enlace

1. enlace

2. 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)

5. 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

6. Tema 1. Estructura y propiedades CAPA DE VALENCIA CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS

7. 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

8. 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 no-metal. 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.

9. Fe presión

10. 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 • BeCl2 CO2 HCN C2H2 Dos ZONAS de electrones enlazados: Molécula lineal

11. Tema 1. Estructura y propiedades Tres zonas de electrones enlazantes: Molécula triangular plana BF3 H3O+ CH2O CO32- SO2 C2H4 NO3-

12. 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. CO32- Experimentalmente se sabe que todos los enlaces tienen la misma longitud NO3-

13. CH2O2 C2H6 CH4O

14. Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º) Tema 1. Estructura y propiedades Cuatro pares de electrones: Molécula piramidal Tres enlazados Molécula angular Dos enlazados Molécula tetraédrica Cuatro enlazados CH4 CCl4 NH4+ < < Enlazado- Enlazado No enlazado- Enlazado No enlazado- No enlazado Repulsión entre pares de electrones

15. Tema 1. Estructura y propiedades Polaridad de los enlaces y las moléculas Enlace covalente polar.

16. + + + 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 H3O+·· H

17. 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.

18. NaCl 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.

19. Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad

20. 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.

21. Ciclo de Born-Haber del LiF

22. B. 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. 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)

24. 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)

25. 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;

26. 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)

27. ESTRUCTURA DEL GRAFITO

28. 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?

29. 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.

30. 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.

31. 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)

32. Enlaces y moléculas Enlace iónico-enlace covalente IÓNICO COVALENTE COVALENTE POLAR

33. 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)

34. 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) 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. 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).

35. 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)