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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
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ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDAES DE LAS
SUSTANCIAS
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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
2
03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
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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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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
….. desde 2009
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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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
PAEU CyL
….. desde 2009
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
..................
8
03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
….. desde 2009
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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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
….. desde 2009
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
10
03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
….. desde 2009
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
Geometría
molécular
→ 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
11
03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
….. desde 2009
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
12
03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
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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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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
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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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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
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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
Geometría
molécular
→ 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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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
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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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03_ENLACES_PROPIED_SUST_PAEU CyL
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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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