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ENLACE QUÍMICO
Química 2º Bachillerato
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•La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor estabilidad.
•Los átomos se unen si y alcanzan una situación más estable que cuando están separados.
•Los electrones más externos son los responsables de esa unión.
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Los METALES se estabilizan perdiendo electrones.
Los NO METALES se estabilizan ganando o compartiendo
electrones.
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¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?.
La tendencia general de cualquier sistema físico es alcanzar una situación de energía mínima. Si dos átomos se acercan se pueden producir dos situaciones
a) El estado de mínima energía se alcanza con los átomos infinitamente separados
No se forma el enlace
Se forma el enlace
Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos elementos para formar enlaces
Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e- necesarios para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e- en la última capa: regla del octeto (W. Kossel)
b) El estado de mínima energía se alcanza si la distancia entre los átomos es r0 (distancia de enlace)
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TIPOS DE ENLACE TIPOS DE ENLACE
IÓNICO
se establece cuando se combinan entre sí
átomos de METAL con átomos de NO METAL
COVALENTE
se establece cuando se combinan entre sí átomos
de NO METAL
METÁLICO
se establece cuando se combinan entre sí
átomos de METAL
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ENLACE IÓNICOENLACE IÓNICO
CATIONES (Carga positiva)
A+
CATIONES (Carga positiva)
A+
Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.
A+ A-
Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes)
Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones)
ANIONES ( Carga negativa )
A-
ANIONES ( Carga negativa )
A-
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EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio
NaCl
Na+
Cl-
Coge el electrón del sodio y completa su última capa Cede su electrón de la
última capa al cloro
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Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA.
Cristal de cloruro de sodio ( Sal común)
-
--
-
--
-
-
-
-
+
++
+++
+ + +
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d0 = distancia interiónica
El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que posean electronegatividades muy distintas.
El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en
iones con cargas de signo contrario.
El enlace iónico es la unión que se produce entre los iones positivosy negativos,debido a las fuerzas de Coulomb.
F=±Kq1 q2
d 02
q1 y q2 = cargas netas de los iones
K = constante de Coulomb
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ENERGÍA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
La ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía denominada energía reticular U.
• Los compuestos iónicos son más estables cuanto mayor sea su energía reticular
• La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia interiónica d0 y directamente proporcional al producto de las cargas
U=Kq1q2
d0
En los compuestos iónicos cada ión positivo se rodea del mayor número de iones negativos y viceversa, alcanzando un equilibrio
entre las fuerzas atractivas y repulsivas, originando cristales.
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Red cúbica centrada en el cuerpo
Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica
Red de la fluorita CaF2
Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS constituidos por redes tridimensionales de iones
Se denomina indice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se situan a una distancia mínima
IC 8
IC 8:4
IC 6
IC 4
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EL CICLO DE BORN-HABER.
El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de sodio ( NaCl)
NaCl (cristal)
Cl-+ Na+ (gas)
Procesos parciales
Energía de Disociación D
Energía de sublimación S
1/2 Cl2 (g) + 1/2 D = Cl (g)
Na (s) + S = Na (g)
Energía de ionización EI Na (g) + EI = Na+ (g) + e-
Afinidad electrónica EA Cl (g) + e- = Cl-(g) + EAEnergía reticular U Na+ (g) + Cl- (g) = Na+ + Cl-(cristal) + U
Proceso directo Na (s) + 1/2 Cl2 (g) = NaCl (cristal) Q
Q = Entalpía de formación
La energía total se conserva Ley de Hess
Q = S+ 1/2 D + EI + EA + U
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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
• Sólidos a temperatura ambiente
• Son siempre cristales• Son duros pero frágiles
• Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse los iones de igual carga eléctrica
• Tienen elevada temperatura de fusión y ebullición
• Si do aumenta
• Disminuye la temperatura de fusión y ebullición• Disminuye la dureza• Aumenta el coeficiente de dilatación
U=Kq1 q2
d0disminuye
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Fragilidad en un cristal iónico
presión
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En estado sólido no conducen la electricidad.
Disueltos o fundidosconducen la corriente eléctrica.
Se disuelven en disolventes muy polares como el agua.
Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red y apantallan las fuerzas de Coulomb entre los iones que quedan libres.
Iones hidratados
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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar
Solubilidad de un cristal iónico
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Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes). Forma redes de cationes rodeados por electrones
Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes
ENLACE METÁLICOENLACE METÁLICO
La nube de electrones se mueven entre los cationes.
Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones. + + + ++
+
+ ++
+
++
+ ++
+
+
+ +
+
+
+
+
ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico
ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico
UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.
UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.
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El enlace metálico se forma si los elementos que se unen tienen:
Orbitales desocupadosBaja energía de ionización
Los átomos dejan en libertad algunos de sus e- (gas o nube electrónica)transformándose en iones positivos que se colocan en los nodos del cristal
Las redes cristalinas metálicas más comunes son:
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TEORÍA DE BANDAS.
Mediante la teoría de bandas se pueden describir, desde el punto de vista energético, algunas propiedades de los metales como la conductividad eléctrica y térmica.
Los electrones pueden pertenecer a dos posibles bandas de energía:
La banda de valencia
La banda de conducción
Corresponde a las energías de los e- ligados al átomo y que no pertenecen al gas electrónico
Corresponde a las energías de los e- del gas electrónico
Los metales son conductores porque:
A) poseen una banda de conducción semillena
B) poseen una banda de conducción vacía que se solapa con la banda de
valencia
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PROPIEDADES DE LOS METALES.
Aunque los cationes se desplacen, los e- de la redamortiguan la fuerza derepulsión entre ellos
Por el contrario, en los Compuestos iónicos estedesplazamiento producela fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo
Red de un metal
Red de un cristal iónico
Brillo intenso
Conductividad eléctrica
Conductividad térmica
Maleabililidad y ductilidad
Capacidad de los e- para captar y emitir energía electromagnética
Gran movilidad de los electrones
Los e- ceden parte de su energía cinética para calentar la red
Se pueden estirar en hilos o extender en láminas
Tas de fusión y ebullición Dependen de la fuerza de atracción entre e- y los iones positivos
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Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones)
ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE
A cada átomo de flúor le falta un electrón para alcanzar configuración de gas noble, para conseguirlo comparte un electrón con el otro átomo de flúor formando una molécula .
EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F2 ) ( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR)
9 F : 1s22s22p5
F F
Molécula de flúor F-F
El par de electrones compartido es un enlace covalente. Entre átomos iguales la compartición es perfecta pero si son diferentes el más electronegativo tiene los electrones más tiempo consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES
PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de átomos unidos por enlace covalente
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El enlace covalente tiene lugar cuando se unen átomos de no metales, compartiendo pares electrónicos, con el fin de conseguir que los átomos
completen su octeto y formen un sistema con menor energía que el formado por los átomos por separado
Lewis representó las moléculas mediante diagramas de estructura de Lewis, donde los electrones del último nivel energético figuran como puntos o cruces agrupados por parejas alrededor de los símbolos. Las parejas electrónicas también pueden sustituirse por guiones• Si cada átomo enlazado aporta un electrón al par compartido, existe un ENLACE COVALENTE NORMAL:
• Si los dos e- son aportados por uno sólo de los átomos unidos, el enlace se llama COVALENTE DATIVO O COORDINADO
• Si dos átomos comparten más de un par de electrones se originan ENLACES MÚLTIPLES
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Ejemplo:Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4
+.
• H H · ·· | CHCH44 · C · + 4 · H → H ··C ·· H ; H–C–H
· ·· | H H
• HCNHCN H–C≡N :
• HH22COCO H–C=O : | ·· H
• ·· ·· : O : : O : ·· ·· ··
HH22SOSO44 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H ·· ·· ··
: O : : O : ·· ··
H |
NHNH44++
H–N+→H | H
: O : ||
H–O–S–O–H ||
: O :
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TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).
Dos átomos forman un enlace covalente cuando se solapan orbitales de ambos, originando una zona común de alta densidad electrónica. Los orbitales atómicos de partida deben estar semillenos
Los orbitales solapados forman un solo orbital ocupado con dos electrones apareados que poseen espines opuestos. Los orbitales deben tener energía parecida y simetría adecuada
solapamiento frontal solapamiento lateral
enlaces πenlaces σ
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cada átomo de H posee un OA 1s semilleno
El solapamiento de los OA 1s forma una zona de probabilidad común, responsable del enlace
cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno
El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una zona de probabilidad común responsable del enlace
Molécula de hidrógeno H2:
Molécula de cloro (Cl2):
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Cuando se produce más de un solapamiento entre orbitales atómicos de distintos átomos se originan enlaces múltiples
Ejemplos:
Molécula de oxígeno (O2)
Molécula de nitrógeno (N2)
Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados, originando un enlace σ. También se solapan lateralmente los dos OA 2py , originando otro enlace π
Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados (enlace σ) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2py y los dos OA 2pz respectivamente, originando dos enlaces π
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Ángulo de enlace: es el comprendido entre dos enlaces de un átomo. Se miden entre las líneas imaginarias que unen un núcleo con los núcleos de dos átomos enlazados con él
• Las moléculas de SiH4, GeH4 y SnH4 poseen ángulos de enlace similares al metano
• La moléculas de AsCl3, SbCl3 y BiCl3 poseen ángulos de enlace similares al tricloruro de boro
PARÁMETROS MOLECULARES a tener en cuenta para entender la estructura de las moléculas son:
-El ángulo de enlace -La longitud de enlace
-La energía de enlace
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Longitud de enlace: es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados, y depende del compuesto al que pertenece el enlace.
• Las longitudes de enlace, junto con los ángulos de enlace determinan la geometría de la molécula.• Si uno de los átomos enlazados permanece fijo, la longitud de enlace aumenta con el Z del otro.
Energía de enlace: en las moléculas diatómicas la es la que se intercambia en la reacción de disociación de la molécula en sus dos átomos, estando todos en estado gaseoso. Se suele medir en eV/átomo o en kJ/mol. Por ejemplo:
H2 (g) + 436 kJ/mol = H (g) + H (g)
En moléculas poliatómicas se define de la misma forma, pero la energía de cada enlace está influida por el resto de los átomos de la molécula, siendo necesario obtener valores promedio. A pesar de ello, la energía de enlace depende fundamentalmente de los átomos enlazados y no del compuesto del que forma parte el enlace
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• En enlaces covalentes entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae con más intensidad a los electrones comunes del enlace. El desplazamiento de la
carga hacia el átomo más electronegativo forma un dipolo permanente.
• Los enlaces pueden clasificarse según su polaridad o porcentaje de carácter iónico,desde el 0% (enlaces covalentes puros, sin momento dipolar o apolares),
hasta el100% (enlaces iónicos puros).
Ejemplos: Cl2 =Cl : Cl es un enlace covalente apolar
HCl = H+δ : Cl-δ es un enlace covalente polar
NaCl =Na+ Cl- es un enlace iónico (No forma moléculas)
El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Algunas moléculas pueden ser apolares y contener enlaces polares
MOLÉCULAS POLARES.Dos cargas eléctricas iguales y de signo contrario ,+q y -q, situadas a una cierta
distancia entre sí, d, constituyen un dipolo que se caracteriza por su momento dipolar:
μ=q dSiendo d un vector con origen en +q y extremo en -q
¿q
¿−q
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• En las moléculas apolares, que poseen enlaces covalentes polares debido a que, por motivos de simetría,los dipolos creados por los distintos enlaces se pueden anular. Este caso puede suceder en moléculas lineales, triangulares planas o tetraédricas
δ2-
δ+ δ+
Molécula de H2O
• En las moléculas diatómicas coinciden la polaridad del enlace y la polaridad de la molécula
molécula de HClδ+ δ-
• En las moléculas angulares ( H2O) o piramidales (NH3), la polaridad de los enlaces y la polaridad molecular son diferentes, pues los momentos dipolares de los enlaces se suman como vectores
molécula de NH3
δ3-
δ+
δ+
δ+
molécula lineal
δ- δ-δ2+molécula tetraédrica
δ4+
δ-
δ-
δ-
δ-
molécula triangular plana
δ3+
δ-
δ-δ-
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HIBRIDACIÓN DE ORBITALES.
La combinación de orbitales atómicos (OA) da lugar a los denominados orbitales híbridos
Los tipos de hibridación más frecuentes son
La geometría molecular estudia la disposición tridimensional de los átomos de las moléculas.Existen dos procedimientos para predecir y justificar dicha geometría:La hibridación de orbitales y el RPECV
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• Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridaciónteoría de la hibridación”.
• Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).
• Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.
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• Se hibridan:Se hibridan:– Los orbitales atómicos que van a formar enlaces
“σ”
– Las parejas de e– sin compartir.
• No se hibridan:No se hibridan: – Los orbitales atómicos que van a formar el
segundo o tercer enlace.
– Los orbitales atómicos vacíos.
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Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos
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Hibridación sp3
CH4 C 1s2 2s2p2
Promoción hibridación
4 orbitales sp3
(distribución tetraédrica)
NH3 H2O
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1 orbital s 2 orbitales p 3 orbitales sp2
(distribución triangular plana)
BF3
B 1s2 2s2p1
Promoción hibridación
Hibridación sp2
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BeF2
Be 1s2 2s2
F 1s2 2s2p5
promoción
Hibridación sp
Orbitales sp híbridos
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Etileno CH2=CH2 Promoción hibridación
Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces
38Enlace σ Enlace π
• Se dan dos tipos de enlaces covalentes
– enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los núcleos de los átomos enlazados
– enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los orbitales con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados
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Tipos de hibridaciónTipos de hibridación
• spsp33 – 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano
– 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3
– 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O
• spsp22
– 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3
– 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno
• spsp – 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2
– 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2
– 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino
PROBLEMAS PAU
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• Los pares de electrones de valencia que rodean a un átomo central se repelen entre sí, separándose en la medida de lo posible para minimizar la energía del sistema
El método RPECV (método de la repulsión entre pares electrónicos de la capa de valencia) predice la geometría de moléculas sencillas basándose en la repulsión entre pares de e- en torno al átomo central. Considera tanto los pares de electrones de los enlaces como los pares de electrones no compartidos
• Los pares no compartidos están más dispersos y ejercen más repulsión sobre los otros pares, por lo que los ángulos de enlace que resultan son mayores que los teóricos
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El átomo central El átomo central sólo tiene pares de esólo tiene pares de e– – de enlace.de enlace.
• BeF2: El Be tiene 2 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 180º.
• BCl3: El B tiene 3 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 120º.
• CH4: El C tiene 4 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 109,4º.
CH4
Tetraédrica
BCl3
Triangular
BeF2
Lineal
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El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.
• Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal.
• Ejemplos:Ejemplos:– Etino (acetileno)
– CO2
43
El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
• La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.– NH3: El N tiene 3 pares de e–
compartidos y 1 sin compartir ⇒ Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)
– H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir ⇒ Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)
Agua (104,5º)
Metano (109,4º)
Amoniaco (107,3º)
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El átomo central tiene un enlace doble.
• La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.
• CH2=CH2: Cada C tiene
2 pares de e– compartidos
con el otro C y 2 pares de
e– compartidos con sendos
átomos de H. ⇒ – Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)
– Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
122º
116º
122º
45
46
AB2E
AB3E AB3
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MODELO VSEPR (IV):MODELO VSEPR (IV):Moléculas con más de un átomo centralMoléculas con más de un átomo central
Se asigna la geometría a cada átomo central independientemente.
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AB2 AB3 AB4 AB5 AB6
BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6
2 pares de e- de enlace
3 pares de e- de enlace
4 pares de e- de enlace
5 pares de e- de enlace
6 pares de e- de enlace
180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º
Lineal Triangular plana
Tetraédrica Bipirámide trigonal
Octaédrica
Moléculas sin pares de electrones libres
Cl Be Cl
F B F
F
H
H C H
H
Cl P
Cl Cl
Cl Cl
F S F
F F
F F
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AB2ESnCl2 PE=2
PL=1 Triangular plana
Angular ángulo
menor 120º
AB3ENH3
PE=3PL=1 tetraédrica
Pirámide trigonal
107º
AB2E2
H2O PE=2PL=2
tetraédricaAngular
105º
Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE)
Cl Sn Cl
H N H
H
H O H
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PAU-2007A. Represente la estructura de la molécula de agua mediante el diagrama de Lewis.B. Deduzca la geometría de la molécula de agua mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.C. ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida mientras que el sulfuro de hidrógeno, de mayor masa molecular, es gaseoso?
A.Las respectivas configuraciones electrónicas de hidrógeno y oxígeno, utilizando el diagrama de Möller para realizarlas, resultan:
O: 1s2 2s2 2p4 H: 1s1
Así, el átomo de oxígeno se une a dos átomos de hidrógeno, compartiendo dos pares de electrones, quedando los otros dos pares de electrones sin compartir. La estructura de Lewis:
B.La teoría RPECV nos dice que los pares de electrones compartidos y sin compartir situados alrededor del átomo central, adquieren determinadas direcciones en el espacio para conseguir una mínima repulsión entre ellos.El agua es una molecula del tipo AB2E2, con dos pares de electrones enlazantes y dos pares no enlazantes, de forma que tiene geometría ANGULAR, con el oxígeno como átomo central y los enlaces con los hidrógenos formando un ángulo de 104,5º, menor de lo esperado debido a la repulsión de los electrones no enlazantes.
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PAU-2006Dadas las moléculas CF4
y NH3: a. Represéntalas mediante estructuras de Lewis. b. Justifica su geometría mediante la teoría de RPECV. c. Indica la hibridación del átomo central.
a.Las configuraciones de los distintos elementos, utilizando el diagrama de Möller, son:
C(Z=6): 1s2 2s2 2p2 F(Z=9): 1s2 2s2 2p5 N(Z=7): 1s2 2s2 2p3 H(Z=1): 1s1
Así, el átomo de carbono tiene 4 electrones de valencia y el flúor 7, de forma que el carbono se sitúa como átomo central compartiendo 4 electrones con cuatro átomos de flúor. En base a esto, la estructura de Lewis:
Por otro lado, en el amoníaco, el átomo central de nitrógeno posee 5 electrones de valencia, mientras que el hidrógeno tiene uno, compartiendo 3 pares de electrones con éste y teniendo un par de electrones no compartidosEn base a esto, la estructura de Lewis:
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PAU-2006Dadas las moléculas CF4
y NH3: a. Represéntalas mediante estructuras de Lewis. b. Justifica su geometría mediante la teoría de RPECV. c. Indica la hibridación del átomo central.
b.La teoría RPECV nos dice que los pares de electrones compartidos y sin compartir situados alrededor del átomo central, adquieren determinadas direcciones en el espacio para conseguir una máxima repulsión entre ellos, minimizando la energía y haciendo estable a la molécula.El tetrafluoruro de carbono (CF4) es una molecula del tipo AB4, con cuatro pares de electrones compartidos (enlazantes) y sin pares no compartidos (no enlazantes), de forma que tiene geometría TETRAÉDRICA, con el carbono como átomo central y los enlaces con los fllúor formando un ángulo de 109,5º.
El amoníaco (NH3) es una molécula del tipo AB3E, con 3 pares de electrones compartidos y 1 par sin compartir, de forma que tiene geometría PIRAMIDAL TRIGONAL, con el nitrógeno como átomo central y los enlaces con los hidrógenos formando un ángulo de 107,3º, cerrándose los ángulos debido a los electrones no enlazados.
SIGUIENTE
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PAU-2006Dadas las moléculas CF4
y NH3: a. Represéntalas mediante estructuras de Lewis. b. Justifica su geometría mediante la teoría de RPECV. c. Indica la hibridación del átomo central.
c.En el tetrafluoruro de carbono (CF4) , el átomo central de carbono:
C(Z=6): 1s2 2s2 2p2
y el flúorF(Z=9): 1s2 2s2 2p5
Dando lugar a una disposición tetraédrica
En el amoníacoN(Z=7): 1s2 2s2 2p3
y el hidrógenoH(Z=1): 1s1
Dando lugar a una disposición Piramidal Triangular SIGUIENTE
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PAU-2008Deduzca, según la teoría RPECV, la geometría de las siguientes moléculas, e indique la polaridad de las mismas:a.Amoníaco.b.Tricloruro de boro.c.Metano.La teoría RPECV nos dice que los pares de electrones compartidos y sin compartir situados alrededor del átomo central, adquieren determinadas direcciones en el espacio para conseguir una máxima repulsión entre ellos, minimizando la energía y haciendo estable a la molécula.GEOMETRIA a. b. c.Las configuraciones electrónicas de los elementos implicados, utilizando el diagrama de Möller, son:
N(Z=7): 1s2 2s2 2p3 H(Z=1): 1s1 B(Z=5): 1s2 2s2 2p1 Cl(Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 C(Z=6): 1s2 2s2 2p2
En el amoníaco (NH3), el átomo central de nitrógeno posee 5 electrones de valencia, mientras que el hidrógeno tiene uno, compartiendo 3 pares de electrones con éste y teniendo un par de electrones no compartidosEn el tricloruro de boro (BCl3), el boro posee 3 electrones de valencia y el cloro 7, compartiendo ambos 3 pares de electrones y sin pares no compartidos.En el tetracloruro de carbono (CCl4), el carbono, átomo central, tiene 4 electrones de valencia y el hidrógeno 1, compartiendo estos cuatro pares de electrones y sin pares no compartidos.En base a esto, las estructuras de Lewis:
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PAU-2008Deduzca, según la teoría RPECV, la geometría de las siguientes moléculas, e indique la polaridad de las mismas:a.Amoníaco.b.Tricloruro de boro.c.Metano.Así, el amoníaco (NH3) es una molécula del tipo AB3E, con 3 pares de electrones compartidos y 1 par sin compartir, de forma que tiene geometría PIRAMIDAL TRIGONAL, con el amoníaco como átomo central y los enlaces con los hidrógenos formando un ángulo de 107,3º, cerrándose los ángulos debido a los electrones no enlazados.
El tricloruro de boro (BCl3) es una molécula del tipo AB3, con 3 pares de electrones compartidos y sin pares sin compartir, de forma que tiene geometría PLANA TRIGONAL (TRIANGULAR), con el boro como átomo central y los enlaces con los cloro formando un ángulo de 120º en un mismo plano.
El tetracloruro de carbono (CCl4) es una molécula del tipo AB4, con 4 pares de electrones compartidos y sin pares sin compartir, de forma que tiene geometría TETRAÉDRICA, con el carbono como átomo central y los enlaces con los cloro formando un tetraédro con 109,5º.
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PAU-2008Deduzca, según la teoría RPECV, la geometría de las siguientes moléculas, e indique la polaridad de las mismas:a.Amoníaco.b.Tricloruro de boro.c.Metano.POLARIDAD a,b,cEn los tres casos, los enlaces son polares, ya que están teniendo lugar entre átomos de elementos de distinta electronegatividad, de forma que aparecen momentos dipolares, en esos enlaces.Ahora bien,
Los tres momentos dipolares de los tres enlaces NH se suman, originándose un dipolo total dirigido al átomo de nitrógeno con polaridad:
µT = µ1 + µ2+ µ3
La simetría molecular hace que los tres momentos dipolares se anulen, dando como resultado una molécula apolar:
µT = µ1 + µ2+ µ3 = 0
La simetría molecular hace que los tres momentos dipolares se anulen, dando como resultado una molécula apolar:µT = µ1+µ2 +µ3 +µ4= 0
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PAU 2004Dadas las especies: H2O, NH4
+ y PH3
a. Represéntelas mediante estructuras de Lewis.b. Justifique su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.
a.
b.
ORBITALES HÍBRIDOS
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PAU 2004En los siguientes compuestos: BCl3 , SiF4 y BeCl2.a. Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.b. ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central?
a.
b.
PLANA TRIANGULAR TETRAÉDRICA LINEAL
Cl
Cl
ClCl Cl
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PAU 2005Para el eteno (CH2=CH2) indique:a) La geometría de la molécula.b) La hibridación que presentan los orbitales de los átomos de carbono.c) Escriba la reacción de combustión ajustada de este compuesto.
a. y b.
Etileno CH2=CH2 Promoción hibridación
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Por ejemplo, la molécula de SO3 es un híbrido de resonancia entre las siguientes estructuras
La resonancia establece que existen, no sólo pares de e- compartidos y localizados entre dos átomos, sino que algunos se deslocalizan y su posición se
extiende por la molécula
• La resonancia propone la representación de determinadas moléculas mediante varias fórmulas estructurales llamadas estructuras resonantes.
• La estructura real es el conjunto de dichas estructuras y se denomina híbrido de resonancia.
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FUERZAS INTERMOLECULARES.
1-Fuerzas de atracción dipolo-dipolo (fuerzas de orientación o de Keeson): Se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes. La
parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo. Las moléculas se orientan y se atraen con una fuerza que aumenta con su momento dipolar. A temperatura ambiente la mayoría de las sustancias son líquidos o gases debido a sus bajas temperaturas de fusión y ebullición.
2- Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido (fuerzas de Debye)
Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido y surgiendo así una fuerza de atracción entre ambas moléculas.
Las fuerzas que unen las moléculas entre sí se denominan fuerzas de Van der Waals. Su magnitud depende del número de e-, del tamaño y de la forma molecular. Existen tres tipos:
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Se deben a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria, a partir de vibraciones que producen una polarización por asimetría de la distribución de e-
• Son fuerzas más débiles que las anteriores, por la brevedad de su existencia.
• Originan el estado líquido y sólido de moléculas que son apolares por no tener dipolos (O2,H2,N2) o por motivos de simetría (CO2,CCl4,CH4).
• Crecen con la masa molecular o atómica de las sustancias
3-Fuerzas de dispersión (fuerzas de London):
Enlace de hidrógeno.
Es una unión entre moléculas en las que un átomo de H actúa de “puente” entre dos átomos muy electronegativos como F,O ó N, que se encuentran unidos al
hidrógeno mediante un enlace covalente muy polarizado. Los electrones del enlace covalente están muy desplazados hacia el átomo más electronegativo y el H tiene
cierta carga positiva
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Ejemplos:En la molécula de HF se produce una atracción de tipo electrostático entre los átomos de hidrógeno H+δ y de F-δ
El enlace de hidrógeno se representapor una línea discontinua de puntos. Enlace entre moléculas de HF
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Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)
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SUSTANCIAS MOLECULARES.
Las moléculas son agrupaciones de átomos unidos por enlace covalente. Las sustancias moleculares se caracterizan por la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los átomos de la molécula y la debilidad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas
Hmuyfuerte
H
H 2 .. . .. .. .. . .. ..muydébil
. . H 2
• La mayoría de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición bajos
• Si las moléculas tienen gran masa molecular pueden encontrarse en estado sólido o líquido a temperatura ambiente
• Generalmente son gases en condiciones ordinarias de presión y temperatura
Oxígeno (gas molecular) Bromo (líquido molecular) Yodo (sólido molecular)
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SÓLIDOS COVALENTES.
Los sólidos covalentes,también llamados sólidos atómicos o reticulares, sonsustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando redes tridimensionales
• Las uniones entre los átomos son muy fuertes, por lo que tienen temperaturas de fusión y ebullición muy altas y son muy duros.
Ejemplos:
Diamante (C)
Cuarzo (SiO2)
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Propiedades de los compuestos covalentes
• Sólidos covalentesSólidos covalentes:• Los enlaces se dan a lo
largo de todo el cristal.
• Gran dureza y P.F alto.
• Son sólidos. • Insolubles en todo tipo de
disolvente.• Malos conductores.
• El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.
• Sust. molecularesSust. moleculares:• Están formados por
moléculas aisladas.
• P.F. y P. E. bajos (gases).
• Son blandos. • Solubles en disolventes
moleculares.• Malos conductores.
• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.
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Moléculas apolares
Moléculas polares
Moléculas con enlace de hidrógeno
Sólidos covalentes
Estado físico en condiciones estandar
Solubilidad en disolventes apolares
Solubilidad en disolventes polares
Dureza (sólidos)
Conductividad
Ejemplo
gas
Muy alta
Muy baja
Muy blandos
No
N2
Gas o líquido
Muy baja
Muy alta
Muy blandos
No
CO
Gas o líquido
Muy baja
Muy alta
Muy blandos
No
H2O
Sólido
Muy baja
Muy baja
Muy duros
No
SiO2
Propiedades generales de las sustancias moleculares y sólidos covalentes
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PAU 2001Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a. El punto de ebullición del butano es menor que el de 1-butanolb. La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono ocupando la posición central.c. El etano es más soluble en agua que el etanol.
a. VERDADERO. El 1 butanol, posee un átomo de un elemento muy electronegativo unido a un hidrógeno, de manera que se forman enlaces por puentes de hidrógeno entre sus moleculas, con lo que su punto de ebulliición será mayor, que el del butano, que carece de esta posibilidad.
b.VERDADERO. Las configuraciones electrónicas de los elementos implicados, utilizando el diagrama de Möller, son:
C(Z=6): 1s2 2s2 2p2 H(Z=1): 1s1 Cl(Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
En el triclorometano es una molécula del tipo AB4, con 4 pares de electrones compartidos y sin pares sin compartir, de forma que tiene geometría TETRAÉDRICA, aunque debido a la diferencia de electronegatividades hay una distribución desigual de cargas y el tetraédro estará distorsionado.
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PAU 2001Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a. El punto de ebullición del butano es menor que el de 1-butanolb. La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono ocupando la posición central.c. El etano es más soluble en agua que el etanol.
c. FALSO. En la molécula de etanol, existe un momento dipolar total, tratándose de una molécula polar y, por tanto, de una molécula soluble en disolventes polares, como el agua. Sin embargo, el etano, aun teniendo enlaces polares, tiene un momento dipolar total nulo, esto es, se trata de una molécula apolar y, por tanto, insoluble en disolventes polares como el agua.
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PAU 2001Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2.a. Represente sus estructuras de Lewis.b. Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de RPECV.c. Indique la hibridación del átomo central.
a.
b.
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PAU 2001Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2.a. Represente sus estructuras de Lewis.b. Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de RPECV.c. Indique la hibridación del átomo central.
c.
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PAU 2001Dadas las moléculas CH4, C2H2, C2H4, razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a. En la molécula C2H4 los dos átomos de carbono presentan hibridación sp3.b. El átomo de carbono de la molécula CH4 posee hibridación sp3.c. La molécula de C2H2 es lineal.
a. FALSO. Presentan hibridación sp2, con un solapamiento lateral del orbital p que queda sin hibridar, dando lugar al doble enlace.
b. VERDADERO.
c. VERDADERO. Los átomos de carbono poseen hibridación sp, con un ángulo de 180º entre ellos.
PAU 2001Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O.a. Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos.b. Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición. Justifique las respuestas.a.CaF2: Compuesto iónico, formado por un metal muy electropositivo y un no metal muy electronegativo. CO2: Compuesto covalente, formado por dos no metales de electronegatividades diferentes, apareciendo, por tanto, un momento dipolar en los enlaces. Al tener el C central una hibridación sp, tiene una configuración lineal y los momentos se anulan. Se trata de una molécula apolar, aunque aparecerán fuerzas de Van der Waals de dispersión.H2O: Compuesto covalente, formado por dos no metales de electronegatividades diferentes, siendo una molécula del tipo AB2E2, angular, con enlaces polares y siendo una molécula polar, existiendo fuerzas entre sus moléculas de Van der Waals de orientación.Además, la presencia de un elemento muy electronegativo como el O unido a un hidrogeno, da lugar a la formación de enlaces por puentes de hidrógeno.b.Por todo lo anteriormente expuesto, la clasificación de sus puntos de fusión será:
PECO2 <PEH2O<PECaF2Ya que el compuesto iónico será el de mayor PE (debe vencerse la Uret). De entre los compuestos covalentes, el CO2 será el de menor debido a la menor intensidad de fuerzas intermoleculares.
PAU 2004a. Escriba el ciclo de Born-Haber para el KCl.b. ¿Cómo explica el hecho de que los metales sean conductores de la electricidad?
a.
b.Los metales son buenos conductores eléctricos, debido, principalmente a efectos de deslocalización electrónica, esto es, los electrones permanecen “libres” con facilidad para moverse. Esto dará lugar a la corriente. Dos teorías explican el comportamiento de los metales:1. Teoría del gas electrónico.2. Teoría de bandas
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Procesos parciales
Energía de Disociación D
Energía de sublimación S
1/2 Cl2 (g) + 1/2 D = Cl (g)
K (s) + S = K (g)
Energía de ionización EI K (g) + EI = K+ (g) + e-
Afinidad electrónica EA Cl (g) + e- = Cl-(g) + EAEnergía reticular U K+ (g) + Cl- (g) = K+ + Cl-(cristal) + U
Proceso directo K (s) + 1/2 Cl2 (g) = KCl (cristal) Q
Q = Entalpía de formación
La energía total se conserva Ley de Hess
Q = S+ 1/2 D + EI + EA + U
PAU 2003Justifique las siguientes afirmaciones:a. A 25ºC y 1 atm, el agua es líquida y el sulfuro de hidrógeno es gas.b. El etanol es soluble en agua y el etano no.c. En C.N. el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido.a.Los enlaces por puentes de hidrógeno se van a producir cuando un átomo de un elemento muy electronegativo (F,O,N) se une a un hidrógeno, posibilitando interacciones intermoleculares entre este elemento electronegativo y el hidrógeno de una molécula vecina.El agua cumple esta condición, mientras que no lo hace el sulfuro de hidrógeno, de forma que las interacciones en el agua son mayores, causando una elevación de su punto de fusión y, por tanto, haciendo que en condiciones normales, se presente como líquido.b.El etanol también cumple la condición anterior, siendo además una molécula polar y, como tal, soluble en agua.El etano es molécula apolar y sólo soluble en disolventes apolares.c.Las fuerzas de Van der Waals se presentan en sustancias covalentes, debido a las distribuciones de carga y a la existencia o posibilidad de formación de dipolos, ya sean estables, inducidos o instantáneos. Estas fuerzas se hacen mayores con la masa molecular y, al descender en un grupo, se producirá una mayor contribución de estas fuerzas, una elevación del punto de fusión y una evolución en el estado que se presentan.
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