EJERCICIOS DE ENLACE QUIMICO
1.- Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI
y HCl. Justificar brevemente la respuesta.
SOLC. Cuando se unen mediante enlace covalente dos átomos de diferente
electronegatividad, los pares de electrones no están igualmente compartidos,
formando enlaces covalentes polares. Por ejemplo, en el HCl existe una pequeña
carga positiva en el H y otra negativa, también pequeña, sobre el Cl, al ser este más
electronegativo que el de H. En general la polaridad aumenta al hacerlo la diferencia
de electronegatividad entre los átomos unidos. Por tanto como la electronegatividad
sigue en los halógenos el orden I < Br < Cl < F, la polaridad de las moléculas será:
HI < HBr < HCl < HF.
2.- Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se observa que
en la primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justifique
esto de forma razonada.
SOLC. La molécula de CO2 es lineal, con dobles enlaces en los que el átomo de
carbono tiene hibridación sp. Al ser el oxigeno más electronegativo que el carbono,
los enlaces serán polares. Sin embargo los dipolos eléctricos son iguales pero de
sentido contrario y se anulan entre sí, por lo que la molécula será apolar.
La molécula de SO2 tiene un átomo central de azufre con hibridación trigonal sp 2,
con un par de electrones sin compartir, un doble enlace y un enlace covalente
coordinado o dativo que presenta dos estructuras resonantes. El par de electrones
sin compartir hará que por repulsión el ángulo de enlace sea inferior al esperado de
120º. El oxigeno es más electronegativo que el azufre y los dipolos ahora no se
anulan, por lo que la molécula será polar.
3.- A partir de las configuraciones electrónicas de los correspondientes átomos, dé
las estructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, NO 2 y NO 3 . Justifique
también sus estructura e indique si el trifluoruro de nitrógeno es o no una molécula
polar.
SOLC. Las configuraciones electrónicas son:
N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5
El trifluoruro de nitrógeno, tiene hibridación sp3 lo que le confiere una geometría
piramidal con ángulos ligeramente inferiores a los tetraédricos de 109.5º debido a la
repulsión del par de electrones no compartidos. Será una molécula polar con la parte
positiva en el N y la negativa en el centro de los F.
El ion nitrito presenta una hibridación sp2 en el N lo que le da una geometría angular
de a < 120º por la repulsión del par no compartido.
El ion nitrato tiene el átomo de N con hibridación sp2 y ángulos de 120º.
Tanto el ion nitrito como el nitrato presentan enlaces  entre orbitales p y además un
enlace dativo o covalente coordinado donde el N aporta los dos electrones del
mismo. Estas dos especies poseen formas resonantes, en las que varían la
disposición de esos enlaces.
4.- Defina el Principio de exclusión de Pauli y comente su interés.
Defina qué se entiende por energía reticular y en qué tipo de compuestos tiene más
influencia.
SOLC. Ver Texto del curso.
5.- Explique qué tipo de enlace o fuerza intermolecular hay que vencer para fundir
los siguientes compuestos: a) cloruro de sodio. b) dióxido de carbono. c) agua. d)
aluminio.
SOLC. a) Esta sustancia presenta enlace iónico, debido a la elevada diferencia de
electronegatividad que existe entre sus átomos.
b) El enlace entre los átomos de C y O es covalente, sin embargo las fuerzas
intermoleculares de Van der Waals, tipo dipolo inducido- dipolo inducido, ya que la
molécula es de geometría lineal, son las que unen a las moléculas por ser éstas
apolares.
c) En el agua hay un enlace covalente polarizado entre sus átomos, y al ser la
molécula polar debido a la geometría angular que posee, tiene momento dipolar. las
fuerzas intermoleculares serán por tanto dipolo-dipolo y además existen puentes de
hidrógeno.
d) El enlace en el aluminio es metálico.
6.- Explique las razones que permiten comprender la siguiente frase: "A temperatura
ambiente el cloro es un gas mientras que el cloruro de potasio es un sólido
cristalino".
SOLC.- El cloro es una sustancia molecular, cuyas moléculas están unidas por
débiles fuerzas de Van der Waals y presenta por tanto puntos de fusión y ebullición
bajos, por eso en condiciones normales es un gas.
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El cloruro de potasio sin embargo es un compuesto iónico, y en consecuencia, tiene
puntos de fusión y ebullición altos.
7.- Explique usando orbitales híbridos, la estructura y enlace de la molécula de
metano.
SOLC.- La estructura de la molécula de metano se explica mediante hibridación
tetraédrica o sp3 en el átomo de carbono. (Haga el dibujo).
De la combinación lineal de un orbital s y 3 p resultan cuatro orbitales híbridos sp 3,
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de 109.5º. Esta
hibridación es característica de los átomos de carbono cuando presentan enlaces
sencillos en las moléculas orgánicas.
8.- Explica según la teoría del enlace de valencia la existencia de moléculas de:
a) Nitrógeno. b) Pentacloruro de fósforo.
SOLC.- a) La molécula de N2 se origina al unirse 2 átomos de nitrógeno. Se solapan
frontalmente 2 orbitales p, cada uno de un átomo, formando un enlace  y los
restantes orbitales p (2 por cada átomo), se solapan lateralmente formando dos
enlaces . La gran estabilidad de esta molécula se debe a la presencia de este triple
enlace. (Haga el dibujo)
b) Las estructuras electrónicas del fósforo y del cloro son:
P: 1s22s22p63s23p3; Cl: 1s22s22p63s23p5
El átomo de fósforo presenta hibridación sp3d con los enlaces P-Cl dirigidos hacia
los vértices de una pirámide trigonal. (Haga el dibujo).
9.- Usando la teoría de hibridación de orbitales explique la geometría del acetileno
(etino), amoníaco y agua.
SOLC. En el acetileno los átomos de carbono presentan hibridación lineal. De la
combinación lineal de un orbital s y un orbital p surgen dos orbitales híbridos sp, que
forman entre sí ángulos de 180º, lo que hace que la molécula sea lineal al estar los
enlaces σ en línea recta. Que dan dos orbitales p en cada átomo de C, orientados
perpendicularmente uno respecto al otro, que son los que forman los enlaces .
(Haga el dibujo).
Los enlaces de las moléculas de amoníaco y agua se describen mediante
hibridación sp3, pero con uno o dos pares de electrones no compartidos,
respectivamente. En la hibridación sp3 o tetraédrica los ángulos son de 109.5º, pero
en estas dos moléculas son ligeramente inferiores debido a la repulsión de los pares
no compartidos (uno en el amoníaco y dos en el agua) que repelen a los pares
compartidos con mayor intensidad que estos entre sí, disminuyendo los ángulos de
enlace. Resumiendo la molécula de agua es angular y la de amoníaco es piramidal.
10.- Defina qué entiende usted por compuesto complejo en química. Ponga algún
ejemplo. Establezca tres diferencias importantes entre compuestos "covalentes e
iónicos".
SOLC.- Los compuestos de coordinación o complejos son compuestos formados por
un átomo o ion central, generalmente un metal de transición, unido mediante enlaces
covalentes coordinados a moléculas o iones llamados ligandos.
Cada ligando tiene como mínimo un par de electrones sin compartir, que le permiten
formar un enlace covalente coordinado con el ion o átomo central; éste debe tener
orbitales vacíos y de energía adecuada para aceptar la compartición de esos
electrones. Esta circunstancia se da fundamentalmente entre los metales de
transición, y por eso la mayoría de los complejos presentan como ion o átomo
central a un metal de transición.
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El número de enlace formado por el átomo central es superior al que podría
esperarse, considerando sus números de oxidación usuales.
Ejemplo: Dicianodihidrurocobaltato(III) de sodio: Na[Co(CN)2H2].
A temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos con puntos de fusión
altos, los compuestos covalentes moleculares son gases o líquidos. Los compuestos
iónicos son conductores de segunda clase (fundidos o disueltos), los compuestos
covalentes son malos conductores. Los sólidos iónicos son duros y frágiles, los
covalentes moleculares muy blandos.
11. ¿Cuál de las sustancias siguientes tiene las mayores fuerzas intermoleculares de
atracción? ¿Por qué? a) H2O; b) H2S; c) H2Se; d) H2Te; e) H2Po
SOLC.-El agua presenta las mayores fuerzas intermoleculares de atracción pues sus
moléculas están unidas por puentes de hidrógeno, al ser el oxígeno un átomo muy
electronegativo y de pequeño tamaño.
12.- Para las moléculas: agua, ión amonio y fosfina (trihidruro de fósforo):
a) Escribir las fórmulas de Lewis.
b) Razonar cuál de ellas presenta un ángulo H−X−H más abierto.
SOLC.- El amoniaco presenta un ángulo H−N−H más abierto. En él, el nitrógeno
utiliza orbitales híbridos sp3, pero el par de electrones no compartidos repele a los
pares enlazantes y reduce los ángulos de enlace que son de 107º y no de 109º 28'
característicos de la estructura tetraédrica.
En el agua los dos pares de electrones no compartidos originan una repulsión mayor
y el ángulo H−O−H es de 104.5º.
La molécula de la fosfina se explica mejor por solapamiento de los orbitales 1s del
hidrógeno con los orbitales atómicos 3p del fósforo, por lo que su ángulo H−P−H es
próximo a 90º, concretamente 93º.
13.- Enlace metálico: a) Características del enlace. b) Propiedades de los metales.
SOLC.- Los metales son elementos electropositivos con pocos electrones de
valencia, que están deslocalizados en la red. Cristalizan en estructuras metálicas de
elevado número de coordinación: Red cúbica centrada en el cuerpo con índice de
coordinación 8, red cúbica compacta y red hexagonal compacta con índices de
coordinación 12.
Según Drude y Lorentz los cationes del metal ocupan los nudos de la red y los
electrones de valencia circulan por los intersticios constituyendo el llamado "gas
electrónico".
La TEV explica el enlace metálico mediante un número elevado de formas
resonantes, pues no hay electrones de valencia suficientes para la formación de
todos los enlaces covalentes para tan elevados índices de coordinación.
En la teoría de Orbitales moleculares, el número de orbitales moleculares formados
es igual al de orbitales atómicos combinados. En los metales, al ser muy grande este
número, los niveles de energía se suceden de forma casi continua originando
bandas de energía. La teoría de las bandas explica la existencia de conductores,
semiconductores y aislantes. Los conductores tienen una banda de energía que no
está llena o una banda llena se superpone con otra superior vacía, y los electrones
pueden ocupar los distintos niveles vacíos de la banda. En los aislantes, la banda
llena está separada de la vacía por una región extensa de energía, zona prohibida,
que impide a los electrones ocupar los niveles de la banda vacía. En los
semiconductores la situación es intermedia.
Como todos los metales tienen estructuras muy semejantes, tienen también
propiedades comunes:
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Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
Tienen densidades elevadas.
Tienen puntos de fusión y de ebullición altos, excepto el mercurio.
Presentan color gris, excepto el cobre y el oro, y brillo metálico.
Son dúctiles y maleables.
Producen el efecto fotoeléctrico y el efecto termoiónico.
14.- Comente razonadamente la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas:
un hilo de Cu, un cristal de Cu(NO3)2 y una disolución de Cu(NO3)2.
SOLC.-El hilo de cobre conduce la corriente eléctrica por ser un conductor metálico,
en el que los electrones de valencia gozan de libertad para moverse por entre los
cationes de la red al aplicar un campo eléctrico externo.
El cristal de nitrato de cobre (II) no es conductor pues los iones NO3 y Cu+2 ocupan
posiciones fijas en la red iónica. No pueden desplazarse.
En la disolución de Cu(NO3)2 los iones poseen suficiente movilidad para desplazarse
dentro de un campo eléctrico, conduciendo la corriente (conductores de segunda
especie).
15.- Describa las características del enlace en las moléculas de cloruro de hidrógeno
y ioduro de hidrógeno. Compare la polaridad de ambas y prediga razonadamente,
¿cuál de ellas tendrá carácter ácido más acusado?
SOLC.- Ambos son compuestos covalentes. El enlace se forma por compartición de
un par de electrones desapareados.
Tanto el cloro como el yodo son más electronegativos que el hidrógeno, por lo que el
par de electrones del enlace no está igualmente compartido, formándose un enlace
covalente polar. Como el Cl es más electronegativo que el I, la polaridad de la
molécula de HCI es mayor.
El HI tiene un carácter ácido más acusado que el HCI, pues al ser el I menos
electronegativo que el Cl y de mayor tamaño cede el hidrógeno, como protón, con
más facilidad.
16.- Describa la geometría de la molécula HC≡C−BH−CH3, indicando tipo de
hibridación de los distintos átomos implicados.
SOLC.- Los dos primeros átomos de carbono presentan hibridación sp, el átomo de
boro hibridación sp2 y el tercer átomo de carbono hibridación sp3.
17.- La variación de las energías de enlace para cloro, bromo y yodo sigue el orden
Cl2 > Br2 > I2, mientras que para los puntos de fusión es I 2 > Br2 > Cl2. Razone este
comportamiento.
SOLC.- El solapamiento de orbitales atómicos que se produce en la formación de los
enlaces covalentes es más intenso en los átomos de menor tamaño. Es, por tanto,
más intenso en el cloro que en el bromo y en éste más que en el yodo.
Las fuerzas de dispersión de Van der Waals, entre moléculas covalentes, aumentan
con la masa molecular. Por tanto, son más intensas en el yodo que en el bromo y en
éste más que en el cloro. A eso se debe que, en condiciones normales, el cloro sea
un gas, el bromo un líquido y el yodo un sólido.
18.- Defina el concepto de fuerzas intermoleculares. Tomando como referencia los
hidruros de los elementos halógenos (Grupo VII), diferencie entre las interacciones
predominantes en el compuesto del elemento cabeza del Grupo y en los restantes,
indicando la variación de alguna propiedad física dependiente de las fuerzas
intermoleculares.
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SOLC.- Son fuerzas que se manifiestan entre moléculas neutras.
En los hidruros de los halógenos, el hidrógeno se une con elementos más
electronegativos (F, Cl, Br, I) y se forman enlaces covalentes polares.
Por ser el átomo de flúor de pequeño tamaño y muy electronegativo, las moléculas
de HF se unen mediante enlaces de hidrógeno, presentando por ello puntos de
fusión anormalmente elevados si se compara con el HCI, HBr y HI.
Las moléculas de los restantes hidruros de los halógenos (HCI, HBr y HI) son
dipolos permanentes y existen entre ellas fuerzas intermoleculares de Van der
Waals: fuerzas de orientación y de dispersión.
Las fuerzas de dispersión aumentan al aumentar el tamaño de la molécula, al
aumentar la masa molecular, por ello los puntos de fusión aumentan en el siguiente
orden: HCI < HBr < HI.
19.-Representar primero las fórmulas electrónicas por puntos (estructuras de Lewis)
para cada una de las especies que se dan a continuación: CO 32 , SiH4, CO2, OF2; y
luego, utilizando la Teoría de Repulsión de Pares de electrones de la Capa de
Valencia (TREPEV). Predecir la geometría de las mismas especies
SOLC.- Ion carbonato: Estructura electrónica: C: 1s22s22p2; O: 1s22s22p4
Nº de electrones: 4 del C en su capa de valencia + 6 de los oxígenos (2
desapareados en cada átomo) + 2 del ion = 12e.
Nº de direcciones: Como cada oxígeno aporta 2 electrones desapareados, hay que
situar 4 electrones en cada dirección, por tanto, existen 3 direcciones. Geometría:
Triangular plana.
Tetrahidruro de silicio: Si: 1s22s22p63s23p2; H: 1s1
Nº de electrones: 4 del Si en su capa de valencia + 4 de los hidrógenos = 8e.
Nº de direcciones: 4 (cada átomo de hidrógeno aporta I electrón desapareado).
Geometría: Molécula tetraédrica.
Dióxido de carbono: Nº de electrones: 4 del C en su capa de valencia + 4 de los
oxígenos (2 desapareados en cada átomo) = 8e.
Nº de direcciones: como cada oxígeno aporta 2 electrones, hay que situar 4
electrones en cada dirección, en consecuencia, existen 2 direcciones.
Geometría: Molécula lineal.
Difluoruro de oxígeno: F: 1s22s22p5 Nº de electrones: 6 del O + 2 de los átomos de
flúor = 8e.
Nº de direcciones: 4 (cada flúor aporta I electrón desapareado).
Geometría: Molécula angular, en la que los dos pares de electrones no compartidos
se repelen entre sí y repelen a los pares de electrones enlazantes
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EJERCICIO Nº 2
1.- Representa las estructuras de Lewis indicando geometría molecular y momento
dipolar de las siguientes moléculas: CO2, H2S y O2.
SOLC.- El H2S es de estructura tetraédrica y polar. El S tiene hibridación sp3 y la
molécula es angular.
2.- De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4 (etileno), C2H2 (acetileno), H2O, C6H6
(benceno), NH3. a) ¿Cuáles tienen todos los enlaces sencillos o simples? b) ¿Dónde
existe algún doble enlace? c) ¿Dónde existe algún triple enlace?
SOLC.-
3.- Describe la estructura y enlace de las moléculas propuestas indicando la
hibridación correspondiente al átomo central: (a) CCl4; (b) BCl3; (c) SCl2; (d) BeH2.
SOLC.: a) El C tiene sp3 y la molécula es tetraédrica. b) El B tiene sp 2 y la molécula
es triangular plana. c) el S tiene hibridación sp3 y la molécula es angular.
4.- Deduce, aplicando la teoría de hibridación de orbitales, la geometría de las
moléculas siguientes: etileno, acetileno, benceno, metanol y metanal.
SOLC.: Etileno: C con sp2 molécula plana. Acetileno: C con sp, molécula lineal.
Benceno: C con sp2 molécula hexagonal plana. Metanol: C con sp3, molécula
tetraédrica. Metanal: C con sp2, molécula plana.
5.- De los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál será el más duro y cuál el de mayor
temperatura de fusión? ¿Por qué?
SOLC.: El catión mayor es el de potasio con lo que la distancia entre él y el anión
bromuro es mayor. La fuerza entre ellos será menor y también lo será el punto de
fusión comparado con el del NaBr.
6.- Indica qué tipo de enlace predominará en los siguientes compuestos: (a) Cl 2; (b)
KBr; (c) Na; (d) NH3.
SOLC.: a) Covalente interatómico y de Van der Waals intermolecular. b) Iónico. c)
metálico. d) igual que a).
7.- Explica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de
carbono y del fluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno.
SOLC.: Cu: enlace metálico. CO2: enlaces covalente entre átomos y de Van der
Waals entre moléculas. CsF: enlace iónico.
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8.- Para las moléculas SiH4, CO2, O3 y SO2, se pide: (a) Escribe las estructuras de
Lewis. (b) Discute su geometría. (c) Indica qué moléculas son isolectrónicas entre sí.
SOLC.:
La molécula de ozono posee la misma configuración de Lewis que la de dióxido de
azufre. En ellas existe enlace covalente doble por un lado y dativo por otro. La
hibridación del átomo central es sp2 y la geometría de la molécula es angular. Las
distancias de enlace son idénticas al existir dos formas resonantes extremas. Por
otro lado la molécula de silano es tetraédrica ya que el Si tiene hibridación sp 3. En el
caso del CO2 la geometría es lineal y el C presenta sp.
9.- Justifica la estructura y geometría del agua. ¿Por qué a temperatura ambiente el
agua es líquida, mientras que el sulfuro de hidrógeno, de mayor masa molecular, es
gaseoso? Razona la respuesta.
SOLC.: La diferencia de propiedades estriba en la presencia de enlace por puentes
de hidrógeno en el agua que son más fuertes que los de Van der Waals que posee
el sulfuro de hidrógeno.
10.- Explica brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras
que el CCI4 no lo hace.
SOLC.: Los disolventes polares disuelven bien a las sustancias iónicas.
11.- Indica cuáles de los siguientes compuestos pueden formar enlace de hidrógeno:
(a) metanol, (b) etilamina, (c) etano, (d) propanona.
SOLC.: Metanol y etilamina, siendo más fuertes los del primero. Para que exista
enlace de hidrógeno debe haber un enlace F−H, O−H o bien N−H. Cuanto más
electronegativo sea al átomo unido al hidrógeno, más fuerte será el enlace, ya que
así el hidrógeno queda más cargado positivamente y así se une por una atracción
electrostática más fuerte a la molécula vecina.
12.- Alguna o algunas de las siguientes moléculas: NH3, NO, CH4, BF3, no cumplen
la regla de octeto, pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla. Indica
razonadamente: (a) Las premisas básicas que establece la mencionada regla. (b)
Las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas. (c) Señala qué moléculas
cumplen la regla del octeto y cuáles no lo hacen.
SOLC.: No cumplen la regla el NO y el BF3.
13.- Dibuja mediante un diagrama de Lewis la estructura resultante al unirse el ion
hidrógeno a la molécula de amoniaco. ¿Qué tipo de enlace se ha formado?
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Comprueba que haciendo un recuento total de electrones la estructura resultante
tiene una carga positiva (ion amonio).
SOLC.: El enlace formado entre los hidrógenos y el nitrógeno es covalente y en el
caso del N y el ion H+ es covalente coordinado o dativo.
14.- ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si los enlaces B−I son polares?
SOLC.: La forma de la molécula es la de un triángulo equilátero y de ahí que su
momento dipolar resultante sea cero. La forma es idéntica a la dibujada para el BF3
en la pregunta Nº 12.
15.- Demuestre que los compuestos NaCl y CaO tienen la misma estructura
electrónica según Lewis.
SOLC.:
16.- Dibuja mediante un diagrama de puntos la molécula de peróxido de hidrógeno o
agua oxigenada, H2O2. ¿Cuál será su geometría sabiendo que tiene un momento
dipolar moderado?
SOLC.:
17.- ¿Qué clases de enlace hay en el cloruro amónico, NH4CI?
SOLC.: Existen tres: entre el anión Clˉ y el catión NH 4 es uno electrostático. Entre el
nitrógeno y los hidrógenos es covalente y por último entre el nitrógeno y el protón H+
es dativo.
18.- ¿Qué condiciones energéticas han de cumplirse para que se pueda afirmar que
se ha formado un enlace?
SOLC.: Que exista un desprendimiento de energía al formarse ese enlace. Cuanto
mayor sea la energía liberada mayor será la estabilidad del enlace.
19.- Explica los siguientes hechos:
a) La sal común NaCl funde a 801ºC sin embargo, el cloro es un gas a 25ºC.
b) El diamante no conduce la electricidad, y el Fe sí.
c) La molécula de cloro es covalente mientras que el CsCl es iónico.
SOLC.: a) Las fuerzas de unión entre el Na+ y el Clˉ son elevadas, mientras que las
fuerzas intermoleculares entre las moléculas de cloro son muy débiles.
b) Los electrones de la capa de valencia de los átomos de C en el diamante están
compartidos dos a dos entre átomos vecinos. En el hierro los electrones de valencia
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están deslocalizados en una nube electrónica en la que tienen un grado mayor de
libertad.
c) En el Cloro diatómico las moléculas se forman por compartición de electrones al
tener los dos átomos que forman el enlace la misma electronegatividad. Sin
embargo en el CsCl la diferencia de electronegatividad es tan elevada entre los dos
átomos que lo que se forma es un enlace iónico por atracción electrostática entre el
Cs+ y el Clˉ.
20.- ¿Qué significa que una molécula sea polar? ¿Qué molécula es más polar la de
metano o la de amoníaco?
SOLC.: La densidad electrónica de la molécula está más desplazada hacia el átomo
más electronegativo. En el caso del metano la geometría tetraédrica de la molécula
hace que se anulen entre sí los momentos dipolares, sin embargo en el caso del
amoníaco la geometría es de pirámide trigonal con el N en un vértice y por tanto
existe un momento dipolar resultante. El dipolo del amoníaco tiene su lado negativo
en el vértice de la pirámide (N) y el positivo en el centro de la base donde se hallan
los tres hidrógenos.
21.- ¿Qué tipo más probable de ion formarán los siguientes elementos: S, Mg, Cl,
Rb, P, Sn, Ag, Cd, O?
SOLC.: S2, Mg2+, Clˉ, Rb+, P3, Sn2+, Ag+, Cd2+ y O2.
22) Escribe las configuraciones completas y abreviadas de Al3+, Cu2+, Zn2+, Clˉ, O2,
P3.
SOLC.:
Ion
Configuración completa
C. abreviada
Al+3
1s22s2p6
[Ne]
Cu+2
1s22s2p63s2p6d9
[Ar] 3d9
Zn+2
1s22s2p63s2p6d10
[Ar] 3d10
Cl
1s22s2p6 3s2p6
[Ar]
O2
1s22s2p6
[Ne]
P3
1s22s2p63s2p6
[Ar]
23. Ordena los siguientes compuestos según sus puntos de fusión crecientes y
justifica dicha ordenación: KF, RbI, RbF y CaF2.
SOLC.: Cuanto menor es la distancia entre los iones y mayor es la carga, mayor es
el punto de fusión. El orden es entonces: RbI < RbF < KF < CaF2
24. El % de carácter iónico del HCl y HI es de 17 y 4 respectivamente. ¿Cuál de
ellos tendrá un momento dipolar menor?
SOLC.: El % de carácter iónico está directamente relacionado con la diferencia de
electronegatividades, por tanto el momento dipolar será menor en el yoduro de
hidrógeno.
25. Predecir el orden creciente de los puntos de fusión de las siguientes sustancias:
trióxido de dicloro, cloro, cloruro de litio y tetracloruro de carbono.
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SOLC.: Cl2 < CCl4 < Cl2O3 < LiCl
El cloro es una molécula con un único enlace apolar por ser los dos átomos iguales.
Entonces la molécula es apolar.
El LiCl es una molécula con enlace casi totalmente iónico dada la elevada diferencia
de electronegatividad que hay entre sus átomos.
El CCl4 y el Cl2O3 son moléculas que poseen enlaces covalentes entre sus átomos
de diferente electronegatividad. Estos enlaces son pues algo polares. Entonces es la
geometría de la molécula la que determina la polaridad de la misma. En el CCl4 hay
4 pares de electrones compartidos rodeando al átomo central. Su distribución
alrededor de éste es tetraédrica y dada la simetría que existe se anulan los
momentos dipolares de los enlaces y la molécula es apolar. Sin embargo esta
distribución totalmente simétrica no se da en el Cl2O3 y esto la hace una molécula
polar.
26. Representa la molécula de dicloruro de azufre: (a) mediante un diagrama de
puntos; (b) a partir de la teoría de enlace de valencia. ¿Cómo será su geometría?
SOLC.: Se trata de una molécula angular, en la que al igual que la de agua la
hibridación del átomo central es sp3 tetraédrica y la repulsión de los pares de
electrones no compartidos cierra el ángulo teórico de 109º.
27. ¿Cuál de los siguientes compuestos no puede existir? ¿Por qué?: NCl 5, PCl3 y
PCl5.
SOLC.: No puede existir el NCl5 porque en la estructura externa (2s22p3) no tiene
orbitales d vacíos, y además el átomo de nitrógeno es muy pequeño para albergar
alrededor de él a 5 átomos de cloro.
28. ¿Qué tipos de enlace posee el ácido sulfúrico?
SOLC.: Hay enlace cuatro enlaces covalentes entre S y O, de los que dos son
dativos, en los que el S pone los dos electrones. El enlace también es covalente
entre el O y el H. Entre unas moléculas y otras hay enlaces por puentes de
hidrógeno dado que la molécula posee enlaces O-H.
Entre O e H el enlace covalente está tan polarizado que tiende a romperse muy
fácilmente para dar aniones SO 4 e iones H+ que se unirán con enlace dativo al
disolvente en el que se halle el ácido sulfúrico.
El ácido sulfúrico es una sustancia líquida por lo que no participa de las
características generales del enlace iónico.
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29.- Estudia qué fuerzas deben romperse para fundir el NaCl y el Fe, y para
vaporizar el H2O.
SOLC.: Para fundir el NaCl hay que vencer fuerzas electrostáticas de un enlace
iónico. Para fundir el hierro hay que romper un enlace metálico que surge de la
atracción entre una nube de electrones de valencia deslocalizados y los cationes de
hierro que ocupan los nudos de la red cristalina. Para vaporizar el agua hay que
romper enlaces por puentes de hidrógeno.
30.- Cite ejemplos de moléculas que contengan: a) un carbono de hibridación sp; b)
boro con hibridación sp2; c) carbono con hibridación sp3; d) nitrógeno con hibridación
sp3.
SOLC.: a) CO2 b) BCl3 c) CH4 d) NH3.
EJERCICIOS Nº 3
A) Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia TREPEV:
1) Predice la forma de cada una de las siguientes moléculas:
a) BeCl2, b) CS2, c) SO3, d) ICl3, e) BF3, f) CBr4, g) SiH4, h) NCl3, i) SeF6, j) PF3, k)
SF2, l) XeO3; m) SO2, n) SF6, o) ClO2, p) IF5, q) OF2, r) H2Te, s) N2F2, t) POBr3.
RPTA: Las estructuras de Lewis de estas moléculas en el ejercicio 4.17. Se da la
geometría molecular y, entre paréntesis, la geometría electrónica cuando no coincide
con la molecular: a) lineal; b) lineal; c) triangular plana; d) forma de T (bipirámide
trigonal); e) triangular plana, f) tetraédrica; g) tetraédrica; h) pirámide trigonal
(tetraédrica); i) octaédrica; j) pirámide trigonal (tetraédrica); k) angular (tetraédrica); l)
pirámide trigonal (tetraédrica); m) angular (triangular plana); n) octaédrica; o) angular
(tetraédrica); p) pirámide cuadrada (octaédrica); q) angular (tetraédrica); r) angular
(tetraédrica); s) angular (triangular plana); t) tetraédrica.
2) Predice la forma de cada uno de los siguientes iones:
a) H3O+; b) ClO 2 ; c) NO 2 ; d) SO32 ; e) NH 4 ; f) SO42 ; g) PO 43 .
RPTA: Se da la geometría molecular y, entre paréntesis, la geometría electrónica
cuando no coincide con la molecular: a) pirámide trigonal (tetraédrica); b) angular
(tetraédrica); c) angular (trigonal); d) piramidal (tetraédrica); e) tetraédrica; f)
tetraédrica; g) tetraédrica.
3) Predice la forma alrededor del átomo de carbono:
a) CH3−CH3; b) CH2=CH2; c) CH≡CH, d) CH3−CH2−CH3, e) HC≡C−CH=CH2.
RPTA: a) tetraédrica; b) triangular plana; c) lineal; d) tetraédrica; e) lineal.
4) Para cada ion o molécula, di un átomo A de los grupos principales para que le
correspondan la fórmula y la estructura: a) [AH3] triangular plana b) [AH3] piramidal c)
[AH3] piramidal d) [AH4] tetraédrica; e) [AH4]2 tetraédrica f) [AH2] lineal g) [AH2]
angular.
RPTA: a) elementos del grupo 13, b) grupo 15, c) grupo 14, d) grupo 13, e) grupo 12,
f) grupo 12, g) grupo 16.
5) Contrariamente a lo que predice la TREPEV, en el Li2O, la disposición de los dos
litios con respecto al oxígeno es lineal. Busca una explicación a este hecho, teniendo
en cuenta el modelo de enlace en el que se basa esta teoría.
12
RPTA: El enlace es predominantemente iónico y los iones de carga igual tienden a
alejarse mutuamente.
B) POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS:
6) ¿Cuáles de las siguientes moléculas es de esperar que tengan momento dipolar?
a) H2, b) O2, c) HI, d) HF.
RPTA: HI y HF.
7) Predice si serán o no polares las siguientes moléculas:
a) ICl, b) H2S, c) CH4, d) PCl3, e) HgCl2, f) CH3OH, g) HCHO (formaldehido).
RPTA: Serán polares a), b), d), f) y g).
8) Ordena los siguientes isómeros de mayor a menor momento dipolar, indicando
cuáles no son polares:
RPTA: a) I > II > III (III no es polar); b) II no es polar.
C) HIBRIDACIÓN:
9) Para las siguientes moléculas y iones, escribe una estructura de Lewis razonable
(o más de una, si crees que mediante la resonancia de ellas se mejora la descripción
de la molécula), cuenta el número de electrones del átomo central, propón una
estructura (en base a la TREPEV), y estima la hibridación previsible que tienen los
orbitales atómicos del átomo central. a) SF4, b) SF6, c) ICl 4 , d) O3, e) CO32 .
RPTA:
10) Indica la geometría de la molécula, la hibridación más probable para los orbitales
atómicos de valencia del átomo central y la polaridad de cada una de las siguientes
moléculas: a) CS2, b) CBr4, c) H2Te, d) SiH4, e) OF2, f) SF2, g) BF3.
RPTA: (Entre paréntesis se indica la geometría electrónica cuando es distinta de la
molecular). a) lineal, sp, no polar; b) tetraédrica, sp3, no polar; c) angular
(tetraédrica), sp3, polar; d) tetraédrica, sp3, no polar; e) angular (tetraédrica), sp3,
polar; f) angular (tetraédrica), sp3, polar; g) triangular plana, sp2, no polar.
13
11) Da la composición de cada uno de los enlaces de cada molécula en la forma, por
ejemplo, (Csp, H1s): a) C2H6, b) C2H2, c) HCN, d) CH3OH.
RPTA: a) (C2sp3, H1s) (C2sp3, C2sp3); b) (C2sp, H1s) (C2sp, C2sp) (C2p, C2p)
(C2p, C2p); c) (C2sp, H1s) (C2sp, N2sp) (C2p, N2p) (C2p, N2p); d) (C2sp3, H1s)
(C2sp3, O2sp3) (O2sp3, H1s).
12) En el etileno (H2C=CH2) los cuatro hidrógenos están en el mismo plano. Explica
si la TREPEV y la TEV justifican dicha observación experimental.
RPTA: Ver teoría.
D) SOLAPAMIENTO:
13) ¿Cuáles de los siguientes orbitales atómicos situados sobre átomos diferentes
en la geometría representada solapan entre sí?
RPTA: b, c y f.
14) Diga cuándo el solapamiento de los siguientes orbitales situados en átomos
vecinos producirá un enlace  y cuando . El eje z es el que une los dos átomos.
a) (1s, 1s), b) (2pz, 2pz), c) (2px, 2px), d) (2s, 2pz), e) (3dz2, 3dz2)
RPTA: : a, b, d y e; : c.
E) TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES:
15) ¿Cuáles de los siguientes orbitales moleculares son enlazantes y cuales
antienlazantes?
RPTA: Enlazantes: a y c; antienlazantes: b y d.
16) ¿Cuál de las siguientes combinaciones de los átomos A(a) y A(b) debe conducir
al orbital molecular representado en la figura? ¿Es un orbital enlazante o
antienlazante? ¿Qué combinación debe conducir al correspondiente orbital
antienlazante?
RPTA: El c.
17) ¿Cuál es el orden de enlace del catión Cl 2 ? ¿Sería su energía de enlace mayor
o menor que la del Cl2? ¿Es paramagnético?
14
RPTA: (Rellenar el apropiado diagrama de orbitales moleculares). OE( Cl 2 ) = 1.5,
OE(Cl2) = 1. La energía de enlace del Cl 2 será mayor que la del Cl2. El Cl 2 es
paramagnético mientras que el Cl2 es diamagnético.
18) Escribe las configuraciones electrónicas moleculares para las especies O22 , O 2 ,
O2 y O 2 .
a) Diferencia las que sean diamagnéticas de las que sean paramagnéticas.
b) Ordénalas de mayor a menor distancia de enlace.
c) Ordénalas de menor a mayor energía de enlace.
RPTA:
19) ¿Cuál de los siguientes procesos endotérmicos debe tener mayor entalpía?
a) O 2 (g)  Oˉ(g) + O(g); b) O2(g)  O(g) + O(g); c) O 2 (g)  O+(g) + O(g)
RPTA: El c) ya que la mayor energía de enlace corresponde al O 2 (ver 3.21).
20) ¿Podrían existir las siguientes moléculas (aplica la teoría que consideres más
adecuada)? a) He 2 , b) C2, c) Ne2, d) F2, e) F2 .
RPTA: Aplicamos la teoría de orbitales moleculares (rellena el diagrama apropiado).
a) OE = 1, si; b) OE = 2, si; c) OE = 0, no; d) OE = 1, si; e) OE = 1.5, si.
21) ¿Cuál de las siguientes especies debe tener el enlace más largo?
a) CN+, b) CN, c) CNˉ.
RPTA: Aplicamos la TOM (rellena el diagrama apropiado). a) OE = 2; b) OE = 2.5; c)
OE = 3. El CN+ tiene el menor OE, por lo que tendrá la mayor longitud de enlace.
22) ¿Cuáles de las siguientes moléculas son paramagnéticas? (aplica la teoría que
consideres más adecuada): a) CO, b) Cl2, c) NO, d) N2, e) O2.
RPTA: Aplicamos la teoría de orbitales moleculares (rellena el diagrama apropiado).
a) diamagnética, b) diamagnética, c) paramagnética, d) diamagnética, e)
paramagnética.
23) La figura siguiente representa el diagrama de interacción para el HF. Contesta
las siguientes preguntas empleando sólo la información dada por el diagrama.
a) ¿Por qué los orbitales del flúor están más bajos que los del hidrógeno? ¿Cuál de
los dos átomos es más electronegativo?
b) ¿Por qué son no enlazantes los orbitales moleculares procedentes de los orbitales
atómicos 2px y 2py del flúor?
c) ¿Por qué el orbital 2s del flúor no interacciona con el 1s del hidrógeno y, en
cambio, si lo hace el 2pz?
d) Coloca los electrones adecuados en el diagrama.
e) ¿Cuál es el orden de enlace?
f) ¿Cómo es la forma aproximada del orbital enlazante? ¿De qué orbitales atómicos
procede?
g) ¿Es el enlace H−F un enlace covalente puro?
15
h) ¿Quien tendrá la carga parcial negativa?
RPTA:
a) Que los orbitales de valencia del F tengan menor energía que los del H está
relacionado con su mayor electronegatividad.
b) Porque no solapan con el orbital s del hidrógeno (su simetría es , mientras que la
del orbital s del H es ).
c) En realidad sí interacciona, pero la interacción fundamental es la del orbital pz
pues su energía es más cercana a la del s(H).
d) (2s)2(z)2( nx , ny )4
e) OE = 1.
f) Procede del orbital s del H y del pz del F. Hay más participación del segundo que
del primero.
g) No, el orbital enlazante está más centrado sobre el flúor que sobre el hidrógeno.
h) De acuerdo a lo dicho, el F tendrá la carga parcial negativa.
OTROS EJERCICIOS
ENLACE QUIMICO
Este tema es tratado para estudiantes, con conocimientos previos de la tabla
periódica, simbología y ubicación de los elementos en grupos y familias; modelo
atómico de Bohr, el cual es utilizado como punta de lanza del modelo mecanocuántico, haciendo incidencia en las características de los átomos: electrones de
valencia, niveles energéticos, carácter iónico, carácter metálico, y la probabilidad de
formación de iones para entrar al entendimiento de los mecanismos que rigen la
formación de enlaces hacia la constitución de la materia. Posterior a este tema se
trata la nomenclatura de la materia en su diversidad de formas de presentación.
En este tema se trata de diseñar una unidad didáctica que nos permita valorar el
aporte hecho por los científicos y la importancia de la comprensión del enlace
químico en la interpretación de la estructura atómica de las sustancias, procurando
así un mejor aprovechamiento y utilidad de este conocimiento en el contexto de la
ciencia, la tecnología y la sociedad.
Al estudiar el modelo cuántico conocimos que existen condiciones que favorecen el
desprendimiento de electrones del átomo y al cotejar esta información con el
ordenamiento de los elementos de la tabla periódica reconocimos que existen
16
grupos de elementos que pueden lograr esto con mayor o menor facilidad. Estos
conocimientos nos serán de gran utilidad para identificar que las condiciones, bajo
las cuales se dan las uniones de los átomos, determinan el aspecto y las
propiedades de las sustancias que se forman y que estas uniones también
dependerán, en gran medida, de la naturaleza eléctrica de los elementos.
Ciertamente, con el conocimiento del enlace químico llegaremos a entender la
fundamentación de las fórmulas químicas, que nos conducirá al desarrollo del tema
de las reacciones químicas que veremos posteriormente.
ACTIVIDAD 1. Investiga: La mayoría de las personas hoy día prefieren utilizar un
dentífrico que contenga flúor, seguramente tú eres una de ellas. ¿Sabes por qué
puede el flúor ayudar a prevenir las caries? Ante la escasez de agua en algunas
partes del mundo, ¿por qué crees que no se fabrica agua en los laboratorios?
COMENTARIO 1. La actividad persigue despertar curiosidad por el funcionamiento
de estos fenómenos, que los llevará a la realización de investigaciones bibliográficas
o de campo, por ejemplo, consultarán especialistas (químicos de algún laboratorio
de aguas, odontólogos, etc.) Hay que mencionar que esta actividad es válida
siempre que se asigne previamente al desarrollo del tema, como una actividad
introductoria del tema, que de seguro captará la atención de los estudiantes y los
colocará en mejor disposición para la asimilación de los conceptos.
La manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las
propiedades físicas y químicas de las sustancias. Por ejemplo, al respirar monóxido
de carbono, las moléculas de CO se enlazan fuertemente a ciertas sustancias
presentes en los glóbulos rojos de la sangre haciendo que estos queden como
mineralizados, incapaces de transportar oxígeno, perdiendo así sus propiedades
vitales. Entonces debemos preguntarnos: ¿Qué es el enlace químico?, ¿Cómo se
da?, ¿Qué lo facilita?, ¿Qué lo impide?, ¿Qué determina que unos sean más fuertes
que otros? Estas interrogantes son fundamentales en el estudio de la química, pues
los cambios químicos, que pueden ser para bien o para mal, son esencialmente una
alteración de los enlaces químicos.
2) ¿Qué mantiene unidos a los átomos?
Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman
compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza
formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.
A.2. Realiza un estudio predictivo de la cantidad de sustancias que teóricamente
podrían formarse a partir de los elementos de la tabla periódica, recuerda que
pueden unirse dos o más átomos iguales o distintos y pueden hacerlo de más de
una forma. Presenten una definición propia de enlace químico.
C.2. Con estas actividades los alumnos y alumnas en primera instancia, verificarán
que en teoría son muchos las sustancias que pueden formarse, cada una con
características y funciones distintas, esto deberá llevarlos a una visión inicial de la
importancia del tema, y en las definiciones que puedan elaborar reconoceremos
esto.
A.3. Los iones Na+ y Clˉ libres no son abundantes en la naturaleza, sin embargo
¿por qué existe tanta sal (NaCl) en el mundo? Discute en tu grupo una posible
respuesta coherente con lo ya establecido.
C.3. Cuando los estudiantes realizan esta actividad, por lo general, coinciden en el
concepto de enlace; que es precisamente lo que se busca, que comiencen a
17
reconocer que esta capacidad de los átomos puede ser imprescindible para nuestras
vidas.
2. ¿Por qué queremos entender cómo se enlazan las partículas materiales unas con
otras?
Si comprendemos el mecanismo del enlace químico, este conocimiento puede
llevarnos a controlar la formación o ruptura de estos enlaces, por consiguiente, la
formación o deformación de sustancias, dependiendo siempre de lo que estemos
necesitando.
A.4. Imagina que acabas de descubrir la forma de evitar que se enlacen el oxígeno y
el hierro, que juntos formaban el indeseable óxido de hierro, causante de la
perjudicial corrosión. Enumera 5 consecuencias ventajosas para la humanidad de tu
descubrimiento.
C.4. Esta actividad persigue que los estudiantes reflexionen sobre las ventajas que
proporcionaría al desarrollo de la humanidad el poder incidir en la formación o
ruptura de los enlaces químicos. De igual forma establecer que el manejo de este
conocimiento por mentes sin escrúpulos puede causar grandes daños al mundo.
3. REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS
A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter
Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de
lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de
los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del
Octeto y se enuncia de la siguiente manera: “Cuando se forma un enlace químico los
átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa
de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del
gas noble más cercano en el sistema periódico”.
No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar
algunos compuestos de los gases nobles.
A.5. En 1962, el químico canadiense N. Bartlett logró con relevante éxito, obtener el
primer verdadero compuesto del Xenon. Investiga ¿cuál fue este compuesto?
C.5. Fomentar el manejo de la bibliografía es muy importante cuando queremos
formar investigadores con curiosidad científica, cuidando evitar las frustraciones que
podrían resultar de no encontrar la información, por lo tanto es importante que esta
se encuentre en los textos recomendados.
Una de las claves de la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico,
fue el descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico
relativamente inerte. Los gases nobles han sido utilizados cuando se ha hecho
necesario tener una sustancia inactiva. Los buzos normalmente usan una mezcla de
nitrógeno y oxígeno a presión para respirar bajo el agua. Sin embargo, cuando esta
mezcla de gases es usada en profundidades, donde la presión es muy alta, el gas
nitrógeno es absorbido por la sangre, con la posible consecuencia de causar
desorientación mental. Para evitar este problema, se puede sustituir por una mezcla
de oxígeno y helio. El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el inactivo
helio que se disuelve en la sangre no causa desorientación mental. El único
inconveniente radica en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo
de la vibración de las cuerdas vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al
del pato Donald.
A.6. Realiza la configuración electrónica de los gases nobles y señala que
coincidencias hay entre éstas. ¿Qué conducta podemos esperar de estos átomos
con relación a la formación de enlaces químicos?
18
C.6. Con esta actividad lograremos diagnosticar la captación de los conceptos:
estabilidad y neutralidad eléctrica asociados a la regla del octeto. Es importante que
quede bien establecido cuál es el tipo de estructura (gas noble) que se relaciona
directamente con estabilidad atómica.
A.7. Basados en la configuración electrónica del Na+, O2, Clˉ, Li+2, N+3, indica cuál
de estas especies cumple con la regla del octeto.
C.7. Muchas veces los estudiantes olvidan, por que lo han visto en un curso previo,
que las especies iónicas no contienen las mismas cantidades de electrones en su
capa de valencia, por lo tanto esta práctica nos servirá para diagnosticar los niveles
del grupo en cuanto al concepto de ion y ligarlo inmediatamente con la regla del
octeto, enfatizando que estas especies no se forman por casualidad sino por una
conveniencia: mayor estabilidad.
3.1 ¿Cómo diseñar una estructura de Lewis?
La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en
ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que
corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.
3.2 Parámetros a considerar en una estructura de Lewis
Escribe el número total de electrones de valencia. Considera que cada enlace se
formará a partir de dos, y solo dos, electrones. Cada átomo deberá cumplir con la
regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para
cumplir con la regla del dueto.
A.8. Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro:
ELEMENTO ELECTRONES DE VALENCIA
ESTRUCTURA DE LEWIS
SODIO
1
Na*
MAGNESIO
ALUMINIO
SILICIO
FÓSFORO
AZUFRE
ARGÓN
CLORO
LITIO
CALCIO
A.9. A partir de los datos del cuadro anterior. Explica ¿qué representa la estructura
de Lewis?
C.8. y C.9. Con estas actividades los alumnos y alumnas deberán llegar a la
conclusión de que la estructura de Lewis no es más que la representación simbólica
de los electrones de valencia del átomo, que son al final de cuentas los que
participan en un enlace.
A.10. El modelo estructural de Lewis es muy importante a pesar de las excepciones
existentes, ¿Por qué? ¿Qué importancia tienen los modelos en el estudio de las
ciencias en la vida diaria? ¿Qué es un modelo? ¿Es importante para ti tener un
modelo?
19
C.10. Este tipo de interrogantes pretende que los alumnos que participan de
curso científico, liguen un concepto de ciencias a un concepto humanístico y
pierdan de vista la importancia de mantener una escala de valores sobre la base
principios. Pretende iniciar un pequeño debate que servirá para promover
participación activa del grupo.
un
no
de
la
4. CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS DE ACUERDO A SUS PROPIEDADES
Parece lógico suponer que las propiedades características de las sustancias aporten
alguna información acerca de la forma en que están unidos los átomos que las
forman.
A.12. Cite algunas propiedades de las sustancias que puedan ser indicativas del tipo
de unión existente entre sus partículas (fuerte o débil, existencia o no de partículas
cargadas, etc).
C.12. Con esta actividad se pretende dejar establecido que el tipo de unión existente
entre átomos estará íntimamente relacionado con propiedades como punto de
fusión, punto de ebullición, conducción de la corriente eléctrica y algunas otras que
pudieran ser demostradas luego mediante una práctica de laboratorio.
La materia que nos rodea se presenta en forma de sustancias con distinto aspecto y
propiedades. El conocimiento de estas propiedades puede aportar alguna
información acerca de las fuerzas que hacen unirse a las partículas en una
sustancia. Así, por ejemplo, los puntos de fusión y ebullición de las diversas
sustancias son indicativos de la mayor o menor fuerza de enlace entre las partículas
(átomos, iones o moléculas) que constituyen el sólido o líquido. Por otra parte si una
sustancia en determinadas condiciones conduce la corriente eléctrica, podría
pensarse también en la existencia de partículas cargadas. Otras propiedades
pueden ser la solubilidad, la facilidad de deformación o fragilidad de los sólidos, etc.
La diversidad de propiedades existentes (densidad, temperaturas de fusión y
ebullición, dureza, solubilidad en diferentes líquidos, conductividad,..) hace que
resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla
que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o
atípicas. No obstante, a pesar de ello ha sido posible clasificar a la mayor parte de
las sustancias en tres grandes grupos que evidencian la existencia de cuatro formas
fundamentales de unión entre los átomos, es decir de cuatro tipos de enlace:
En primer lugar nos encontramos con sustancias como el NaCl, KI, MgCl2, etc,
que son compuestos de aspecto cristalino, frágiles y con elevados puntos de fusión y
ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y
no lo son en disolventes del tipo del benceno. No son conductores de la corriente en
estado sólido, pero sí cuando se presentan fundidos o en disolución. La existencia
de este tipo de sustancias, entre las que hemos citado como ejemplos típicos a las
sales, está ligada a una forma de enlace que, por razones que luego veremos, se
denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustancias como
compuestos iónicos.
En segundo lugar, nos encontramos con sustancias como el oxígeno, hidrógeno,
nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua, amoniaco, etc, muchas de las cuales
se encuentran, a temperatura y presión ordinarias, en forma de gases constituidos
por moléculas de una gran estabilidad pues resisten, en general, temperaturas
elevadas sin descomponerse. En cambio cuando se hallan en estado sólido o líquido
tienen por lo general bajos puntos de fusión y de ebullición. Por otra parte, los
sólidos de esta clase no se disuelven en disolventes del tipo del agua, haciéndolo en
los del tipo del benceno y no conducen la corriente eléctrica en estado líquido ni
tampoco lo hacen sus disoluciones. El comportamiento de estas sustancias hace
suponer la existencia de fuertes uniones intramoleculares dada la estabilidad de
20
dichas moléculas, y de débiles uniones intermoleculares, teniendo presente la
facilidad con que se logra separar las moléculas. Es decir, se pone de manifiesto la
existencia en este tipo de sustancias de dos formas de enlace asociadas,
denominándose a la primera, enlace covalente y conociéndose las débiles
interacciones intermoleculares como fuerzas de Van der Waals (profesor de la
Universidad de Amsterdam, premio Nobel en 1910, que modificó la ecuación general
de los gases teniendo en cuenta, entre otras cosas, que entre sus moléculas podían
existir fuerzas de atracción). En algunos casos se presenta sólo una de estas formas
de unión. Así, se ha conseguido solidificar a los gases nobles que en condiciones
normales se presentan como gases formados por átomos sueltos, en esos sólidos
sólo estarán presentes, pues, las débiles fuerzas de Van der Waals que aquí se
ejercen entre partículas monoatómicas. Por otra parte el diamante, carbono puro, es
un ejemplo de sustancia cuyos cristales constituyen verdaderas moléculas gigantes
en las que todas las uniones entre átomos de carbono tienen las características del
enlace covalente.
Por último, nos referiremos a los metales, cuya propiedad más típica es su
carácter conductor del calor y la electricidad en estado sólido. Los metales
constituyen más de las tres cuartas partes de los elementos del sistema periódico
por lo que no es de extrañar que exista una gran variedad en propiedades tales
como dureza, punto de fusión, etc. Muchos de ellos tienen un brillo característico y
son fácilmente deformables, es decir, son dúctiles y maleables (se separan
fácilmente en hilos y láminas). El tipo de enlace existente entre los átomos de un
metal se denomina, por razones evidentes, enlace metálico.
A.13. A partir de la información anterior elabore un cuadro de doble entrada en el
que queden reflejados los principales tipos de enlace y algunas de sus propiedades
características.
C.13. Al realizar esta actividad quedará resumida la información proporcionada al
grupo, y al ser ello y ellas los que elaboren el cuadro garantizaremos una mayor
manipulación de la información por lo tanto un mejor afianzamiento.
A.14. Proceda a la caracterización de las sustancias presentadas por el profesor y
determine a cuál de los tres grandes grupos pertenece (iónicas, covalentes o
metálicas).
C.14. Con esta actividad se reafirmarán conceptos, características y propiedades de
las sustancias según el tipo de enlace que presenten, siempre de acuerdo a las
generalidades; se favorece también la elaboración de resúmenes e informes.
A. 15. En la tabla siguiente se han recogido las propiedades características de tres
sustancias sólidas (X, Y, Z) a la temperatura y presión ordinarias. Señale cuál de
ellas puede considerarse un compuesto iónico, cuál un metal y cuál un compuesto
cuyas partículas están unidas por fuerzas intermoleculares.
Propiedades de las sustancias sólidas a P y T estándar X
Y
Z
Punto de fusión
808ºC 80ºC
1083ºC
Solubilidad en agua
Sí
No
No
Solubilidad en benceno
No
Sí
No
Conductividad eléctrica en estado sólido
No
No
Sí
Conductividad eléctrica en disolución o fundida
Sí
No
Sí
Deformabilidad del sólido
Frágil
Frágil
Sí
21
C. 15. Es pertinente que al finalizar esta actividad se haga mención de algunas de
las excepciones, por ejemplo: el carbono en sus dos formas cristalinas: diamante y
grafito, presenta enlaces covalentes sin embargo, en ambas formas tiene punto de
fusión por encima de 3500ºC; el mercurio es un metal que a temperatura ambiente
se encuentra en estado líquido y el galio funde a 28ºC, aproximadamente.
En resumen, pues, el estudio de las propiedades de las sustancias nos permite
agruparlas en tres grandes tipos poniendo en evidencia la existencia de cuatro
formas distintas de interacción entre partículas: enlace iónico, enlace covalente,
fuerzas intermoleculares y enlace metálico.
A.16. Diseñe posibles experiencias (cualitativas) para caracterizar distintas
sustancias atendiendo a las siguientes propiedades: a) solubilidad en agua pura o
destilada y en benceno, b) conductividad en estado sólido y en disolución, c) puntos
de fusión d) deformabilidad.
C.16. Solicitar el diseño de posibles experiencias a los participantes de un curso es
una forma efectiva de lograr aprendizajes significativos, pero esto deberá ir
acompañado de la ejecución de esos diseños experimentales, por lo que se cuidará
la propuesta de sustancias de fácil acceso y se enfatizará en los cuidados que
deberán tenerse al trabajar con disolventes orgánicos.
5. TIPOS DE ENLACE
Sabemos que la manera en que los átomos se enlazan, ejercen un efecto profundo
sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace
químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace
se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace
que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la
molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene
información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para
romperlo, o sea la energía de enlace.
Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar
agregados y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de
enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de
un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y
el enlace metálico.
5.1. FORMACIÓN DE IONES Y DEL COMPUESTO IÓNICO
A.17. Explique cuáles familias del sistema periódico formarán más fácilmente iones
positivos, indicando su carga respectiva. Haga lo mismo para los iones negativos.
C.17. Los elementos químicos situados a la izquierda del sistema periódico son los
que menos electrones han de perder para adquirir estructura electrónica de gas
noble. Recordemos que el número de la columna donde se encuentran coincide con
el número de electrones de valencia. De esta forma los elementos de la primera
columna, sólo han de perder un electrón para pasar a tener 8 en el último nivel
(excepto el litio que pasaría a tener 2, como el gas noble helio). Análogamente
sucedería con los de las columnas II y III que tendrían que perder 2 y 3 electrones
respectivamente.
En experiencias sencillas hemos podido ver que al disolver en agua cloruro de sodio
sólido, la disolución resultante conduce la electricidad; esto indica que el cloruro de
sodio está compuesto por iones Na+ y Clˉ. Así cuando el sodio y el cloro reaccionan
para formar cloruro de sodio, los átomos de sodio transfieren electrones a los
átomos de cloro para formar los iones Na+ y Clˉ que se agregan a continuación para
formar cloruro de sodio sólido. Esta sustancia sólida resultante es dura; tiene punto
22
de fusión de aproximadamente 800ºC. La gran fuerza de enlace en el cloruro de
sodio se debe a las atracciones entre iones de carga opuesta que se encuentran
muy cercanos entre sí. Este es un ejemplo de enlace iónico.
Un átomo de sodio dona un electrón a un
átomo de cloro para formar los iones
sodio y cloro.
Cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que
tiene alta afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la
formación de un compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no
metal.
El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones con relativa
facilidad (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones
(no metal).
A.18. Presenta el diagrama, utilizando las estructuras de Lewis, para la formación
del NaCl (cloruro de sodio) a partir del ión cloruro, Clˉ, y el ión sodio, Na+.
A. 19. El agua pura y la sal no conducen la electricidad, sin embargo cuando
disolvemos sal en agua obtenemos una sustancia que resulta ser buena conductora
de la electricidad; ¿Cuál supones que sea la causa de esto?
C.18. y C. 19. Resulta conveniente mantener la práctica de diseños de estructuras
de Lewis y la emisión de hipótesis, que cada vez deberán ser más coherentes con
los modelos establecidos, nos permitirá diagnosticar a cada paso la asimilación
correcta y, de igual forma, percibir errores conceptuales en los que estén
incurriendo.
Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que
denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un
número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las
negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.
23
En la figura anterior se puede ver la estructura del cloruro de sodio. En la forma (A)
se indican las posiciones (centros) de los iones. En la forma (B) se representan los
iones como esferas empacadas. Los iones esféricos están empacados de manera
que las atracciones iónicas se maximicen.
A.21. Los átomos de sodio son de mayor tamaño que los de cloro. Explique por qué
esto no es así en la figura
C.21. Para mantener una conexión entre los temas (enlace, formación de iones,
tamaño atómico), es recomendable aclarar el hecho de que el radio atómico
aumenta cuando se forma un anión y disminuye cuando se forma un catión, lo que
explica la diferencia de tamaños en el modelo. Valdría enfatizar en la diferencia entre
radio atómico y radio iónico.
6. ELECTRONEGATIVIDAD
Linus Pauling definió la electronegatividad como La capacidad que tienen los átomos
de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico. La
electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta 4. Pauling asignó de
manera arbitraria un valor de 4 al fluor que es el elemento con más capacidad para
atraer electrones. En química los valores de electronegatividad de los elementos se
determinan midiendo las polaridades de los enlaces entre diversos átomos. La
polaridad del enlace depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad
de los átomos que lo forman.
A.22. Con la ayuda de tu tabla periódica indica si la electronegatividad de los
elementos de cada compuesto iónico es alta o baja. Ordena los compuestos iónicos
según el incremento de polaridad del enlace.
Compuesto Metal
No Metal
NaCl
CaO
LiF0
ORDENAMIENTO:
C.22. Quedará establecido que las diferencias de electronegatividades entre átomos
que forman un enlace, será mayor en compuestos iónicos, por lo tanto, la relación
será que a mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos, mayor polaridad
del enlace.
A.23. Discute en tu grupo: ¿Qué relación hay entre la electronegatividad de un
elemento y su tendencia a ceder electrones?
C.23. En este punto podemos aprovechar la oportunidad para ligar conceptos, por
ejemplo, quedará establecido que los elementos que están a la izquierda de la tabla
24
periódica presentan baja electronegatividad y tendencia a formar cationes o sea
ceder electrones y los que están a la derecha tendrán alta electronegatividad y
tendencia contraria, de esta forma estaremos enfatizando en el conocimiento de la
tabla periódica.
A.24. El enlace iónico, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un
experimento que te permita identificar esas propiedades.
C.24. A modo de recapitulación y contextualización de este apartado, por todo lo
discutido hasta el momento evaluaremos la capacidad de los participantes de
diseñar una práctica que les permita reconocer un compuesto con enlaces iónicos,
con esto se facilita los aprendizajes de las características de este tipo de enlace de
forma constructivista.
7. EL ENLACE COVALENTE
El modelo de enlace entre iones no se puede utilizar para explicar la unión entre
cualquier pareja de átomos. Si dos átomos son iguales, no existe ninguna razón que
justifique que uno de estos átomos se transforme en ión. Para justificar estas
situaciones se utiliza otro modelo de enlace. Cuando los átomos que forman un
enlace comparten sus electrones con la finalidad de cumplir con la regla de los ocho,
se forma un enlace. El tipo de enlace que se observa en la molécula de hidrógeno y
en otras moléculas en que los electrones son compartidos por los dos núcleos se
llama enlace covalente. En la molécula de H2 los electrones residen principalmente
en el espacio entre los núcleos en donde son atraídos de manera simultánea por
ambos protones. El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la
formación de la molécula de H2 a partir de dos átomos de hidrógeno separados. La
formación de un enlace entre los átomos de hidrógeno implica que la molécula H2 es
más estable por determinada cantidad de energía, que dos átomos separados
(energía de enlace).
A.25. El cloro existe en la naturaleza como molécula diatómica (Cl 2). ¿Cómo
esperarías que cada átomo de cloro adquiera configuración electrónica estable?
Dibuja la estructura de Lewis para la molécula de Cl2.
C.25. Este caso se aclarará considerando también lo que ocurre al acercarse dos
átomos de cloro:
25
Cuando dos átomos idénticos se acercan los dos electrones son atraídos de manera
simultánea por ambos núcleos. Así se forma el enlace.
7.1. OTROS TIPOS DE ENLACES COVALENTES ENTRE LOS ÁTOMOS
Hasta el momento se han considerado dos tipos de enlace extremos. En el enlace
iónico, los átomos que participan son tan distintos que ganan o pierden uno o más
electrones para formar iones con carga opuesta. El enlace se debe a las atracciones
entre los iones. En el enlace covalente dos átomos idénticos comparten electrones
de manera igual. La formación del enlace se debe a la atracción mutua de los dos
núcleos hacia los electrones compartidos. Entre estos extremos se encuentran
casos intermedios en los cuales los átomos no son tan distintos que ganen o pierdan
electrones en su totalidad, pero son bastante distintos para que haya un
compartimiento desigual de electrones y se forme lo que se conoce como enlace
covalente polar. La molécula de fluoruro de hidrógeno (HF) contiene este tipo de
enlace en el cual existe la siguiente distribución de carga:
En donde  indica una carga parcial o fraccionaria.
A.26. Explica la polaridad de los enlaces en la molécula de agua, H2O y en la de HCl
C.26. La explicación más lógica para el desarrollo de la polaridad del enlace (la
carga parcial positiva y negativa sobre los átomos en moléculas como HCl) es que
los electrones de los enlaces no se comparten de igual manera. Por ejemplo la
polaridad de la molécula HCl se explica suponiendo que el átomo de cloro tiene una
atracción más fuerte que al átomo de hidrógeno hacia los electrones que se
comparten. a) Distribución de la carga en la molécula de agua b) distribución de la
carga en la molécula de cloruro de hidrógeno
Como la polaridad del enlace tiene implicaciones químicas importantes es
conveniente asignar un número para indicar la capacidad del átomo para atraer a los
electrones compartidos, o bien señalarlo con una flecha cuya punta esté dirigida
hacia el centro de carga negativa.
A.27. Discute en tu grupo qué diferencia hay entre enlace iónico y enlace covalente.
¿Qué diferencias presentan estos tipos de enlace respecto a la electronegatividad y
la polaridad?
C.27. Como una actividad de recapitulación, es conveniente que los estudiantes
realicen la comparación entre estos tipos de enlaces y determinen las relaciones de
cada uno con los conceptos de electronegatividad y polaridad.
26
7.2. ENLACE COVALENTE MÚLTIPLE
A.28. El hidrógeno, oxígeno y nitrógeno existen en su estado libre como moléculas
diatómicas. Escribe la estructura de Lewis para cada molécula e identifica el tipo de
enlace formado en cada caso y la cantidad de electrones compartidos.
C.28.Hasta ahora hemos analizado la formación de enlaces sencillos, es decir
aquellos en que se comparten un solo par de electrones entre los átomos, como en
el hidrógeno. Alguno elementos del sistema periódico tienen la particularidad de
poder establecer uniones covalentes en las que se comparten varios electrones
formándose enlaces covalentes múltiples. Este es el caso, por ejemplo, de las
moléculas de oxígeno y nitrógeno. En efecto, el oxígeno es un elemento que se
encuentra en la sexta columna del sistema periódico por lo que tiene seis electrones
de valencia y le faltan dos para completar el octeto.
La formación de la molécula de O2, se puede explicar así por la compartición de dos
electrones de valencia aportados por cada átomo formándose un enlace covalente
doble entre los átomos de oxígeno
A.29. Dibuja una posible estructura de Lewis para el dióxido de carbono (CO 2).
C.29. Lo inicial será encontrar la forma de ordenar los 16 electrones disponibles (4
del carbono y 6 de cada oxígeno) de manera que cada átomo tenga un octeto. Esto
conducirá al estudiante a tres posibles estructuras que satisfacen la condición:
7.3. ¿Cómo se forma un enlace covalente coordinado?
Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos se
presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de
electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor.
El donador será siempre el elemento menos electronegativo, tal como se muestra en
el ejemplo entre el oxígeno y el azufre, que puede dar lugar a las moléculas
correspondientes a distintos óxidos de azufre. Este enlace una vez formado no se
diferencia para nada del enlace covalente normal. Sin embargo debido a cómo se
origina se le puede denominar enlace covalente dativo o coordinado. Conviene tener
en cuenta que no siempre las moléculas que teóricamente se podrían formar
utilizando este tipo de enlace, existen en la realidad, ya que en ello intervienen
también otros factores que aquí no hemos tenido en cuenta, como por ejemplo, el
tamaño de los átomos que van a enlazarse y la propia geometría o forma de las
moléculas.
A.30. A partir de la utilización del enlace covalente coordinado justifica las fórmulas
de los siguientes compuestos: N2O5; y Cl2O3.
27
C.30. En el enlace covalente coordinado el átomo que aporta electrones adquiere
carga ligeramente positiva, mientras que el que recibe adquiere carga ligeramente
negativa. El enlace químico se debe en gran medida a la diferencia de
electronegatividad de los elementos que forman enlace.
7.4. CONDUCTIVIDAD DEL ENLACE COVALENTE
La falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los
electrones de enlace están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de
los átomos enlazados. La misma explicación se puede dar para las disoluciones de
estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las
moléculas individuales sin carga neta moviéndose en la disolución. Dada la elevada
energía necesaria para romper un enlace covalente, es de esperar un elevado punto
de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones
del espacio como sucede en el diamante; no obstante, cuando el número de enlaces
es limitado como sucede en la mayor parte de las sustancias (oxígeno, hidrógeno,
amoníaco, etc.) con enlaces covalentes, al quedar saturados los átomos enlazados
en la molécula, la interacción entre moléculas que se tratará más adelante, será
débil, lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentren en estado
gaseoso a temperatura y presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición
sean bajos.
A.31. El enlace covalente, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un
experimento que te permita identificar esas propiedades.
A.32. A partir del modelo establecido para el enlace covalente, justifica las
propiedades más características de estos compuestos.
C.31. y C.32. El modelo de enlace covalente que hemos construido es una
simplificación que no permite responder a ciertas preguntas como, por ejemplo, la
forma que tienen muchas moléculas (por qué en el diamante los átomos de carbono
se unen formando tetraedros, por qué la molécula de agua no es lineal, etc.). El
estudio de estas cuestiones se realizará en cursos posteriores de química.
8. ENLACE METÁLICO
Por último estudiaremos el enlace metálico, su importancia la podemos ver en el
hecho de que las 3/4 partes de elementos del sistema periódico son metales. El
papel que estas sustancias han tenido en el desarrollo de la humanidad es tan
importante que incluso se distingue entre la edad de piedra, la edad del bronce y la
del hierro. De los 90 elementos que se presentan en la naturaleza algunos metales
como el sodio y el magnesio, pueden extraerse de los océanos donde se encuentran
disueltos. Los demás metales se suelen obtener a partir de depósitos minerales que
se hallan encima o debajo de la superficie terrestre. Algunos metales son tan poco
reactivos que es posible encontrarlos directamente en forma elemental, este es el
caso del oro, la plata y el platino. Otros se encuentran formando parte de distintos
compuestos químicos. En general presentan propiedades muy peculiares que los
han diferenciado desde hace siglos de las restantes sustancias, tales como: ser
excelentes conductores del calor y la electricidad en estado sólido, ser fácilmente
deformables (lo que permite trabajarlos y fabricar con ellos objetos de distintas
formas). Por otra parte suelen presentarse como sólidos de dureza variable, con
muy diversos puntos de fusión y ebullición (el galio, por ejemplo, funde a 2978ºC
mientras que otro metal, el tantalio, lo hace a casi 3000ºC).
28
A. 33. ¿Qué implicaciones tuvo para la humanidad el descubrimiento de metales
como el cobre y el hierro y la puesta a punto de técnicas adecuadas para extraerlos
y trabajarlos?
C.33. Con este tipo de actividades propiciamos la contextualización del tema, el
estudiante se ve obligado a meditar sobre las implicaciones que ha tenido este
estudio en el transcurso de la historia de la humanidad. En primer lugar podemos
referirnos a la sustitución de herramientas y armas de piedra por otras de cobre.
3000 años antes de nuestra era, los sumerios sabían obtener cobre y alearlo con
estaño para fabricar bronce. Posteriormente, cuando se dispuso de la tecnología
adecuada, el bronce fue sustituido en muchos casos por el hierro. Las flechas y
lanzas con puntas de hierro, supusieron una mejora en el rendimiento de la caza.
También la invención del arado de hierro (unos 1000 años antes de nuestra era),
cambió de forma espectacular la agricultura. Así mismo, las llantas metálicas
colocadas en las ruedas de los carromatos o las simples herraduras de los caballos,
dieron lugar a mejoras importantes en los primeros medios de transporte terrestre.
Herramientas de hierro como martillos, clavos, sierras, etc., contribuyeron también
de forma decisiva a la construcción de viviendas. La capacidad de los metales en
general para ser moldeados en diferentes formas, permitió la elaboración de
diversos recipientes de gran utilidad en la alimentación: ollas, platos, cucharas,
cacerolas, etc., o la construcción de elementos de protección como las armaduras,
escudos, cascos, mallas, etc. El descubrimiento de que el hierro podía mejorar
muchas de sus propiedades al añadirle una cierta cantidad de carbón vegetal
(acero), fue también un hito importante en la utilización de los metales.
A partir del siglo XVIII el desarrollo de la máquina de vapor y de los motores de
explosión, suponen un enorme desarrollo de la industria siderúrgica, al tener que
fabricar vías de ferrocarril, puentes, trenes, automóviles, barcos, monumentos, etc.
Otra propiedad general de los metales, como es su capacidad para conducir la
corriente en estado sólido, permitió más tarde transportar energía eléctrica de unos
lugares a otros utilizando largos cables de cobre. Sin ello no hubiera sido posible la
electrificación de ciudades y pueblos. Otros metales muy importantes son los
llamados metales preciosos como la plata y el oro, usados desde la antigüedad en la
fabricación de joyas y de monedas.
Tampoco podemos olvidar la utilización cada vez mayor de ciertos metales que
tienen propiedades muy específicas, como los ejemplos que, en orden aleatorio, se
citan a continuación: El aluminio en la construcción de diversos vehículos y en la
industria de la construcción en general, por su baja densidad y resistencia a la
corrosión. El calcio es un metal que forma parte de los huesos y dientes. La luz
emitida por algunos metales, como el sodio y el mercurio, en estado de vapor e
incandescentes se utiliza en iluminación de casa y ciudades. Metales como el cinc,
el cadmio y el mercurio, se utilizan en la fabricación de pilas eléctricas. Uno de los
usos del plomo, es como barrera frente a radiaciones (así las personas que trabajan
con aparatos de rayos X se protegen con delantales y guantes de plomo), etc.
Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por
tener pocos electrones de valencia. Además dichos electrones tienen mucha
facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran (nivel más
externo) lo cual podemos interpretar (en una primera aproximación) como una
consecuencia de que éste se encuentre tan vacío.
Si tomamos como ejemplo el átomo de sodio, podemos plantearnos el problema de
cómo explicar la existencia de un cristal de sodio metálico. Si intentamos aplicar el
concepto de enlace covalente desarrollado en el punto anterior, nos encontramos
con una dificultad: cada átomo de sodio, en su nivel de energía más externo, sólo
tiene un electrón por lo que le faltarían 7 más para completar su octeto.
29
A.34. Utilice las ideas expuestas sobre los electrones de valencia de los metales
para tratar de justificar las uniones entre átomos metálicos de sodio.
C.34. En principio podemos pensar en la compartición de 8 electrones aportados por
otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran movilidad
formarían una especie de nube electrónica común a 8 cationes Na + y esto se
extendería en las tres direcciones del espacio con todos los restantes átomos del
metal. La idea anterior se puede aplicar a cualquier metal que podría entenderse así
como una red de iones positivos vibrando en torno a una posición de equilibrio, en
cuyo interior habría una nube colectiva de electrones de valencia con gran libertad
de movimientos, la cual actuaría como elemento de unión entre los iones positivos.
Esta es precisamente una de las características fundamentales del enlace metálico:
la deslocalización de los electrones de valencia.
A.35. Justifique de acuerdo con el modelo propuesto algunas de las propiedades de
los metales.
C.35. La conductividad eléctrica de los metales puede explicarse debido a la gran
movilidad de los electrones de valencia. El hecho de que un cable metálico se
caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según el modelo
propuesto, a las interacciones entre los iones positivos de la red (en continua
vibración) y los electrones que constituyen la corriente, lo cual hace que cuando se
disminuye mucho la temperatura de un metal y los iones positivos de la red reducen
la amplitud de sus vibraciones, la resistencia al paso de la corriente (desplazamiento
de los electrones de valencia de un punto a otro) pueda disminuir de forma muy
significativa.
Existen muchos metales para los que la resistencia al paso de la corriente es
prácticamente nula por debajo de una temperatura determinada (temperatura
crítica). Este fenómeno se llama superconductividad y fue descubierto en 1911 por el
físico holandés H. Kamerling Onnes. Así, por ejemplo, la temperatura crítica del
mercurio es de 268.8ºC. De hecho se han observado corrientes eléctricas en anillos
metálicos superconductores que se han mantenido durante años sin pérdidas
aparentes. Naturalmente es preciso gastar energía en mantener el anillo a la
temperatura adecuada. En la actualidad se está investigando intensamente en la
obtención de materiales que presenten superconductividad a temperaturas más
altas. Una de las líneas de investigación es trabajar con unos nuevos materiales que
tienen óxido de cobre en su composición (cupratos). De momento el récord se
obtuvo en 1993 con una temperatura crítica de 138ºC.
Si se consiguiera fabricar materiales que presentaran el fenómeno de la
superconductividad a temperatura ambiente ocurriría una verdadera revolución ya
que se podría transportar la corriente eléctrica sin sufrir apenas ninguna pérdida de
energía, las máquinas eléctricas trabajarían más rápido y sin calentarse con un
consumo de energía mucho menor (casi el 15% de la factura de electricidad
proviene de pérdidas debidas a la resistencia eléctrica), la contaminación
atmosférica disminuiría, se podrían crear campos magnéticos muy potentes.
A.36. Discute en tu grupo: ¿Por qué un trozo de sal común es frágil y se puede
romper fácilmente cuando se le somete a una fuerza y no ocurre lo mismo con un
trozo de metal que se deforma antes de romperse?
C.36. El modelo establecido para explicar el enlace metálico también es coherente
con otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la
posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal (como ocurre en
los sólidos iónicos) ya que la deformación del cristal supone únicamente un
desplazamiento de los planos de la red que conduce a una nueva situación que
30
apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se pueden
diferenciar de forma simple estos fenómenos:
(Comparación entre el comportamiento de un sólido metálico y otro iónico cuando se
someten a una fuerza)
Análogamente el hecho de que los metales sean mucho mejores conductores del
calor que materiales como la madera o el corcho blanco, se puede explicar también
por la facilidad con que en los primeros se pueden mover los electrones de valencia
y pueden vibrar los restos atómicos positivos. Todos hemos notado alguna vez lo
bien que un metal transmite el calor cuando, por ejemplo, tocamos un objeto
metálico que ha estado expuesto un tiempo al sol. La sensación es muy distinta que
si tocamos un objeto de madera (igualmente expuesto) el cual nos parece que está a
menor temperatura porque transmite mucho peor el calor a nuestra piel. Es por eso
que los metales son muy malos aislantes térmicos.
A.37. Justifica, razonadamente, ¿por qué se ha prohibido el uso de pinturas,
crayones y otros materiales que contengan plomo en sus estructuras?
C.37. Con esta actividad tratamos de que la información suministrada a los
estudiantes no parezca que es solo para aprobar un tema, sino que le ayuda a
comprender mejor su entorno, en este caso será inducido a razonar sobre las
característica de este metal y sus enlaces y llegarán a la conclusión de que por la
facilidad que tienen estos átomos enlazados para desplazarse sin romper el cristal
garantiza su permanencia en los organismos humanos, como en efecto sucede, el
plomo se acumula en la sangre produciendo muerte por envenenamiento con plomo.
9. FUERZAS INTERMOLECULARES
Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes pueden formar moléculas. Así,
por ejemplo, sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene
agua y que cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno
de oxígeno unidos mediante enlaces covalentes. Sin embargo el agua es una
sustancia que además de encontrarse en estado gaseoso puede ser líquida o sólida
(hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el
que las moléculas de agua se unen entre sí, ya que si no existiera ninguna fuerza de
enlace entre ellas el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. El mismo tipo
de razonamientos podría hacerse para el caso de otras sustancias covalentes como
por ejemplo, el I2, que en condiciones ordinarias se encuentra en estado sólido. Por
otra parte, sabemos que muchas sustancias covalentes que a temperatura y presión
ambientales se hallan es estado gaseoso, cuando se baja la temperatura lo
suficiente pueden licuarse o solidificarse. De esta forma se puede obtener, por
ejemplo, dióxido de azufre sólido enfriando SO2 a una temperatura inferior a −76ºC.
¿Cómo se unen entonces las moléculas? A continuación abordaremos este
problema.
Como ya hemos señalado, las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas
o poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas
intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en
31
tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, las de
enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas
de London). A continuación realizaremos un estudio elemental de cada uno de
dichos grupos.
9.1. ATRACCIÓN ENTRE DIPOLO Y DIPOLO
Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente
electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que
en la molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo
negativo y positivo respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases
fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr)
y ioduro de hidrógeno (HI). Anteriormente ya hemos representado algunas de estas
moléculas.
A.38. Tanto el gas noble criptón (Kr) como el bromuro de hidrógeno (HBr) son dos
sustancias que en condiciones ordinarias se encuentran en estado gaseoso. Ambos
gases están formados por moléculas con el mismo número de electrones y que son,
aproximadamente, de la misma masa. Sin embargo, el HBr en estado líquido hierve
a 85ºC más alta que el criptón. ¿A qué puede deberse este hecho?
C.38. Si reflexionamos sobre lo que se demanda en la actividad anterior nos
podemos dar cuenta que las moléculas de HBr consisten en un átomo de hidrógeno
enlazado con otro más electronegativo que él. Ello hace que los electrones del
enlace covalente pasen más tiempo cerca del átomo de bromo que del hidrógeno
(aunque sin dejar de pertenecer a ambos). Como resultado, se produce una zona
con mayor densidad de carga negativa en el átomo de bromo y otra zona con un
defecto de carga negativa en el átomo de hidrógeno, formándose así un dipolo
permanente. Entre los polos de distinto signo se establecerán fuerzas eléctricas
atractivas. Este fenómeno no ocurre en el Kr, que está formado por moléculas
monoatómicas en las que no existe ningún dipolo permanente. Esta diferencia sería
la responsable de que el HBr hierva a una temperatura sensiblemente mayor que el
Kr.
9.2. ENLACE DE HIDRÓGENO
Anteriormente hemos estudiado el enlace covalente polar en el que hemos visto que
en la molécula se forman dos zonas claramente diferenciadas, una con un exceso
de carga negativa (la correspondiente al átomo más electronegativo) y otra con un
defecto de carga negativa (la correspondiente al átomo menos electronegativo). Un
caso de polaridad especialmente interesante es el que corresponde a moléculas
tales como por ejemplo H2O, HF o NH3 en las que los átomos de hidrógeno se hallan
unidos a otros átomos mucho más electronegativos.
A.39. Proponga una posible explicación que explique cómo es posible que se unan
las moléculas de agua entre sí para formar agua líquida o sólida.
C.39. En el agua el átomo de hidrógeno está unido con el de un elemento bastante
más electronegativo como es el oxígeno. Dada la pequeñez del átomo de hidrógeno
(es el átomo más pequeño) y la ausencia de electrones que protejan su núcleo (el
átomo de hidrógeno tiene sólo un electrón), la molécula será muy polar, lo cual
implica la posibilidad de que se unan unas con otras mediante fuerzas de tipo
eléctrico entre polos de distinto signo tal y como se indica esquemáticamente a
continuación:
32
El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas
(representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de
hidrógeno. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por
un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos.
De hecho sólo los átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones
necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del
enlace de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el
hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el
átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula
vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan
electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.
El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan
pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas
vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción
sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por
ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no
existiera, el agua se encontraría en forma de vapor.
A.40. El punto de ebullición del agua líquida (a 1 atm) es de 100ºC mientras que el
amoniaco líquido hierve a 60.1ºC. ¿A qué puede deberse esta diferencia?
C.40. Tanto el átomo de azufre como el de oxígeno son más electronegativos que el
átomo de hidrógeno. Sin embargo, el átomo de oxígeno es más electronegativo que
el de nitrógeno (sólo el átomo de flúor supera al de oxígeno en electronegatividad).
Así pues, en el caso del agua el par de electrones de enlace estará muy atraído por
el oxígeno (más que en el caso del NH3), con lo que el átomo de hidrógeno quedará
casi desnudo de carga negativa constituyendo un polo positivo muy intenso de forma
que la atracción con el oxígeno de una molécula de agua vecina será muy intensa
(más que en el caso del amoniaco).
A.41. En el agua en estado sólido (hielo) existe un gran número de enlaces de
hidrógeno entre moléculas de agua. Ello hace que el hielo presente una estructura
muy abierta (a). Sin embargo, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la forma
líquida algunos de esos enlaces se rompen (aunque se conservan todavía
bastantes) y por eso el agua líquida (b) es más compacta (más densa) que el hielo.
¿Qué importancia tiene este hecho para la vida en los lagos y en el relieve de las
altas montañas?
9.3. FUERZAS DE LONDON
33
A.42. El enlace entre moléculas polares se puede comprender con bastante facilidad
(fuerzas de atracción eléctrica entre dipolos), pero ¿qué tipo de fuerzas puede
mantener unidas a moléculas que no son polares, como, por ejemplo ocurre en el
caso del helio sólido?
C.42. En este caso hemos de pensar en la formación de dipolos transitorios
inducidos. Para mayor simplicidad, supongamos que una molécula monoatómica de
helio se acerca bastante a otra. En ese caso, debido al movimiento de los
electrones, aunque la molécula sea neutra, se pueden producir en momentos
determinados zonas de la molécula con mayor densidad de electrones que otras, es
decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica. De acuerdo con esta
idea, podemos pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que los
electrones se encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con el mismo
(a). En todas las demás posiciones los átomos de helio presentarán una cierta
polaridad debido a que el centro de la carga negativa no coincidirá con el de la
positiva (b).
Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el
uno al otro lo suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante
intensa como para que se produzcan uniones intermoleculares (c). Esto se puede
conseguirse bajando mucho la temperatura con lo que el movimiento es más lento.
Una molécula polarizada puede incluso polarizar a otra vecina a ella que no lo esté
(inducir un dipolo). Este tipo de fuerzas entre moléculas se denominan
específicamente fuerzas de London. En la mayoría de los casos se trata de fuerzas
muy débiles, aunque van aumentando con el tamaño molecular porque los átomos
grandes al tener más electrones se pueden deformar con mayor facilidad. Así, el
yodo a temperatura ambiente se puede presentar en forma de cristales de color
violeta formados por la unión por fuerzas de London de moléculas de I 2.
10. RECAPITULACIÓN
Conociendo, de manera general, cuáles son los tipos de uniones más frecuentes
que se dan entre los átomos, los mecanismos que rigen estos procesos y sabiendo
de la existencia de excepciones y por supuesto del trabajo y dedicación que costó a
los hombres y mujeres de ciencia alcanzar estas conclusiones, que dicho sea de
paso, pueden no ser definitivas, damos por terminada esta unidad. Más adelante
centraremos nuestra atención en conocer cómo se ha logrado unificar criterios para
dar nombre a los compuestos que se derivan de las diferentes uniones atómicas.
A.43. Presenta un cuadro comparativo con el resultado de la investigación de las
propiedades características que tienen algunos compuestos según el tipo de enlace
que presentan en su estructuración.
A.44. Elabora un mapa de conceptos que muestre con claridad las relaciones
existentes entre el concepto, tipos, características y aplicaciones del enlace químico.
A.45.: Realiza una evaluación grupal sobre la importancia del tema y el papel de los
participantes y el facilitador en el desarrollo del mismo.
C.43., C.44. y C.45. Con las actividades de recapitulación el estudiante acentúa los
conceptos, sus interrelaciones y la elaboración y presentación de informes mediante
instrumentos adecuados; con la última actividad favoreceremos la auto y la
34
coevaluación que nos servirán de base para realizar los correctivos necesarios que
nos ayuden a llevar el tema a una mayor contextualización en la sociedad.
ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURA DE LA MATERIA.
1) Determinar el número de orbitales que hay en el cuarto nivel de energía del átomo
de hidrógeno. ¿Cuál es su energía relativa? ¿Cuántos nodos radiales y angulares
hay en 4fz(x2-y2). Dibuja la función de distribución radial y el orbital 4dx2-y2.
2) ¿Qué ion divalente tiene 6 electrones en el orbital 3d? ¿Y cuál tiene 3 electrones
en el 4d? Determinar la configuración electrónica de: Sc, I, Fe +3, Bi, Pt+2. Determinar
también el término de energía más baja.
3) Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) El 2o potencial de ionización del carbono es aproximadamente igual al primero del
boro.
b) Según Slater en el átomo de cobre, un electrón en el orbital 3d es más fácil de
eliminar que un electrón en el 4s.
c) El ángulo Cl-S-Cl en SOCl2 es mayor que el ángulo F-S-S en SOF2.
4) Dadas las electronegatividades para x(O2) = 3.4; x(F) = 4.1; x (Cl) = 2.8.
a) Calcular la contribución esperada a la energía de enlace debido a las diferencias
de electronegatividad en los iones OF (mononegativo) y OCl (mononegativo).
b) Usando los datos de la tabla y los cálculos realizados estimar las estabilidades
relativas de las especies OF (mononegativa) y OCl (mononegativa).
E (O-O) = 142 kJ/mol
E (F-F) = 155 kJ/mol
E (Cl-Cl) = 240 kJ/mol
c) Sobre la teoría de orbitales moleculares, ¿crees que las especies iónicas OF
(mononegativa) y OCl (mononegativa) serán más estables que las moléculas
neutras OF y OCl?
5) En el ion S2CN(CH3)2, los átomos están distribuidos de la siguiente forma:
S
CH3
\ /
C−N
/ \
S
CH3
a) Dar las estructuras resonantes más probables incluyendo las cargas formales
cuando existan.
b) Determinar el orden de enlace de S−C; C−N
c) Predecir la geometría de las moléculas siguientes: BF2Cl, ClOF+2 (el cloro se
encuentra en el centro), S2O3 (binegativa) y NO2. ¿Qué hibridación es más
adecuada para el átomo central?
6) Estima un valor de entalpía de formación del CuF.
Datos: PI (Cu) = 745.3 kJ/mol
AH(sub Cu) = 338 kJ/mol D(F2) = 159 kJ/mol
AE(F) = 328 kJ/mol
r(Cu monopositivo) = 0.74 A
r(F) = 1.19 A
35
a) Determinar la energía reticular utilizando la ecuación de Born y Landé sabiendo
que el CuF adopta una estructura tipo blenda (cuya constante de Madelung es 1´63).
¿Cuál sería el valor de la energía de red utilizando la ecuación de Kaputinski?.
b) La estructura que adopta el CuF ¿es la previsible de acuerdo con la relación de
radios? Da alguna razón por la que crees q adopta esa estructura.
7a) El oro tiene una estructura cúbica centrada en las caras. La longitud de la arista
de cada celdilla es 4.070 A. ¿Cuál es el radio de un átomo? ¿Cuál es la densidad
del oro en g/cm3? El peso atómico del oro es de 196.97.
b) Dibuja la red de la fluorita y determina el Nº de unidades fórmula en la celdilla
unidad.
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EJERCICIOS EQ 1.

REGLAS DE NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS 1.− 2.− 3.−

REGLAS DE NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS 1.− 2.− 3.−

HidrocarburosHidrógenoCarbonoIsómeros

Átomo y molécula

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Modelo atómico Demócrito, Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, SchrödingerElectrón, protón, neutrón, nucleónOrbital electrónicoVan der Waals

Configuración electrónica de los gases nobles

Configuración electrónica de los gases nobles

ÁtomosQuímicaEnlaces químicosMolécula diatómica

MODELOS ATÓMICOS

MODELOS ATÓMICOS

John DaltonFísicaRadiactividadEspectroscopiaJohn Thomson

ContaminaciónCondensaciónDurezaDestilaciónEstados: gaseoso, liquido y sólidoPartículas del átomoReacción químicaPotabilizaciónMoléculasFundamentos de estequiometríaPurificaciónDisoluciónÓsmosis inversa

Borano

Borano

Electrón de Valencia: propiedadesQuímicaEstructuras: Lewis

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Compuestos químicosIonizaciónReacciones enzimáticas

Introducción: Desarrollo: El enlace covalente

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ÁtomosQuímicaConductividad

Las moléculas de la vida

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ÁtomosAcidos NucleicosAguaProteínasGlúcidosLípidosEnlaces químicos

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ÁcidosFundamentosMetalesMateriaOrgánicaDefiniciones