Entre moléculas. Enlace por Puente de Hidrógeno. Fuerzas de Van der Waals

Transcripción

1 enlace

2 Tipos de enlaces Iónico: Se produce entre elementos con electronegatividades muy diferentes: metal con nometal. 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

3 Entre moléculas Enlace por Puente de Hidrógeno Fuerzas de Van der Waals

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

5 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 : Representar los electrones de valencia H 2, Cl 2 HCl O 2 N 2 lineales Dos ZONAS de electrones enlazados: Molécula lineal BeCl 2 CO 2 HCN C 2 H 2

6 Tema 1. Estructura y propiedades Tres zonas de electrones enlazantes: Molécula triangular plana BF 3 H 3 O + CH 2 O CO 3 2- SO 2 C 2 H 4 NO 3 -

7 CH 2 O 2 C 2 H 6 CH 4 O

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

9 Tema 1. Estructura y propiedades Polaridad de los enlaces y las moléculas Enlace covalente polar. Dipolo A B Menos electronegativo Más electronegativo Electronegatividades de algunos elementos H 2.2 Li 1.0 Be 1.6 B 2.0 C 2.6 N 3.0 O 3.4 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.3 Al 1.6 Si 1.9 P 2.2 S 2.6 Cl 3.2 K 0.8 Br 3.0 I 2.7 Valores establecidos por L. Pauling y revisados por A. L. Allred (Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, 1961, 17, 215).

10 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 H 3 O + H + + +

11 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.

12 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. NaCl

13 Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad

14 Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos ( H ret 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 E r corresponde a la reacción: Na + (g) + Cl (g) NaCl (s) ( H ret < 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.

15 Ciclo de Born-Haber del LiF

16 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: F 2 /Cl 2 /Br 2 /I 2 ; HF/HCl/HBr/HI y compuestos similares con los elementos de los grupos 15 y 16; CH 3 OCH 3 /CH 3 CH 2 OH; CH 2 O/C 2 H 6 ; CH 3 CH 2 COOH/CH 3 COOCH 3 ; (CH 3 ) 3 N/CH 3 CH 2 CH 2 NH 2 ;

17 y justifica la diferencia de solubilidad en agua de dos sustancias sencillas: NH 3 / BF 3 CH 3 CH 2 COOH / CH 3 COOCH 3 CH 3 COOH / C 4 H 10 CH 3 CH 2 CH 2 OH / CH 3 CH 2 OCH 3 Más solubles ya que pueden formar enlaces de hidrógeno con las moléculas del agua Nombrar? formular?

18 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 CO 2 y SiO 2 justifican la maleabilidad, ductilidad, conductividad eléctrica de los metales según la teoría de la nube electrónica.

19 Enlaces y moléculas Enlace iónico-enlace covalente IÓNICO COVALENTE COVALENTE POLAR

20 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.