vino a 
llamarse La Regla del Octeto o Regla del Ocho 
ya que el hecho de adoptar la configuración 
electrónica de un gas noble es equivalente a 
tener ocho electrones en la capa periférica. 
Ejemplo: La formación del Cloruro de Potasio. 
 
 
ESTRUCTURAS DE PUNTOS DE LEWIS 
Las estructuras de puntos de Lewis son formas 
para representar los electrones periféricos de 
un átomo. Consiste en escribir el símbolo del 
elemento acompañados de puntos que 
representan la cantidad de electrones 
periféricos. 
TIPOS DE ENLACE 
ENLACE IÓNICO 
A este tipo de enlace también se le denomina 
electrovalente. En el enlace iónico, los 
electrones se transfieren completamente de un 
átomo a otro. Durante este proceso de perder o 
ganar electrones, los átomos que reaccionan 
forman iones. Los iones positivos (+) se 
denominan cationes y los iones negativos (-) se 
denominan aniones, estas cargas opuestas se 
atraen entre ellas a través de fuerzas 
electroestáticas que son la base del enlace 
iónico. 
Por ejemplo: 
Durante la reacción del sodio (Na) con el cloro 
(Cl): el sodio (derecha) pierde su único electrón 
periférico y se carga positivamente, el cloro 
(izquierda) gana el electrón del sodio y se 
carga negativamente. 
 
Ejemplo: 
Na+1 + Cl-1 NaCl 
Una regla práctica para determinar cuándo un 
compuesto presenta enlace iónico es cuando 
éstos tienen una diferencia de 
electronegatividades de 1,7 o más, es decir: 
 
∆X ≥ 1,7 
 
ENLACE COVALENTE 
Es la fuerza que mantiene unidos a dos 
átomos o más debido a la compartición de 
un par de electrones. Este tipo de enlace se 
 Semana Nº 06 
 
 
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forma cuando la diferencia de 
electronegatividad no es suficientemente 
grande como para que se efectúe 
transferencia de electrones, entonces los 
átomos comparten uno o más pares 
electrónicos en un nuevo tipo de orbital 
denominado orbital molecular. 
 
ENLACE COVALENTE POLAR 
Se establece cuando la compartición del par de 
electrones del enlace no es equitativo, es decir 
que el de mayor electronegatividad origina una 
gran concentración de carga negativa, 
mientras que el otro una gran concentración de 
carga positiva; en consecuencia se generan 
dos polos, pero sin formar iones entre los 
átomos enlazados. 
En forma práctica este tipo de enlace se da 
cuando la diferencia de electronegatividades es 
mayor que cero y menor que 1,7, es decir. 
 
 O < ∆X < 1,7 
 
ENLACE COVALENTE NO POLAR 
Se establece cuando el par de electrones es 
compartido en forma equitativa, por los átomos 
enlazados y se debe a que la diferencia de 
electronegatividades de los átomos que se 
enlazan es cero o nula, es decir: 
 
 ∆X = 0 
 
H2 
 
 
Los electrones están compartidos 
equitativamente 
ENLACE COVALENTE COORDINADO 
Se establece cuando uno de los átomos aporta 
el par de electrones para formar el enlace 
covalente, por esta razón también se le conoce 
como enlace covalente dativo. 
 
SO3 O S O O=S O 
 
 O 
 
 
ENLACE METÁLICO 
Este tipo de enlace tiene lugar entre los 
metales. En este enlace no existe una 
auténtica unión entre los átomos, sino una red 
de iones positivos, y entre los espacios vacíos 
circulan electrones libres. 
Según la teoría del mar de electrones, la 
estructura metálica está formada por cationes 
del metal rodeados de un mar de electrones. 
La fuerza de unión es la atracción entre los 
iones positivos del metal y los electrones 
circundantes que se mueven libremente. 
ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO 
Este tipo de enlace sucede por la interacción 
dipolo-dipolo, se da entre las moléculas que 
contienen hidrógeno y que se enlazan a 
átomos muy electronegativos que poseen 
pares de electrones no compartidos, como son 
el flúor, oxígeno, nitrógeno, azufre. 
 
 
FUERZAS DE VAN DER WAALS 
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de 
estabilización molecular; forman un enlace 
químico no covalente en el que participan dos 
tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de 
dispersión (que son fuerzas de atracción) y las 
fuerzas de repulsión entre las capas 
electrónicas de 2 átomos contiguos 
HIBRIDACIÓN DEL ÁTOMO DE CARBONO 
Es el proceso que explica mejor los enlaces y 
estabilidad de un compuesto debido a la 
mezcla de orbitales atómicos para obtener 
nuevos orbitales atómicos híbridos, es decir es 
el resultado de una combinación matemática 
de las funciones que describen a dos o más 
orbitales atómicos. 
 
 
01. Los enlaces puente de hidrógeno son 
responsables de que algunas sustancias 
tengan altas temperaturas de ebullición y 
permiten explicar la elevada solubilidad de 
H H x 
x x 
x x 
x x 
x x 
x x 
x 
x x 
x 
x 
x 
x 
x 
O 
Existen 2 enlaces 
covalentes 
coordinados 
PROBLEMAS 
PROPUESTOS 
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algunos líquidos, como por ejemplo, el 
etanol en agua. Seleccione la alternativa 
que contenga a una o más sustancias que 
presentan este tipo de enlace entre sus 
moléculas. 
I. H2S II. NH3 III. CH4 
 
a) I, II y III b) I y II C) Solo II 
d) Solo I e) II y III 
 
02. El carácter polar o apolar de las sustancias 
covalentes se debe a la estructura 
simétrica o asimétrica que adoptan sus 
moléculas. Determine el carácter polar o 
apolar de las siguientes moléculas. 
I.CO2 II. BF3 
 
a) Apolar, apolar b) Apolar, polar 
c) Polar, polar d) Polar, apolar 
e) Apolar, dativo 
 
03. De los iones: 
I. Oxidanio (H3O+) 
II. Azanio (NH4+) 
III. Fosfanio (PH4+) 
Los que presentan enlace dativo son: 
 
a) I b) II c) III d) I y II 
e) Todos 
 
04. Considerando las sustancias: cloruro de 
potasio, agua, cloro molecular y sodio. 
Indique el tipo de enlace que presenta cada 
una de ellas. 
a) Iónico, polar, polar, metálico 
b) Iónico, polar, apolar, metálico 
c) Covalente, polar, polar, metálico 
d) Polar, polar, polar, metálico 
e) Iónico, apolar, polar, metálico 
 
05. Qué tipo de enlace entre si formaran los 
átomos del elemento que tiene la siguiente 
configuración: 
1s22s22p63s23p5 
a) Iónico b) Polar c) Apolar 
d) Puente de hidrógeno e) Metálico 
 
06. Señale el compuesto que solo posee enlace 
covalente 
a) KCl b) CaCO3 c) H2SO4 
d) KNO3 e) BaO 
 
07. Indicar el par de elementos cuya notación de 
Lewis es similar 
I. 17E II. 20E III. 33E 
IV. 35E 
 
a) II y IV b)II y III c) I y IV d) I y III 
e) I y II 
 
08. Indique en qué casos se presenta el enlace 
“tipo puente” de hidrógeno: 
I. H2O 
 II. CHCl3 
 III. CO2 
 IV. CH3COCH3 
 V. CH3NH2 
 VI. C2H5OH 
 
a) I, V b) II, VI c) IV, V, VI 
 d) II, III, IV e) I, V, VI 
 
09. Con respecto al enlace iónico indique 
verdadero (V) o falso (F) según corresponda: 
I. El enlace iónico es la unión química 
formada por la atracción electrostática 
entre iones de carga opuesta. 
II. Entre los átomos que participan en el 
enlace iónico, existe una alta diferencia 
de electronegatividades generalmente 
mayor o igual a 1,7. 
III. Se trata de compuestos iónicos NaBr, 
 MgO, CaCl2 
 
a) VVV b) VVF c) VFV 
d) FVV e) FVF 
 
10. De la proposición “los átomos reaccionan 
químicamente perdiendo, ganando o 
compartiendo electrones generando de esta 
manera fuerzas electrostáticas de 
interacción por transferencia y distribución 
de electrones”. A estas fuerzas que 
mantienen unidos a los átomos en los 
distintos compuestos y a las moléculas 
entre sí, se les llama: 
M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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Equipo Docente Ciclo 2022 – II Semana 06 
 
 
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a) Energía de ionización 
b) Electroafinidad 
c) Enlace químico 
d) Electronegatividad 
e) London 
 
11. La correcta estructura de Lewis para él Br , es: 
 a) Br b) Br c) Br 
 d) Br e) Br 
12. La representación de LEWIS 
correspondiente al ion sulfuro, será: 
a) s 2- b) s 2- c) s – 
d) s 2- e) s + 
 
13. Señale la estructura LEWIS del óxido de 
sodio ( ONa2 ). 
a) Na
O
Na b
) O
2–
Na
1+
2 
 
 c) NaNa O d) O
2–
Na
2+
 
 
 e) O
1–
Na
1+
2 
 
14. ¿Cuál será la configuración de Lewis del 
elemento que posee dos isótopos, sabiendo, 
que la suma de los neutrones de éstos es 15 
y la suma de las masas atómicas es 29? 
 a) B
x
x x
x
 b) O
x xx
x x
x
 c) F
x xx
x xx
x
 
 d) C
x
x x
x
 e) N
x x
x x
x
 
 
15. Indique la molécula que presenta mayor 
número de enlaces dativos o coordinados. 
 
a) H2SO4 b) H3PO4 c) H2CO3 
d) HClO4 e) HBr 
 
16. Las formas resonantes para la molécula 
de O3, son: 
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 
e) 5 
 
17. Los electrones periféricos que presenta el 
Selenio (Se) son: 
a) 1 b) 3 c) 5 d) 6 
e) 7 
 
18. La cantidad de electrones que participan en 
la formación de la estructura de Lewis del 
H3PO4 son: 
a) 6 b) 42 c) 32 d) 26 
e) 24 
 
19. Indique cuál de las siguientes moléculas 
tiene un mayor número de electrones 
compartidos 
a) H2O b) CO2 c) C2H2 
d) C2H6 e) PH3 
 
20. El número de afirmaciones verdaderas son: 
( ) La geometría molecular del CO2 es lineal 
( ) La geometría molecular del CH4 es 
 Tetraédrica 
( ) La geometría molecular del H2O es lineal 
( ) El AlF3 es una molécula de forma 
triangular planar 
 
a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 
e) 4 
 
21. Para la siguiente estructura que 
corresponde al ácido nítrico (HNO3), señale 
las proposiciones verdaderas. 
H
N= OO
O
 
I. Hay un solo enlace covalente coordinado 
II. Posee siete pares electrónicos no 
compartidos 
III. Presenta 22 electrones de valencia 
IV. Sólo posee 3 enlaces sigma (σ ). 
V. Sólo posee un enlace pi (π ). 
 
 a) 1, 3 y 5 b) 2 y 5 c) 3, 4 y 5 
d) 1, 2 y 4 e) 1, 2, y 5 
 
 
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	Enlace químico es la fuerza que une a los átomos para formar compuestos. Esta unión le confiere estabilidad al compuesto resultante. La energía necesaria para romper un enlace químico se denomina energía de enlace.
	ELECTRONES PERIFÉRICOS O DE VALENCIA
	Antiguamente se les denominaba electrones de valencia, estos electrones periféricos de un átomo están determinados por la configuración electrónica, en consecuencia los electrones de la capa externa (último nivel de energía) son los que participan en ...
	Por ejemplo: El litio (Li) tiene 1 electrón periférico.
	Li (Z = 3) ( 1s2 2s1
	REGLA DEL OCTETO
	TIPOS DE ENLACE
	ENLACE IÓNICO
	SO3 O S O O=S O
	ENLACE METÁLICO
	ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO
	Este tipo de enlace sucede por la interacción dipolo-dipolo, se da entre las moléculas que contienen hidrógeno y que se enlazan a átomos muy electronegativos que poseen pares de electrones no compartidos, como son el flúor, oxígeno, nitrógeno, azufre.
	FUERZAS DE VAN DER WAALS
	O