Examen de Química (Segundo Parcial, Enero) PDF

TEMA 4: El enlace quimico | Quim... mariia_cl Fundamento de Ciencias de la Materia 1º Grado en Educación Primaria Facultad de Ciencias de la Educación Universidad de Sevilla Reservados todos los derechos. No se pe...

TEMA 4: El enlace quimico | Quim... mariia_cl Fundamento de Ciencias de la Materia 1º Grado en Educación Primaria Facultad de Ciencias de la Educación Universidad de Sevilla Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 Química ( segundo parcial, enero ) Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 TEMA 4: EL ENLACE QUÍMICO 1. Introducción al Enlace Químico 2. Teoría del Enlace Químico Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. 3. Enlace Iónico 4. Enlace Covalente 4.1. Naturaleza 4.2. Teoría de Lewis: a. Enlace Simple b. Enlace Múltiple c. Enlace Dativo o Coordinado 4.3. Teoría de Repulsión de Pares de e - de la capa de Valencia. Geometría. 4.4. Polaridad del enlace covalente 4.5. Propiedades de los compuestos covalentes 5. Enlace Metálico 5.1. Teoría del mar de electrones 5.2. Propiedades de los compuestos metálicos 6. Fuerzas Intermoleculares 1. INTRODUCCIÓN AL ENLACE QUÍMICO:. 1.1. CUESTIONES POR RESOLVER: 1.) ¿Por qué los átomos aparecen en la naturaleza formando parte de agregados (moléculas) con otros átomos? Sólo los átomos de los gases nobles se encuentran de forma natural sin combinarse con otros. 2.) ¿Por qué los elementos se agrupan siempre en proporciones definidas (el nº de enlaces que puede formar un átomo es fijo y limitado)? 3.) ¿Por qué las moléculas adoptan las formas (geometría) que vemos en la naturaleza? 2. TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO:. Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. En estas situaciones se dice que se ha establecido un enlace químico. Los responsables de esta unión son los electrones más externos, los llamados electrones de valencia. Las propiedades de los compuestos son diferentes de las de los elementos que los componen. Ej.: el hidrógeno y el oxígeno son gases muy reactivos, mientras que el agua es un líquido estable a temperatura ambiente. Nacida para sacar matrículas, experta en tener que matricularme tres veces de lo mismo - coches.net Fundamento de Ciencias de la... Banco de apuntes de la a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 El tipo de enlace y la disposición de los elementos constituyentes ayudan a determinar las propiedades de un determinado compuesto. Así, por ejemplo, el carbono y el hidrógeno se combinan para dar lugar a distintos compuestos como el gas natural, diversos plásticos (polietileno, polipropileno…), la cera de las velas... 2.1. REGLA DEL OCTETO: Los enlaces entre átomos se dan porque los elementos quieren completar su Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. octeto (llegar a la configuración electrónica de gas noble, que es de ns2p6 en su capa de valencia). Lewis propone que la Configuración Electrónica de los Gases Nobles es “especial”, y eso les da ESTABILIDAD y los hace inertes (poco reactivos ). ORIGEN DE LA REGLA DEL OCTETO (8 e-): Estos enlaces dan lugar a las moléculas (H2O). Esta proporción es definida porque así todos los átomos de la molécula quedan satisfechos con su configuración de gas noble. Así, la geometría que forman los átomos de la molécula también es definida. → Las fuerzas intermoleculares de dan entre moléculas y son las causantes de los cambios de estado. El helio es una excepción de los gases nobles. Esto se debe a que, como el número atómico del helio es 2 (He= 1s2), su orbital s ya está completo y no necesita orbitales p, como el resto de gases nobles. Por ello, la configuración electrónica ideal del hidrógeno (H=1s1) es la del helio, el gas noble más cercano. 2.2. TEORÍA DE LEWIS: Los ELECTRONES DE VALENCIA (capa más externa) son fundamentales en el Enlace Químico. En algunos enlaces se transfieren electrones entre átomos y se forman IONES de signos opuestos que se mantienen unidos por atracción electrostática. Otras veces se comparten electrones entre dos átomos (juego de tirar la cuerda). Los electrones son transferidos o compartidos para dar a cada átomo la configuración electrónica de gas noble: 8 e‒ en la última capa (ns2p 6). 2.3. ESTRUCTURA DE LEWIS: Se pone el símbolo del átomo y tantos puntos ( ) alrededor como e‒ de valencia tenga ese átomo. (Los pares de e‒ se representan con guiones (—). Son una representación gráfica para comprender dónde están situados los electrones en un átomo. Nacida para sacar matrículas, experta en tener que matricularme tres veces de lo mismo - coches.net a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 3. TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS:. 3.1. ESQUEMA DE LOS TIPOS: Son modelos más o menos sencillos. En la naturaleza los enlaces tienen propiedades intermedias que estarán más próximas a uno u otro tipo de enlace. Como los metaloides tienen propiedades químicas de los no metales, los consideraremos no metales al tratar los enlaces (aunque no es probable que entren). 3.2. EL ENLACE IÓNICO: METAL NO METAL Energía de Ionización Baja Alta Afinidad electrónica Baja Alta Electronegatividad Baja Alta Propiedad Pierden un e- fácilmente Ganan un e- fácilmente Ejemplos Al, Sn, Na, Cs, Fe Cl, O, Br, I El enlace iónico implica la transferencia de un e - desde el Metal hasta el No Metal. Los átomos se mantienen unidos por Atracción Electrostática de los iones de signos opuestos: electroneutralidad. 3.2.1. ESTRUCTURA DE LEWIS DE COMPUESTOS IÓNICOS: Los iones, al tener cargas opuestas, se van a atraer hasta una DISTANCIA DE EQUILIBRIO hasta que la atracción se compensa con la repulsión que se da cuando se acercan las dos cortezas electrónicas. Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 3.2.2. ESTRUCTURA CRISTALINA. GEOMETRÍA: Las sustancias formadas por enlace Iónico forman Redes Cristalinas (Sólidos) en condiciones normales. La Estructura Cristalina viene determinada por el ÍNDICE DE COORDINACIÓN (número máximo de aniones que se pueden colocar alrededor de un catión) y el RADIO IÓNICO. Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. 3.2.3. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS: Sólidos a Temperatura Ambiente. Redes Cristalinas muy estables. Elevados Puntos de Fusión y Ebullición. Porque las fuerzas de atracción son muy intensas. Elevada Dureza. (Aumenta cuanto más estable es la red cristalina). Frágiles. Se rompen al intentar deformarlos. Malos Conductores en estado Sólido. (los iones están inmóviles en la red). Cuando se funden (líquidos) sí pueden moverse y son conductores. Buenos Conductores en disolución en líquidos polares. La red se desmorona y se separan los iones, que podrán moverse por el líquido. (La conducción se debe al desplazamiento de iones completos. No al de los e - sueltos). 3.3. EL ENLACE COVALENTE: Cuando se acercan dos átomos de dos elementos no metálicos (no quieren perder electrones), se comparten los electrones de valencia para llegar a la configuración electrónica de gas noble. De esta manera, los electrones compartidos pertenecen a los dos átomos que lo comparten. Ej: C = 2s2p2 / H= 1s1 4.2. DIFERENCIA ENTRE ENLACE IÓNICO Y ENLACE COVALENTE: ← Transferencia de electrones Compartición de electrones → Enlace iónico Enlace covalente Nacida para sacar matrículas, experta en tener que matricularme tres veces de lo mismo - coches.net a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 4.3. TIPOS DE ENLACES COVALENTES: Pueden compartirse 2, 4, o 6 electrones: ENLACE COVALENTE SIMPLE: Se da en todas las moléculas cuyos átomos estén unidos mediante enlace covalente. Se comparte 1 sólo par de electrones (2e-). Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. Explica que algunas especies elementales sean moléculas diatómicas (de dos átomos) → Cl2, O2, H2, Br2, I2, F2… Ej de la foto: Molécula de agua (H2O) → H (s2) + O ( s2p4) → El Oxígeno necesita 2 e- para llegar a la configuración de gas noble (s 2p6). Esos dos electrones se los cede el Hidrógeno (un electrón cada átomo de Hidrógeno). Al mismo tiempo, el Hidrógeno necesita 4 e- para llegar a la configuración de gas noble (s2p6). Esos electrones se los compartirá el átomo de Oxígeno (los 4 que tiene por sí mismo en su capa p), a cambio de los 2 que este necesitaba. *Nota: Las moléculas pueden ser homoatómicas (formadas por átomos del mismo elemento, como O2) o heteroatómicas (formadas por átomos de distintos átomos de diferentes elementos, como NaCl). ESTRUCTURA DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE SIMPLE: Por eso, ciertos elementos aparecen en la naturaleza como moléculas de carácter diatómico y homoatómico. ENLACE COVALENTE MÚLTIPLE: Se comparte más de un par de electrones. - Dos pares (cuatro electrones) → Doble - Tres pares (seis electrones) → Triple Explica otros tipos de elementos con moléculas diatómicas y muchas otras moléculas poliatómicas. ENLACE COVALENTE DATIVO: Se da cuando uno de los átomos aporta un par de electrones y el otro los acepta en un orbital vacío (Donador - Aceptador). El átomo que aporta los electrones no puede desprenderse de ellos porque los está usando para cumplir su regla del octeto, hace el “buen acto” de compartirlos con otro átomo que los necesita (de forma que pertenezcan a los 2 átomos). Nacida para sacar matrículas, experta en tener que matricularme tres veces de lo mismo - coches.net a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 4.4. ESTRUCTURAS DE LEWIS (no explica la geometría de las moléculas): La regla del octeto proporciona una forma simple de construir las denominadas estructuras de Lewis (diagramas que muestran el tipo de enlace en una molécula). PASOS (Ej. molécula BF4): 1. Calcular el número de electrones que se han de incluir en la estructura sumando el número de electrones de la capa de valencia de cada átomo que constituye la molécula. 2. Escribir los símbolos químicos de los átomos, de forma que se muestre cuáles están enlazados entre sí. Generalmente, el átomo menos electronegativo es el átomo central de una molécula, como ocurre en el CO 2 o en el SO42-, aunque existen excepciones como las moléculas de H2O o NH3. 3. Distribuir los electrones en pares de forma que haya un par de electrones entre cada dos átomos enlazados y poner, a continuación, pares electrónicos (en forma de pares solitarios o múltiples enlaces) hasta que cada átomo se encuentre rodeado de un octeto. Cada par de electrones de enlace se representa por una sola línea. La carga neta de una especie química pertenece a toda la especie química y no a un átomo en particular. ESTRUCTURA DE LEWIS: (No explica la geometría de las moléculas) Estructura de Lewis del ion BF4¯ Los átomos aportan: 3 + (4 x 7) = 31 B: 1s 2s 2p → 3 electrones de valencia electrones de valencia; la carga negativa 2 2 1 F: 1s22s22p5 → 7 electrones de valencia del ion representa un electrón adicional. El número de electrones totales del ion BF 4¯ es de 32, lo que implica que hay que acomodar 16 pares de electrones alrededor de 5 átomos. La estructura de Lewis del ion es -------------------------------------------------→ TEORÍA RPECV (GEOMETRÍA ESPACIAL): En este ejercicio suelen caer las moléculas de agua, metano, amoniaco, SH2, PH3. Nos sirve para determinar la naturaleza de una estructura molecular. Esta teoría se basa en la repulsión de los pares de electrones: Cuanto mayor sea el ángulo entre los pares de electrones, menor será la repulsión entre ellos y más estable será la molécula. La GEOMETRÍA MOLECULAR puede predecirse fácilmente basándonos en la repulsión entre pares electrónicos. En el modelo de RPECV, [Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] o TRPECV [Teoría de Repulsión de Pares de Electrones en la Capa de Valencia] los pares de e- alrededor de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de e -, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros. ¡Ojo! → El metano tiene enlaces polares, pero su la molécula es apolar. Esto ocurre en todas las moléculas no tengan pares de electrones sin compartir, aunque los enlaces sean polares, la suma total de estos dipolos es 0. Por lo tanto, la molécula es apolar. Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 PASOS: 1. Dibujar la estructura de Lewis. 2. Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: Geometría de los pares de e- (Geometrías ideales). Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. 3. La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace. REPULSIONES: PNC—PNC>PNC—PE >PE—PE PNC= Par de no enlace PE= Par de enlace GEOMETRÍA IDEAL DE LAS MOLÉCULAS: Tenemos que ver cuál sería la estructura ideal de esa molécula. Para eso tenemos que saber cuántos pares de electrones totales tiene el átomo central de la molécula (mediante la estructura de Lewis). → ¡Hay que saberse los ángulos! 4 pares de enlace 3 pares de enlace GEOMETRÍA REAL DE LAS 2 pares de enlace MOLÉCULAS: Se miran únicamente los pares de electrones de enlace del átomo central y se acude a la tabla anterior. Si no hay electrones de “no enlace” la geometría teórica y la real serán coincidentes. POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE: Aquellas moléculas en las que los dos átomos que forman el enlace covalente que tengan la misma electronegatividad (moléculas homonucleares) no va a existir polaridad porque el electrón quedará en medio. DENSIDAD DE CARGA: Se refiere a la cantidad de carga que hay en un determinado volumen. Se forma por la diferencia de electronegatividad en los dos electrones que forman la molécula. Una carga será positiva y otra negativa. ENLACE COVALENTE NO POLAR: Se da cuando los e- están compartidos por igual: Están a la misma distancia de los núcleos de los 2 átomos que están enlazados. Es el que existe en moléculas HOMONUCLEARES (O2 , N2 , H2 ). ENLACE COVALENTE POLAR: El par de e- del enlace se atrae más fuertemente por el átomo más electronegativo: No se comparten por igual. Se da en moléculas HETERONUCLEARES (átomos distintos con distinta electronegatividad). En este Nacida para sacar matrículas, experta en tener que matricularme tres veces de lo mismo - coches.net a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 caso, hay separación parcial de cargas (+ y -) y se forma un DIPOLO: 2 cargas iguales y opuestas. A mayor diferencia de electronegatividad, mayor polaridad. Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. Hay moléculas que, a pesar de que sus átomos tengan distinta E.N. y generen enlaces polares, en conjunto son APOLARES, porque los momentos dipolares que van en sentidos opuestos, se cancelan. Ej: CH4 (metano) → Aunque los enlaces en sí sean dipolares, la molécula es apolar, porque la suma de los vectores es 0). PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES: - Pueden ser sólidos, líquidos y gases (diamante, agua, O2 ). - Malos conductores: los e- están en los enlaces y no se mueven de allí. - Solubles en disolventes apolares. A veces pueden disolverse en agua (disolvente polar) si tienen capacidad para formar puentes de hidrógeno. - Puntos de fusión y ebullición bajos si se comparan con los sólidos iónicos. El punto de fusión o ebullición sube cuando aumenta la polaridad de la molécula, debido a la interacción entre dipolos. - Los sólidos covalentes son frágiles y quebradizos. 5. EL ENLACE METÁLICO:. El enlace metálico se da entre metales, pero sólo en estado sólido o líquido (nunca en estado gaseoso) Los metales presentan: - Alta tendencia a perder e- (bajo P.I.) - Baja afinidad por e- ajenos - Baja electronegatividad y muy parecidas - La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Teoría del gas electrónico (o mar de e‒): Cada átomo de metal se fracciona para dar ION - Forma los nudos de la red 1 o más e- - Forman una nube o mar deslocalizado de e- Todos los e- del “Mar de e-” pertenecen por igual a todos los átomos de la red. Así, se contrarresta la repulsión entre los iones + (aniones). PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES: - Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas (excepto el galio, Ga). - Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio, Hg), que es líquido). - Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos). - Son en general duros (resistentes al rayado). - Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Al aumentar el radio, disminuye su dureza y son más maleables. Nacida para sacar matrículas, experta en tener que matricularme tres veces de lo mismo - coches.net a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 - La mayoría se oxida con facilidad. - Presentan efecto fotoeléctrico: emisión de e- al incidir luz sobre ello (como el sensor de los ascensores). RESUMEN PROPIEDADES DE LOS DIFERENTES ENLACES: (suele caer) SUSTANCIAS COMPUESTOS METALES PROPIEDAD IÓNICAS (m-nm) COVALENTES (nm-nm) (m-m) Punto de fusión Altos Bajos Variable/ ¿Conduce electricidad (estado No No Sí sólido)? ¿Conduce la electricidad en estado Sí No Sí líquido (fundido)? ¿Conduce la electricidad al Sí No --- disolverse en agua? Solubilidad Agua Disolventes apolares --- ¿Maleabilidad y No No Sí ductilidad? Dureza Alta Baja Variable 6. FUERZAS INTERMOLECULARES:. Las fuerzas intermoleculares se producen entre moléculas que poseen enlaces covalentes. Reciben también el nombre de enlaces intermoleculares aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Estas fuerzas se clasifican en dos tipos básicos: 6.1. Las fuerzas de van der Waals 6.2. Los enlaces por puente de hidrógeno (¡ojo! → No es un enlace, sino una fuerza intermolecular.) 6.1. FUERZAS DE VAN DE WAALS: DIPOLO-DIPOLO PERMANENTE: (POLAR - POLAR) Interacción dipolo-dipolo. Las sustancias dipolares se orientan de forma que la energía sea mínima. DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO (POLAR – APOLAR): Se da en moléculas dipolares. Inducen la aparición de dipolos en otras moléculas, y se produce atracción entre ellas. Esta interacción es más débil que la del dipolo permanente. Ej: Cuando ponemos un imán (dipolar) en el frigorífico (apolar), el imán induce un dipolo en la zona del frigorífico donde vaya a colocarse. Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. a64b0469ff35958ef4ab887a898bd50bdfbbe91a-8353906 FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (APOLAR – APOLAR): Se dan en moléculas apolares. El movimiento de e - puede generar “dipolos instantáneos” que inducen otros dipolos en otras moléculas y, por tanto, atracción entre ellas. 6.2. ENLACES POR PUENTES DE HIDRÓGENOS: Es la asociación entre moléculas en sustancias (ver nota I) en estado líquido. Las Reservados todos los derechos. No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad. moléculas se unen a través de un átomo de Hidrógeno (H). Condiciones que deben cumplir estas moléculas: Deben tener 1 átomo de Hidrógeno que se convierta en un protón fácilmente (unido a un átomo muy electronegativo, tanto que sólo se da con N, O y F). Ese átomo electronegativo tiene que ser pequeño y con pares de e- LIBRES. - Nota I: Las únicas 3 moléculas con puentes de hidrógeno son el agua (H2O), ácido fluorhídrico (HF) y amoniaco (NH3). - Nota II: Las moléculas con Hidrógeno cuyos elementos (distintos al hidrógeno) sean de la misma columna tendrán la misma geometría. Ej.: NH3 = PH3 / PH4 = SiH4 / H2O = H2S. Como el Nitrógeno es mucho más electronegativo que el Hidrógeno, los hidrógenos necesitan carga negativa. Para conseguirla, van a interaccionar con los pares de electrones libres de otra molécula de amoniaco. ¡Ojo! → Los puentes de hidrógeno nunca se pintan con una línea continua, ya que podrían confundirse con enlaces. Por ello, se dibujan con líneas discontinuas. Nacida para sacar matrículas, experta en tener que matricularme tres veces de lo mismo - coches.net