ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDAES DE LAS SUSTANCIAS

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ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDAES DE LAS SUSTANCIAS PAU CyL J2009 PAU CyL S2009 PAEU CyL J2010 PAEU CyL J2010 PAEU CyL S2010 PAEU CyL S2010 PAEU CyL S2010 PAEU CyL J2011 PAEU CyL S2011 PAEU CyL S2011 PAEU CyL J2012 PAEU CyL S2012 PAEU CyL J2013 PAEU CyL S2013 PAEU CyL J2014 PAEU CyL S2014 PAEU CyL J2015 PAEU CyL J2015

PAEU CyL S2015

PAEU CyL S2015

Lewis, geometría y polaridad configuraciones y enlaces Comparación propiedades según tipo enlace Enumerar propiedades compuestos iónicos, covalentes y metálicos- Diagramas Lewis Formule o nombre… inorgánicos tipo de enlace que predomina (iónico, covalente o metálico) En función del tipo de enlace explicar por qué tipo de enlace cabe esperar en cada una de las siguientes especies químicas? NaCl, Cl2, CH4 y Fe. ciclo de Born-Haber para el CaCl2 F3 y BF4 estructura de Lewis número de oxidación del B teoría de RPECV Defina Enlace covalente, enlace iónico y enlace metálico Principio de máxima multiplicidad Explique la geometría de las siguientes moléculas: CH3Cl, NH3, BeCl2 y PCl5 Indique la polaridad de las mismas estructuras de Lewis CH4 , NH3 , SO2 , H2CO geometría cabe esperar Nombre las moléculas del apartado CCl4, H2O y H2S estructuras de Lewis y prediga la geometría molecular Ordénelos por orden creciente de su momento dipolar Explique la hibridación del átomo de O en el H2O. Explique diferencia cloruro sodio y cloro temperatura fusión. Cobre - yodo. Etano metano, … propiedades. tipo de hibridación que puede asignarse a cada uno de los átomo de C del siguiente compuesto: CH≡C–CH=CH–CH2OH …. formular orgánica

C2H6, KBr, Na, C (diamante) y NH3 Cuál es la especie conductora en estado fundido pero no en sólido, … propiedades Qué es una estructura de Lewis A qué tipo de compuestos se aplica Qué es un enlace covalente dativo Deduzca y dibuje la estructura de Lewis del trióxido de azufre momentos dipolares de las siguientes moléculas gaseosas son CF4 NH3 BF3 SO2 Interprete estos valores Justifique el tipo de hibridación empleada por el átomo central Explique la naturaleza de las fuerzas moleculares presentes en cada caso En relación con los compuestos iónicos Qué información proporciona la fórmula de un compuesto iónico Qué es la energía reticular Un sólido iónico es dúctil y maleable

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PAU CyL J2009 Lewis, geometría y polaridad Para las siguientes moléculas: H2O, NH3, CH4 y HCl indique, razonando la respuesta: a. Estructura electrónica de Lewis. (hasta 0,8 puntos) b. Geometría. (hasta 0,6 puntos) c. Polaridad. (hasta 0,6 puntos) Agua Las configuraciones electrónicas del O e H son: H (Z = 1): 1s1 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 El número de electrones de valencia es: n = 6 + 2 · 1 = 8 electrones El átomo central de oxígeno tiene 4 pares de electrones a su alrededor, siendo dos pares libres, luego la geometría es angular, con un ángulo de enlace de 104,5º. Los enlaces son polares porque el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno; la suma de los momentos dipolares no es nula, y es una molécula polar. Amoníaco Las configuraciones electrónicas del N e H son: N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3 H (Z = 1): 1s1 El número de electrones de valencia es n = 5 + 3 · 1 = 8 electrones El átomo central de nitrógeno tiene 4 pares de electrones a su alrededor, siendo uno de ellos un par libre, luego la geometría es de pirámide triangular, y el ángulo de enlace será de 107,3º. Los enlaces son polares porque el nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno; la suma de los momentos dipolares no es nula, y es una molécula polar. Metano Las configuraciones electrónicas del C e H son: C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 H (Z = 1): 1s1 El número de electrones de valencia es n = 4 + 4 · 1 = 8 electrones El átomo central de carbono tiene 4 pares de electrones a su alrededor, luego la geometría es tetraédrica, y el ángulo de enlace será de 109,5º. El átomo de carbono está en el centro del tetraedro y los cuatro hidrógenos en los vértices. Los enlaces son polares porque el carbono es más electronegativo que el hidrógeno; la suma de los momentos dipolares es igual a cero, y es una molécula apolar. Cloruro de hidrógeno Las configuraciones electrónicas del Cl e H son: Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 H (Z = 1): 1s1 El número de electrones de valencia es n = 7 + 1 = 8 electrones El átomo cloro tiene 4 pares de electrones a su alrededor, de los que solamente un par es enlazante. La geometría es lineal. El enlace es polar porque el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y por ello la molécula es polar.

·· Cl ··

H

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PAU CyL S2009 configuraciones y enlaces Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 13 y 35, respectivamente, indique justificándolo: a) La configuración electrónica ordenada de cada uno de ellos. b) La naturaleza de los enlaces de los compuestos que responden a: A-C; B-B; C-C. c) Enuncie el principio de máxima multiplicidad de Hund. A (z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 B (z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 C (z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 b) El elemento A es un metal alcalino, el potasio. El elemento B es un metal del grupo IIIA, el aluminio y el elemento C es un no metal halógeno, el bromo. El enlace A-C es un enlace iónico entre un metal y un no metal. El enlace B-B es un enlace metálico y el enlace C-C es un enlace covalente. c) El principio de máxima multiplicidad o de Hund dice que: cuando los electrones ocupan orbitales de idéntica energía, degenerados, se distribuyen en el mayor número de orbitales posibles. Al llenar de electrones orbitales de energías equivalentes, antes de aparearse los electrones en un mismo orbital, debe pasarse por la situación en la que todos los orbitales del mismo subnivel estén semillenos o semiocupados, de forma que sus espines estén desapareados.

PAEU CyL J2010 Comparación propiedades según tipo enlace BLOQUE B1 General Razone si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos: a) Los metales son buenos conductores de la corriente eléctrica y del calor. b) Los sólidos covalentes moleculares tienen puntos de fusión y ebullición elevados. c) Todos los compuestos iónicos, disueltos en agua, son buenos conductores de la corriente eléctrica. d) Los compuestos covalentes polares son solubles en disolventes polares. a) Verdadero. Los metales en estado sólido están formados por una red de átomos bañada en una nube de electrones libres, que conducen la intensidad de la corriente eléctrica y propagan el calor. b) Falso. Los sólidos covalentes moleculares, fósforo, yodo, tienen temperaturas de fusión y ebullición bajas debido a la débil interacción entre las moléculas. c) Verdadero. Al disolver un compuesto iónico se liberan iones que conducen la intensidad de la corriente eléctrica. d) Verdadero. Por que se producen interacciones entre cargas opuestas del la molécula y el disolvente.

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PAEU CyL J2010 Enumerar propiedades compuestos iónicos, covalentes y metálicos- Diagramas Lewis BLOQUE B3 Específico Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Enumere 4 propiedades generales de los compuestos iónicos, de los compuestos covalentes y de los metales. b) Mediante un diagrama de Lewis, represente las moléculas: HC-Cl3 y Cl-HC=CH-Cl.

BB BB Cl BB BC H B C C CB BClB BB BC B B B BB Cl BB B

H HBC B C CC CC CCC C B B B B B BB Cl B Cl BB B BB B

PAEU CyL S2010 Formule o nombre… inorgánicos BLOQUE A3 General Formule o nombre los siguientes compuestos: Perclorato potásico PH3 Tetrafluoruro de estaño B 2O 3 Permanganato de litio HBrO3 Ácido cloroso HgSO3 Óxido de cinc CaO Perclorato potásico Tetrafluoruro de estaño Permanganato de litio Ácido cloroso Óxido de cinc

KClO4 SnF4 LiMnO4 HClO2 ZnO

PH3 B2O3 HBrO3 HgSO3 CaO

fosfina trióxido de diboro ácido brómico sulfito de mercurio (II) óxido de calcio

PAEU CyL S2010 tipo de enlace que predomina (iónico, covalente o metálico) BLOQUE B4 General Responda a las siguientes cuestiones: a) Indique el tipo de enlace que predomina (iónico, covalente o metálico) en las siguientes especies químicas: hierro, trifluoruro de boro, sulfuro de hidrógeno y cloruro sódico. b) En el caso de que predomine el enlace covalente, justifique la geometría de la molécula y su polaridad. El hierro presenta enlace metálico, el cloruro de sodio iónico y el trifluoruro de boro y el sulfuro de hidrógeno son covalentes. El trifluoruro de boro es trigonal plana. Los enlaces están polarizados, al ser más electronegativo el flúor, pero la geometría regular hace que se anulen los momentos dipolares y la molécula es apolar. El sulfuro de hidrógeno es angular y por tanto es una molécula polar.

PAEU CyL S2010 En función del tipo de enlace explicar por qué BLOQUE B5 Específico En función del tipo de enlace explicar por qué: a) El agua, H2O, es líquida en condiciones normales y el H2S es un gas. b) El NaCl es sólido y el Cl2 es un gas. c) El KCl es soluble en agua y el gas metano, CH4, es insoluble. a) Las dos sustancias forman enlaces covalentes y tienen la misma estructura angular. Sin embargo en al agua se forman enlaces por puentes de hidrógeno y en el sulfuro de hidrógeno no. b) En el cloruro de sodio el enlace es iónico y el cloro una sustancia covalente molecular. c) El KCl es un enlace iónico y al disolverse en agua de disocia en sus iones. El gas metano, CH4, es insoluble en agua ya que es una sustancia covalente apolar.

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PAEU CyL J2011 tipo de enlace cabe esperar en cada una de las siguientes especies químicas? NaCl, Cl2, CH4 y Fe. B1.- Conteste, razonando la respuesta, a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué tipo de enlace cabe esperar en cada una de las siguientes especies químicas? NaCl, Cl2, CH4 y Fe. (Hasta 0,8 puntos) b) ¿Cuál será el estado de agregación de cada una de las especies anteriores? (Hasta 0,6 puntos) c) ¿Cuáles se disolverán en agua? (Hasta 0,6 puntos) especies químicas NaCl

a) enlace

b) estado de agregación (*)

Metal más no metal. Enlace iónico

Cl2

Molécula covalente apolar

Todos los compuestos iónicos son sólidos. Red de iones Molécula pequeña y apolar. Débiles fuerzas moleculares (F. de Van der Waals) Estado gaseoso. Molécula pequeña y apolar. Débiles fuerzas moleculares (F. de Van der Waals) Estado gaseoso.

CH4

c) disolución en agua (**) Soluble en agua No soluble en agua

No metal más no metal. Enlace No soluble en agua covalente. Molécula apolar con enlaces poco polares cuya polaridad se anula por geometría Fe Átomos unidos por enlace Los metales, salvo excepciones, son No soluble en agua metálico sólidos. (*) Se supone que el estado de agregación se refiere a condiciones estándar (25ºC). El estado de agregación depende de las fuerzas de cohesión de las especies que forman el compuesto. (**) Disolución en agua. Se aplica le regla general que supone que sustancia polares se disuelven en disolventes polares y sustancias apolares se disuelven en disolventes apolares.

PAEU CyL S2011 ciclo de Born-Haber para el CaCl2 A1. Haga un esquema del ciclo de Born-Haber para el CaCl2 y calcule AHf0 por mol del CaCl2(s) utilizando los valores de las energías de los procesos: Sublimación del calcio: + 178,2 kJ/mol; disociación de la molécula de cloro: + 243,2 kJ/mol; primera energía de ionización del calcio: + 590 kJ/mol; segunda energía de ionización del calcio: + 1 145 kJ/mol; afinidad electrónica del cloro: - 348,0 kJ/mol; energía de red del CaCl2: - 2223 kJ/mol Ca (s)

+

Esublimación

Cl2 (g)

Eformación

CaCl2 (s)

Edisociación Ca (g)

2 Cl (g)

Eionización 1ª Eionización 2ª Ca2+ (g)

Ered

2 · AE +

2 Cl- (g)

Sublimación: Ca (s) → Ca (g); ∆H0sublimación calcio = 178,2 kJ/mol + Primera Ionización: Ca (g) → Ca (g) + e ∆H0ionización primera calcio = 590 kJ/mol + 2+ Segunda Ionización: Ca (g) → Ca (g) + e ∆H0ionización segunda calcio = 1145kJ/mol Disociación: Cl2 (g) → 2 Cl (g) ∆H0disociación cloro = 243,2 kJ/mol Ionización: 2 Cl (g) + 2 e → 2 Cl (g) ∆Hafinidad electrónica cloro = 2·(-348 kJ/mol) asociación: Ca2+(g) + 2Cl-(g) → CaCl2 (s) ∆H0red = - 2223 kJ/mol Considerando dichos procesos como ecuaciones, la suma algebraica de todas ellas origina: Ca (s) + Cl2 (g) → CaCl2 (s) ∆Hf0 del cloruro de calcio sólido Por tanto y sustituyendo: ∆H0formación, CaCl2 = ∆H0sublimación, Ca + ∆H0ionización primera, Ca + ∆H0ionización segunda, Ca + ∆H0disociación, Cl + + ∆Hafinidadelectrónica, Cl + ∆H0red = ∆H0formación, CaCl2 = 178,2 kJ/mol + 590 kJ/mol + 1 145kJ/mol + 243,2 kJ/mol + 2·(-348 kJ/mol) + + (- 2223 kJ/mol) = - 762,6 kJ/mol

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PAEU CyL S2011 BF3 y BF4 estructura de Lewis número de oxidación del B teoría de RPECV B1. En relación con las especies BF3 y BF4a. Represente una estructura de Lewis para cada una de ellas. b. Determine el número de oxidación del B en ambos compuestos. c. Utilice la teoría de RPECV para predecir sus formas geométricas. a) Las distribuciones electrónicas de los dos átomos son: 2 2 1 ………………..con 3 e- en la última capa 5B: 1s || 2s 2p 9F:

1s2 || 2s2 2p5 ………………..con 5 e- en la última capa

b) El número de oxidación del flúor es - 1 en ambos compuestos y el del boro es + 3 en los dos compuestos. c) BF3 El B se enlaza con tres átomos de F. Como el B tiene 3 electrones en la última capa, adopta hibridación sp2, quedando y orbital p vacío sin hibridar. De acuerdo con la TRPECV (teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia) los átomos que rodean al átomo central se disponen con mínima energía y máxima separación. 2 2 1 5B: 1s || 2s 2p

BF4En el BF3 quedaba u orbital p vacío que puede aceptar un par de electrones. El BF4- se forma mediante un enlace dativo (un F dona los dos electrones del enlace). Pero según la teoría de RPECV, los átomos alrededor del átomo central tienden a la máxima separación (mínima repulsión). Para lograr la máxima separación ahora el B adopta hibridación sp3, formando 4 híbridos sp3, uno de ellos vacío.

La máxima separación de los cuatro átomos de F en torno al átomo central de B se logra en disposición tetraédrica de los híbridos sp3. El boro necesita 4 orbitales híbridos sp3 y los 2 e- los pone el Flúor. Los híbridos no se distinguen y forman ángulos de 109º.

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J2012 Defina Enlace covalente, enlace iónico y enlace metálico Principio de máxima

multiplicidad A2. Defina los siguientes conceptos: a) Enlace covalente, enlace iónico y enlace metálico. b) Principio de máxima multiplicidad de Hund y Principio de exclusión de Pauli. a) ENLACE QUÍMICO Establecimiento de uniones entre átomos para dar lugar a agrupaciones más estables que los átomos originales. Los responsables de la unión entre los átomos son los electrones de la última capa de la corteza de los átomos, llamados también electrones de valencia. COVALENTE HOMONUCLEAR Molécula formada por átomos iguales. Se establece entre átomos de similar apetencia por los HETERONUCLEAR Molécula formada por átomos diferentes. electrones, compartiendo pares de e- de tal forma que cada átomo se rodee por 8 e- en su última capa. Moléculas de agua

Partículas: MOLÉCULAS

IÓNICO

CRISTALES COVALENTES CONTINUOS: Compuestos covalentes formados por redes gigantes, no por moléculas aisladas. Estructura del diamante

No se forman moléculas, sino redes cristalinas. Para separar los iones de la red se requiere bastante energía.

Se establece entre átomos que tiendan a ceder fácilmente electrones, con otros que tiendan a cogerlos fácilmente. Entre átomos con elevada diferencia de EN

Partículas: IONES METÁLICO

Los electrones de valencia de cada átomo pasan a un “fondo común”, formando una nube electrónica que rodea a los iones positivos que integran la red metálica.

Partículas: ÁTOMOS

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b) Principio de máxima multiplicidad de Hund En un átomo, la configuración de mínima energía debe de cumplir el principio de máxima multiplicidad: “Cuando un subnivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese subnivel electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho subnivel isoenergético están semiocupados. Ejemplo en el átomo de oxigeno: 2 2 4 8 O … 1s //2s 2p 1s2 2s2 2px 2py 2pz NO cumple el principio de Hund ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

SI cumple el principio de Hund

1s2 2s2 ↑↓ ↑↓

2px 2py 2pz ↑↓ ↑ ↑

Principio de exclusión de Pauli Una vez colocados los electrones en un átomo se debe cumplir el principio de exclusión de Pauli: “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.

PAEU CyL S2012 Explique la geometría de las siguientes moléculas: CH3Cl, NH3, BeCl2 y PCl5 Indique la polaridad de las mismas A1.- Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Explique la geometría de las siguientes moléculas: CH3Cl, NH3, BeCl2 y PCl5 b) Indique la polaridad de las mismas. La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Un modelo para explicar esta geometría es la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) La teoría RPECV se basa en la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central, suponiendo que la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en que la repulsión entre los pares es mínima. Para su aplicación e interpretación en una agrupación de átomos determinada (molécula o ión): 1. Se disponen los electrones de la capa de valencia del átomo central de acuerdo con el modelo de Lewis (peden ser 8, menos o más). 2. Se compone la estructura de Lewis de la molécula o ión, observando si existen o no pares de electrones NO enlazantes en el átomo central. 3. Se disponen en el espacio dichos pares teniendo en cuenta la disposición de máximo alejamiento o mínima repulsión. CH3Cl

1s2//2s22p2 ................ ……………… ……………. Geometría de pares: Tetraédrica Geometría molecular: Tetraédrica El átomo de cloro al ser más voluminoso que los de hidrógeno cerrará la la pirámide triangular formada por el carbono y los hidrógenos.

6C

NH3

1s2//2s22p3 ................ ................. Geometría de pares: Tetraédrica Geometría molecular: Pirámide triangular

7N

..................

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BeCl2 1s2//2s2 ................ Geometría de pares: Lineal Geometría molecular: Lineal 4Be

.................

..................

PCl5

1s2//2s22p6//3s23p3 ................ ................. .................. ........ El P en su estado fundamental tiene 3 electrones desapareados y formará compuestos tales como el PCl3. Pero al aparecer en la capa 3 orbitales d, un electrón 3s puede promocionar al subnivel 3d, quedando 5 electrones desapareados, formando compuestos tales como el PCl5. 15P

3s ↑↓ ↑

↑ ↑

3p ↑ ↑

3d ↑ ↑

↑

Geometría de pares: Bipirámide triangular Geometría molecular: Bipirámide triangular b) Polaridad Para explicar cualitativamente la polaridad de una molécula hay que tener en cuenta la polaridad de cada enlace (mayor cuando aumenta la diferencia de electronegatividad) y la geometría de la molécula, ya que el momento dipolar es vectorial y por tanto, el momento dipolar de la molécula será la suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace. CH3Cl

* Enlaces C-H prácticamente apolares * Enlace c-Cl polar

→ Molécula POLAR

NH3

BeCl2

El N es más EN que el H, los tres enlaces N-H son pollares. El momento bipolar total será la suma vectorial de los tres.

→ Molécula POLAR

El Cl es más EN que el Be, los dos enlaces serán polares. Pero la suma vectorial será cero por geometría.

→ Molécula APOLAR

PCl5

El Cl en más EN que el P. Los cinco enlaces serán polares, Pero se anulan por simetría geométrica.

→ Molécula APOLAR

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PAEU CyL J2013 estructuras de Lewis CH4 , NH3 , SO2 , H2CO geometría cabe esperar Nombre las moléculas del apartado A1. Responda a las siguientes cuestiones: a) Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: CH4 , NH3 , SO2 , H2CO (Hasta 0,8 puntos) b) ¿Qué geometría cabe esperar para cada una de ellas utilizando el modelo de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia? (Hasta 0,8 puntos) c) Nombre las moléculas del apartado a) (Hasta 0,4 puntos)

Para escribir las estructuras de Lewis es necesario conocer el número de electrones de la última capa del átomo central. La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Un modelo para explicar esta geometría es la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) La teoría RPECV se basa en la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central, suponiendo que la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en que la repulsión entre los pares es mínima. Para su aplicación e interpretación en una agrupación de átomos determinada (molécula o ión): 1. Se disponen los electrones de la capa de valencia del átomo central de acuerdo con el modelo de Lewis (peden ser 8, menos o más). 2. Se compone la estructura de Lewis de la molécula o ión, observando si existen o no pares de electrones NO enlazantes en el átomo central. 3. Se disponen en el espacio dichos pares teniendo en cuenta la disposición de máximo alejamiento o mínima repulsión.

Conf electrónica

Estructura Lewis

Estructura Lewis

RPECV

Geometría pares electrones

Geometría molécular

CH4 Metano

6C

→ 1s2//2s22p2

Tetraédrica

Tetraédrica

NH3 Amoniaco

7N

→ 1s2//2s22p3

Tetraédrica

Pirámide triangular

Triangular plana

Angular

Triangular plana

Triangular plana

→ SO2 16S 2 2 6 2 4 Dióxido de 1s //2s 2p //3s 3p azufre 2 2 2 H2CO 6C → 1s //2s 2p Metanal Foemaldehido Formol

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PAEU CyL S2013 CCl4, H2O y H2S estructuras de Lewis y prediga la geometría molecular Ordénelos por orden creciente de su momento dipolar Explique la hibridación del átomo de O en el H2O. B1. Dados los siguientes compuestos: CCl4, H2O y H2S. a. Escriba las estructuras de Lewis y prediga la geometría molecular. b. Ordénelos por orden creciente de su momento dipolar. c. Explique la hibridación del átomo de O en el H2O. a. Escriba las estructuras de Lewis y prediga la geometría molecular. Para escribir las estructuras de Lewis es ecesario conocer el número de electrones de la última capa del átomo central. La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Un modelo para explicar esta geometría es la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) La teoría RPECV se basa en la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central, suponiendo que la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en que la repulsión entre los pares es mínima. Para su aplicación e interpretación en una agrupación de átomos determinada (molécula o ión): 1. Se disponen los electrones de la capa de valencia del átomo central de acuerdo con el modelo de Lewis (peden ser 8, menos o más). 2. Se compone la estructura de Lewis de la molécula o ión, observando si existen o no pares de electrones NO enlazantes en el átomo central. 3. Se disponen en el espacio dichos pares teniendo en cuenta la disposición de máximo alejamiento o mínima repulsión. Conf electrónica

Geometría pares electrones


→ 1s2//2s22p2

Tetraédrica

Tetraédrica

1s2//2s22p4

Tetraédrica

Angular

Tetraédrica

Angular

CCl4

6C

H2O

8O→

H2S

16S

Estructura Lewis

Estructura Lewis

→ 1s2//2s22p6//3s23p4

RPECV

b. Ordénelos por orden creciente de su momento dipolar. Momento dipolar (vector): r * de enlace ……. µ = δ ·d (δ carga parcial, d distancia de enlace) r r * de la molécula: µ molécula = Σµ enlaces CCl4 ....... µmolécula = 0 .... al hacer la suma vectorial por geometría H2O ....... µOH > µSH ya que EN oxígeno > EN azufre, aunque d influye de forma inversa, H2S predomina el efecto de la EN. Como la geometría es análoga: µH2O > µH2S Por tanto: µH2O > µH2S > µCCl4 c. Explique la hibridación del átomo de O en el H2O. 8O→

1s ↑↓

1s2//2s22p4

2s 2p ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 4 híbridos sp3, con 6 electrones

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PAEU CyL J2014 Explique diferencia cloruro sodio y cloro temperatura fusión. Cobre - yodo. Etano metano, … propiedades.

B4. Explique razonadamente los siguientes hechos: a. El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 801 ºC, mientras que el cloro es un gas a temperatura ambiente. (Hasta 0,7 puntos) b. El cobre y el yodo son sólidos a temperatura ambiente; pero el cobre conduce la corriente eléctrica, mientras que el yodo no. (Hasta 0,7 puntos) c. El etano tiene un punto de ebullición más alto que el metano. (Hasta 0,6 puntos)

a. El NaCl es un compuesto iónico luego es un sólido con temperaturas de fusión elevadas. El cloro es una sustancia covalente apolar (con fuerzas intermoleculares muy débiles) y el cloro es pequeño (muy baja polarizabilidad), por lo que a temperatura ambiente es un gas. b. El cobre es un compuesto de enlace metálico formado por una red de iones con electrones de valencia compartidos entre todos, por lo que conduce la corriente eléctrica. El yodo es un compuesto covalente apolar con los electrones compartidos solamente por dos átomos que no pueden desplazarse y no conduce la corriente eléctrica. c. Ambas moléculas tienen enlaces C – H muy poco polares y ambas tienen simetría con momento dipolar µ = 0. La única fuerza que puede unir a las moléculas es la fuerza de Van der Waals, dipolos instantáneos que es mayor cuanto más grande es la molécula. Al ser el etano mayor que el metano, es más polarizable. La intensidad de los dipolos instantáneos es mayor y por tanto la temperatura de ebullición es mayor. PAEU CyL S2014 tipo de hibridación que puede asignarse a cada uno de los átomo de C del siguiente compuesto: CH≡C–CH=CH–CH2OH …. formular orgánica B5. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a. Indique el tipo de hibridación que puede asignarse a cada uno de los átomo de C del siguiente compuesto: CH≡C–CH=CH–CH2OH (Hasta 0,5 puntos) b. Nombre y formule un ejemplo de cada uno de los compuestos siguientes: a) Alqueno; b) Alcohol; c) Cetona; d) Éster; e) Amina (Hasta 1,5 puntos) a. CH ≡ C – CH = CH – CH2OH sp

sp

b. Alqueno CH2=CH2 Eteno Etileno

sp2

sp2

sp3

Alcohol CH2OH Metanol

C unidos a: * enlace triple …. hibridación ….. sp * enlace doble …. hibridación …. sp2 * enlace sencillo ..hibridación ….. sp3

Cetona CH3-CO-CH3 Propanona Acetona

Éster CH3-COOCH3 Acetato de metilo

Amina CH3NH2 Metil-amina

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PAEU CyL J2015 C2H6, KBr, Na, C (diamante) y NH3 Cuál es la especie conductora en estado fundido pero no en sólido, … propiedades B1. Considere las especies químicas de fórmula: C2H6, KBr, Na, C (diamante) y NH3 responda razonadamente las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es la especie conductora en estado fundido pero no en sólido? b) ¿Cuál es la especie de mayor punto de fusión? c) ¿Cuál puede presentar enlaces de hidrógeno? d) ¿Qué especie es la de menor punto de fusión y ebullición?

y

a) Los enlaces de las especies son: C2H6 covalente, moléculas individuales; KBr iónico; Na metálico; C (diamante) covalente reticular y NH3 covalente molecular con puentes de hidrógeno. El etano, diamante y amoníaco no conducen la intensidad de la corriente eléctrica. El sodio conduce en estado sólido y fundido por ser un metal. El bromuro de potasio no conduce en estado sólido pero si cuando está fundido o disuelto porque se liberan los iones de la red cristalina. b) La especie de mayor temperatura de fusión es el diamante por ser una sustancia covalente reticular con enlaces C – C muy fuertes, que forman una red tetraédrica de átomos de carbono con hibridación sp3. c) El único que presenta puentes de hidrógeno es el amoníaco. d) La sustancia que tiene menor temperatura de fusión y de ebullición es el etano. Aunque tiene mayor masa molar que el amoníaco, la interacción entre moléculas es débil, por fuerzas de Var der Waals, y en el amoníaco la interacción entre moléculas es por puentes de hidrógeno. En la bibliografía las temperaturas de fusión de ebullición son: C2H6 KBr Na Temperatura de fusión ( C) - 183 734 97,8 Temperatura de ebullición ( C) - 89 1435 892

C (diamante) 3 550 4 827 sublima

NH3 - 78 - 33

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PAEU CyL J2015 Qué es una estructura de Lewis A qué tipo de compuestos se aplica Qué es un enlace covalente dativo Deduzca y dibuje la estructura de Lewis del trióxido de azufre B2. a) ¿Qué es una estructura de Lewis? b) ¿A qué tipo de compuestos se aplica? c) ¿Qué es un enlace covalente dativo? d) Deduzca y dibuje la estructura de Lewis del trióxido de azufre y explique las características de los enlaces entre el azufre y los átomos de oxígeno en este óxido. a) Una estructura de Lewis para un compuesto es una combinación de diagramas de Lewis atómicos que representan la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico. Un diagrama de Lewis representa el core atómico de un elemento químico con su símbolo y los electrones de valencia mediante puntos que rodean a dicho símbolo. b) En general se aplica a los compuestos covalentes, aunque también se puede aplicar al enlace iónico. c) El enlace covalente coordinado o dativo se origina por la unión de un par de electrones no enlazantes de un átomo con otro que tenga su capa de valencia parcialmente vacía. Una vez formado, el enlace covalente coordinado tiene las mismas características que cualquier enlace covalente ordinario, pero con la característica de que el par de electrones compartidos lo aporta sólo uno de los átomos enlazados. Un ejemplo de este tipo de enlace es el que tiene lugar entre el nitrógeno del amoníaco y un protón para formar el catión amonio. El nitrógeno del amoníaco tiene un par de electrones sin compartir, por lo que el NH3 puede incorporar un protón H+ para formar el catión amonio, NH4+. Otro ejemplo es la formación del catión hidronio, H3O+, a través de un átomo de oxígeno con un protón. d) Estructuras resonantes:

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PAEU CyL S2015 momentos dipolares de las siguientes moléculas gaseosas son CF4 NH3 BF3 SO2 Interprete estos valores Justifique el tipo de hibridación empleada por el átomo central Explique la naturaleza de las fuerzas moleculares presentes en cada caso A2. Los valores de los momentos dipolares de las siguientes moléculas gaseosas son: Molécula CF4 NH3 BF3 SO2 µ (D) 0 1,5 0 1,6 a. Interprete estos valores en función de la estructura de cada molécula. b. Justifique el tipo de hibridación empleada por el átomo central. c. Explique la naturaleza de las fuerzas moleculares presentes en cada caso. a. El momento dipolar es un vector que se define para un enlace entre dos átomos como el producto de la carga parcial por la longitud o distancia de enlace: r * de enlace ……. µ = δ ·d (δ carga parcial, d distancia de enlace) En una molécula el momento dipolar total será la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces. r r * de la molécula: µ molécula = Σµ enlaces Por tanto para el cálculo del momento dipolar de una molécula es fundamental conocer la geometría molecular o disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Un modelo para explicar esta geometría es la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) La teoría RPECV se basa en la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central, suponiendo que la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en que la repulsión entre los pares es mínima. Para su aplicación e interpretación en una agrupación de átomos determinada (molécula o ión): 1. Se disponen los electrones de la capa de valencia del átomo central de acuerdo con el modelo de Lewis (pueden ser 8, menos o más). 2. Se compone la estructura de Lewis de la molécula o ión, observando si existen o no pares de electrones NO enlazantes en el átomo central. 3. Se disponen en el espacio dichos pares teniendo en cuenta la disposición de máximo alejamiento o mínima repulsión. Conf electrónica


→ 1s2//2s22p2

Geometría pares electrones Tetraédrica

1s2//2s22p3

Tetraédrica

Pirámide triangular

Triangular plana Triangular plana

Triangular plana Angular

CF4

6C

NH3

7N→

BF3

5B

SO2

16S 2

Estructura Lewis

→ 1s2//2s22p1 → 2

6

2

1s //2s 2p //3s 3p

4

Estructura Lewis

RPECV

Tetraédrica

Conocida la geometría de la molécula se puede justificar el valor de los momentos dipolares de estas: * CF4 por geometria la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces C-F se anulan y su momento dipolar molecular será cero. NH3 su momento dipolar molecular será distinto de cero. BF3 su momento dipolar molecular será cero SO2 su momento dipolar molecular será distinto cero

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b. * hibridación del átomo de C en el CF4. 2 2 2 6C→ 1s //2s 2p 1s ↑↓

2s 2p ↑↓ ↑ ↑ 4 híbridos sp3, con 4 electrones

* Hibridación del átomo de N en el NH3. 2 2 3 7N→ 1s //2s 2p 1s ↑↓

2s 2p ↑↓ ↑ ↑ ↑ 4 híbridos sp3, con 5 electrones Un par de electrones NO enlazante

* Hibridación del átomo de B en el BF3. → 1s2//2s22p1 El B se enlaza con tres átomos de F. Como el B tiene 3 electrones en la última capa, adopta hibridación sp2, quedando y orbital p vacío sin hibridar. 5B

1s ↑↓

2s 2p ↑↓ ↑ 3 híbridos sp2, con 3 electrones y un orbital p vacío

* Hibridación del átomo de S en el SO2. 2 2 6 2 4 16S → 1s //2s 2p //3s 3p 1s ↑↓

2s 2p ↑↓ ↑↓ ↑ 3 híbridos sp2, con 3 electrones y un orbital p vacío

c. Las cuatro sustancias son sustancias covalentes y el grado de las fuerzas de unión entre sus moléculas dependerán en gran medida del carácter polar de sus moléculas. Para las moléculas polares: NH3. y SO2 las fuerzas predominantes serán dipolo-dipolo. Para las moléculas apolares; CF4 y BF3 las fuerzas predominantes serán las fuerzas de dispersión debidas a la mayor o menor polarizabilidad de estas.

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PAEU CyL S2015 En relación con los compuestos iónicos Qué información proporciona la fórmula de un compuesto iónico Qué es la energía reticular Un sólido iónico es dúctil y maleable En relación con los compuestos iónicos B1. En relación con los compuestos iónicos: a. ¿Qué información proporciona la fórmula de un compuesto iónico? b. ¿Qué es la energía reticular? c. ¿Un sólido iónico es dúctil y maleable? a. Los compuestos iónicos son sólidos formados por redes de iones positivos y negativos. La fórmula de un compuestos iónico expresa la relación matemática más simple de los iones presentes en la red. En realidad es una fórmula empírica. b. La energía reticular o energía de red es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. X+ (g) + Y- (g) XY (s) ∆Hreticular (Ur) kJ/mol c. La ductilidad es la propiedad de la materia que indica el grado de facilidad con que algunos materiales se dejan convertir en hilos o alambres. La maleabilidad es la propiedad de la materia que permite la obtención de delgadas láminas de material sin que este tienda a romperse. Ambas propiedades están relacionadas con la facilidad que presenta una sustancia para que sus partículas constituyentes se muevan de sus posiciones en el cristal sin que esto implique su rotura. En los compuestos iónicos el desplazamiento de las posiciones de los iones en la red provocará debilitamiento de las fuerzas eléctricas y enfrentamientos de cargas de igual signo provocando su disgregación.

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ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDAES DE LAS SUSTANCIAS

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