ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΕΣ ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΣΤΗ ΓΕΝΙΚΗ ΚΑΙ ΑΝΟΡΓΑΝΗ ΧΗΜΕΙΑ (ΦΥΕ 12) Ονοματεπώνυμο Φοιτητή: Αριθμός Μητρώου: ΑΚΑΔΗΜΑΪΚΟ ΕΤΟΣ 2006 2007 Ημερομηνία εξετάσεων: 14 Ιουλίου 2007 ΓΕΝΙΚΕΣ ΟΔΗΓΙΕΣ Διαβάστε με προσοχή το κάθε θέμα και αποσαφηνίστε ποιο ακριβώς είναι το ζητούμενο. Με βάση τα δεδομένα του θέματος, αλλά και αυτά που πρέπει μόνοι σας να πάρετε από πίνακες, εξισώσεις και σχήματα του βιβλίου σας, καταστρώστε την ακολουθητέα πορεία επίλυσης της άσκησης. Οι απαντήσεις σε όλα τα θέματα θα συνοδεύονται απαραίτητα από μια σχετική αιτιολόγηση. Απαντήσεις χωρίς αιτιολόγηση ή απλή παραπομπή σε ενότητες, σχήματα και πίνακες του βιβλίου δεν λαμβάνονται υπ όψιν. Γράφετε ευανάγνωστα, καθαρά και κατά το δυνατόν ορθογραφημένα, διατυπώνοντας τις σκέψεις με τρόπο απλό, κατανοητό και συγχρόνως μεστό. Όπου ζητείται αναγραφή χημικών εξισώσεων θα πρέπει οι χημικές οντότητες να συνοδεύονται από ενδείξεις φυσικής κατάστασης [π.χ. (g), (s), (aq)] Όποια δεδομένα χρειάζεστε για τη λύση των ασκήσεων (φυσικές σταθερές, συντελεστές μετατροπής, ατομικά βάρη κ.λπ.), μπορείτε να τα πάρετε από τα βιβλία σας, εκτός αν είναι ζητούμενα. Λάβετε υπ όψιν τα παροράματα (διορθωτέα) που υπάρχουν στα βιβλία σας και χρησιμοποιήστε τις διορθωμένες εκφράσεις, τιμές, λύσεις κ.λπ. Στα αριθμητικά προβλήματα, δώστε προσοχή στο σύστημα μονάδων, στα σημαντικά ψηφία, στον εκθετικό συμβολισμό, στο στρογγύλεμα των αριθμητικών αποτελεσμάτων και στη συνέπεια ως προς τις διαστάσεις των μεγεθών (ελέγξετε στο τέλος πόσο λογικό είναι το αποτέλεσμα στο οποίο καταλήξατε). Χρησιμοποιήστε για πρόχειρο τις τελευταίες σελίδες του επίσημου φυλλαδίου των εξετάσεων. Τα δέκα θέματα είναι ισότιμα μεταξύ τους. ΚΑΛΗ ΕΠΙΤΥΧΙΑ
ΘΕΜΑ 1 Από τη θέση και μόνο που έχουν τα στοιχεία με Ζ = 25, 33, 57 και 81 στον Π.Π. (ομάδα και περίοδος στην οποία ανήκουν), βρείτε την ηλεκτρονική δομή του φλοιού σθένους των στοιχείων αυτών. (Προσοχή!!! Οποιαδήποτε άλλη μέθοδος, εκτός της υποδεικνυόμενης, απορρίπτεται) Ζ = 25 Mn : Περίοδος 4, Ομάδα 7Β 7 ηλεκτρόνια σθένους. Στοιχείο του τομέα d τα δύο e σθένους βρίσκονται στο τροχιακό 4s (Περίοδος 4) και τα υπόλοιπα πέντε e στο τροχιακό 3d ηλεκτρονική δομή του φλοιού σθένους του Mn: 3d 5 4s 2 Ζ = 33 As : Περίοδος 4, Ομάδα 5A 5 ηλεκτρόνια σθένους. Στοιχείο του τομέα p τα δύο e σθένους βρίσκονται στο τροχιακό 4s (Περίοδος 4) και τα υπόλοιπα τρία e στο τροχιακό 4p ηλεκτρονική δομή του φλοιού σθένους του As: 4s 2 4p 3 Ζ = 57 La : Περίοδος 6, Ομάδα 3Β 3 ηλεκτρόνια σθένους. Στοιχείο του τομέα d τα δύο e σθένους βρίσκονται στο τροχιακό 6s (Περίοδος 6) και το τρίτο e στο τροχιακό 5d ηλεκτρονική δομή του φλοιού σθένους του La: 5d 1 6s 2 Ζ = 81 Tl : Περίοδος 6, Ομάδα 3A 3 ηλεκτρόνια σθένους. Στοιχείο του τομέα p τα δύο e σθένους βρίσκονται στο τροχιακό 6s (Περίοδος 6) και το τρίτο e στο τροχιακό 6p ηλεκτρονική δομή του φλοιού σθένους του Tl: 6s 2 6p 1 ΘΕΜΑ 2 Με βάση τα ακόλουθα δεδομένα υπολογίστε τη δεύτερη ηλεκτρονική συγγένεια (ΗΣ 2 ) του οξυγόνου: Η ενέργεια πλέγματος του Na 2 O(s) είναι +2570 kj/mol. Η ενθαλπία σχηματισμού του Na 2 O(s) είναι 412 kj/mol. Η ενέργεια εξάχνωσης του Na(s) είναι +108 kj/mol. Η ενέργεια πρώτου ιοντισμού του Na(g) είναι +496 kj/mol. Η ενέργεια διάσπασης του δεσμού O O είναι +494 kj/mol. Η πρώτη ηλεκτρονική συγγένεια του οξυγόνου είναι 141 kj/mol. Εργαζόμαστε όπως στο Παράδειγμα 4.2 (2/29). Ο μοναδικός άγνωστος εδώ είναι το ΗΣ 2. Αναλύουμε την αντίδραση του Na(s) με το Ο 2 (g) στα ακόλουθα στάδια: Εξάχνωση: 2Na(s) 2Na(g) Διάσπαση: ½Ο 2 (g) Ο(g) Ιοντισμός: 2Na(g) 2Na + (g) + 2e ΔΗ 1 = +2(108) kj ΔΗ 2 = +494/2 = +247 kj ΔΗ 3 = +2(496) kj
1η Ηλεκτρονική συγγένεια: Ο(g) + e Ο (g) ΔΗ 4 = 141 kj 2η Ηλεκτρονική συγγένεια: Ο (g) + e Ο 2 (g) ΔΗ 5 = ; 2Na + (g) + O 2 (g) Na 2 Ο(s) 2Na(s) + ½ Ο 2 (g) Na 2 Ο(s) ΔΗ 6 = ενέργεια πλέγματος = 2570 kj ΔΗ συνολική = 412 kj Σύμφωνα με το Νόμο του Hess, θα έχουμε: ΔH συνολική = ΔH 1 + ΔH 2 + ΔH 3 + ΔH 4 + ΔH 5 + ΔH 6 ΔH 5 = ΔH συνολική ΔH 1 ΔH 2 ΔH 3 ΔH 4 ΔH 6 = ( 412 216 247 992 + 141 + 2570) kj = +844 kj ΗΣ 2 = +844 kj/mol (αφού αναφέρεται σε 1 mol ιόντων Ο ) ΘΕΜΑ 3 Το στερεό ιώδιο διαλύεται σε διάλυμα ΚΙ. Αυτό οφείλεται στο σχηματισμό του ιόντος τριιωδιδίου, Ι 3. (α) Βρείτε τη γεωμετρία του ιόντος Ι 3. (β) Περιγράψτε το σχηματισμό των δεσμών στο Ι 3 με βάση τη θεωρία του δεσμού σθένους. Ι Ι Ι (α) Η δομή Lewis του ιόντος Ι 3 (22 ηλεκτρόνια σθένους ή 11 ηλεκτρονικά ζεύγη, ΗΖ) είναι Γύρω από το κεντρικό άτομο Ι υπάρχουν συνολικά 5 ΗΖ (2 δεσμικά και 3 μονήρη) γεωμετρία ΗΖ = τριγωνική διπυραμίδα, γεωμετρία μορίου γραμμική (ΕΑ 4.9, 6/26 και Πιν 4.6, 2/88). (β) Το κεντρικό άτομο Ι στο ιόν Ι 3 έχει γύρω του 2 απλούς δεσμούς και 3 μονήρη ζεύγη ηλεκτρονίων (συνολικά 5 ζεύγη ηλεκτρονίων, μόριο του γενικού τύπου ΑΒ 2 Ε 3 ). Αυτό υποδηλώνει sp 3 d υβριδισμό για το κεντρικό Ι. Καθένα από τα δύο τερματικά άτομα Ι έχει δομή φλοιού σθένους 5s 2 5p 5, δηλαδή κάθε άτομο Ι διαθέτει ένα ημικατειλημμένο τροχιακό p. Έτσι, κάθε δεσμός Ι Ι σχηματίζεται με επικάλυψη ενός sp 3 d υβριδικού τροχιακού του κεντρικού ατόμου Ι με το ημικατειλημμένο τροχιακό 5p ενός τερματικού ατόμου Ι. ΘΕΜΑ 4 Το μονοσθενές ανιόν του διοξυγόνου ή ιόν του σουπεροξειδίου, Ο 2 απαντάται σε ενώσεις με αλκαλιμέταλλα (π.χ. ΚΟ 2, RbO 2 ).
Το κατιόν του διοξυγόνου, Ο 2 + απαντάται σε ιοντικές ενώσεις, όπως O 2 PtF 6 και O 2 AsF 6. Σε ποιο από τα δύο ιόντα του διοξυγόνου ο δεσμός οξυγόνο οξυγόνο είναι ισχυρότερος; Υπόδειξη: Εφαρμόστε τη θεωρία των μοριακών τροχιακών. Το ιόν Ο 2 θα έχει βασικά το ίδιο διάγραμμα μοριακών τροχιακών με το ουδέτερο μόριο Ο 2 (Σχ 5.18, 2/138), συν ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο, ενώ το κατιόν Ο 2 + θα έχει ένα ηλεκτρόνιο λιγότερο από το Ο 2. Έτσι θα έχουμε τις ακόλουθες ηλεκτρονικές δομές σθένους και τάξεις δεσμού: Ηλεκτρόνια σθένους στο Ο 2 : (2 6) +1 = 13 Διάταξη ηλεκτρονίων σθένους του Ο 2 : (σ 2s ) 2 (σ * 2s) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p) 3 Τάξη δεσμού στο Ο 2 : ½ (8 5) = 1,5 Ηλεκτρόνια σθένους στο Ο 2 + : (2 6) 1 = 11 Διάταξη ηλεκτρονίων σθένους του Ο 2 + : (σ 2s ) 2 (σ * 2s) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p) 1 Τάξη δεσμού στο Ο 2 + : ½ (8 3) = 2,5 Ο δεσμός ανάμεσα σε δύο όμοια άτομα είναι τόσο πιο ισχυρός όσο μεγαλύτερη είναι η τάξη του. Αυτό σημαίνει ότι ισχυρότερο δεσμό οξυγόνο οξυγόνο έχουμε στο κατιόν Ο 2 +. ΘΕΜΑ 5 Να υπολογισθεί η σταθερά ιοντισμού του πρωτολυτικού δείκτη HIn από τα εξής δεδομένα: (α) Το διάλυμα αλλάζει χρώμα όταν ο δείκτης μετατραπεί κατά το ¼ στην ιοντική μορφή και (β) Η χρωματική αλλαγή γίνεται σε ph = 5,80 Σε αναλογία με το Πρδ. 8.5 (3/101), για τον δείκτη HIn έχουμε: HΙn((aq) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + In (aq) K a + [H3O ][In ] = [HIn] Βρίσκουμε τη συγκέντρωση [H 3 O + ] που αντιστοιχεί σε ph =5,80: ph = 5,80 [H 3 O + ] = 1,0 10 5,80 = 1,58 10 6 M Έστω C η αρχική συγκέντρωση του δείκτη ΗIn. Μετατροπή του δείκτη HIn κατά το ¼ στην ιοντική του μορφή σημαίνει συγκεντρώσεις [In ] = C / 4 και [HIn] = C (C / 4) Έτσι, με αντικατάσταση αυτών των συγκεντρώσεων στην έκφραση της Κ α προκύπτει: K a 6 6 (1,58 10 ) C / 4 1,58 10 = = = 5,3 10 1 3 C 1 4 7
ΘΕΜΑ 6 Βρείτε την κατεύθυνση προς την οποία είναι μετατοπισμένη η σταθερά της ακόλουθης ισορροπίας και υπολογίστε την τιμή της σταθεράς Κ της ισορροπίας CH 3 COOH(aq) + NO 2 (aq) CH 3 COO (aq) + HNO 2 (aq) Πρόκειται για ισορροπία οξέων βάσεων. Γνωρίζουμε ότι η θέση μιας τέτοιας ισορροπίας ευνοεί το σχηματισμό του ασθενέστερου οξέος και της ασθενέστερης βάσεως (3/42). Επειδή πρακτικά αρκεί η σύγκριση των οξέων, συγκρίνουμε ως προς την ισχύ τους τα οξέα CH 3 COOH και HNO 2. Σύμφωνα με τον Πιν 7.3 (3/40), το CH 3 COOH είναι ασθενέστερο από το HNO 2 και έτσι η παραπάνω ισορροπία είναι μετατοπισμένη προς τα αριστερά. [CH3COO ][HNO 2] Η σταθερά ισορροπίας Κ εκφράζεται από τη σχέση K = [CH COOH][NO ] 3 2 Για τις διαστάσεις των οξέων CH 3 COOH και HNO 2 έχουμε τις ακόλουθες ισορροπίες και σταθερές διαστάσεως: CH 3 COOH(aq) + Η 2 Ο( ) CH 3 COO (aq) + H 3 Ο + (aq) K α 1 + [CHCOO 3 ][HO 3 ] = = 1,8 10 [CH COOH] 3 5 HNO 2 (aq) + Η 2 Ο( ) NO 2 (aq) + H 3 Ο + (aq) K α 2 + [ ΝO 2 ][H3O ] = = 4,5 10 [HΝO ] 2 4 Αν στην έκφραση της σταθεράς Κ, πολλαπλασιάσουμε αριθμητή και παρονομαστή επί [Η 3 Ο + ] και τροποποιήσουμε το κλάσμα, εύκολα διαπιστώνουμε ότι η Κ ισούται με το πηλίκον Κ α1 / Κ α2. (Ακριβώς το ανάλογο έχουμε στον προσδιορισμό των σταθερών ισορροπίας διάλυσης άλατος, λόγω σχηματισμού συμπλόκου. Βλ. Πρδ 8.12, 3/142). Έχουμε λοιπόν: Κ = Κ α1 / Κ α2 = (1,8 10 5 ) / (4,5 10 4 ) = 4,0 10 2 ή 0,040 ΘΕΜΑ 7 Ένας φοιτητής, το 1895, παρασκεύασε τρεις ενώσεις εντάξεως που περιείχαν χρώμιο, με τις ακόλουθες ιδιότητες: Τύπος Χρώμα Ιόντα Cl στο διάλυμα ανά τυπική μονάδα (i) CrCl 3 6H 2 O βιολετί 3 (ii) CrCl 3 6H 2 O πράσινο 2 (iii) CrCl 3 6H 2 O πράσινο ανοικτό 1 (α) Γράψτε σύγχρονους τύπους για τις τρεις αυτές ενώσεις και (β) υποδείξτε μια μέθοδο για την πιστοποίηση του αριθμού των ιόντων Cl ανά τυπική μονάδα που υπάρχουν στο διάλυμα σε κάθε περίπτωση. (Δεχθείτε ότι και τα τρία σύμπλοκα ιόντα έχουν οκταεδρική γεωμετρία)
Προφανώς, και οι τρεις ενώσεις έχουν ως κεντρικό μεταλλικό ιόν το Cr 3+. Οκταεδρική γεωμετρία σημαίνει ότι ο αριθμός ένταξης (α.ε.) του Cr 3+ είναι 6. Έτσι, όπως και στη Δραστηριότητα 12.1 θα έχουμε: (α) (i) CrCl 3 6H 2 O : Εφόσον διαπιστώνονται 3 ιόντα Cl ανά τυπική μονάδα ενώσεως, αυτά θα βρίσκονται στην εξωτερική σφαίρα του συμπλόκου. Στην εσωτερική σφαίρα, συνδεδεμένα άμεσα με το μεταλλικό ιόν Cr 3+ θα βρίσκονται τα 6 μόρια Η 2 Ο. Έτσι, ο σύγχρονος τύπος του συμπλόκου (τύπος κατά Werner) είναι [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3. (ii) CrCl 3 6H 2 O : Στην εξωτερική σφαίρα αυτού του συμπλόκου θα έχουμε 2 ιόντα Cl. Στην εσωτερική σφαίρα, συνδεδεμένα άμεσα με το μεταλλικό ιόν Cr 3+ θα υπάρχουν πάλι 6 υποκαταστάτες, αφού ο α.ε. δεν αλλάζει. Αυτοί θα είναι 1 ιόν Cl και 5 μόρια Η 2 Ο. Το έκτο μόριο Η 2 Ο θα βρίσκεται υποχρεωτικά στην εξωτερική σφαίρα του συμπλόκου. Έτσι, ο σύγχρονος τύπος του συμπλόκου (τύπος κατά Werner) είναι [Cr(H 2 O) 5 Cl]Cl 2 H 2 O (iii) CrCl 3 6H 2 O : Σκεπτόμενοι ανάλογα όπως στο (β), βρίσκουμε ότι ο σύγχρονος τύπος της ένωσης αυτής είναι [Cr(H 2 O) 4 Cl 2 ]Cl 2H 2 O (β) Για την πιστοποίηση του αριθμού των ιόντων Cl ανά τυπική μονάδα που υπάρχουν στο διάλυμα σε κάθε περίπτωση, εφαρμόζουμε τη μέθοδο που περιγράφεται στην Ε 12.1 (5/106). Δηλαδή, χρησιμοποιούμε περίσσεια διαλύματος AgNO 3, οπότε στην περίπτωση (α) καταβυθίζονται 3 mol AgCl στη (β) 2 mol AgCl και στη (γ) 1 mol AgCl ανά mole CrCl 3 6H 2 O κάθε φορά. ΘΕΜΑ 8 Τοποθετήστε τα ιόντα που υπάρχουν στις ακόλουθες ιοντικές ενώσεις κατά σειρά αυξανόμενης ακτίνας: CaCl 2, K 2 S και Mg 3 P 2 Τα ιόντα που υπάρχουν στις δεδομένες ενώσεις είναι: CaCl 2 (Ca 2+, Cl ) K 2 S (K +, S 2 ) Mg 3 P 2 (Mg 2+, P 3 ), Από τη θέση των ατόμων στον Π.Π. και το ιοντικό φορτίο, διαπιστώνουμε ότι τα ιόντα Ca 2+, Cl, K +, S 2 και P 3 είναι ισοηλεκτρονικά (το καθένα έχει 18 ηλεκτρόνια και τη δομή του αργού, [Αr]). Σε μια σειρά ισοηλεκτρονικών χημικών ειδών, το μέγεθος καθορίζεται από το πυρηνικό φορτίο. Τα χημικά είδη με το μεγαλύτερο πυρηνικό φορτίο (ατομικό αριθμό) είναι τα μικρότερα σε μέγεθος, ενώ αυτά που έχουν το μικρότερο πυρηνικό φορτίο είναι τα μεγαλύτερα σε μέγεθος (Πρδ 3.6, 1/167). Επίσης, από τα ιόντα της Ομάδας 2Α, Mg 2+ και Ca 2+, μικρότερο είναι το ιόν Mg 2+ γιατί βρίσκεται πάνω από το ιόν Ca 2+ στον Π.Π. (Πρδ 3.5, 1/166). Έτσι, η ζητούμενη σειρά είναι 12 Mg 2+ < 20 Ca 2+ < 19 K + < 17 Cl < 16 S 2 < 15 P 3
ΘΕΜΑ 9 Η αμμωνία αντιδρά με οξυγόνο παρουσία μίγματος καταλυτών λευκοχρύσου ροδίου και δίνει μονοξείδιο του αζώτου, ΝΟ. Πόσα γραμμάρια οξυγόνου απαιτούνται για να ληφθούν 7,00 g ΝΟ από αυτή την αντίδραση; Η χημική εξίσωση είναι 4ΝΗ 3 (g) + 5O 2 (g) Δ Pd / Rh 4ΝΟ(g) + 6H 2 O(g) Σύμφωνα με αυτή τη χημική εξίσωση (4/191), η σχέση των moles O 2 και ΝΟ είναι 5 : 4, οπότε η απαιτούμενη μάζα του Ο 2, υπολογίζεται ως εξής: 1 mol NO 5 mol O 31,9988 g O 2 2 7,00 g NO = 9,331 = 9,33 g O2 30,0061 g NO 4 mol NO 1 mol O2 ΘΕΜΑ 10 Ποια είναι σωστή και ποια λάθος από τις παρακάτω προτάσεις; (α) Το ιόν Ti 2+ είναι πιο παραμαγνητικό από τα ουδέτερα άτομα Mn και As. (β) Αν το γινόμενο διαλυτότητας του PbBr 2 είναι 6,9 10 6, η γραμμομοριακή διαλυτότητα αυτού του άλατος είναι 1,2 10 2 Μ. (γ) Υδατικά διαλύματα Ba(OH) 2 και Η 2 SΟ 4 από μόνα τους άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα. Όμως η αγωγιμότητά του διαλύματος που προκύπτει από την ανάμιξη ισομοριακών ποσοτήτων αυτών πρακτικά μηδενίζεται. (δ) Το μεταλλικό μαγνήσιο είναι καλός αγωγός του ηλεκτρισμού λόγω του μικρού ενεργειακού χάσματος που χωρίζει την ταινία αγωγιμότητας από την ταινία σθένους. (ε) Από τις υδρογονούχες ενώσεις BeH 2, NH 3, H 2 SO 4 και CH 4, η μόνη για την οποία δεν είναι δυνατός ο σχηματισμός δεσμών υδρογόνου μεταξύ των μορίων της είναι το BeH 2. (α) Λάθος: Οι ηλεκτρονικές δομές των τριών χημικών οντοτήτων είναι: 22Ti: [Ar]3d 2 4s 2 Ti 2+ : [Ar]3d 2 2 ασύζευκτα e 25Mn: [Ar]3d 5 4s 2 5 ασύζευκτα e (στα d τροχιακά) 33As: [Ar]3d 10 4s 2 4p 3 3 ασύζευκτα e (στα p τροχιακά) Το άτομο Mn, με 5 ασύζευκτα ηλεκτρόνια, είναι το πιο παραμαγνητικό. (β) Σωστό: Αν s η γραμμομοριακή διαλυτότητα του PbBr 2, τότε η σχέση γινομένου διαλυτότητας (Κ sp ) και διαλυτότητας s είναι s = 3 K sp /4 (Πρδ 8.10, 3/133-134). Η εκτέλεση των πράξεων δίνει s = 1,2 10 2 Μ.
(γ) Σωστό: Τόσο το υδατικό διάλυμα του Ba(OH) 2 όσο και του Η 2 SΟ 4 άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα διότι και τα δύο αποτελούν ισχυρούς ηλεκτρολύτες. Όμως, όταν αναμίξουμε ισομοριακές ποσότητες των δύο διαλυμάτων επέρχεται πλήρης εξουδετέρωση [Ba(OH) 2 (aq) + Η 2 SΟ 4 (aq) BaSO 4 (s) + 2H 2 O( )]. Το ίζημα του BaSO 4 στο νερό δεν παρέχει σημαντικό αριθμό ιόντων και έτσι, πρακτικά, η αγωγιμότητα είναι μηδενική (8.8, 3/130, Πιν 8.5, 3/132). (δ) Λάθος: Στο μαγνήσιο η ταινία αγωγιμότητας 3p που είναι τελείως κενή εισχωρεί στο χώρο της συμπληρωμένης ταινίας 3s, δηλαδή οι δύο ταινίες, όχι μόνο δεν χωρίζονται από κάποιο ενεργειακό χάσμα, αλλά απεναντίας αλληλοεπικαλύπτονται με αποτέλεσμα στη διάθεση των ηλεκτρονίων σθένους να υπάρχουν πολλά ενεργειακά επίπεδα, τα οποία επιτρέπουν την ελεύθερη κίνηση (ροή) ηλεκτρονίων, δηλαδή ηλεκτρική αγωγιμότητα (Σχ 5.24, 2/148, παράδειγμα βηρυλλίου). (ε) Λάθος: Για να σχηματισθούν δεσμοί υδρογόνου μεταξύ των μορίων μιας ένωσης θα πρέπει αυτή να περιέχει υδρογόνο ενωμένο με άτομο ισχυρά ηλεκτραρνητικό, το οποίο να διαθέτει ταυτόχρονα και ένα τουλάχιστον μονήρες ηλεκτρονικό ζεύγος (κυρίως F, O ή N) (2/168). Τόσο στο BeH 2, όσο και στο CΗ 4 το κεντρικό άτομο (Be ή C) δεν είναι ισχυρά ηλεκτραρνητικό (κυρίως το Be) και, το σημαντικότερο, δεν διαθέτει μονήρες ηλεκτρονικό ζεύγος. Άρα, το BeH 2 δεν είναι η μόνη ένωση για την οποία είναι αδύνατος ο σχηματισμός δεσμών υδρογόνου. Στο Η 2 SΟ 4 υπάρχουν οι ομάδες ΟΗ, μεταξύ των οποίων σχηματίζονται ισχυροί δεσμοί Η. Ομοίως, μεταξύ των μορίων ΝΗ 3 είναι δυνατός ο σχηματισμός δεσμών Η (Σχ 6.7, 2/169).