Cuestionario de Enlace Químico

Según el tema, un enlace químico es: La energía que se libera cuando se unen dos átomos. La fuerza que mantiene unidos los átomos que forman una molécula. La región del espacio donde solapan los orbitales de dos átomos. La atracción que se establece entre moléculas vecinas.

Según la introducción, la distinta disolución de la sal y el azúcar en agua se explica por: La diferencia entre sus masas molares. La temperatura a la que se encuentra el disolvente. El tamaño de los cristales de cada sustancia. El tipo de interacción o enlace que une sus átomos.

¿Qué conocimiento previo exige el tema para estudiar la unidad?. Nomenclatura y formulación de compuestos inorgánicos. Factores de conversión y cálculo de moles. Ajuste de reacciones de oxidación-reducción. Nomenclatura y formulación de compuestos orgánicos.

Cuanto más próximos al núcleo se encuentran los electrones: Mayor es su contenido energético. Más reactivo es el átomo que los contiene. Menor es su contenido energético. Mayor es su número de electrones de valencia.

Según el tema, el nivel energético se relaciona con: Los grupos: cada grupo representa un nivel. Los periodos: cada periodo representa un nivel. Los electrones de valencia de cada elemento. El número de orbitales de cada subnivel.

En la analogía de la escalera, al subir de nivel energético el incremento de energía entre niveles: Se mantiene siempre constante. Aumenta de forma progresiva. Se duplica en cada nuevo nivel. Es cada vez menor.

El número máximo de electrones que puede contener un nivel energético n es: 2n². n². 2n. 8n.

Aplicando la expresión del tema, el nivel n = 4 puede contener como máximo: 16 electrones. 18 electrones. 32 electrones. 8 electrones.

Los orbitales atómicos se definen como: Las trayectorias fijas que recorren los electrones. Regiones de cada nivel con alta probabilidad de encontrar un electrón. El conjunto de electrones que tienen la misma energía. Los niveles de energía permitidos para cada electrón.

El nivel energético n = 2 contiene: Un orbital s y tres orbitales p. Un orbital s y un orbital p. Un orbital s, tres p y cinco d. Dos orbitales s y tres orbitales p.

El nivel energético n = 3 contiene: Un orbital s y tres orbitales p. Un orbital s, tres p y siete f. Dos orbitales s, tres p y cinco d. Un orbital s, tres p y cinco d.

El número de orbitales de los subniveles p, d y f es, respectivamente: 2, 4 y 6. 3, 5 y 7. 1, 3 y 5. 3, 6 y 9.

En el periodo 1 solo hay dos elementos porque: El nivel 1 tiene un orbital p con dos electrones. El hidrógeno y el helio no forman enlaces químicos. El nivel 1 solo tiene un orbital s con un máximo de dos electrones. Los electrones del nivel 1 tienen siempre spines paralelos.

El principio de exclusión de Pauli establece que: La configuración más estable tiene spines paralelos. Los electrones llenan primero los orbitales de menor energía. Cada orbital p admite como máximo tres electrones. Dos electrones de un mismo orbital tienen spines contrarios.

La regla de Hund (principio de máxima multiplicidad) dice que la configuración más estable es la que tiene: El mayor número de electrones con spines paralelos. El mayor número de electrones con spines contrarios. Todos sus orbitales ocupados por parejas de electrones. El menor número de electrones desapareados posible.

La analogía de los asientos del autobús ilustra: El principio de exclusión de Pauli. La regla de Hund. La regla del octeto. La expresión 2n².

Según el tema, estos conceptos tienen su origen en la función de onda ideada por: Niels Bohr. John Dalton. Erwin Schrödinger. Wolfgang Pauli.

Un elemento paramagnético: Presenta electrones desapareados y es atraído por un imán. Tiene todos sus electrones apareados y lo atrae un imán. Tiene su capa de valencia completa con ocho electrones. No presenta electrones desapareados ni propiedades magnéticas.

Un elemento diamagnético: Presenta electrones desapareados con spines paralelos. Es atraído por un imán por tener spines contrarios. Tiene un número impar de electrones en su capa externa. No tiene electrones desapareados y no lo atrae un imán.

Según el tema, los átomos ganan, pierden o comparten electrones para: Aumentar su masa atómica. Aumentar su estabilidad. Aumentar su contenido energético. Formar siempre iones con carga.

Los gases nobles son los elementos más estables y menos reactivos porque: Tienen la mayor electronegatividad de su periodo. Carecen de electrones en su último nivel. Tienen su capa de valencia completa. Son los únicos elementos gaseosos.

El helio es una excepción entre los gases nobles porque: Solo tiene dos electrones, con el orbital 1s completo. Tiene ocho electrones repartidos entre 1s y 2s. Es el único gas noble con electrones desapareados. Tiene su capa de valencia incompleta con un electrón.

Para cumplir la regla del octeto, el cloro: Pierde cinco electrones porque le resulta más sencillo. Comparte cinco electrones para parecerse al helio. Pierde un electrón para quedar con carga positiva. Gana un electrón porque le cuesta menos energía.

Según el tema, la regla del octeto explica que se encuentren en la naturaleza como moléculas diatómicas: Los gases nobles y el hidrógeno. Los halógenos, el oxígeno y el nitrógeno. Los metales alcalinos y alcalinotérreos. El carbono, el azufre y el fósforo.

La propiedad periódica que el tema utiliza para justificar el tipo de enlace es: La masa atómica. La energía de ionización. El radio atómico. La electronegatividad.

El enlace metálico se da: Entre metales y no metales con gran diferencia de electronegatividad. Entre no metales con electronegatividades muy parecidas. Entre metales, sean del mismo elemento o no. Solo entre átomos de un mismo elemento metálico.

En el enlace metálico: Los cationes forman una red rodeada de electrones deslocalizados. Cationes y aniones se unen mediante fuerzas electrostáticas. Los átomos comparten pares de electrones localizados. Los aniones forman una red rodeada de protones deslocalizados.

Los metales ceden con facilidad sus electrones de valencia debido a su: Elevada electronegatividad. Baja electronegatividad. Elevada afinidad electrónica. Reducido radio atómico.

Los metales citados en el tema como excepción por no ser sólidos a temperatura ambiente son: Mercurio y sodio. Galio y cesio. Mercurio y plomo. Mercurio y galio.

Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad debido a: La presencia de iones libres en disolución. Su elevada electronegatividad. La deslocalización de los electrones de enlace. Sus pares de electrones no enlazantes.

¿Cuál de las siguientes NO es una característica de los metales según el tema?. Son dúctiles y maleables. Poseen temperaturas de fusión variadas. Son buenos conductores de la electricidad. Son duros pero frágiles.

Según el glosario del tema, maleable significa: Capacidad para ser laminado. Capacidad de deformarse por la presión. Capacidad para conducir el calor. Capacidad de fundirse a baja temperatura.

Según el glosario del tema, dúctil significa: Capacidad para ser laminado en láminas finas. Capacidad de deformarse por efecto de la presión. Capacidad para conducir la corriente eléctrica. Capacidad de romperse al recibir un golpe.

El enlace iónico se da entre elementos cuya diferencia de electronegatividad es: Menor de 0,4. Entre 0,4 y 1,7. Mayor o igual a 1,7. Exactamente igual a cero.

El enlace iónico se produce entre: Metales entre sí, con electrones deslocalizados. No metales que comparten pares de electrones. Átomos iguales con la misma electronegatividad. Metales y no metales, formando cationes y aniones.

Respecto a la energía en la formación de un compuesto iónico, el tema indica que: Se invierte para formar los iones y se recupera al formarse el compuesto. Se libera al formar los iones y se consume al unirlos entre sí. No interviene energía, solo se transfieren electrones. Se pierde definitivamente al formarse los iones.

En la formación del NaCl: El cloro cede un electrón al sodio. El sodio cede un electrón al cloro. Ambos átomos comparten un par de electrones. El sodio cede dos electrones al cloro.

En el óxido de litio (Li₂O) hay dos litios por cada oxígeno porque: Cada litio gana dos electrones del oxígeno. El oxígeno cede un electrón a cada litio. Cada litio cede uno y el oxígeno necesita ganar dos. El oxígeno comparte un par con cada litio.

La configuración electrónica del litio que aparece en el tema es: 1s² 2s². 1s² 2p¹. 1s² 2s² 1. 1s² 2s¹.

Los sólidos iónicos se caracterizan por ser: Duros pero frágiles, con elevados puntos de fusión. Blandos, dúctiles y con puntos de fusión variados. Maleables y buenos conductores en estado sólido. Muy duros, con fusión siempre inferior a 100 °C.

En cuanto a la conductividad eléctrica, los sólidos iónicos son: Buenos conductores en sólido y malos fundidos. Malos conductores en sólido y buenos fundidos. Buenos conductores tanto sólidos como fundidos. Malos conductores tanto sólidos como fundidos.

El enlace covalente se da entre elementos cuya diferencia de electronegatividad es: Mayor o igual a 1,7. Mayor de 2,0. Menor de 1,7. Igual a 1,7.

En el enlace covalente: Un átomo cede sus electrones al otro de forma definitiva. Los cationes forman una red con electrones deslocalizados. Un átomo aporta el orbital y el otro aporta los protones. Dos átomos comparten uno o varios pares de electrones.

Se forma un enlace covalente apolar cuando: Se unen átomos iguales o con diferencia de EN menor de 0,4. La diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7. La diferencia de electronegatividad es mayor o igual a 1,7. Se unen dos metales con igual electronegatividad.

En un enlace covalente polar: La densidad de carga negativa está en el átomo menos electronegativo. La densidad de carga negativa está en el átomo más electronegativo. Los electrones son atraídos por igual por ambos núcleos. Se forman iones con carga completa positiva y negativa.

El ejemplo de sustancia polar que pone el tema es: El hidrógeno (H₂). El flúor (F₂). El agua (H₂O). El metano (CH₄).

En la estructura de Lewis del agua, el oxígeno tiene: Un par enlazante y tres pares no enlazantes. Cuatro pares enlazantes y ninguno libre. Tres pares enlazantes y un par no enlazante. Dos pares enlazantes y dos no enlazantes.

Según el tema, son ejemplos de moléculas con enlaces simples: El agua y el hidrógeno. El eteno y el etino. El oxígeno y el nitrógeno. El eteno y el agua.

En el eteno (C₂H₄), los dos carbonos están unidos por un enlace: Simple. Doble. Triple. Dativo.

En el etino, los dos carbonos comparten: Un par de electrones. Dos pares de electrones. Tres pares de electrones. Cuatro pares de electrones.

Según el tema, los sólidos covalentes se caracterizan por ser: Blandos y buenos conductores de la electricidad. Frágiles y conductores cuando están fundidos. Dúctiles, maleables y de fusión variada. Muy duros, con fusión de 1000 °C o más y malos conductores.

Al formarse la molécula H₂, cada átomo de hidrógeno adquiere la configuración del: Helio. Neón. Hidrógeno ionizado. Argón.

En un enlace covalente coordinado o dativo: Cada átomo aporta un electrón al par compartido. Un átomo aporta los electrones y el otro el orbital. Un átomo cede por completo sus electrones al otro. Los electrones quedan deslocalizados en una red.

En un compuesto de coordinación, el ligando es: El elemento que aporta el orbital vacío. El átomo metálico central del complejo. El elemento o molécula que aporta los electrones. El ion que neutraliza la carga del complejo.

En la analogía de la fiesta, quien aporta «la casa» equivale a: El ligando, que aporta los electrones. El ligando, que aporta el orbital. El átomo central, que aporta los electrones. El átomo central, que aporta el orbital.

En la hemoglobina, el átomo central del complejo es: Fe2+. Fe3+. Co2+. Mg2+.

La vitamina B12 tiene como átomo central el: Hierro, por lo que se llama ferritina. Cobalto, por lo que se llama cobalamina. Cobre, por lo que se llama ceruloplasmina. Magnesio, por lo que se llama clorofila.

Las moléculas que presentan enlace covalente coordinado se conocen como: Radicales. Sólidos covalentes. Complejos o compuestos de coordinación. Compuestos iónicos.

El hidrógeno no cumple la regla del octeto porque: Tiene un número impar de electrones. Dispone de orbitales d vacíos. Es el elemento más electronegativo. Solo tiene un orbital 1s con cabida para dos electrones.

En el hidruro de berilio, el berilio queda rodeado de: 4 electrones. 2 electrones. 6 electrones. 8 electrones.

El BF₃ es un ejemplo de: Octeto expandido. Octeto incompleto. Molécula con número impar de electrones. Enlace dativo.

En el NO y el NO₂, el nitrógeno se rodea de: 6 electrones. 8 electrones. 7 electrones. 5 electrones.

Por su electrón desapareado, el NO₂ tiende a formar: NO. N₂O. N₂O₅. N₂O₄.

Los radicales son moléculas que: Tienen electrones desapareados en su orbital más externo y son muy reactivas. Tienen todos sus electrones apareados y son muy estables. Acomodan pares extra en orbitales d y son poco reactivas. Tienen carga neta positiva por haber perdido un electrón.

El octeto expandido es posible a partir del: Segundo periodo, gracias a los orbitales p. Tercer periodo, gracias a los orbitales d. Cuarto periodo, gracias a los orbitales f. Primer periodo, gracias a los orbitales s.

Son ejemplos de octeto expandido citados en el tema: BF₃ y BeH₂. NO y NO₂. SF₆ y PCI₅. H₂O y NH₃.

En la formación del enlace H-H, los átomos se aproximan: Hasta que sus núcleos llegan a solaparse. Hasta que la repulsión desaparece por completo. Hasta que un átomo cede su electrón al otro. Hasta equilibrar atracción y repulsión, lo que fija la longitud.

En la molécula de hidrógeno, los electrones de enlace se ubican: En la región donde solapan los orbitales 1s. Alrededor de uno solo de los dos núcleos. En orbitales 2p vacíos de ambos átomos. Por encima y por debajo del eje internuclear.

Según la TRPECV, los átomos de una molécula se disponen de forma que: La atracción entre los núcleos sea máxima. La repulsión entre pares de valencia sea mínima. Se forme el mayor número posible de enlaces. Todos los ángulos de enlace sean de 90°.

Según el tema, la geometría de una molécula afecta: Solo a sus propiedades físicas. Solo a sus propiedades químicas. Tanto a sus propiedades físicas como químicas. Únicamente a su masa molecular.

Para predecir la geometría con la TRPECV es necesario conocer: La masa molecular. La fórmula empírica. La composición porcentual. La estructura de Lewis.

Con 2 pares de electrones y sin pares libres (p. ej., BeCl₂), la geometría es: Lineal, con ángulo de 180°. Angular, con ángulo de 120°. Trigonal plana, con ángulo de 120°. Tetraédrica, con ángulo de 109,5°.

Con 3 pares y sin pares libres (p. ej., BF₃), la geometría es: Pirámide trigonal. Trigonal plana. Tetraédrica. En forma de T.

Con 4 pares y sin pares libres (p. ej., CH₄), la geometría y el ángulo son: Plana cuadrada, 90°. Trigonal plana, 120°. Tetraédrica, 109,5°. Pirámide trigonal, 107°.

Con 6 pares y sin pares libres (p. ej., SF₆), la geometría es: Bipirámide trigonal. Plana cuadrada. Pirámide cuadrada. Octaédrica.

Con 5 pares y sin pares libres (p. ej., PCI₅), la geometría es: Bipirámide trigonal. Octaédrica. Pirámide cuadrada. Tetraédrica.

Según la tabla con pares libres, el NH₃ (3 pares enlazantes y 1 libre) tiene geometría: Trigonal plana. Pirámide trigonal. Tetraédrica. En forma de T.

Según la tabla con pares libres, el H₂O (2 pares enlazantes y 2 libres) tiene geometría: Lineal. Trigonal plana. Angular. Tetraédrica.

Según la tabla con pares libres, el XeF₄ (4 pares enlazantes y 2 libres) tiene geometría: Tetraédrica. De balancín. Octaédrica. Plana cuadrada.

Al someter una molécula polar diatómica a un campo eléctrico: Su extremo positivo se orienta hacia la placa negativa. Su extremo positivo se orienta hacia la placa positiva. La molécula no se orienta por ser eléctricamente neutra. Su extremo negativo se orienta hacia la placa negativa.

El momento dipolar (μ) se define como: μ = Q / r. μ = Q x r. μ = Q x r². µ = Q + r.

El momento dipolar es una cantidad: Escalar. Adimensional. Vectorial. Siempre nula.

En moléculas de tres o más átomos, la polaridad depende de: Solo la polaridad de sus enlaces. Solo su geometría. El número total de átomos. La polaridad de sus enlaces y su geometría.

El agua es una molécula polar porque: Los pares libres del oxígeno la hacen angular y µ no se anula. Sus dos enlaces O-H son apolares pero la molécula es lineal. El hidrógeno es más electronegativo que el oxígeno. Tiene un número impar de electrones en el oxígeno.

De las moléculas F₂, HF y LiF, la que no presenta momento dipolar es: HF. F₂. LiF. Todas presentan momento dipolar.

Según el glosario, una cantidad vectorial es aquella que tiene: Magnitud, unidad, signo y valor medio. Magnitud, masa, carga y sentido. Magnitud, dirección, sentido y punto de aplicación. Dirección, carga, longitud y unidad.

La hibridación explica algo que la TRPECV no puede justificar: La geometría de las moléculas. La polaridad de los enlaces. Los ángulos de enlace. El número de enlaces que forman ciertos elementos.

Aunque el carbono tiene dos electrones desapareados, su estado más estable es cuando forma: Cuatro enlaces. Dos enlaces. Tres enlaces. Seis enlaces.

Para formar cuatro enlaces, el carbono promociona un electrón: Del orbital 1s al orbital 2s. Del orbital 2s al orbital 2p libre. Del orbital 2p al orbital 3s. Del orbital 2p al orbital 2s.

Los orbitales híbridos se obtienen combinando: Orbitales de átomos distintos de la molécula. Orbitales equivalentes de un mismo átomo. Dos o más orbitales no equivalentes de un mismo átomo. Orbitales atómicos con orbitales moleculares.

El número de orbitales híbridos formados es: El doble de orbitales atómicos combinados. La mitad de orbitales atómicos combinados. Siempre cuatro, independientemente de la combinación. Igual al número de orbitales atómicos combinados.

Un enlace sigma (σ) se caracteriza por: Densidad electrónica entre los núcleos y solapamiento frontal. Densidad electrónica sobre y bajo el plano y solapamiento lateral. Densidad electrónica solo alrededor del átomo más electronegativo. Electrones aportados en exclusiva por uno de los átomos.

Un enlace pi (π) se caracteriza por: Densidad electrónica entre los núcleos y solapamiento frontal. Densidad electrónica sobre y bajo el plano y solapamiento lateral. Densidad electrónica deslocalizada en toda una red metálica. Electrones aportados en exclusiva por uno de los átomos.

Según el tema, los enlaces covalentes pueden formarse: Entre un híbrido y un orbital atómico, o entre dos híbridos. Solo entre dos orbitales híbridos de átomos distintos. Solo entre orbitales atómicos puros sin hibridar. Solo entre orbitales híbridos de un mismo átomo.

En el metano (CH₄), los enlaces C-H son: Tres enlaces σ y un enlace π. Cuatro enlaces π sp³-s. Cuatro enlaces σ sp³-s. Dos enlaces σ sp-s y dos enlaces π.

La hibridación sp³ da lugar a una geometría: Lineal, de 180°. Trigonal plana, de 120°. Octaédrica, de 90°. Tetraédrica, de 109,5°.

En el etileno (C₂H₄), cada carbono combina: Un orbital s y dos p, formando tres híbridos sp². Un orbital s y tres p, formando cuatro híbridos sp³. Un orbital s y un p, formando dos híbridos sp. Dos orbitales s y un p, formando tres híbridos sp².

El doble enlace C=C del etileno está formado por: Dos enlaces σ sp²-sp². Un enlace σ sp²-sp² y un enlace π 2p₂-2p₂. Dos enlaces π 2p₂-2p₂. Un enlace σ sp-sp y un enlace π 2p₂-2p₂.

En el etino, molécula lineal, cada carbono forma: Cuatro orbitales híbridos sp³. Tres orbitales híbridos sp². Dos orbitales híbridos sp. Dos orbitales híbridos sp².

El triple enlace del etino está formado por: Tres enlaces σ sp-sp. Dos enlaces σ y un enlace π. Tres enlaces π entre orbitales 2p. Un enlace σ sp-sp y dos enlaces π.

La hibridación sp³d genera: Cinco híbridos en bipirámide trigonal, como en el PCl₅. Seis híbridos en octaedro, como en el PCI 5. Cinco híbridos en octaedro, como en el SF ₆. Cuatro híbridos en tetraedro, como en el SF ₆.

La molécula de SF₆ se asocia a la hibridación: sp³d, con geometría bipirámide trigonal. sp³d², con geometría octaédrica. sp³, con geometría tetraédrica. sp², con geometría trigonal plana.

Ejemplo de hibridación sp según la tabla del tema: BF₃, trigonal plana. CH₄, tetraédrica. BeCl₂, lineal. NH₄⁺, tetraédrica.

Según el tema, las hibridaciones sp³, sp² y sp son la base de: La química inorgánica. La física nuclear. La química de los metales. La química orgánica.