1.-Indica el tipo de enlace de los siguientes hidruros. Ayundándote

1.-Indica el tipo de enlace de los siguientes hidruros. Ayundándote de la siguiente tabla
comenta la polaridad de los enlaces.
Hidruro
HF
HCl
HBr
HI
% carácter iónico
43
17
11
6
Representa gráficamente la tabla anterior.
Representa de forma aproximada la gráfica de los puntos de ebullición de los hidruros
anteriores y justifícala utilizando las fuerzas intermoleculares que conoces.
En todos los casos se trata de enlaces covalentes, ya que se están enlazando dos no
metales. En la tabla nos indican el % de carácter iónico. En todos los casos el enlace no
es 100 % covalente (covalente puro), ya que hay diferencia en las electronegatividades
de los dos átomos que enlazan. La mayor diferencia de electronegatividades es con el F,
que es el más electronegativo de la tabla periódica. Como el F atrae con más fuerza el
par de electrones del enlace que el H, éstos se encuentran más cerca del F que del H, por
lo que aparece cierta carga negativa sobre el F y positiva sobre el H, es decir se trata de
un enlace polarizado, de ahí el elevado % de carácter iónico. Esta polarización va
disminuyendo a medida que bajamos en la tabla, ya que hay menos diferencia de
electronegatividad y menos % de carácter iónico.
50
% carácter iónico
45
40
35
%
30
25
20
15
10
5
0
HF
HCl
HBr
HI
Puntos de ebullición.
Para explicar las diferencias entre los puntos de ebullición de estos hidruros, tendremos
que recurrir a las fuerzas intermoleculares. Aquí deberías añadir una breve descripción
de los dos tipos de fuerzas intermoleculares que hemos estudiado.
Los hidruros que tengan fuerzas intermoleculares más intensas, tendrán puntos de
ebullición mayores.
Las fuerzas moleculares que hemos estudiado son los puentes de hidrógeno y las fuerzas
de Van der Waals.
Las fuerzas por puente de hidrógeno son más fuertes que las de Van der Waals. Se
presentan en los compuestos con grupos O-H, F-H y N-H. En este caso sólo en el
primer hidruro de la tabla (HF) y no en el resto. En todos los casos hay fuerzas de Van
der Waals. Las fuerzas de Van der Waals son más intensas a mayor tamaño de las
moléculas, en este caso el mayor tamaño corresponde con el HI y va disminuyendo a
medida que subimos en la tabla. Así el HF es el de menor tamaño y por lo tanto con
fuerzas de Van der Waals de menor intensidad. Si sólo considerásemos las fuerzas de
Van der Waals la gráfica tendría una forma aproximada como en la figura a. Al tener el
HF además puentes de hidrógeno de mayor intensidad, se va a producir una elevación
de su temperatura de ebullición con respecto a la esperada sólo con fuerzas de Van der
Waals (figura b).
T ebullición ºC
HF
Figura a
HCl
HBr
HI
HF
Figura b
Esta es la gráfica real para que compares con las predicciones
HCl
HBr
HI
2.- Indica la diferencia en las siguientes figuras y explica qué son y la forma de
obtenerlas.
Se trata de espectros. Uno de emisión (el segundo) y el otro de absorción. Los dos sólo
en el visible, es decir sólo de la radiación que podemos percibir con nuestros ojos. En el
primer caso se observa el espectro contínuo de la luz (sólo en el visible), pero le faltan
algunas frecuencias, en las que aparecen rayas oscuras, debido a que se han absorbido
por una sustancia (espectro de absorción). En el segundo caso tenemos un fondo negro
(ausencia de radiación) sobre el que podemos distinguir sólo algunas frecuencias que
está emitiendo una sustancia determinada al ser excitada. Hay que hacer notar que las
rayas negras del espectro de absorción se corresponden exactamente con las frecuencias
emitidas del espectro de emisión.
Espectro de absorción.
Se hace pasar la luz de todo el
espectro por la muestra de las
sustancia y luego se analiza.
Aparece todo el espectro excepto
la radiación que ha absorbido la
muestra (rayas negras)
Espectro de absorción.
De alguna manera (por ejemplo
calentando) se excita una
muestra que emite radiación.
Sólo emite radiación a
determinadas frecuencias.
Las rayas aparecen a determinadas frecuencias debido a la estructura atómica de la
materia. Los electrones se distribuyen en los átomos en distintos niveles energéticos
cuantizados. Al excitar una sustancia, se hace que los electrones más externos cambien
de nivel y al volver al poco tiempo a su nivel natural emiten radiación de una frecuencia
exactamente igual a la correspondiente a la diferencia de energías entre los niveles
inicial y final. La ecuación de Planck ∆E= h f, nos permite calcular la frecuencia de la
radiación (f) a partir de la diferencia de energía entre los niveles (∆E).
En el espectro de absorción se analiza la luz que atraviesa una muestra. La radiación que
se corresponde con las diferencias energéticas de los niveles energéticos de los átomos
es absorbida, haciendo que el electrón pase a un nivel energético superior (figura a). Si
analizamos la luz que queda al atravesar una muestra, obtenemos su espectro de
absorición.
Por el contrario, si hacemos que el electrón suba de nivel por otros medios (excitamos al
electrón) y luego analizamos la radiación que emite al volver a su estado inicial (figura
b) obtenemos su espectro de emisión.
3.- Explica razonadamente la siguiente figura:
En la figura vemos que el tamaño de los átomos aumenta al bajar en una familia de la
tabla periódica. Esto es así porque cada vez tenemos una capa electrónica más y por lo
tanto mayor tamaño.
La otra observación importante es que al avanzar a lo largo de un periodo los radios
disminuyen. Esta explicación es un poco más difícil. En un periodo todos los elementos
tienen el mismo número de capas. La diferencia es que a medida que nos desplazamos
hacia la derecha aumentamos el número de electrones de esa capa y también el número
de protones del núcleo. Al tratarse de cargas eléctricas, aparecen fuerzas de atracción y
de repulsión. Al añadir electrones, aumenta la fuerza de repulsión entre ellos y esto
haría que aumentase el tamaño. Sin embargo no es así, ya que la fuerza de atracción de
los electrones más externos con los protones del núcleo compensa y supera a la de
repulsión (hemos añadido tantos protones como electrones).
4.- Explica a partir de la siguiente tabla la afirmación de que hay dos tipos de
electrones en el berilio.
Configuración electrónica del Be: 1s2 2s2
Como podemos ver en la configuración electrónica del Be, tiene sus 4 electrones
distribuidos en dos capas. 2 electrones en su capa más esterna y dos más en su capa
interna. Al tener sólo 4 electrones sólo puede tener 4 energías de ionización. Vemos que
arrancar el electrón más externo necesita de 900 KJ/mol. El segundo cuesta un poco
más, ya que se encuentra atraido por los cuatro protones del núcleo, pero sólo le repelen
ahora los dos electrones más internos. Al perder un segundo electrón, ha perdido
totalmente su capa externa y queda con la interna que está completa. Por lo tanto su
estructura electrónica ahora es la de un gas noble (capa completa). Para poder arrancarle
un tercer electrón hace falta mucha más energía, ya que estamos rompiendo su
estructura electrónica estable de gas noble. Su último electrón necesita todavía más
energía, ya que es el último y los cuatro protones del núcleo le atraen fuertemente sin
que haya ninguna fuerza de repulsión debido a otros electrones (está sólo). La
afirmación de que hay dos tipos de electrones del berilio, es debida a que en la
estructura electrónica del berilio hay dos capas y dos electrones en cada una de ellas.
Esta estructura se traduce en las distintas energías de ionización de la tabla, tal y como
hemos justificado anteriormente.
5.- ¿Cuántos electrones
tienen los siguientes iones?
Justifica el tamaño de estos
iones.
Especies isoelectrónicas quiere decir que tienen el mismo número de electrones.
Para el oxígeno (Z=8), tenemos 8 electrones. Para el anión O2-, tenemos 10 electrones.
El F tiene 9 electrones. Su anión F-, tiene uno más, es decir 10.
El Na tiene 11 electrones. Si pierde un electrón se transforma en el catión Na+ y se
queda con 10 electrones.
El Mg tiene 12 electrones. Si pierde dos electrones queda también con diez y se
transforma en Mg2+.
Por último el Al tiene 13 electrones. Perdiendo 3 se queda con 10 transformándose en
Al3+.
Todos tienen 10 electrones, pero lo que no ha cambiado es el número de protones que
tiene cada uno en su núcleo. En este caso por lo tanto las fuerzas de repulsión son
iguales y la diferencia en los tamaños vendrá dada por la mayor o menor fuerza de
atracción debida a los protones del núcleo. El Al3+ tiene 13 protones y por lo tanto es el
que atrae con más fuerza los electrones. Como vemos en la figura es el más pequeño
debido a esta mayor fuerza de atracción. El siguiente en protones y también en tamaño
es el Mg2+, que tiene 12 protones. Luego el Na+ con 11 protones. Le sigue el F- con 9
protones y por último el O2- que tiene el menor número de protones (8) y por lo tanto la
menor fuerza de atracción sobre los electrones.
Especie
Nº electrones Nº protones
Orden Fuerza atracción
2O
10
8
5º
F10
9
4º
+
Na
10
11
3º
2+
Mg
10
12
2º
Al3+
10
13
1º
5bis.- Explica la siguiente gráfica
Cuando tenemos dos átomos de hidrógeno muy alejados, no hay ningún tipo de
interacción entre ellos (E=0). A medida que se van acercando, empiezan a interactuar de
dos maneras. Por un lado sus nubes electrónicas se repelen entre ellas. Lo mismo ocurre
con sus núcleos. Hay también fuerzas atractivas entre los núcleos positivos y las nubes
de electrones. La zona de la gráfica en la que las nubes electrónicas de los dos átomos
de hidrógeno se encuentran solapadas formando una molécula se llama región
molecular.
Siempre hay una distancia óptima entre los dos núcleos enlazados en cualquier enlace
covalente. En la figura se muestra cómo cambia la energía potencial del sistema a
medida que dos átomos de H se unen para formar una molécula de H2. Conforme
disminuye la distancia entre los átomos, aumenta el solape entre sus orbitales 1s. A
causa del consecuente aumento en la densidad electrónica entre los núcleos, la energía
potencial del sistema disminuye; es decir, la fuerza del enlace aumenta, como indica la
disminución de la energía en la curva. Sin embargo, la curva también muestra que, si los
átomos se acercan mucho, la energía aumenta rápidamente. Este rápido aumento se debe
principalmente a la repulsión electrostática de los núcleos, que se vuelve importante a
distancias internucleares cortas. La distancia internuclear en el mínimo de la curva de
energía potencial corresponde a la longitud de enlace experimentalmente. Así, la
longitud de enlace es la distancia a la que las fuerzas de atracción entre cargas distintas
(electrones y núcleos) se equilibran con las fuerzas de repulsión entre cargas iguales
(electrón-electrón y núcleo-núcleo).
6.- Escribe la configuración electrónica de las siguientes especies y de su primer estado
excitado:
H, He, F, Cl-, Be2+
H
He
F
ClBe2+
Configuración electrónica
1s1
1s2
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2
Primer estado excitado
2s1
1s1 2s1
1s2 2s2 2p4 3s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s1
1s1 2s1
Ten en cuenta que para pasar al primer estado excitado, el último electrón de la
configuración electrónica, debe pasar a un orbital con mayor energía del que se
encuentra. Podemos visualizarlo mejor con la representación de casillas.
H:
Estado fundamental
He:
Primer estado excitado
7.- Si la energía de las órbitas para el hidrógeno viene dada por la ecuación
En = -13,6/ n2
donde n es el número cuántico principal y En viene dada
en eV. Calcula la frecuencia del fotón que promocionará el electrón del H al primer
estado excitado. Calcula la energía de los siguientes estados excitados del hidrógeno y
haz una representación gráfica de éstos.
Como hemos visto en el ejercicio anterior, el electrón del hidrógeno se encuentra en el
orbital 1s y pasa al 2s en su primer estado excitado.
Calculemos las energías para n=1 y n=2.
E1= -13,6 (eV)
E2= -13,6/22 = -3,4 (eV)
El salto energético sería de E2-E1 = -3,4 – (-13,6) = 10,2 (eV)
La frecuencia la podemos calcular a partir de la ecuación de Planck: ∆E= h f
f= 10,2 / 4.136×10 -15; f = 2,47 x 10-15 Hz
f = ∆E/h
Dato :
h = 6.63 ×10 -34 J.s
h = 4.136×10 -15 eV s
0,00
1
2
3
4
5
6
-2,00
-4,00
En
-6,00
-8,00
-10,00
-12,00
-14,00
-16,00
n
7
8
9
10