Química 2º bachillerato. Andalucía

DEMO

2

INCLUYE

PROYECTO DIGITAL BANCO DE RECURSOS Y LIBRO DIGITAL

O T A R E L L I H C

BA

A C I M QUÍ

rero, r e u G e Araqu n Rivera o i n o nt ijó J o s é A J o s é M .ª T e , o i b u , lana R na Collado l I é s Jo ba do Lié e r f l A

SUMA

piezaS

ASÍ ES

tu libro Apertura de unidad

1

Las reacciones

LOS Recursos en la web DE ESTA UNIDAD

l

LA QUÍMICA Y SUS CÁLCULOS

VÍDEO

químicas y su contro

as desde la han sido observad de los materiales e conocimiento Las transformaciones tenido el suficient solo cuando se ha antigüedad pero y aplicadas. ser comprendidas que ocucientífico han podido la materia y los cambios ción de los ciencia que estudia La química es la implican la reordena químicas es otras reaccion de los reactivos dando rren en ella. Las es estudias que forman la materia átomos y molécula ajuste de este proceso hecho de los productos. El esencial el sustancias nuevas, resultando una clave . metría, reacción la de estequio la y después do por zca constante, antes del control de que la masa permane ocupa se química la vista cuantitativo, s, con el objetiDesde el punto de y de los producto El estudio las materias primas las cantidades de n y sus aplicaciones. ientos que al máximo su obtenció alcanzar procedim vo de rentabilizar para paso res el primer químicos, pero posterio en el laboratorio sión de los procesos y se puede los rendimientos permitan la compren la escala, se mejoran mente, se cambia l. y el incretrabajar a nivel industria l de la industria química, impacto ambienta medioambienConsiderando el ante la protección sensibilización social los residuos mento actual de la de tratamientos de o desarroll el dible arlos para otros fines. tal, se hace imprescin dicho impacto y aprovech que permitan disminuir

Objetivos de Desarrollo Sostenible.

TAC PRESEN

Las reacciones químicas y su control

Texto argumentativo.

CIÓN SIMULA

Isótopos y masa atómica.

2

ACIONES SIMUL

Unidad de la cantidad de sustancia: el mol EN DOCUM

3

ACIONES SIMUL

El estudio de los gases

DOCUMENTO

«Concentración» y «Molaridad».

4

Rompecabezas.

Texto instructivo.

Objetivos de Desarrollo Sostenible.

5

VÍDEO

6

ACIONES SIMUL

Disoluciones. Unidades de concentración

ENTO DOCUM

Textos descriptivos y textos expositivos.

Disoluciones.

Estequiometría de las reacciones químicas

ENTO DOCUM

Compromiso ODS. Actividades para reflexionar en grupo y proponer acciones para alcanzar las metas de desarrollo sostenible propuestas en cada una de las unidades.

VÍDEO

Determinación de fórmulas químicas

DOCUMENTO

es en grupos: Haced estas actividad mezcla hetehomogénea, una ión. s de: una mezcla coloide y una suspens 1 Poned ejemplo n verdadera, un de los rogénea, una disolució básicas adecuadas de separación nes en dos rmente, pensad Señalad las operacio esas mezclas. Posterio otra en alcohol; ¿cuál componentes de agua y , una soluble en e? ¿Cómo sustancias químicas temperatura ambient a ión agregac Objetivos es su estado de 6.1 y 6.3 de los las metas metas o operaciones básicas ayudaríais a alcanzar le (ODS) utilizand de Desarrollo Sostenib la cantidad de sustancia.

Indicad bles de laboratorios? que son responsa alguno de los gases los seres buscad y sobre d iales 2 Investiga perjudic 6.6 y Indicad los efectos íais las metas 3.9, de la lluvia ácida. origen. ¿Cómo alcanzar vivos y cuál es su 11.6 de los ODS?

«Gases:intro» y «Propiedades de los gases».

TO

Enrique Moles y Ormella.

IÓN

Qué necesitas saber.

1 Composición de la materia DOCUMENTO

COMPROMISO ODS

«Qué

idos se esLos conten n epígrafes tructuran e tan el conque presen co acompatenido teóri ágenes, esñado de Im formación quemas e in taria en los complemen que facilitan márgenes, sión de los la compren y permiten contenidos conocimien ampliar los os. tos expuest

ulos

la química y sus cálc

«Ajuste de reacciones químicas» y «Reactivos y productos».

Cultura científica La alquimia

Objetivos de Desarrollo Sostenible.

Estrategias de resolución de problemas

ACIÓN P R E S EN T

Para estudiar.

Trabaja con lo aprendido

Textos expositivos ENTO DOCUM

Consejos para elaborar tu porfolio.

Y ADEMÁS… Soluciones de todas las actividades numéricas

consulta la presentación estudiar esta unidad, Antes de empezar a cacion.es. necesitas saber» en anayaedu

Los ejercicios, tan to propuestos como resueltos, perm iten el aprendizaje de procesos de razonamiento y estrategias de res olución de problemas así como po ner en práctica y afianzar el contenid o estudiado.

Desarrollo de los contenidos y actividades 2

Unidad

Naturaleza electromagnética de la luz 2.1. Naturaleza de la luz La naturaleza de la luz ha sido objeto de controversia científica durante mucho tiempo. El motivo de estas discusiones venía dado por los resultados obtenidos en distintos experimentos realizados con la luz.

Newton (1642-1727) consideraba el caso de que la luz tenía una naturaleza corpuscular (la luz consistía en un haz de partículas). Por otro lado, Huygens (1629-1695) propuso una naturaleza ondulatoria.

El hecho de que la luz formase sombras bien delimitadas apoyaba la hipótesis corpuscular. Así, durante mucho tiempo fue aceptada de manera mayoritaria la teoría de Newton.

Sin embargo, los experimentos sobre interferencias luminosas llevadas a cabo por T. Young (1793-1829) demostraron que la luz debía entenderse como un fenómeno ondulatorio. Así, la teoría ondulatoria empezó a cobrar importancia y fue aceptada hasta principios del siglo xx.

Vocabulario • La interferencia es una interacción entre dos o más ondas que viajan en el mismo espacio, y pueden amplificarse o anularse según sus fases.

• La difracción consiste en la dispersión de las ondas cuando encuentran un obstáculo.

Rayos γ

i i

Hertz (1857-1894) fue capaz de producir y detectar las ondas electromagnéticas de Maxwell, dando validez al modelo establecido por él unos años antes: la radiación electromagnética es una forma de transmisión de energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan por ondas a través del vacío o a través de un medio. Se produce por aceleración de una partícula cargada eléctricamente.

z

1 · 10–14

d

Rayos x 1 · 10–12

Radiacción ultravioleta

Pantalla con doble rendija

4 · 10–7

Patrón de interferencia observado

x

y

2

el unidad de la cantidad de sustancia:

1 · 102

Onda larga 1 · 104

el número de Avogasustancia que contiene El mol es la cantidad de iones, etc.). s (átomos, moléculas, dro de unidades elementale pero que en muchas como lo es la docena, Es un número sin unidades, hablaremos de la masa s en gramos, entonces ocasiones expresamo por M y se expresa en representa se que molar), de un mol (o masa de H2 = 2 g; un mol de –1 mol de H = 1 g; un mol infemol . Por ejemplo: un La síntesis electromagnéticag · de ya que es 1 800 veces la masa de un electrón, A partir de la expresión c = m $ f , podemos calcular la frecuencia: Maxwell marcó un hito en la historia H+ = 1 g (al despreciar .

8 –1 nucleones) de la unificación de las fuerzas de a la de los c 3 · 10 m · s riortal para dec = m$f ; f = f= = 4, 65 · 10 14 s –1 y el fósforo, en los que envergadura que a finales del siglo m 6, 45 · 10 –7 m elementos, como el azufre tener en cuenta sus Hay xix, muchos físicos pensaron que lasalgunos mol de moléculas, debemos los b) Comparando el valor obtenido con el valor de frecuencias del espectro terminar la masa de un leyes físicas ya estaban suficienteente. Vemos así que en respectivam , P y S 4 visible, el color del láser sería el rojo. mente comprendidas. estructuras más habituales, 8 en la naturaleza, que a la especie existente elementos hay que referirse simple. no es siempre al átomo que los gases nobles son hemos de tener presente Ejercicios En el caso de los gases gaseosos son diatómicos el resto de los elementos y (He) (O icos ozono 3). el monoatóm como que son poliatómicos, 1 Calcula m y ordena de forma creciente: 2 Calcula la longitud de onda correspondiente (Cl ), a excepción de algunos a una luz ultravioleta de frecuencia 1015 s–1. Busca2 a) una luz amarilla de 610 nm, información sobre el uso de la radiación ultravioleta b) una luz roja de 700 nm, para el desarrollo de una agricultura sostenible. A c) una luz ultravioleta de 200 nm, partir de la información obtenida, idea un proyecEjercicios resueltos d) una radiación infrarroja de 1700 nm, to que pueda llevarse a cabo para su aplicación de ¿qué cantidad de sustancia acuerdo al objetivo 12 para el desarrollo sostenible.1 Siendo 12 la masa atómica del carbono, e) rayos X de 3 nm. habrá en…?: de átomos de carbono a) Teniendo en cuenta que 1nm = 10−9 m, la longitud de onda expresada en unidades del sistema internacional tiene el valor m = 6,45 10−7 m.

Todas las ondas se caracterizan básicamente por los siguientes parámetros: • Longitud de onda (m): es la distancia entre dos máximos consecutivos.

Su unidad en el S. I. es el metro, m.

unidad de tiempo. Su unidad en el S. I. es el s−1 o hercio (Hz).

Onda corta

TV

7 · 10–7

Solución

■ Características de las ondas

• Frecuencia (f): es el número de ondas que pasan por un punto en la

FM 1 · 10–2

S8

1 La longitud de onda del láser utilizado en los lectores de DVD es de 645 nm, aproximadamente. a) ¿Qué frecuencia tiene el láser empleado en los lectores de DVD? b) ¿Cuál es el color del láser del lector de DVD?

Una onda es la propagación de una perturbación vibracional en la que se transmite energía.

Longitud de onda mλ

• Velocidad de propagación (v): Nos indica la velocidad con que se pro-

Cresta

Nodo

Valle

paga la onda en el medio. Viene dada por la expresión v = m · f.

En el caso de la luz propagándose en el vacío, la velocidad se representa como c, su valor es 2,997 825 · 108 m · s–1 y es el msmo para todas las frecuencias. En cualquier otro medio, la velocidad de propagación de la luz será distinta para cada frecuencia y menor que el valor de c.

6 · 10–7 Longitud de onda en metros

2.2. Ondas

máxima de la onda con respecto a la línea central de no perturbación.

Su unidad en el S. I. es el metro, m.

Microondas 1 · 10–4

Radiacción violeta 5 · 10–7

mol

Número de Avogadro 2.3. Concepto de mol. plantearnos la side los elementos podemos En el estudio de las masas de medir las masas? Inise estableció la forma guiente pregunta: ¿cómo resultando ser el hidrógeno elemento más ligero, cialmente, se buscó el enteros para obtener podían establecer múltiplos y se comprobó que se . Aquí es donde nace el resto de los elementos erían a la relaciones en masa con cuántos átomos correspond plantearse al mol, de talmente son el concepto comprobando que, experimen N y corresunidad de masa atómica, Avogadro, A 23 se le llama número de lo 6,022·10 ; a este número orden de magnitud de múltiplos están ya en el ponde a un mol. Así, los acostumbrados a trabajar. que habitualmente estamos

Ejercicios resueltos

Experimento de Young de la doble rendija. Este experimento llevado a cabo en 1801 consistió en hacer incidir un haz de luz sobre una pantalla generando un patrón de bandas claras y oscuras, demostrando así que la luz se comporta como onda.

• Amplitud (A): es la máxima perturbación de la onda, es decir, distancia

Radiacción infrarroja

1 · 10–8

Longitud de onda en metros

Pantalla

2

Longitud de onda, m

Se denomina espectro electromagnético al conjunto de frecuencias, o longitudes de onda, de las radiaciones electromagnéticas.

r2 a

Fuente luminosa

2.3. Teoría electromagnética de Maxwell J. C. Maxwell (1831-1879) desarrolló matemáticamente un modelo en el que consideraba la luz como una onda o radiación electromagnética formada por un campo eléctrico y un campo magnético, perpendiculares entre sí y a la dirección de propagación.

La luz visible es una región muy pequeña del espectro electromagnético, se extiende entre los 400 nm y los 700 nm, aproximadamente.

r1

Amplitud, A

Cada unidad comienza con un breve texto que pretende acercar al alumnado las relaciones entre ciencia, tecnología y sociedad a través de alguna aplicación relevante relacionada con los contenidos que se van a desarrollar.

Organizador visual. Con los recursos digitales relacionados con cada apartado.

Velocidad de propagación, v

Características de una onda.

40

¿Sabías que...?

41

P4

de S8 y P4.

Representación espacial

He

a) 36 g de carbono. b) 12 u de carbono.

20 carbono. c) 12 · 10 átomos de Solución

1 mol de átomos de carbono. a) 36 g · 12 g = 3 mol

Los iconos incluidos en algunas actividades sugieren la clave del proyecto que puede aplicarse en cada caso.

O3

Cl2

Moléculas de helio, cloro

luego: –23 1 mol = 0, 166 · 10 mol 12 u = 1 at. de C · 6, 022 · 10 23 at. de C

b) 12 u = 1 átomo de C,

-3 1 mol = 2 $ 10 mol 20 c) 12 $ 10 at. de C · 6, 022 $ 10 23 at. de C.

y ozono.

Ejercicios cantida1 Ordena las siguientes número des de menor a mayor de átomos: a) La molaridad. magneb) 1,0 g de nitrato de sio. . c) 4 mol de ácido clorhídrico 24 de did) 6,1·10 moléculas óxido de azufre. a menor 2 Ordena de mayor el cantidad de azufre e indica de la cantidad de sustancia silas átomos de azufre de guientes sustancias: a) 256 g de S8 b) 980 g de H2SO4 c) 320 g de SO2

14

Las claves

del proyecto

ODS Compromiso ODS

Plan Lingüístico

Desarrollo del pensamiento

Aprendizaje cooperativo

Descubre los Objetivos de Desarrollo Sostenible y forma parte activa de nuestro compromiso para lograr un mundo más igualitario y habitable.

Pon en práctica tus destrezas comunicativas en los diferentes tipos de texto que te proponemos. El lenguaje siempre está presente, ¡comunícate!

Trabaja estrategias de pensamiento: reflexiona sobre los contenidos que estás aprendiendo, genera ideas, organízalas, priorízalas, arguméntalas, exponlas…

Implícate en tu aprendizaje y participa en el de todo el grupo; comprobarás que cooperar mejora el rendimiento y la convivencia en clase.

cultura científica nuevos materiales

ífica

cultura cient

Materiales inteligentes y aplicaciones

• En el campo de la ingeniería sísmica existen aplicacio-

Actualmente, el término «inteligente» se ha adoptado como un modo válido de describir una clase de materiales que presentan la capacidad de cambiar sus propiedades físicas (viscosidad, forma, rigidez, color…) en presencia de un estímulo concreto.

Algunas de sus aplicaciones son: • Existen y se comercializan gafas cuyas monturas están

construidas con una aleación con memoria de forma.

Así, si la montura resulta doblada o deformada se puede recuperar su forma inicial tan solo calentándola.

tic

• La industria aeronáutica se encuentra desarrollando

alas de rigidez variable que responden a la carga del viento de forma activa para conseguir distintos objetivos como la disminución de cargas de fatiga, optimización aerodinámica, etc.

Unidad

tic

• El nitinol (aleación de níquel y titanio) puede emplear-

EL estudio del

El efecto fotoelé ctrico fue descub 1887 y consis ierto por H. te Hertz en metales cuand en la emisión de electro nes por alguno o tein pudo explicason iluminados con luz. s En 1905, A. r el efecto Einsla hipótesis fotoeléctrico de Planck. basándose En esta secció simulador gratuit en n vamos a o para el estudi usar un o del efecto fotoeléctrico

se para fabricar alambres superelásticos que se pueden tejer en formas cilíndricas para varios usos.

Una de las aplicaciones más habituales son los «stents» vasculares para reforzar los vasos sanguíneos.

Simulador

innovadores con aplicaciones a la ingeniería de tejidos.

Estos materiales están diseñados para responder a estímulos concretos, como infecciones bacterianas, y pueden tener múltiples aplicaciones médicas.

Stent.

trico

Unidad

2

y corroborar sus conclusiones herramienta sobre este nos permite fenómeno. explicar cómo de onda de La afecta la longitu la radiación incide luz a su capaci d dad para liberar nte y la intensidad de de un metal. la electrones Se trata de de la superfi una aplicac análisis de cie ión muy útil los parámetros para el fundamentale s en este efecto .

as de res

Estrategi

1

Los ingenieros de materiales estudian las cualidades, características y usos de los materiales, y aplican sus conocimientos para investigar y desarrollar nuevos materiales. Investiga acerca de las competencias y del perfil profesional de un ingeniero de materiales.

2

Busca información sobre los fluidos electrorreológicos y sus aplicaciones.

3

Una de las líneas de investigación más importantes sobre materiales inteligentes se refiere a los «metamateriales». Responde a las siguientes preguntas, investigando en Internet: a) ¿cómo funciona un metamaterial?, b) aplicaciones actuales de los metamateriales.

4

En el año 2000, los químicos Alan Heeger, Hideki Shirakawa y Alan MacDiarmid recibieron el Premio Nobel de Química por el descubrimiento y desarrollo de polímeros sintéticos conductores de la electricidad. Busca información sobre las aplicaciones de este tipo de polímeros sintéticos.

Podemos selecci onar la superfi la que vamos cie metálic a el desplegable aplicar la radiación incidena del cátodo sobre bajar con un del metal. Esta simulac te, cliqueando en ión nos permit rango amplio cobalto y así e trahasta veintid de superficies (alumin io, cobre, ós metales Una vez selecci diferentes). onado el metal, establece la la aplicación, frecuencia por defecto umbral (f ) (We) asociad , 0 y el trabajo o a la superfi de extracción cie.

Igualmente podemos elegir de onda de mediante un la radiación cursor la (m) con la que longitud el metal y al vamos a incidir mismo tiempo nocer la energía nos sobre del fotón incidenofrece la posibilidad de cote (E = h·f).

Cuestiones 1 Responde a las siguie ntes cuestio simulación: nes utilizan a) do la ca de los fotoel¿Qué ocurre con la b) Al irradia energía cinétiectrones r un cuencia de la radiación cuando se duplica la ce efecto fotoelmetal con luz roja (682 freque incide nm) se produ sobre un metal? el mismo metal éctrico, ¿qué ocurrir á si irradiamoscon luz amaril la (570 nm)?

1

calcular el dato

problemas icos

iométr Cálculos estequ

como tenemos . De hecho, sí los tenemos En este caso, carbonato.

0,485 mol de y reaccio0,86 nos sobran ácido fosfórico limitante es el H PO4.

Luego el reactivo MgCO3 con 0,250 mol de 3 de amente nan 0,375 mol la reacción complet resulta suponemos parte, A continuación, que, por otra la derecha, lo y los demás estar gaseoso desplazada a o CO2 un product lógico al ser el acuosa.

H2O 3 ↑+ en disolución (PO4)2 + 3 CO2 H PO4 → Mg3 de de sustancia 3 MgCO3 + 2 3 que la cantidad de dióxido de indica la La estequiometría la misma que reacciona es mol de CO2. carbonato que luego serán 0,375 obtenemos, 23 ºC y carbono que obtenido a an el volumen de los gases: Como nos pregunt s la ecuación general V: despejamos 743 mmHg aplicamounidades adecuadas y T en las p·V=n·R· n·R ·T V = p

que hay que los compuestos 1. Lo primero ar correctamente enunciado, identific de la reacción. ajuste luego hacer el O ) + CO2 + H2 PO → Mg3(PO4 2 MgCO3 + H3 4 + 3 H2O (PO4)2 + 3 CO2 H PO4 → Mg3 3 MgCO3 + 2 3 en el produchay que fijarse la clave para hacer el ajuste que nos dará Recordar para solo complicado, más os. El Mg está to o reactivo los demás element igual, luego el ajuste de todos reactivo, el grupo fosfato el un y o o. Ajustados en un product el ajuste complet la clave para fácilmente. Hay ellos nos dan se completa productos. fosfato el resto el y to en reactivos y carbona los elementos s de que repasar todos , pero debemo volumen y aplicar datos en masa a (mol) para poder -1 ) 2. Nos dan los de sustanci -1 = 84 g · mol M ; trabajar en cantidad H3PO4 mol · = 84 g el ajuste. (MMgCO3 1mol mol g · 84 g = 0,86 nMgCO3 = 72 1 mol 0,25 mol puros · 0,5 · 98 g = g/mL · 37 mL nH3PO4 = 1,34 0,25 mol de ácido fosfórico hay reacciona la mL de ácido mos que solo Es decir, en 37 es agua. (Recorde puro, el resto a pura). sustanci de de cantidad ará toda la cantidadcuál a es si reaccion rlo hay que buscar ión La siguiente pregunt averigua ; para en proporc sustancia presente será el que esté reacción) y limitante (que metría de la es el reactivo estequio la : endo y otro después inferior manteni os uno primero cuál sobra. Suponem ríamos, según necesita to ajustada: fuera el carbona – Si el limitante ecuación química que indica la , la proporción 2 molH3PO4 = 0,57 mol de H3PO4 · O 0,86 mol MgCO3 3 molMgC 3

Así, por ejempl o, si elegim lica, la aplicac os el sodio como ión valor 5,51 ·10 14 –1 nos establece una frecuen superficie metás y un trabajo cia umbral 2,28 eV. (f0) con de extracción (We) cuyo valor es Si iluminamos la superficie longitud de onda m =645 con una radiación inciden mos arranca nm observamos te de r electrones que no conseg (la energía inferior al trabajo uiasociad radiación inciden de extracción). En cambioa a la radiación es te , si utilizamos de longitud mos arranca una de onda λ = r electrones 400 nm conseg de la superfi la radiación uicie (la energía es superior al trabajo de asociada a extracción).

En anayaeducacion.es puedes encontrar un documento sobre otros materiales muy interesantes y con múltiples aplicaciones hoy en día, los semiconductores y los superconductores.

Las unidades finalizan con un contenido de ampliación para acercar la química (en cuanto a su historia, aplicaciones, aspectos prácticos, etc.) al día a día del alumnado.

olución de

con el ácido io reacciona dióxido to de magnes de magnesio, 1 El carbona lugar al fosfato fosfórico y da agua: de carbono y n ajustada io y a) Escribe la reacció to de magnes 72 g de carbona ad = 1,34 g/mL y b) Se mezclan o (densid fosfóric ácido 37 mL de del ácido). que se riqueza del 50% de carbono Hg. n de dióxido de 743 mm de Calcula el volume a 23 oC y presión = 24 Mg obtiene medido u; 16 12 u; O = atómicas C = Datos: Masas = 1 u. u; P = 31 u; H el y resolución cuidadosamente y Planteamiento hacer es leer

Cuestiones

Microscopía electrónica de barrido de un tejido de algodón recubierto de partículas de ZnO. 122

efecto fotoeléc

En primer lugar efecto fotoe ve a la página léctrico web del simulad http://www.va or. rga.org/recurs trico/index.htm os-educativos Por último l para realizar /efecto-fotoel la simulación establecer ecVerás que completa tenemo la intensidad está del haz lumino frenado necesa s que varias magnit en castellano y que te so y el rio para frenar udes claves permite trabaja de la superfi los fotoelectronespotencial de trico. Tambié en el estudio r con cie metálica. n podemos del efecto arrancados establecer fotoelé frecuencia cgráfica y energía frente a longitud de s energía frente a onda.

Gafa con montura de titanflex (aleación de titanio).

• Investigadores europeos han desarrollado materiales

de problemas n ió c u l o s e r e d s EstrategIa

nes para disminuir las vibraciones producidas durante un terremoto y garantizar la seguridad estructural de un edificio.

0,25. íamos: pero solo tenemos fosfórico necesitar si lo fuera el ácido – Por el contrario 3 molMgCO3 = 0,375 mol de MgCO3 PO · 0,250 mol H3 4 2 molH3PO4

–1 K · mol · K 296 = de CO2 , 082 atm · L –1 0, 375 mol · 0 atm 760 mmHg · 743 mmHg –1

PROBLEMA

ANÁLISIS DEL formulado adecua rnos de haber y haber Debemos asegura stos, realizado el ajuste nos compue limitante. A veces damente los onden es el reactivo detectado cuál aportados corresp es así. que los datos a, y no siempre confiamos en ometría ya ajustad ya se ha ina una estequi que lo r conviene recorda a lo largo de cursos Por otro lado, se sas ocasiones cálculo en químicaión, dicado en numero problemas de anteriores: los utilizando factores de convers as problem deben resolver resolución de estrategia de a paso; y es adeya que es una o a hacerlo paso BOE. más rápida respect como preferente en el cida más, la estable DE RESULTADOS DISCUSIÓN

s deos son correcto bar que los resultad o como correcto Para compro tomando el resultad obtener la cantibemos repasar nado ones a la inversa: y hacer las operacide carbonato que han reaccio ia dad de sustanc han reaccionado: -1 no -1 · 296 K; y sumar la que ·L · mol · K atm 0,082 · L=n coinciden 0,98 atm · 9,31 dióxido, que sa = 0,375 mol de n, que sumado despejando n to en la reacció los iniciacon los de carbonanan (0,485 mol) nos dan reaccio no que los les (0,86 mol).

para todos los datos Ahora ya tenemos enunciado: pedido en el 2, 36 mol = 0,75 Xsoluto: 3, 14 mol te: será disolven por uno, el resto Al ser un tanto

ácido clordisolución de litros de una de densidad 2 Se tienen 0,5 % de riqueza en masa y hídrico del 86 : 1,24 g/mL. Calcula

ad. a) La molarid ad. b) La molalid molar del soluto. ico nec) La fracción ón de ácido clorhídrón 2 M. de esa disoluci disoluci d) El volumen r 150 mL de otra cesario para prepara ón que resulde la disoluci o con la molaridad es ácido obtenid e) ¿Cuál 100 mL de este M? ta de mezclar clorhídrico 0,5 ácido de L 0,25 u.

1 u; Cl = 35,5 atómicas: H = Datos: Masas y resolución samente el Planteamiento es leer cuidado

0,75 = 0,25 Xdisolvente: 1 – calculamos disolución 2 M ando la 150 mL de una mos, consider d) Para preparar soluto que necesita los gramos de indicadas: % y la densidad 36, 5 g 10,95 g riqueza del 86 = mol · 1 mol 1L · 150 mL= 0,30 2 mol · 1000 mL 1L

hacer nos que hay que los datos que 1. Lo primero compuesto y identificar el . problema, e cada apartado nos piden en soluto (mol) dan, y los que sustancia de cantidad de disolución (L) = Volumen de a) Molaridad el cálculo: Planteamos así -1 · mol 35,5 = 36,5 g M (HCl) = 1 + 1 mol soluto · 86 g soluto · ón 1, 24 g disoluci · ón 36, 5 g soluto 100 g disoluci ón 1 mL disoluci ón = 29,2 M 1000 mL disoluci · 1 L disolución soluto (mol) sustancia de cantidad de te (kg) disolven = d masa b) Molalida indica que a y la riqueza datos del problemde disolución, por tanto, Vamos a los g 1 000 g están en 100 te. Así pues, en 86 g de soluto 14 g son de disolven los restantes te tendremos: (1 kg) de disolven soluto mol · 1 86 g soluto · ón ón 36, 5 g disoluci 100 g disoluci mol n ó = 168, 3 kg ón 100 g disoluci 100 g disoluci · te 1 kg disolven · te considedisolven uno g 14 es el tanto por molar de soluto a de soluto (mol) respecto c) La fracción de sustanci n (mol). rando la cantidad total de la disolució n: de sustancia 100 g de disolució a la cantidad 86 g soluto en tenemos si Es decir, 86 g de HCl = 2,36 mol de HCl. –1 M (HCl) = 36, 5 g · mol de H2O = 0,78 mol de H2O ^ 100 – 86 h g –1

g mol M ^ H2O h = 18 La suma de ambos. mol = 3,14 mol.

2,36 mol + 0,78 Disolución =

de HCl puro la disolución densidad de la riqueza y la Al considerar s escribir: ón inicial = 12,73 g inicial, podemo 100 g disoluci puro · 86 g soluto 10,95 g soluto ón inicial = 1 mL disoluci n inicial · 1, 24 g disolución inicial de la disolució disolución inicial. y añadi= 10,27 mL de disolución inicial 10,27 mL de la deseado.

Es decir, cogería mL, que es el volumen final 150 n 2 M tendrería agua hasta de una disolució s de 100 mL e) Si partimo mos: mol 1L · 100 mL=0,2 2 mol · 1000 mL n 0,5 M: 1L otra disolució con 0,25 L de Lo vamos a mezclar mol 0, 5 mol · 0, 25 L = 0,25 L = 0,125 1L L de disode HCl en 0,35 os 0,325 mol En total tendríam lución. Luego:

M. 0, 325 mol = 0,93 mol/ L = 0,93 0, 35 L MA

Lo PROBLE todos los pasos. ón cuidadosos con disoluci Debemos ser es tener claro siempre la r, y comnte os obtene más importa s y la que querem de la que partimo o es lógico o no. difeprobar si el resultad as recordar la se reeste tipo de problem densidad (donde n toConviene, en de tos concep ón con el volume rencia entre los total de la disoluci s formas de expresar laciona masa ón) y las distinta relaciona tal de la disoluci (donde, en su mayoría, se ón; a la concentración con el volumen de la disoluci la masa del soluto la molalidad). excepción de

ANÁLISIS DEL

29

67

En el estudio de la química, el empleo de las TIC merece un tratamiento específico.

En cada unidad, se incluye la resolución de diferentes problemas, se analizan los enunciados y se discuten los resultados obtenidos.

28

ACTIVIDADES EXPERIMENTALES

TrAbaja con lo apren

dido

Recuerda seleccionar el material portfolio. de trabajo de esta unidad para tu

Actividades es experimental

trabaja con lo aprendido

1 Preparación de una disolución de concentración conocida

Consideracione

s históricas

b) Indica a qué grupo 1 Indica tres de las del sistema periódico tríadas cada elemento y pertenece blecidas por Döberein de elementos químicos estasi son metales o er. ¿Qué caracterís no metales. taba el peso atómico tica presenc) ¿Cuál es el elemento (masa atómica) más electropositivo del elemento central de las tríadas el elemento más y cuál es en relación con electronegativo? los otros dos?

11 Dados los elemento 1-2-4. ¿A qué partes del sistema periódico s A, B y C, de números tual se asemejan 6, 12 y 19: acatómicos las «octavas de Newland s»?

3 ¿Qué elemento a) Escribe la configura s fueron previstos ción electrónica por Mendeléiev antes de ser descubie de cada uno de ellos. rtos? ¿Cómo los llamó Mendeléiev y cuáles son b) Indica su situación sus nombres actuales? en la tabla periódica período). (grupo y 4 Utilizando la bibliograf ción busca los científicos ía y otros medios de informac) Ordena de mayor y científicas españoles a menor potencial dos en el descubrim de ionización. implicaiento de nuevos 12 Para los elemento elementos químicos. Relaciona tus s sodio, azufre y hallazgos con la meta cloro: 5.5 de los ODS. a) Escribe sus configura ciones electrónic Configuracione as. b) Ordena los elemento s electrónicas y posición s por orden creciente en el sistema periódic tencial de pode ionización o y justifica tu respuesta .

5 c) Ordena los elemento Explica qué tienen en común, en relación s por orden creciente la configuración dio atómico y justifica de racon electrónica, los tu respuesta. elementos pertenecientes a un mismo 13 Basándose en grupo del sistema las propiedades periódico. periódicas de los 6 ¿Por qué el tercer mentos E (Z = 35), eleI período tiene únicamen EII (Z = 36) y E (Z elementos y el cuarto = son ciertas o falsas 37), III te ocho las siguientes afirmacio razona si tiene dieciocho? nes: a) EIII posee mayor 7 Escribe las configura potencial de ionización ciones electrónic que EI. as de los elementos de números b) EI tiene menor atómicos 19, 26, afinidad electrónic 33 y 35. a que EII. 8 Dadas las configura c) La electronegatividad ciones electrónic de EI es mayor que as siguientes, indica el número la de E 14 atómico, el grupo II. A la vista de las configura y el período de cada elemento: elementos de números ciones electrónicas de los atómicos 9, 16, a) 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 2 9 indica: 20, 34 y 38, 4s 3d b) 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 2 10 2 a) ¿En qué período 4s 3d 4p se encuentran y a qué grupo pertenecen? c) 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 2 10 6 4s 3d 4p b) ¿Quién tendrá d) 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 2 10 6 mayor potencial 4s 3d 4p 5s 2 4d 2 de ionización? c) Clasifícalos en 9 Los elemento metales y no metales. s de transición Cu, Ag y Au números atómicos 15 Ordena de mayor 29, 47 y 79, respectiv tienen de a menor radio atómico amente: tos: cadmio, mercurio, los elemena) Escribe sus configura cinc y germanio ciones electrónic . as.

16 Ordena los b) Si forman iones elementos químicos con carga positiva magnesio, calcio, +1, ¿qué elecflúor, cloro y potasio trón perderán? en función de su: c) Escribe las configura a) Mayor potencial de ionización. ciones electrónic iones: Cu +, Ag + as de los b) Menor electrone y Au +. gatividad.

17 Según su posición Propiedades periódic en el sistema periódico as elemento de: señala el 10 Considera los elementos con número a) Mayor radio atómico: atómico 4, 11, 17 y 33: magnesio o aluminio. b) Mayor potencial a) Escribe la estructura de ionización: sodio electrónica señaland o magnesio. electrones de la o los c) Electronegatividad capa de valencia. más alta: silicio o azufre. d) Carácter metálico: 90 calcio o cromo.

2

En anayaeducacion.es encontrarás la solución todas las actividade de s numéricas.

Unidad

3

18 Para el elemento alcalino del tercer período y para el segundo elemento del grupo de los Indica: a) configura halógenos: ción a) Escribe sus configura tos; b) grupo y periodo electrónica de estos elemenciones electrónic al que pertenec as. b) ¿Qué elemento cación de la gran en; c) justifide los dos indicados diferencia que existe primera energía valores de la energía entre ambos de ionización menor? tendrá la de sus potencial respuesta.

Razona la ción; d) cómo varía es de ionizael potencial de ionización para los elementos de c) ¿Cuál es el elemento un mismo grupo que presenta mayor y de un mismo periodo. Datos: números cia a perder electrone tendenatómicos Li = 3, s? Razona la respuesta F = 9, K = 19. .

19 Dados los elemento s químicos aluminio, bono, oxígeno y boro, carGenerales de toda flúor: la unidad a) ¿Quién tiene mayor el primer 25 Un isótopo del cobalto potencial de ionización? es utilizado en radioterapia para el tratamien to de algunos tipos b) ¿Cuál tendrá menor afinidad Escribe el símbolo de cáncer. electrónica? nuclear del isótopo c) Ordénalos en (Z = 27), que tiene del cobalto forma creciente 33 de su electronegatividad. respuesta de acuerdo neutrones. Justificad vuestra con el objetivo 3 de desarrollo sostenible. d) Ordénalos en forma creciente de su radio atómico.

26 El número atómico (Z) de un elemento 20 Ordena en forma es 30: decreciente de a) Escribe su configura su radio atómico los elementos estaño, ción electrónica. estroncio, yodo y rubidio. b) Indica su posición 21 Dados los elemento en el sistema periódico s químicos de números . c) ¿Es un elemento 12, 17 y 35, indica: atómicos metálico o no metálico? a) ¿Cuál tiene mayor 27 Escribe las configura afinidad electrónic ciones electrónic a? b) ¿Cuál tiene mayor as de los tres primeros gases nobles radio atómico? e indica sus números atómicos.

22 Dados los elemento 28 Dados los iones s químicos de números Na + y Al 3+, ¿cuál 11, 16 y 19, ordénalo atómicos tiene iónico? Datos: números mayor radio s en forma creciente atómicos: Na = tronegatividad. de su elec11, Al = 13.

29 Escribe las estructura 23 Los números s electrónicas de atómicos de los K +, Mg 2+ y Fe 3+. los iones F−, elementos A, B, respectivamente, C, son, Z, Z + 1 y Z + 2. Se sabe que elemento B es un 30 Tres elemento el gas noble que se s tienen números encuentra en el tercer periodo: atómicos 19,35 y respectivamente.

54, Indica: a) estructura s electrónicas; b) su posición en a) ¿En qué grupo la tabla periódica de la tabla periódica ; c) ¿cuál yor afinidad electrónic se encuentran los elementos A tiene may C? ¿Qué configura a?; d) cuál menor potencial de ción electrónica presentan en ionización? su capa de valencia mentos? estos ele31 Busca informaci b) ¿Pueden formar ón sobre las tierras dar una respuesta algún compuesto raras para los elementos razonada a qué A y C? ¿qué tipo elementos los constituyen; aplicacion de enlace podrían formar? es concretas c) ¿Qué te hace decir de algunos de ellos; países principale eso? Comenta si s productores de ta la siguiente es cierles que contienen los mineraafirmació estos elementos; mento B son isoelectró n: «Los átomos del ele¿conoces algún proyecto para abrir una mina de tierras elemento A». Justifica nicos con los átomos del raras en España? ¿La extracció tu respuesta. n de estos elemento s puede causar contaminación y 24 El primer y segundo riesgos medioam potencial de ionización bientales? Ajusta tus respuestas a elementos litio, para los alguna meta de fluor y potasio. los ODS 7, 8 y 9.

32 Los transactínidos Litio son elementos Flúor radiactivos, y algunos Potasio sintéticos y Primer potencial son tóxicos. Busca (KJ · mol –1) e indica su nombre información 520 1 680 419 y símbolo. ¿Por Segundo potencial qué alguno de ellos no produce (KJ · mol–1) efectos negativos 7300 3370 sobre la salud humana ni el medio 3052 ambiente? Justifica las respuestas de acuerdo con la meta 12.4 de anayaeducacion.es los ODS. Consulta el apartado estudiar» en el banco de recursos.

Objetivo Material y reactivos

• idrio de reloj.

• Balanza digital.

• Vaso de precipitados grande.

• Varilla agitadora.

• Matraz aforado de 1 L.

procedimiento

2 Preparación de una disolución

diluida a partir de otra concentrada

Objetivo

Muchas veces en el laboratorio no tenemos una disolución de la concentración que necesitamos, y hay que prepararla a partir de otra cuya concentración sí conocemos.

En esta práctica vamos a dar los pasos generales para preparar una disolución de ácido sulfúrico diluido partiendo de otro más concentrado y posteriormente, se piden los cálculos para preparar 0,25 L de una disolución 0,5 M de ácido sulfúrico a partir de otra de ácido sulfúrico concentrado al 61,54% en masa y densidad 1,515 g/mL.

• Embudo.

• Frasco lavador.

• Cuentagotas.

• Hidróxido de sodio (sólido).

• Agua destilada.

1 Calcular y pesar en la balanza la cantidad de soluto necesaria. Utilizar para ello un vidrio de reloj.

2 Transferir el soluto al vaso de precipitados y añadir agua destilada, aproximadamente un tercio del volumen final, agitando para disolver.

3 Trasvasar la disolución al matraz aforado y completar con disolvente (agua destilada, en este caso) agitando periódicamente, hasta una altura próxima al enrase, sin alcanzar la marca. Esta operación se realiza normalmente con un frasco lavador.

Material y reactivos

• Probeta.

• Pipeta graduada y succionador.

• Matraz aforado y embudo.

• Vaso de precipitados grande.

procedimiento

2 Tomar con la pipeta el volumen calculado (¡ojo, no se debe pipetear directamente de la botella!, ¡ni con la boca!).

Se vierte un volumen de ácido mayor del requerido en un vaso de precipitados, y después se pipetea, desde él y utilizando el succionador, el volumen de ácido deseado. También se puede medir el volumen requerido con la probeta.

5 Tapar y etiquetar la disolución.

Cuestiones

3 Llevar al matraz el volumen de ácido concentrado tomado y completar con el disolvente (agua destilada) hasta alcanzar el volumen final, agitando levemente para facilitar la homogenización.

1 Calcula la cantidad de soluto

que necesitarás pesar para preparar la disolución anterior de NaOH 0,5 M.

2

• Frasco lavador.

• Cuentagotas.

• Ácido sulfúrico concentrado.

• Agua destilada.

1 Calcular el volumen a tomar de la disolución concentrada, teniendo en cuenta su concentración y su densidad.

Para ello, la clave está en tener presente que la cantidad de sustancia de soluto de la nueva disolución (disolución diluida) será la misma que tomemos de la disolución concentrada.

4 Completar el volumen (de disolución requerido) enrasando cuidadosamente con un cuentagotas.

4 Tapar y etiquetar la nueva disolución.

Las variaciones. Si, en lugar de querer preparar una disolución sólido-líquido hubieras querido preparar una líquido-líquido, ¿qué material habrías necesitado?

Cuestiones

1 Con los datos aportados en la práctica, calcula el volumen de ácido sulfúrico concentrado que tienes que tomar para preparar la disolución diluida.

2 ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro hay en dicho volumen?

3 ¿Dónde hay mayor cantidad de sustancia de ácido, en la disolución

Recuerda

3 Si la disolución anterior hubiera sido de ácido sulfúrico en agua, ¿qué precauciones habrías debido tomar? Desde el punto de vista práctico, ¿cómo debes hacerlo?

La densidad de una disolución se define como: masa de la disolución Densidad = volumen de la disolución

concentrada o en la diluida?

4 Si ahora hicieras una nueva dilución añadiendo agua destilada hasta obtener el doble del volumen final, ¿cuál sería la nueva concentración? ¿Qué cantidad de sustancia de ácido puro contendría?

366

«Para

91

ones Dispones de las soluci ades de todas las activid numéricas en anayaeducacion.es

Aprender los pasos generales para preparar en el laboratorio una disolución de una determinada concentración. En concreto, un litro de disolución de NaOH 0,5 M.

Actividades relacionadas con todos los contenidos estudiados en la unidad, para reforzar dichos contenidos y autoevaluar lo aprendido.

367

Al final del libro se proporcionan una serie de actividades experimentales para que los docentes puedan ponerlas en práctica en el laboratorio de química con su alumnado.

Educación emocional

Cultura emprendedora

TIC

académica y profesional

Evaluación

Aprende a conocerte; identifica las situaciones que te generan emociones bloqueantes y gestiónalas con experiencias de autoafirmación constructiva.

Confía en tus aptitudes y conocimientos, desarrolla la creatividad, adáptate a las situaciones cambiantes y ten una actitud proactiva y responsable.

Aprende a obtener información, seleccionarla y aplicarla; a planificar, gestionar y elaborar trabajos; a colaborar en Red de forma ética y segura.

Valora tus capacidades personales, descubre y despierta tu vocación, entrénate en la toma de decisiones y aprende a orientarte entre distintas opciones.

Descubre diversas estrategias para analizar qué has aprendido y cómo lo has aprendido; entrénate para asumir compromisos o superar dificultades.

Orientación

ASÍ ES

el PROYECTO

DIGITAL

www.anayaeducacion.es

libro digital Banco de recursos

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Una versión digital de tu libro, que podrás usar en condiciones offline y online, con acceso a los recursos digitales tanto agrupados por tipologías como asociados a los contenidos de cada unidad.

Un espacio con recursos, técnicas y actividades, diseñado para afianzar tus conocimientos.

Más sobre las claves

Recursos relacionados con LAS CLAVES del proyecto ODS

Compromiso ODS, con microvídeos que te ayudarán a conocer cuáles son las metas para alcanzar los Objetivos de Desarrollo Sostenible trabajadas en el proyecto.

Plan Lingüístico, con infografías que te darán las pautas para abordar el trabajo por medio de distintos tipos de textos (descriptivo, narrativo, expositivo, etc.).

Desarrollo del pensamiento, donde se incorporan explicaciones sobre cómo aplicar las distintas estrategias de pensamiento planteadas en el proyecto.

Aprendizaje cooperativo, que incluye la descripción de las técnicas de aprendizaje cooperativo propuestas en el proyecto.

Educación emocional, con orientaciones para superar la inquietud generada en diferentes situaciones de tu proceso de aprendizaje (inicio del curso, enfrentarte a un examen, etc.).

TIC, mediante fichas que reforzarán tu uso saludable, correcto y seguro de las tecnologías de la información y la comunicación.

Orientación académica y profesional, con información sobre diferentes profesiones vinculadas a los contenidos tratados en la asignatura.

0:40/1:33

Evaluación, se presentan orientaciones para hacer tu portfolio, así como rúbricas y dianas que facilitan tu autoevaluación.

Recursos DESTACADOS de la materia Qué necesitas saber Para estudiar Laboratorios virtuales y simulaciones Vídeos Presentaciones Autoevaluaciones Soluciones

Recursos clasificados por unidades

Todos los recursos clasificados para que puedas localizar fácilmente los relacionados con cada apartado de tu unidad.

ASÍ SON

LOS contenidos del curso

1

La Química y sus cálculos

Pág. 8

Las reacciones químicas y su control ............................................

1. Composición de la materia ...........................................................

2. Unidad de la cantidad de sustancia: el mol ............................

3. El estudio de los gases ...................................................................

4. Determinación de fórmulas químicas .......................................

5. Disoluciones. Unidades de concentración ...............................

6. Estequiometría de las reacciones químicas ............................

Cultura científica. La alquimia ..........................................................

Estrategias de resolución de problemas .....................................

Trabaja con lo aprendido ....................................................................

2

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

8 10 13 15 20 21 24 26 28 30

Pág. 32

Isótopos en la agricultura y la alimentación .............................. 32 1. Evolución de los modelos atómicos .......................................... 34 2. Naturaleza electromagnética de la luz ..................................... 40 3. Espectros atómicos .......................................................................... 42 4. Orígenes de la teoría cuántica ..................................................... 45 5. El efecto fotoeléctrico ..................................................................... 47 6. Modelo atómico de Bohr ............................................................... 49 7. Mecánica cuántica ............................................................................ 53 8. Orbitales atómicos. Números cuánticos .................................. 58 9. Partículas subatómicas: origen del universo .......................... 63 Cultura científica. El LHC y el bosón de Higgs ........................... 66 TIC. Estudio del efecto fotoeléctrico .............................................. 67 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 68 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 70

3

SISTEMA PERIÓDICO

Pág. 72

La Tabla periódica de los elementos químicos ......................... 72 1. Cronología de los elementos químicos ................................... 74 2. Ley de Moseley .................................................................................. 76 3. Configuraciones electrónicas de los átomos ........................ 77 4. Sistema periódico actual ................................................................ 78 5. Propiedades periódicas de los elementos ............................. 80 6. Tabla periódica y reactividad química ...................................... 85 Cultura científica. Dimitri Ivánovich Mendeléiev ....................... 86 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 88 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 90

4

ENLACE QUÍMICO

Pág. 92

Nanotecnología y nuevos materiales ............................................ 92 1. Átomos unidos por enlace químico ............................................ 94 2. Enlace iónico ....................................................................................... 96 3. Enlace covalente ................................................................................ 101 4. Teoría del enlace de valencia ........................................................ 108 5. Teoría de la hibridación de orbitales atómicos ..................... 110 6. Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia ................................................................................................. 112 7. Enlace metálico .................................................................................. 115 8. Fuerzas intermoleculares ............................................................... 118 9. Enlaces presentes en sustancias con interés biológico ..... 121 Cultura científica. Nuevos materiales ............................................ 122 TIC. Geometría molecular ................................................................... 123 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 124 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 126

5

CINÉTICA QUÍMICA

Pág. 128

Las reacciones explosivas .................................................................. 128 1. Velocidad de una reacción química ........................................... 130 2. Ecuación de velocidad .................................................................... 132 3. Teoría de colisiones y teoría del estado de transición ...................................................................................... 136 4. Mecanismo de reacción .................................................................. 139 5. Factores que afectan a la velocidad de reacción ................. 142 6. Catálisis ................................................................................................. 147 7. Aplicaciones de la catálisis ............................................................ 151 Cultura científica. Cinética de una reacción ............................... 156 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 158 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 160

6

EQUILIBRIO QUÍMICO

Pág. 162

La equilibrios en la vida diaria ......................................................... 162 1. Reacciones químicas ..................................................................... 164 2. Estudio del equilibrio químico .................................................. 165 3. Formas de expresión de la constante de equilibrio ................. 168 4. Cociente de reacción y sentido de la reacción ................... 170 5. Equilibrio en varias etapas .......................................................... 172 6. Grado de disociación: otra aplicación de la ley de masas ............................................................................................ 173 7. Factores que afectan al equilibrio: principio de Le Châtelier ................................................................................. 174 8. Equilibrios heterogéneos: formación de precipitados ...................................................................................... 178 9. Factores que afectan a la solubilidad de los precipitados ....... 181 10. Precipitación fraccionada ............................................................. 183 11. Los equilibrios en la vida cotidiana y en la naturaleza..................... 184 Cultura científica. Síntesis industrial del amoníaco .................. 188 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 190 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 192

10

7

ÁCIDOS Y BASES

Pág. 194

Los ácidos y las bases en la vida diaria ........................................ 194 1. Conceptos de ácido y de base .................................................... 196 2. Fuerza de los ácidos y de las bases .......................................... 202 3. Medida de la acidez. Concepto de pH ...................................... 204 4. Hidrólisis de sales .............................................................................. 208 5. Disoluciones reguladoras ............................................................... 210 6. Volumetrías de neutralización ácido-base .............................. 211 7. Ácidos y bases en la industria ...................................................... 214 Cultura científica. Biografías ............................................................. 216 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 218 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 220

8

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Pág. 222

El papel antioxidante de los alimentos ........................................ 222 1. Reacciones de oxidación-reducción ........................................ 224 2. Número de oxidación .................................................................... 227 3. Ajuste redox por el método del ion-electrón ................................. 229 4. Estequiometría de las reacciones redox ................................ 231 5. Celdas electroquímicas ................................................................ 232 6. Potenciales de electrodo y potencial de una celda................... 234 7. Espontaneidad de las reacciones redox ................................ 237 8. Valoraciones redox ......................................................................... 238 9. Electrólisis .......................................................................................... 241 10. Proyectos industriales de electrólisis ....................................... 246 11. Aplicaciones y repercusiones de las reacciones redox ..... 248 Cultura científica. Reacciones redox en la vida cotidiana ................ 252 TIC. Electrólisis ........................................................................................ 253 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 254 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 256

9

QUÍMICA DE los COMPUESTOS DE CARBONO

Pág. 258

Productos derivados del carbono .................................................. 258 1. Características de los enlaces del carbono .......................... 260 2. Representación de las moléculas orgánicas ........................ 261 3. Hibridación de orbitales ............................................................... 262 4. Isomería .............................................................................................. 264 5. Grupos funcionales y series homólogas ................................ 268 6. Nomenclatura y formulación orgánica según la IUPAC........................ 269 7. Hidrocarburos ................................................................................... 271 8. Compuestos oxigenados .............................................................. 277 9. Compuestos nitrogenados ........................................................... 281 10. Tioles y perácidos ............................................................................ 284 11. Compuestos orgánicos polifuncionales .................................. 285 Cultura científica. Historia de la química orgánica ............................ 286 TIC. Moléculas orgánicas. Molview .................................................. 287 Estrategias de resolución de problemas ..................................... 288 Trabaja con lo aprendido .................................................................. 290

REACTIVIDAD DE LOS COMPUESTOS DEL CARBONO

Pág. 292

Importancia de las reacciones de los compuestos del carbono .............................................................................................. 292 1. Las reacciones orgánicas ............................................................. 294 2. Mecanismos de las reacciones orgánicas .............................. 296 3. Tipos de reacciones orgánicas .................................................. 298 4. Reacciones de hidrocarburos .................................................... 303 5. Reacciones de los derivados halogenados: haluros de alquilo ............................................................................ 307 6. Reacciones de alcoholes y fenoles...................................................... 308 7. Reacciones de aldehídos y cetonas ......................................... 310 8. Reacciones de ácidos carboxílicos ........................................... 312 9. Reacciones de compuestos nitrogenados ............................. 313 10. Compuestos orgánicos de interés industrial ......................... 315 Cultura científica. Diseño computerizado de medicamentos ....... 320 Estrategias de resolución de problemas .................................................... 322 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 324

11

POLÍMEROS Y MACROMOLÉCULAS

Pág. 326

Los plásticos: impacto medioambiental....................................... 326 1. Conceptos de macromoléculas y de polímero.

Propiedades ........................................................................................ 328 2. Reacciones de polimerización ..................................................... 332 3. Polímeros de interés industrial.

Impacto medioambiental ............................................................... 335 4. Aplicaciones de polímeros de alto interés biológico, biomédico y tecnológico ......................................... 344 5. Macromoléculas y polímeros de origen natural. Propiedades biológicas y médicas ....................................................................... 346 6. Importancia de la química del carbono en el desarrollo de la sociedad del bienestar .................................................................... 354 Cultura científica. Biotecnología ...................................................... 358 Estrategias de resolución de problemas .................................... 360 Trabaja con lo aprendido .................................................................... 362

ACTIVIDADES EXPERIMENTALES

Pág. 364

1. Preparación de una disolución de concentración conocida ............................................................................................ 366 2. Preparación de una disolución diluida a partir de una concentrada ....................................................................... 367 3. Reactividad de los metales ......................................................... 368 4. Llamas coloreadas .......................................................................... 369 5. Estudio de las propiedades de distintos compuestos químicos ................................................................... 370 6. Desnaturalización de las proteínas....................................................................... 371 7. Descomposición del agua oxigenada ..................................... 372 8. Variación del equilibrio con la temperatura: equilibrio de descomposición del N2O4 ................................ 374 9. Variación del equilibrio con la concentración: equilibrio cromato-dicromato ....................................................................... 375 10. Fabricación de un indicador ácido-base ................................ 376 11. Cómo generar lluvia ácida ............................................................ 376 12. Reacciones de ácidos con metales ........................................... 377 13. Conductividad eléctrica de las disoluciones ........................ 377 14. Construcción y funcionamiento de una pila Daniell .................. 378 15. Electrólisis del agua ........................................................................ 379 16. Obtención y aplicaciones industriales del acetileno ...................... 380 17. Identificación y purificación de aldehídos y cetonas ........ 382

APÉNDICE Tabla periódica de los elementos químicos.

Tablas de datos físico-químicos

4

ENLACE QUÍMICO Nanotecnología y nuevos materiales La nanotecnología es la ciencia que trabaja a escala nanométrica (1 nm = 10–9 m), es decir, prácticamente a nivel atómico y molecular. Esto implica que las partículas tengan propiedades físicas y químicas diferentes a las habituales a escala macroscópica. El desarrollo de la nanotecnología está provocando un cambio en las técnicas y los procesos de producción industrial y, en consecuencia, en el desarrollo económico y social.

La primera referencia de las posibilidades de la tecnología se debe a Richard Feynman (Premio Nobel de Física, 1965), quien ya en 1959, predecía la posibilidad de que se pudiera manipular la materia a escala molecular y atómica, y esto debería producir una nueva revolución tecnológica. Con la invención del microscopio de efecto túnel o STM (Gerd Binnig, 1981) comenzó a vislumbrarse la posibilidad no solo de ver, sino de manipular verdaderamente los átomos.

Así, por ejemplo, la nanotecnología en la industria alimentaria está teniendo un gran avance en los últimos años, a pesar de estar aún en fase de desarrollo. Una de las principales aplicaciones es en el envasado de alimentos, donde destacan los nanorecubrimientos para aumentar las propiedades de los alimentos frescos, con el fin de retrasar su maduración y alargar su vida útil. También se usan ciertos nanocompuestos como material de envasado para controlar la difusión de gases y prolongar el tiempo de conservación de algunos productos.

COMPROMISO ODS Haced estas actividades en grupos:

1 En la actualidad, la población mundial alcanza los 7600 millones.

Un elevado porcentaje de los habitantes en países en vías de desarrollo sufren carencia de alimentos. Investigad brevemente cómo en la actualidad la nanotecnología puede servir para mejorar las producciones de los cultivos de acuerdo al objetivo 2 y a la meta 2.3 para el desarrollo sostenible.

2 La detección temprana de enfermedades, su tratamiento personalizado y un preciso seguimiento de su evolución serán posibles, en los próximos años, gracias a los nanomateriales. Buscad información sobre terapias que se usan en medicina basadas en nanopartículas y enumerad algunas de sus aplicaciones. ¿En qué consiste el nanodiagnóstico? Analizad la influencia de este nuevo tipo de técnicas en la consecución de las diferentes metas asociadas al ODS 9.

Antes de empezar a estudiar esta unidad, consulta la presentación «Qué necesitas saber» en anayaeducacion.es.

LOS Recursos en la web DE ESTA UNIDAD PRESENTACIÓN

Qué necesitas saber.

DOCUMENTO

Cómo aplicar la técnica: «¿Qué te hace decir eso?».

enlace químico VÍDEO

Nanotecnología y nuevos materi

ales

1

SIMULACIÓN

Átomos unidos por enlace quím

ico

2 Enlace iónico

VÍDEO

Objetivos de Desarrollo Sostenible.

Objetivos de Desarrollo Sostenible.

3 Enlace covalente

4

Interacciones atómicas.

DOCUMENTO

Textos argumentativos.

SIMULACIONES

«Polaridad de la molécula» y «Forma de la molécula».

Teoría del enlace de valencia

DOCUMENTOS

Cómo aplicar las técnicas: «Organizo y defiendo la cultura» y «¿Qué te hace decir eso?».

5

Teoría de la hibridación de orb itales atómicos

6

Teoría de repulsión de los par electrónicos de la capa de vale es ncia

7 Enlace metálico DOCUMENTO

Textos expositivos.

8

DOCUMENTO

Textos expositivos.

SIMULACIÓN

Forma de la molécula: geometría molecular y TRPECV.

SIMULACIÓN

Estructura de bandas.

Fuerzas intermoleculares

9

Enlaces presentes en sustancias con interés biológico Cultura científica Nuevos materiales DOCUMENTO

Cómo aplicar la técnica: «Grupo nominal»

DOCUMENTO

Semiconductores y superconductores.

TIC Geometría molecular DOCUMENTO

VÍDEO

Objetivos de Desarrollo Sostenible.

PRESENTACIÓN

Estrategias de resolución de problemas Trabaja con lo aprendido

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Textos expositivos.

DOCUMENTO

Consejos para elaborar tu porfolio.

las actividades numéricas

1

átomos unidos por enlace químico 1.1. Enlace químico

Vocabulario

Se llama enlace químico a cualquiera de las formas de unión química entre átomos.

Un enlace químico se forma entre dos átomos si la disposición resultante de los dos núcleos y sus electrones tiene una energía menor que la energía total de los dos átomos por separado.

Dos especies (átomos, iones o moléculas) son isoelectrónicos si tienen igual número de electrones de valencia, siendo estos los únicos que participan en la formación de los enlaces químicos.

La fuerza que mantiene unidos los átomos es la resultante de las interacciones electrostáticas (atracción y repulsión) que se dan entre los núcleos y las cortezas electrónicas de los átomos implicados. Cuando dos átomos se aproximan para formar un enlace, los electrones se redistribuyen de manera que las fuerzas de atracción superen las fuerzas de repulsión.

Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estable, es decir, de menor energía. La estabilidad máxima se consigue cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Esta estabilidad energética se puede lograr mediante: •• La transferencia completa de electrones de un átomo al otro, formán-

dose iones que permanecen unidos por interacciones de tipo electrostático denominadas enlaces iónicos.

•• La compartición de electrones entre dos átomos. En este caso, los áto-

mos se unen mediante enlaces covalentes y se forman moléculas individuales.

•• La compartición de electrones, de manera colectiva, con otros átomos

en el enlace metálico.

Cualquier teoría sobre el enlace químico ha de ser capaz de explicar varios aspectos fundamentales: •• Los diferentes tipos de enlace que pueden darse entre los átomos.

•• Las proporciones en que los átomos se hallan en cada sustancia.

•• Las propiedades de una sustancia en función de su enlace. Estas se re-

lacionan, entre otros factores, con la energía del enlace que mantiene ligados a los átomos.

•• La disposición en el espacio que adoptan los átomos entrelazados (geo-

Jöns Jakob Berzelius En 1819, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos que se combinan.

metría molecular).

1.2. Formación de enlaces y estabilidad energética Para visualizar la formación y las características energéticas de los enlaces químicos, podemos utilizar las curvas de Morse. Estas curvas muestran la variación de energía que experimenta un sistema formado por dos átomos en función de la distancia que hay entre ellos. Consideremos el diagrama, o curva, de Morse correspondiente a la formación de la molécula de hidrógeno, H2: 1. Inicialmente los dos átomos de hidrógeno están muy separados (r = ∞), y no existe interacción entre ellos. La energía inicial del sistema se puede considerar nula.

2. Según aproximamos los dos átomos, las fuerzas atractivas de los núcleos sobre la nube electrónica producen una disminución energética que origina que el sistema se estabilice.

94

En el banco de recursos de anayaeducacion.es puedes encontrar un visualizador de distintos tipos de moléculas y cristales.

Unidad

A medida que se aproximan, la energía disminuye hasta alcanzar un mínimo. La distancia a la que la energía potencial adquiere un valor mínimo, r0, recibe el nombre de distancia de enlace. La energía desprendida cuando el enlace se forma o la que se debe aportar para romperlo, se denomina energía de enlace.

Energía potencial (kJ/mol)

3. Si continuamos aproximando aún más los átomos, la distancia interatómica disminuirá de tal modo que empezarán a interaccionar los núcleos entre sí, originando fuerzas de repulsión. Esto producirá inestabilidad que dará origen a un aumento del valor de la energía.

Fuerzas de repulsión

4

Sabías que…

A temperatura ambiente, el amoniaco (NH3) es un gas incoloro de olor muy penetrante. Es muy soluble en agua, por lo que habitualmente se usa en disolución.

Una parte muy importante del amoniaco se utiliza en la fabricación de abonos, y el resto tiene usos diversos como la fabricación de explosivos, tintes, etc.

Fuerzas de atracción

0

-431

Radio (Å)

0,74

Energía de enlace

H2

Distancia de enlace

Curva de energía de enlace para la formación de la molécula de hidrógeno

1.3. Tipos de enlace químico Atendiendo a la electronegatividad de los elementos que se enlazan, se pueden formar tres tipos de enlace: •• Enlace iónico: se forma entre elementos de electronegatividad muy

diferente. Tiene lugar entre un metal con baja energía de ionización (grupos 1, 2) y un no metal con alta afinidad electrónica (grupos 16, 17).

Se produce una transferencia de electrones del metal al no metal, con la consiguiente formación de aniones y cationes que interaccionan electrostáticamente. Ejemplos: KCl, NaF, etc.

•• Enlace covalente: se forma entre dos no metales que tienen alta afini-

dad electrónica y ambos tienen tendencia a ganar electrones. La unión entre los átomos es debida a la compartición de electrones. Ejemplos: NH3, H2O, etc.

•• Enlace metálico: se forma en elementos de baja electronegatividad

(metales) y, por tanto, con gran tendencia a formar cationes. En este enlace se comparten electrones, pero de una forma colectiva.

El fluoruro de sodio tiene usos industriales en la fabricación de vidrio, adhesivos y pegamentos, insecticidas, pastas de dientes, etc.

Ejercicios

1 Dadas las moléculas HCl, KF y CH2Cl2, razona el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad.

Datos: E.N.: K = 0,8; H = 2,1; C = 2,5; Cl = 3,0; F = 4,0.

En anayaeducacion.es puedes consultar una simulación sobre las interacciones atómicas.

2 Dados los siguientes compuestos: NaH, CH4, H2O, CaH2 y HF, ¿cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente?

95

2

enlace iónico Podemos definir el enlace iónico como la unión química formada por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.

2.1. Formación de pares iónicos Si combinamos un elemento muy electropositivo (metal) con un elemento muy electronegativo (no metal), se producirá una transferencia de electrones desde el metal al no metal (uno de los átomos pierde electrones y el otro los gana) hasta que ambos alcancen la configuración de gas noble.

Compuestos iónicos en la vida diaria El CaCl2 es un compuesto iónico utilizado principalmente para evitar la formación de hielo y como deshumidificador.

El MgBr2 es usado como acelerador de partículas y la fluorita (CaF) se considera una piedra preciosa.

Al originarse iones con carga de signo contrario (aniones y cationes), entre ellos se establecen intensas fuerzas atractivas electrostáticas que mantienen unidos los iones en el compuesto iónico.

La formación de un enlace iónico es favorable si la energía necesaria para ionizar los átomos es compensada por la energía liberada por las atracciones electrostáticas entre catión y anión. Así, cuando un átomo de Cl se halla en presencia de un átomo de Na, el sodio cede un electrón formando el catión Na+, y el cloro acepta el electrón, originando un anión, Cl−.

11+

Sodio: Na+

– –

17+

Cloro: Cl–

Formación de un par iónico.

Na (g) + E. I. → Na+ (g) + 1e−

E. I. = 495,4 kJ · mol–1

[Ne]3s1 [Ne] Cl (g) + 1e− → Cl− (g) + A. E. [Ne] 3s23p5

A. E. = −348,8 kJ · mol–1

[Ne] 3s23p6

Al producirse la transferencia de un electrón del átomo del Na al de Cl, los dos átomos han quedado ionizados. Se habrá formado un par iónico. Este proceso de transferencia de electrones está desfavorecido energéticamente, es decir, la cantidad de energía desprendida en la formación del ion Cl− es menor que la energía necesaria para formar el ion sodio Na+. Sin embargo, la energía que se libera cuando los dos iones se atraen por fuerzas electrostáticas hace que el balance energético del proceso global sea exotérmico.

Na+ (g) + Cl− (g) → Na+Cl− (g) + Energía

Ejercicios

1

¿Qué te hace decir eso?

Justifica a partir de la configuración electrónica en estado fundamental qué iones forman los elementos: berilio, rubidio, cloro, boro y selenio.

2

¿Qué condiciones energéticas han de cumplirse para que se pueda afirmar que se ha formado un enlace?

2.2. Valencia iónica Se denomina valencia iónica o electrovalencia al número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ion estable (configuración de gas noble).

En el LiCl, la valencia iónica del Li es +1 y la del Cl es −1. En el MgF2, la valencia iónica del Mg es +2 y la del F es −1.

96

Unidad

2.3. Redes iónicas En los compuestos iónicos, cada ion tiende a rodearse del mayor número posible de iones de carga contraria, resultando que, en condiciones normales, estos compuestos son sólidos con cationes y aniones en posiciones fijas, que se alternan en una red tridimensional denominada cristal iónico. El cristal está formado por una celda unidad que se repite indefinidamente en las tres direcciones.

La descripción geométrica de los cristales iónicos se hace en función de: •• El tipo de malla u ordenación regular que adoptan.

•• El índice de coordinación, que es el número de iones de un signo que rodean a un ion de signo opuesto. Este índice determina el orden y la disposición espacial de los iones, así como el tipo de red que se forma.

Su valor depende de: •• La neutralidad eléctrica: se consigue siempre que el número de cargas positivas sea igual al número de cargas negativas.

•• La simetría: los iones de un signo que rodean a otro de signo opuesto se disponen de manera simétrica para que la repulsión entre los iones del mismo signo sea mínima.

•• La compactación: los iones están dispuestos de la forma más compacta posible, para lo cual, cada ion se rodea del mayor número posible de iones de carga opuesta (índice de coordinación máximo).

•• El tamaño de los iones: el tamaño de los iones limita el número de iones de signo opuesto que pueden rodear cada tipo de ion.

Así, por ejemplo, en la red de CsCl las relaciones de tamaño permiten que cada ion se rodee de ocho iones de carga opuesta; en cambio, en la red de NaCl la relación entre el tamaño de los iones solo permite que cada ion se pueda rodear de seis iones de carga opuesta.

La geometría de los cristales iónicos indica que en un compuesto iónico no podemos hablar de moléculas, pues el cristal está constituido por un número muy grande de iones de cargas opuestas. La relación estequiométrica entre los aniones y los cationes que forman la red cristalina de un compuesto iónico se expresa en su fórmula empírica.

Una fórmula como el CaF2 indica que el número de iones fluoruro será el doble que de iones calcio, ya que su fórmula empírica expresa que la relación es de 1:2. En el CaF2, cada ion Ca2+ está rodeado por ocho iones F– situados en los vértices de un cubo.

4

Cristales de sulfato de cobre (II), CuSO4.

Recuerda que…

El enlace iónico se estabiliza por las fuerzas atractivas de tipo electrostático entre las cargas opuestas de aniones y cationes.

Cl–

Tipo de estructura

2+

Ca

Na+

–

Cl

F–

CaF2

NaCl Cs+

CsCl

Tres cristales iónicos: NaCl, CsCl y CaF2.

Índice coord. Índice coord. catión anión.

Blenda de cinc (ZnS)

4

4

Halita (NaCl)

6

6

Rutilo (TiO2)

6

3

Fluorita (CaF2)

8

4

Tabla 1. Índices de coordinación de aniones y cationes en las estructuras cristalinas iónicas de algunos minerales.

97

2

enlace iónico

2.4. Energía reticular Una medida de la estabilidad de un sólido iónico es su energía reticular, (o energía de red) que se define como: La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso: AB (s) → A+ (g) + B− (g) Ereticular

Compuesto

NaCl

KCl

La energía reticular también puede definirse como: Na2O

La energía desprendida al formarse un cristal iónico a partir de sus iones constituyentes en estado gaseoso.

La energía reticular de un sólido iónico es una medida de la fuerza de atracción entre los iones de dicho sólido. Cuanto mayor sea la energía reticular, los enlaces iónicos serán más fuertes y, en general, el sólido será más duro y fundirá a mayor temperatura.

Los valores de las energías reticulares dependen de las cargas y del tamaño de los iones implicados; así cuanto mayor sea la carga eléctrica del ion y menor su tamaño, mayor será la energía reticular de los compuestos iónicos que forme.

2.5. Fórmula de Born-Landé La energía reticular fue calculada por primera vez en 1918 por Max Born (1882-1970) y Alfred Landé (1888-1976). Ambos desarrollaron una ecuación que permite calcular el cambio de energía asociado a la formación de un mol de un compuesto MN cristalino a partir de un mol de iones M+ y un mol de iones N−, en estado gaseoso:

K2O

Iones (radio iónico)

Na+ (95 pm) Cl− (181 pm) K+ (133 pm) Cl− (181 pm) Na+ (95 pm) O2− (140 pm) K+ (133 pm) O2− (140 pm)

Energía reticular (kJ · mol–1)

−787

−717

−2 481

−2 236

Tabla 2. Energías reticulares. Los iones pequeños y de carga elevada presentan energías reticulares grandes. Para una misma carga, los iones grandes generan energías de red inferiores.

La constante de Madelung La constante de Madelung, A, tiene en cuenta las atracciones y las repulsiones entre los iones de distinta carga que componen el cristal según su disposición geométrica.

M+ (g) + N− (g) → MN (s) Max Born y Alfred Landé establecieron la siguiente expresión para la energía reticular: K $ A $ NA $ Z + $ Z – $ e 2 o $ a 1– 1 k Ureticular = e r0 n En esta ecuación, NA es el número de Avogadro, Z+ y Z− son las cargas de los iones; e es la carga del electrón; K es la constante de Coulomb; A es la constante de Madelung, que depende del tipo de red cristalina; r0 es la distancia internuclear, y n es el factor de compresibilidad de Born.

Los valores de Ur que se obtienen utilizando la ecuación de Born-Landé son teóricos, basados en un modelo, y resultan inexactos. Para poder evaluar la calidad de este modelo, hay que comparar el valor teórico de la energía desprendida en el proceso M+ (g) + N− (g) → MN (s) con un valor medido experimentalmente.

Ahora bien, la reacción anterior es imposible de llevar a cabo en el laboratorio. No se puede tener por un lado un mol de iones M+ en estado gaseoso, entre los que no exista ningún tipo de interacción, y por otro, un mol de iones N− en las mismas condiciones, para luego ponerlos en contacto y obtener un cristal. Por ello, se suele recurrir a un método basado en el balance energético del proceso de formación del cristal, conocido como ciclo de Born-Haber.

98

Ejercicios

3 Utiliza los siguientes datos para calcular la energía de la red cristalina del cloruro de sodio, NaCl, mediante la ecuación de Born-Landé.

Datos: A = 1,74756; NA = 6,022 · 1023 mol−1; ZNa = 1; ZCl = −1; e = 1,6021 · 10−19 C; K = 9 · 10 9 N · m 2 · C –2 ; r 0 = 2,81 · 10 −10 m; n = 8.

En anayaeducacion.es puedes encontrar las soluciones de las actividades numéricas propuestas en la unidad.

Unidad

2.6. Ciclo de Born-Haber El estudio del proceso energético asociado a la reacción de formación de un compuesto iónico nos da una idea de la estabilidad del compuesto frente a sus elementos.

El ciclo de Born-Haber es un ciclo de reacciones químicas desarrollado por Max Born (1882-1970) y Fritz Haber (1868-1934) en 1917. Mediante él, puede calcularse el valor de la energía reticular (energía que representa, teóricamente, la formación de un compuesto iónico a partir de sus iones gaseosos) de forma indirecta, pues no puede ser calculada experimentalmente.

Este ciclo comprende la formación de un compuesto iónico desde la reacción de un metal (generalmente un elemento del grupo de los alcalinos o alcalinotérreos) con un no metal (como halógenos, oxígeno…).

Así, por ejemplo, la reacción de formación del LiF (s) descrita en un solo paso es un proceso complicado en el que tiene lugar la ruptura y la formación de enlaces.

1

Li (s) + F2 (g) → LiF (s) ΔHf = −617 kJ · mol–1 2 El ciclo de Born-Haber consiste en el estudio energético de este proceso a través de varias etapas:

Na (s)

Cl2 (g)

+ Energía de disociación

+ Energía de sublimación

Na (g)

Cl (g)

_ Afinidad

+ Energía de ionización

electrónica _

_ _

_ _

Cl (g)

4

+

+ +

+

_

+

+

_

_ Energía reticular _

+ _

_

_ +

+

_

+ _

+ +

Ciclo de Born-Haber para el NaCl.

1. Sublimación del sólido: cambia el estado de una sustancia desde el estado sólido al gaseoso.

Entalpía de sublimación, ΔHs = 161 kJ · mol–1

Li (s) → Li (g)

2. Ionización del átomo: se ioniza Li para dar Li+ en la fase gaseosa. Es la energía necesaria para generar un mol de iones Li+ gaseosos a partir de un mol de átomos de Li en estado gaseoso.

Li (g) → Li+ (g) + 1 e−

E. I. = 520 kJ · mol–1

3. Disociación de la molécula gaseosa: es la energía necesaria para generar un mol de átomos de F a partir de moléculas de F2.

1 1

F (g) → F (g) E = −77 kJ · mol–1 2 2 2 disociación 4. Formación de F− gaseoso: representa la afinidad electrónica del flúor.

Es decir, es la energía que se desprende (en este caso, al ser el signo negativo) cuando un mol de átomos de flúor en estado gaseoso captan un mol de electrones para transformarse en un mol iones fluoruro (gas).

−

−

F (g) + 1 e → F (g)

–1

A. E. = −328 kJ · mol

5. Formación del sólido a partir de iones gaseosos: +

−

Li (g) + F (g) → LiF (s)

Ureticular = ?

La suma de las cinco etapas da la reacción global y calculamos la entalpía de formación del LiF. Teniendo en cuenta la ley de Hess, podemos determinar la energía reticular del LiF. 1 ΔHf = ΔHs + E. I. + Edisociación + A. E. + Ureticular 2 Así: 1

Ureticular = ΔHf − ΔHs − E. I. − Edisociación − A. E. = −1 047 kJ · mol–1 2

Ejercicios

4 Calcula la energía reticular del KI (s) y representa en un ciclo de Born-Haber el proceso de formación del KI (s).

Datos: ΔHf (KI) = −327 kJ · mol–1 Esub. K (s) = 90 kJ · mol–1l Esub. I2 (s) = 62 kJ · mol–1 Edis. I2 (g) = 149 kJ · mol–1 Eionización K (g) = 418 kJ · mol–1 A. E . I (g) = −308 kJ · mol–1

5 Calcula el calor de sublimación del calcio a partir de los siguientes datos: ΔHf CaBr2 (s) = −675 kJ · mol–1 Evap. Br2 (l) = 315 kJ · mol–1 Edis. Br2 (g) = 193 kJ · mol–1 1.ª E. I. Ca (g) = 590 kJ · mol–1 2.ª E. I. Ca (g) = 1 143 kJ · mol–1 A. E. Br (g) = −324 kJ · mol–1 Ereticular CaBr2 (s) = −2 391 kJ · mol–1

99

2

enlace iónico

2.7. Propiedades de los compuestos iónicos Las propiedades de los compuestos iónicos se explican por las intensas fuerzas electrostáticas que se establecen entre los aniones y los cationes de la red cristalina.

•• Estado de agregación: las fuerzas electrostáticas que mantienen uni-

dos a los iones en un compuesto iónico son muy fuertes, por lo que son sólidos a temperatura ambiente y tienen un punto de fusión elevado (mayores de 400 ºC). Solo a temperaturas elevadas se consigue aportar la suficiente energía para vencer las interacciones electrostáticas y separar los iones de la red cristalina.

H2O

Na+ _

Cl

•• Dureza: los compuestos iónicos son duros, ya que las intensas fuerzas elec-

trostáticas entre los iones de la red hacen que sea muy difícil romper los enlaces. A mayor energía reticular del compuesto iónico, mayor dureza.

•• Fragilidad: también son frágiles y quebradizos. La aplicación de una

fuerza sobre el cristal iónico produce un desplazamiento de una capa de iones sobre otra, poniéndose en contacto iones del mismo signo. Las repulsiones electrostáticas hacen que se rompa el cristal. +

—

K+ +

—

+

—

+

+

—

+

—

—

+

—

+

Br– —

Al disolverse el cristal de NaCl en agua, las moléculas de esta rodean a cada ion y se orientan en función de la carga del Na+ o del Cl−.

+

—

+

—

—

+

—

+

+

—

+

—

Ejercicios

—

+

—

+

6 Predice la fórmula empírica del compuesto iónico formado por las siguientes parejas de elementos: a) K y I; b) Mg y S; c) Al y N; d) Na y C.

•• Solubilidad: los compuestos iónicos solo son solubles en disolventes pola-

res, como el agua y el alcohol, pero son insolubles en disolventes apolares.

Un disolvente polar hace más débiles las uniones entre los iones de la red, provocando su desmoronamiento. Una vez separados, los iones se rodean de moléculas de agua, lo que impide que interaccionen entre ellos.

•• Conductividad eléctrica: los compuestos iónicos no conducen la elec-

tricidad en estado sólido, ya que es necesario que haya cargas eléctricas libres (electrones e iones), y al ocupar posiciones fijas en la red, los iones no se pueden mover. Cuando se encuentran fundidos o disueltos en agua, los compuestos iónicos son buenos conductores de la corriente eléctrica debido a que los iones tienen libertad de movimiento.

7 Para las sales RbI, CsI, KI y NaI, explica justificando las respuesta: a) ¿Cuál tendrá mayor energía de red?, b) ¿cuál tendrá mayor punto de fusión?

La dureza, el punto de fusión y el punto de ebullición de los compuestos iónicos aumentan cuando crece la energía reticular desprendida en la formación de un cristal.

Compuesto

Energía reticular / (kJ · mol–1)

Punto de fusión / oC

NaCl

−788

801

KCl

−699

772

RbCl

−665

715

CsCl

−619

645

100

Tabla 3. Puntos de fusión de los cloruros de los elementos alcalinos. Cuanto mayor es el catión, la fuerza del enlace es menor, y el punto de fusión, también.

3

Unidad

enlace covalente

4

3.1. Modelo de Lewis del enlace covalente En 1916, Lewis propuso que la formación de un enlace covalente se produce por compartición de pares de electrones externos. Tiene lugar entre átomos de elementos no metálicos con una electronegatividad similar (la diferencia es menor de 1,7), dando lugar a la formación de moléculas.

Un átomo puede adquirir la configuración electrónica de gas noble compartiendo electrones con otros átomos (regla del octeto). Los electrones compartidos (uno o varios pares) se llaman enlazantes, los cuales, una vez formado el enlace, pertenecen a la vez a los dos átomos que se unen, mientras que los electrones que no participan en el enlace se llaman no enlazantes.

Enlace covalente simple.

Por ejemplo, la configuración electrónica del cloro es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.

Así, al cloro solo le falta un electrón para completar el octeto 3s2 3p6 en su capa de valencia. Si dos átomos de cloro aportasen un electrón cada uno y compartieran el par de electrones, ambos conseguirían tener los electrones necesarios y el resultado sería una molécula Cl2.

××

Cl

×

Cl

× ×

Cl

××

7 electrones

Pares de electrones no enlazantes

××

7 electrones

×

Cl

× ×

××

8 electrones

Enlace covalente doble.

8 electrones

Par de electrones enlazantes

3.2. Tipos de enlace covalente ■■ Enlace covalente normal: enlaces simples, dobles y triples

En todo tipo de unión covalente, los átomos quedan enlazados mediante pares de electrones comunes. Si los átomos comparten un solo par de electrones, forman un enlace simple o sencillo; si comparten dos pares de electrones, forman un enlace doble, y si comparten tres pares de electrones, constituyen un enlace triple.

La formación de un enlace doble o triple implica una unión más fuerte entre los átomos, ya que al aumentar los pares de electrones compartidos, se incrementan las fuerzas de atracción entre estos y los núcleos.

En un enlace múltiple, la distancia entre los núcleos (longitud de enlace) es menor que en un enlace sencillo y la energía de disociación (energía necesaria para romper el enlace) es mayor que en un enlace simple.

Enlace covalente triple.

H

H

Molécula de hidrógeno, H2.

•• El ejemplo más sencillo de enlace covalente simple es la combinación

de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula de H2. Cada átomo de hidrógeno necesita un electrón para tener su capa de valencia completa; por este motivo, los dos átomos de hidrógeno comparten mutuamente sus electrones.

El par compartido pertenece a ambos, cada átomo de hidrógeno ha ganado un electrón y ha adquirido la configuración electrónica del helio.

Una vez que se ha formado el enlace covalente, los dos electrones enlazantes son atraídos por los dos núcleos, en vez de por uno, y por ello, el estado enlazado es más estable que el no enlazado.

101

3 enlace covalente •• El ejemplo más sencillo de enlace covalente doble es la combinación de

dos átomos de oxígeno para formar una molécula de O2; en este caso, se comparten dos pares de electrones.

En átomos polielectrónicos, solo participan los electrones de valencia en la formación de enlaces covalentes. Los pares de electrones de valencia que no participan en el enlace, o electrones no compartidos, se denominan pares solitarios.

O

O

Molécula de oxígeno, O2.

■■ Enlace covalente dativo

En las sustancias covalentes más habituales, cada átomo que toma parte en la formación de un enlace contribuye al par compartido con un electrón. En otros casos, el par de electrones compartido entre dos átomos puede haber sido aportado solo por uno de ellos; este tipo de enlace se denomina enlace covalente dativo o coordinado.

El enlace coordinado es solo un medio para lograr la estructura adecuada, pero una vez establecida, la unión es indistinguible del enlace covalente común. El enlace dativo o coordinado se representa mediante una flecha " que se origina en el átomo que aporta los dos electrones al enlace. Un ejemplo es el dióxido de azufre:

O

O ··

O ··

·· ·· ·· ··

O ··

O

$

O

$

O

·· S

)

Ejercicios O ··

··

·· S

S

··

S

1

En el SO2, cada uno de los átomos que intervienen tiene seis electrones de valencia. Para que todos los átomos consigan la configuración de gas noble, se produce la unión de un átomo de oxígeno con un átomo de azufre mediante una covalencia dativa de este.

3.3. Estructuras de Lewis Las representaciones gráficas que se utilizan en la descripción de las moléculas de los compuestos covalentes se denominan estructuras de Lewis.

No obstante, permiten explicar también los enlaces iónicos.

G. Lewis introdujo un simbolismo muy útil que consiste en representar por un punto (o una pequeña cruz) cada uno de los electrones de la capa de valencia rodeando el símbolo del elemento; el par electrónico compartido se indica con líneas o como pares de puntos entre átomos, y los pares libres, no compartidos, se señalan como pares de puntos o líneas en los átomos individuales.

Algunos ejemplos de estructuras de Lewis son:

H×H ××

S×× S

××

N

× ×N × × ×

H×C 102

× ×N × × ×

××

H

H

H×O

×

H

H

O

H

S

S

H ×N

×

H

H

N

H

N

N

H

C

×× ×

H N

H

×

F

H H

F

El dióxido de azufre (SO2) es un gas incoloro que resulta irritante a concentraciones elevadas. Se trata de un contaminante primario cuyo origen hay que buscarlo en los procesos de combustión de combustibles fósiles. ¿Cuáles son los principales focos emisores de SO2? Investiga y enumera los efectos del SO2 sobre la salud de las personas. ¿Qué tipo de medidas preventivas se podrían tomar para reducir la contaminación por SO2 y contribuir en la consecución de las metas 3.9 y 12.4 de los objetivos de desarrollo sostenible?

Unidad

La representación de las estructuras de Lewis para moléculas sencillas no plantea dificultades. Sin embargo, para moléculas e iones más complejos conviene seguir una serie de reglas que facilitan la resolución del problema planteado: 1. Hacemos un balance del número de electrones de valencia que cada átomo aporta a la molécula. Todos ellos deben aparecer en la estructura final, bien como electrones enlazantes o como pares solitarios.

Si se trata de un anión, además hay que sumar tantos electrones como cargas tenga, y si es un catión, se quitan tantos electrones como cargas.

Así, en el caso del SO42− y del H3O+, tenemos:

SO42− : [1 · 6 (S)] + [4 · 6 (O)] + 2 = 32 e−

H3O+ : [3 · 1 (H)] + [1 · 6 (O)] − 1 = 8 e−

4

Descomposición de la amigdalina En algún momento nos hemos encontrado, comiendo almendras, alguna amarga. Este sabor tan desagradable es debido a la amigdalina, un compuesto de cianuro y glucosa que, a grandes dosis, resulta muy perjudicial para nuestro organismo. Cuando comemos una almendra amarga ponemos en contacto ambos compuestos, cuyo resultado es la descomposición de la amigdalina en ácido cianhídrico (HCN), D-glucosa y benzaldehído.

2. Representamos la posición relativa de los átomos unidos por enlaces sencillos. Elegimos el átomo de mayor covalencia o menos electronegativo como átomo central y el resto de los átomos los ponemos alrededor de él.

·x ·x

3. Se colocan rodeando cada átomo pares de electrones de acuerdo con la regla del octeto. Es decir, para el H2O, por ejemplo: ·· HO ·· H

···

x

x

· ·

xxx

º

x

xx

4. Si el átomo central no cumple la regla del octeto porque hay pocos electrones para distribuir, formamos enlaces dobles o triples hasta que su capa de valencia esté completa. Por ejemplo, para el HCN. · xx x H C· N $ HC N x 5. Calculamos el número de electrones compartidos (EC) como la diferencia entre el número de electrones necesarios para que todos los átomos alcancen la configuración óptima (8 o 2 e−) (EN) y el número de electrones de valencia disponibles (ED). Tenemos: EC = EN − ED. 6. Calculamos también el número de electrones no compartidos o solitarios (ES) como la diferencia entre los electrones disponibles (ED) y los electrones compartidos (EC), así ES = ED − EC. En general, el número de enlaces en una especie química viene dado por: número de enlaces =

EN – ED 2 Ejercicios

2 Representa mediante estructuras de Lewis las siguientes moléculas: H2O, HF, H2, CH4 y NH3.

6 Considera las sustancias Br2,HF, Al y KI. Contesta, razonadamente, a las siguientes cuestiones:

3 Dadas las moléculas HCl, KF, CH2Cl2 y CCl4, escribe la estructura de Lewis.

a) Indica el tipo de enlace presente en cada una de ellas.

4 Dadas las siguientes sustancias: CO2, CF4, H2CO, escribe las estructuras de Lewis de sus moléculas.

b) Escribe la estructura de Lewis de aquellas que sean covalentes.

5 Describe, razonadamente, las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas: S2C, HCN y SiO44−.

7 Escribe las estructuras electrónicas de Lewis de las siguientes sustancias: F−, NH4+, etano, eteno y etino.

103

3 enlace covalente ■■ Excepciones a la regla del octeto

Ejercicios

La regla del octeto tiene sus limitaciones. Estas excepciones son fundamentalmente de tres tipos: 1. Moléculas con un número impar de electrones Si una molécula tiene un número impar de electrones, ninguna estructura puede cumplir la regla del octeto. En moléculas como ClO2 (19 e−), NO (11 e−) y NO2 (17 e−), el número total de electrones de valencia es impar. Es imposible aparear totalmente y lograr un octeto alrededor de cada átomo.

Las especies con un número impar de electrones se denominan radicales y son muy reactivas, porque pueden utilizar el electrón desapareado para formar un nuevo enlace.

Cl

Br

H

H ××

O

××

××

Cl

H

O

××

C

N

××

H

O

××

H

H

H

C

C

H

H

××

O

O

N

××

××

O

××

2. Octeto incompleto: hipovalencia Algunos elementos ligeros como el Be, B y Al forman compuestos en los que hay menos de ocho electrones alrededor del átomo central. Incumplen la regla del octeto por defecto. Algunos ejemplos de hipovalencia son el BF3, BeF2 y BH3. × × × ×

××

F

××

××

×

F× B

H ××

×

× ×

F×

××

××

F

××

Be

××

×

F×

H

××

B

H

3. Octeto expandido: hipervalencia En algunas moléculas, el átomo central incumple la regla del octeto por exceso, el octeto está expandido.

Los átomos de elementos del tercer período de la tabla periódica, y de elementos posteriores, forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central (el átomo dispone de orbitales d en el mismo nivel y es posible la promoción electrónica). Por ejemplo, en el SF6, cada uno de los seis electrones de valencia del azufre forma enlace covalente con un átomo de flúor, de esta manera hay doce electrones, seis pares en total alrededor del átomo de azufre.

Otros ejemplos son: PCl5, SF6, I3− y ClF3 .

Cl Cl

P Cl

104

Cl

F

Cl

F

F S F

F F

F I

I

I

F

Cl

F

8 El smog fotoquímico resulta de la combinación de óxidos de nitrógeno y compuestos orgánicos volátiles que, tras ser catalizados por la radiación solar, generan nitratos y ozono troposférico.

Investiga, haciendo uso de herramientas TIC, acerca de los efectos perjudiciales del smog fotoquímico en la salud de las personas. Indica qué medidas se podrían adoptar para alcanzar las metas 13.1 y 13.2 de los objetivos de desarrollo sostenible.

9 Dibuja las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos: a) AlI3, b) IF5, c) SeF4 10 ¿Qué especies tienen un número impar de electrones: a) Br, b) OH−, c) PCl2, d) PCl3?

11 ¿Qué especies son deficientes en electrones: a) BeH2, b) CH3+, c) CH4, d) NH3, e) NH4+?

Unidad

3.4. Polaridad de los enlaces covalentes Cuando el enlace covalente se establece entre dos átomos cuya electronegatividad es diferente, el más electronegativo desplaza el par electrónico hacia él, adquiriendo cierta carga negativa d–. Por otro lado, el menos electronegativo adquirirá cierta carga positiva d+, originándose un dipolo eléctrico. +

E. N.↑

4

E. N.↓

–

El dipolo se simboliza por medio de donde la flecha apunta hacia el polo negativo. La polaridad en un enlace covalente se mide a través del momento dipolar, representado por la letra griega n. n = q$ d

d

_

d+

Dipolo eléctrico.

En esta expresión, q es la carga efectiva y d es la distancia entre los centros de cargas opuestas.

La unidad del momento dipolar en el sistema internacional es el C · m, aunque normalmente se utiliza el Debye (D) en honor a Peter Debye, que realizó los primeros trabajos sobre polaridad molecular (1D = 3,3 · 10−30 C · m).

H

F

F

F →→ m=0

→ → m=⁄ 0

El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide también el carácter iónico de un enlace covalente, ya que está relacionado con la diferencia de electronegatividades.

Momentos dipolares de las moléculas de HF y F2.

El momento dipolar de las moléculas diatómicas homonucleares (átomos iguales) es cero, puesto que la diferencia de electronegatividades es nula y no existe desplazamiento de carga (H2, O2, N2).

Ejercicios

■■ Geometría y polaridad de las moléculas

Para que una molécula sea polar, es necesario, pero no suficiente, que contenga enlaces covalentes polarizados. Cuando en una molécula polar hay más de un enlace, el momento dipolar molecular es la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace; por ello, es necesario para determinarlo, conocer la geometría molecular y los ángulos de enlace.

Las moléculas con polaridad en el enlace pero cuya suma vectorial de momentos dipolares de enlace es cero no son polares n = 0 . Este es el caso de moléculas lineales, como la de CO2 ; de moléculas triangulares, como el BF3 , o de moléculas tetraédricas con cuatro enlaces iguales, como el CH4 .

Las moléculas angulares (SO2) y piramidales (NH3) con polaridad en el = 0 ). enlace presentan siempre momento dipolar molecular (n Y

O

C → → m=0

O

F

F

H

B

C

→→ m=0

H →→ m=0

N

S O

O → → m=⁄ 0

H

H

F

H

H → → m=⁄ 0

H

En anayaeducacion.es dispones de una simulación sobre la polaridad de las moléculas y otra acerca de los parámetros de enlace.

12 ¿Cuál es el origen de la polaridad en los enlaces covalentes? Justifica la polaridad de las moléculas de BCl3 y NCl3.

13 Para las moléculas H2O, NH3, CH4 y HCl, indica, razonando la respuesta: a) la estructura de Lewis, b) la polaridad.

14 Dadas las moléculas de CH4, NH3, Cl2 y CO2: a) clasifícalas en polares o apolares, b) ¿qué compuesto formará una molécula tetraédrica?

15 Considera las siguientes especies químicas de las que se indica su geometría entre paréntesis: Cl4 (tetraédrica), HCN (lineal) y BF3 (trigonal). a) Representa la estructura de Lewis de cada una de dichas especies, b) justifica la polaridad de cada una.

16 Justifica si las moléculas PCl3, OF2, H2CO y CH3Cl son polares o apolares.

105

3 enlace covalente ■■ Determinación de la polaridad de una molécula

Parámetros

Para establecer la polaridad de una molécula, se debe:

Longitud Energía Orden de enlace de enlace enlace (10–12 m) (kJ · mol–1)

1. Obtener las estructuras óptimas de Lewis y aplicar el método RPECV para determinar su geometría.

N O

136

222

1

2. Identificar los enlaces polarizados.

N O

122

590

2

3. Sumar vectorialmente los momentos dipolares de todos los enlaces individuales. Se obtiene así la resultante, que determinará el momento dipolar molecular. Este será reforzado o debilitado por la presencia de pares de electrones no enlazantes sobre el átomo central.

Parámetros moleculares relativos a los enlaces entre átomos de N y O.

3.5. Parámetros moleculares, o de enlace Se llaman parámetros de enlace a aquellas propiedades características de los enlaces que dependen de los átomos específicos que se enlazan pero que varían de compuesto a compuesto. Son cuatro: ■■ Longitud del enlace

Se define como la distancia media de separación entre los núcleos de los átomos enlazados. También se puede definir como la distancia internuclear en la que el compuesto es más estable (mínima energía).

Al aumentar la multiplicidad del enlace, se reduce la longitud de enlace.

■■ Orden del enlace

Indica el número de enlaces covalentes que se forman entre dos átomos.

104,5° 109,5°

H2O

■■ Energía del enlace

Se define como la energía desprendida en la formación de un mol de enlaces covalentes entre dos átomos en estado gaseoso. Existe una relación entre la energía de enlace y la fortaleza del enlace. A mayor número de enlaces, la energía de enlace es mayor.

■■ Ángulo del enlace

Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de los átomos.

CH4

180° CO2

Ángulos de enlace de los modelos de H2O, CH4 y CO2.

3.6. Resonancia Una molécula presenta resonancia (antiguamente denominada mesomería) si puede representarse por más de una estructura de Lewis.

*

:

O : O: :O:

: $

: $

O :O: :O :

:

A veces las propiedades de una molécula se interpretan mejor suponiendo que su distribución electrónica es intermedia entre varias estructuras de Lewis. Así, para el ozono, O3, tenemos dos fórmulas equivalentes:

Las dos estructuras de resonancia del ozono tienen idéntica energía y participan por igual en la descripción del híbrido.

Los experimentos muestran que la estructura real es una media de las dos. A esta media se la llama resonancia y la estructura resultante, es un híbrido de resonancia.

106

Efectos del ozono sobre la salud La OMS ha establecido que cuando la concentración de ozono, O3, en el aire que se respira es superior a 240 ng · m–3 existe un claro riesgo para la salud. El calor, el sol y la contaminación producida por la industria y el tráfico son los factores más importantes que contribuyen a aumentar la formación de ozono en el aire que se respira. Debemos, en este sentido, fijar la atención en controlar dichos factores para lograr la meta 3.9 propuesta por la ONU en sus ODS para el año 2030.

Unidad

4

Las estructuras de resonancia solo se diferencian en la asignación de la posición de los pares electrónicos, nunca en las posiciones de los átomos.

La resonancia entre varias estructuras se indica mediante una flecha de dos puntas ()).

El híbrido de resonancia tiene una energía menor que cada una de las formas resonantes, y cuanto mayor sea el número de estructuras resonantes, mayor será la estabilidad de la molécula.

Esta diferencia de energía recibe el nombre de energía de resonancia.

3.7. Propiedades de las sustancias covalentes A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente, según se establezca entre átomos que forman moléculas discretas (aisladas) o redes tridimensionales, hace que las sustancias presenten propiedades muy diferentes.

■■ Sustancias moleculares

Diamante (C).

Están formadas por moléculas que, en determinadas condiciones de presión y temperatura, pueden unirse entre sí formando cristales moleculares. Los átomos de estas moléculas están unidos por enlaces covalentes fuertes, pero las fuerzas entre las moléculas son débiles. Estas fuerzas intermoleculares son las responsables de las propiedades de este tipo de sustancias y las estudiaremos al final de la unidad.

Las propiedades de estas sustancias son: •• Estado de agregación: tienen baja densidad y son gases, líquidos vo-

látiles o sólidos blandos de bajo punto de fusión o que subliman fácilmente.

•• Solubilidad: depende de las fuerzas intermoleculares que sus molécu-

las puedan establecer con las moléculas del disolvente. La sustancia se disolverá si las fuerzas entre sus moléculas y las del disolvente son más intensas que las fuerzas de sus moléculas entre sí.

•• Conductividad eléctrica: no conducen la corriente eléctrica debido a

que los electrones compartidos en los enlaces covalentes están muy unidos y no pueden desplazarse. Algunos cristales moleculares disueltos en agua se ionizan y la disolución se vuelve conductora.

Grafito (C).

■■ Sustancias atómicas

En estas sustancias, todos los átomos están unidos mediante enlaces covalentes formando una red cristalina estable (cristal atómico). Son sustancias covalentes atómicas el diamante o el grafito (C), el cuarzo (SiO2)…

Las propiedades que presentan estas sustancias vienen caracterizadas por: •• Estado de agregación: son sólidos con puntos de fusión generalmente

elevados y muy duros (con algunas excepciones, como el grafito). Para fundir una cantidad pequeña de sustancia, es necesario romper una gran cantidad de enlaces.

•• Solubilidad: son insolubles en cualquier disolvente.

•• Conductividad eléctrica: al no tener electrones libres, son malos con-

ductores de la electricidad, a excepción del grafito (tiene electrones libres entre las láminas de carbono).

Cuarzo (SiO2).

107

4

teoría del enlace de valencia Una de las teorías cuánticas más importantes sobre el enlace covalente es la teoría del enlace de valencia (TEV). La teoría de enlace covalente de Lewis-Langmuir se basaba en las teorías atómicas clásicas del modelo de Bohr-Sommerfeld, que se introdujeron con anterioridad a la llegada de la mecánica cuántica. Por otro lado, las estructuras de Lewis no proporcionan información acerca de los orbitales que son ocupados por los electrones ni la energía de estos en las moléculas.

La teoría del enlace de valencia fue propuesta por Linus Pauling y J. C. Slater y explica los enlaces covalentes en términos de orbitales atómicos.

Supone que los electrones de una molécula ocupan los orbitales atómicos de los átomos individuales y los enlaces se forman como consecuencia del solapamiento de los orbitales atómicos.

John Clarke Slater J. C. Slater (1900-1976) impartió clase de física durante casi 30 años en el Instituto de Tecnología de Massachusetts (MIT). Realizó aportaciones importantes en el cálculo de las funciones matemáticas que describen los orbitales atómicos.

En la teoría del enlace de valencia (TEV), un enlace covalente sencillo entre dos átomos se forma por solapamiento de orbitales atómicos que tengan electrones desapareados y con espines antiparalelos (espines opuestos).

El solapamiento permite a ambos electrones compartir el espacio común entre los núcleos y formar el enlace covalente. Los electrones de la región de solapamiento son atraídos simultáneamente por ambos núcleos, lo que mantiene unidos a los átomos en el enlace.

4.1. Simetría de los orbitales moleculares La simetría de los orbitales moleculares formados por solapamiento de los orbitales atómicos depende del tipo de orbitales atómicos que participen en el enlace y de qué manera solapen. Las dos superposiciones más frecuentes son: ■■ Enlace tipo sigma (v)

Se da cuando los orbitales atómicos solapan frontalmente. Se refiere a las superposiciones producidas en el segmento que une los núcleos de los átomos. La región de densidad electrónica máxima rodea al eje internuclear. Se da entre orbitales atómicos s-s (H—H), s-p (H—Cl) y p-p (Cl—Cl).

Los enlaces establecidos son estables y permiten la rotación de los átomos respecto al eje de giro. Todos los enlaces covalentes sencillos consisten en un enlace sigma (σ). En este tipo de enlace, dos electrones apareados se encuentran entre los dos átomos.

Enlace σ Eje internuclear

Eje s+s

Recuerda

s+ p

p+p

Solapamiento frontal de orbitales atómicos para dar enlaces tipo σ.

108

de giro

Las estructuras de Lewis no nos dicen nada acerca de la forma de una molécula, solo indican las localizaciones aproximadas de los electrones de enlace y los pares solitarios de la molécula.

Unidad

■■ Enlace tipo pi (r)

p+p

Se produce cuando los orbitales atómicos solapan lateralmente. Se da entre orbitales atómicos p-p. El enlace π no rodea completamente el eje internuclear, deja una zona de densidad electrónica nula. No puede existir un giro de un átomo con respecto al otro, ya que la zona de solapamiento entre las nubes electrónicas desaparecerían y se rompería el enlace. El plano de simetría, en el cual la probabilidad de encontrar el electrón es nula, se denomina plano nodal (π).

Los enlaces sigma (σ) son más estables que los enlaces pi (π).

4.2. Ejemplos de la teoría del enlace de valencia (TEV)

4

Orbital r

Plano nodal

Solapamiento lateral de dos orbitales atómicos p para dar un enlace π.

■■ Molécula de hidrógeno (H2)

La configuración electrónica del hidrógeno es 1s1. El hidrógeno formará un enlace sencillo, puesto que tiene un electrón desapareado. El enlace es de tipo v y se consigue por solapamiento frontal de los dos orbitales atómicos (OA) semillenos de los dos hidrógenos.

■■ Molécula de oxígeno (O2)

La configuración electrónica del oxígeno es 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1. El oxígeno formará dos enlaces, puesto que tiene dos electrones desapareados.

El primero será un enlace tipo v entre los orbitales 2py de cada átomo, pero el segundo tendrá que ser lateral (enlace tipo π) entre los orbitales 2pz. Esta superposición lateral es menor, lo que da lugar a enlaces más débiles.

El enlace entre los átomos de oxígeno es doble, pero los dos enlaces no son iguales; el enlace sigma (σ) es más fuerte que el enlace pi (π).

H2

H 1 s1

+

H 1s1

O2

H

H

Enlace σ Enlace r

+ Enlace σ

2 px2 2py1 2pz1

2 px2 2 py1 2 pz1

Formación de una molécula de H2 y otra de O2 .

Ejercicios

1 Responde a las siguientes cuestiones: a) ¿En qué se basa la teoría del enlace de valencia? b) ¿En qué se diferencia del concepto de Lewis sobre el enlace químico?

2 ¿Cuándo se forman los enlaces tipo sigma (σ)? ¿Y los enlaces tipo pi (π)?

3 Explica la existencia de moléculas de N2 y PCl5 según la teoría del enlace de valencia (TEV).

109

5

teoría de la hibridación de orbitales atómicos Las discrepancias surgidas entre los ángulos de las moléculas predichos por la teoría del enlace covalente y los ángulos medidos experimentalmente se resuelven mediante la teoría de hibridación de orbitales atómicos. Esta teoría fue planteada por Pauling y Slater, y utiliza como herramienta fundamental el concepto de orbital híbrido (OH).

5.1. Hibridación: concepto y tipos La hibridación es el proceso mediante el cual orbitales atómicos puros de energía parecida se combinan entre sí, transformándose en otros orbitales denominados orbitales atómicos híbridos (OH).

Estos orbitales híbridos se caracterizan por: 1. Se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos puros se combinan.

2. Los orbitales híbridos de un mismo tipo son de igual energía y forma, pero distintos en orientación espacial.

3. Los enlaces que se obtienen con ellos son más fuertes que utilizando orbitales atómicos puros.

4. Los ángulos entre ellos son iguales y dirigidos de manera que facilitan el solapamiento con los orbitales del otro átomo al formar el enlace.

■■ Hibridación sp

Para estudiar esta hibridación, vamos a utilizar como ejemplo la molécula de BeF2. La configuración electrónica del F es 1s2 2s2 2p5, y la del Be, [He] 2s2 . A cada una le corresponden los siguientes diagramas para los electrones de valencia: F:

Ejercicios

1 Dadas las siguientes sustancias CO2, CF4, H2CO y HF: a) escribe las estructuras de Lewis de sus moléculas, b) explica sus geometrías utilizando la teoría de hibridación.

Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6, O = 8, F = 9.

2 Para las moléculas BF3 y CHF3: a) establece sus estructuras de Lewis, b) establece su geometría molecular, indicando la hibridación del átomo central.

Datos: Números atómicos: H = 1, B = 5 , C = 6, F = 9 3

Organizo y defiendo la postura. Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) una molécula que contenga enlaces polares es necesariamente polar, b) un orbital híbrido sp2 se obtiene por combinación de dos orbitales s y dos orbitales p, c) los compuestos iónicos en disolución acuosa son conductores de la electricidad.

Be: 2s2

2p5

2p0

2s2

La falta de electrones desapareados del Be impide en un principio la formación de enlaces, pero la cercanía energética de sus orbitales 2s y 2p permite promocionar un electrón de un orbital 2s a un orbital 2p (estado excitado).

F:

Be*: 2 s2

2 p5

2p1

2s1

El berilio tiene dos orbitales disponibles para formar enlaces con los átomos de flúor, pero estos enlaces Be—F no serían idénticos, y los experimentos demuestran que esos enlaces son equivalentes. Para lograrlo, los orbitales 2s y 2p del Be se deben combinar para dar lugar a dos orbitales híbridos sp equivalentes, cada uno de los cuales se combina con un orbital p del F que tiene un electrón desapareado, formándose la molécula de BeF2.

180° + sp 2p (F)

sp

2 orbitales sp (Be)

Formación de la molécula de BeF2.

110

F

s

Be

s

F

¿Sabías qué...?

Un kilogramo de hidrógeno (H2) puede liberar más energía que un kilogramo de cualquier otro combustible (casi el triple que la gasolina o el gas natural) y para liberar esa energía no emite nada de dióxido de carbono (CO2), tan solo vapor de agua (H2O).

De esta manera se consigue que el impacto ambiental sea nulo, contribuyendo a conseguir los ODS 7 y 13 propuestos por la ONU.

Unidad

■■ Hibridación sp2

Ejercicios

Para estudiar este tipo de hibridación, consideramos la molécula de AICl3 , para la cual la teoría RPECV predice una geometría plana trigonal. La configuración electrónica del aluminio: [He] 2s2 2p1 y la del Cl: [Ne] 3s2 3p5 .

Cl:

Al: 3s2

3p5

3 p1

3s2

En este caso, promociona un electrón 3s a un orbital vacío 3p en el Al. Cl:

Al*: 3s2

3p5

3 p2

3s1

Se combina el orbital 3s con los dos orbitales 3p del Al y se generan tres orbitales híbridos sp2, que están orientados hacia los vértices de un triángulo equilátero (ángulos de 120º), los cuales se solapan con los orbitales 3p del Cl dando lugar a la molécula de AlCl3.

¿Qué te hace decir eso?

Explica, razonadamente, si la siguiente afirmación es verdadera: «El BF3 es un compuesto en el que el átomo de boro presenta hibridación sp3».

5 a) Deduce la estructura de Lewis del ácido cianhídrico (HCN) y del metanal (H2CO), b) indica, en ambas moléculas, cuál es la hibridación de orbitales atómicos que presenta el átomo de carbono.

s

+

s sp2 3p (Cl)

4

Cl

sp2

s

sp2

Al

3 orbitales sp2 (Al)

120°

Cl

Cl

¿Sabías qué…?

Formación de la molécula de AlCl3.

■■ Hibridación sp3

Tomamos como ejemplo el metano, CH4. La configuración electrónica del C: [He] 2s2 2px1 2py1 y la del H: 1s1.

H:

C: 1s2

2 p2

2s1

En este caso, promociona un electrón 2s del C a un orbital vacío 2p.

H:

C*: 1 s2

2 p3

2 s1

Se combina el orbital 2s con los tres orbitales 2p del C y se generan cuatro orbitales híbridos sp3, que están orientados hacia los cuatro vértices de un tetraedro regular formando ángulos de 109,5 º; los cuales, al solaparse con dos orbitales 1s del H generan los cuatro enlaces idénticos de la molécula de CH4.

H

sp3

El trabajo por el cual Carl Linus Pauling (1901-1994) recibió su primer Premio Nobel trataba de aspectos relacionados con la estructura molecular. Fue pionero en utilizar los principios de la teoría cuántica para explicar la estructura molecular basada en el concepto de enlace de valencia, así como otros conceptos relacionados con este, que le permitieron calcular las energías de enlace, su forma, longitud, ángulo y propiedades magnéticas. Utilizó técnicas de rayos X y creó una escala que permitía predecir las fuerzas de enlace.

s

109,5°

sp3

s

+ 1 s1

4

H sp3

H sp3

4 orbitales sp3 (C)

s

C s H

Formación de la molécula de CH4.

111

6

teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia Las propiedades de las sustancias moleculares están determinadas no solo por los átomos que forman sus moléculas, sino también por la forma en que estos átomos se distribuyen en el espacio. Ambos factores hacen que a dicha molécula le corresponda una geometría molecular determinada caracterizada por sus correspondientes parámetros moleculares: longitudes y ángulos de enlace.

La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría que adopta una molécula es aquella en la que la repulsión electrónica es mínima.

Para explicar la geometría molecular, se utiliza la TRPECV. Se trata de un modelo puramente electrostático, que considera los electrones como si fuesen cargas puntuales. Según este modelo, todos los electrones alrededor del átomo central, tanto los pares enlazantes como los pares solitarios, se disponen alrededor del átomo central de forma que experimenten la mínima repulsión.

6.1. Postulados del modelo RPECV Los postulados básicos del modelo RPECV son: 1. El factor determinante de la geometría de una molécula es el número de pares de electrones de valencia (enlazantes y no enlazantes) alrededor del átomo central.

2. Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) se repelen entre sí y se distribuyen espacialmente a la mayor distancia angular posible. El poder de repulsión no es igual entre todos ellos: los pares no enlazantes tienen mayor poder de repulsión; por ello, la repulsión más intensa se da entre estos pares, después, entre un par no enlazante y uno enlazante, y la menor se establece entre los pares enlazantes.

Ejercicios

1 Escribe la estructura de Lewis de cada una de las siguientes moléculas y predice, justificando la respuesta, su geometría molecular: PCl3, OF2, H2CO, CH3Cl. Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6, O = 8, F = 9, P = 15, Cl = 17.

2 a) Escribe la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4, b) dibuja la geometría de cada molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, c) considerando las geometrías moleculares, razona acerca de la polaridad de ambas moléculas.

3 ¿Qué geometría tendrán las moléculas C2, NH3 y CF4?, ¿cuáles de ellas tienen momento dipolar no nulo?

3. Los pares de electrones no compartidos (no enlazantes) ocupan mayor lugar en el espacio que los pares de electrones compartidos (enlazantes).

4. Para la determinación de la geometría molecular, los dobles y los triples enlaces se consideran simples. Todos son zonas de alta densidad electrónica que tienden a repelerse entre sí.

6.2. Predicción de la geometría molecular Para predecir la geometría molecular en el modelo RPECV: 1. Se escribe la estructura óptima de Lewis para la molécula o ion estudiado.

2. Se cuenta el número de zonas de alta densidad electrónica en torno al átomo central sin distinguir entre enlaces y pares de electrones solitarios.

3. Se representan gráficamente las orientaciones espaciales de mínima repulsión (los pares no compartidos ocupan más espacio que los compartidos).

4. Se colocan los átomos que rodean al átomo central en los extremos de las nubes electrónicas.

5. Se obtiene la geometría molecular a partir de la disposición espacial de los núcleos de los átomos presentes (no de las nubes electrónicas). La geometría real se predice teniendo en cuenta las distorsiones angulares generadas por los diferentes pares de enlace o pares solitarios.

112

Repulsiones electrónicas

Se cierra el ángulo 180°

104,5°

Las repulsiones electrónicas entre los pares no enlazantes y enlazantes-no enlazantes en la molécula de agua hacen que el ángulo «teórico» de 180 º se cierre, quedando en un ángulo real de 104,5 º. Así, la geometría molecular es angular y no lineal.

Puedes consultan una simulación sobre geometría molecular y La TRPECV en anayaeducacion.es.

Unidad

6.3. Geometría de moléculas cuyo átomo central carece de pares de electrones solitarios Supondremos que las moléculas o iones moleculares contienen dos elementos diferentes A y B, donde A es el átomo central (este es el que tiene mayor valencia covalente). El hidrógeno es siempre periférico.

Si no hay pares de electrones solitarios, la geometría electrónica coincide con la geometría molecular. La fórmula general de estas moléculas es ABn, donde n puede variar de 2 a 6.

180°

B

Algunos ejemplos de moléculas o especies iónicas con esta geometría son MgCl2, CO2, BeH2, CdBr2 y N3−.

180°

Algunos ejemplos de moléculas o especies iónicas con esta geometría son BCl3, NO3−, CO32−, BI3 y BH3.

Hay cuatro zonas de alta densidad electrónica en torno al átomo central A que se orientan hacia los vértices de un tetraedro. Son moléculas tridimensionales.

Algunos ejemplos de moléculas o especies iónicas con esta geometría son CH4, NH4+, CCl4, SO42–.

B 120°

I

A B

B

B 120°

I

■■ Molécula de tipo AB6

Las moléculas del tipo AB6 tienen una forma octaédrica con ángulos de enlace de 90º. Hay seis zonas de alta densidad electrónica en torno al átomo central A que se orientan hacia los vértices de un octaedro. Ejemplos de una molécula y un grupo aniónico con esta geometría son SF6, PCl6−.

I

Geometría de la molécula de BI3.

Cl

B 109,5°

A

B

109,5°

B

C

B

Cl Cl

Cl

Geometría de la molécula de CCI4.

B

B

Cl

90° B

A

Cl

90°

Cl

120°

P

B

120°

■■ Molécula de tipo AB5

El caso más común es la geometría tipo bipirámide trigonal. Hay cinco zonas de alta densidad electrónica en torno al átomo central A que se orientan hacia los vértices de una bipirámide trigonal. Coexisten dos tipos de ángulos de enlace: unos de 120º y otros de 90º. Un ejemplo de molécula con esta geometría es el PCl5.

O

Geometría de la molécula de CO2.

■■ Molécula de tipo AB4

Las moléculas de tipo AB4 son tetraédricas, con ángulos de enlace de 109,5º. La geometría tetraédrica tienen lugar cuando el átomo central A está rodeado por cuatro grupos de electrones.

C

O

■■ Molécula de tipo AB3

Las moléculas de tipo AB3 son planas y trigonales, con ángulos de enlace de 120º. La geometría plana trigonal se da cuando el átomo central A está rodeado por tres grupos de electrones. Hay tres zonas de alta densidad electrónica orientadas hacia los vértices de un triángulo equilátero.

B

A

■■ Molécula de tipo AB2

Las moléculas del tipo AB2 son lineales, con un ángulo de enlace de 180º.

La geometría lineal se produce cuando el átomo central A está rodeado por dos grupos de electrones o zonas de alta densidad electrónica.

4

Cl Cl

Geometría de la molécula de PCl5.

F

B 90° B

B

A

B

F

F

B 90°

S

B

F

90°

90°

F F

Geometría de la molécula de SF6.

113

6

teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia

6.4. Geometría de moléculas cuyo átomo central tiene pares de electrones solitarios La presencia de pares no enlazantes en una molécula varía el ángulo de enlace por efecto de la repulsión electrónica y, por tanto, modifica la geometría molecular predicha por el modelo. Los ángulos de enlace disminuyen a medida que aumenta el número de pares de electrones no enlazantes o solitarios.

Si usamos el símbolo X para describir los pares de electrones no enlazantes del átomo central, la fórmula general de estas moléculas será ABnXm donde n = 2, 3 y m = 1 o 2.

■■ Molécula de tipo AB2X

X A B

B

O

O

Geometría de la molécula de O3.

X A

B

El ángulo de enlace de las moléculas del tipo AB2X es algo menor de 120 º porque los pares de electrones no compartidos ejercen una mayor fuerza de repulsión que los pares de electrones enlazantes y por este motivo el ángulo de enlace se cierra un poco. En este caso tenemos tres nubes electrónicas, una de las cuales es un par de electrones solitarios. El tipo de geometría que corresponde a estas moléculas es angular. Algunos ejemplos son SO2, O3, NO2−, SnCl2, IBr2−, ClO2−.

O

B

B

N 107,3°

H

H

H Geometría de la molécula de NH3.

■■ Molécula de tipo AB3X

X

El ángulo de enlace de estas moléculas es menor que 109,5º por el mismo motivo que en el caso anterior. Ahora tenemos cuatro nubes de electrones, una de las cuales es un par de electrones solitarios. El tipo de geometría que corresponde a las moléculas AB3X es una geometría de pirámide trigonal. Algunos ejemplos son NH3, H3O+, AsH3, PH3, NF3, PBr3, PF3 y ClO3−.

■■ Molécula de tipo AB2X2

A

X

B

B

S 104,5° H

H

Geometría de la molécula de H2S.

En este caso tenemos cuatro nubes electrónicas, dos de las cuales corresponden a pares solitarios. Los dos pares solitarios producen una mayor repulsión, lo que se traduce en que las nubes enlazantes se cierren y su ángulo de enlace sea menor que en el caso AB3. El tipo de geometría que corresponde a las moléculas AB2X2 es una geometría angular. Algunos ejemplos de moléculas con esta geometría son H2O, H2S y SF2.

Ejercicios Ejercicios resueltos

1 Considera las moléculas OF2, BF3, CCl4 y C2H2. Responde a las siguientes cuestiones: a) escribe sus representaciones de Lewis, b) indica sus geometrías moleculares utilizando la teoría RPECV. Solución a)

F F

O

F

F

B F

Cl Cl

C

Cl

H

C

C

H

Cl

b) OF2: geometría angular, BF3: geometría plana triangular, CCl4: geometría tetraédrica, C2H2: geometría lineal.

114

4 Dadas las moléculas HCN, F2O, NH3, NCl3, SiCl4, BCl3, responde razonadamente a las siguientes cuestiones: a) representa la estructura de Lewis de cada una de ellas, b) predice su geometría molecular, c) explica en cada caso si la molécula tiene o no momento dipolar.

Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6, N = 7, O = 8, F = 9, Si = 14, Cl = 17.

7

Unidad

enlace metálico 7.1. Modelo del gas de electrones, o modelo de Drude Es un modelo sencillo que no está basado en la mecánica cuántica.

4

Cristales metálicos

Los metales tienen una baja energía de ionización, por tanto, tienden a perder electrones para quedarse con la capa más externa completa (regla del octeto). Según Drude, estos electrones no están unidos a ningún átomo en particular y tampoco forman pares, sino que están deslocalizados (quedan libres) por la red cristalina. Estableció así un modelo según el cual podemos considerar un metal como un conjunto de cationes metálicos formando una red cristalina en cuyo interior hay una nube de electrones de valencia que se mueven libremente actuando como unión entre los iones positivos. La atracción electrostática entre los electrones y los cationes mantiene fuertemente unidos a todos los átomos del metal. +

+

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+

+

Los cationes positivos de los metales forman una red tridimensional de esferas ordenada y compacta (son estructuras típicas la red cúbica compacta y la hexagonal compacta). El hecho de que los cationes formen una red muy compacta se refleja en números de coordinación muy altos (cada ion está rodeado de muchos iones de signo contrario) y elevados porcentajes de ocupación de los cationes en relación al volumen total del cristal.

Red cúbica compacta

Enlace metálico según el modelo de Drude.

Este modelo explica algunas propiedades de los metales, por ejemplo, la conductividad eléctrica, el brillo metálico, la baja energía de ionización, etc., pero no otras, como el comportamiento de los semiconductores. Estas limitaciones son resueltas por los modelos cuánticos, como la teoría de bandas.

Red hexagonal compacta

7.2. Teoría de bandas La teoría de bandas es un modelo cuántico que se basa en la aplicación de la teoría de los orbitales moleculares al caso de los metales.

A medida que aumenta el número de orbitales atómicos, aumenta el número de orbitales moleculares, y si este es lo suficientemente grande, los niveles de energía se suceden de manera casi continua dando lugar a bandas de energía.

Banda de conducción

Como en la teoría de Drude, los electrones de valencia que ocupan un orbital molecular pertenecen a todo el conjunto, estando completamente deslocalizados.

■■ Teoría de bandas para el magnesio (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2

Analicemos el caso del magnesio según esta teoría. Cada átomo tiene dos electrones de valencia situados en el orbital 3s, quedando los orbitales 3p vacíos.

Si consideramos el metal como muchos átomos de magnesio juntos, podemos imaginar la aparición de bandas, formadas por muchos orbitales superpuestos. Una banda, correspondiente a la superposición de los orbitales 3s, estará llena de electrones y se llamará banda de valencia, y otra banda compuesta por los orbitales del subnivel 3p estará vacía y se denominará banda de conducción.

Dichas bandas, en general, están separadas por regiones de energía prohibidas (denominadas «gap»), aunque en algunos casos se puede producir la superposición entre bandas con solapamiento energético.

En anayaeducacion.es puedes consultar una simulación sobre la estructura de bandas de energía en los cristales metálicos.

Banda de valencia

Magnesio

Bandas de valencia y de conducción para el magnesio.

115

7

enlace metálico

Con esta teoría se puede comprender fácilmente el comportamiento como conductores, semiconductores, aislantes y superconductores que muestran estos elementos. La distancia energética entre las bandas de valencia y las bandas de conducción determina las diferencias de la conductividad eléctrica.

Ejercicios

1 Dibuja el diagrama de banda de valencia y de conducción para los siguientes metales: a) Na (Z=11),

Banda de conducción

Banda de conducción

b) Li (Z=3)

Banda de conducción

x Banda de valencia

Banda de valencia

Banda de valencia

Conductor

Semiconductor

Aislante

Banda prohibida

Bandas de conducción eléctrica en conductores, semiconductores y aislantes.

■■ Metales

En un metal, las bandas de valencia y de conducción están muy próximas entre sí; la energía necesaria para que un electrón pase de la banda de valencia a la de conducción es despreciable.

En los metales, la banda de valencia está semillena (los electrones pueden moverse dentro con libertad) o está llena pero solapada con la banda de conducción que está vacía. Tanto en un caso como en otro, los electrones disponen de orbitales moleculares vacíos que se pueden ocupar con el aporte de un mínimo de energía (para que un metal conduzca la corriente, debe ocurrir el salto de electrones de la banda de valencia a la de conducción).

■■ Semiconductores

Estos elementos tienen la banda de valencia llena y la de conducción vacía, y la diferencia de energías entre una y otra es pequeña (la zona prohibida es muy estrecha), de manera que un pequeño incremento de la temperatura es suficiente para promocionar los electrones hacia la banda de conducción (estas especies son conductoras solo bajo ciertas condiciones). Algunos ejemplos de semiconductores son el silicio (Si), el germanio (Ge) y el selenio (Se).

■■ Aislantes

En los elementos aislantes, la banda de valencia y la de conducción están muy alejadas energéticamente. La banda prohibida es tan ancha que ningún electrón puede saltarla. Los electrones no pueden moverse por la banda de valencia ni pueden promocionar a la banda de conducción, no son electrones libres y el sólido no conduce la corriente eléctrica, aunque apliquemos un campo eléctrico externo. Algunos ejemplos de materiales aislantes son el diamante (C) y el óxido de silicio (SiO2).

■■ Superconductores

Se caracterizan porque conducen la electricidad sin resistencia. Los primeros que se descubrieron eran metales que necesitaban temperaturas de 0 K para tener estas características.

116

Los elementos semiconductores se utilizan frecuentemente en la construcción de componentes electrónicos.

Unidad

4

7.3. Propiedades de los metales Las propiedades de los metales se pueden explicar gracias a los electrones deslocalizados y a su red cristalina compacta.

■■ Brillo

Al incidir la luz sobre la superficie de los metales, los electrones vibran, por lo que se originan ondas electromagnéticas de la misma frecuencia que la luz incidente, lo que justifica el brillo característico de todos los metales.

■■ Estados de agregación. Puntos de fusión y ebullición

Generalmente, los metales son sólidos cristalinos con un número de coordinación elevado, aunque también podemos encontrar metales en estado líquido muy densos como el mercurio. Los puntos de fusión son muy variables, aunque la mayoría de los metales presentan puntos de fusión altos.

Brillo del oro.

Para fundir el metal, debemos proporcionar el calor suficiente para que el movimiento de vibración de los átomos se haga más intenso. Cuanto más fuertes son los enlaces entre los átomos, mayor será la energía calorífica para separarlos y el punto de fusión será más elevado.

■■ Densidad

Tienen una densidad grande debida a que los cationes metálicos tienen un índice de coordinación elevado.

■■ Propiedades mecánicas

Los metales son dúctiles (capacidad de deformarse en forma de hilos) y maleables (capacidad de deformarse en forma de láminas), lo que permite trabajar con ellos con relativa facilidad. Estas propiedades indican que los átomos son capaces de deslizarse unos respecto de los otros.

Fusión de una aleación metálica (bronce).

■■ Conductividad eléctrica y térmica

Los metales son buenos conductores de la electricidad y del calor tanto en estado sólido como fundidos. Los metales conducen la corriente eléctrica debido a que los electrones se desplazan fácilmente cuando se aplica una diferencia de potencial. También son buenos conductores del calor, porque al elevar la temperatura aumentan la velocidad de los electrones (mayor número de choques) y la transmisión de energía.

■■ Emisión de electrones

Los electrones están relativamente libres dentro del cristal; se pueden arrancar fácilmente por la acción de luz de una determinada frecuencia (efecto fotoeléctrico) o si se calientan (efecto termoiónico).

■■ Solubilidad

Los metales son insolubles en los disolventes moleculares (agua, acetona...) polares o apolares. Se disuelven muy bien unos en otros, originando aleaciones y amalgamas.

Hilos de cobre en un conductor eléctrico.

117

8

fuerzas intermoleculares Las moléculas de los compuestos interaccionan entre sí por medio de fuerzas atractivas (fuerzas intermoleculares), en general, mucho más débiles que las que mantienen enlazados los átomos en las moléculas (fuerzas intramoleculares) o los aniones y cationes en la red iónica (fuerzas electrostáticas), aunque suficientemente intensas como para mantenerlas unidas en los estados líquido y sólido.

Se denomina fuerza intermolecular a cualquier tipo de interacción entre moléculas que no implique enlace químico.

Estas fuerzas intermoleculares determinan si una sustancia existirá en forma gaseosa, líquida o sólida a cierta temperatura y presión.

¡Atención!

No debes confundir las uniones intramoleculares (como el enlace covalente) con las uniones intermoleculares (como las fuerzas de Van der Waals).

Enlaces covalentes

F. Van der Waals

Direccionalidad

Sí

No

Distancia de enlace

Menor

Mayor

Fuertes

Débiles y aumentan con la masa y el volumen moleculares

La intensidad de las atracciones intermoleculares disminuye al aumentar la distancia entre las moléculas, por lo que no son fuerzas relevantes en los gases pero sí en líquidos y en sólidos.

8.1. Tipos de fuerzas intermoleculares Hay varios tipos de fuerzas intermoleculares:

Fortaleza

Tabla 4. Comparación entre los enlaces covalentes y las fuerzas de Van der Waals.

Fuerzas de dispersión, o de London Fuerzas de Van der Waals

Fuerzas dipolo-dipolo Fuerzas dipolo-dipolo inducido Enlaces por puentes de hidrógeno

■■ Fuerzas de Van der Waals

Son fuerzas de atracción débiles causadas por la interacción entre dipolos eléctricos moleculares y aumentan cuanto mayor sea el número de electrones de la molécula y su masa. Dentro de ellas, encontramos: Fuerzas de dispersión, o de London Las fuerzas de London surgen de la atracción entre dos dipolos instantáneos. Los dipolos se generan debido a fluctuaciones en la ubicación de los electrones en las moléculas. Las fluctuaciones aleatorias de las nubes electrónicas son muy rápidas (10−12 s) y provocan anomalías en la distribución de la carga eléctrica (un extremo de la molécula tendrá carga parcial negativa, y el otro extremo, carga parcial positiva, también pasajera), originando el dipolo instantáneo.

Cuando las moléculas de un compuesto se aproximan, se produce una separación entre los núcleos y las nubes electrónicas como consecuencia de las cargas de signo opuesto. Estas fuerzas fueron definidas en 1930 por F. London y se originan entre cualquier tipo de moléculas, polares y apolares, dependiendo principalmente de las distancias entre los átomos o grupos de átomos que interaccionan.

La intensidad de las fuerzas de London aumenta con la masa y el volumen molecular. Esto explica por qué el F2 y Cl2 son gases, el Br2 es líquido y el I2 es un sólido a temperatura ambiente.

118

Johannes Diderick Van der Waals J. D. Van der Waals (1837-1923) fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1910, por su trabajo sobre la ecuación de estado de los gases y los líquidos. También investigó sobre la disociación electrolítica, la teoría termodinámica de la capilaridad y sobre estática de fluidos.

En 1880 enunció, tras varios años de investigación, su teoría molecular de la sustancia compuesta por dos tipos distintos de materia, en la que establecía una serie de fórmulas y ecuaciones con las que, entre otros experimentos, se consiguió posteriormente licuar el hidrógeno y el helio.

_

d+

I

d+

d

I

I

d

_

I

Fuerzas de London entre dos moléculas de I2

Fuerzas intermoleculares de London entre dos moléculas de yodo.

Fuerzas dipolo-dipolo

Unidad

4

–

+

a) –

Las interacciones dipolo-dipolo permanentes existen entre las moléculas covalentes polares debido a la atracción de la zona de densidad positiva de una molécula y la zona de densidad negativa de la otra.

Estas moléculas polares tienen cargas parciales permanentes, además de las cargas parciales instantáneas, debido a las fluctuaciones de sus nubes electrónicas. Por eso, la interacción dipolo-dipolo se suma a las fuerzas de dispersión (siempre presentes).

La magnitud de esta fuerza adicional depende de las magnitudes de los dipolos que interaccionan y de la forma de la molécula. Afecta tanto más cuanto más polar sea la molécula. Las moléculas polares forman líquidos y sólidos como resultado de las interacciones dipolo-dipolo.

Fuerzas dipolo-dipolo inducido Aparecen cuando mezclamos una sustancia con moléculas apolares y otra con moléculas con momento dipolar permanente.

+

El enlace por puente de hidrógeno es un tipo especial de interacción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (H—F, H—O, H—N) y un par de electrones no compartidos en un ion o átomo cercano de volumen pequeño y electronegatividad elevada (generalmente un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno de otra molécula).

Los puntos de fusión del HF, H2O y NH3 son más altos de lo que cabría esperar debido a que entre las moléculas de estos compuestos existen fuerzas de atracción más intensas que en el resto de los hidruros del grupo.

La aparición de una carga parcial positiva sobre el átomo de hidrógeno y una carga parcial negativa sobre el otro átomo origina el establecimiento de una atracción electrostática entre los hidrógenos de una molécula y los átomos electronegativos de la molécula vecina.

b) _

d

d+

–

+

Enlaces de hidrógeno entre dos moléculas de agua.

H

O

H

d+

+ dipolo inducido

El fluoruro de hidrogeno El HF constituye un ejemplo importante de presencia de puentes de hidrógeno. En este caso, debido a la mayor electronegatividad del flúor, los electrones de la unión pasan la mayor parte del tiempo sobre el átomo de flúor, generando así una alta densidad de carga positiva sobre el hidrógeno y una alta densidad de carga negativa sobre el flúor. Esta carga negativa atrae el hidrógeno de una molécula vecina compartiendo con él uno de sus pares de electrones libres.

Así, el puente de hidrógeno mantendrá unidas las dos moléculas y se extenderá a otras moléculas vecinas formando una cadena molecular.

+

–

F H

+

–

+

F

H

F

H H

H

F

+

H

+

– F

+

H

H

F

+

–

+

–

F

F H

–

+

–

–

+

F –

F

H

H

F

H O

_

Fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo, entre dos dipolos permanentes (a) y entre dipolo permanente-dipolo inducido (b).

–

H

d

dipolo

Este tipo de atracciones son las responsables, entre otras cosas, de que el agua (masa molecular = 18 u) sea líquida a temperatura ambiente, mientras que el H2S (masa molecular = 34 u) sea un gas.

Los enlaces por puentes de hidrógeno aunque son más fuertes que las interacciones dipolo-dipolo (inferiores a 2 kJ · mol–1), son mucho más débiles que los enlaces ordinarios (del orden de 150 kJ · mol–1). La energía del enlace por puente de hidrógeno oscila en el intervalo de 10 a 40 kJ · mol–1

+

Dipolos permanentes (Moléculas covalentes polares)

Si la molécula polar se aproxima lo suficiente a una molécula apolar puede inducir en ella un desplazamiento de la nube electrónica y provocar la aparición de dipolos inducidos. De esta manera, se produce una fuerza intermolecular adicional.

■■ Enlaces por puentes de hidrógeno

–

F

–

+

+

H

H

–

– F

+

–

H

F

+

+

H

–

F

Cadenas de HF.

119

8

fuerzas intermoleculaes

8.2. Propiedades de las sustancias moleculares Son sustancias moleculares aquellas constituidas por moléculas unidas entre sí por fuerzas intermoleculares. Sus propiedades son, por tanto, el resultado del tipo de fuerzas intermoleculares que presenten.

■■ Puntos de fusión y ebullición

Las sustancias moleculares tienen puntos de fusión y ebullición bajos.

A temperatura ambiente, la mayor parte de estas sustancias se encuentran en estado gaseoso (H2, N2, O2, CH4, CO2), otras son líquidas (Br2, H2O) y otras se encuentran en estado sólido, como el I2, el S8 y la glucosa (C6H12O6). Al ser muy débiles las fuerzas intermoleculares, una pequeña agitación térmica es suficiente para desordenar y separar las moléculas.

■■ Propiedades mecánicas

Las sustancias moleculares tienden a ser blandas, compresibles y fácilmente deformables; esto es debido al carácter no direccional de las fuerzas de Van der Waals.

Sublimación del yodo.

■■ Solubilidad

Las sustancias apolares son insolubles en disolventes polares como el agua, pero se disuelven bien en disolventes apolares como el CCl4.

Las sustancias polares son más solubles en agua.

Una sustancia se disolverá si las fuerzas entre sus moléculas y las del disolvente son más intensas que las fuerzas de sus moléculas entre sí.

Ejercicios

1 Dada la molécula CCI4: a) represéntala mediante la estructura de Lewis, b) ¿por qué la molécula es apolar si los enlaces están polarizados? c) ¿por qué a temperatura ambiente el CCI4 es líquido y el CI4 es sólido?

2 El aceite (sustancia apolar) es insoluble en agua (sustancia polar). Se suele utilizar también el término hidrófobo para una sustancia apolar.

■■ Conductividad eléctrica

Las sustancias que forman cristales moleculares son, en general, buenos aislantes eléctricos.

Las moléculas en sí no poseen carga eléctrica neta y no pueden transportar la energía. Además los electrones que forman los enlaces covalentes tienden a estar localizados (los electrones compartidos en los enlaces covalentes están fuertemente unidos y no pueden desplazarse). No obstante, algunas sustancias moleculares disueltas en agua se ionizan y la disolución se vuelve conductora.

120

El trifluoruro de boro y el amoníaco son compuestos gaseosos en condiciones normales. Explica: a) la forma geométrica de sus moléculas, b) cuál de las dos moléculas es más polar, c) cómo serán los enlaces intermoleculares en cada uno de los compuestos, d) cuál de los dos compuestos tendrá un punto de ebullición más alto.

Datos: Números atómicos: H = 1, B = 5, N = 7, F = 9.

9

Unidad

enlaces presentes en sustancias con interés biológico Los átomos de C, H, O y N, muy abundantes en los seres vivos, tienen de 4 a 6 electrones en la capa de valencia y son elementos pequeños (masas atómicas bajas) capaces de formar fácilmente enlaces covalentes estables. Estos enlaces pueden ser simples, dobles o triples dando lugar a multitud de moléculas orgánicas con diversos grupos funcionales susceptibles de reaccionar con otras moléculas generando nuevas moléculas y estructuras moleculares más complejas.

Por otro lado, muchas de estas moléculas biológicas son monómeros (glucosa, aminoácidos…) que, a su vez, se unen mediante enlaces covalentes formando polímeros (almidón, proteínas...). Todo ello resulta útil para las continuas reacciones del metabolismo de los seres vivos. A continuación, veremos algunas moléculas importantes desde el punto de vista biológico.

9.1. Glúcidos Biomoléculas orgánicas formadas por carbono, hidrógeno y oxígeno. Son compuestos que tienen varios grupos hidroxilo (OH) y un grupo carbonilo, bien aldehído (CHO), o bien cetona (C O). Algunos ejemplos son la ribosa, que forma parte de la estructura del ARN, así como de nucleótidos capaces de transferir energía (como el ATP); la desoxirribosa, que forma parte de la estructura del ADN; la glucosa, utilizada como fuente de energía por todas las células; la fructosa, azúcar presente en las frutas, que tiene el mismo valor energético que la glucosa, etc.

6

CH2OH H

5

H OH

4

OH

3

H

–H2O

1

CH2OH

H 1

H 2

OH

α –D–fructosa

OH

+

H

2

5

HO

H 3

OH

OH

H

β –D–fructosa

El ADN (ácido desoxirribonucleico) es una macromolécula con una estructura de doble hélice enrollada en forma de espiral. Cada cadena de la doble hélice es, a su vez, un polímero constituido por la unión de nucleótidos de desoxirribosa mediante enlaces fosfodiéster.

La estabilización de la doble hélice es posible gracias al establecimiento de enlaces por puentes de hidrógeno entre las bases nitrogenadas.

Extremo 5' O

A

5'CH

2

H

H

6

OH

H

H

OH

O

H

P

O

O

T

5'CH 2

H

H

OH

Enlace – fosfodiéster O

P

CH2OH

O

G

5'CH

Enlace O–glucosídico Sacarosa

2

H

H

H

3'

O

Formación de la molécula de sacarosa por unión mediante un enlace covalente denominado O-glucosídico de una molécula de glucosa y otra de fructosa, azúcar presente en las frutas.

H

H

Extremo 3'

9.2. Lípidos Biomoléculas orgánicas compuestas, básicamente, por carbono, hidrógeno, oxígeno, y a veces también por otros elementos, como fósforo, nitrógeno y azufre. Desempeñan las siguientes funciones biológicas: energética, estructural, protectora, transportadora y reguladora.

O H2N

Las proteínas son las moléculas específicas que marcan la individualidad de cada ser vivo, realizan funciones de vital importancia en él y son también las moléculas mediante las que se expresa la información genética contenida en el ADN.

Puentes de hidrógeno

O

H

9.3. Proteínas (o prótidos) Las proteínas se pueden definir como polímeros formados por la unión mediante enlaces peptídicos de moléculas de baja masa molecular llamadas aminoácidos. Las proteínas son las moléculas orgánicas más abundantes en las células; están formadas básicamente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, además de azufre, en muchas de ellas.

H

H

O

H OH

Puentes de hidrógeno

H

O

Enlace – fosfodiéster O

H

3'

H H OH

H

3'

H

H

CH2OH

4

Estructura del ADN

CH2OH CH2OH

4

CH R1

C

+ OH

H H

N

CH

COOH

R2

H2O

Enlace peptídico.

O H2N

CH

C

N

CH

R1

H

R2

COOH

Enlace peptídico.

121

ífica

cultura cient

nuevos materiales

Materiales inteligentes y aplicaciones Actualmente, el término «inteligente» se ha adoptado como un modo válido de describir una clase de materiales que presentan la capacidad de cambiar sus propiedades físicas (viscosidad, forma, rigidez, color…) en presencia de un estímulo concreto.

Algunas de sus aplicaciones son: •• Existen y se comercializan gafas cuyas monturas están

construidas con una aleación con memoria de forma.

Así, si la montura resulta doblada o deformada se puede recuperar su forma inicial tan solo calentándola.

•• En el campo de la ingeniería sísmica existen aplicacio-

nes para disminuir las vibraciones producidas durante un terremoto y garantizar la seguridad estructural de un edificio.

•• La industria aeronáutica se encuentra desarrollando

alas de rigidez variable que responden a la carga del viento de forma activa para conseguir distintos objetivos como la disminución de cargas de fatiga, optimización aerodinámica, etc.

•• El nitinol (aleación de níquel y titanio) puede emplear-

se para fabricar alambres superelásticos que se pueden tejer en formas cilíndricas para varios usos.

Una de las aplicaciones más habituales son los «stents» vasculares para reforzar los vasos sanguíneos.

Gafa con montura de titanflex (aleación de titanio).

•• Investigadores europeos han desarrollado materiales

innovadores con aplicaciones a la ingeniería de tejidos.

Estos materiales están diseñados para responder a estímulos concretos, como infecciones bacterianas, y pueden tener múltiples aplicaciones médicas.

Microscopía electrónica de barrido de un tejido de algodón recubierto de partículas de ZnO. 122

Stent.

Cuestiones

1

Los ingenieros de materiales estudian las cualidades, características y usos de los materiales, y aplican sus conocimientos para investigar y desarrollar nuevos materiales. Investiga acerca de las competencias y del perfil profesional de un ingeniero de materiales.

2

Busca información sobre los fluidos electrorreológicos y sus aplicaciones.

3

Una de las líneas de investigación más importantes sobre materiales inteligentes se refiere a los «metamateriales». Responde a las siguientes preguntas, investigando en Internet: a) ¿cómo funciona un metamaterial?, b) aplicaciones actuales de los metamateriales.

4

En el año 2000, los químicos Alan Heeger, Hideki Shirakawa y Alan MacDiarmid recibieron el Premio Nobel de Química por el descubrimiento y desarrollo de polímeros sintéticos conductores de la electricidad. Busca información sobre las aplicaciones de este tipo de polímeros sintéticos.

En anayaeducacion.es puedes encontrar un documento sobre otros materiales muy interesantes y con múltiples aplicaciones hoy en día, los semiconductores y los superconductores.

tic

Unidad

geometría molecular

Geometría molecular

Este applet nos ofrece dos opciones de trabajo:

Las propiedades de las sustancias moleculares están determinadas no solo por los átomos que forman sus moléculas, sino también por la forma en que estos átomos se distribuyen en el espacio. Ambos factores hacen que a dicha molécula le corresponda una geometría molecular determinada caracterizada por sus correspondientes parámetros moleculares: longitudes y ángulos de enlace.

A) Modelo

En esta sección vamos a usar un applet que nos permitirá visualizar la molécula tridimensionalmente así como determinar su geometría.

Simulador Geometría Molecular Para localizar este applet en primer lugar tienes que ir a la página web de la Universidad de Colorado: https:// phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/ molecule-shapes_es.html. Es un programa interactivo que está en castellano y nos ofrece múltiples opciones tales como trabajar con moléculas reales predeterminadas o experimentar construyendo nuestros propios modelos moleculares.

4

En este caso podemos incorporar enlaces simples, dobles y triples al átomo central así como añadir pares de electrones no enlazantes o solitarios. Para ello cliqueamos el tipo de unión que queremos añadir y el número de electrones solitarios.

Una vez establecidos el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes podremos visualizar el valor de los diferentes ángulos de enlace. También podremos determinar tanto la geometría molecular como la geometría electrónica de nuestro modelo.

El programa nos permite orientar la molécula y visualizarla de manera tridimensional.

B) Molécula real En este caso podemos trabajar con ejemplos concretos de las diferentes geometrías moleculares (lineal, plana trigonal, tetraédrica, bipirámide trigonal, octaédrica, angular y pirámide trigonal) pero no podemos incorporar enlaces simples, dobles y triples a nuestro átomo central ni añadir pares de electrones no enlazantes o solitarios.

El programa nos permite orientar la molécula en las diferentes direcciones del espacio, visualizar los ángulos de enlace y determinar además su geometría electrónica.

Entre los objetivos a alcanzar mediante el uso de esta herramienta TIC están: a) Reconocer que la geometría molecular se debe a la repulsión entre los grupos de electrones. b) Describir cómo los pares de electrones solitarios afectan los ángulos de enlace en moléculas reales. c) Determinar la geometría molecular y la geometría electrónica de la molécula.

La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula.

Es un determinante de muchas de las propiedades del compuesto.

La geometría electrónica es la forma en la que los electrones se disponen en el espacio, considerando todos los pares de valencia del átomo central. Generalmente coincide con la geometría molecular pero no siempre.

Cuestiones

1 Utilizando el programa interactivo estudiado determina la geometría molecular, ángulos de enlace y geometría electrónica para los siguientes casos: a) molécula con tres enlaces simples, b) molécula con tres enlaces simples y un par de electrones solitarios, c) molécula con dos enlaces simples y un enlace doble, d) molécula con dos enlaces simples, un enlace doble y un par de electrones solitarios, e) molécula con dos enlaces simples, un enlace doble y dos pares de electrones solitarios.

2 Ahora, hazlo de nuevo para las siguientes moléculas: a) H2O, b) NH3, c) BF3, d) XeF4, e) SF6.

123

lución Estrategias de reso

de problemas

Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) 1 Considera los compuestos NH3, CH4 y HF e indica razonadamente: a) Las geometrías de cada una de las moléculas. b) Cuál o cuáles son polares. c) Cuál de los compuestos es más ácido, basándose en criterios de electronegatividad.

Datos: Números atómicos: N (Z = 7), H (Z = 1), C (Z = 6), F (Z = 9).

Planteamiento y resolución a) Para determinar la geometría molecular vamos a utilizar la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV). La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula y es aquella en la que la repulsión electrónica es mínima.

Estas moléculas se pueden representar con las estructuras de Lewis: H — —

H

H

—

H—F

—

H—N—H

—

—

H—N—H

—

NH3: En este caso el átomo central tiene pares de electrones solitarios. En el amoníaco hay cuatro nubes de electrones, una de las cuales es un par solitario.

Presenta una geometría de pirámide trigonal.

CH4: En este caso el átomo central carece de pares de electrones solitarios. Hay cuatro zonas de alta densidad electrónica en torno al átomo central de carbono que se orientan hacia los vértices de un tetraedro.

La molécula presenta una geometría tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5º.

HF: En este caso no hay átomo central.

ANÁLISIS DEL PROBLEMA

En todo tipo de unión covalente, los átomos quedan enlazados mediante pares de electrones comunes.

Las representaciones gráficas que se utilizan en la descripción de las moléculas de los compuestos covalentes se denominan estructuras de Lewis.

Para que una molécula sea polar, es necesario, pero no suficiente, que contenga enlaces covalentes polarizados. Cuando en una molécula polar hay más de un enlace, el momento dipolar molecular es la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace; por ello, es necesario para determinarla, conocer la geometría molecular y los ángulos de enlace.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Para comprobar que el resultado es correcto se puede determinar la geometría de las moléculas utilizando otras teorías, bien a través de la teoría de la hibridación de orbitales atómicos o bien a través de la teoría del enlace de valencia (TEV).

En el desarrollo del problema también se puede comprobar cuál de ellos es más ácido teniendo en cuenta las diferentes teorías relativas al carácter ácido-base de una sustancia dependiendo del caso a analizar: teoría de Brönsted-Lowry y la teoría de Lewis.

Hay que tener en cuenta que la electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo de atraer hacia sí a los pares de electrones que comparte en un enlace covalente. Cuanto más electronegativo sea, con mayor fuerza atraerá dicho par de electrones.

Las electronegatividades se miden de forma comparativa entre los elementos. Se utilizan escalas relativas como la escala de Pauling, que relaciona la electronegatividad con las energías de enlace.

La molécula presenta una geometría lineal. b) NH3: Es una molécula polar, los tres momentos dipolares de enlace N—H son iguales, pero al tener geometría piramidal, no se anulan entre sí (n ! 0 ).

CH4: Es una molécula apolar, los cuatro momentos dipolares de enlace C—H son iguales, pero al tener geometría tetraédrica, se anulan entre sí (n ! 0 ).

HF: Es una molécula polar, existe momento dipolar de enlace H—F. La molécula presenta geometría lineal. c) El ácido fluorhídrico (HF) es el compuesto más ácido, ya que el flúor presenta mayor diferencia de electronegatividad con el hidrógeno que el resto de elementos.

A mayor diferencia de electronegatividad, mayor será la acidez.

124

Y ADEMÁS….

El descubrimiento del metano (CH4) sucedió de forma accidental en 1776 cuando Alessandro Volta descubrió en Angera (Italia) que el aire de los pantanos era inflamable. Esta primera idea de lo que podría ser el metano fue denominada inicialmente «gas de los pantanos» y le llevó a profundizar dicha cuestión con estudios e investigaciones sobre dicho aire inflamable.

Los estudios de Alessandro Volta permitieron descubrir que el metano (CH4) es el resultado de la descomposición de algunas sustancias orgánicas en ausencia de oxígeno.

Unidad

4

Enlaces covalentes polares y geometría molecular 2 a) Ordena, según polaridad creciente, basándote en los valores de las electronegatividades de la tabla adjunta, los siguientes enlaces: H­F, H­O, H­N, H­C, C­O y C­Cl Elemento

F

O

Cl

N

C

S

H

Electronegatividad

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 que la del CCl4? c) Para la molécula de H2O, indica la hibridación que presenta el átomo central y su geometría.

Planteamiento y resolución a) Todos los enlaces son covalentes, al tratarse de la unión entre dos no metales, o entre un no metal e hidrógeno.

Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad más polar será el enlace, ya que el par de electrones compartidos será más atraído por el elemento más electronegativo, aumentando también el porcentaje del carácter iónico del enlace. Por tanto el orden según polaridad creciente será: H—C < C­—Cl< H—­N < C—O < H—O <H—F b) Debido a la mayor diferencia de electronegatividad, es más polar el enlace C—Cl que el enlace C—H. Por otro lado, ambas moléculas presentan geometría tetraédrica según la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) con el carbono en el centro y los átomos de hidrógeno, o de cloro, en los vértices.

Cl

ANÁLISIS DEL PROBLEMA

Para establecer la polaridad de una molécula: 1) Se obtienen las estructuras óptimas de Lewis y se aplica el método TRPECV. 2) Se identifican los enlaces polarizados.

3) Se suman vectorialmente los momentos dipolares de todos los enlaces individuales, dando lugar al momento dipolar molecular.

La electronegatividad está directamente relacionada con el potencial de ionización y la afinidad electrónica. En la tabla periódica, aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo período; y de abajo hacia arriba dentro de un mismo grupo. Así, el elemento más electronegativo en esta tabla es el flúor (4,0) y el menos electronegativo es el H (2,1).

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Para determinar el orden de polaridad, se ha tenido en cuenta la diferencia de electronegatividades entre los átomos que forman el enlace.

La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de un elemento de atraer a los electrones compartidos con otro átomo cuando está combinado químicamente con él.

En los enlaces del problema, el menos electronegativo adquirirá cierta carga positiva δ+ y el más electronegativo desplazará el par electrónico hacia él, adquiriendo cierta carga negativa δ– , originándose un dipolo eléctrico.

— —

C— — Cl Cl Cl

n =0

H —

Y ADEMÁS….

—

C— — H H H

n =0

Esta simetría tetraédrica provoca que el vector momento dipolar resultante sea nulo (n = 0 ), tratándose, en consecuencia, de dos moléculas apolares. b) El oxígeno tiene seis electrones de valencia y presenta dos enlaces, por lo que tiene dos electrones enlazantes, uno en cada enlace simple, y un par de electrones libres.

El oxígeno presenta una hibridación con cuatro orbitales sp3, dos de ellos forman enlaces simples con el orbital 1s del hidrógeno, y en los otros dos tiene pares de electrones libres, por lo que su geometría es angular.

El tetracloruro de carbono (CCl4) se usó en el pasado en la producción de líquido refrigerante y propulsor de aerosoles, como desengrasante, como plaguicida, como agente limpiador y en extintores. Debido a sus efectos perjudiciales, estos usos están prohibidos y actualmente se usa solamente en ciertas aplicaciones industriales: a) Disolvente en la extracción de aceites, grasas y ceras. b) En la industria química de pinturas y artes gráficas. c) En la industria del caucho y el cuero. d) En la industria farmacéutica (antihelmíntico, desengrasante capilar).

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material leccionar el rtfolio.

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prendido

oa trabaja con l Enlace iónico

1 Dadas las energías reticulares de las siguientes sustancias, U ( kJ · mol–1): NaF = −914, NaCl = −770, NaBr = −728. Razona cómo varían: a) sus puntos de fusión, b) su dureza, c) su solubilidad en agua.

2 En estado sólido los compuestos KF y CaO presentan el mismo tipo de estructura cristalina y distancias interiónicas similares. Sin embargo, los valores de las energías de red son ∆Hred (CaO) = −3461 kJ · mol–1, ∆Hred (KF) = –826 kJ · mol–1. Indica de manera razonada, el factor o factores que justifican la diferencia existente entre los dos valores de la energía de red.

3 Supongamos que los sólidos cristalinos NaF, KF y LiF cristalizan en el mismo tipo de red: a) escribe el ciclo de Born-Haber para el NaF, b) razona cómo varía la energía reticular de las sales mencionadas, c) razona cómo varían sus temperaturas de fusión.

4 a) Escribe los procesos a los que corresponden los siguientes datos: potencial de ionización de potasio = 100 kcal · mol–1, entalpía de formación del cloruro de potasio = −101,5 kcal · mol–1, energía de sublimación del potasio = 21,5 kcal · mol–1, energía de disociación del cloro = 57 kcal · mol–1, energía de red del cloruro de potasio = −168 kcal · mol–1. b) A partir de ellos, determina el valor de la afinidad electrónica del cloro, escribiendo para ello el correspondiente ciclo de Born-Haber.

5

Grupo nominal. Las energías de red del LiF y del KF son −1 046 kJ · mol–1 y −826 kJ · mol–1, respectivamente.

Justifica la diferencia entre estos valores si ambos compuestos presentan el mismo tipo de estructura cristalina.

Indica, de forma razonada, el componente que presentará el valor más elevado del punto de fusión normal.

Geometría molecular. Polaridad 6 Considera las moléculas CS2, CH3Cl, H2Se y NCl3 , y responde razonadamente a las siguientes cuestiones: a) representa la estructura de Lewis de cada una de estas moléculas, b) predice su geometría molecular, c) explica, en cada caso, si la molécula tiene o no momento dipolar. Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6, N = 7, S = 16, Cl = 17, Se = 34.

7 Considerando las moléculas H2CO (metanal) y Br2O (óxido de dibromo): a) representa su estructura de Lewis, b) justifica su geometría molecular, c) razona si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar. Datos: Números atómicos: C = 6, O = 8, H = 1 y Br = 35.

126

8 Justifica la geometría de las siguientes moléculas covalentes a partir del modelo de repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV): a) BeF2 , b) BCl3 , c) CCl4.

Datos: Números atómicos: Be = 4, F = 9, B = 5, Cl = 17 y C = 6.

9 Dadas las siguientes parejas de sustancias químicas: CCl4 y CHCl3 , BCl3 y NCl3 , a) explica razonadamente la geometría de estas moléculas de acuerdo con la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia, b) estudia la polaridad de las moléculas en cada pareja.

10 a) Escribe las estructuras de Lewis para el BF3, NF3 y F2CO , b) ¿cuál será la geometría de estas moléculas?, c) ¿qué enlace de los que forman el flúor en las moléculas anteriores es más polar?, d) ¿cuál o cuáles de estas moléculas son polares?

Datos: Números atómicos: C = 6, N = 7, O = 8, F = 9.

11 a) Escribe las estructuras de Lewis de las siguientes especies químicas y predice su geometría molecular: AlCl3 , PCl3 y SnCl2 , b) indica, razonando la respuesta, si alguna de las moléculas anteriores es polar.

Datos: Números atómicos: H = 1, Al = 13 , P = 15, Cl = 17, Sn = 50

12 Considera las moléculas OF2, BI3 , CCl4, C2H2, a) escribe las representaciones de Lewis, b) indica sus geometrías moleculares utilizando la teoría RPECV, c) justifica cuáles son moléculas polares, d) ¿qué moléculas presentan enlaces múltiples?

Fuerzas intermoleculares 13 a) ¿En cuáles de las siguientes sustancias existirán puentes de hidrógeno: NH3, CH4, CCl4?, b) ¿por qué los metales alcalinos son incapaces de formar enlaces covalentes?, c) ¿por qué las sustancias moleculares no conducen la corriente eléctrica?

14 Indica, razonadamente, cuál o cuáles de las siguientes especies químicas pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua: a) cloruro de sodio, b) fluoruro de hidrógeno, c) metano.

15 a) Razona claramente cuál de las siguientes sustancias presenta fuerzas intermoleculares mayores: NH3, PH3, AsH3, H2O, H2 ; b) explica cuáles son las consecuencias de ello, c) ¿se pueden licuar y solidificar todas las especies citadas anteriormente? Razona por qué.

Datos: Números atómicos: H = 1, O = 8, N = 7, P = 15, As = 33.

En anayaeducacion.es puedes encontrar las soluciones de las actividades numéricas propuestas en la unidad.

Unidad

16 a) Deduce si la molécula de amoníaco presenta momento dipolar, b) ordena las sustancias NH3, CH4 y H2O según su temperatura de ebullición basándote en el tipo e intensidad de sus fuerzas intermoleculares.

Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6, N = 7, O = 8.

17 a) Justifica la geometría de las moléculas de CS2 y H2S mediante el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, b) ¿cuál de las dos moléculas anteriores es soluble en agua? (razona la respuesta), c) ¿qué fuerzas de atracción hay que romper para evaporar el H2S (l)?

18 Se sabe que los puntos de ebullición normales de HF y HBr son, respectivamente, 19,5 ºC y –67 ºC. Explica por qué siendo la masa molecular de HBr mayor que la del HF, su temperatura de ebullición normal es menor.

19 Dadas las siguientes sustancias: CO2, CF4, H2CO y HF, a) escribe las estructuras de Lewis de sus moléculas, b) explica sus geometrías por la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia o por la teoría de hibridación, c) justifica cuáles de ellas tienen momento dipolar distinto de cero, d) justifica cuáles de estas sustancias presentan enlace de hidrógeno.

Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6, O = 8, F = 9, S = 16 y Cl = 17.

Tipos de enlaces 20 Explica qué tipo de enlace químico debe romperse o qué fuerza de atracción debe vencerse para: a) fundir NaCl, b) hervir agua, c) fundir hierro, d) evaporar nitrógeno líquido.

21 Contesta, razonando la respuesta, a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué tipo de enlace cabe esperar en cada una de las siguientes sustancias químicas: NaCl, Cl2, CH4 y Fe?, b) ¿cuál será el estado de agregación de cada una de las especies anteriores?, c) ¿cuáles se disolverán en agua?

22

Explica qué tipo de fuerzas de atracción deben vencerse para llevar a cabo los siguientes procesos: a) fundir bromuro de calcio, CaBr2 (s); b) hervir agua, H2O (l); c) evaporar oxígeno, O2 (l); d) fundir cesio, Cs (s).

23 Contesta, razonadamente, a las siguientes cuestiones: a) ¿por qué a 25 ºC y 1 atm el agua es líquida y el sulfuro de hidrógeno no?, b) ¿cuál de los compuestos siguientes será más soluble en agua: el óxido de calcio o el cloruro de cesio?, c) ¿qué metal tiene mayor punto de fusión, el sodio o el cobre?, anayaeducacion.es Consulta el apartado «Para estudiar» en el banco de recursos.

4

d) ¿qué conduce mejor la corriente eléctrica, un cristal de nitrato de aluminio o una disolución de este?

24 Explica razonadamente los siguientes hechos: a) el cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 801 ºC, mientras que el cloro es un gas a temperatura ambiente, b) el cobre y el yodo son sólidos a temperatura ambiente pero el cobre conduce la corriente eléctrica, mientras que el yodo no, c) el etano tiene un punto de ebullición más alto que el metano.

25 Indica el tipo de enlace o fuerza intermolecular que es necesario vencer para fundir los siguientes compuestos: a) cloruro de sodio, b) dióxido de nitrógeno, c) hierro.

26

El grafeno es un material constituido por átomos de carbono que, desde su descubrimiento en 2004 por A. Geim y K. Novoselov, ha ido aumentando sus campos de aplicación gracias a sus excelentes propiedades. Elabora un trabajo usando alguna herramienta TIC en el que se relacionen dichas propiedades con las metas 7.2 y 7.3 de los ODS.

Hibridación 27 Indica, razonadamente, cuántos enlaces r y cuántos σ tienen las siguientes moléculas: a) hidrógeno, b) nitrógeno, c) oxígeno.

28 El PCl3 es una molécula polar, mientras que el BCl3 tiene un momento dipolar nulo: a) escribe las estructuras de Lewis para ambas moléculas, b) justifica la distinta polaridad que poseen, c) indica la hibridación del átomo central.

29 Indica, razonadamente, cuál es la hibridación que presenta el átomo de carbono en las moléculas H2C O y CCl4.

30 a) Deduce la geometría de las moléculas BCl3 y H2S aplicando la teoría RPECV, b) explica si las moléculas anteriores son polares, c) indica la hibridación que presenta el átomo central.

31 Responde a las siguientes cuestiones: a) para la molécula de NF3, indica la hibridación del átomo central, número de orbitales híbridos y número de electrones en cada orbital híbrido, b) justifica si la molécula NF3 es polar o apolar.

32 Considera las moléculas CH4, BF3 y NH3: a) describe para cada molécula la hibridación del átomo central, b) indica las fuerzas intermoleculares presentes en cada una de ellas.

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