Química General · Exam review
Repaso de enlace y estructura
Una lección resuelta gratis y 40 problemas de práctica en los que dibujas tú mismo cada flecha curva.
¿Atascado con repaso de enlace y estructura? Escanea el problema.
Toma una foto de la reacción de tu tarea o de tu libro y dibuja su mecanismo con cada flecha revisada. 1 escaneo gratis ya, sin registrarte; 1 más con una cuenta gratuita.
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Lo que aprenderás
- Draw Lewis structures of molecules and ions, assign formal charges and choose the best structure or skeleton.
- Use resonance to find average bond orders and count resonance contributors correctly.
- Predict electron-domain geometry, molecular shape, bond angles, hybridization and polarity with VSEPR.
- Fill valence molecular orbital diagrams of diatomic species to find bond order, bond strength trends and magnetism.
- Rank lattice energies from ion charge and size, and calculate lattice energies with a Born–Haber cycle.
Lección gratis
El texto de la lección resuelta. En Arrow Lab, cada paso incluye sus estructuras y sus flechas dibujadas.
Leer la lección gratis (7 partes)
Estructuras de Lewis y carga formal
Cuenta los electrones de valencia a partir de los números de grupo, suma uno por cada carga negativa y resta uno por cada carga positiva. Coloca el átomo menos electronegativo en el centro (nunca H ni F), une los átomos con enlaces simples, completa los octetos externos y luego coloca los electrones sobrantes en el átomo central y convierte pares solitarios en enlaces múltiples hasta que los átomos de la segunda fila tengan octeto. Carga formal = electrones de valencia − electrones no enlazantes − número de enlaces. Elige la estructura con las cargas formales menos numerosas y más pequeñas, con cualquier carga negativa sobre el átomo más electronegativo y sin cargas iguales en átomos vecinos. Ejemplo resuelto: N₂O tiene 2 × 5 + 6 = 16 electrones sobre el esqueleto N–N–O (dibujado). N≡N⁺–O⁻ y ⁻N=N⁺=O solo llevan +1 y −1 cada una y son los dos contribuyentes importantes; ²⁻N–N⁺≡O⁺ lleva tres cargas, una de ellas +1 sobre el oxígeno, y es despreciable. Los átomos de la tercera fila y más pesados (P, S, Cl, Xe, I) pueden alojar más de ocho electrones; los de la segunda fila (C, N, O, F) nunca.
Resonancia y orden de enlace
Los contribuyentes de resonancia mantienen cada átomo en su sitio y solo difieren en dónde se ubican los electrones π y los pares solitarios. La especie real es una sola estructura, el híbrido; no oscila entre contribuyentes. El orden de enlace de un enlace = pares enlazantes en ese enlace promediados entre contribuyentes equivalentes. El carbonato (dibujado) tiene tres contribuyentes equivalentes, cada uno con un C=O y dos C–O⁻, así que todo enlace C–O tiene orden 4/3 ≈ 1.33. Un enlace C–OH solo participa a través de un contribuyente menor con separación de cargas, por lo que se mantiene esencialmente simple. Cuenta los contribuyentes con cuidado: las unidades de resonancia independientes se multiplican, así que una especie con dos grupos carboxilato independientes tiene 2 × 2 = 4 contribuyentes. No son 2 (el conteo de un solo grupo), ni 6 (todas las formas de colocar dos cargas negativas en cuatro oxígenos), porque poner ambas cargas en los oxígenos de un mismo carbono deja a ese carbono con tres enlaces y al otro con cinco. Un orden de enlace mayor significa un enlace más corto y más fuerte.
TREPEV e hibridación
Cuenta los dominios electrónicos del átomo central: cada par solitario y cada enlace cuentan una vez, ya sea simple, doble o triple. Los dominios determinan la geometría de los dominios electrónicos y la hibridación: 2 lineal (sp), 3 trigonal plana (sp²), 4 tetraédrica (sp³), 5 bipiramidal trigonal (sp³d), 6 octaédrica (sp³d²). La forma molecular solo nombra los átomos. Tres dominios con un par solitario dan una forma angular (menos de 120°); cuatro dominios dan piramidal trigonal con un par solitario y angular con dos (cerca de 109.5° o menos). Como regla práctica de la TREPEV, una molécula angular con cuatro dominios tiene un ángulo menor que una angular con tres (H₂O 104.5° frente a SO₂ 119°). Con cinco dominios, los pares solitarios se colocan en posición ecuatorial: un par solitario da un balancín (SF₄, dibujado), dos una forma de T, tres una molécula lineal. Con seis dominios, un par solitario da una pirámide de base cuadrada y dos dan un plano cuadrado. Los pares solitarios comprimen los ángulos restantes. La hibridación sigue el conteo de dominios, no la forma. Un enlace π se forma por solapamiento lateral de orbitales p no hibridados, que deben mantenerse paralelos, por lo que los átomos alrededor de un enlace C=C quedan en un mismo plano.
Polaridad
Un enlace es polar cuando sus átomos difieren en electronegatividad; el dipolo apunta hacia el átomo más electronegativo. Una molécula es polar cuando sus dipolos de enlace no se cancelan. Se cancelan cuando átomos externos idénticos se disponen simétricamente: lineal AX₂ (también AX₂E₃), trigonal plana AX₃, tetraédrica AX₄, plana cuadrada AX₄E₂, bipiramidal trigonal AX₅ y octaédrica AX₆. Un par solitario que rompe la simetría (NH₃, SO₂, SF₄) o átomos externos distintos (diclorometano, dibujado; OCS) dan un dipolo neto. Enlaces polares no garantizan una molécula polar, y una molécula con enlaces solo débilmente polares puede seguir siendo ligeramente polar si su forma es asimétrica.
Orbitales moleculares, orden de enlace y magnetismo
Dos orbitales atómicos se combinan en un OM enlazante y uno antienlazante. Para las moléculas diatómicas del periodo 2 hasta N₂, el orden de valencia es σ2s < σ*2s < π2p < σ2p < π*2p < σ*2p; para O₂, F₂ y Ne₂, σ2p queda por debajo de π2p. Llena los electrones según Aufbau, Pauli y Hund. Orden de enlace = (electrones enlazantes − electrones antienlazantes)/2; cero significa que no hay molécula estable. Cualquier electrón desapareado hace que la especie sea paramagnética (atraída hacia un campo magnético); todos apareados significa diamagnética. Ejemplos resueltos: O₂ tiene 12 electrones de valencia, σ2s² σ*2s² σ2p² π2p⁴ π*2p², así que el orden de enlace es (8 − 4)/2 = 2 con dos electrones desapareados en los dos orbitales π*2p, que es la razón por la que el oxígeno líquido se adhiere a un imán aunque la estructura de Lewis O=O muestre todos los electrones apareados. F₂ tiene 14, orden de enlace (8 − 6)/2 = 1, diamagnética. Quitar un electrón de un OM enlazante debilita el enlace; quitarlo de un OM antienlazante lo fortalece. Para especies con 10 o más electrones de valencia, el orden σ2p/π2p no cambia el orden de enlace ni el magnetismo, porque ambos orbitales están llenos. Para una diatómica heteronuclear como CO o NO, cuenta todos los electrones de valencia y llena el mismo diagrama.
Energía reticular
Aquí la energía reticular es la energía necesaria para separar un mol de un sólido iónico en iones gaseosos, por lo que es positiva. Según la ley de Coulomb, escala como Q₁Q₂/d, donde d = r₊ + r₋. La carga domina: MgO (2+/2−) tiene alrededor de cuatro veces la energía reticular de NaF (1+/1−). Entre iones de la misma carga, los iones más pequeños dan una energía reticular mayor: LiF > NaF > KF y NaF > NaCl > NaBr > NaI. Un ciclo de Born–Haber la obtiene a partir de la ley de Hess: energía reticular = −ΔH°f + ΔH(sublimación del metal) + energías de ionización + energía para formar los átomos gaseosos del no metal + afinidad electrónica (negativa cuando se libera energía). Ejemplo resuelto para NaCl (dibujado): ΔH°f = −411, sublimación de Na +107, IE₁ de Na +496, ½ energía de enlace Cl–Cl ½ × 243 = +122, afinidad electrónica de Cl −349 kJ/mol, así que la energía reticular = 411 + 107 + 496 + 122 − 349 = 787 kJ/mol. Un no metal líquido como Br₂ debe vaporizarse antes de romper su enlace.
Lo que conviene recordar
Cuenta electrones, dibuja octetos y deja que las cargas formales elijan la mejor estructura; promedia contribuyentes de resonancia equivalentes para el orden de enlace. Cuenta dominios para la geometría y la hibridación, y luego deja que los pares solitarios y los átomos externos decidan la forma y la polaridad. En la teoría de orbitales moleculares, llena el diagrama y usa orden de enlace = (enlazantes − antienlazantes)/2, con electrones desapareados que indican paramagnetismo. Para sólidos iónicos, primero la carga, luego el tamaño: la energía reticular escala como Q₁Q₂/(r₊ + r₋).
Problemas de práctica (40)
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Predice el producto 3
Orbitales moleculares y magnetismo
- ¿Qué enlace se fortalece al añadir un electrón?Predice cómo cambia el orden de enlace al añadir un electrón, localizando en cada diatómica el orbital molecular más bajo con espacio para él.
Formas, hibridación y polaridad
- Describe completamente el pentafluoruro de yodoCombina el conteo de electrones, la VSEPR, la hibridación y la polaridad en una descripción estructural completa de un interhalógeno.
- Ángulos de enlace en el pentacloruro de fósforoPredice el conjunto completo de ángulos Cl–P–Cl en una molécula con geometría de bipirámide trigonal.
Clasificar 10
Formas, hibridación y polaridad
- ¿Qué molécula es completamente plana?Usa la hibridación y la geometría de los enlaces π para decidir si todos los átomos de una molécula, incluidos los hidrógenos, quedan en un mismo plano.
- ¿Cuál benceno clorado es apolar?Usa la suma vectorial de los dipolos de enlace C–Cl en un anillo plano para identificar un benceno sustituido apolar.
- ¿Cuándo cambia la hibridación?Sigue el conteo de dominios electrónicos en reacciones ácido-base de Lewis para decidir si cambia la hibridación del átomo central.
- Encuentra el átomo central con hibridación sp³dAsigna la hibridación a partir del número total de dominios electrónicos, no de la forma molecular.
Estructuras de Lewis y resonancia
- ¿Qué especie tiene contribuyentes de resonancia equivalentes?Reconoce qué especie de un carbono y oxígeno se describe mediante dos contribuyentes de resonancia equivalentes.
- La estructura de octeto del dióxido de azufreIdentifica la estructura de Lewis del dióxido de azufre que da un octeto a cada átomo y comprueba sus cargas formales.
Energía de red y enlace iónico
- Enlaces iónicos y covalentes en un mismo compuestoReconoce que una sal con un ion poliatómico contiene tanto enlaces iónicos como covalentes.
- ¿Qué compuesto tiene la mayor energía de red?Elige el compuesto con la mayor energía de red comparando los productos de las cargas de los iones.
Orbitales moleculares y magnetismo
- ¿Qué diatómico es paramagnético?Usa la paridad de los electrones de valencia y el llenado de OM para elegir la especie paramagnética entre diatórnicos heteronucleares y homonucleares.
- ¿Qué especie no tiene enlace neto?Identifica una especie diatómica con orden de enlace cero a partir de la ocupación de sus orbitales moleculares.
Comparar 8
Estructuras de Lewis y resonancia
- Mejor estructura de Lewis del ion cianatoOrdena los contribuyentes de resonancia del ion cianato según la carga formal y la electronegatividad.
- Ordena las longitudes de enlace N–NOrdena las longitudes de enlace N–N de cuatro compuestos de nitrógeno a partir de sus estructuras de Lewis y su resonancia.
- ¿Qué átomo es el central en el NOCl?Usa las cargas formales para elegir la conectividad de los átomos en el cloruro de nitrosilo.
Energía de red y enlace iónico
- Ordena cuatro sales según su energía reticularOrdena las energías reticulares de cuatro sólidos iónicos 1:1 usando primero las cargas y después los tamaños de los iones.
- ¿Qué comparación de energías de red es correcta?Compara las energías de red de pares de sales que difieren en el tamaño o la carga de sus iones.
Orbitales moleculares y magnetismo
- Ordena las longitudes de enlace N–O en NO⁺, NO y NO⁻Ordena las longitudes de enlace N–O del catión nitrosilo, el óxido nítrico y el anión nitroxilo a partir de sus órdenes de enlace según OM.
Formas, hibridación y polaridad
- Ordena los ángulos de enlace O–X–OOrdena los ángulos O–X–O de cuatro oxianiones a partir de sus estructuras de Lewis y sus recuentos de dominios según VSEPR.
- Dos moléculas con la misma formaCompara las formas moleculares de pares con igual número de átomos unidos pero distinto número de pares solitarios.
Calcular 9
Formas, hibridación y polaridad
- Carbonos sp² en la aspirinaCuenta los carbonos con hibridación sp² en una molécula de fármaco contando los dominios electrónicos de cada carbono.
Estructuras de Lewis y resonancia
- Orden de enlace C–O en el hidrógenocarbonatoDetermina el orden de enlace de los enlaces C–O deslocalizados por resonancia en el ion hidrógenocarbonato.
- Pares solitarios en el ion cloratoCuenta los pares solitarios en la estructura de Lewis del ion clorato que cumple la regla del octeto a partir del total de electrones de valencia.
- Carga formal del nitrógeno en el fulminatoCompleta los octetos del ion fulminato sobre un esqueleto de enlaces dado y asigna la carga formal de su nitrógeno central.
- Contribuyentes de resonancia del oxalatoCuenta los contribuyentes de resonancia equivalentes del ion oxalato combinando sus dos unidades carboxilato independientes.
Energía de red y enlace iónico
- ¿Cuánto mayor es la energía reticular del CaO que la del KF?Estima la relación entre dos energías reticulares a partir de las cargas y los radios iónicos con el modelo de Coulomb.
- Energía de red del KF a partir de un ciclo de Born–HaberCalcula la energía de red del fluoruro de potasio a partir de un ciclo de Born–Haber con los datos termoquímicos dados.
Orbitales moleculares y magnetismo
- Electrones desapareados en N₂²⁻Aplica la regla de Hund en un diagrama de orbitales moleculares para contar los electrones desapareados de un anión diatómico.
- Orden de enlace del ion dioxigeniloCalcula el orden de enlace del O₂⁺ llenando sus orbitales moleculares de valencia.
Encuentra el error 3
Estructuras de Lewis y resonancia
- ¿El carbonato alterna entre estructuras?Identifica el error al describir la resonancia como un cambio rápido entre contribuyentes.
Energía de red y enlace iónico
- Encuentra el error en un ciclo de Born–Haber del NaBrDiagnostica un cálculo de Born–Haber para un bromuro en el que se omite la vaporización del bromo líquido.
Formas, hibridación y polaridad
- Encuentra el error: CO₂ y SO₂Diagnostica una predicción de polaridad que ignora un par solitario sobre el átomo central.
Interpreta la evidencia 3
Orbitales moleculares y magnetismo
- Datos de enlace para N₂, O₂ y F₂Interpreta los datos de entalpía y longitud de enlace de tres moléculas diatómicas en términos del orden de enlace según los orbitales moleculares.
Formas, hibridación y polaridad
- Interpretar los momentos dipolares de tres triatómicasInterpreta datos de momentos dipolares para separar los efectos de la forma molecular y de los dipolos de enlace desiguales.
Estructuras de Lewis y resonancia
- Cargas formales en el ácido nítricoAsigna la carga formal de cada átomo en una estructura de Lewis del ácido nítrico descrita.
Trabaja hacia atrás 1
- Identifica el dicatión a partir de su orden de enlaceTrabaja a la inversa desde el orden de enlace y el magnetismo para identificar un dicatión diatómico homonuclear.
Planea una síntesis 1
- ¿Superóxido o peróxido?Elige una medición que distinga el superóxido de las sales de peróxido usando el magnetismo predicho para cada uno.
Explica por qué 2
Formas, hibridación y polaridad
- ¿Por qué NCl₃ es polar y BCl₃ no?Explica cómo un par solitario sobre el átomo central hace que una molécula sea polar cuando los dipolos de sus enlaces, de otro modo, se cancelarían.
Energía de red y enlace iónico
- ¿Cuál afirmación sobre la energía de red es verdadera?Evalúa afirmaciones comparativas sobre la energía de red aplicando cómo dependen de la carga y el tamaño la atracción de Coulomb.
¿Atascado con repaso de enlace y estructura? Escanea el problema.
Toma una foto de la reacción de tu tarea o de tu libro y dibuja su mecanismo con cada flecha revisada. 1 escaneo gratis ya, sin registrarte; 1 más con una cuenta gratuita.
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