Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars

I 0 flashcards i 3 preguntes més al document.

Text del document

APUNTS QUÍMICA GENERAL I ORGÀNICA Grau en Biotecnologia Universitat de Lleida AprenAI 2026-2027 Apunts de Química General sobre estructures de Lewis, càrrega formal, geometries RPECV, hibridació, enllaços i forces intermoleculars per a Biotecnologia.

APREN.AI Índex 1 Model de Lewis, càrrega formal i ressonància Estructures per a molècules diatòmiques Càrrega formal i molècules poliatòmiques Procediment per dibuixar estructures de Lewis Concepte de ressonància 2 Geometria molecular (RPECV) i teories d'enllaç covalent Determinació de la geometria Factors que distorsionen els angles ideals Limitacions de Lewis i teories quàntiques d'enllaç 3 Enllaç iònic, metàl·lic i forces intermoleculars L'enllaç metàl·lic Forces intermoleculars 4 Formulari Model de Lewis i càrrega formal Geometria molecular i model RPECV Errors típics Solucions de les preguntes de repàs Aquests apunts poden contenir errors o omissions.

Són un material de suport i no substitueixen el temari oficial ni el professorat: contrasta la informació important. Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 1 1 Model de Lewis, càrrega formal i ressonància EN ACABAR SABRÀS Construir estructures de Lewis per a espècies neutres i iòniques aplicant l'algorisme sistemàtic. Calcular i minimitzar les càrregues formals d'una molècula mitjançant enllaços múltiples o expansió d'octet. Diferenciar entre enllaços apolars, polars i radicals segons la distribució electrònica. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 1 Per què moltes molècules estables tenen exactament vuit electrons al voltant dels seus àtoms principals?

El tractament aproximat de l'enllaç mitjançant el model de Lewis es basa en el fet que assolir una capa de valència plena confereix estabilitat als àtoms. Segons la regla de l'octet, les espècies químiques guanyen, perden o comparteixen electrons fins a rodejar-se de 8 electrons de valència, igualant la configuració del gas noble de referència. Estructures per a molècules diatòmiques En una molècula, els electrons es distribueixen de dues maneres bàsiques: Parells enllaçants: electrons compartits entre nuclis que formen l'enllaç covalent. Parells solitaris: parells lliures o no-enllaçants que no intervenen directament en la unió.

L'ordre d'enllaç equival al nombre total de parells compartits (enllaços simples, dobles o triples). Quan s'uneixen dos àtoms idèntics, els electrons es comparteixen equitativament i l'enllaç és apolar. Si els àtoms tenen electronegativitat diferent, el més electronegatiu atrau la densitat electrònica cap a si, generant una càrrega parcial negativa i polaritat, mesurable mitjançant el moment dipolar. Les molècules amb un nombre senar d'electrons s'anomenen radicals; són espècies altament reactives en què resulta impossible completar octets amb tots els electrons aparellats.

COMPROVA-HO 2 Quina diferència fonamental hi ha entre un enllaç covalent apolar i un de polar des del punt de vista de l'electronegativitat? Càrrega formal i molècules poliatòmiques La presència de càrregues netes sobre àtoms individuals s'avalua mitjançant el càlcul de la càrrega formal. La relació es defineix com: A diferència de la càrrega formal, el número d'oxidació es determina assignant completament el parell d'electrons a l'àtom més electronegatiu de cada enllaç.

C rrega formal = a ˋ e val ncia lliure e ˋ (e + no enlla ants ç e ) 2 1 enlla ants ç Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 2 DEFINICIÓ Per a molècules poliatòmiques, l'estabilitat creix quan s'obté el màxim nombre d'electrons aparellats, s'omplen les capes dels àtoms perifèrics abans que la del central i s'aconsegueix la mínima separació de càrregues formals. Cal vigilar el límit d'electrons que pot allotjar cada àtom segons el seu període a la taula periòdica: 1r període: màxim de 2 electrons. 2n període: un màxim estricte de 8 electrons (no pot expandir octet).

3r període i posteriors: capacitat d'allotjar fins a 18 electrons a causa de la proximitat energètica dels orbitals d buits. Procediment per dibuixar estructures de Lewis ERROR FREQÜENT No expandir mai l'octet en àtoms del segon període com el carboni, el nitrogen o l'oxigen. Només els elements a partir del tercer període disposen d'orbitals d prou propers energèticament per envoltar-se de més de 8 electrons. Comptabilitzar tots els electrons de valència de les espècies participants. 1 Dibuixar l'esquelet unint els àtoms mitjançant enllaços simples; l'àtom central és el menys electronegatiu o el més voluminós.

2 Repartir els electrons restants en els àtoms terminals fins a completar-ne l'octet (8 electrons); si en sobren, col·locar-los sobre l'àtom central. 3 Si l'àtom central no arriba a l'octet, desplaçar parells solitaris dels perifèrics per formar enllaços múltiples. 4 Calcular les càrregues formals de cada àtom. 5 Si l'àtom central pertany al 3r període o posteriors i té càrrega formal positiva, convertir parells solitaris perifèrics en enllaços dobles fins que la càrrega formal sigui el més baixa possible en valor absolut (0 o 1).

6 Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 3 PROCÉS Algorisme per dibuixar estructures de Lewis Concepte de ressonància Quan per a una mateixa molècula es poden escriure dues o més estructures de Lewis vàlides, cap d'elles descriu per si sola la realitat física. L'espècie real és un híbrid intermedi de les formes representades, anomenades estructures ressonants. Si aquestes formes no són equivalents, aquella que presenti càrregues formals més baixes i les negatives sobre els àtoms més electronegatius tindrà un major pes en l'estructura real. COMPROVA-HO 3 Què significa que dues estructures ressonants no siguin equivalents?

IDEES CLAU La regla de l'octet guia l'estabilitat química, tot i que els elements a partir del tercer període poden expandir-lo gràcies als orbitals d buits. La càrrega formal avalua el repartiment teòric d'electrons, assignant la meitat de cada parell enllaçant a cada extrem. L'esquelet molecular situa com a àtom central l'element menys electronegatiu o més voluminós. La ressonància apareix quan diverses estructures de Lewis vàlides descriuen una molècula real com a híbrid ponderat.

Comptar electrons Sumar els electrons de valència de cada àtom 1 Tornar esquelet Unir àtoms a l'àtom central menys electronegatiu 2 Completar octets perifèrics Assignar electrons als extrems i després al centre 3 Formar enllaços múltiples Moure parells solitaris si el centre no té octet 4 Ajustar càrregues formals Optimitzar cap a zero si el central admet expansió 5 Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 4 COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 4. Per què un àtom com el fòsfor pot tenir més de 8 electrons de valència mentre que el nitrogen no pot? 5. Com es prioritzen les càrregues formals a l'hora de triar la millor estructura de Lewis? Test Encercla la resposta correcta.

Les solucions són al final. 6. Quin és el nombre màxim d'electrons a la capa de valència d'un àtom del segon període? 7. Com es defineix l'ordre d'enllaç segons el model de Lewis? 8. Com s'anomenen les molècules amb un nombre senar d'electrons en què no es pot completar l'octet? 9. Quin criteri s'utilitza per situar l'àtom central en construir una estructura de Lewis?

18 electrons a) 8 electrons b) 2 electrons c) 10 electrons d) Electrons de valència totals de la molècula a) Diferència d'electronegativitat entre nuclis b) Nombre de parells d'electrons enllaçants c) Quantitat de parells solitaris no compartits d) Dipols permanents a) Híbrids d'enllaç b) Radicals c) Espècies diamagnètiques d) L'àtom més electronegatiu i petit a) L'àtom amb menys càrrega formal b) L'àtom que pugui donar protons c) L'àtom menys electronegatiu o més voluminós d) Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 5 2 Geometria molecular (RPECV) i teories d'enllaç covalent EN ACABAR SABRÀS Calcular el nombre estèric d'un àtom central i deduir la seva hibridació i disposició electrònica.

Justificar les desviacions dels angles ideals provocades per parells no enllaçants o enllaços múltiples. Distingir els mecanismes de solapament d'orbitals en els mètodes d'enllaç de valència i d'orbitals moleculars. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 10 Per què l'aigua té una forma angular en comptes de lineal tot i tenir dos enllaços simples? El model de Repulsió dels Parells Electrònics de la Capa de València (RPECV) prediu la distribució tridimensional dels àtoms al voltant d'un centre. El principi fonamental estableix que els dominis electrònics s'orienten de manera que la repulsió electrostàtica mútua sigui mínima.

Determinació de la geometria Per establir la disposició espacial es calcula el nombre estèric (NE) de l'àtom central seguint la relació: Segons el valor obtingut pel nombre estèric, es defineix la distribució electrònica ideal i el tipus d'hibridació corresponent: N.E. Disposició dels parells Hibridació 2 Lineal sp 3 Plana trigonal 4 Tetraèdrica 5 Bipiràmide trigonal 6 Octaèdrica Quan no hi ha parells solitaris a l'àtom central, la geometria molecular coincideix exactament amb la disposició dels parells d'electrons. Si existeixen parells solitaris, la geometria real deriva de la disposició ideal considerant que alguns vèrtexs només contenen densitat electrònica no enllaçant.

Factors que distorsionen els angles ideals La presència de diferents dominis produeix desviacions respecte als angles teòrics ( , o ): NE = nombre de parells solitaris + nombre d' toms units al central a ˋ sp2 sp3 dsp3 d sp 2 3 180 120 109,5 Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 6 Els parells solitaris estan més pròxims a l'àtom central que els enllaçants; per tant, exerceixen una repulsió més intensa i tanquen els angles entre enllaços. Els enllaços dobles presenten més densitat de càrrega i generen una repulsió superior a la dels enllaços simples. L'enllaç d'àtoms amb diferents electronegativitats al voltant del nucli central també trenca la simetria geomètrica.

COMPROVA-HO 11 Per què l'angle d'enllaç disminueix quan un àtom central té parells solitaris? Limitacions de Lewis i teories quàntiques d'enllaç Tot i la seva gran utilitat, el model de Lewis presenta carències clares: Té diverses excepcions (com espècies amb octets incomplets o imparells). No ofereix informació de caràcter quantitatiu sobre l'enllaç. No explica satisfactòriament les variacions en les energies d'enllaç observades experimentalment. Per superar aquestes mancances, la mecànica quàntica introdueix dos mètodes principals: 1. Mètode de l'enllaç de valència (EV) Explica la formació de l'enllaç covalent mitjançant el recobriment d'orbitals atòmics.

La densitat electrònica compartida es concentra en la regió geomètrica de superposició. Es distingeixen dos tipus d'enllaços: Enllaç (enllaç axial o frontal): es forma quan el recobriment d'orbitals es produeix directament a l'eix que uneix els àtoms. Enllaç (enllaç lateral): es forma quan el recobriment es produeix entre orbitals perpendiculars a l'eix que uneix els àtoms. 2. Teoria dels orbitals moleculars (TOM) En comptes de considerar els orbitals confinats en àtoms individuals, la TOM assigna els electrons a un conjunt d'orbitals deslocalitzats per tota la molècula.

La presència d'electrons desaparellats en els seus orbitals moleculars explica de manera directa les propietats de les espècies paramagnètiques. ERROR FREQÜENT No s'ha de confondre la disposició dels dominis electrònics amb la geometria molecular. La disposició té en compte tots els parells (enllaçants i no enllaçants), mentre que la geometria molecular descriu únicament les posicions ocupades pels nuclis atòmics. COMPROVA-HO 12 Quina és la diferència clau entre un enllaç de tipus frontal i un de lateral segons l'enllaç de valència?

σ π Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 7 ESQUEMA Geometries electròniques segons el nombre estèric IDEES CLAU El nombre estèric suma els parells solitaris i els àtoms enllaçats a l'àtom central per definir la disposició electrònica. Els parells solitaris i els enllaços múltiples produeixen repulsions més grans que comprimeixen els angles d'enllaç restants. La teoria de l'enllaç de valència descriu els enllaços covalents a través del recobriment frontal o lateral d'orbitals atòmics. La teoria d'orbitals moleculars deslocalitza els electrons per tota l'espècie i explica directament el paramagnetisme. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 13.

Quin tipus d'hibridació correspon a un àtom central amb un nombre estèric de 4? 14. Quina limitació del model de Lewis soluciona la teoria dels orbitals moleculars respecte a les propietats magnètiques? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 15. Quina és la disposició electrònica d'un àtom central amb un nombre estèric igual a 5? Nombre estèric 2 Disposició lineal (180°) Nombre estèric 3 Plana trigonal (120°) Nombre estèric 4 Tetraèdrica (109,5°) Nombre estèric 5 Bipiràmide trigonal (90° i 120°) Nombre estèric 6 Octaèdrica (90°) Plana trigonal a) Tetraèdrica b) Bipiràmide trigonal c) Octaèdrica d) Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 8 16.

Quin factor genera una repulsió més forta segons el model RPECV? 17. Com es produeix el recobriment d'orbitals en un enllaç de tipus lateral? 18. Quin comportament magnètic indica la presència d'electrons desaparellats segons la TOM? 3 Enllaç iònic, metàl·lic i forces intermoleculars EN ACABAR SABRÀS Identificar la naturalesa no molecular dels sòlids iònics i el model metàl·lic del mar d'electrons. Reconèixer les condicions necessàries per a la formació de ponts d'hidrogen intra i intermoleculars. Classificar les forces de Van der Waals i relacionar la polaritzabilitat amb el volum molecular.

PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 19 Per què el gas heli es pot arribar a liquar si els seus àtoms són completament neutres i apolars? Quan la diferència d'electronegativitat entre dos elements és molt acusada, la polaritat de l'enllaç esdevé extrema. Aquest cas límit constitueix l'enllaç iònic, en què es produeix una cessió electrònica formal de manera que ambdós ions adquireixen capes de valència completes, unint-se per atracció electrostàtica. PER RECORDAR-HO En l'estat sòlid, espècies com el NaCl formen una xarxa tridimensional coordinada on cada ió s'envolta d'ions de signe contrari. Per això, la fórmula empírica expressa només una proporció i no una molècula aïllada.

Un enllaç simple perifèric a) Un enllaç covalent apolar b) Un orbital buit adjacent c) Un parell solitari a l'àtom central d) Entre orbitals perpendiculars a l'eix internuclear a) Per cessió total d'electrons entre ions b) Al llarg de l'eix internuclear c) Mitjançant la fusió dels nuclis atòmics d) Diamagnetisme a) Paramagnetisme b) Ferroelectricitat c) Polaritat permanent d) Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 9 L'enllaç metàl·lic Els metalls posseeixen propietats físiques característiques com la lluïssor, la conducció tèrmica i elèctrica i la facilitat de deformació mecànica en fils o làmines.

Aquestes propietats s'expliquen mitjançant el model del mar d'electrons, que descriu el metall com una xarxa cristal·lina de cations immersa en un conjunt d'electrons deslocalitzats que es mouen lliurement. COMPROVA-HO 20 Què representa realment una fórmula empírica com NaCl en un compost iònic sòlid? Forces intermoleculars Les forces intermoleculars mantenen unides les molècules de les substàncies covalents. Són les responsables directes de propietats físiques com el punt d'ebullició, el punt de fusió, la tensió superficial o la calor específica. ESQUEMA Tipus de forces intermoleculars 1.

Enllaç per pont d'hidrogen Constitueix una interacció especialment intensa d'atracció electrostàtica que presenta en certa mesura un caràcter covalent parcial. Perquè es pugui formar cal complir dos requisits: Aquesta interacció pot ser intermolecular o intramolecular. Explica valors anormalment alts de fusió i ebullició, la presència d'aigua líquida a temperatures ordinàries essencial per a la vida, i la unió de les dues cadenes polinucleotídiques en l'estructura de l'ADN.

A més, fa que els gasos que en formen no es Pont d'hidrogen Interacció forta amb H unit a F, O o N Forces de Van der Waals Interaccions electrostàtiques i de dispersió Dipol permanent - dipol permanent Atracció entre molècules polars Dipol permanent - dipol induït Polarització forçada per una altra molècula Forces de London Dipols instantanis per moviment electrònic Un àtom d'hidrogen enllaçat covalentment a un àtom molt electronegatiu i reduït (F, O o N), fet que el deixa intensament despullat de densitat electrònica. 1 Un àtom electronegatiu petit d'una molècula veïna (o de la mateixa cadena) que aporti parells solitaris als quals pugui aproximar-se l'hidrogen.

2 Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 10 comportin com a gasos ideals. 2. Forces de Van der Waals Són interaccions més febles que engloben tres tipus d'atraccions: Dipol permanent - dipol permanent: atracció electrostàtica entre molècules que tenen polaritat permanent. Dipol permanent - dipol induït: un dipol fix indueix una separació temporal de càrregues en una molècula propera. Forces de London (dipols instantanis - dipols induïts): causades pel moviment aleatori dels electrons a les molècules apolars. Aquests dipols instantanis indueixen dipols en els veïns i fan possible la condensació de gasos nobles com l'heli o el neó.

Les forces de Van der Waals creixen clarament amb l'augment del volum molecular. Una molècula més grossa té un núvol electrònic més gran i difús, per la qual cosa és més polaritzable. En hidrocarburs saturats, tot i que cada contacte individual és feble, la suma d'un nombre elevat d'enllaços de London a distàncies curtes permet mantenir les molècules unides amb una gran solidesa. ERROR FREQÜENT No s'han d'atribuir els ponts d'hidrogen a qualsevol hidrogen d'una molècula. Només intervenen aquells àtoms d'hidrogen units directament a fluor, oxigen o nitrogen; els units al carboni no tenen prou polarització per establir aquest enllaç.

COMPROVA-HO 21 Quins són els dos requisits necessaris per formar un pont d'hidrogen? IDEES CLAU L'enllaç iònic s'estableix per transferència electrònica i atracció electrostàtica en xarxes tridimensionals no moleculars. El model del mar d'electrons explica la conductivitat elèctrica i la mal·leabilitat pròpies dels metalls. Els ponts d'hidrogen exigeixen la presència de F, O o N i determinen les propietats anòmales de l'aigua i l'estabilitat de l'ADN. Les forces de London augmenten amb el volum i la polaritzabilitat del núvol electrònic de les molècules. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 22. Per què les forces de London augmenten amb la mida de la molècula? 23.

Com descriu el model del mar d'electrons l'estructura d'un metall? Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 11 Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 24. Quins tres elements permeten la formació d'enllaços per pont d'hidrogen? 25. Com s'anomena la força establerta pel moviment aleatori dels electrons en molècules apolars? 26. Quin compost presenta una xarxa tridimensional on la fórmula representa només una proporció? 27. Quina propietat biològica clau depèn directament dels ponts d'hidrogen segons els continguts?

4 Formulari Model de Lewis i càrrega formal Fórmula o procediment Significat dels termes Aplicació : electrons de valència de l'àtom lliure; : electrons solitaris; : electrons compartits en enllaços. Determinació de càrregues formals per triar l'estructura de Lewis més favorable.

Fluor, oxigen i nitrogen a) Carboni, hidrogen i oxigen b) Clor, brom i iode c) Sodi, potassi i clor d) Dipol permanent - dipol permanent a) Enllaç iònic b) Enllaç covalent polar c) Forces de dispersió de London d) Ne a) NaCl b) H2O c) He d) La formació de dipols instantanis al gas heli a) La unió de les dues cadenes d'ADN b) La volatilitat dels hidrocarburs saturats c) La conducció en el mar d'electrons d) CF = e val (e + no enlla ants ç e ) 2 1 enlla ants ç e val e no enlla ants ç e enlla ants ç Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 12 Fórmula o procediment Significat dels termes Aplicació Algorisme d'estructures de Lewis Comptar totals Esquelet amb enllaços simples (central menys electronegatiu) Completar octets terminals Assignar sobrants al central Enllaços múltiples si no arriba a l'octet Minimitzar càrregues formals.

Obtenció sistemàtica de l'estructura de Lewis de qualsevol molècula o ió poliatòmic. Nombre de parells electrònics compartits entre dos àtoms (1 per simple, 2 per doble, 3 per triple). Quantificació de la multiplicitat de l'enllaç covalent. Geometria molecular i model RPECV Fórmula o procediment Significat dels termes Aplicació NE: nombre estèric de l'àtom central; suma de dominis enllaçants i no enllaçants. Predicció de la distribució electrònica i de la hibridació de l'àtom central. Assignació d'hibridació i disposició ideal segons el NE : Lineal ( , sp) : Plana trigonal ( , ) : Tetraèdrica ( , ) : Bipiràmide trigonal ( , ) : Octaèdrica ( , ).

Deducció de la geometria de dominis abans de considerar la distorsió per parells solitaris. Errors típics Error freqüent Correcció conceptual Expandir l'octet en àtoms del segon període (C, N, O, F). Els elements del 2n període tenen un màxim estricte de 8 electrons per absència d'orbitals d; només a partir del 3r període poden allotjar fins a 18 electrons. Confondre la geometria dels dominis electrònics amb la geometria molecular. La disposició compta tots els dominis (enllaçants i solitaris); la geometria molecular descriu exclusivament la posició dels nuclis atòmics. Assignar enllaços per pont d'hidrogen a qualsevol hidrogen.

L'hidrogen ha d'estar unit directament a un àtom molt electronegatiu i petit (F, O o N) i interaccionar amb un parell solitari d'un altre àtom F, O o N. e Ordre d'enlla = ç nombre de parells e enlla ants ç NE = parells solitaris + toms units al central a ˋ NE = 2 180 NE = 3 120 sp2 NE = 4 109,5 sp3 NE = 5 90 /120 dsp3 NE = 6 90 d sp 2 3 Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 13 Solucions de les preguntes de repàs 1. Perquè omplir els orbitals de valència s i p fins a sumar vuit electrons proporciona una configuració isoelectrònica amb la dels gasos nobles, que és altament estable. 2.

En l'enllaç apolar els dos àtoms tenen la mateixa electronegativitat i atreuen els electrons per igual; en el polar, la diferència d'electronegativitat fa que l'àtom més atraient adquireixi una càrrega parcial negativa. 3. Significa que presenten distribucions de càrrega o enllaços diferents i, per tant, la seva contribució a la molècula real no és igual; la més estable té un pes superior. 4. Perquè el fòsfor pertany al 3r període i disposa d'orbitals d buits accessibles energèticament, mentre que el nitrogen (2n període) només disposa dels orbitals s i p, amb una capacitat màxima de 8 electrons. 5.

Es prioritzen les estructures que tinguin els valors de càrrega formal més propers a zero i la mínima separació de càrregues, situant les càrregues negatives en els àtoms més electronegatius. 6. b) 8 electrons. Els elements del segon període només tenen orbitals 2s i 2p disponibles, amb capacitat per a un màxim estricte de 8 electrons. 7. c) Nombre de parells d'electrons enllaçants. L'ordre d'enllaç correspon al nombre de parells electrònics compartits entre els dos àtoms enllaçats. 8. c) Radicals. Un radical té un nombre imparell d'electrons, per la qual cosa manté electrons desaparellats i una gran reactivitat. 9. d) L'àtom menys electronegatiu o més voluminós.

La posició central l'ocupa habitualment l'element amb menor electronegativitat o amb més volum atòmic. 10. Perquè l'oxigen té dos parells d'electrons solitaris que repel·leixen els parells enllaçants i forcen una geometria angular derivada del tetraedre. 11. Perquè els parells solitaris estan lligats a un sol nucli, ocupen més volum prop del centre i repel·leixen amb més força els parells enllaçants veïns. 12. L'enllaç frontal se superposa sobre l'eix internuclear, mentre que l'enllaç lateral es produeix per solapament d'orbitals orientats perpendicularment a aquest eix. 13. Correspon a una hibridació sp³ amb una disposició electrònica tetraèdrica. 14.

Explica el paramagnetisme de les espècies químiques mitjançant l'ocupació d'orbitals moleculars amb electrons desaparellats. 15. c) Bipiràmide trigonal. Un nombre estèric de 5 genera una disposició de bipiràmide trigonal, associada a la hibridació dsp³. 16. d) Un parell solitari a l'àtom central. Els parells solitaris es troben més a prop de l'àtom central i provoquen més repulsió que els parells enllaçants. 17. a) Entre orbitals perpendiculars a l'eix internuclear. L'enllaç lateral resulta de la superposició d'orbitals atòmics que se situen perpendicularment a l'eix dels nuclis. 18. b) Paramagnetisme.

Les substàncies amb electrons desaparellats en els seus orbitals moleculars manifesten paramagnetisme. 19. Pel moviment aleatori dels seus electrons, que origina dipols instantanis i forces de dispersió de London suficients a baixes temperatures. Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 14 20. No representa una molècula aïllada, sinó la proporció numèrica exacta d'ions positius i negatius ordenats en una xarxa tridimensional infinita. 21. Tenir un hidrogen enllaçat directament a F, O o N i la presència d'un àtom petit i molt electronegatiu amb parells solitaris disponibles. 22.

Perquè un volum molecular superior conté més electrons que es troben més lluny del nucli, de manera que el núvol és més polaritzable i forma dipols instantanis amb més facilitat. 23. La descriu com una xarxa ordenada de cations fixos envoltada per un conjunt d'electrons de valència deslocalitzats i en moviment lliure. 24. a) Fluor, oxigen i nitrogen. El fluor, l'oxigen i el nitrogen són àtoms petits i summament electronegatius, condició indispensable per establir ponts d'hidrogen. 25. d) Forces de dispersió de London. Les forces de London sorgeixen de dipols instantanis deguts a les fluctuacions dels electrons, que indueixen dipols veïns. 26. b) NaCl.

El NaCl és un sòlid iònic organitzat en una xarxa infinita de cations i anions, no format per molècules discretes. 27. b) La unió de les dues cadenes d'ADN. Les dues cadenes polinucleotídiques que formen l'ADN es mantenen unides mitjançant ponts d'hidrogen. Enllaç químic: Lewis, RPECV i forces intermoleculars 15