Guia d'Estudi de Química per a Batxillerat i la PAU

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Posorio @QuimicaPau 4 Índice TEMA 1. FORMULACIÓN INORGÁNICA……………..…………............………................... 5 TEMA 2. FORMULACIÓN ORGÁNICA………................………..................................... 14 TEMA 3. EL ÁTOMO……….......................………..........................………..................... 29 TEMA 4. EL ENLACE QUÍMICO…….......................…….............................................. 38 TEMA 5. ASPECTOS CUANTITATIVOS. DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA............ 60 TEMA 6. TERMOQUÍMICA…………………………………………………………………………………. 80 TEMA 7. CINÉTICA QUÍMICA………..........................…………………............................ 93 TEMA 8. EQUILIBRIO QUÍMICO. SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN…………………..……

101 TEMA 9. REACCIONES ÁCIDO-BASE………………………………………………………….……….. 121 TEMA 10. REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN………………………….……………… 139 TEMA 11. QUÍMICA DEL CARBONO. ISOMERÍA Y REACCIONES ORGÁNICAS……….. 154 BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………………………………………............. 163 Posorio @QuimicaPau 5 TEMA 1. FORMULACIÓN INORGÁNICA ¿Qué es importante en Selectividad?

Vamos a repasar: Hidruros Volátiles Haluros de Hidrógeno Óxidos Hidróxidos Hidruros Metálicos Otras Combinaciones Binarias Peróxidos Ácidos Oxoácidos Oxisales Sales Ácidas Nomenclaturas Posorio @QuimicaPau 6 Nomenclaturas Vamos a ir analizando grupo por grupo como se nombran y formulan los compuestos más frecuentes en selectividad, así como las nomenclaturas que debes usar. Te aconsejo que si sabes cómo formularlos y nombrarlos te saltes la explicación y ¡practiques con los ejemplos! Combinaciones Binarias del Hidrógeno Hidruros metálicos Combinación de un metal + hidrógeno que responde a la fórmula: donde X es el metal y los subíndices las respectivas valencias.

La del Hidrógeno es siempre 1. El elemento más metálico se coloca a la izquierda en la fórmula y actúa con valencia positiva mientras que el elemento menos metálico se coloca a la derecha y actúa con la negativa. Se nombra: "hidruro de + metal" (con los características de cada nomenclatura).

Fórmula Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática NaH Hidruro de sodio* (Mono) hidruro de sodio** KH Hidruro de potasio (Mono) hidruro de potasio AlH3 Hidruro de aluminio Trihidruro de aluminio BeH2 Hidruro de berilio Dihidruro de berilio BaH2 Hidruro de bario Dihidruro de bario CuH Hidruro de cobre (I) (Mono) hidruro de cobre *Recuerda que en la nomenclatura de Stock no reflejamos la valencia si solo tiene una. **El prefijo mono- del primer compuesto que se nombra no es obligatorio en sistemática. Sistemática: Uso de prefijos para nombrar el compuesto (di, tri, tetra…).

Ejemplo: CCl4: Tetracloruro de carbono Stock: Uso de números romanos entre paréntesis para indicar la valencia (PERO SÓLO SI TIENE MÁS DE UNA) Ejemplo: CCl4: Cloruro de carbono (IV) Tradicional: Prefijos y sufijos Valencia Valencia Menor mayor HClO: Ácido hipocloroso (porque utiliza su valencia más pequeña) Común: Compuestos con nombre propio (NH3 – amoníaco). -ico -oso -ico Hipo-oso -oso -ico Hipo-oso -oso -ico Per-ico XHHX Posorio @QuimicaPau 7 Hidruros volátiles Combinación de un semi-metal + hidrógeno que responde a la fórmula: donde X es el semi-metal y los subíndices las respectivas valencias.

Se nombra: "hidruro de + semi-metal" (con los características de cada nomenclatura) o mediante la nomenclatura común (aunque algunos compuestos están en desuso) Fórmula Nomenclatura Sistemática Nomenclatura Común NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoniaco N2H4 Tetrahidruro de dinitrógeno Hidrazina PH3 Trihidruro de fósforo Fosfano* AsH3 Trihidruro de Arsénico Arsano* SbH3 Trihidruro de antimonio Estibano* CH4 Tetrahidruro de carbono Metano SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano Si2H6 Hexahidruro de disilicio Disilano BH3 Trihidruro de boro Borano B2H6 Hexahidruro de diboro Diborano * Se abandona el uso de fosfina, arsina y estibina por el nombre del hidruro progenitor.

Haluros de Hidrógeno Combinación de Hidrógeno + un no metal (grupo 16 y 17) que responde a la fórmula: donde X es el no metal y los subíndices las respectivas valencias. Ahora el H es más metálico (menos electronegativo) e irá a la izquierda en la fórmula.

Se nombra: "no metal+ uro de Hidrógeno" En disolución acuosa se nombra: "ácido…………-Hídrico" Fórmula Nomenclatura Sistemática En disolución acuosa (ac) H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico H2Se Seleniuro de hidrógeno Ácido selenhídrico H2Te Telururo de hidrógeno Ácido telurhídrico HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico HI Yoduro de Hidrógeno Ácido yodhídrico XHHX HxXH Posorio @QuimicaPau 8 Combinaciones Binarias del oxígeno Óxidos Combinación del oxígeno con otro elemento que responde a la fórmula: donde X es cualquier elemento y los subíndices, las valencias. La del Oxígeno es siempre 2.

Se nombra: "Óxido de + elemento" (con los características de cada nomenclatura).

Fórmula Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática Na2O Óxido de sodio Monóxido de disodio Al2O3 Óxido de aluminio Trióxido de dialuminio CuO* Óxido de cobre (II) Monóxido de Cobre Cu2O Óxido de cobre (I) Monóxido de dicobre FeO Óxido de hierro (II) Monóxido de Hierro Fe2O3 Óxido de hierro (III) Trióxido de dihierro SO Óxido de azufre (II) Monóxido de de azufre SO2 Óxido de azufre (IV) Dióxido de azufre SO3 Óxido de azufre (VI) Trióxido de azufre CO2 Óxido de carbono (IV) Dióxido de carbono CO Óxido de carbono (II) Monóxido de carbono *Date cuenta que siempre es necesario dejar las fórmulas simplificadas y a la hora de nombrarlo en sistemática se hace ya simplificado pero en stock lo que se refleja es la valencia entre paréntesis, por lo que debes pararte a pensar con la que está actuando!

Peróxidos Responden a la fórmula donde el 2 es irreducible. Por ejemplo: El peróxido de cobre (II) sería Cu2(O2)2 = CuO2 (Cuidado con los paréntesis innecesarios). Fórmula Nomenclatura de Stock Nomenclatura sistemática Li2O2 Peróxido de litio Dióxido de dilitio BaO2 Peróxido de Bario Dióxido de bario NiO2 Peróxido níquel (II) Dióxido de níquel CaO2 Peróxido de calcio Dióxido de Calcio Cu2O2 Peróxido de cobre (I) Dióxido de dicobre H2O2 Peróxido de Hidrógeno (agua oxigenada) XoOx Xo(O2)x Posorio @QuimicaPau 9 Otras combinaciones binarias Combinación de dos elementos que no son ni Oxígeno ni Hidrógeno.

Responden a la fórmula: Donde A es siempre un no metal y X puede ser un metal (sal binaria) o un no metal Recordad que el elemento de la izquierda (el más metálico) actúa con la valencia positiva y el de la derecha (menos metálico) con la valencia negativa. Se nombra con el sufijo "–uro de–" (con los características de cada nomenclatura).

Fórmula Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática LiF Fluoruro de litio Fluoruro de litio CaF2 Fluoruro de calcio Difluoruro de calcio AlCl3 Cloruro de aluminio Tricloruro de aluminio CuBr2 Bromuro de cobre (II) Dibromuro de cobre CuBr Bromuro de cobre (I) Bromuro de cobre CaTe Telururo de calcio Telururo de calcio KI Yoduro de potasio Yoduro de potasio FeCl2 Cloruro de hierro (II) Dicloruro de hierro NiS Sulfuro de níquel (II) Sulfuro de níquel K2S Sulfuro de potasio Sulfuro de dipotasio PtF2 Fluoruro de platino (II) Difluoruro de platino BrF3 Fluoruro de bromo (III) Trifluoruro de bromo BrCl Cloruro de bromo (I) Cloruro de bromo SeI2 Yoduro de selenio (II) Diyoduro de selenio CCl4 Cloruro de carbono (IV) Tetracloruro de carbono CS2 Sulfuro de carbono (IV) Disulfuro de carbono BrF5 Fluoruro de bromo (V) Pentafluoruro de bromo OCl2* Dicloruro de oxígeno *Según la Nomenclatura de la IUPAC 2005, los halógenos se consideran más electronegativos que el O así que se escribirán a la derecha en la fórmula.

XAAX Posorio @QuimicaPau 10 HXO Compuestos ternarios Ácidos oxoácidos Compuestos formados por Hidrógeno, un no metal y Oxígeno que responde a la fórmula Aquí es donde vamos a utilizar la nomenclatura tradicional (ver en primera página) ¿Cómo se formula? Un oxácido se forma al sumar agua al óxido correspondiente. Por lo tanto si queremos formular, por ejemplo, el ácido perbrómico debemos saber que está usando la mayor valencia del Br (1, 3, 5, 7) por tanto, formulamos el óxido correspondiente y le sumamos agua: Br2O7 + H2O H2Br2O8 HBrO4 (simplificado) ¿Y el proceso inverso? ¿Cómo se nombra?

Si nos hubieran dado HBrO4 para nombrarlo podemos multiplicar por 2 el subíndice del Oxígeno y restarle el subíndice del Hidrógeno. (2X4)-1= 7 que es precisamente la valencia con la que está actuando el Bromo. Así ya podemos saber que se trata del ácido perbrómico. Fórmula Nomenclatura tradicional HBrO Ácido hipobromoso HIO3 Ácido yódico HClO2 Ácido cloroso HNO2 Ácido nitroso H2SO3 Ácido sulfuroso H2CrO4 Ácido crómico HClO3 Ácido clórico H2SO4 Ácido sulfúrico H2CO3 Ácido carbónico HNO3 Ácido nítrico H2SO2 Ácido hiposulfuroso - A la hora de nombrar un oxoácido con nomenclatura tradicional sólo tenemos en cuenta las valencias no metálicas del elemento.

Por ejemplo el Cromo solo tiene una valencia 6 no metálica, el Nitrógeno tiene las valencias 1,3 y 5 no metálicas y el Manganeso la 4, 6, 7. Además el manganeso es una excepción, ya que usa para la valencia 4 la partícula –oso, para la valencia 6 la partícula –ico y para la valencia 7 la partícula per- ico. Tenlo en cuenta! Posorio @QuimicaPau 11 Hidróxidos Compuestos formados por Oxígeno, Hidrógeno y un metal que responde a la fórmula: Así que si queremos formular, por ejemplo, el hidróxido de berilio lo haremos así Be(OH)2 ¿Fácil no? Practica un poco con estos ejemplos!

Fórmula Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) Dihidróxido de hierro Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III) Trihidróxido de hierro Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Trihidróxido de aluminio KOH Hidróxido de potasio Hidróxido de potasio Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio Dihidróxido de magnesio Cr(OH)3 Hidróxido de cromo (III) Trihidróxido de cromo Los prefijos meta- y orto- hacen referencia a las moléculas de agua que se suman. Meta- indica que se le suma 1 molécula de agua y orto- que se le suman 3.

"Lo normal" para los ejemplos ya vistos es que se les sume una sola molécula de agua (omitimos el prefijo meta-) a menos que nos digan específicamente orto- (les sumaremos 3 moléculas de agua). Pero hay un grupo de elementos (B, P, As, Sb,) que su "normalidad" es que se le sumen 3 moléculas de agua directamente y (omitimos el prefijo orto-) a menos que nos digan específicamente META (entonces les sumaremos sólo 1 molécula de agua). Por ejemplo: Ácido fosfórico: P2O5 + 3(H2O) = H6P2O8 = H3PO4 Ácido metafosfórico: P2O5 + H2O = H2P2O6 = HPO3 Los prefijos di, tri…hacen referencia al grado de polimerización de los ácidos respectivos.

Cuando el prefijo es di-, el ácido se forma quitando una molécula de agua a dos moléculas de ácido. Vamos a ver el ejemplo de cómo se formula el ácido Disulfúrico: 2H2SO4 – H2O = H2S2O7 El prefijo tri- se forma quitando 2 moléculas de agua a 3 de ácido. Y así sucesivamente. ¿Y el proceso inverso? ¿Cómo se nombra?

Si nos piden que nombremos el H2S2O7 sabemos que es un dímero por el subíndice 2 del azufre, así que si multiplicamos por 2 el subíndice del O, le restamos el del H y lo dividimos entre el del S, nos dará de resultado 6, que es la valencia del Azufre, con lo que ya sabemos que se trata del ácido Disulfúrico X(OH)x Posorio @QuimicaPau 12 Oxisales Son compuestos formados estructuralmente por un catión y un anión que proviene de un ácido. En la nomenclatura tradicional, el anión que proviene del ácido se nombra cambiando las terminaciones –oso e –ico por –ito y –ato respectivamente.

Regla nemotécnica: osito y atico Vamos a ver como se forma el anión a partir del ácido: Ahora que sabemos formar un anión vamos a juntarlo con el catión para formar una oxisal: Por ejemplo, para formar el sulfato de Hierro (III) debemos plantearlos de la siguiente manera: Fe3+ y SO4 2- Fe2(SO4)3 (El metal se coloca primero en la fórmula) ¿Y el proceso inverso? ¿Para nombrarlo? Si nos hubieran dado el compuesto Fe2(SO4)3 lo único que necesitamos saber para formularlo es la valencia que emplea el Hierro, que la vemos reflejada al final de la fórmula (III) y la valencia del Azufre que la obtenemos de multiplicar por 2 el subíndice del Oxígeno y restar el del metal. (2x4)-2 = 6.

Por lo tanto Ácido Sulfúrico Sulfato. Así lo nombramos Sulfato de Hierro (III) Fórmula Nomenclatura tradicional K2CO3 Carbonato de potasio NaNO2 Nitrito de sodio Ca(NO3)2 Nitrato de calcio Na2SO3 Sulfito de sodio Fe2(SO4)3 Sulfato de hierro (III) NaClO Hipoclorito de sodio Ca(ClO2)2 Clorito de calcio Ba(IO3)2 Yodato de bario KIO4 Peryodato de potasio CuCrO4 Cromato de cobre (II) K2Cr2O7 Dicromato de potasio Ca(MnO4)2 Permanganato de calcio AlPO4 Fosfato de aluminio H2SO4 SO4 2- HNO2 NO2 - H2CO3 CO3 2- Ácido sulfúrico Ion Sulfato Ácido nitroso Ion nitrito Ácido carbónico Ion carbonato ¿Qué pasa en este ejemplo?

Porque si aplicamos la norma anterior para averiguar la valencia del Cromo vemos que sale 7 (valencia que no tiene el Cromo) entonces debemos pensar que la fórmula ha sido simplificada, es decir provenía del Cu2(CrO4)2 y ahora sí podemos ver la valencia del Cobre (II) y del Cromo (VI). Cromato de cromo (II) Posorio @QuimicaPau 13 Compuestos cuaternarios Sales ácidas Se obtienen de la sustitución parcial de los Hidrógenos de un oxoácido. Son similares a los anteriores con la diferencia de que hay Hidrógenos en la fórmula. Se nombran como los anteriores añadiendo el prefijo hidro- dihidro-… según el número de átomos de hidrógeno.

Si nos presentan el compuesto NaHSO4 para nombrar, podemos averiguar la valencia del Azufre multiplicando por 2 el subíndice del Oxígeno y restándole el del Hidrógeno y el del metal. De esta manera (2x4)-1-1= 6. Ácido sulfúrico Sulfato. Así que es el Hidrogenosulfato de sodio ¿Y el proceso inverso? ¿ Cómo se formula? Si nos preguntan por el Hidrogenosulfato de sodio debemos plantearlo como: Na+ y SO4 2- NaHSO4 Como puedes ver el 2 del anión no pasa a ser el subíndice del Na porque debemos dejar un Hidrógeno en la fórmula, por lo que se le pone 1 de subíndice y se deja un Hidrógeno.

Ahora puedes practicar un poco con ejemplos de selectividad que os dejo Fórmula Nomenclatura tradicional KHCO3 Hidrogenocarbonato de potasio Ba(H2PO4)2 Dihidrogenofosfato de bario Na2HPO4 Hidrogenofosfato de sodio Fe(HSO3)3 Hidrogenosulfito de hierro (III) CsHSO4 Hidrogenosulfato de cesio Ca(HSeO3)2 Hidrogenoselenito de calcio Fe(HSeO4)2 Hidrogenoseleniato de hierro (II) Cr(HSO3)3 Hidrogenosulfito de cromo (III) KH2PO4 Dihidrogenofosfato de potasio Posorio @QuimicaPau 14 TEMA 2. FORMULACIÓN ORGÁNICA ¿Qué es importante en Selectividad?

Vamos a repasar: Alcanos Derivados Halogenados Compuestos nitrogenados Hidrocarburos Ácidos carboxílicos Compuestos Oxigenados Ésteres Compuestos con más de una función Alquenos Alquinos Alicíclicos Aromáticos Cetonas Éteres Aldehídos Alcoholes Aminas Amidas Nitroderivados Posorio @QuimicaPau 15 HIDROCARBUROS Alcanos Compuestos formados por Carbono e Hidrógeno unidos por enlaces simples. Se nombran con la terminación –ano. ¿Eres capaz de nombrarlo? Si es que sí, sáltate la explicación. Si es que no, sigue leyendo CH3 CH3-CH2-CH2-CH-CH-CH-CH3 CH2 CH3 CH3 1.

Seleccionamos la cadena principal que será la que mayor número de átomos de carbono tenga (la cadena principal es la subrayada y a las otras se les llama sustituyentes). 2. Numeramos la cadena principal de un extremo a otro, de tal forma que se asignen los números localizadores más bajos a los sustituyentes. Es decir de izquierda a derecha daríamos a los sustituyentes los localizadores 4,5,6 mientras que de derecha a izquierda sería 2,3,4, por lo que numeraremos la cadena principal en este último sentido. 3. Los sustituyentes se nombran con la terminación –il cuando está unido a la cadena.

De esta manera tenemos un metil en el carbono 2 y otro en el 3 (que podemos agruparlos al nombrarlos usando el prefijo di- sin olvidar que debemos usar tantos localizadores como sustituyentes tengamos), además de un etil en el carbono 4. Nombraremos los sustituyentes por orden alfabético (sin tener en cuenta los prefijos di, tri…). 4. Por último, para nombrar el compuesto, siempre citaremos primero los sustituyentes y a continuación la cadena principal. Al escribir el nombre, se colocará un guión entre número y letra. Además entre número y número colocaremos una coma separadora. 5.

Si un localizador es innecesario porque no exista otra posibilidad, no es necesario ponerlo e incluso pudiera llegar a ser penalizado. Así que ¡¡cuidado!!! (Mira el ejemplo del Metilbutano de la página siguiente). De esta manera ya podemos formular el compuesto de arriba 4-etil-2,3-dimetilheptano Posorio @QuimicaPau 16 Veamos algunos ejemplos sacados de selectividad. (Nota: Los sustituyentes suelen aparecer entre paréntesis) Propano 2,3-Dimetilpentano 2-Metilpentano Metilpropano CH3 CH3 CH3-C-CH2-CH-CH3 CH3 CH3 CH3-CH-CH2-CH3 El sustituyente no necesita localizador porque es la única posibilidad. No existe un metilbutano que no sea 2-metilbutano así que no se pone el 2.

CH3 CH3-CH2-CH-CH2-CH2-CH3 CH3 CH3-C-CH2-CH3 CH3 CH3 CH3-CH2-C-CH2-CH3 CH2-CH3 Posorio @QuimicaPau 17 CH3 CH3 Alquenos Compuestos formados por Carbono e Hidrógeno unidos por al menos un enlace doble. Se nombran con la terminación –eno. Alquinos Compuestos formados por Carbono e Hidrógeno unidos por al menos un enlace triple. Se nombran con la terminación –ino. ¿Eres capaz de nombrar el siguiente alqueno? Si es que sí, sáltate la explicación.

Si es que no, sigue leyendo CH3 – CH = CH – CH – CH - C- CH3 CH2 CH3 CH3 Las normas de los alquenos son las mismas para los alquinos (salvo con la terminación –ino) y parecidas a las de los alcanos pero teniendo en cuenta que: - La cadena principal es la más larga que incluya el enlace doble (subrayada azul) - Aquí la prioridad la tienen los enlaces dobles así que numeramos la cadena a partir del extremo más cercano al enlace doble (de izquierda a derecha en este caso). Si hubiera varios enlaces dobles, la numeraríamos en el sentido de los localizadores más bajos. El localizador siempre corresponde al menor de los dos números asignados a los átomos de carbono unidos por el enlace doble (C2).

- El localizador del doble enlace se coloca antes de la terminación –eno. - Como siempre si un localizador es innecesario por no existir otra posibilidad, no se pone.

De esta manera ya podemos formular el compuesto de arriba 4-etil-5,6,6-trimetilhept-2-eno Posorio @QuimicaPau 18 Veamos algunos ejemplos sacados de selectividad tanto de alquenos como de alquinos: Pent-1-eno Propeno But-2-eno 3-metilbut-1-eno Pent-2-eno Penta-1,3-dieno Buta-1,3-dieno Hexa-1,4-dieno Penta-1,4-dieno 2-Metilpent-1-eno CH3-CH=CH-CH=CH-CH2- CH3 CH2=CH-CH2-CH3 Propino But-2-ino Etino CH C-CH2-CH3 CH C-CH2-CH2-CH3 CH3 CH3-C=CH-CH3 CH2=C-CH2-CH2-CH3 CH3 Posorio @QuimicaPau 19 Hidrocarburos Alicíclicos Hidrocarburos de cadena cerrada.

Se utiliza el prefijo ciclo- Veamos algunos ejemplos sacados de selectividad: Ciclopropano Ciclobutano Ciclohexano CH2 H2C CH2 CH2 H2C CH2 H2C CH2 H2C CH2 H2C CH2 CH2 Metilciclohexano 1,2,4-trimetilciclohexano ciclohexa-1,3,5-trieno CH3 CH3 CH3 BENCENO Hidrocarburos Aromáticos Compuestos cíclicos derivados del benceno. Se suelen utilizar prefijos para indicar la separación entre dos sustituyentes. El prefijo orto- (o), meta- (m) y para- (p) para la separación 1,2; 1,3 y 1,4 respectivamente.

o-dimetilbenceno m-dietilbenceno p-etilmetilbenceno CH3 CH3 CH3 CH2- CH3 CH2- CH3 CH3 CH2- CH3 Posorio @QuimicaPau 20 Derivados halogenados de los hidrocarburos Hidrocarburos que contienen algún halógeno (F, Cl, Br, I) los cuales tienen la prioridad de sustituyentes y por tanto se nombrarán en primer lugar anteponiendo el nombre del halógeno ( fluoro-, cloro-, bromo-, yodo-) y con su correspondiente localizador siempre que sea necesario para distinguirlo.

Veamos ejemplos que han caído en selectividad: Diclorometano Cloroetano Tetracloruro de carbono Triclorometano 2-Yodobutano 3-Cloropentano 2-Fluoropropano 1,1-Dibromoetano 1,2-Dibromobutano 1,1-Dicloropropano 1-Cloropropano Bromoetano 5-Cloropent-2-ino CH3-CHCl2 CH3Cl CH2Cl-CH2Cl CHBr3 CHBr=CHBr Clorometano Posorio @QuimicaPau 21 COMPUESTOS OXIGENADOS Alcoholes: El grupo funcional es el grupo Hidroxilo (-OH) y es este grupo el que impone la prioridad a la hora de numerar la cadena. Se nombran añadiendo al hidrocarburo correspondiente la terminación –ol. Justo antes de dicha terminación añadimos el localizador siempre que sea necesario.

Ejemplos de selectividad: Etanol Propan-1-ol Propan-2-ol CH3CH2CH2CH2OH Butan-1-ol Etano-1,2-diol Propano-1,2,3-triol Propano-1,3-diol But-3-in-1-ol CH3OH CH3-CH2-CH2-CHOH-CH3 CH3-CH2-CHOH-CH3 CH2=CH-CH2-CH2OH Butano-1,4-diol CH3-CHOH-CH2OH CH2OH-CH2-CH2-CH2OH CH2=CH-CH2-CHOH- CH3 2-Metilhexan-3-ol CH3-CH=CH-CH2-CHOH-CH3 CH3-CH2-CH2-CHOH-CH-CH3 CH3 OH Posorio @QuimicaPau 22 Éteres: El grupo funcional es el grupo éter (-O-). Se nombran los radicales unidos al oxígeno en orden alfabético añadiendo la terminación éter (la forma más habitual). Otra forma es nombrando el radical más sencillo, con la terminación –oxi, seguido del hidrocarburo correspondiente al radical más complejo.

Ejemplos Selectividad: Metilpropil éter Etilmetil éter (metoxipropano) (metoxietano) Etilfenil éter (Etoxibenceno) Dimetil éter Dietil éter Metoxietano CH3-O-CH3 CH3-CH2-O-CH2-CH3 CH3-O-CH2-CH3 Aldehídos: El grupo funcional es el grupo carbonilo: -CHO Ahora es este grupo el que impone la prioridad a la hora de numerar la cadena. Se nombran añadiendo al hidrocarburo correspondiente la terminación –al. Es importante saber que este grupo se encuentra siempre en un carbono terminal (al principio o final de la cadena) con lo cual no necesitaremos ponerle un localizador al grupo ya que no se puede encontrar en otra posición. EJ.

Selectividad: Metanal Etanal Propanal But-3-enal But-2-enal Pentanal Hexanal CH3-CH=CH-CHO CH3-CH2-CH2-CH2-CHO CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CHO -O-CH2-CH3 Posorio @QuimicaPau 23 Cetonas: El grupo funcional es el grupo carbonilo: -CO- Ahora es este grupo el que impone la prioridad a la hora de numerar la cadena. Se nombran añadiendo al hidrocarburo correspondiente la terminación –ona. Es importante saber que este grupo se encuentra siempre en un carbono secundario (nunca irá al principio o final de la cadena) con lo cual tenemos que localizar su posición cuando sea necesario.

Veamos ejemplos de Selectividad: Butanona Pentan-2-ona Pentan-3-ona Butenona Pent-4-en-2-ona CH3-CO-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 CH3-CH-CO-CH2-CH3 CH3 Ácidos Carboxílicos: El grupo funcional es el grupo carboxilo: -COOH Ahora es el grupo carboxilo el que impone la prioridad a la hora de numerar la cadena. Se nombran añadiendo al hidrocarburo correspondiente el prefijo ácido- y la terminación –oico. Es importante saber que este grupo se encuentra siempre al principio o final de la cadena y por tanto el grupo no requerirá un localizador.

Ácido metanoico Ácido etanoico Ácido propanodioico Ácido propinoico CH2=CH-COOH CH2=CH-CH2-COOH CH3-CH-CH2-COOH CH3-CH2-CH2-CH-COOH CH3-CH2-CH2-CH-CH2-COOH CH3 CH3 CH3 COOH Posorio @QuimicaPau 24 Ésteres: El grupo éster se representa –COO – Se nombran de forma similar a los ácidos pero suprimiendo la palabra "ácido" y sustituyendo la terminación –oico por –oato y concluyendo con el nombre del radical terminado en –ilo.

Veamos algunos ejemplos preguntados en selectividad: Etanoato de propilo Propanoato de etilo CH3COOCH2CH3 CH3CH2COOCH3 Etanoato de metilo CH3COOCH3 Posorio @QuimicaPau 25 COMPUESTOS NITROGENADOS Aminas Son derivados del amoniaco (NH3) que se forman al sustituir uno, dos o tres átomos de Hidrógeno por radicales. Así hablamos de aminas primarias (-NH2), secundarias (- NH -) o terciarias (- N -) respectivamente. Las aminas primarias se nombran considerando la cadena hidrocarbonada como radical del grupo -NH2 y el sufijo -amina.

Por ejemplo Metilamina Etilamina Propilamina Butilamina O bien añadiendo el sufijo –amina al nombre del hidrocarburo del que procede: CH3-CH2-NH2 CH3-CH-CH3 Propan-2-amina Etanamina NH2 En las aminas secundarias y terciarias la forma más sencilla de nombrarlas es ordenando los radicales unidos al grupo – NH – o – N – alfabéticamente. Ejemplo: Etilmetilamina Dimetilamina Dietilamina CH3-N-CH3 CH3-CH2-N-CH2-CH3 CH3-CH2-N-CH2-CH2- CH3 CH3 CH2 CH3 CH3 Trimetilamina Trietilamina Etilmetilpropilamina CH3CH2CH2CH2NH2 CH3CH2NH2 CH3NH2 CH3CH2CH2NH2 CH3-CH2-NH-CH2-CH3 Posorio @QuimicaPau 26 Amidas Su grupo funcional es la función amida.

Generalmente en Selectividad suelen preguntar por las amidas primarias que se representa -CO-NH2 Se nombran añadiendo el sufijo –amida al nombre del hidrocarburo del que procede. Por ejemplo: CH3-CO-NH2 Propanamida Nitroderivados El grupo –NO2 se considera sustituyente y se designa mediante el prefijo Nitro- NO2 NO2 NO2 Posorio @QuimicaPau 27 Compuestos con más de una función Para formular o nombrar compuestos con más de una función tenemos que identificar cuál es la principal, que es la que marcará la prioridad. El grupo principal se nombra como sufijo y el grupo sustituyente como prefijo. Así que debemos saber que grupos tienen prioridad sobre cuáles y sus prefijos y sufijos.

Os dejo el orden de preferencia de los grupos más importantes (los de arriba tienen prioridad sobre los de abajo) y ejemplos que han preguntado en selectividad.

Función Sufijo (Si grupo principal) Prefijo (Si grupo sustituyente) Ácidos -oico Carboxi- Aldehídos -al Formil- Cetonas -ona Oxo- Alcoholes -ol Hidroxi- Aminas -amina Amino- Derivados Halogenados - Fluoro- Cloro- Bromo- Yodo- Derivados Nitrogenados - Nitro- Ácido 3-Hidroxibutanoico Ácido 2-aminopropaonico Ácido Cloroetanoico 2-Bromoetanol Hidroxietanal Ácido 2- Hidroxibutanoico Ácido 2-Bromobutanoico Ácido Hidroxietanoico Ácido 2-Cloropropanoico CH3-CH2-CHBr-COOH Posorio @QuimicaPau 28 CH3-CHCl-CHO CH3-CH2-CH2-CHCl-COOH CH2OH-CH2-CH2-CO- CH3 CH3-CH2-CH-COOH NH2 NO2 NO2 OH OH Br OH Posorio @QuimicaPau 29 ¿Qué es importante en Selectividad?

Vamos a repasar: Estructura atómica Orbitales atómicos y números cuánticos Energía de los orbitales Configuración electrónica TEMA 3. EL ÁTOMO El sistema periódico Formación de iones estables Propiedades periódicas Posorio @QuimicaPau 30 Estructura Atómica Átomo *Z Número atómico = Número de protones. Cuando el átomo está en estado neutro, Z también es equivalente al número de electrones. Si por el contrario está en forma iónica para averiguar el número de electrones deberemos sumar los electrones de más (aniones) o de menos (cationes) a Z. Recuerda que los protones de un ion siguen siendo los mismos que los del átomo neutro.

*A Número másico = protones (Z) + neutrones Por lo tanto los neutrones = A-Z Recuerda que los neutrones de un ion siguen siendo los mismos que los del átomo neutro. Problema… Un ejercicio muy típico es el cálculo de protones, electrones y neutrones fácilmente deducible de las equivalencias que ya hemos dado. ¿Qué cantidad de cada uno de ellos posee el Cl sabiendo que Z=17 y A=36? ¿Y Cl- ?

…Solución Cloro (Cl): Z=17 A=36 17 (protones) 17 (protones) Cl 17 (electrones) Cl- 18 (electrones) (uno más) 19 (neutrones) 19 (neutrones) Orbitales atómicos y números cuánticos Como consecuencia del principio de incertidumbre, se establece la imposibilidad de establecer con precisión la trayectoria del electrón en el espacio. Definimos, por tanto, un orbital atómico como la región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón. Los números cuánticos podemos entenderlos como "las herramientas" que vamos a usar para describir un orbital determinado del átomo y al electrón (o electrones) que los ocupa.

Los 3 primeros (n, L, m) nos dan información acerca del orbital y un 4º numero cuántico (s) acerca de los electrón/es que los ocupan. Se explican a continuación: Núcleo Corteza Electrones (-) Protones (+) Neutrones (sin carga) Posorio @QuimicaPau 31 *n Número cuántico principal: Indica la capa o nivel de energía. Está relacionado con el tamaño del orbital. VALORES que puede tomar: De 1 a 7 * l Número cuántico secundario o del momento angular: Indica el subnivel de energía o subcapa, así como la forma (tipo) del orbital. l=0 Orbital tipo s. l=1 Orbital tipo p. l=2 Orbital tipo d. l=3 Orbital tipo f. VALORES que puede tomar: Desde 0 a (n-1).

*m Número cuántico magnético Indica las posibles orientaciones espaciales de los orbitales. VALORES que puede tomar: Desde –l…0….+l *s Número cuántico magnético de espín Indica las dos únicas posibles orientaciones que puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo. VALORES que puede tomar: +½ y -½. Aquí os dejo varios ejercicios interesantes para practicar: Problema… ¿Son posibles las siguientes combinaciones de números cuánticos? (2,2,0, +½); (2,1,-2, -½); (3,2,0, 0); (4,3,-1, +½) …Solución (2,2,0, +½): No, porque los valores de l pueden ser desde 0 a (n-1), luego podría ser tanto 0 como 1 pero nunca podría ser 2 ya que n=2.

(2,1,-2, -½): No, porque los valores de m pueden ser desde –l…0…+l, luego podría ser tanto - 1,0,+1 pero no -2 como en este caso. (3,2,0, 0): No, porque los valores de s pueden ser tan solo +½ y -½. (4,3,-1, +½): Correcto, esta combinación sí que es posible según las reglas que hemos dado, luego es correcto y define un orbital en concreto y al electrón que alberga en su interior. Problema… ¿Cuántos orbitales son posibles como máximo para n=3? ¿Y cuántos electrones? …Solución Hacer todas las combinaciones posibles de orbitales para n=3 n=3 l=0, 1, 2 m=-2, -1, 0, 1, 2. S=+½ y -½.

(Recuerda que para los orbitales solo usamos n, l y m) Posorio @QuimicaPau 32 (3,0,0) (3,1,-1); (3,1,0); (3,1,1) 9 orbitales posibles como máximo (3,2-2); (3,2,-1); (3,2,0); (3,2,1); (3,2,2) Si para cada orbital hay dos posibles electrones (+½ y -½.)= 18 electrones posibles …Otra Solución Saber que en cada nivel son posibles como máximo n2 orbitales, es decir 32 = 9 orbitales y 2n2 electrones, es decir 2x32 =18 electrones. Problema… ¿Sabrías decir el número de orbitales por cada Subnivel?

...Solución: 2l+1, es decir: Para el subnivel s (l=0)……..1 orbital Para el subnivel p (l=1)……..3 orbitales Para el subnivel d (l=2)……..5 orbitales Para el subnivel f (l=3)……..7 orbitales Lo que nos va a ser muy útil es saber representarlos en notación orbital: s p d f _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ Cada una de esas "rayas" representa un orbital que va a albergar electrones (flechas).

Cada orbital solo puede albergar dos electrones (principio de exclusión de Pauli) y la forma de colocar los electrones (flechas) la define el principio de máxima multiplicidad de Hund: Primero se colocan las flechas en paralelo y se completan con flechas antiparalelas conforme vamos añadiendo electrones hasta completar la capa. Así, Para 5 electrones en el subnivel p: Energía de los orbitales Para los átomos polielectrónicos la energía de los orbitales responde a la regla n+l Problema… ¿Cuál de los siguientes orbitales es más energético? 5d, 4s, 3p, 3s Solución... 5d=5+2=7 Es el que tiene mayor energía.

4s=4+0=4 3p=3+1=4 3s=3+0=3 Menos energético El orbital menos energético, también es el más estable. Cuando hay "empate", el que tiene mayor energía es el que tiene mayor n (4s). Posorio @QuimicaPau 33 Configuración electrónica Consiste en la distribución de los electrones que tiene un átomo en sus respectivos orbitales, utilizando el diagrama de Moeller (que los ordena de menor a mayor energía). En algunos ejercicios suelen preguntar si las configuraciones electrónicas son correctas o incorrectas. Veamos la diferencia: Correctas: Pueden estar en estado fundamental o excitado: - Fundamental: La que obtenemos directamente del Diagrama de Möeller.

- Excitado: Un electrón adquiere suficiente energía como para saltar de capa. Ejemplo... Sodio (Na): *Fundamental: 1s2 2s2 2p6 3s1 *Excitado: 1s2 2s2 2p6 5s1 Sin embargo sigue siendo el mismo elemento Incorrectas: Si incumple algún criterio de los ya mencionados. Por ejemplo: -Incumplimiento del principio de Hund (1s2 2s2 2px2 2py0 2pz0 ) Incorrecta (1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 ). Sería la correcta -Incumplimiento del principio de Pauli (1s2 2s3 ) Incorrecta (1s2 2s2 2p1 ) Sería la correcta Ejemplo... Cloro (Cl): Z=17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ¿Cómo representarías lo subrayado en notación orbital? Respuesta: Al electrón que no tiene su pareja se le llama desapareado.

Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 No quedarían electrones desapareadas al sumar el electrón del ion. Posorio @QuimicaPau 34 El sistema periódico ¿Cómo localizar un elemento tan solo por su configuración electrónica? Todos los elementos de un mismo grupo tienen idéntica configuración de la capa electrónica más externa llamada capa de valencia, que es precisamente la responsable de las propiedades químicas de cada grupo. - En los grupos 1-2 y 13-18, el periodo coincide con el número cuántico principal de la capa de valencia y el grupo con las siguientes terminaciones de configuración electrónica: 1……………. s1 1 electrón en la capa de valencia 2………….… s2 en la capa de valencia 13……….

s2 p1 en la capa de valencia 14………. s2 p2 electrones en la capa de valencia 15………. s2 p3 electrones en la capa de valencia 16………. s2 p4 6 electrones en la capa de valencia 17……… s2 p5 en la capa de valencia 18……… s2 p6 en la capa de valencia. La gran estabilidad de los gases nobles se justifica por tener la capa de valencia completa. Ejemplo... Cloro (Cl): Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 - Grupo: 17 ( Terminación s2 p5 en la capa de valencia) - Periodo: 3 (Capa de valencia) - En los metales de transición (grupos 3-12) el periodo coincide con el número cuántico de la capa más externa y el grupo con las siguientes terminaciones de la configuración electrónica: 3……………. d1 8……………. d6 4………….… d2 9………….…

d7 5………….… d3 10………….… d8 6………….… d4 11………….… d9 7………….… d5 12………….… d10 Ejemplo... Hierro (Fe): Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 - Grupo: 8 ( Terminación d6 ) - Periodo: 4 ( Capa más externa) Posorio @QuimicaPau 35 Formación de iones estables El objetivo de que los átomos formen iones, es conseguir estabilidad, y como lo más estable que hay son los gases nobles, el formar un ion consiste en hacer coincidir su configuración electrónica a la del gas noble en cuestión. Esta norma la suelen cumplir los elementos de los grupos representativos (1-2 y 13-17): Ejemplo... Cloro (Cl) Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Como le falta 1 electrón para ser gas noble, su ion estable será Cl- .

Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Oxígeno (O): O 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Como le faltan 2 electrones para ser gas noble, su ion estable será O2- . O2- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Calcio (Ca): Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Como le sobran 2 electrones para ser gas noble, su ion estable será Ca2+ . Ca2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Potasio (K): k 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Como le sobra 1 electrón para ser gas noble, su ion estable será K+ . K+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Sin embargo, los elementos de los metales de transición (grupos 3-12) a menudo incumplen esta norma y suelen hacerse estables perdiendo electrones de la capa más externa: Ejemplo...

Hierro (Fe): Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Se hace más estable perdiendo los electrones de su capa más externa, así el ion Fe2+ tendría mayor estabilidad 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Posorio @QuimicaPau 36 Propiedades periódicas Radio atómico Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en un sólido metálico, o bien, en el caso de sustancias covalentes, a partir de la distancia entre los núcleos de los átomos idénticos de una molécula. Cuánto más abajo y hacia la izquierda se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será su radio. Esto no sirve de justificación en Selectividad pero lo iremos mencionando porque nos puede ayudar a hacernos una idea.

La justificación adecuada sería: Cuando los elementos están dentro del mismo grupo, el radio atómico aumenta hacia abajo porque de esta manera aumenta el número de capas (ya que aumentamos el periodo). Dentro del mismo periodo (misma capa), el radio atómico aumenta hacia la izquierda ya que con ello disminuye Z (protones), pues cuánto menos protones tenga el elemento, la atracción del núcleo hacia los electrones periféricos será menor y el radio aumentará de tamaño. Radio iónico Cl Cl- (anión): Al tener un electrón "de más", teniendo en cuenta que los electrones se repelen entre sí, la nube electrónica o radio iónico se expande.

Un anión tiene, por tanto, mayor radio que el de su átomo neutro. Na Na+ (catión): Pasa al contrario que el caso anterior. Hay menos repulsión y se contrae. Un catión tiene, por tanto, menor radio que el de su átomo neutro. Especies isoelectrónicas: idéntica configuración electrónica. Mismo número de electrones. Pero… ¿En estas especies quien tiene mayor radio? Ejemplo...

Argón (Ar): Z=18 Ar 18e- (isoeléctrónico con) Cl- S2- K+ Ca2+ Hay que tener en cuenta que aunque tengan el mismo número de electrones, tienen diferente número de protones y esto es lo que marcará la diferencia de radios: *El S2- tiene 16 protones, así que es el de mayor radio porque el núcleo atraerá con menos fuerza a los electrones periféricos. *El Ca2+ tiene 20 protones, así que es el de menor radio porque el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones periféricos. Posorio @QuimicaPau 37 Energía de ionización (potencial de ionización) Energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental.

Cuánto más arriba y hacia la derecha se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será ésta energía. La justificación es la siguiente: Cuando el átomo tiene un radio pequeño los electrones periféricos están muy atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más trabajo (energía) arrancarlos. Por tanto varía en sentido inverso a como lo hace el radio atómico. Los gases nobles son los elementos que tienen la mayor energía de ionización de su periodo, además, también, porque son muy estables. Existen varias energías de ionización (1ª, 2ª, 3ª…) y consisten en lo siguiente: - 1ª 1er electrón que se quita (el más externo del núcleo). - 2ª 2º electrón que se quita (el 2º más externo del núcleo).

- Y así sucesivamente… Ejemplo... Litio (Li): 1s2 2s1 Al tener 3 electrones, podemos hablar hasta de 3 energías de ionización. Es interesante saber que las sucesivas energías de ionización siempre son mayores que las anteriores, ya que al quitar el primer electrón tras su primera energía de ionización, hay menos repulsión entre los electrones restantes, y así el electrón que vamos a arrancar en segundo lugar, se encuentra más atraído por el núcleo, por lo que se requiere más energía para arrancarlo (energía de ionización). Además, ésta es mucho mayor cuando coincide con un cambio de capa porque adquiere la configuración del gas noble correspondiente.

Por ejemplo, en la tercera energía de ionización del magnesio (Mg). Afinidad electrónica Es la energía desprendida (a veces absorbida) cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ión negativo (anión). Cuánto más arriba y hacia la derecha se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será la afinidad. Ésta afinidad será mayor cuanto menor sea el radio del átomo, ya que de esta manera el núcleo atraerá con más fuerza ese hipotético electrón para crear el anión. Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento dado a atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos de un enlace covalente.

A – B El más electronegativo es el que más los atrae. Cuánto más arriba y hacia la derecha se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será la electronegatividad, ya que de esta manera su radio será lo suficientemente pequeño para que el núcleo pueda atraer con más fuerza a los electrones del enlace covalente. Si un elemento es +electronegativo = +no metálico Éstos tienen tendencia a ganar electrones formando aniones. Si un elemento es –electronegativo = metálico Éstos tiene tendencia a perder electrones formando cationes. Posorio @QuimicaPau 38 ¿Qué es importante en Selectividad?

Vamos a repasar: El enlace químico: Covalente, Iónico y Metálico Teoría y estructuras de Lewis Geometría molecular según el Método RPECV Teoría del Enlace de Valencia (TEV) TEMA 4. EL ENLACE QUÍMICO Enlaces tipo Sigma (σ) y tipo Pi (π) Hibridación de los orbitales atómicos Polaridad de las moléculas Propiedades de los compuestos según enlace Posorio @QuimicaPau 39 El enlace químico: Covalente, Iónico y Metálico Llamamos enlace químico a cualquiera de los mecanismos de ligadura o unión química entre átomos. De esta manera los átomos enlazados constituyen un sistema más estable (por lo tanto también menos energético) que los átomos por separado.

El enlace químico se divide en 3 grandes categorías en función de su mecanismo de ligadura: 1. Enlace Covalente Su mecanismo de unión se basa en la compartición de electrones. Si recuerdas el concepto de electronegatividad (tendencia a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace covalente), podemos deducir que para poder compartir electrones, los elementos deberán tener una electronegatividad similar. Así decimos que este enlace es característico de la unión entre elementos no metálicos. Por ejemplo, el enlace que une los átomos de H y Cl en la especie HCl es de tipo covalente.

Puede servir de ejemplo cualquiera de los recogidos en el documento de la estructura de Lewis que os he adjuntado a continuación. 2. Enlace iónico Su mecanismo de unión se basa en la transferencia de electrones. Podemos decir que cuando los elementos que se unen tienen una electronegatividad muy distinta no se permite compartir electrones sino que más bien se unen mediante la cesión de electrones desde el menos al más electronegativo. De esta manera podemos encontrar compuestos iónicos cuando se enlazan elementos metálicos con no metálicos. Puede servir de ejemplo cualquiera de los resultantes del combinación del grupo 1 y 2 (excepto H y Be que forman covalentes) con no metales.

NaCl, MgCl2... 3. Enlace metálico Su mecanismo de unión se basa en la compartición de electrones, pero en esta ocasión de forma colectiva entre todos los átomos que componen el metal. Se da evidentemente en los metales. Ejemplo Cu, Au... Posorio @QuimicaPau 40 Teoría y estructuras de Lewis Si recordamos el tema anterior, hemos hablado de que los elementos que componen cada grupo de la tabla periódica tienen idéntica configuración electrónica de la capa más externa (la capa de valencia) y son precisamente los electrones de esta capa (electrones de valencia) los que contribuyen a formar el enlace.

Grupo Electrones de valencia 1 2 13 14 15 16 17 18 1 1 2 2 13 3 14 4 15 5 16 6 17 7 18 (Gases Nobles) 8 (Excepto el He que tiene 2 solo) De esta manera, el enlace covalente se forma por compartición de electrones de valencia. El objetivo de esta unión es estabilizar la configuración electrónica de los átomos que se unen y puesto que lo más estable que conocemos son los gases nobles (con 8 electrones en la capa de valencia) lo lógico será que el fin de nuestra unión sea hacer que coincida con la de ellos. Esta tendencia se conoce como la regla del Octeto. (Nota: el H adquiere la configuración estable llegando solo a 2 electrones, la del He).

Las estructura de Lewis es la representación de cómo se enlazan esos electrones de valencia (representados por puntos) de cada átomo para formar todo el conjunto de manera que finalmente cada símbolo químico quede rodeado por 8 puntos (regla del octeto). En esta estructura los electrones pueden estar compartidos formando parte del enlace covalente o bien no compartidos a los que llamamos solitarios o no enlazantes.

Ejemplo de estructura de Lewis (Br2) Br Br Representa un par de electrones compartidos Representa un par de electrones solitarios De esta manera podemos ver que cada átomo de Br comparte uno de los 7 electrones de su capa de valencia con el otro átomo y así cada uno consigue el octeto. Posorio @QuimicaPau 41 Se puede llegar a la estructura de Lewis correcta por simple intuición o incluso porque la sabemos de memoria, pero en caso contrario o en caso de duda os recomiendo que sigáis las siguientes reglas: En caso de especies triatómicas o superiores, tenemos el problema de tener que elegir un átomo central.

Pues bien, éste suele ser el que tiene mayor covalencia (parece lógico, pues será el que pueda formar un mayor número de enlaces con otros átomos). También podemos decir que suele ocupar la posición central el menos electronegativo. Por el contrario, algunos como el H siempre ocupan una posición periférica. Si la especie es iónica se quitan o añaden tantos electrones como indica la carga. Podemos usar la siguiente ecuación para obtener las estructuras de Lewis: Electrones compartidos = Electrones necesarios (son a los que debe llegar cada elemento, siempre 8 menos H que es 2) – Electrones disponibles (los que tiene en capa de valencia).

No olvidéis que tenemos que tener en cuenta en esta fórmula cada átomo que compone la estructura, además acordarnos de sumar o restar los electrones de la carga en el caso de especies iónicas. Electrones solitarios (no enlazantes)= Electrones disponibles – Electrones compartidos Ejemplo: Estructura de Lewis CO2: Electrones compartidos= (3x8) – (4+6x2)= 24- 16= 8 electrones compartidos (4 enlaces) Electrones solitarios= 16-8 = 8 electrones sin compartir O C O 8 electrones que se comparten (4 enlaces que solo se podrían representar así) y el resto de los 8 electrones sin compartir los colocamos en los oxígenos (ya que el C está completo).

De esta manera todos alcanzan 8 en total y se cumple la regla del octeto. Hay que tener en cuenta también las excepciones a la regla del octeto que suelen preguntar en Selectividad tales como *hipovalencia (como el B, Be… que incumplen la regla del octeto por defecto) o *hipervalencia (que la incumplen por exceso). Otros conceptos a tener en cuenta y de los que veremos ejemplos a continuación son: * Resonancia: Cuando una especie química puede ser representada por dos o más estructuras equivalentes, la estructura correcta es una combinación de ellas (híbrido).

* Enlace covalente dativo o coordinado: Enlace covalente en el cual, el par de electrones compartidos ha sido proporcionado por uno solo de los átomos implicados.

Posorio @QuimicaPau 42 1) Cl2 Cl Cl 2) O2 O O 3) H2 H H 4) N2 N N 5) F2 F F 6) CO C O 7) CN- C N 8) + NO+ N O 9) HCl H Cl 10) H2O H O H 11) N2O N N O 12) N3 - N N N 13) + NO2 + O N O 14) HCN H C N 15) NOCl O N Cl 16) H2S H S H 17) CS2 S C S 18) OCl2 Cl O Cl 19) Resonancia* SO2 O S O O S O 20) CO2 O C O Posorio @QuimicaPau 43 21) Hipovalencia* F B F BF3 F 22) F P F PF3 F 23) Hipovalencia* BeH2 H Be H 24) H CH4 H C H H 25) Resonancia* NO2 - O N O O N O 26) Resonancia* O3 O O O O O O 27)Hipovalencia* BeCl2 Cl Be Cl 28) Hipovalencia* H B H BH3 H 29) H N H NH3 H 30) Cl Cl C Cl CCl4 Cl 31) H H C Cl CH3Cl H 32) H + H N H Enlace NH4 + H dativo* 33) O 3- O P O PO4 3- O 34) O 2- O S O SO4 2- O 35)Hipervalencia* Cl PCl5 Cl P Cl Cl Cl 36) - O Cl O ClO3 - O Posorio @QuimicaPau 44 37) Cl Cl C Br CCl2Br2 Br 38) H C C H C2H2 39) H H H C C H C2H4 40) H H H C C H C2H6 H H Posorio @QuimicaPau 45 Geometría molecular según el Método RPECV Es fundamental entender que la estructura de Lewis es una representación de cómo se enlazan los átomos pero en ningún caso refleja la geometría de la molécula.

La geometría de una molécula es el resultado de la distribución tridimensional de sus átomos y viene definida por la disposición espacial de los núcleos atómicos. El método RPECV (Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia) nos permite predecir la geometría de la molécula y su hipótesis central se basa en que: "Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de valencia que rodean al átomo central se repelen entre sí, adoptando la disposición espacial que minimice la repulsión eléctrica" ¿Qué es una nube electrónica? Primero decir que no son orbitales y que por tanto pueden alojar más de dos electrones.

Se trata de regiones de alta densidad electrónica debido tanto a enlaces covalentes de cualquier orden (simples, dobles…) como a pares de electrones solitarios. En el hipotético caso de que estas especies pudieran existir, en ambos ejemplos habría 4 nubes electrónicas alrededor del átomo central. 2 enlazantes y 2 no enlazantes. Para dejar esta pregunta contestada adecuadamente yo empezaría siempre por hacer mención a la hipótesis central del método RPECV y a continuación añadiría el caso específico del que se trate.

Os he dejado resumido los más importantes en la siguiente tabla donde: A= Átomo central B= Nubes electrónicas enlazantes (debidas a pares de electrones compartidos de cualquier orden) E= Nubes electrónicas no enlazantes (debidas a pares de electrones solitarios) Posorio @QuimicaPau 46 * s m n s s n s s s n m s n n s MOLÉCULAS CUYO ÁTOMO CENTRAL CARECE DE PARES DE ELECTRONES SOLITARIOS Tipo de Molécula Nubes electrónicas Ejemplo Geometría Molecular Angulo de AB2 2 enlazantes BeCl2 180° AB3 3 enlazantes BF3 120° AB4 4 enlazantes CH4 109,5° AB5 5 enlazantes PCl5 120° y 90° AB6 6 enlazantes SF6 90° MOLÉCULAS CUYO ÁTOMO CENTRAL TIENE PARES DE ELECTRONES SOLITARIOS Tipo de molécula Nubes electrónicas Ejemplo Geometría Molecular Angulo de * AB2E 2 enlazantes 1 no enlazante SO2 AB3E 3 enlazantes 1 no enlazante NH3 AB2E2 2 enlazantes 2 no enlazante H2O Pirámide trigonal Angular Angular Posorio @QuimicaPau 47 Teoría del enlace de valencia (TEV) Esta teoría establece que los enlaces se forman como consecuencia de solapamiento de los orbitales atómicos con electrones desapareados y espines opuestos.

Los electrones ya apareados no formarán enlaces; por tanto un elemento puede formar un número de enlaces covalentes igual al número de electrones desapareados (Covalencia) Ejemplo... H 1s1 ; tiene un electrón desapareado en un orbital S, por lo que puede formar un único enlace. Tiene covalencia 1 F 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ; También tiene un solo electrón desapareado en un orbital p, por lo que también puede formar un único enlace. Tiene covalencia 1 De esta manera el orbital con el electrón desapareado del H solaparía con el orbital con el electrón desapareado del F para formar el enlace del HF. Sin embargo, en otros casos, las covalencias obtenidas no coinciden con los valores experimentales.

Por ejemplo si analizamos la configuración electrónica del carbono: 1s2 2s2 2p2 , teóricamente tendría covalencia 2 (2 electrones desapareados en orbitales p) pero el hecho es que sabemos que tiene covalencia 4 porque puede formar 4 enlaces covalentes. La Teoría del enlace de valencia (TEV) resuelve esta anomalía con el concepto de promoción electrónica, según el cual un átomo podrá "promocionar" electrones a un subnivel energético superior si la energía necesaria que debe adquirir no es muy elevada y la devuelve cuando se forman los enlaces y solo es posible dentro de la misma capa electrónica.

Promoción 2s 2p 2s 2p (Covalencia 4) Enlaces tipo Sigma (σ) y tipo Pi (π) Existen dos posibilidades de solapamiento de orbitales n : Enlace formado por solapamiento frontal de orbitales. n : Enlace formado por solapamiento lateral de orbitales.

Lo vamos a entender mejor con la pregunta que se ha repetido en selectividad varias veces: (Nota: Los siguientes dibujos están hechos para que os hagáis fácilmente una idea mental del concepto pero es más correcto dibujar la forma de los orbitales, ya sabéis, los "floripondios") Posorio @QuimicaPau 48 Indique, razonadamente cu ntos enlaces cu ntos tienen las si uientes mol culas: H2 1s1 H H 1s 1s H - H Cada átomo de Hidrógeno presenta 1 solo electrón desapareado en un orbital 1s. La unión entre los dos átomos de Hidrógeno tiene lugar al solaparse frontalmente mediante enlace ambos orbitales.

n ) O2 1s2 2s2 2p4 O O 2s 2p 2p 2s O = O Cada átomo de Oxígeno presenta 2 electrones desapareados en orbitales 2p. La unión entre los dos átomos de oxígeno tiene lugar al solaparse frontalmente mediante enlace dos orbitales 2p de cada uno de ellos y al solaparse lateralmente mediante enlace los dos orbitales 2p restantes, cada uno de ellos con un electrón desapareado y espines opuestos.

Posorio @QuimicaPau 49 Conclusión práctica: Los enlaces simples se forman siempre por solapamiento frontal mediante enlace tipo y puesto que no puede haber más de un solapamiento frontal, los enlaces múltiples se formarán por un solapamiento frontal y el resto por solapamientos laterales de los orbitales restantes mediante enlaces . Hibridación de los orbitales atómicos Ya hemos visto que la TEV justifica la formación del enlace por medio del solapamiento de dos orbitales atómicos que contienen electrones desapareados. Pero en numerosos casos la utilización de orbitales atómicos no justifica la realidad de la molécula.

Para justificar este aspecto, esta teoría utiliza como herramienta fundamental el concepto de orbital híbrido. La hibridación es el proceso mediante el cual orbitales atómicos puros se combinan entre sí, transformándose en otros orbitales diferentes denominados orbitales híbridos (OH): - Se forman tantos OH como orbitales atómicos puros se combinen. - Todos los OH son idénticos en forma y energía - Los OH son muy direccionales y los enlaces que se obtiene con ellos son más fuertes. Veamos los si uientes ti os de ibridaci n: N2 1s2 2s2 2p3 N N 2s 2p 2p 2s N N Cada átomo de Nitrógeno presenta tres electrones desapareados en los orbitales 2p.

La unión entre los dos átomos de Nitrógeno tiene lugar al solaparse frontalmente mediante enlace dos orbitales 2p de cada uno de ellos. El resto de los orbitales 2p se solapan lateralmente originando dos enlaces tipo . Posorio @QuimicaPau 50 Hibridación sp (ejemplo BeCl2) La configuración electrónica del átomo central (Be) es 1s2 2s2 . La falta de electrones desapareados impide, en apariencia, la formación de enlaces; pero, la cercanía energética de los orbitales 2s y 2p permite la promoción electrónica de un orbital a otro de esta manera: Promoción 2s 2p 2s 2p Ahora el átomo de Be si puede formar dos enlaces covalentes con sendos átomos de Cl.

Sin embargo, los dos enlaces Be-Cl no serán idénticos, ya que no solapa de la misma manera un orbital S que un orbital P. Aquí reside el problema, ya que los datos experimentales revelan que ambos enlaces sí que son idénticos. La TEV resuelve la cuestión suponiendo que el átomo de Be no usa los orbitales atómicos puros 2s y 2p, sino s s que proceden de la combinación de ambos. De esa manera los nuevos orbitales se denominan s s s .

Hibridación s p Hibridación sp2 (ejemplo BF3) De forma análoga al caso anterior pero con el B como átomo central: 1s2 2s2 2p1 Promoción 2s 2p 2s 2p s p Hibridación sp3 (ejemplo CH4) De forma análoga al caso anterior pero con el C como átomo central: 1s2 2s2 2p2 Promoción 2s 2p 2s 2p s p No usa los orbitales puros "s" ni "p" sino una combinación de ambos. De esta manera se forman s s s idénticos para solapar con cada uno de los Cl. No usa los orbitales puros "s" ni "p" sino una combinación de ambos. De esta manera se forman s s s idénticos para solapar con cada uno de los F. No usa los orbitales puros "s" ni "p" sino una combinación de ambos.

De esta manera se forman s s s 3 idénticos para solapar con cada uno de los H Hibridación Hibridación Posorio @QuimicaPau 51 La hibridación es una pregunta que no se puede fallar, y más si te sabes esta pequeña tabla de correspondencia entre nubes electrónicas y la hibridación del átomo central: s n s n m n sp 3 sp2 4 sp3 5 sp3 d 6 sp3 d2 Polaridad de las moléculas La polaridad de un enlace viene determinado por la diferencia de electronegatividad existente entre los elementos que lo forman, de manera que si los átomos que se unen tienen electronegatividades similares el enlace es pero si existe una apreciable diferencia de electronegatividad, se dice que el enlace es .

Esto se debe a que los electrones no se comparten de forma equilibrada y se crean excesos y defectos de carga negativa, es decir dipolos eléctricos. El átomo más electronegativo, atrae más a los electrones compartidos del -) y el menos electronegativo con un A medida que aumenta la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente va adquiriendo un carácter iónico creciente. La polaridad del enlace se mide por medio de una magnitud física llamada momento dipolar (µ). Polaridad de Moléculas Una molécula diatómica es polar siempre que su enlace covalente lo sea.

Así Las moléculas diatómicas homonucleares (O2, Cl2, N2…) son siempre apolares mientras que otras diatómicas como el HCl son polares porque existe diferencia de electronegatividad entre sus átomos. En el caso de moléculas triatómicas y superiores la presencia de enlaces polares no garantiza que la molécula en conjunto lo sea. Esto es debido a que al tratarse de una magnitud vectorial, los momentos dipolares de varios enlaces pueden anularse mutuamente. Por lo tanto para estudiar la polaridad de las moléculas debemos: 1) Dibujar la geometría de la molécula. ¡ m n Si no dibujamos su geometría sino solo la estructura de Lewis podemos equivocarnos fácilmente.

2) Dibujar los momentos dipolares individuales de los enlaces (dirigido desde el elemento menos electronegativo hacia el más electronegativo) y sumarlos vectorialmente para obtener el momento dipolar total. s m s m s n s . 3) Como factor secundario, la presencia de pares de electrones no enlazantes en el átomo central (acumulación de carga negativa) acrecienta o debilita el efecto polar. Posorio @QuimicaPau 52 Estudia la polaridad de las siguientes moléculas BeCl2 Molécula Apolar. Aunque tiene enlaces polares, los momentos dipolares individuales se anulan por la propia geometría de la molécula y el momento dipolar total es 0. BCl3 Molécula Apolar.

Aunque tiene enlaces polares, los momentos dipolares individuales se anulan por la propia geometría de la molécula y el momento dipolar total es 0. CCl4 Molécula Apolar. Aunque tiene enlaces polares, los momentos dipolares individuales se anulan por la propia geometría de la molécula y el momento dipolar total es 0. H20 Molécula polar. Los momentos dipolares individuales son muy grandes y se refuerzan mutuamente. Los pares de electrones solitarios del oxígeno contribuyen a aumentar el efecto polar. NH3 Molécula polar. Los momentos dipolares individuales son muy grandes y se refuerzan mutuamente.

El par de electrones solitarios del nitrógeno en el mismo sentido que el vector resultante, aumenta el efecto polar. Posorio @QuimicaPau 53 Propiedades de los compuestos según enlace 1. Compuestos covalentes 1.1. Compuestos covalentes moleculares (HCl, NH3, CH3OH, CO2, CH4, N2, Cl2 etc.) Se llaman compuestos covalentes moleculares a aquellos formados por átomos unidos por enlaces covalentes que forman moléculas y éstas a su vez unidas por un tipo de interacción llamadas fuerzas intermoleculares, que se caracterizan por ser débiles, a diferencia del enlace covalente que requiere bastante más energía para romperlo. Fuerzas intermoleculares (F.I.M.): s n s n s n 1.

Fuerzas de dispersión o London ¿Cómo es posible que interaccionen dos moléculas que son apolares? La mecánica cuántica lo explica al contemplar la existencia de fluctuaciones muy rápidas que provocan asimetría en la distribución de la carga eléctrica de la molécula. Esto ocasiona la aparición de un momento dipolar (Dipolo instantáneo) que provoca la formación de dipolos inducidos en las moléculas vecinas. Este tipo de interacción intermolecular son las fuerzas de dispersión o de London. Se encuentran presentes en todas las moléculas y son las únicas que pueden existir en las moléculas apolares. Estas fuerzas crecen cuanto mayor es el tamaño de la molécula.

(Si miras la tabla periódica podrás ver que la masa molecular es mayor cuanto mayor es el número atómico, de esta manera podemos saber fácilmente el compuesto que tiene las fuerzas de dispersión más intensas). 2. Fuerzas dipolo-dipolo (dipolos permanentes) Se dan en moléculas…