MÉTODO DE ESTUDIO DE LA ASIGNATURA. 1º) Estudiar detenidamente el resumen teórico que se presenta para cada tema

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1 MÉTODO DE ESTUDIO DE LA ASIGNATURA 1º) Estudiar detenidamente el resumen teórico que se presenta para cada tema 2º) Acudir al libro de texto para consultar aquel apartado o concepto que no se haya comprendido al estudiar el resumen indicado anteriormente (únicamente los apartados que en él aparecen). Nota :Al final de cada tema, se encuentra en el libro de texto, un resumen del mismo con las fórmulas más importantes que en él aparecen (Pueden ser de gran ayuda para la resolución de los ejercicios) 3º) Estudiar los Ejercicios Resueltos que aparecen en el libro de texto a lo l largo de todo el tema 4º) Resolver los Ejercicios de Autoevaluación que se indican para cada tema en esta página Web, consultando sus soluciones cuando sea necesario 5º) Visualizar (y experimentar con) las animaciones didácticas que aparecen en las páginas Web que se indican en cada tema 6º) Consultar con el profesor de la asignatura, todas las dudas que se tengan, bien personalmente, bien por teléfono ( ) o mediante correo electrónico (muranga@irakasle.net) Nota : Las figuras que aparecen en los resúmenes teóricos correspondientes a las tres evaluaciones del curso de Química de 2º Bachillerato que se presentan en esta página Web han sido tomadas del libro: QUÍMICA 2 (Ciencias de la Naturaleza y de la Salud/ Tecnología) Ed. S.M. (Bachillerato) (Utilizado como libro de texto,durante el curso , de la asignatura Química 2º Bachillerato en el I.B.D. Bilintx de Guipúzcoa)

2 QUÍMICA 2º BACHILLERATO 1ª EVALUACIÓN TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA RESUMEN TEÓRICO EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS PÁGINAS WEB TEMA 2: ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS RESUMEN TEÓRICO EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS PÁGINAS WEB TEMA 3: UNIONES ENTRE ÁTOMOS RESUMEN TEÓRICO EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS PÁGINAS WEB TEMA 4: ENLACE COVALENTE RESUMEN TEÓRICO EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS PÁGINAS WEB TEMA 5: LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA RESUMEN TEÓRICO EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS PÁGINAS WEB TEMA 6: TERMODINÁMICA RESUMEN TEÓRICO EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS PÁGINAS WEB

3 QUIMICA 2º BACHILLERATO TEMA1 ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1.- Descubrimiento de la estructura atómica Experimento de Rutherford para determinar la estructura atómica : a) El átomo consta de una parte central cargada positivamente,muy pequeña llamada NÚCLEO. En él se encuentran los PROTONES b) Alrededor del núcleo se encuentra otra zona mucho mayor llamada CORTEZA dónde se encuentran los ELECTRONES cargados negativamente. El número de protones en el núcleo se denomina NÚMERO ATÓMICO y se representa por la letra Z 2.- Una nueva partícula : El Neutrón. Isótopos Descubrimiento del NEUTRÓN (J. Chadwick en 1932) Concepto de NÚMERO MÁSICO : A = nº de protones + nº de neutrones ISÓTOPOS: Átomos con el mismo nº de protones en su núcleo pero distinto nº de neutrones. 3.- Espectros atómicos Espectros de absorción y espectros de emisión (Leer y ver figuras en el libro) 4.- Modelo atómico de Bohr (importante) N. Bohr en 1913 propuso un modelo atómico para explicar las características de los espectros de los átomos. Se basaba en las siguientes hipótesis: a) Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares. b) En estas órbitas, los electrones se mueven sin perder energía c) Sólo están permitidas aquellas órbitas cuya energía tome valores dados por la siguiente ecuación :

4 E=- RH n2 Siendo RH una constante de valor 2,180x10-18 J y n un número entero con valores desde n = 1 en adelante ( n= 1,2,3,4,...) a) Un electrón puede saltar de una órbita a otra, absorbiendo o emitiendo la energía De esta forma explicaba los espectros atómicos. Ver los ejercicios resueltos que se refieren al modelo atómico de Bohr del libro (imp.) 5.- Explicación del espectro del átomo de hidrógeno (Ver en el libro de texto) Importante ejercicios resueltos y propuestos que se refieren a este apartado 6.- Mecánica Cuántica El modelo de Bohr daba una explicación teórica satisfactoria del espectro del átomo de hidrógeno. Pero cuando se quiso aplicar a otros elementos los resultados predichos por el modelo no concordaban con los obtenidos experimentalmente. Se comprendió que era necesaria una nueva teoría a la que se denominó Mecánica Cuántica y que fue desarrollada Bohr, Heisenberg, Dirac y otros eminentes físicos. Esta nueva teoría se fundamentaba en dos hipótesis : La dualidad onda-corpúsculo El principio de incertidumbre Es importante comprender el concepto de orbital ( ver libro de texto) 7.- Orbitales y números cuánticos (muy importante) Subniveles de energía : En átomos polielectrónicos (Z>1) los niveles de energía se dividen en subniveles. Para cada nivel de energía hay tantos subniveles como indique su número n ( número cuántico principal). Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, l, llamado número cuántico secundario Número de orbitales en un subnivel: Un subnivel a su vez admite orbitales. Un subnivel caracterizado por un número cuántico secundario l, admite 2l +1 orbitales. Los números cuánticos son : n, l, ml que caracterizan a un orbital. En cambio los números cuánticos, n, l, ml, ms caracterizan a un electrón en un orbital. Importante, resolver cuestiones y ejercicios sobre este apartado. 8.- Los orbitales: forma y energía La forma de los orbitales: Ver las formas de los orbitales s, p, d en el libro de texto. Energía de los orbitales: muy importante el DIAGRAMA DE MÖLLER por su aplicación en el cálculo de las distribuciones electrónicas

5 9.- Configuraciones electrónicas ( muy importante) Reglas para ocupar los orbitales: - Principio del Aufbau - Principio de exclusión de Pauli - Regla de Hund

6 Páginas Web que pueden ayudar al estudio del tema 1 : option=com_content&task=view&id=77&itemid=33 Se trata de un constructor de átomos e iones option=com_content&task=view&id=157&itemid=1 Bonita página web, muy didáctica, para trabajar con el nº atómico, nº másico y con la carga del átomo de un elemento atomos.swf Página web en la que se construyen de forma sencilla los átomos de algunos elementos (H, He, Li,...) conociendo su nº atómico así como el nº de neutrones en su núcleo. option=com_content&task=view&id=14&itemid=33 En esta animación se presenta el modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno. En concreto, se visualizan los saltos de su único electrón a órbitas permitidas superiores, cuando absorbe un fotón de energía determinada Página web en la que se describen los orbitales atómicos : denominación, forma, características, etc... os/espectros.htm#up Página Web en la que se describen los espectros atómicos de emisión y de absorción de algunos elementos. Se explica también cómo se producen. onspin.swf Animación para visualizar el spín del electrón temaper2/sisperfp.htm Interesante página web en la que se construyen las distribuciones electrónicas de los distintos elementos al ir recorriendo la T.P.

7 EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION TEMA 1 : ESTRUCTURA DE LA MATERIA Ejercicio nº 1 : Un láser emite una radiación cuya longitud de onda vale λ = 7800 Å a) Calcular la frecuencia de esta radiación b) Calcular la energía de un fotón de la misma frecuencia anterior Datos: 1 Å = m ; c = 3x108 m/s ; h = 6,63x10-34 J.s Ejercicio nº 2: Dado el elemento de nº atómico Z = 19 a) Escribir su configuración electrónica b) Indicar los posibles valores que pueden tomar los números cuánticos de su electrón más externo. Ejercicio nº 3 : Contestar razonando la respuesta a las siguientes cuestiones : a) Cuántos orbitales hay en el segundo nivel de energía? b) La energía de estos subniveles aumenta o disminuye con el nº cuántico secundario l? c) En qué se parecen y en qué se diferencian los orbitales p? d) Por qué el subnivel de energía 2p puede alojar más electrones que el subnivel 2s? Ejercicio nº 4 : Razonar cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son posibles? a) n = 2 ; l = 1 ; ml = 1 b) n = 1 ; l = 0 ; ml = -1 c) n = 4 ; l = 2 ; ml = -2 d) n = 3 ; l = 3 ; ml = 0 Para cada una de las combinaciones posibles, escribir la designación habitual de los subniveles correspondientes a los números cuánticos dados.

8 Ejercicio nº 5 : Un electrón efectúa un salto entre los niveles energéticos que se muestran en la figura: Energía en ev -0,85-1,51-3,40-13,6 Calcular la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética desprendida. Datos : h = 6,63x10-34 J.s ; 1 ev = 1,6x10-19 J ; c = 3x108 m/s Ejercicio nº 6 : Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los elementos: A : 1s2 2s2 2p2 ; B : 1s2 2s2 2p1 3s1 Razonar si las siguientes afirmaciones son VERDADERAS o FALSAS a) La configuración dada para B no es posible b) Las dos configuraciones representan al mismo elemento químico

9 RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Ejercicio nº 1 : a) Aplicando la expresión : ν (frecuencia) = c λ c 3 x 10 8 m/s 3 = x = 3,85 x10 10 s -1 (Hz) ν= = - 10 λ 7800 x b) Aplicando la ecuación : E = h. ν E = 6,67x10-34 x 3,85x 1014 = 2,55x10-19 J

10 Ejercicio nº 2: a) El nº atómico es Z = 19, la distribución electrónica será : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 b) n = 4 ; l = 0 (tipo s) ; ml = 0 ; ms = + ½ ( o ½) Eligiendo : ms = + ½ : Los cuatro números cuánticos serán: ( 4, 0,0, +1/2)

11 Ejercicio nº 3 : a) El nivel energético n = 2 posee 4 ORBITALES: 2s (1 orbital) y 2p (3 orbitales) b) Aumenta. La energía de los subniveles 2p ( l =1) es mayor que la energía de los subniveles 2s (l = 0) c) Se parecen en que tienen la misma forma geométrica y la misma energía y se diferencian en su orientación en el espacio. (ver figuras en el libro) d) Es debido a que el subnivel 2p tiene 3 orbitales (3 x 2 = 6 electrones), en cambio el subnivel 2s tiene únicamente 1 orbital (1 x 2 = 2 electrones)

12 Ejercicio nº 4 : a) POSIBLE b) NO ES POSIBLE c) POSIBLE e) NO ES POSIBLE (2, 1, 1) (4, 2, -2)

13 Ejercicio nº 5 : Aplicando la expresión : E = h. ν Para calcular E debemos convertir la energía en ev a Julios (J) 1 ev = 1,6x10-19 J E = (13,6 1,51) ev x 1,6x10-19 (J/eV) = 1.934x10-18 J Por consiguiente : 1.934x10-18 = h.ν = 6,63x ν x = 2,917x1015 s-1 6,63 x La longitud de onda λ se calcula a partir de : ν= λ= 3 x 10 8 c -7 = 15 = 1,028 x10 m ν 2,917 x 10

14 Ejercicio nº 6 : a) FALSA : Sí es posible, porque ha habido un salto de un electrón desde el subnivel 2p al 3s y esto es posible si al átomo se le comunica energía. Se dice que el átomo se encuentra excitado. b) VERDADERA : pues el nº de electrones es el mismo en ambas (Z = 6)

15 QUIMICA 2º BACHILLERATO TEMA 2 ORDENACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS 1.- La Tabla Periódica La T.P. se construye en orden creciente al número atómico Z. Grupos y Períodos ( definirlos en la T.P., indicando sus nombres) Iones positivos y negativos Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares 2.- Configuración electrónica y Periodicidad El hecho de que todos los elementos de mismo grupo de la T.P. posean propiedades químicas similares, así como el número de electrones de la última capa sugiere que : LAS PROPIEDADES QUÍMICAS DE UN ELEMENTO ESTÁN RELACIO NADAS CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE SU ÚLTIMA CAPA (capa de valencia) Por ejemplo, la configuración electrónica de los elementos del grupo de los halógenos (grupo 17) (no se incluye el At) Se aprecia que todos ellos tienen la misma configuración electrónica en su último nivel ( ns2 np5). Por esta razón estos elementos tienen propiedades químicas muy parecidas.

16 3.- Bloques del Sistema Periódico. a) Gases Nobles (grupo cero) b) Elementos Representativos (grupos s y grupos p ) c) Metales de Transición (grupos d) d) Metales de Transición Interna (grupos f) Ver en libro de texto las configuraciones electrónicas de los elementos de cada bloque 3.- El tamaño atómico y el sistema periódico (importante) En general el tamaño (radio atómico) aumenta al DESCENDER en un GRUPO En general el tamaño atómico disminuye al AVANZAR (hacia la derecha) en un PERÍODO Los iones positivos (cationes) son siempre más pequeños que los átomos neutros de los que proceden. Lo contrario ocurre con los iones negativos (aniones); son siempre más grandes que los átomos neutros

17 4.- Variación periódica de la energía de ionización (E.I.) En general la E.I. disminuye al DESCENDER en un GRUPO En general la E.I. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO 5.- Variación periódica de la afinidad electrónica (A.E.) La A. E. ( o electroafinidad) es la energía que se desprende (o bien se gana) cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se convierte en ión negativo. En general la A.E. disminuye al DESCENDER en un GRUPO. En general la A.E. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO Se aprecia que la Afinidad electrónica varía en la T.P. de la misma forma que la Energía de Ionización (E.I.) 6.- Electronegatividad carácter metálico y reactividad La Electronegatividad de un elemento es la tendencia que tienen sus átomos a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. En general la E.N. disminuye al DESCENDER en un GRUPO En general la E.N. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO Nota : el Flúor (F) es por consiguiente el elemento más electronegativo Se aprecia que la Electronegatividad varía en la T.P. de la misma forma que la Energía de Ionización (E.I.) y que la Afinidad Electrónica (A.E.) Metales y no metales :Los elementos metálicos son los que poseen valores pequeños de la energía de ionización y electronegatividades muy bajas. Por consiguiente tienen tendencia a perder fácilmente electrones y tienen muy poca tendencia a ganarlos.

18 El carácter metálico : aumenta al DESCENDER en un GRUPO y Disminuye al AVANZAR en un PERIODO ( aumenta hacia la izquierda) Los elementos con más carácter metálico se encontrarán en la parte inferior izquierda de la T.P: Todo lo contrario se puede decir para el carácter no metálico : Los elementos más no metálicos ( metaloides) se encontrarán en la parte superior derecha de la T:P.( sin tener en cuenta a los gases nobles) IMPORTANTE : En el libro de texto ver una tabla resumen con las variaciones en la T.P. de todas las propiedades atómicas vistas anteriormente, es la siguiente :

19 Páginas Web interesantes como ayuda para el estudio del tema 2: Excelente página Web que describe con mucho detalle la Tabla Periódica de los elementos químicos (Muy buena página Web ) cion.htm Animación en la que se aprecia el concepto de energía de ionización de un átomo así como los diferentes valores que pueden tomar la 1ª, 2ª, 3ª,... energías de ionización. cas_energiadeionizacion.htm Variación en la T.P. de la energía de ionización al descender en un grupo o bien desplazarse en un período Otra excelente y muy completa página Web que desarrolla todos los apartados que se estudian en este tema: Tabla periódica, propiedades de los elementos de la T.P., propiedades periódicas de los elementos al desplazarse en la T.P, etc... (en inglés) Página Web que describe la tabla periódica de los elementos así como la propiedades de cada uno de ellos. Se pueden ver fotografías de los elementos. Excelente página Web en la que se muestra la Tabla Periódica de los elementos. Posee la particularidad que podemos elegir la forma de su presentación: puede mostrar las configuraciones electrónicas, puede mostrar el número atómico, etc... gclid=cj3u5qd185ecfq8zqgod1grbxg Página web en la que se describen las propiedades de los elementos de la T.P. (con fotografías de ellos) junto con sus aplicaciones y su influencia en el medio ambiente EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION

20 TEMA 2 : ORDENACION PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Ejercicio nº 1 : Dadas las configuraciones electrónicas siguientes: A : 1s2 2s2 2p5 B : 1s2 2s1 C : 1s2 2s2 D : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 a) Señalar el bloque del Sistema Periódico al que pertenecen A, B, C y D b) Indicar el grupo y período a los que pertenecen cada uno de los elementos anteriores. c) Si el grupo posee un nombre específico, indicarlo Ejercicio nº 2 : Un ión negativo X -, posee la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 a) Indicar el nº atómico de X así como su símbolo químico b) Indicar el grupo y período a los que pertenece en la T.P. c) Cómo es la electronegatividad de X? Por qué? Ejercicio nº 3 : a) Escribir la configuración electrónica de los átomos de F (Z = 9) ; Cl (Z = 17) y Br (Z = 35) y ordenarlos de menor a mayor radio atómico, justificando la respuesta. b) Escribir la configuración electrónica de los átomos Na(Z = 11) ; Mg (Z = 12) y Al( Z = 13) y ordenarlos de mayor a menor energía de ionización Ejercicio nº 4 : Dado el elemento A (Z = 17),justificar cuál o cuales de los siguientes elementos B (Z = 19), C (Z=35), D ( Z = 11) a) Se encuentran en su mismo período b) Se encuentran en su mismo grupo c) Son más electronegativos d) Tienen menor energía de ionización e) Tienen mayo radio atómico Ejercicio nº 5 : La E.I. (energía de ionización) del Cu es 744 kj/mol a) Calcular la E.I. por cada átomo de Cu medida en ev (electrón- voltios) b) Cuánto vale la frecuencia mínima de una radiación electromagnética capaz de ionizar un átomo de cobre? Datos : 1 ev = 1,6 x J ; h = 6,62 x J.s

21 Ejercicio nº 6 : Un elemento cuya configuración electrónica es : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p5 a) Es representativo, de transición, de transición interna o gas noble? b) Cómo se llama el grupo al que pertenece? c) Cómo será el radio atómico del Cl (Z=17), mayor, igual o menor? d) Cómo será la E.I. (energía de ionización) del Cl mayor, igual o menor? e) Cómo será la electronegatividad del I (Z= 53), mayor, igual o menor? f) Cómo será la afinidad electrónica del I,mayor, igual o menor? Ejercicio nº 7 : Rellenar los huecos en la tabla siguiente : SIMBOLOS PROTONES NEUTRONES ELECTRONES CARGA NETA 23 Na + 31 P Ejercicio nº 8 : Los elementos que se designan por las letras A, B, C, D y E (no se trata de símbolos químicos) ocupan las siguientes posiciones en la T.P. A E B C D Considerando estos cinco elementos, responder VERDADERO / FALSO razonando la respuesta: a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) El radio atómico de E es mayor que el de A El elemento C es un gas noble La energía de ionización de B es menor que la de E Los elementos A y B son muy diferentes entre sí El elemento E es un metal alcalino El elemento E es un halógeno El elemento más electronegativo es D La electroafinidad de E es mayor que la de A El elemento C posee muy poca estabilidad El elemento tiene D es un metal alcalinotérreo El elemento con menor radio atómico es E

22 RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN TEMA 2 : ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Ejercicio nº 1 : a) El elemento A : REPRESENTATIVO El elemento B : REPRESENTATIVO El elemento C : REPRESENTATIVO El elemento D : METALES DE TRANSICIÓN b) El elemento A : período 2º ; grupo VII B El elemento B : período 2º ; grupo I A El elemento C : período 2º ; grupo II A El elemento D : período 4º ; grupo VII A c) El elemento A :grupo de los halógenos El elemento B : grupo de los metales alcalinos El elemento C : grupo de los metales alcalino-térreos

23 Ejercicio nº 2 : a) El número atómico de X vale Z = 9 b) Se encuentra en el período 2º ;grupo VII B (halógenos) c) La electronegatividad de X es la más alta, pues se encuentra en la parte superior derecha de la T.P. (se trata del Flúor)

24 Ejercicio nº 3 : F : 1s2 2s2 2p5 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 Los tres elementos están en el mismo grupo (halógenos VIIB) Dado que el radio atómico aumenta al descender en un grupo y al avanzar hacia la izquierda en un período, a ordenación de menor a mayor radio atómico será : F < Cl < Br b) Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2 Al : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Los tres elementos están en el mismo período (3º) Dado que la E.I. aumenta en un período al avanzar hacia la derecha, la ordenación de mayor a menor E.I. será : a) Al > Mg > Na

25 Ejercicio nº 4 : a) Se encuentra en el mismo período que A únicamente el elemento D pues el último nivel energético, en ambos es el mismo (2º) b) Se encuentra en el mismo grupo que A únicamente el elemento C, pues posee la misma configuración electrónica en su último nivel. c) Ningún elemento es más electronegativo que el A, pues es el que se encuentra más a la derecha y más arriba en la T.P. d) Los tres elementos B, C, D poseen menor energía de ionización dado que los tres tienen un tamaño atómico mayor que A. e) Los tres elementos B, C y D poseen mayor radio atómico que A

26 Ejercicio nº 5 : a) Realizando la proporción: 6,022 x átomos 1 átomo = 744 kj/mol de átomos X kj/átomo Se obtiene : X = x kj /átomo de Cu Hay que convertir este valor a ev: 1,6 x J 1,235 x x 10 3 J = 1 ev X ev Se obtiene: X = 7,721 ev b) Aplicando: E = h. ν La frecuencia valdrá : ν= E 1,235 x = = 1,865 x1015 Hz h 6,62 x 10-34

27 Ejercicio nº 6 : a) Se trata de un elemento REPRESENTATIVO (grupo VII B) b) El grupo de los HALÓGENOS c) El radio atómico del Cl será MENOR (pues se encuentra por encima en la T.P.) d) La E.I. del Cl será MAYOR e) La electronegatividad del I será MENOR f) La afinidad electrónica del I será también MENOR

28 Ejercicio nº 7: SIMBOLOS Na P 3- F- Ni 2+ Au PROTONES NEUTRONES ELECTRONES CARGA NETA

29 Ejercicio nº 8 : a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) FALSO, pues se encuentra a la derecha de A VERDADERO VERDADERO, pues se encuentra debajo de E FALSO, pues se encuentran en el mismo grupo FALSO, pues se trata de un no metal halógeno VERDADERO FALSO, dado que el elemento más electronegativo es el E VERDADERO, dado que E está más a la derecha que A FALSO, dado que es un gas noble y posee máxima estabilidad VERDADERO VERDADERO, pues E es el que s encuentra más arriba y más a la derecha-

30 QUIMICA 2º BACHILLERATO TEMA 3 UNIONES ENTRE ATOMOS 1.- Por qué se unen los átomos? Los gases nobles poseen una configuración electrónica en su último nivel: s2 p 6 Esta configuración concede al átomo gran estabilidad : (estado de mínima energía) Los elementos se unen entre sí para adquirir esta máxima estabilidad Cuando reaccionan entre sí los átomos de los elementos pierden o ganan los electrones necesarios para adquirir la estructura de gas noble con 8 electrones en la última capa ( regla del octeto). El número de electrones intercambiados se denomina electrovalencia 2.- El enlace iónico El Cl ( Z= 17) y el Na ( Z = 11) Cómo forman enlace? Distribución electrónica del Cl : 1s2 2s22p6 3s23p5 Distribución electrónica del Na : 1s2 2s22p6 3s1 El Cloro es muy electronegativo ( tendrá mucha tendencia a aceptar un electrón en su último nivel; en cambio el Na es muy electropositivo con mucha tendencia a ceder el electrón 3s1 de su último nivel. El Na cederá entonces el electrón 3s1 al Cl que pasará a tener 3p6. Se forman dos iones cargados con carga contraria ( Cl-) y (Na+) El enlace iónico es la unión que se produce entre iones positivos y negativos, debida a las fuerzas de Coulomb ente los iones. Este enlace tiene lugar entre elementos de muy distinta electronegatividad

31 3.- La energía reticular En el enlace iónico los iones forman una red cristalina tridimensional. Por ejemplo en el CsCl (cloruro de cesio), la red sería : Esta ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía llamada energía reticular representada por la letra U. 4.- Las redes iónicas Ver en el libro de texto los distintos tipos de redes iónicas : red cúbica centrada en cuerpo; cúbica centrada en las caras; red tetraédrica, Ciclo de Born-Haber (importante) Q Na (s) S + ½ Cl2 ½D NaCl (cristal) U E.A Na (g) Cl- + Na+ Cl (g) E.I. Dado que la energía se tiene que conservar vayamos por el camino que vayamos, se cumplirá que : Q = + S + ½ D + E.I. + E.A. + Es importante estudiar los ejercicios resueltos en el libro de texto que se refieren a este apartado

32 6.- Propiedades de los compuestos iónicos (Muy Importante para las cuestiones) Los compuestos iónicos tienen temperaturas altas de fusión y de ebullición Son sólidos a temperatura ambiente En general son compuestos duros En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí lo hacen en estado fundido o en disolución. 7.- Enlace metálico Descripción : Circulación por la red metálica de un gas electrónico. Los iones positivos estarían colocados en los vértices de la red. Aparece una atracción entre el gas electrónico y los iones positivos da coherencia al cristal. Propiedades de los metales : - Brillo intenso - Gran conductividad eléctrica y térmica - Maleabilidad, ductilidad y resistencia a la tracción La grandes conductividades eléctrica y térmica se explican por la facilidad que tienen algunos electrones de valencia presentes en la nube electrónica para moverse a través del sólido.

33 Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 3 : Muy buena animación que muestra la formación de NaCl mediante enlace iónico Simulación para comprender la formación del enlace iónico entre el Cloro y el Sodio y la formación de la red iónica correspondiente. G/ModeloSolido/modsolido2fp.htm Modelo cinético de red de un sólido cristalino (Ejemplo : NaCl) G/ModeloSolido/modsolido2fp.htm Modelo cinético molecular en un líquido G/ModeloGas/ModGas2fp.htm Modelo cinético molecular en un gas Página web muy completa en la que se desarrollan los conceptos necesarios para comprender los enlaces :iónico, covalente y metálico. Al final de la página hay una tabla resumen muy didáctica bonds.html Simulación para entender el enlace por puente de hidrógeno en el agua Simulación en la que se estudian las fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals entre dipolos (permanentes). También se aprecian las fuerzas entre moléculas apolares o fuerzas de dispersión de London

34 EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN TEMA 3 : UNIONES ENTRE ÁTOMOS Ejercicio nº 1 : Los elementos S, Cl, Ar y Ca tienen números atómicos 16,17,18 y 20 respectivamente : a) A partir de sus configuraciones electrónicas indicar qué compuestos con enlace iónico podemos formar con ellos. b) Indicar las fórmulas químicas que tendrían dichos compuestos Ejercicio nº 2 : Escribir la fórmula química (empírica) del compuesto que forma cada uno de los pares de iones siguientes y nombrando dichos iones así como los compuestos resultantes: a) K + y Cr2O7 2b) Cu 2+ y O 2c) Al3+ y Cl d) Na + y SO32e) Fe 3+ y CO3 2Ejercicio nº 3 : Completar la tabla siguiente escribiendo las fórmulas de los compuestos formados por combinación de los elementos que en ella aparecen : Cl ( Z = 17) S ( Z = 16) O ( Z = 8) I ( Z = 53) K (Z = 19) Mg (Z = 12) Al (Z = 13) Ejercicio nº 4 : Dados los elementos A, B y C cuyos números atómicos son respectivamente 12, 16 y 17 a) A partir de sus configuraciones electrónicas indicar la naturaleza del enlace de los compuestos obtenidos al unir A con B y A con C b) Indicar la fórmula de los compuestos formados y describir algunas de sus propiedades. Ejercicio nº 5 : Escribir la configuración electrónica del ca ( Z = 20) y del Br ( Z = 35) a) Razonar qué tipo de enlace formarán entre ellos b) Escribir la fórmula de dicho compuesto c) Describir las propiedades que deben esperarse en el compuesto formado

35 Ejercicio nº 6 : Responder VERDADERO / FALSO a las afirmaciones siguientes, razonando la respuesta: a) En un enlace iónico las E.I. (energías de ionización) de los elementos que forman el enlace son elevadas. b) A mayor energía reticular, más estable resulta el compuesto iónico. c) Las electronegatividades de los átomos en un enlace iónico son pequeñas. d) En un enlace iónico los cationes tienen menor volumen que los átomos neutros de los que provienen. e) En el enlace iónico todos los iones tienen igual carga. Ejercicio nº 7 : Construir un diagrama de Born Haber con los datos que se dan a continuación y utilizar dicho diagrama para calcular la energía de formación del bromuro de potasio (KBr). Datos : Energía de sublimación del K : S = 81,26 kj/mol Energía de vaporización del Br2 : Ev = 30,7 kj/mol Energía de disociación del bromo gaseoso : D = 193,5 kj/mol Energía de ionización del K : EI = 418,4 kj/mol Afinidad electrónica del bromo : AE = - 321,86 kj/mol Energía reticular del bromuro de potasio : U = - 697,05 kj/mol Nota : El bromo se encuentra en la naturaleza en forma molecular en estado líquido. El potasio en cambio es un metal sólido. Ejercicio nº 8 : Atendiendo al tamaño de los iones que los forman y considerando su energía reticular, ordenar en orden creciente (de menor a mayor) de solubilidad los siguientes compuestos: CaF2 ; CaCl2 ; CaBr2 ; CaI2

36 RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN TEMA 3 : UNIONES ENTRE ÁTOMOS Ejercicio nº 1 : a) Las configuraciones electrónicas son las siguientes : S (Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Ar (Z = 18) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Ca (Z = 20) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Según estas configuraciones, podrán unirse mediante enlace iónico : S y Ca Cl y Ca b) Las fórmulas de los compuestos que formarán serán : CaS : Sulfuro de calcio ( o cálcico) CaCl2 : Dicloruro de calcio

37 Ejercicio nº 2 : a) b) c) d) e) K+ + Cr2O72- : K2Cr2O7 (Dicromato potásico) Cu2+ + O2: CuO (Oxido de cobre (II)) Al3+ + Cl: AlCl3 (Tricloruro de aluminio) + 2Na + SO3 : Na2SO3 (Sulfito sódico) Fe3+ + CO32- : Fe2(CO3)2 (Carbonato de hierro(iii), (o bien, carbonato férrico)

38 Ejercicio nº 3 : K (Z = 19) Mg (Z = 12) Al (Z = 13) Cl ( Z = 17) KCl MgCl2 AlCl3 S ( Z = 16) K2S MgS Al2S3 O ( Z = 8) K 2O MgO Al2O3 I ( Z = 53) KI MgI2 AlI3

39 Ejercicio nº 4 : a) Las configuraciones electrónicas serán : A (Z = 12) : 1s2 2s2 2p6 3s2 B (Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 C (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Al unirse A con B : Enlace iónico (pues A es electropositivo y B electronegativo) Al unirse A con C : Enlace iónico (pues A es electropositivo y C electronegativo) b) Las fórmulas de los compuestos formados serán: A con B : AB A con C : AC 2 Ambos compuestos poseerán las propiedades de los compuestos iónicos : Son sólidos a temperatura ambiente Altas temperaturas de fusión Buenos conductores de la electricidad en estado fundido o en disolución. Forman redes cristalinas

40 Ejercicio nº 5 : La configuración electrónica del Ca (Z = 20 ) es : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 La configuración electrónica del Br (Z = 35) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 a) El enlace entre el Ca (metal : electropositivo) y el Br (no metal : electronegativo) será un ENLACE IÓNICO b) La fórmula del compuesto formado será : CaBr2 c) Las propiedades del compuesto formado serán las indicadas en el ejercicio nº 4 : Son sólidos a temperatura ambiente Altas temperaturas de fusión Buenos conductores de la electricidad en estado fundido o en disolución. Forman redes cristalinas

41 Ejercicio nº 6 : a) FALSA : En el enlace iónico, uno de los elementos es un metal y éstos no suelen tener energía de ionización elevadas (parte izquierda de la T.P.) b) VERDADERA c) FALSA: En el enlace iónico, uno de los elementos es un no metal y éstos suelen tener altas electronegatividades (parte derecha de la T.P.) d) VERDADERA : Los cationes son los iones cargados positivamente, y éstos tienen menor tamaño que los átomos neutros de los que proceden e) FALSA : En el enlace iónico los iones no tienen por que tener la misma carga

42 Ejercicio nº 7 : El diagrama de Born Haber será : K (s) + ½ Br2 (l) +Ev KBr (cristal) Q (energía de formación) +S ½ Br2 (g) +U +½ D K (g) K+ Br - Br (g) + EA + EI Se tiene que cumplir que : Q = S + Ev + ½ D + EA + EI + U La energía de formación Q, a partir de K(s) y de Br2 (l) se calcula sustituyendo en la fórmula anterior los datos que se dan en el enunciado del ejercicio : Q = 81, ,7 + ½ x193,5-321, ,4 697,05 = - 391,8 kj/mol

43 Ejercicio nº 8 : La energía reticular de un compuesto iónico viene dada por la expresión : q1.q 2 U=k d0 Siendo q1 y q2 las cargas de los iones, k una constante y d0 la distancia entre los iones. Cuanto mayor sea U más estable será el compuesto iónico y por consiguiente menor será su solubilidad. La distancia interiónica se puede considerar que es la suma de los radios de los iones : d 0 = ra + r c En este caso al ser el catión (rc) el mismo en todos los compuestos (Ca2+), la distancia entre los iones dependerá únicamente del radio del anión (ra) Se cumplirá, teniendo en cuenta las posiciones en la T.P. de los iones aniones : U (CaF2) > U (CaCl2) > U (CaBr2) > U (CaI2) Entonces la solubilidad en orden creciente será a la inversa, o sea : solubilidad del CaF2 < solubilidad del CaCl2 < solubilidad del CaBr2 < solubilidad del CaI2

44 QUIMICA 2º BACHILLERATO TEMA 4 ENLACE COVALENTE 1.- El enlace covalente : Representación de Lewis La formación de muchos compuestos químicos no puede explicarse acudiendo al enlace iónico. En general son los que resultan de las uniones entre no metales. Así por ejemplo la formación de las moléculas de H2O, NH3, CH4, PCl3, O2, Cl2,...y otros muchos más no puede explicarse mediante enlace iónico, sino que se explica mediante el llamado enlace covalente. En 1916 Lewis propuso que este enlace se formaba mediante la compartición de pares de electrones. Esta compartición tendría como finalidad conseguir que los átomos que se unen lleguen a adquirir la estructura de gas noble ( regla del octeto) para así conseguir un sistema más estable (de menor energía) que el formado por los átomos separados. Las moléculas formadas se representan mediante el diagrama de Lewis Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5 Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5 Molécula de gas cloro ( Cl2) según Lewis : Ver en el libro de texto la formación de la molécula de oxígeno gaseoso (O = O) con un enlace doble entre los dos átomos de oxígeno La molécula de agua se formará a partir de dos enlaces covalentes entre un átomo de oxígeno con 2 átomos de hidrógeno : H (Z= 1) 1s1 O (Z= 8) 1s2 2s2 2p4 O H H De esta forma los tres átomos adquieren la configuración estable de gas noble Puede existir también enlace covalente triple : N ( Z = 7) 1s2 2s22p3 La molécula de nitrógeno : N2 se formará mediante un enlace triple : N N

45 2.- El enlace covalente : Ideas mecanocuánticas. Teoría del enlace de valencia ( EV )(Importante) Se basa en los siguientes puntos : a) Dos átomos forman un enlace cuando se solapan orbitales de ambos átomos. b) Se origina así una zona de común de alta densidad electrónica c) Los orbitales que se solapan deben tener estar semillenos ( con un electrón) y sus electrones deben tener spin antiparalelos. d) Los orbitales solapados forman uno solo y sus electrones se dice que están apareados. El solapamiento frontal s-s ; p-p, s-p origina los enlaces tipo σ El solapamiento lateral origina los enlaces tipo π La molécula de gas cloro se formará al solaparse dos orbitales atómicos (OA) en solapamiento tipo σ Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5 Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5 Los dos orbitales tipo p que poseen 1 electrón cada uno se solapan frontalmente y forman una zona común de gran probabilidad de encontrar allí los dos electrones del enlace covalente. Ver figuras casos de las moléculas de O2, y de N2

46 3.- Parámetros moleculares Los parámetros moleculares que más interesan para determinar la estructura de las moléculas son : Angulo de enlace Longitud de enlace Energía de enlace Los valores de las longitudes de enlace, junto con los ángulos de enlace, determinan la geometría de la molécula. 4.- Moléculas polares (Importante ) En un enlace covalente entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae con más intensidad (fuerza) a los electrones comunes del enlace (par electrónico). El desplazamiento de esta carga eléctrica hacia un lado de la molécula forma lo que se denomina un dipolo eléctrico y al fenómeno se le llama POLARIDAD. Ver en libro de texto cómo se forma un dipolo eléctrico, su momento dipolar µ y el fenómeno de la polaridad en las moléculas. +q Dipolo eléctrico : d -q momento dipolar: µ = q.d La molécula del agua (H2O) posee dos dipolos cuyo momento dipolar total se muestra en la figura en color verde. Por consiguiente la molécula de agua es POLAR. Lo mismo se puede decir de la molécula del amoníaco (NH3) forma tres dipolos con tres momentos dipolares. El momento dipolar total se muestra también en color verde. La molécula Cl2 es molécula apolar ( 0 % ) de polaridad pues no posee momento dipolar La molécula de HCl es molécula polar( posee polaridad pues el Cl posee mayor EN : electronegatividad) El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Ver figuras momentos dipolares en las moléculas de H2, H2O, NH3...

47 5.- Geometría molecular Existían discrepancias experimentales para la geometría de las moléculas utilizando la teoría de E.V. Por ejemplo en la molécula del BeCl2 experimentalmente se demuestra que la molécula es lineal con momento dipolar nulo, en desacuerdo con la teoría E.V. Para conciliar este y otros casos parecidos con la teoría E.V. se introdujo el concepto de hibridación de orbitales (Ver figuras y tipos de hibridaciones. La combinación de los orbitales atómicos da lugar a otros orbitales denominados orbitales híbridos de igual energía y donde se sitúan los electrones del enlace. Existen varios tipos de orbitales híbridos : Orbitales híbridos "sp". Es lineal : Ver ejemplo del BeCl2 En ésta 1 orbital "s" se "une" a un orbital "p" para dar dos orbitales híbridos "sp" Orbitales híbridos "sp 2 ". Es plana : Ver ejemplo del BCl3 En ésta,1 orbital "s"se "une" a dos orbitales "p" para dar tres orbitales híbridos"sp2 Orbitales híbridos "sp3 ". Es tetraédrica. Ver ejemplo del CH4 En ésta 1 orbital "s" se "une" a tres orbitales "p" para dar 4 orbitales híbridos "sp3 " 6.- Fuerzas intermoleculares Las fuerzas que unen a las moléculas ( no a los átomos) entre sí se denominan fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Pueden ser de tres tipos : Fuerzas de atracción dipolo-dipolo:se originan entre moléculas polares permanentes Ejemplos : H2O, SO2, HF, CH3 - CH2OH Fuerzas de atracción dipolo - dipolo inducido.: Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima que

48 en principio es apolar, pero por efecto de la distorsión aparece un dipolo en la molécula apolar y por consiguiente fuerzas atractivas. Fuerzas de atracción London : Son debidas a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas de forma aleatoria debidas a vibraciones...son fuerzas más débiles que las anteriores debido a su brevedad. Enlace por puente de hidrógeno Es un tipo de unión entre moléculas en las que un átomo de hidrógeno actúa de "puente" entre dos átomos muy electronegativos, generalmente, F, O, N... que se encuentran unidos al hidrógeno mediante enlace covalente muy polarizado debido a la alta EN del otro átomo. Ver ejemplo en la molécula de HF, H2O,... Este enlace permite explicar algunas propiedades anómalas del agua, p.ej. punto de fusión y de ebullición, actuación como disolvente Sustancias moleculares Las sustancia moleculares forman moléculas por agrupación de átomos que se encuentran unidos por enlaces covalentes. La característica fundamental de las sustancias formadas por agrupación de moléculas es la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los átomos que componen la molécula ( fuerza interatómica debida al enlace covalente) Por otro lado hay que destacar también la debilidad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas (fuerzas intermoleculares) Por ejemplo : entre las moléculas del gas hidrógeno: H2 H2 fuerzas intermoleculares muy débiles

49 En cambio entre los átomo de hidrógeno que forman la molécula H2 H H Por esta razón, las sustancias moleculares rara vez se encuentran en estado sólido o líquido a temperatura ambiente ( son gases), a menos que las moléculas tengan gran masa molecular sean dipolos permanentes, o existan enlaces por puente de hidrógeno en ellas (caso del agua) Fuerzas interatómicas muy fuertes (enlace covalente) Debido a la debilidad de las fuerzas intermoleculares, la mayoría de las sustancias moleculares tendrán temperaturas de fusión y ebullición bajas lo que explica también que en condiciones ordinarias de presión y de temperatura sea gases 8.- Sólidos covalentes Los sólidos covalentes, también llamados sólidos atómicos o reticulares, son sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante un número muy elevado de enlaces covalentes formando redes tridimensionales. Normalmente forman estructuras cristalinas y todo el cristal puede considerarse como una sola molécula. Las uniones entre los átomos son muy fuertes (enlaces covalentes) y por consiguiente se necesita mucha energía para separarlos. Ç Esto origina que los sólidos covalentes tendrán temperaturas de fusión y ebullición muy altas y que en general será muy duros. Ejemplos de sólidos covalentes, se pueden citar al diamante y al cuarzo (SiO2) cuyas estructuras se representan en la figura siguiente : En la tabla siguiente se resumen las propiedades generales de las sustancias moleculares y de los sólidos covalentes (importante para resolver cuestiones)

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51 Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 4: Página web muy completa en la que se desarrollan los conceptos necesarios para comprender los enlaces: iónico, covalente y metálico. Al final de la página hay una tabla resumen muy didáctica Descripción del enlace covalente según la enciclopedia wikipedia _activity.htm Animación que presenta en las moléculas del agua las fuerzas intramoleculares (enlaces covalentes) y las intermoleculares por medio del enlace por puente de hidrógeno intermolec2.htm Página web en la que se describen mediante animaciones las distintas fuerzas intermoleculares : Ión Ión ; Ión dipolo ; Ión dipolo inducido ; Puentes de hidrógeno r/molecularpolarity.dir Página web que ayuda a comprender el concepto de momento dipolar en las moléculas polares. Se presentan dos ejemplos de moléculas con momentos dipolares individuales pero que pueden dar un momento dipolar resultante nulo.

52 EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN TEMA 4 : ENLACE COVALENTE Ejercicio nº 1 : a) Qué se entiende por covalencia de un elemento? b) Cómo se explica que el carbono (C) pueda tener 2 covalencias distintas de valores 2 y 4? Ejercicio nº 2 : Representar las estructuras de Lewis de las moléculas siguientes : Cl2 ; NH3; O2; HCl ; H2O ; HOCl Datos : Números atómicos (Z) : H = 1 ; O = 8 ; N = 7 ; Cl = 17 Ejercicio nº 3 : Los números atómicos de los elementos A y B ( no son sus símbolos químicos) son 35 y 20 respectivamente. a) Razonar el tipo de enlace que se dará en las combinaciones A A ya B b) Indicar las fórmulas químicas de los compuestos formados en ambos casos c) Explicar las diferencias entre las propiedades de dichas sustancias según el tipo de enlace. Ejercicio nº 4 : Dadas las siguientes sustancias: Flúor, fluoruro sódico y fluoruro de hidrógeno a) Explicar el tipo de enlace que se puede encontrar en cada una de ellas b) Ordenarlas razonadamente de mayor a menor punto de fusión Datos : Números atómicos (Z) : H = 1 ; F = 9 ; Na = 11 Ejercicio nº 5 : Responder VERDADERO / FALSO razonando la respuesta: a) En la molécula de N2 hay un enlace covalente triple b) En la molécula de CO2 hay un enlace covalente dativo c) La molécula HCl así como la molécula H2 son polares d) Entre las moléculas de HF se dan enlaces por puente de hidrógeno e) Todos los compuestos covalentes tienen bajas temperaturas de fusión f) Todas las moléculas que contienen H pueden unirse a través de enlaces por puente de hidrógeno Datos : Z ( C) = 6 ; Z (O ) = 8; Z(N) = 7; Z (Cl) = 17; Z(F) = 9 ; Z(H) = 1

53 Ejercicio nº 6 : Teniendo en cuenta los valores de la siguiente tabla : Masa molecular N2 CCl Punto de ebullición -196 ºC 77 ºC Energía de enlace N N : 225 kcal/mol C Cl : 80 kcal/mol Cuáles de las siguiente afirmaciones son ciertas? a) La temperatura de ebullición del CCl4 es más baja porque la energía de enlace C Cl es menor que la del N - N b) Las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas de N2 son muy débiles c) Las fuerzas de van der Waals en el CCl4 son del tipo dipolo dipolo y por tanto más fuertes que las que actúan en el N2 d) Las fuerzas de van der Waals crecen con la masa molecular e) Las fuerzas intermoleculares no están relacionadas con las energías de enlace Razonar las respuestas Ejercicio nº 7 : Indicar dos compuestos de cada clase: a) Compuestos covalentes apolares b) Compuestos covalentes polares c) Compuestos con enlaces por puente de hidrógeno d) Compuestos con resonancia e) Cristales covalentes Ejercicio nº 8 : Entre las siguientes sustancias : Cuarzo (SiO2), Potasio, Cloruro de sodio, Metano y Agua, elegir : a) Una sustancia covalente de punto de punto de fusión muy alto b) Una sustancia líquida cuyas moléculas están ligadas por fuerzas de Van der Waals y enlaces por puentes de hidrógeno y que funde por debajo de la temperatura ambiente. c) Un gas covalente formado por moléculas tetraédricas.

54 RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN TEMA 4: ENLACE COVALENTE Ejercicio nº 1 : a) La covalencia es el número de enlaces covalentes que puede formar y coincide con el número de electrones desapareados que posea en su configuración electrónica. Este número se puede conocer aplicando la regla de Hund (de máxima multiplicidad) b) El carbono posee Z = 6, por consiguiente su configuración electrónica será : 1s2 2s2 2p2 Aplicando la regla de Hund se deduce que tiene COVALENCIA 2 (2 electrones desapareados) : 1s 2s 2px 2py 2pz La covalencia 4 se explica considerando que un electrón en el subnivel 2s puede promocionar hasta el subnivel 2pz, pasando de una situación con 2 electrones desapareados a otra con 4 electrones desapareados : 1s 2s 2px 2py 2pz

55 Ejercicio nº 2: A partir de las configuraciones electrónicas de los elementos que intervienen en las moléculas indicadas se obtienen las estructuras de Lewis de dichas moléculas. Cada uno de los guiones ( ) representa un PAR DE ELECTRONES COMPARTIDO Se consigue así la estructura de octeto en el último nivel de todos los átomos presentes en las moléculas a partir de pares de electrones compartidos (comprobar) : a) Cl Cl b) H N H H c) O = O d) H Cl e) H O H f) H O Cl

56 Ejercicio nº 3 : A : nº atómico Z = 35 configuración electrónica : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 B : nº atómico Z = 20 configuración electrónica : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 a) El enlace en la combinación A y A será COVALENTE SIMPLE, pues al compartir un par de electrones ambos adquieren la estructura de gas noble con 8 electrones en su último nivel: A A (covalente: compartiendo 1 par electrónico) La combinación A B en cambio se origina mediante ENLACE IÓNICO, dado que A es un elemento muy electronegativo (tendrá mucha tendencia a captar un electrón) y B es electropositivo (tendrá tendencia a desprenderse de 2 electrones 4s). b) Las fórmulas serán: Combinación de A y A Combinación de A y B A2 BA2 c) Las propiedades de A2 (enlace covalente): Bajos puntos de fusión y de ebullición, mal conductor de la electricidad, y se encontrará en estado gaseoso a temperatura ambiente. Además las fuerzas de Van der Waals entre sus moléculas serán débiles. Las propiedades de BA2 (enlace iónico) : Altos puntos de fusión y de ebullición. Buen conductor de la corriente eléctrica en estado fundido o en disolución. Se encontrará en estado sólido a temperatura ambiente y formará redes cristalinas.

57 Ejercicio nº 4 : A partir de las configuraciones electrónicas: H (Z = 1) : 1s1 F (Z = 9 ) : 1s2 2s2 2p5 Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1 a) Se deduce que : Molécula de Flúor: F2 : ENLACE COVALENTE SIMPLE Fluoruro sódico: NaF : ENLACE IÓNICO Fluoruro de hidrógeno : HF : ENLACE COVALENTE SIMPLE b) La ordenación de mayor a menor punto de fusión será la siguiente: NaF > HF > F2 El compuesto de mayor punto de fusión es el que tiene enlace iónico (NaF), a continuación aquel que posea enlaces por puente de hidrógeno (HF) y por último las sustancias con enlaces covalentes (F2).

58 Ejercicio nº 5 : a) VERDADERO. A partir de la configuración electrónica del N : 1s2 2s2 2p3, se deduce que la molécula de N2 es : N N, donde el símbolo ( ) indica un enlace triple b) VERDADERO : A partir de las configuraciones electrónicas se obtiene : CO2 : O C O c) FALSA : La molécula HCl ES POLAR debido a las diferentes electronegatividades del H y del Cl, pero la molécula de H2 NO ES POLAR d) VERDADERA : Debido a que el H está unido a un elemento muy electronegativo (F) e) FALSA : No todos los compuestos covalentes tienen bajas temperaturas de fusión; por ejemplo los sólidos covalentes como el diamante tienen altos puntos de fusión f) FALSA : Solamente habrá unión mediante enlace por puente de hidrógeno en aquellas moléculas en las que el H esté unido a un elemento muy electronegativo