Este documento presenta un resumen de los principales tipos de enlace químico. Comienza explicando que los átomos se unen para alcanzar una situación de mínima energía. Luego describe brevemente el enlace iónico, covalente e intermolecular, así como el enlace metálico. Explica conceptos clave como la energía de red, ciclo de Born-Haber, estructura cristalina, teoría de Lewis, resonancia y geometría molecular. En resumen, ofrece una introducción general a los diferentes tipos de enlace
Este documento contiene las preguntas y soluciones de un examen de química para el curso 2o BAC. Consta de 5 preguntas sobre temas como velocidades de reacción, entalpía, equilibrio químico, isomería, combustión y cálculos estequiométricos relacionados con la composición de mezclas de gases licuados del petróleo.
Los ésteres son compuestos orgánicos formados por la unión de ácidos carboxílicos con alcoholes, generando agua como subproducto. Se pueden nombrar como sales del ácido del que provienen, cambiando la terminación -oico por -oato y agregando el nombre del grupo alquilo unido al oxígeno. Los ésteres tienen propiedades intermedias entre los éteres y los alcoholes, y dan sabor y olor a muchas frutas.
Este documento trata sobre la nomenclatura de hidrocarburos insaturados como alquenos y alquinos. Explica que los alquenos tienen un grado de insaturación y los alquinos tienen dos grados. Detalla las reglas para nombrar estos compuestos insaturados en función de la posición de los dobles y triples enlaces de carbono y los sustituyentes. También introduce el sistema E-Z para especificar la configuración absoluta de alquenos sustituidos.
T6. Ácido Base Hidrolisis Sal de ácido débil y base débilprofeblog
Este documento describe el cálculo del pH de una disolución 0,05M de NH4CN. La sal se disocia en iones NH4+ y CN-. El NH4+ actúa como ácido fuerte y el CN- como base fuerte, por lo que ambos iones hidrolizan en agua produciendo H3O+ e Hidroxilo. Usando las constantes de equilibrio Ka y Kb, se calcula que la concentración de H3O+ es de 0,026 M, lo que corresponde a un pH de 9,3. Por lo tanto, la disoluc
El documento describe la estructura, isomería, nomenclatura y reacciones de los alquenos. Los alquenos contienen enlaces dobles carbono-carbono y presentan isomería cis-trans. Los alquenos más sustituidos son más estables debido a menores efectos estéricos. Las reacciones principales de los alquenos incluyen adiciones electrofílicas siguiendo la regla de Markovnikov, así como hidrogenación, halogenación, epoxidación y ozonolisis.
Este documento trata sobre la estructura de las moléculas orgánicas. Explica los diferentes tipos de hibridación del carbono que permiten la formación de enlaces, como sp3, sp2 y sp. También describe conceptos como las estructuras de Lewis, los efectos electrónicos, y moléculas importantes como el agua, amoníaco, etileno y benceno. El carbono juega un papel fundamental en la química orgánica debido a su capacidad única para formar cadenas a través de enlaces coval
1) El documento presenta los conceptos fundamentales de los equilibrios ácido-base, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. 2) Explica conceptos como el producto iónico del agua, las disoluciones ácidas, neutras y básicas, y la definición de pH y pOH. 3) Distingue entre ácidos y bases fuertes y débiles.
Este documento resume las propiedades coligativas de las soluciones, incluyendo la disminución de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica. Proporciona ejemplos de cálculos para cada una de estas propiedades y explica cómo se ven afectadas por factores como la concentración y la temperatura. También define conceptos clave como la molalidad, la fracción molar y el factor de Van't Hoff.
Este documento contiene las preguntas y soluciones de un examen de química para el curso 2o BAC. Consta de 5 preguntas sobre temas como velocidades de reacción, entalpía, equilibrio químico, isomería, combustión y cálculos estequiométricos relacionados con la composición de mezclas de gases licuados del petróleo.
Los ésteres son compuestos orgánicos formados por la unión de ácidos carboxílicos con alcoholes, generando agua como subproducto. Se pueden nombrar como sales del ácido del que provienen, cambiando la terminación -oico por -oato y agregando el nombre del grupo alquilo unido al oxígeno. Los ésteres tienen propiedades intermedias entre los éteres y los alcoholes, y dan sabor y olor a muchas frutas.
Este documento trata sobre la nomenclatura de hidrocarburos insaturados como alquenos y alquinos. Explica que los alquenos tienen un grado de insaturación y los alquinos tienen dos grados. Detalla las reglas para nombrar estos compuestos insaturados en función de la posición de los dobles y triples enlaces de carbono y los sustituyentes. También introduce el sistema E-Z para especificar la configuración absoluta de alquenos sustituidos.
T6. Ácido Base Hidrolisis Sal de ácido débil y base débilprofeblog
Este documento describe el cálculo del pH de una disolución 0,05M de NH4CN. La sal se disocia en iones NH4+ y CN-. El NH4+ actúa como ácido fuerte y el CN- como base fuerte, por lo que ambos iones hidrolizan en agua produciendo H3O+ e Hidroxilo. Usando las constantes de equilibrio Ka y Kb, se calcula que la concentración de H3O+ es de 0,026 M, lo que corresponde a un pH de 9,3. Por lo tanto, la disoluc
El documento describe la estructura, isomería, nomenclatura y reacciones de los alquenos. Los alquenos contienen enlaces dobles carbono-carbono y presentan isomería cis-trans. Los alquenos más sustituidos son más estables debido a menores efectos estéricos. Las reacciones principales de los alquenos incluyen adiciones electrofílicas siguiendo la regla de Markovnikov, así como hidrogenación, halogenación, epoxidación y ozonolisis.
Este documento trata sobre la estructura de las moléculas orgánicas. Explica los diferentes tipos de hibridación del carbono que permiten la formación de enlaces, como sp3, sp2 y sp. También describe conceptos como las estructuras de Lewis, los efectos electrónicos, y moléculas importantes como el agua, amoníaco, etileno y benceno. El carbono juega un papel fundamental en la química orgánica debido a su capacidad única para formar cadenas a través de enlaces coval
1) El documento presenta los conceptos fundamentales de los equilibrios ácido-base, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. 2) Explica conceptos como el producto iónico del agua, las disoluciones ácidas, neutras y básicas, y la definición de pH y pOH. 3) Distingue entre ácidos y bases fuertes y débiles.
Este documento resume las propiedades coligativas de las soluciones, incluyendo la disminución de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica. Proporciona ejemplos de cálculos para cada una de estas propiedades y explica cómo se ven afectadas por factores como la concentración y la temperatura. También define conceptos clave como la molalidad, la fracción molar y el factor de Van't Hoff.
Este documento presenta 20 ejercicios de química orgánica sobre reacciones de sustitución, incluyendo definiciones de términos como nucleófilo y electrófilo, predicciones sobre qué compuestos experimentarán reacciones SN1 o SN2 más rápidamente, mecanismos de reacción como solvólisis, y estructuras de reactivos y productos omitidos en reacciones dadas. Los ejercicios están destinados a ayudar a los estudiantes a comprender y aplicar conceptos clave de sustitución nucleof
Este documento describe los alcanos bicíclicos, compuestos que tienen dos ciclos en su estructura como el Biciclo[4.2.0] Octano. Explica la nomenclatura de estos compuestos que incluye el prefijo "biciclo" seguido de números entre corchetes que indican el número de carbonos en cada ciclo y los involucrados en el puente. También presenta los pasos para nombrar correctamente un alcano bicíclico como encontrar los carbonos de puente, enumerar siguiendo las cadenas más
PROYECCIONES DE FISCHER GRUPO # 4.pptxKeniaLopez58
La proyección de Fischer es una representación bidimensional utilizada en química orgánica para moléculas con átomos de carbono unidos a 4 sustituyentes diferentes. Muestra la disposición espacial de los sustituyentes mediante una convención de líneas y ángulos. La asignación de configuraciones R/S sigue reglas de prioridad y orientación para indicar la forma espacial correcta. Las proyecciones de Fischer son útiles para representar compuestos acíclicos con múltiples centros quirales y analizar cambios en su estereo
Este documento presenta una lista de los principales grupos funcionales de la química orgánica, incluyendo derivados de ácidos carboxílicos, compuestos orgánicos nitrogenados, compuestos orgánicos sulfurados, halogenuros de acilo, aminas, tioles, sulfuros, nitrilos, compuestos nitrados, anhídridos de ácido, ésteres, amidas y ejemplos de cada uno. También describe los tipos característicos de reacciones de estos grupos funcionales, como oxidación, alqu
La cinética química estudia la rapidez de las reacciones químicas. Las reacciones pueden ser muy rápidas o muy lentas dependiendo de factores como la energía de activación requerida. La velocidad de una reacción depende de la concentración de los reactivos y la constante de velocidad. Las reacciones pueden ser de orden cero, primer orden o segundo orden dependiendo de cómo varía la velocidad con la concentración. Los catalizadores aumentan la velocidad de las reacciones sin ser consumidos mediante la disminuc
Estereoisomeros de ciclohexanos disustituidosSofia Cba
El documento describe los diferentes tipos de estereoisómeros que pueden existir en derivados disustituidos de ciclohexano. Explica que los derivados 1,2-disustituidos pueden tener dos estereoisómeros cis y trans, mientras que el isómero cis es meso y ópticamente inactivo. Los derivados 1,3-disustituidos y con sustituyentes distintos tienen dos pares de enantiómeros cis y trans.
El documento discute las formas resonantes de varias moléculas orgánicas. Explica que los sustituyentes electrodonadores dan lugar a formas resonantes con carga formal negativa deslocalizada en el anillo, mientras que los sustituyentes electroatractores dan lugar a formas resonantes con carga positiva deslocalizada. Luego representa las principales formas resonantes de varias moléculas como la isoquinolina, tolueno, benzonitrilo y otros.
Este documento describe las características de los aldehídos y las cetonas, incluida su nomenclatura, fórmulas y tipos de isomería. Explica que los aldehídos terminan en "al" y las cetonas en "ona" en su nomenclatura. También describe los diferentes tipos de isomería que pueden ocurrir entre aldehídos y cetonas.
Este documento trata sobre reacciones químicas en disoluciones acuosas. Explica conceptos como disoluciones, electrólitos, no electrólitos, precipitados e incluye ejemplos de reacciones de precipitación, neutralización y oxidación-reducción. También define ácidos, bases y números de oxidación y ofrece reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes.
El documento trata sobre el equilibrio químico. Explica 1) el potencial químico y cómo afecta el equilibrio, 2) la condición general de equilibrio químico donde la variación de energía libre es cero, y 3) cómo calcular la constante de equilibrio K a partir de la energía libre de reacción estándar.
Este documento describe los detalles de un proyecto de construcción de una carretera. Explica que la carretera tendrá 6 carriles y medirá 50 kilómetros de largo. También incluirá 3 intercambiadores y se espera que cueste $200 millones de dólares. La construcción tomará 3 años y creará miles de puestos de trabajo temporales.
Este documento contiene un repaso de química orgánica para el primer examen de un curso. Incluye 15 preguntas sobre estructuras de Lewis y línea-ángulo, isomería, solubilidad, acidez, reacciones químicas, conformaciones y nomenclatura de alcanos. El estudiante debe dibujar estructuras, identificar isómeros, comparar propiedades físicas y químicas de compuestos, predecir equilibrios químicos y nombrar alcanos lineales.
Presentación del curso de Química Orgánica II.
Unidad II. Aldehídos y Cetonas.
2.1. Características estructurales y nomenclatura.
2.2. Obtención de aldehídos y cetonas.
2.3. Reactividad relativa de aldehídos y cetonas.
2.4. Reacciones de adición nucleofílica.
2.5. Reacciones de sustitución en el carbono.
2.6. Reacciones de condensación.
Ejercicios de Química Orgánica Básica - 1.Alcanos y alquenos - Oxidación de a...Triplenlace Química
Este documento discute los posibles productos de la oxidación del 3-metil-2-penteno. Dependiendo de la fuerza del oxidante, se puede romper el enlace doble π para formar epóxidos o dioles, o romper los enlaces doble π y enlace σ para formar aldehídos, cetonas o ácidos carboxílicos.
Los fenómenos electroquímicos se llevan a cabo en celdas electroquímicas denominadas electrolíticas y galvánicas. En la primera se efectúa el proceso de electrolisis y en el segundo un proceso redox espontaneo que origina corriente eléctrica.
Principios de quimica y estructura ena3 - ejercicio 04 configuracion elect...Triplenlace Química
Escribir las configuraciones electrónicas para los estados fundamentales de N, Ar, Fe, y Fe2+. ¿Cuántos electrones desapareados habrá en cada una de estas partículas aisladas?
Este documento presenta conceptos sobre concentraciones de soluciones, incluyendo fracción molar, normalidad, molalidad y molaridad. También describe las cuatro propiedades coligativas principales: disminución de la presión de vapor, aumento de la temperatura de ebullición, descenso de la temperatura de fusión y presión osmótica. Finalmente, detalla aplicaciones importantes de las propiedades coligativas en química, biología y tecnología.
Este documento describe conceptos clave de la cinética enzimática. Explica que la Km representa la concentración de sustrato necesaria para alcanzar la mitad de la velocidad máxima y depende de la afinidad de la enzima por el sustrato. También define la constante catalítica kcat como el número de reacciones que puede catalizar cada sitio activo por unidad de tiempo, y la constante de especificidad kcat/Km como una medida de la eficiencia catalítica. Finalmente, señala que factores como inhibidores
El documento describe los enlaces por puente de hidrógeno. Estos enlaces se producen entre un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno con carga negativa. El átomo de hidrógeno actúa como donante y el átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno como aceptor. Los puentes de hidrógeno se encuentran en moléculas como el ADN, el agua y las proteínas y son responsables de fenómenos importantes como el punto de ebullición del agua
Este documento presenta un resumen de los principales tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Explica conceptos clave como la energía de red, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, la resonancia y las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. Además, describe las estructuras cristalinas comunes y los factores que influyen en ellas.
Este documento presenta un resumen de los principales tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Describe las teorías del enlace iónico, como la energía de red y el ciclo de Born-Haber, y del enlace covalente, incluyendo la teoría de Lewis, resonancia y el modelo de repulsión de pares de electrones. También resume las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.
Este documento presenta 20 ejercicios de química orgánica sobre reacciones de sustitución, incluyendo definiciones de términos como nucleófilo y electrófilo, predicciones sobre qué compuestos experimentarán reacciones SN1 o SN2 más rápidamente, mecanismos de reacción como solvólisis, y estructuras de reactivos y productos omitidos en reacciones dadas. Los ejercicios están destinados a ayudar a los estudiantes a comprender y aplicar conceptos clave de sustitución nucleof
Este documento describe los alcanos bicíclicos, compuestos que tienen dos ciclos en su estructura como el Biciclo[4.2.0] Octano. Explica la nomenclatura de estos compuestos que incluye el prefijo "biciclo" seguido de números entre corchetes que indican el número de carbonos en cada ciclo y los involucrados en el puente. También presenta los pasos para nombrar correctamente un alcano bicíclico como encontrar los carbonos de puente, enumerar siguiendo las cadenas más
PROYECCIONES DE FISCHER GRUPO # 4.pptxKeniaLopez58
La proyección de Fischer es una representación bidimensional utilizada en química orgánica para moléculas con átomos de carbono unidos a 4 sustituyentes diferentes. Muestra la disposición espacial de los sustituyentes mediante una convención de líneas y ángulos. La asignación de configuraciones R/S sigue reglas de prioridad y orientación para indicar la forma espacial correcta. Las proyecciones de Fischer son útiles para representar compuestos acíclicos con múltiples centros quirales y analizar cambios en su estereo
Este documento presenta una lista de los principales grupos funcionales de la química orgánica, incluyendo derivados de ácidos carboxílicos, compuestos orgánicos nitrogenados, compuestos orgánicos sulfurados, halogenuros de acilo, aminas, tioles, sulfuros, nitrilos, compuestos nitrados, anhídridos de ácido, ésteres, amidas y ejemplos de cada uno. También describe los tipos característicos de reacciones de estos grupos funcionales, como oxidación, alqu
La cinética química estudia la rapidez de las reacciones químicas. Las reacciones pueden ser muy rápidas o muy lentas dependiendo de factores como la energía de activación requerida. La velocidad de una reacción depende de la concentración de los reactivos y la constante de velocidad. Las reacciones pueden ser de orden cero, primer orden o segundo orden dependiendo de cómo varía la velocidad con la concentración. Los catalizadores aumentan la velocidad de las reacciones sin ser consumidos mediante la disminuc
Estereoisomeros de ciclohexanos disustituidosSofia Cba
El documento describe los diferentes tipos de estereoisómeros que pueden existir en derivados disustituidos de ciclohexano. Explica que los derivados 1,2-disustituidos pueden tener dos estereoisómeros cis y trans, mientras que el isómero cis es meso y ópticamente inactivo. Los derivados 1,3-disustituidos y con sustituyentes distintos tienen dos pares de enantiómeros cis y trans.
El documento discute las formas resonantes de varias moléculas orgánicas. Explica que los sustituyentes electrodonadores dan lugar a formas resonantes con carga formal negativa deslocalizada en el anillo, mientras que los sustituyentes electroatractores dan lugar a formas resonantes con carga positiva deslocalizada. Luego representa las principales formas resonantes de varias moléculas como la isoquinolina, tolueno, benzonitrilo y otros.
Este documento describe las características de los aldehídos y las cetonas, incluida su nomenclatura, fórmulas y tipos de isomería. Explica que los aldehídos terminan en "al" y las cetonas en "ona" en su nomenclatura. También describe los diferentes tipos de isomería que pueden ocurrir entre aldehídos y cetonas.
Este documento trata sobre reacciones químicas en disoluciones acuosas. Explica conceptos como disoluciones, electrólitos, no electrólitos, precipitados e incluye ejemplos de reacciones de precipitación, neutralización y oxidación-reducción. También define ácidos, bases y números de oxidación y ofrece reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes.
El documento trata sobre el equilibrio químico. Explica 1) el potencial químico y cómo afecta el equilibrio, 2) la condición general de equilibrio químico donde la variación de energía libre es cero, y 3) cómo calcular la constante de equilibrio K a partir de la energía libre de reacción estándar.
Este documento describe los detalles de un proyecto de construcción de una carretera. Explica que la carretera tendrá 6 carriles y medirá 50 kilómetros de largo. También incluirá 3 intercambiadores y se espera que cueste $200 millones de dólares. La construcción tomará 3 años y creará miles de puestos de trabajo temporales.
Este documento contiene un repaso de química orgánica para el primer examen de un curso. Incluye 15 preguntas sobre estructuras de Lewis y línea-ángulo, isomería, solubilidad, acidez, reacciones químicas, conformaciones y nomenclatura de alcanos. El estudiante debe dibujar estructuras, identificar isómeros, comparar propiedades físicas y químicas de compuestos, predecir equilibrios químicos y nombrar alcanos lineales.
Presentación del curso de Química Orgánica II.
Unidad II. Aldehídos y Cetonas.
2.1. Características estructurales y nomenclatura.
2.2. Obtención de aldehídos y cetonas.
2.3. Reactividad relativa de aldehídos y cetonas.
2.4. Reacciones de adición nucleofílica.
2.5. Reacciones de sustitución en el carbono.
2.6. Reacciones de condensación.
Ejercicios de Química Orgánica Básica - 1.Alcanos y alquenos - Oxidación de a...Triplenlace Química
Este documento discute los posibles productos de la oxidación del 3-metil-2-penteno. Dependiendo de la fuerza del oxidante, se puede romper el enlace doble π para formar epóxidos o dioles, o romper los enlaces doble π y enlace σ para formar aldehídos, cetonas o ácidos carboxílicos.
Los fenómenos electroquímicos se llevan a cabo en celdas electroquímicas denominadas electrolíticas y galvánicas. En la primera se efectúa el proceso de electrolisis y en el segundo un proceso redox espontaneo que origina corriente eléctrica.
Principios de quimica y estructura ena3 - ejercicio 04 configuracion elect...Triplenlace Química
Escribir las configuraciones electrónicas para los estados fundamentales de N, Ar, Fe, y Fe2+. ¿Cuántos electrones desapareados habrá en cada una de estas partículas aisladas?
Este documento presenta conceptos sobre concentraciones de soluciones, incluyendo fracción molar, normalidad, molalidad y molaridad. También describe las cuatro propiedades coligativas principales: disminución de la presión de vapor, aumento de la temperatura de ebullición, descenso de la temperatura de fusión y presión osmótica. Finalmente, detalla aplicaciones importantes de las propiedades coligativas en química, biología y tecnología.
Este documento describe conceptos clave de la cinética enzimática. Explica que la Km representa la concentración de sustrato necesaria para alcanzar la mitad de la velocidad máxima y depende de la afinidad de la enzima por el sustrato. También define la constante catalítica kcat como el número de reacciones que puede catalizar cada sitio activo por unidad de tiempo, y la constante de especificidad kcat/Km como una medida de la eficiencia catalítica. Finalmente, señala que factores como inhibidores
El documento describe los enlaces por puente de hidrógeno. Estos enlaces se producen entre un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno con carga negativa. El átomo de hidrógeno actúa como donante y el átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno como aceptor. Los puentes de hidrógeno se encuentran en moléculas como el ADN, el agua y las proteínas y son responsables de fenómenos importantes como el punto de ebullición del agua
Este documento presenta un resumen de los principales tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Explica conceptos clave como la energía de red, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, la resonancia y las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. Además, describe las estructuras cristalinas comunes y los factores que influyen en ellas.
Este documento presenta un resumen de los principales tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Describe las teorías del enlace iónico, como la energía de red y el ciclo de Born-Haber, y del enlace covalente, incluyendo la teoría de Lewis, resonancia y el modelo de repulsión de pares de electrones. También resume las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.
Este documento presenta los contenidos sobre el enlace químico. Se discuten los tipos de enlace, incluyendo el enlace iónico, covalente y metálico. También se explican conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, la resonancia, y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares electrónicos. Finalmente, se analizan las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes, así como la estructura cristalina de los compuestos ión
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y de hidrógeno. Explica la teoría de Lewis y cómo se usa para predecir la geometría molecular basada en la repulsión de pares de electrones. También cubre conceptos como estructura cristalina, momento dipolar, y polaridad en moléculas.
Este documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Explica conceptos clave como la teoría de Lewis, resonancia, modelo de repulsión de pares de electrones y geometría molecular. También describe las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.
Este documento presenta un resumen de los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Describe los factores que determinan la energía de red en los compuestos iónicos y explica la teoría de Lewis, resonancia y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares de electrones. También cubre conceptos como estructura cristalina, solubilidad y propiedades de compuestos iónicos y covalentes.
El Be tiene 2 pares de electrones de enlace con los átomos de F. La geometría será lineal con un ángulo F-Be-F de 180o.
El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.
• CO2: El C tiene 2 dobles enlaces con los O
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, intermolecular e interatómico. Explica la teoría de Lewis y cómo se forman enlaces covalentes compartiendo electrones para alcanzar la configuración del octeto. También cubre la estructura cristalina de compuestos iónicos y las propiedades de compuestos iónicos y covalentes.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Explica conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, la resonancia y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares electrónicos.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, y metálico. Explica conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la estructura cristalina de compuestos iónicos, y las teorías de Lewis, resonancia, y repulsión de pares electrónicos para describir enlaces covalentes.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, y metálico. Explica conceptos como la energía reticular, el ciclo de Born-Haber, la teoría de Lewis, resonancia, y la geometría molecular determinada por la repulsión de pares electrónicos.
Las estructuras de Lewis propuestas son correctas para las especies químicas dadas. Muestran la distribución de electrones de valencia para cumplir la regla del octete.
El documento resume los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces covalentes, iónicos y metálicos. Explica conceptos como la regla del octeto, hibridación, teoría de repulsión de pares de electrones de valencia, ciclo de Born-Haber, estructuras cristalinas, teoría de bandas y propiedades de los diferentes tipos de compuestos. También cubre enlaces intermoleculares como puentes de hidrógeno y fuerzas de van der Waals.
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica cómo los átomos se unen para formar moléculas o iones mediante fuerzas eléctricas, y cómo la configuración electrónica determina el comportamiento químico de los átomos. También cubre conceptos como la estructura de Lewis, la polaridad de los enlaces, y las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos.
Tipos de enlace químico y estudio detallado del enlace iónico.
Energía de red, ciclo Born-Haber, estructuras cristalinas, propiedades de los compuestos iónicos
Los átomos se unen para alcanzar la mínima energía posible. Existen diferentes tipos de enlaces como el iónico, covalente y metálico. En el enlace iónico los iones se atraen electrostáticamente formando redes cristalinas, mientras que en el covalente los átomos comparten electrones de valencia. La geometría molecular depende de la teoría de repulsión de pares electrónicos.
Este documento explica el enlace químico entre átomos. Los átomos se unen para alcanzar una situación de mayor estabilidad mediante la pérdida o ganancia de electrones de valencia. Los electrones de valencia son los responsables de la unión y de la estructura de las sustancias químicas. Existen diferentes tipos de enlaces como el covalente, iónico y metálico dependiendo de si los átomos comparten o intercambian electrones.
Este documento explica el enlace químico entre átomos. Los átomos se unen para alcanzar una situación de mayor estabilidad mediante la pérdida o ganancia de electrones de valencia. Los electrones de valencia son los responsables de la unión entre átomos y determinan la estructura y geometría de las sustancias químicas. Existen diferentes tipos de enlaces como el covalente, iónico y metálico dependiendo de si los átomos comparten o intercambian electrones.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos entre átomos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. También discute las fuerzas intermoleculares como los puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals. Explica cómo los átomos comparten o intercambian electrones para alcanzar configuraciones estables de gas noble a través de la formación de enlaces.
El documento describe las actividades del departamento de física y química de un instituto durante la jornada de puertas abiertas. Se detallan las medidas de desinfección y el equipamiento de los laboratorios de física y química. Además, se enumeran diversas actividades prácticas realizadas por los estudiantes para aprender conceptos como los modelos atómicos, las magnitudes físicas, los elementos químicos y reacciones, métodos de separación y espectroscopia. Finalmente, se mencionan algunas activ
10. química del carbono acceso a la universidadCAL28
Este documento presenta 17 ejercicios resueltos de química del carbono extraídos de exámenes de acceso a la universidad en Madrid entre 1996 y 2013. Incluye 6 preguntas y 11 problemas sobre temas como nombres y fórmulas de compuestos orgánicos, reacciones químicas, cálculos estequiométricos y termodinámicos. El autor explica la metodología para acceder a las soluciones de cada ejercicio de forma interactiva.
Este documento presenta un esquema sobre la química del carbono. Explica la fórmula y grupos funcionales de los compuestos de carbono, así como ejemplos como el propano, etano y metanol. También describe biomoléculas como los glúcidos como la glucosa y sacarosa, lípidos como el aceite de oliva y proteínas formadas por aminoácidos.
Este documento presenta información sobre conceptos químicos fundamentales como cambios físicos y químicos, reacciones químicas, factores que afectan la velocidad de reacción, ecuaciones químicas, cálculos estequiométricos, reacciones ácido-base y de oxidación, y la radiactividad. Explica estos temas a través de ejemplos, diagramas y definiciones concisas.
El documento presenta información sobre la estructura atómica. Explica el modelo atómico de Bohr y el modelo atómico actual, describiendo cómo los electrones ocupan diferentes niveles y orbitales alrededor del núcleo. También cubre conceptos como la configuración electrónica de los átomos, la tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos.
Este documento presenta un esquema sobre el tema de la transferencia de energía a través de ondas. Explica conceptos clave como el movimiento ondulatorio, los tipos de ondas, las magnitudes que caracterizan una onda, la intensidad y energía de las ondas, y las propiedades del sonido y la luz. También describe aplicaciones de las ondas sonoras y ópticas como el sonar, la fotografía y la medicina.
Este documento presenta un esquema sobre conceptos relacionados con el calor y la temperatura, incluyendo escalas termométricas, cambios de estado, transmisión del calor, dilatación, equivalencia entre calor y trabajo, máquinas térmicas como la máquina de vapor y el motor de explosión. Explica conceptos a través de imágenes y esquemas.
Este documento presenta un esquema sobre el tema de la energía y el trabajo. El esquema incluye secciones sobre los tipos de energía como la energía mecánica, térmica, química y nuclear. También cubre las propiedades de la energía como la transferencia, almacenamiento, transformación y conservación. Otras secciones explican qué es el trabajo y las fuerzas de rozamiento. El documento proporciona una introducción general a estos conceptos fundamentales de la física.
Este documento presenta un esquema sobre las fuerzas y presiones en los fluidos. Explica conceptos clave como el principio de Arquímedes, la flotabilidad, la fuerza de empuje y la presión hidrostática. Incluye ejemplos para ilustrar estos principios fundamentales de la hidrostática.
Este documento presenta información sobre diferentes modelos del universo a lo largo de la historia, incluyendo modelos geocéntricos como el de Aristóteles y Ptolomeo, y modelos heliocéntricos como los de Copérnico y Galileo. También describe las leyes de Kepler sobre el movimiento planetario y la ley de la gravitación universal de Newton. Finalmente, explica conceptos como la fuerza peso y la aceleración de la gravedad.
Este documento presenta un esquema sobre las fuerzas y las deformaciones. Explica conceptos clave como cuerpos rígidos, elásticos y plásticos, la ley de Hooke, límite de elasticidad, sumas de fuerzas concurrentes y no concurrentes, y equilibrio. El esquema proporciona ejemplos visuales para ilustrar estos importantes principios de la física.
El documento presenta un esquema sobre el tema del movimiento. Explica conceptos como posición, velocidad, aceleración, sistemas de referencia y diferentes tipos de movimiento como el movimiento rectilíneo uniforme, el movimiento rectilíneo uniformemente acelerado y el movimiento circular uniforme. También incluye ecuaciones que describen estos movimientos y representaciones gráficas de los mismos.
Este documento presenta un esquema sobre el sistema periódico y los enlaces químicos. Explica conceptos clave como la constitución del átomo, los modelos atómicos de Bohr y mecánico-cuántico, los tipos de orbitales atómicos, la configuración electrónica y la energía de los orbitales. El esquema guía al lector a través de estos temas fundamentales de la estructura atómica.
Este documento presenta un esquema sobre el tema de la transferencia de energía en forma de calor en Física y Química 4o ESO. El esquema incluye secciones sobre la temperatura de los cuerpos, escalas termométricas, calor y equilibrio térmico, transmisión del calor, cambios de estado, dilatación, máquinas térmicas y enlaces de interés relacionados con el calor y el calentamiento global.
Este documento presenta un esquema sobre el tema de trabajo y energía en física y química para 4o de ESO. El esquema incluye diferentes secciones como tipos de energía, propiedades de la energía, qué es el trabajo, la fuerza de rozamiento, cómo el trabajo modifica la energía y potencia, entre otros. También explica el aprovechamiento de diferentes fuentes de energía como combustibles fósiles, nuclear, hidráulica, eólica y solar.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de las fuerzas y presiones en fluidos. Explica el principio de Arquímedes, la fuerza de empuje, la presión hidrostática, la presión atmosférica y cómo se transmite la presión en los fluidos a través del ejemplo de la botella y la prensa de Pascal. Incluye experimentos sencillos para ilustrar estos conceptos.
Este documento presenta un esquema sobre las fuerzas gravitatorias. Incluye información sobre los modelos geocéntricos y heliocéntricos del universo, las leyes de Kepler, la ley de gravitación universal de Newton, la fuerza peso, el centro de gravedad, las mareas y los satélites artificiales.
Este documento presenta un esquema sobre las fuerzas en física y química para 4o de ESO. Explica conceptos clave como cuerpos rígidos, elásticos y plásticos, la ley de Hooke, límite de elasticidad, sumas de fuerzas concurrentes y no concurrentes, equilibrio, y los tres principios de la dinámica. También cubre fuerzas como causa del movimiento, incluyendo movimiento rectilíneo y circular uniforme, y fuerza de rozamiento.
Este documento presenta un esquema sobre el tema del movimiento en física para 4o de la ESO. Explica conceptos clave como sistemas de referencia, posición, trayectoria, velocidad, distancia de seguridad y diferentes tipos de movimiento como movimiento rectilíneo uniforme, movimiento rectilíneo uniformemente acelerado y movimiento circular uniforme. Incluye ejemplos interactivos para ilustrar estos conceptos.
Los polímeros presentados son: (I) PVC, (II) teflón, (III) neopreno, (IV) silicona y (V) poliéster. El PVC, teflón y neopreno son polímeros de adición mientras que la silicona y el poliéster son de condensación. Las propiedades de los polímeros dependen tanto de la longitud de la cadena como del grado de entrecruzamiento entre cadenas.
2. 2
Contenidos (1)
1.- ¿Por qué se unen los átomos?. Tipos de enlace.
2.- Enlace iónico.
2.1. Energía reticular.
2.2. Ciclo de Born-Haber.
2.3. Estructura de los compuestos iónicos.
3.- Propiedades de los compuestos iónicos.
4.- El enlace covalente.
4.1. Teoría de Lewis.
4.2. Resonancia.
4.3. Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría.
4.4. Polaridad en los enlaces y moléculas. Momento dipolar.
5.- Teoría del enlace de valencia.
3. 3
Contenidos (2)
6.- Hibridación.
7.- Teoría de orbitales moleculares ( ).
8.- Propiedades de los compuestos covalentes.
9.- Enlaces intermoleculares.
9.1. Fuerzas de Van der Waals.
9.2. Enlace de hidrógeno.
10.- Enlace metálico.
10.1. Modelo de deslocalización electrónica (repaso).
10.2. Teoría de bandas.
11.- Propiedades de los metales.
4. 4
¿Por qué se unen los átomos?
• Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí
porque al hacerlo se llega a una situación de
mínima energía, lo que equivale a decir de
máxima estabilidad.
• Son los electrones más externos, los también
llamados electrones de valencia los responsables
de esta unión, al igual que de la estequiometría y
geometría de las sustancias químicas.
6. 6
and o...
Record
Tipos de enlaces
• Intramoleculares:
– Iónico.
– Covalente.
• Intermoleculares:
– Fuerzas de Van de Waals
– Enlaces de hidrógeno.
• Metálico.
7. 7
and o... Enlace iónico
cor d
Re
• Se da entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no metal que los captura
• Resultan iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones electrostáticas,
formando redes cristalinas.
• Las reacciones de pérdida o ganancia de e – se
llaman reacciones de ionización:
• Ejemplo: Na – 1 e– → Na+
O + 2e– → O2–
Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+
• Formula del compuesto (empírica): Na O
8. 8
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.
9. 9
Factores de los que depende la
Energía reticular
• Al ser siempre negativa consideraremos siempre
valores absolutos.
• A mayor carga de los iones mayor “U”.
Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U”
mayor que el NaCl (Na+ y Cl–).
• A menor tamaño de los iones menor “U”.
Ejemplo: Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “U”
mayor que el KBr (K+ y Br–).
10. 10
Ciclo de Born y Haber
• La reacción global de formación de NaCl es:
• Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –411’1 kJ)
• que puede considerarse suma de las siguientes
reacciones:
• Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g) → Cl (g) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g) → Na+ (g) (AHEI = +495’4 kJ)
11. Ciclo de Born y Haber 11
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –411’1 kJ).
• Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g) → Cl (g) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g) → Na+ (g) (AHEI = +495’4 kJ)
• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret = ?)
• De donde puede deducirse que:
∀ ∆Hret = ∆Hf – (∆Hsubl + ½ ∆Hdis + AHAE + AHEI)
∀ ∆ Hret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –
12. 12
Estructura cristalina
• Los iones en los compuestos iónicos se
ordenan regularmente en el espacio de la
manera más compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo
contrario dando lugar a celdas o unidades
que se repiten en las tres direcciones del
espacio.
13. 13
Índice de coordinación
• “Es el número de iones de signo opuesto que
rodean a un ion dado”.
• Cuanto mayor es un ion con respecto al otro
mayor es su índice de coordinación.
15. 15
Estructura cristalina.
Factores de los que depende.
• El tamaño de los iones.
• La estequeometría que viene dada por la carga de
los iones de forma que el cristal sea neutro.
• Para calcular el nº de átomos por celda se toma
una celda unidad y:
– Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.
– Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.
– Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras.
– Se suman todos y se añaden los iones del interior de la
celda
16. 16
Ejemplo: Calcular el nº de cationes y aniones que
hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2
• NaCl:
NaCl
– Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de
cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
– Na+: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en
el centro del cubo (1). En total, 3 + 1 = 4
• CsCl:
CsCl
– Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1
– Cs+ : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1
• CaF2:
– Ca2+ : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro
cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
– F– : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8
F
−
C
a2
+
– Hay por tanto el doble F– que Ca2+
17. ASO
Propiedades de los 17
RE P
compuestos iónicos
• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más
cuanto mayor ∆HU) ya que para fundirlos es necesario
romper la red cristalina tan estable por la cantidad de
uniones atracciones electrostáticas entre iones de
distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.
• Gran dureza.(por la misma razón).
• Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto
menor U) e insolubilidad en disolventes apolares.
• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin
embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.
• Son frágiles.
20. 20
Enlace covalente
• Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen
menos energía que los dos átomos aislados.
• Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace
covalente va acompañada de un desprendimiento de
energía.
• Se llama energía de enlace a la energía necesaria para
romper 1 mol de un determinado tipo de enlace.
• Es siempre endotérmica (positiva).
• Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g)
se precisan 436 kJ, ⇒ Eenlace(H–H) = + 436 kJ
• La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se
llama “distancia de enlace”.
enlace
21. 21
and o...
Record Teoría de Lewis
Se basa en las siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última
capa comparten tantos electrones como le falten
para completar su capa (regla del octete).
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y
triples con el mismo átomo.
22. 22
Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis
completas para las siguientes especies
químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+.
• H H
· ·· |
CH4 · C · + 4 · H → H ··C ·· H ; H–C–H
· ·· |
H H
H
• HCN H–C≡N : |
NH4+ H–N+→H
• H2CO H–C=O : |
| ·· H
H :O:
||
• ·· ·· H–O–S–O–H
:O: :O: ||
·· ·· ·· ↑ :O:
H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
·· ·· ·· ↓
23. 23
Excepciones a la teoría de Lewis
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un
número impar de electrones.
• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado
carácter covalente en las cuales el átomo de
Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo
central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e – ).
– Sólo en caso de que el no-metal no esté en el
segundo periodo, pues a partir del tercero existen
orbitales “d” y puede haber más de cuatro
24. 24
Resonancia.
• No siempre existe una única estructura de Lewis que
pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion.
• Por ejemplo, en el ion carbonato CO32–
el C debería formar un doble enlace con
uno de los O y sendos enlaces sencillos
con los dos O– .
• Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O
deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.
• Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias
como los ángulos O–C–O son iguales.
25. 25
Resonancia.
• Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace
así como los pares electrónicos sin compartir, pueden
desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo
formar más de una estructura de Lewis distinta.
• En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace se
formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo
las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye
por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.
26. 26
Resonancia.
• Los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo
que la distancia es intermedia.
• Los tres átomos de oxígeno participan de 2/3 de carga
negativa.
• Se utiliza el símbolo ↔ entre las distintas formas
resonantes.
27. 27
Ejercicio A: Escribir las distintas formas
resonantes del ácido nítrico.
· ·– ··
:O :O
·· + ·· +··
N O H ↔ N O H
:O ·· · ·– ··
:O
·· ··
O también
· · δ–
:O
+ ··
N O H
:O
δ– ··
··
28. 28
Modelo de repulsión de pares
electrónicos y geometría molecular
• Los enlaces covalentes tienen una dirección
determinada y las distancias de enlace y los
ángulos entre los mismos pueden medirse
aplicando técnicas de difracción de rayos X.
• La geometría viene dada por la repulsión de los
pares de e– del átomo central.
• Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas
posibles.
29. 29
Modelo de repulsión de pares electrónicos
y geometría molecular. (cont.).
• El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.
• El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno
sencillo y uno triple.
• El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
• El átomo central tiene un enlace doble.
30. 30
El átomo central
sólo tiene pares de e– de enlace.
• BeF2: El Be tiene 2 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 180º.
• BCl3: El B tiene 3 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 120º.
• CH4: El C tiene 4 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 109,4º.
BeF2 BCl3 CH4
Lineal Triangular Tetraédrica
31. 31
El átomo central tiene dos dobles
enlaces o uno sencillo y uno triple.
• Como se une únicamente a dos elementos la
geometría es lineal.
• Ejemplos:
– Etino (acetileno)
– CO2
32. 32
El átomo central tiene pares de e–
sin compartir.
• La repulsión de éstos pares de e– Metano (109,4º)
sin compartir es mayor que entre
pares de e– de enlace.
– NH3: El N tiene 3 pares de e–
compartidos y 1 sin compartir ⇒ Amoniaco (107,3º)
Ang. enl. = 107’3º < 109’4º
(tetraédrico)
– H2O: El O tiene 2 pares de e–
compartidos y 2 sin compartir ⇒
Ang. enl. = 104’5º < 109’5º Agua (104,5º)
(tetraédrico)
33. 33
El átomo central tiene un enlace doble.
• La repulsión debida a 2 pares electrónicos
compartidos es mayor que la de uno.
• CH2=CH2: Cada C tiene
122º
2 pares de e– compartidos
116º
con el otro C y 2 pares de
122º
e compartidos con sendos
–
átomos de H. ⇒
– Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)
– Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
34. Cuestión de
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras 34
(Junio 97)
(Junio 97) de Lewis justifican la forma geométrica de las
moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para
poder proponer la representación correcta . b) Si cada molécula se
representa en todos los casos por una única formula estructural.
c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies:
H2O y NO3– d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas
anteriores la estabilidad de las mismas?
a) Las estructuras de Lewis, indican el nº de enlaces que
deberán formarse, pero no entra para nada en la dirección que
tomarán éstos y, por tanto, en la geometría molecular. Por
tanto, la geometría debe obtenerse experimentalmente, o
acudir al modelo de repulsión de pares electrónicos o a la
teoría de la hibridación.
b) En principio sí, pero cuando existen formas resonantes hay
más de una fórmula estructural para la misma molécula.
35. Cuestión de
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras 35
de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta
(Junio 97)
(Junio 97)
se debe determinar experimentalmente para poder proponer la
representación correcta. b) Si cada molécula se representa en
todos los casos por una única formula estructural. c) Representar
las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3–
d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la
estabilidad de las mismas?
c) H2O NO3–
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
H–O–H ; O=N+–O :– ↔ –: O–N+=O ↔ –: O–N+–O:– ··
·· | ·· ·· | ·· ·· || ··
: O :– : O :– : O:
·· ··
d) Sí, pues se cumple la regla del octeto para todos los átomos,
exceptuando como es lógico, al H que únicamente posee un
enlace (2 electrones).
36. 36
Polaridad en moléculas covalentes.
Momento dipolar.
• Las moléculas que tienen enlaces covalentes
polares tienen átomos cargados
positivamente y otros negativamente.
• Cada enlace tiene un momento dipolar “µ”
(magnitud vectorial que depende la
diferencia de χ entre los átomos cuya
dirección es la línea que une ambos átomos y
cuyo sentido va del menos electronegativo al
más electronegativo).
37. 37
Momento dipolar (cont).
• Dependiendo de cómo sea Σ µ de los enlaces
que forman una molécula, éstas se clasifican
en:
• Moléculas polares. Tienen Σ µ no nulo:
– Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.
– Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.
• Moléculas apolares. Tienen Σ µ nulo:
apolares
– Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.
Σ µ = 0. Ej: CH4, CO2.
39. Cuestión de
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
Ejemplo: a) Ordene según la polaridad 39
(Junio 98)
(Junio 98) creciente, basándote en los valores de
electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces
siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl
Elemento F O Cl N C S H
Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
b) la polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta
de la de CCl4?
• a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F
• b) El CH4 es globalmente apolar (µ = 0) pues la suma
vectorial de los dipolos de cada enlace (dirigidos hacia el
centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El
CCl4 es igualmente apolar por la misma razón; sin
embargo los dipolos de los enlaces están en esta ocasión
dirigidos hacia fuera.
40. Cuestión de
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
Ejercicio C: Cuatro elementos diferentes 40
(Septiembre 97)A,B,C,D tienen número atómico 6, 9,13 y 19
(Septiembre 97)
respectivamente. Se desea saber: a) El número de electrones de
valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no
metales. c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con
los demás ordenándolos del más iónico al más covalente.
a) A Z=6 2-4 b) No metal
B Z=9 2-7 No metal
C Z = 13 2-8-3 Metal
D Z = 19 2-8-8-1 Metal
c) DB (más iónico) CB3 AB4 (más covalente)
41. 41
Teoría del enlace de valencia (E.V.)
• Se basa en la suposición de que los enlaces
covalentes se producen por solapamiento de los
orbitales atómicos de distintos átomos y
emparejamiento de los e– de orbitales
semiocupados.
• Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e–
desapareado en un orbital “s” y formarían un
orbital molecular en donde alojarían los 2 e – .
• Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados
covalencia
y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.
44. 44
Hibridación de orbitales atómicos.
• Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y
distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la
“teoría de la hibridación”.
hibridación
• Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en
compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos
que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital
2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual
energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).
• Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en
química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos
orgánicos.
45. 45
Hibridación (cont).
• Se hibridan:
– Los orbitales atómicos que van a formar enlaces
“σ”
– Las parejas de e– sin compartir.
• No se hibridan:
– Los orbitales atómicos que van a formar el
segundo o tercer enlace.
– Los orbitales atómicos vacíos.
46. 46
Tipos de hibridación
• sp3
– 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano
– 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej:
NH3
– 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O
• sp2
– 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3
– 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno
• sp
– 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2
– 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO
48. 48
Teoría de orbit. moleculares. (O.M.)
• Permite explicar todas la moléculas existentes.
• Consiste en fijar unos niveles energéticos para
los orbitales moleculares y considerarlos
“combinación lineal de orbitales atómicos”
(C.L.O.A.).
• Hay tantos orbitales moleculares como
atómicos y ocuparían distintas zonas espaciales.
• La mitad de ellos tendrían menor energía que la
de los orbitales atómicos de los que proceden y
por tanto, serían más estables (orbitales
enlazantes).
49. 49
Teoría de orbitales moleculares.
(T.O.M.) (cont.).
• La otra mitad tendrían mayor energía que los
orbitales atómicos de los que proceden y serían
más inestables (orbitales antienlazantes).
• Se denomina “ orden de enlace” (O.E.) a:
nº e − (OM enlazantes) − nº e − (OM antienlazantes)
O.E.=
2
• El O.E. puede ser fraccionario si combinan
orbitales apareados y desapareados.
50. 50
Molécula de N2 Molécula de NO
O.A. (N) O.M. (N2) O.A. (N) O.A. (O) O.M. (NO) O.A. (N)
51. 51
Propiedades de los compuestos
covalentes
• Sólidos covalentes:
covalentes • Sust. moleculares:
moleculares
• Los enlaces se dan a lo • Están formados por
largo de todo el cristal. moléculas aisladas.
• Gran dureza y P.F alto. • P.F. y P. E. bajos (gases).
• Son sólidos. • Son blandos.
• Insolubles en todo tipo de • Solubles en disolventes
disolvente. moleculares.
• Malos conductores. • Malos conductores.
• El grafito que forma • Las sustancias polares son
estructura por capas le solubles en disolventes
hace más blando y polares y tienen mayores
conductor. P.F y P.E.
53. 53
Enlaces intermoleculares
• Enlace o puente de Hidrógeno.
– Es relativamente fuerte y precisa de:
– Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.
– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube
de e– del otro átomo.
– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.
• Fuerzas de Van der Waals.
– Entre dipolos permanentes (moléculas
polares). Son débiles.
– Entre dipolos instantáneos (moléculas
55. 55
Enlace metálico
• Lo forman los metales.
• Es un enlace bastante fuerte.
• Los átomos de los metales con pocos e− en su
última capa no forman enlaces covalentes, ya que
compartiendo electrones no adquieren la estructura
de gas noble.
• Se comparten los e− de valencia colectivamente.
• Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de
iones positivos, empaquetados ordenadamente,
formando una estructura cristalina de alto índice de
coordinación.
• Existen dos modelos que lo explican:
– Modelo del mar de electrones:
– Modelo de bandas:
56. 56
Modelo de bandas (enlace metálico).
• Se basa en la T.O.M (bandas en el espectro de emisión).
• Se combinan infinidad de orb. atómicos con lo que se
producen bandas de orb. moleculares.
• Los e– ocupan los O.M. enlazantes de menor energía
(banda de vlencia).
• Quedan los orbitales antienlazantes de mayor energía
libres formando la
57. 57
Propiedades de los compuestos
metálicos.
• Son dúctiles y maleables debido a que no existen
enlaces con una dirección determinada. Si se
distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla
interponiéndose entre los cationes.
• Son buenos conductores debido a la deslocalización de
los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede
suponerse que la banda vacía (de conducción está muy
próxima a la banda en donde se encuentran los e– de
forma que con una mínima energía éstos saltan y se
encuentran con una banda de conducción libre.
58. 58
Propiedades de los compuestos
metálicos (cont.).
• Conducen el calor debido a la compacidad de los
átomos que hace que las vibraciones en unos se
transmitan con facilidad a los de al lado.
• Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de
la estructura de la red. La mayoría son sólidos.
• Tienen un brillo característico debido a la gran
cantidad de niveles muy próximos de energía que hace
que prácticamente absorban energía de cualquier “λ”
que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).
59. Cuestión de
Cuestión de 60
Selectividad
Selectividad
(Septiembre 98)
Ejemplo: La configuración electrónica de un
(Septiembre 98)
elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el sistema
periódico? b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros
elementos? c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento
es sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o
no molecular? Justifique las respuestas.
a) Sí.
b) Sí.
c) No.
d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico
y el compuesto no será molecular. Igualmente, los gases
nobles (p6) se encuentran como átomo aislados. Son
moleculares los elementos no metálicos (p2 - p5).
60. Cuestión de 61
Ejercicio D: Rellenar el siguiente cuadro
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
(Marzo 97)
(Marzo 97)
poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un
compuesto que formen entre ellos, el tipo de enlace (C =
covalente, I = iónico, M = metálico) y el estado de agregación (S
= sólido, L = líquido, G= gas), tal como aparece en el ejemplo.
Cl H O Ca
Cl Cl2 C G HCl C G Cl2O C G CaCl2 I S
H H2 C G H2O C L CaH2 I S
O O2 C G CaO I S
Ca Ca M S