Química orgánica

1. Observa las configuraciones electrónicas de los elementos desde el B al F. ¿Cuántos electrones pueden compartir para conseguir tener el octeto electrónico? ¿Cuántos enlaces covalentes podrían formar cada uno de ellos? ¿Cuál es el elemento que más enlaces podría formar?

Carbono y silicio tienen la misma configuración de valencia, pero sólo el carbono puede formar largas cadenas de átomos de carbono unidos entre sí. Eso ocurre porque el silicio es demasiado grande como para que sus enlaces sean suficientemente fuertes y en lugar de ser estables, reaccionan con facilidad con oxígeno y otras sustancias. Por lo tanto la singularidad del carbono se debe tanto a su configuración electrónica y electronegatividad como a su pequeño tamaño.

La siguiente figura muestra los alótropos conocidos del carbono, incluyendo la fase BC-8, obtenida del diamante, a alta presión.

En esta tabla se comparan algunas propiedades de los alótropos más conocidos:

	Dureza	Estructura	Color	Conductividad	Punto de fusión	Usos
Grafito	1-2	Capas planas de simetría hexagonal	Negro brillante	Sí	3925	Electrodos, crisoles, lápices
Diamante	10 (máxima)	Tridimensional	Incoloro	No	3823	Joyería, herramientas de corte
Fullereno	<1	C60, forma de balón de fútbol	Negro en polvo, púrpura en solución	No	600 (sublima)	Células fotovoltaicas, electrónica, medicina
Nanotubos	?	Cilindros formados por capas de simetría hexagonal	?	Semiconductor	?	Células fotovoltaicas, electrónica, medicina
Grafeno	?	Monocapa planas de simetría hexagonal	?	Semiconductor	?	Electrónica, sensores,

2. Usa molview.org para construir los primeros hidrocarburos lineales saturados (alcanos).
3. Usa molview.org para construir varios alcanos de seis carbonos con estructura diferente.
Nombra los alcanos de los ejercicios anteriores.

4. Alquenos y alquinos contiene respectivamente un doble y un triple enlace entre dos átomos de carbono. Construye con molview.org dos alquenos y dos alquinos y nómbralos.
5. Usando molview.org, construye y nombra un par de: alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres y aminas.

Reflexiones sobre el primer trimestre

https://todaysmeet.com/FQ101ertrimestre

Contenidos del trimestral

En el trimestral entran los temas 1, 3 y 4 enteros, y además cualquier contenido de las prácticas y demostraciones de laboratorio con la excepción de los relacionados con los gases. Obviamente, la formulación inorgánica también entra con el carácter limitante ya conocido, esto es, más de tres errores limita la nota máxima del examen a 2/8.

Trabajos formativos criterio B y D

En este ENLACE podéis descargar las instrucciones para la realización del trabajo del criterio B. Dedicaremos tiempo en clase a esta tarea.

La fecha de entrega es el próximo viernes 11.


En este segundo ENLACE tenéis las instrucciones para el trabajo correspondiente al criterio D, que es una presentación, póster o vídeo sobre uno de los temas que se indican.

La fecha de entrega es el dentro de dos viernes, el día 18.

FUERZAS INTERMOLECULARES

1.       Las fuerzas intermoleculares son interacciones no covalentes entre moléculas. ¿Qué grupo, A o B, solo contiene fuerzas intermoleculares?

2.       Ordena los enlaces y fuerzas intermoleculares por valores decrecientes de energía. ¿Qué grupo es más fuerte, A o B?

3.       Cuando ves hervir agua, ¿qué enlaces se están rompiendo: enlaces covalentes O-H o  fuerzas intermoleculares entre moléculas de agua?

Las fuerzas intermoleculares se ven reflejadas en los puntos de fusión y ebullición de las sustancias.

4.       Clasifica las moléculas de la tabla en polares o apolares.

5.       Completa: “Cuanto más polar la molécula, (mayor/menor) su punto de ebullición”.

6.       Completa: “Cuanto más polar la molécula, más (fuerte/débil) sus fuerzas intermoleculares”.

7.       Entre CO y CO₂, ¿quién tendrá mayor punto de ebullición? ¿Por qué? (Comprueba luego si has acertado)

8.       Indica el estado físico de cada molécula de la tabla a temperatura ambiente. ¿Quién crees que tiene las mayores fuerzas intermoleculares?

9.       Clasifica las moléculas de la tabla en polares o apolares.

10.   ¿Hay relación entre polaridad y punto de ebullición como antes?

11.   ¿Qué relación hay entre peso molecular y punto de ebullición?

12.   Completa: “Conforme aumenta el peso molecular, las fuerzas intermoleculares (aumentan/disminuyen)”

13.   Tu respuesta anterior, ¿coincide con lo que se observa en esta tabla?

14.   De acuerdo con el gráfico de la derecha, ¿dónde son más fuertes las fuerzas intermoleculares, en SnH₄ o CH₄?, ¿cómo lo has sabido mirando el gráfico? Explica en un par de frases por qué el compuesto de tu elección tiene mayores fuerzas intermoleculares, basándote en lo que has aprendido sobre ellas y su relación con el peso molecular y la polaridad.

15.   La línea de arriba y la de abajo del gráfico muestran tendencias muy diferentes. ¿Quién tiene fuerzas intermoleculares más fuertes, H₂S o H₂O? ¿Por qué (principalmente por la polaridad O por el peso molecular)?

16.   Hay tendencias similares en otros compuestos. Mira el gráfico de la derecha, ¿qué tres compuestos se desvían de la tendencia? Esto indica que estos tres compuestos tiene fuerzas intermoleculares más (fuertes/débiles) de lo esperado. Aparte del H, ¿qué otros elementos tienen estos compuestos?

17.   Completa: “Los compuestos que contienen H unido a los elementos ____, ____ y ____, forman fuerzas intermoleculares muy fuertes denominadas puentes de hidrógeno”.

18.   ¿Son los puentes de hidrógeno como los enlaces covalentes entre el H y otro elemento (observa la primera tabla de datos)? ¿Cuáles son más fuertes?

19.   Compara NH₃ y SbH₃. ¿Cuál es más polar? ¿Cuál puede presentar puentes de hidrógeno? Basándote en la polaridad y los puentes de hidrógeno, ¿cuál esperarías que tuviera las fuerzas intermoleculares más fuertes? ¿Cuál de los dos tiene las más fuertes, de acuerdo con el gráfico? ¿Por qué?

Actividades para hoy

Durante la clase de hoy, repasad los contenidos para el examen repitiendo actividades anteriores o realizando alguna de las que se proponen a continuación:

1. Ordena los siguientes elementos por valores crecientes de electronegatividad: O, Li, Fe, F.
2. Formulación: a) Óxido de bario, b) Ácido fosfórico, c) Cloruro de amonio, d) Hidróxido de estaño(IV), e) Nitrato de cobalto(II), f) CH4, g) HNO2, h) MgCrO4, i) MnO2, j) H2S.
3. Explica por qué el modelo de Bohr puede explicar los espectros atómicos, pero los modelos previos no pueden.
4. Indica cuáles son los dos criterios que se usan en la tabla periódica para ordenar los elementos químicos.
5. Explica el experimento de Rutherford, indicando sus conclusiones.
6. Estos son los niveles de energía de un átomo, correspondientes a sus tres primeras órbitas. Dibuja e identifica sobre él un salto electrónico correspondiente a un espectro de emisión y otro correspondiente a un espectro de absorción. Indica si la energía de ambos es la misma o no.
7. El helio (He) se descubrió antes en el Sol que en la Tierra, al descubrir en el espectro de la luz solar un conjunto de líneas oscuras que no se correspondían con ningún elemento conocido. Explica este hecho sobre la base de la relación entre los espectros atómicos y el modelo atómico de Bohr.
8. Si Rutherford hubiera realizado su experimento y hubiera encontrado que todas las partículas rebotaban hacia atrás en lugar de atravesar el oro, explica a qué conclusión podrá haber llegado sobre la estructura del átomo.

Contenidos del control del día 2

Tras hablar con los otros profesores de 10º, hemos decidido que el control sólo será sobre los siguientes temas:

• Formulación química
• Tema 1: actividad científica
• Tema 4: estructura de la materia, excepto la parte de enlace, es decir, entra hasta las propiedades periódicas

Como veis, el Tema 3 (técnicas de separación) no va a entrar.