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1. ENLACE QUÍMICO II
Pre–
Universitario
2022-II
5S

2. Solo se comparte un par de electrones de valencia (ev), entre
dos elementos; estos enlaces se denominan EC sigma.
Ejemplo:
4 enlaces simples

3. Se comparte 2 o 3 pares de electrones de valencia (ev)
Son 4 EC: 2 enlaces múltiples o 2 enlaces dobles.
un enlace múltiple o triple

4. Los enlaces múltiples son más cortos, presentan más energía y
son más reactivos que los enlaces simples.
Enlace Longitud de enlace
(pm)
Energía de
enlace (kJ/mol)
C – O 143 358
C = O 123 745
C ≡ O 113 1070
C – C 154 347
C = C 134 614
C ≡ C 121 839
N – N 146 160
N = N 122 418
N ≡ N 110 945
Se establece:
simple > doble > triple
Longitud de enlace
Energía de enlace
triple > doble > simple
Longitud de
enlace
Relación
inversa
Energía de
enlace
Regla General

5. A) ENLACE SIGMA (σ)
Ejemplos:
El traslape de orbitales atómicos (OA) genera Orbitales Moleculares (OM) tipo
σ: “Cuando los OA de dos átomos iguales o diferentes se superponen o
traslapan de manera frontal sobre el eje internuclear, se forma un orbital
molecular (OM) sigma”. Los OA involucrados son s, p, etc.

6. B) ENLACE PI (π)
Ejemplos:
Cuando los OA de dos átomos, iguales o diferentes, son
perpendiculares al correspondiente plano internuclear , estos se
translapan con mucha dificultad, con mayor energía, produciendo un
OM tipo π; ambos planos son mutuamente perpendiculares.
El enlace pi es de menor intensidad que el enlace sigma.

7. C H , HCN, N
2 2 2
SIMPLE
(A-B ; 1 )

SEGÚN EL # DE
PARES DE e-
COMPARTIDOS
LOS ÁTOMOS
ENLAZADOS
COMPARTEN
EJEMPLOS
MULTIPLE
DOBLE
( A=B ;
1 
, 1 )
TRIPLE
( A B ;

1 
, 2 )
1 par de e-
1 par de e-
2 pares de e-
3 pares de e-
C , H S
H4 2
C H , O , C H
6 6 2 2 4
S
H
H
.. .
.
Tiene:
* 2 enlaces simples
* 2 y 0
 
* 2 par no enlazante
..
..
O O
..
..
* 1 enlace doble
* 1 y 1
 
N N
..
..
* 1 enlace triple
* 1 y 2
 

8. Rpta: E
Dada la siguiente estructura :
Indique el número de enlaces sigma y electrones pi respetivamente
A) 12;8
B) 14;4
C) 10; 4
D)16;5
E) 14;8

9. Paso 1: Se determina el número de enlaces covalentes (EC), para
lo cual se resta el # de electrones del octeto (eo) del # de
electrones de valencia (ev).
# 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑐𝑜𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠(𝐸𝐶) =
#𝑒𝑜𝑐𝑡𝑒𝑡𝑜
− −#𝑒𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎
−
2
= (eo - ev) / 2
Paso 2: Identificar al “átomo central” (A).
a) El de menor atomicidad.
b) El de menor electronegatividad o mayor tamaño.
c) El que comparte el mayor número de enlaces.

10. Paso 3: Se escribe la estructura de Lewis, colocando el átomo
central y el resto de elementos o grupo de elementos enlazados a
éste “átomo central” A, y se denominarán grupos B. Se completa la
estructura con pares de electrones de no enlace o no enlazantes
(eNE), calculados a partir de la siguiente expresión matemática:
𝒆𝑬 + 𝒆𝑵𝑬 = 𝒆𝒗
Si el átomo central tiene pares de eNE, estos se indicarán
con la letra E por cada par; será E2 si son dos pares.
Entonces la molécula quedará configurada o clasificada
como: A Bn Em

11. # 𝐸𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 =
2 + 8 + 8 − (1 + 4 + 5)
2
= 4
# 𝐸𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 =
(2.2+8) −(2.1+6)
2
= 2
H2S
HCN
O3
# 𝐸𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 =
(3.8) −(3.6)
2
= 3
HNO3
# 𝐸𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 =
(3.8+8+2) −(3.6+5+1)
2
= 5

12. Determine la cantidad de enlaces simples, múltiples, normales y
dativos del N2O4
# 𝐸𝐶 =
2 . 8 + 4 . 8 − (2 . 5 + 4 . 6)
2
=7
𝒆 𝑬 + 𝒆𝑵𝑬 = 𝒆𝒗 2(7)+ 𝒆𝑵𝑬 = 𝟑𝟒
𝒆𝑵𝑬 = 𝟐𝟎
(10 pares)

13. 13
Estructura de Lewis del
ion nitrato (NO3
-)
# 𝐸𝐶 =
8 + 3 . 8 − (5 +3 . 6+1)
2
= 4
𝒆 𝑬 + 𝒆𝑵𝑬 = 𝒆𝒗
2(4)+ 𝒆𝑵𝑬 = 𝟐𝟒
𝒆𝑵𝑬 = 𝟏𝟔
(8 pares)
𝒆𝒗 = 𝟓 + 𝟑. 𝟔 + 𝟏 = 𝟐𝟒

14. 14
Estructura de Lewis del
ion amonio (NH4
+)
𝒆𝒗 = 𝟓 + 𝟒. 𝟏 − 𝟏 = 𝟖
# 𝐸𝐶 =
8 + 4 . 2 − (5 +4 . 1−1)
2
= 4
𝒆 𝑬 + 𝒆𝑵𝑬 = 𝒆𝒗
2(4)+ 𝒆𝑵𝑬 = 𝟖
𝒆𝑵𝑬 = 𝟎
(0 pares)

15. Se forma cuando se enlaza dos átomos del mismo elemento químico:
H-H, O-O, C-C, N-N, de tal modo que los electrones se comparten o se
distribuyen simétricamente y equitativa entre los núcleos, por lo cual,
no se forman dipolos eléctricos, siendo la diferencia de EN igual a
cero. Es el caso de:
equivale
Br2, H2, Cl2, O2, N2, F2
Rpta: C
Determine el número de enlaces covalentes polares, covalentes
coordinados y el número de electrones sin compartir en la estructura
Lewis del ácido selénico (H2SeO4) donde el átomo central cumple la regla
del octeto.
Datos: Electronegatividad: Se = 2,5 ; O = 3,5 ;H=2,1
A) 6, 2, 10
B) 4, 1, 16
C) 6, 2, 20
D) 2, 3, 20
E) 2, 6, 10

16. Rpta: D
Indique verdadero (V) o falso (F) para cada una de las proposiciones en
relación a la molécula de ácido carbónico (H2CO3)
I. Presenta 1 enlace coordinado
II. Presenta 1 enlace pi
III. Presenta 6 enlaces covalentes polares
A) VVV
B) VVF
C) VFV
D) FVF
E) FFV

17. Rpta: C
Las industrias relacionadas con actividades metalúrgicas obtienen como
productos el dióxido de azufre (SO2). Con respecto a la estructura de dicho
compuesto, seleccione el valor de verdad (V o F) de las siguientes
proposiciones.
I. Presenta un enlace dativo en su estructura.
II. Presenta dos enlaces covalentes polares.
III.No presenta enlaces simples en su estructura.
A) VVV
B) VFV
C) VVF
D) FVF
E) FFV

18. Rpta: D
Determine la(s) proposición(es) correcta(s) respecto a la estructura
del ion hidronio (H3O+).
I. Presenta 3 enlaces covalentes simples.
II. Presenta dos enlaces covalentes normales y un dativo.
III.Solo presenta dos enlaces covalentes polares.
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) I y II
E) II y III

19. Si para una especie química (molécula o ion) es posible proponer
varias formulaciones de Lewis, sin modificar el esquema de átomos o
agrupaciones de éstas que la forman, y enlazadas al átomo central,
entonces dicha especie presenta resonancia. La molécula real está
representada por un híbrido de resonancia.
La teoría nos indica que la longitud de un enlace simple es mayor
que un enlace doble; si la resonancia involucra a éstos enlaces, la
longitud de enlace será un valor intermedio de éstas longitudes de
enlace mencionadas:
O=O 1,21 Å (L1) Lreal = 1,278 Å O-O 1,48 Å (L2)

20. En las especies , en general, que poseen resonancia, los átomos que
rodean al átomo central tienen la capacidad de formar enlaces
múltiples.
Las estructuras de Lewis para especies con resonancia debe tomar
en cuenta lo siguiente:
• La posición relativa de los núcleos debe ser invariable.
• El número de enlaces debe ser el mismo en cada estructura.
• El número de electrones no enlazados debe ser constante.
híbrido
de resonancia
Ejemplo: En SO3 (trióxido de azufre)
estructuras resonantes

21. Respecto al ion nitrato, NO3
- , indique qué proposiciones son correctas,
considerando que el átomo central cumple con el octeto.
I. La especie presenta dos enlaces simples
II. Presenta un enlace covalente coordinado.
III. La especie no presenta estructuras resonantes.
Z (N=7; O=8)
A) I y II
B) solo II
C) II y III
D) solo I
E) I , II y III
Rpta: A

22. Otros ejemplos: BeBr2 , BH3, BeI2, NO, NO2 , ClO2
a) b)
c)

23. 10 e- de valencia
(octeto expandido)
12 e- de valencia
(octeto expandido)
d) e)

24. Rpta: D
Luego de realizar la estructura Lewis de las siguientes moléculas:
I. XeF2 II. N2O5 III. NO2
Seleccione las que no cumplen con la regla del octeto.
A) solo III
B) II y III
C) solo I
D) I y II
E) I y III

25. Luego de realizar la estructura de Lewis del ion sulfato, SO4
2- , donde el
átomo central presenta dos enlaces pi, indique verdadero (V) o falso (F)
según corresponda.
I. El átomo central cumple con el octeto.
II. Presenta dos enlaces coordinados.
III. Todas sus longitudes de enlace son iguales.
A) VVV
B) FVF
C) FFV
D) VVF
E) VFV
Rpta : C