d enllaç atòmic i els forces que actuen. en ells. en ells Saber identificar els diferents tipus

Transcripción

1 ANNEX 2. ENLLAÇ QUÍMIC Programació d unitat i temporalització (sessions) Sessió Objectius Continguts Activ. aprenentatge Activ. Criteris d avaluació Test Eval. S Explicar com s enllacen els àtoms per a formar agregats d àtoms, i com les propietats físiques i químiques de cada agregat depenen de la naturalesa dels seus àtoms i de la forma en la qual s uneixen. L enllaç químic. Electrons de valència. Simbolisme de Lewis. L enllaç covalent. L enllaç covalent datiu. Limitacions de la regla de l octet. Mesomeria o ressonància. Polaritat dels enllaços. Explicació fonamental de l enllaç químic. Representació d estructures de Lewis. Determinació de la polaritat d enllaços covalents i la de molècules en relació amb les interaccions intermoleculars, així com les propietats físiques i la reactivitat química Explicar la formació d enllaços covalents senzills i múltiples en molècules senzilles, i la seva polaritat. Preveure en casos senzills el tipus de compost que es forma quan es combinen els diferents elements químics. 1-8 S3 2. Aplicar els coneixements adquirits. Experiència: Comprovació de la polaritat d algunes molècules. Realització d activitats experimentals. DVD S4 3. Conèixer el model RPECV per representar la geometria dels molècules. Geometria de les molècules. Model RPECV. Anàlisis de l estructura de molècules a partir del model RPECV Entendre el model RPECV 9-10 S Identificar la relació entre les propietats físiques d algunes substàncies cristal lines i els tipus d enllaç químic que presenten. Propietats de les substàncies covalents. Cristalls moleculars i cristalls covalents. orces intermoleculars. L enllaç d hidrogen. L enllaç per forces de van der Waals. Un sòlid molecular molt especial: el gel. Determinació de valències i nombres d oxidació Saber identificar els diferents tipus d enllaç atòmic i els forces que actuen en ells S7 5. Descriure l estructura microscòpica i macroscòpica de les substàncies que formen xarxes iòniques, covalents, metàl liques i moleculars, i explicar les propietats fonamentals. L enllaç iònic. Propietats dels compostos iònics. Nombres d oxidació. L enllaç metàl lic. Anàlisi dels diferents tipus de compost: covalent, iònic, metàl lic, etc Saber identificar els diferents tipus d enllaç atòmic i les forces que actuen en ells S8 6. Aplicar els coneixements adquirits. Experiència: Estudi de la relació entre les propietats físiques d algunes substàncies cristal lines i el seu tipus d enllaç químic. Realització d activitats experimentals. 7. Ampliar coneixements. Els fulerens. Els nanotubs. Els vidres. Cristalls líquids. S9 8. Consolidar els coneixements adquirits. Realització d activitats de consolidació dels coneixements adquirits. Realització d exemples i activitats. Recapitulació conceptual DVD S10 9. Avaluar l aprenentatge. Activitats d avaluació. Realització d avaluació. Competències generals i específiques de la matèria (Els nombres entre parèntesis relacionen les competències bàsiques amb els objectius, els continguts i els criteris d avaluació de la unitat) CC. Competència comunicativa. (1-7). Competència en gestió i tractament de la informació. (7, 8) CD. Competència digital. (8) CR. Competència en recerca. (2, 6) CP. Competència personal i interpersonal. (2, 6, 7) CM. Competència en el coneixement i la interacció amb el món. (7) CeI. Competència en la indagació i la experimentació. (2, 6) CeN. Competència en la comprensió de la naturalesa de la ciència. (1, 3-5) CeA. Competència en la comprensió i capacitat d actuar sobre del món físic. (4, 5)

2 ANNEX 2. L enllaç químic 1. La immensa majoria de molècules estan formades per agrupacions d àtoms. Únicament els gasos nobles i els metalls en forma de vapor estan constituïts per àtoms aïllats. No. Els compostos iònics estan constituïts per ions i no formen molècules. 2. L embolcall electrònic o capa electrònica del nucli, en particular els electrons més exteriors dels àtoms, de l últim nivell energètic, anomenats electrons de valència. 3. a) Els àtoms s uneixen formant un enllaç químic, si l energia del conjunt de dos o més àtoms agregats és menor que la suma de les energies de cada àtom per separat. b) En unir-se, els àtoms adquireixen una configuració electrònica més estable que la que tenien per separat. 4. Perquè l energia del conjunt d àtoms que formen la molècula és superior a la suma de les energies de cada àtom per separat. 5. Quan dos àtoms de clor comparteixen un parell d electrons mitjançant un enllaç senzill, constitueixen la molècula de clor diatòmica i assoleixen una configuració electrònica més estable que la que tenien per separat. L argó és monoatòmic perquè els seus àtoms ja tenen la configuració electrònica més estable possible, i esdevenen químicament inerts. 6. K Ca Ga As Se Br Ge Kr 7. Li + : 1s 2 Les configuracions del Ca 2+, Sc 3+, S 2 - : 1s 2 i Cl són iguals. Com que han quedat ionitzats, han adquirit la mateixa configuració Ca 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 electrònica. Sc 3+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 S 2- : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Cl - : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 8. C C P S 9. I I Br I S Si O B N 2

3 10. P a) No, perquè les molècules polars han de tenir àtoms amb diferent electronegativitat. b) Sí, és possible. Per exemple, el tetraclorur de carboni posseeix quatre àtoms de clor més electronegatius que l únic àtom de carboni, però com que aquest ocupa el centre d un tetràedre imaginari i els quatre àtoms de clor se situen en els vèrtexs, la geometria resultant de la molècula presenta elements de simetria, de manera que es compensen les diferents interaccions dels quatre enllaços carboni-clor i el conjunt resulta apolar. La molècula de diòxid de carboni no és polar, malgrat que cada enllaç carboni oxigen sí que ho és. Com que la geometria del conjunt de la molècula és lineal, i l àtom de carboni se situa entremig dels dos àtoms d oxigen, el conjunt també resulta apolar. 12. a) És més electronegatiu l àtom de brom que l àtom de iode. Per tant, atrau més cap a ell els electrons de l enllaç i la molècula de Br és més polar que la de I. b) El nitrogen és més electronegatiu que el fòsfor, per tant, la molècula d amoníac, N 3, és més polar que la de fosfina, P > O > Cl > S Cl > C > 14. a) Sí, com en el cas del tetraclorur de carboni. En efecte, el tetraclorur de carboni posseeix quatre àtoms de clor més electronegatius que l únic àtom de carboni, però com que aquest ocupa el centre d un tetràedre regular imaginari i els quatre àtoms de clor se situen en els vèrtexs, la geometria resultant de la molècula presenta elements de simetria, de manera que compensa les diferents interaccions dels quatre enllaços carboni-clor i el conjunt resulta apolar. b) B P Com que l àtom de bor té 3 electrons a la capa de valència, quan forma els enllaços, aquests s organitzen de manera que la distribució espacial és plana i simètrica, com un triangle equilàter on el bor és en el centre, i en resulta una molècula apolar. En canvi, el fòsfor té cinc electrons de valència i només n utilitza tres en combinarse amb els tres àtoms d hidrogen, i queden un parell d electrons de l àtom de fòsfor desaparellat. La molècula te forma piramidal com la de l amoníac. És polar. c) La geometria de la molècula de 2 S és: S d) La interacció entre les molècules de és més forta que la interacció entre les molècules de 2, ja que l enllaç del fluorur d hidrogen és molt polar, i s estableixen ponts d hidrogen entre les molècules, els quals proporcionen al conjunt una gran cohesió. Aquest compost és líquid per sota de 19,5 C. 3

4 ANNEX 2. L enllaç químic En canvi, l enllaç no presenta polaritat. Així, entre molècules de fluor no existeix la interacció anterior. El fluor a temperatura ambient és un gas. 15. CCl 4 : La geometria de la molècula de tetraclorur de carboni es justifica a partir de les configuracions electròniques de l àtom de carboni i de l àtom de clor. Aplicant el model de les repulsions dels parells d electrons de la capa de valència (RPECV), aquest compost presentarà geometria tetraèdrica. L àtom de carboni ocuparà el centre d un tetraedre regular imaginari, i cada àtom de clor un vèrtex del tetraedre, ja que és amb aquesta disposició quan els quatre parells d electrons de la capa de valència de l àtom central sofreixen la repulsió mínima. Aquesta geometria tetraèdrica regular anul la entre si, vectorialment, els moments dipolars dels quatre enllaços C Cl. Per tant, el tetraclorur de carboni és un compost apolar. NCl 3 : La geometria de la molècula es justifica a partir de les configuracions electròniques de l àtom de nitrogen i de l àtom de clor. L àtom de nitrogen compartirà un parell d electrons amb cada un dels tres àtoms de clor. Però, com que hi ha tres parells d electrons enllaçants i un de no enllaçant, i tenint en compte el model RPECV, que ens diu que la repulsió entre un parell no enllaçant i un d enllaçant és més gran que entre parells enllaçants, la molècula de triclorur de nitrogen presentarà geometria piramidal triangular. Es tractarà d una molècula polar, perquè els enllaços N Cl tenen un moment dipolar no nul i la geometria piramidal triangular no permet anul lar-los. N 4 + : Com que l ió amoni resulta de l addició d un ió hidrogen + a la molècula d amoníac, el parell electrònic enllaçant d aquest quart hidrogen el proporcionarà l àtom de nitrogen (enllaç covalent datiu). Una vegada format l ió amoni, la força d enllaç de l àtom de nitrogen amb cada un dels quatre hidrògens és exactament la mateixa. Per tant, la geometria de l ió amoni serà de tetraedre regular. 3 O + : Com que l ió oxoni resulta de l addició d un ió hidrogen + a la molècula d aigua, el parell electrònic enllaçant d aquest tercer hidrogen el proporcionarà l oxigen (enllaç covalent datiu). Aquesta addició provocarà un canvi en la geometria de la molècula d aigua original. En efecte, una vegada format l ió oxoni, la força d enllaç de l àtom d oxigen amb cada un dels tres hidrògens és exactament la mateixa, però apareixen forces de repulsió entre els tres parells enllaçants i el quart parell no enllaçant, d acord amb allò que ens diu el model RPECV. Per tant, la geometria molecular de l ió oxoni serà piramidal triangular. 16. Be 2 : Sabem que la configuració electrònica del beril li és 1s 2 2s 2 i la de l hidrogen 1s 1 ; per tant, l estructura de Lewis de la molècula serà: Be Segons el model RPECV, els dos parells d electrons de la capa de valència de l àtom central s han d orientar en l espai de manera que la repulsió sigui mínima. Això passa si l estructura de la molècula és lineal (angle de 180º). Encara que cada enllaç Be és polar, atès que la molècula és lineal, les dues polaritats es compensen i la molècula és apolar. CCl 3 : La repulsió entre els electrons de valència de l àtom central és mínima quan l àtom d hidrogen i els àtoms de clor ocupen els vèrtexs d un tetraedre imaginari i l àtom de carboni és al centre. Per tant, la geometria molecular és de tetraedre. Com que la polaritat de l enllaç C és diferent de la de l enllaç C Cl, la molècula és polar. Si 4 : La repulsió entre els electrons de valència de l àtom de silici és mínima quan els quatre àtoms de fluor són al vèrtex d un tetraedre imaginari i el silici n ocupa el 4

5 centre. Com que els quatre enllaços són amb el mateix tipus d àtom (fluor, en aquest cas), la geometria molecular és tetraèdrica regular. En anul lar-se vectorialment els moments dipolars dels enllaços, la molècula resulta apolar. B 3 : La màxima separació entre els electrons de valència de l àtom central (el bor) té lloc quan formen un angle de 120º sobre el pla. Consegüentment, la geometria molecular és plana trigonal: el bor ocupa el centre d un triangle equilàter imaginari i cada àtom de fluor és en un dels vèrtexs. Els moments dipolars dels tres enllaços s anul len, fet pel qual la molècula és apolar. 17. València Nombre d oxidació del carboni C 4 IV IV C 3 Cl IV II C 2 Cl 2 IV 0 CCl 3 IV II CCl 4 IV IV 18. Nombre d oxidació Nombre d oxidació Nombre d oxidació 2 S II 3 AsO 4 V SeO 3 VI NO 2 IV AsO 3 V 2 SeO 4 VI BeO II SeO 2 IV SeO 4 2 VI B 2 O 3 III SeO 3 2 IV 19. El clorur d hidrogen és un compost covalent polar. A causa de la configuració electrònica de l àtom de clor i del seu fort caràcter electronegatiu, el conjunt d electrons de la molècula està desplaçat cap a l àtom de clor, i genera una distribució asimètrica d aquest conjunt d electrons. La molècula presenta, doncs, polaritat. A més a més, el clorur d hidrogen és un gas a temperatura ambient; però en presència d aigua, compost format per molècules també polars, hi interacciona i s'ionitza segons la reacció química: Cl (g) aigua Cl (aq) + + (aq) Els ions Cl i + estan hidratats. La reacció està desplaçada cap a la dreta i per això diem que el clorur d hidrogen és un àcid fort. En canvi, el gas dihidrogen és un compost covalent apolar. La diferència d electronegativitats existent entre els dos àtoms de la molècula és zero, perquè són idèntics entre ells. Els electrons de la molècula estan compartits equitativament pels dos àtoms d hidrogen. Conseqüentment és apolar, i presenta escassa afinitat per les molècules d aigua. Per tant, aquest gas és molt poc soluble en aigua. 20. a) Ió clorur, Cl, (Z = 17): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Ió estronci, Sr 2+, (Z = 38): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 El compost format és clorur d estronci, SrCl 2 5

6 ANNEX 2. L enllaç químic 6 b) Propietats. En general, les dels compostos iònics (vegeu la pàgina 161 del llibre de l alumne/a): - Sòlid a temperatura ordinària. - Estructura en xarxa cristal lina compacta. - Punts de fusió i d ebullició elevats. - Dur o molt difícil de ratllar. - ràgil. - os o en dissolució, és conductor del corrent elèctric. - Insoluble en dissolvents apolars. - Soluble en dissolvents polars. 21. Per preveure el caràcter iònic o covalent d un compost, calculem la diferència d electronegativitats dels àtoms constituents i assignem caràcter iònic si la diferència és major d 1,7 ev. Per tant: Són compostos fonamentalment iònics: SrCl 2, Li, KI i e 2 O 3. Són compostos fonamentalment covalents: CO 2, PCl 3, SO 3, S 6, CCl 4 i ebr ent servir el mateix criteri que en el cas anterior: Clor i carboni Calci i clor Rubidi i clor Calci i carboni Compost CCl 4 CaCl 2 RbCl CaC 2 * Tipus d enllaç Covalent Iònic Iònic Iònic Polaritat de l enllaç Molècula * El CaC 2 és l acetilur de calci. Polar Apolar 23. a) L enllaç serà iònic i, si representem l element per la lletra M, en reaccionar amb l oxigen formarà el compost MO. b) Per formar aquest compost ha reaccionat un metall, del grup 2 i període 4, amb un no-metall, l oxigen. Les seves electronegativitats són molt diferents i, per tant, el compost resultant presenta un enllaç de tipus iònic. Conseqüentment, presentarà, en general, les propietats dels compostos iònics: Sòlid a temperatura ordinària. Estructures en xarxa cristal lina compacta. Punt de fusió i d ebullició elevats. Dur o molt difícil de ratllar. ràgil. os o en dissolució, és conductor del corrent elèctric. Insoluble en dissolvents apolars. c) L element que correspon a la configuració electrònica proporcionada és el calci, Ca, (Z = 20), i el compost és CaO. Aquest compost reacciona amb l aigua per donar hidròxid de calci.

7 24. El clorur de sodi és un compost iònic format per ions clorur, Cl i sodi, Na +. Al reticle cristal lí resultant, els ions clorur i els ions sodi ocupen els vèrtexs, els centres de les cares i els centres de les arestes d una malla de simetria cúbica, d índex de coordinació de sis. Això vol dir que cada ió clorur està rodejat per sis ions de sodi i viceversa. En general, els cristalls de clorur de sodi presenten les propietats dels compostos iònics. Algunes propietats característiques del clorur de sodi són: La duresa 2,5 a l escala de Mohs; el punt de fusió molt elevat, en concret de 804 C; el caràcter no conductor del corrent elèctric en estat sòlid, però sí fos i en solució aquosa, i la solubilitat en dissolvents polars, però no en apolars, són propietats que s expliquen de les intenses forces electrostàtiques entre els ions de càrrega oposada. Es trenca fàcilment perquè, en aplicar una força capaç de fer lliscar unes capes d'ions respecte de les altres, queden ions propers de la mateixa càrrega i, com a conseqüència de la repulsió electrostàtica, el cristall es trenca. La seva densitat de 2,7 grams per centímetre cúbic resulta de l elevat grau d empaquetament del reticle cristal lí. El diamant es compon íntegrament d àtoms de carboni. Cada àtom de carboni comparteix un electró amb cadascun dels altres quatre àtoms de carboni i forma una estructura tridimensional de tetràedres regulars units covalentment. Es podria considerar que un cristall de diamant és com una molècula covalent gegantina. En general, el diamant presenta les propietats dels cristalls atòmics o covalents. Algunes propietats característiques del diamant són: La duresa 10 a l escala de Mohs, el punt de fusió molt elevat, vora C, el caràcter no conductor del corrent elèctric i la insolubilitat en qualsevol tipus de dissolvent, que són propietats que s expliquen perquè els enllaços carboni-carboni són covalents, molt forts i estables. La densitat relativament elevada, en concret de 3,5 grams per centímetre cúbic, resulta de la curta distància interatòmica entre carbonis enllaçats covalentment i de l empaquetament compacte del conjunt de tetràedres del reticle cristal lí. 25. a) Sodi, Na, (Z = 11) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Magnesi, Mg, (Z = 12) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Sofre, S, (Z = 16) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Clor, Cl, (Z = 17) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 b) Són metalls el sodi i el magnesi. Són no-metalls el sofre i el clor. c) El sodi formarà l'ió Na +, amb electrovalència, I. El magnesi formarà l'ió, Mg 2+, amb electrovalència, II. El sofre formarà l'ió, S 2, amb electrovalència, II. El clor formarà l'ió Cl, amb electrovalència, I. b) Els compostos iònics que poden formar són: Sulfur de sodi, Na 2 S Clorur de sodi, NaCl Sulfur de magnesi, MgS Clorur de magnesi, MgCl 2 7

8 ANNEX 2. L enllaç químic 26. a) Bari, Ba, (Z = 56): [Xe] 6s Sofre, S, (Z = 16): [Ne] 3s 2 3p 4 b) El compost format és sulfur de bari, BaS. L enllaç és iònic perquè ha reaccionat un metall alcalinoterri amb un no-metall halogen. En general, presenta les propietats dels compostos iònics. Elements Carboni luor Potassi Nombre d electrons de valència Classificació No-metall No-metall Metall órmules C 4 K Tipus d enllaç Covalent Iònic 28. a) El iode, I 2, té una estructura cristal lina molecular: cada molècula diatòmica ocupa una posició definida i entre elles hi ha forces intermoleculars molt febles. El clorur de rubidi, RbCl, té una estructura cristal lina iònica: cada ió ocupa posicions d un reticle cristal lí compacte i tridimensional. Entre ions de càrregues elèctriques oposades, s estableixen intenses forces electrostàtiques. El carboni (diamant) té una estructura cristal lina covalent o atòmica. En cada vèrtex del reticle cristal lí hi ha un àtom de carboni que està unit per enllaços covalents molt forts amb tots els àtoms que l envolten. b) L ordre creixent de punts de fusió serà: I 2 < RbCl < C (diamant) c) És soluble en aigua el clorur de rubidi. El I 2 és molt poc soluble. El iode és molt soluble en tetraclorur de carboni. El carboni (diamant) és insoluble en ambdós dissolvents. d) El clorur de rubidi, si està dissolt en aigua o fos, és conductor del corrent elèctric. En estat sòlid, no és conductor del corrent. El iode no és conductor del corrent elèctric en estat sòlid ni dissolt en aigua o etanol. El C (diamant) no és conductor del corrent elèctric. Com a complement, cal dir que sí ho és quan es presenta en forma de grafit. 29. En el Cl, com que és un compost format per molècules dipolars, es manifesten les forces de van der Waals, que són forces elèctriques dèbils. Una de les propietats és que aquest gas pugui liquar i, fins i tot, obtenir-se sòlid a baixa temperatura. 30. Parell d elements Beril li fluor Beril li brom Alumini fluor Alumini clor Iode clor Electronegativitat de cada membre del parell (ev) 1,5 i 4,0 1,5 i 2,8 1,5 i 4,0 1,5 i 3,0 2,5 i 3,0 Naturalesa dels enllaços Iònic Covalent Iònic Covalent Covalent 8

9 31. El sodi i el calci, el neó i el bari, i el carboni i l oxigen no formen compostos iònics entre ells. 32. Els punts de fusió de l amoníac, l aigua i del fluorur d hidrogen són anormalment elevats, si es comparen amb els que tenen els hidrurs del mateix grup de la taula periòdica, perquè es requereix energia no solament per fondre ls, sinó també per trencar els enllaços d hidrogen que hi ha entre les seves molècules. Seria aproximadament una mica per sota del punt de fusió del sulfur d hidrogen perquè l oxigen, el sofre, el seleni i el tel luri pertanyen al mateix grup de la taula periòdica, i al llarg d aquest grup el punt de fusió dels hidrurs corresponents augmenta amb el nombre atòmic. 33. Els metalls poden doblegar-se i estirar-se en fils, perquè les capes dels ions carregats positivament poden lliscar entre elles sense experimentar repulsions electrostàtiques amb ions veïns, ja que malgrat que tots tenen la mateixa càrrega elèctrica i haurien de rebutjar-se electrostàticament, s interposa entre catió i catió un núvol d electrons carregats negativament en incessant moviment, que apantalla aquestes repulsions, facilitant el lliscament entre les capes. Els cristalls iònics, en canvi, estan formats per un reticle cristal lí d'ions de càrrega elèctrica oposada i, a més a més, no hi ha cap núvol d electrons que pugui actuar de pantalla com en el cas dels metalls. Per tant, en exercir un esforç, si les capes iòniques es desplacen les unes sobre les altres, alguns ions positius poden quedar enfrontats amb ions també positius, amb la qual cosa es generarà un rebuig electrostàtic que condueix a la seva separació i al trencament del reticle. 34. Metalls amb punt d ebullició més alt: Metall W Re Ta Os Th Nb Mo Tc f Ir Zr Punt d ebullició ( C) Metalls amb punt de fusió més baix: Metall g r Cs Ga Rb K Na Li In Sn Po Punt de fusió ( C) 38, ,4 29,8 39,3 63,3 97,7 180,5 156,6 231,

10 TEST ANNEX 2. L enllaç químic 1. Un agregat atòmic és més estable energèticament com més petita és l energia despresa en la seva formació. 2. Els àtoms tendeixen a combinar-se fins a completar l octet, és a dir, fins a tenir a l últim nivell energètic quatre parells d electrons. 3. Els electrons ubicats en la capa més externa de l àtom són els anomenats electrons de valència. 4. L enllaç covalent consisteix en la cessió d un o més electrons per part d un àtom amb l objectiu d obtenir una estabilitat energètica millor. 5. El diclor i el dinitrogen són molècules amb enllaços covalents. Totes dos molècules tenen un doblet enllaçant que les uneix. 6. Quan el parell d electrons compartits entre dos àtoms són aportats només per un dels dos àtoms, parlem d un enllaç covalent datiu. 7. El trifluorur de bor i el clorur de beril li no compleixen la regla de l octet i per això són molècules molt poc estables. 8. Si els dos àtoms units per un enllaç covalent tenen electronegativitats diferents, els electrons de l enllaç es troben més a prop de l àtom més electronegatiu. 9. El model de RPECV ens diu que la geometria d una espècie química serà la que permeti minimitzar les repulsions dels parells d electrons (enllaçants o no enllaçants) de la capa de valència, i per tant s orientaran de manera que la separació sigui màxima. 10. Segons el model RPECV, la molècula de metà (C 4 ) és plana. La molècula forma una creu on en el punt d intersecció de la creu hi ha l àtom de carboni. L angle format pels quatre enllaços és de 90, el màxim possible. 11. La molècula de N 3 té geometria electrònica tetraèdrica, però la geometria de la molècula és piramidal triangular. 12. Els compostos covalents polars tenen temperatures de fusió i ebullició més elevades que els no polars de massa molecular semblant. 13. L enllaç d hidrogen és una unió per forces electrostàtiques d un àtom d hidrogen amb un àtom força electronegatiu. 14. Les substàncies moleculars amb forces de Van der Waals dèbils són sòlids a temperatura ambient, en canvi, les substàncies moleculars amb forces de Van der Waals fortes són gasos. 15. El gel a 0 C té una densitat més baixa que l aigua líquida a la mateixa temperatura, per això el gel sura sobre l aigua. 16. L enllaç iònic consisteix en la unió dels ions amb càrregues elèctriques oposades com a conseqüència de la seva mútua atracció electrostàtica. 17. Les forces electrostàtiques entre ions de càrrega oposada són molt intenses. Aquesta característica determina que els compostos iònics tinguin alts punts de fusió i ebullició, siguin durs però també fràgils. 18. El nombre d oxidació d un element en una espècie química és un nombre enter (positiu o negatiu), el valor del qual correspon a la càrrega que tindria un àtom d aquest element si els electrons de cada enllaç s assignessin a l àtom més electronegatiu. 19. Tots els metalls alcalins i alcalinoterris presenten nombre d oxidació En l enllaç metàl lic els electrons de la capa de valència formen un núvol electrònic, de manera que tots els electrons es troben compartits amb tots els nuclis atòmics. 10 MATERIAL OTOCOPIABLE. EDITORIAL CASALS, S.A. / QUÍMICA 1. BATXILLERAT

11 SOLUONS TEST Léxico 1.. És més estable com més gran és l energia despresa en la seva formació. 2. V. 1. a vuelos, b conec 3. V. 4.. En l enllaç covalent no se cedeixen electrons sinó que es comparteixen entre dos àtoms per tal d obtenir una estabilitat energètica millor. 5.. El diclor està unit per un doblet enllaçant o enllaç simple, mentre que en el dinitrogen es comparteixen tres doblets enllaçants o enllaç triple. 6. V. 7.. Aquestes 2 molècules són l excepció de la regla de l octet. Encara que no es compleixi l octet les molècules són prou estables com perquè existeixin en la natura. 8. V. 9. V La molècula de metà és tetraèdrica, l àtom de carboni es troba al centre del tetraedre regular i l angle d enllaç és de 109, V. 12. V. Les forces d atracció entre àtoms que s uneixen per un enllaç covalent polar són més intenses i, per tant, més difícils de trencar. 13. V Les substàncies moleculars amb forces de van der Waals dèbils són gasos a temperatura ambient, en canvi, les substàncies moleculars amb forces de van der Waals fortes són sòlids. 15. V. 16. V. 17. V. 18. V Els alcalins tenen nombre d oxidació 1 i els alcalinoterris, nombre d oxidació V. 11