Transcript Enlace 2013Resumen final PAU

enlace
Tipos de enlaces
Iónico: Se produce entre elementos con electronegatividades
muy diferentes: metal con no-metal. Se unen iones entre sí.
Metálico: Metales entre sí.
Covalente: No metales entre sí. Electronegatividades
parecidas
Intermolecular: unen unas moléculas a otras. P. de H y F. de
Van der Waals. Explican diferencias en puntos de fusión y
solubilidad.
Algunos compuestos covalentes forman redes en vez de
moléculas (diamante, grafito, cuarzo SiO2)
Entre moléculas
Enlace por
Puente de
Hidrógeno
Fuerzas de Van der
Waals
ENLACE COVALENTE: se origina cuando se unen no metales entre sí. Los átomos
comparten pares de electrones (1 par compartido, enlace sencillo, dos pares, enlace
doble y tres pares enlace triple. Se llama enlace covalente coordinado si el par de
electrones compartido procede del mismo átomo y no un electrón de cada átomo. Caso
NH4+ Estructura de Lewis: alrededor del átomo central se representan con puntos los
electrones de valencia (los de la última capa, ej N: 1s2 2s2 2p3 5 electrones de valencia.
´
Covalencia: nº de enlaces covalentes que puede formar un elemento. Caso del nitrógeno
la covalencia será 3 puesto que tiene 5 electrones de valencia deberá formar 3 enlaces
para llegar a 8. análogo cov de H= 1; de C=4 de O=2, etc.
Salvo el C (diamante, grafito) o SiO2 que forman redes atómicas donde los enlaces
son muy fuertes (covalentes), los compuestos covalentes FORMAN MOLÉCULAS.
Las moléculas se unen entre sí por FUERZAS DE VAN DER WAALS que son debidas a
la fuerza de atracción entre dpolos instantáneos que se forman en las moléculas.
ENLACE DE HIDRÓGENO o puente de hidrógeno (si hay un H unido directamente a
F, N, O) son más fuertes que las fuerzas de van der Waals por eso estos compuestos
tienen p. de f. y eb. Anormalmente altos (ojo pero nunca como un iónico o covalente) y se
disuelven en agua (puentes de hidrógeno con el agua); (también con el amoniaco).
OJO!! empezar escribiendo la configuración y no fiarse de la memoria
Tema 1. Estructura y propiedades
CAPA DE VALENCIA
CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS
enlace
Regla de Lewis: en la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder,
ganar o compartir electrones hasta que adquieren configuración de gas
noble: ns2 np6 (1s2 en el caso del H; también Li, Be)
Excepción
enlace
ENLACE IÓNICO: se da entre metal y no-metal.
Transferencia de uno o varios electrones del elemento de baja
electronegatividad (el metal) al elemento de alta electronegatividad (el nometal.
Se forman cationes (+) y aniones (-) que se atraen electrostáticamente.
Estructura de red cristalina iónica.
Son sólidos, altos p. fusión y ebullición, conducen fundidos y disueltos, solubles
en agua.
Valencia iónica de un elemento es la carga que adquieren sus átomos al
convertirse en iones positivos o negativos (ceden o ganan electrones para
adquirir configuración de gas noble. (Ej Ca +2 Br -1 → compuesto será
CaBr2.)Índice de coordinación de un ión en una red cristalina iónica es el nº
de iones de signo contrario que le rodean a la misma distancia (Ej en el Na Cl
es 6 lo que indica 6 Na+ rodean a cada Cl- y viceversa).
ENLACE METÁLICO: se forma entre metales (baja energía de ionización y
orbitales de valencia vacíos. Se forma un mar de electrones alrededor de los
iones positivos. Sólidos a T ambiente salvo el Hg. Conducen el calor y la
electricidad. P. f y eb. Altos. Brillo, dúctiles y maleables.
Fe
presión
7. Utilizar el modelo de enlace para comprender tanto la formación de moléculas como de cristales y estructuras
•
macroscópicas y utilizarlo para deducir algunas de las propiedades de diferentes tipos de sustancias.
Se evaluará si se sabe deducir la fórmula, la forma geométrica (indicando la forma y ángulos de enlace de
moléculas en que el átomo central tenga hasta cuatro pares de electrones) y la posible polaridad (basándose en
su geometría y las polaridades de sus enlaces) de moléculas sencillas aplicando estructuras de Lewis y la teoría de
repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia de los átomos (moléculas con enlaces sencillos, dobles y
triples : http://www.quimiweb.com.ar/sitio/2009/4.A-GEOMETRIA_MOLECULAR.pdf
• Representar los electrones de valencia
• H2, Cl2 HCl O2 N2
• lineales
Dos ZONAS de electrones enlazados: Molécula lineal
• BeCl2 CO2 HCN
C 2H 2
Tema 1. Estructura y propiedades
Tres zonas de electrones enlazantes: Molécula triangular plana
BF3
H3O+
CH2O
CO32-
SO2
C2H4
NO3-
Tema 1. Estructura y propiedades
Una estructura de resonancia es una de las dos o más estructuras de lewis
para una sola molécula que no se puede representar con precisión
mediante una sola estructura de Lewis. Entre ellas se suele dibujar una
doble flecha que indica que dichas estructuras son estructuras resonantes
Se sabe que los
enlaces dobles entre
dos átomos son más
cortos que los enlaces
sencillos entre esos
mismos átomos.
Experimentalmente
se sabe que todos
los enlaces tienen
la misma longitud
CO32-
NO3-
CH2O2
C2H6
CH4O
Tema 1. Estructura y propiedades
Cuatro pares de electrones:
Molécula tetraédrica
Molécula piramidal
Molécula angular
Cuatro enlazados
Tres enlazados
Dos enlazados
CH4
CCl4
NH4+
Amoniaco
(107,3º)
Metano
(109,4º)
EnlazadoEnlazado
<
No enlazadoEnlazado
Agua
(104,5º)
<
No enlazadoRepulsión entre
No enlazado pares de electrones
Tema 1. Estructura y propiedades
Polaridad de los enlaces y las moléculas
Enlace covalente polar.
Dipolo
 A
Menos electronegativo

B 
Más electronegativo
Electronegatividades de algunos elementos
H
2.2
Li
1.0
Be
1.6
B
2.0
C
2.6
N
3.0
O
3.4
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.3
Al
1.6
Si
1.9
P
2.2
S
2.6
Cl
3.2
K
0.8
Br
3.0
I
2.7
Valores establecidos por L. Pauling y revisados por A. L. Allred (Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, 1961, 17, 215).
Enlace covalente coordinado.
• Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el
otro ninguno.
• Se representa con una flecha “” que parte del átomo
que aporta la pareja de e– .
•
•
Ejemplo:
··
··
+
Hx ·O ·x H + H  H–O–H 
··

H
+
H3O+
+
+
Fe
El modelo del mar de electrones representa al metal como un
conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los
electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a
ningún catión específico.
7. Asimismo, se evaluará el conocimiento de la formación y propiedades
de las sustancias iónicas:
Predice si un compuesto formado por dos elementos será iónico
basándose en sus diferencias de electronegatividad.
Representa la estructura del cloruro de sodio como ejemplo de red
iónica.
Aplica el ciclo de Born-Haber para determinar la energía de red de un
compuesto iónico formado por un elemento alcalino y un
halógeno.
Explica cómo afecta a la energía de red de los compuestos iónicos
los tamaños relativos de los iones (LiF-KF) y las cargas de los
mismos (KF-CaO).
Compara los valores de puntos de fusión de compuestos iónicos
que tengan un ión en común. Explica el proceso de disolución de
un compuesto iónico en agua y su conductividad eléctrica.
NaCl
Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad
Energía de red (reticular) en los
compuestos iónicos (Hret o U)
• Es la energía desprendida en la formación de un
compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado
gaseoso.
• Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er
corresponde a la reacción:
• Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s)
(Hret < 0)
• Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos
indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce
como ciclo de Born y Haber.
Ciclo de Born-Haber del LiF
Compuesto
Energía de red
(kJ/mol )
LiF
- 1037
NaF
-926
KF
-821
. En estado sólido los compuestos KF y CaO presentan el mismo tipo de estructura cristalina
y distancias interiónicas similares. Sin embargo, los valores de las energías de red son:
ΔHred(KF) = - 826 kJ mol-1 y ΔHred(CaO) = - 3461 kJ mol-1. Indique, de forma
razonada, el factor, o factores, que justifican la diferencia existente entre los dos
valores de energía de red. (1,0 punto)
B
B. Dados los siguientes compuestos: KF(s) y CaO(s) indique el que presenta el valor más
negativo de la entalpía de red. Justifique su respuesta. Suponga que los dos compuestos
presentan la misma estructura cristalina y que las distancias entre los iones en cada
compuesto son: d(Ca-O) = 240 pm d(K-F) = 271 pm. (1,0 punto)
B. Explique la diferencia en los valores de la energía de red del LiF(s) (1030 kJ mol-1) y del
KF(s) (808 kJ mol-1), si ambos presentan el mismo tipo de estructura cristalina. Indique, de
forma razonada, el compuesto que presentará un valor mayor del punto de fusión normal .
(1,0 punto)
La entalpía de red de un compuesto iónico aumenta, en valor absoluto,
(presenta un valor más negativo) al aumentar la carga de los iones y
disminuye (presenta un valor menos negativo) al aumentar la distancia entre
ellos. (0,25 puntos)
En este caso, la carga de los iones que forman los dos compuestos son
diferentes (K+, Ca2+, F-, O2-), siendo en el CaO el doble que en el KF.
Teniendo en cuenta el factor carga, la entalpía de red del CaO será más
negativa que la correspondiente al KF. (0,25 puntos)
La distancia Ca-O es menor que la distancia K-F, por lo que la entalpía de
red del CaO será más negativa que la entalpía de red del KF. (0,25
puntos)
En consecuencia, la entalpía de red del CaO será más negativa que la
entalpía de red del KF. (0,25 puntos)
• Se comprobará la utilización de los enlaces intermoleculares para
predecir si una sustancia molecular tiene temperaturas de fusión y
de ebullición altas o bajas y si es o no soluble en agua. Utilizando
la fortaleza de las fuerzas de Van der Waals y la capacidad de
formar enlaces de hidrógeno justifica la diferencia de puntos
de ebullición y fusión de las sustancias:
• F2/Cl2/Br2/I2 ;
• HF/HCl/HBr/HI
• y compuestos similares con los elementos de los grupos 15 y
16;
• CH3OCH3/CH3CH2OH;
• CH2O/C2H6;
• CH3CH2COOH/CH3COOCH3;
• (CH3)3N/CH3CH2CH2NH2;
Halogenuros de
hidrógeno
HF
HCl
HBr
HI
Compuesto
Etano
Metanol
Propano
Etanol
Masa
molecular
(u)
30
32
44
46
Masa
molecular
20
36,5
80,9
128
Temp.
ebullición
(ºC)
-88,6
64,7
-42,2
78,6
Propiedad física
H2O
H 2S
Punto de ebullición normal (ºC)
100
-60,7
Punto de fusión normal (ºC)
0,00
-85,5
Te / ºC
19,5
-115
-67
-35
Gases
inertes
Ne
Ar
Kr
Xe
Masa
atómica
20
39,9
83,8
131
Te / ºC
-246
-186
-152
-108
B. Los valores de los puntos de ebullición
normales de los compuestos HF y HCl son
292,6 y 188,1 K, respectivamente. Explique la
diferencia observada en estos valores de los
puntos de ebullición normales. (1,0 punto)
Propiedad física
NH3
PH3
Punto de ebullición normal (K)
240
185
Punto de fusión normal (K)
195
139
ESTRUCTURA DEL
GRAFITO
• y justifica la diferencia de
solubilidad en agua de dos
sustancias sencillas:
NH3 / BF3
CH3CH2COOH / CH3COOCH3
CH3COOH / C4H10
CH3CH2CH2OH / CH3CH2OCH3
Más solubles ya que pueden formar
enlaces de hidrógeno con las moléculas
del agua
¿Nombrar? ¿formular?
• También ha de evaluarse que los estudiantes explican la formación y
propiedades de los sólidos con redes covalentes y de los metales,
justificando sus propiedades: Predicen si un compuesto formado por
dos elementos será covalente basándose en sus diferencias de
electronegatividad; justifican la diferencia de punto de fusión y
dureza del CO2 y SiO2 justifican la maleabilidad, ductilidad,
conductividad eléctrica de los metales según la teoría de la nube
electrónica.
• También se evaluará la realización e interpretación de experiencias de
laboratorio donde se estudien propiedades como la solubilidad de
diferentes sustancias en disolventes polares y no polares, así como la
conductividad de sustancias (puras o de sus disoluciones acuosas),
interpretando la solubilidad de sustancias como el permanganato
de potasio, yodo, grafito y cobre en agua y en un disolvente
orgánico (como tolueno, tetracloruro de carbono, ciclohexano) y
diseñando un experimento que permita comprobar la conductividad
de las sustancias anteriores.
• Por último debe valorarse si los estudiantes comprenden que los
modelos estudiados representan casos límites para explicar la formación
de sustancias.
9.- 2010 FG Septiembre
Se pretende estudiar la conductividad de una disolución acuosa de permanganato de
potasio.
i. Dibuje un esquema del dispositivo experimental que permita realizar el estudio,
indicando los materiales a usar. (0,5 puntos)
ii. Explique el procedimiento a seguir y las observaciones realizadas. (0,5 puntos)
Enlaces y moléculas
Enlace iónico-enlace covalente
IÓNICO
COVALENTE
COVALENTE POLAR
El yodo se disuelve en tolueno, pero no en agua
(esto se debe a que el yodo es covalente apolar y el tolueno también- disolvente
orgánico);
El permanganato de potasio se disuelve en agua pero no en tolueno (porque el
permanganato es una sal que es un compuesto iónico y se disuelve en disolventes iónicos
como el agua).
El tolueno es más denso que el agua por eso si se echa agua en la disolución de yodo y
tolueno, el agua se queda arriba.
Si se añade tolueno en la de permanganato de potasio y agua, el tolueno se queda abajo)
14.- 2011 FG Junio
En un tubo de ensayo se colocan unos cristales
de KMnO4(s) y se añaden 5 mL de un disolvente
orgánico no polar. Indique y justifique la
observación realizada. A continuación se
añaden en el mismo tubo 5 mL de agua, se agita
la mezcla y se deja reposar hasta que se
separen dos fases. Indique y justifique la
coloración que presenta cada una de las fases.
Al añadir un disolvente orgánico no polar
(tolueno) sobre los cristales de KMnO4(s) no
se apreciarán cambios significativos (0,25
puntos). El KMnO4(s) es un compuesto
iónico (polar) que no se disuelve de
manera apreciable en un disolvente no
polar como el tolueno (0,25 puntos).
Al añadir agua, agitar y dejar reposar, se
observarán dos fases: una orgánica (tolueno)
no coloreada, y otra fase acuosa, fuertemente
coloreada (violeta intenso) (0,25 puntos). El
KMnO4 (polar) se disuelve en extensión
apreciable en un disolvente polar como el
agua (0,25 puntos).
•
•
i. En un tubo de ensayo se colocan unos
cristales de I2(s) y se añaden 5 mL de agua
¿Qué observará? Justifique la observación
realizada. (0,5 puntos)
ii. A continuación se añaden, en el mismo
tubo, 5 mL de un disolvente orgánico no
polar, se agita la mezcla y se deja reposar
hasta que se separen dos fases. Indique y
justifique la coloración que presenta cada
una de las fases. (0,5 puntos)
i. Al añadir agua sobre cristales de I2(s) se
observará una coloración muy débil en la
fase acuosa (0,25 puntos). Esto es debido
a que el I2(s) es un sólido no polar y, por
tanto, muy poco soluble en un disolvente
polar como el agua (0,25 puntos)
ii. Una de las fases, la orgánica, estará
fuertemente coloreada de violeta oscuro
(0,25 puntos). La otra fase, la acuosa,
estará como la fase inicial. El I2(s) es un
sólido no polar soluble en disolventes no
polares. (0,25 puntos).
• B. Las moléculas de CCl4 y de CHCl3 presentan geometría
molecular tetraédrica. Sin embargo, el CHCl3 es diez veces más
soluble en agua que el CCl4. Explique la diferencia de solubilidad
en agua de las dos sustancias. (1,0 punto)
• B. Los valores de los puntos de ebullición normales del Cl2 y del I2
son 239 y 457 K, respectivamente. Explique la diferencia observada
en estos valores de los puntos de ebullición normales. (1,0 punto)