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1 1 Enlace Químico animación Cuando veas este icono púlsalo para observar una animación que aparecerá en tu explorador video Cuando veas este icono púlsalo para observar una vídeo que aparecerá en tu explorador

2 2 Recuerda: La materia puede presentarse en dos formas: Mezclas (homogéneas -disoluciones- y heterogéneas –granito, arena-) Sustancias puras Las sustancias químicas puras pueden ser: Compuestos químicos (Agua, dióxido de carbono…) Elementos (Fe, Na, Cu…). Las particulas (o unidades estructurales que forman las sustancias químicas pueden ser: Átomos Iones Moléculas En este tema vamos a estudiar como y por qué se unen los distintos átomos (o iones) entre sí, para formar moléculas o para formar la estructura macroscópica de las sustancias químicas. Unidades estructurales de la materia

3 3 Enlace químico: Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separados. Los átomos se unen utilizando los electrones más externos (de valencia). Enlace químico

4 4 La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad (estado de menor energía) oCuando están alejados la energía es muy pequeña (negativa) osegún van acercándose se hace más negativa (por la atracción entre cargas contrarias, corteza electrónica de un átomo y núcleo del otro) oA partir de cierta distancia, la energía crece debido a la repulsión de cargas del mismo signo (las cortezas electrónicas y los núcleos de cada átomo) Enlace químico Longitud del enlace video Diagrama de energía de un enlace químico entre dos atomos en función de la distancia interatómica (entre los núcleos).

5 5 Propiedades del enlace químico Energía de enlace: desprendimiento de energía cuándo se forma un enlace. Distancia de enlace: longitud entre los núcleos de los átomos enlazados Ángulo de enlace: es el ángulo que forman las rectas que pasan por los núcleos atómicos

6 6 Notación de Lewis Para representar un enlace se colocan los electrones (puntos). Se escribe el símbolo del elemento y se rodea de tantos puntos como electrones de valencia tiene. Ejemplos: -Átomos: Mg:, H·, Na·, Mg:, :C:, Los enlaces (y a veces los pares de electrones) se representan como guiones. (formulas desarolladas) Ejemplos: -Moleculas: HH (H 2 ), O=O (O 2 ), :NN: (N 2 ),.. :O:,.. :N·,.. HNH H (NH 3 ), animación O=C=O (CO 2 ), H-O-H (H 2 O),

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8 8 Tipos de Enlace

9 9 Enlace iónico Es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar formar un compuesto constituido por una red cristalina iónica. Uno de los átomos cede uno (o varios) e-para convertirse en un catión mientras que el otros los capta convirtiéndose en catión Na 2 S S + 2e - S -II 2 Na - 2 e - 2 Na +

10 10 Enlace Iónico

11 11 Enlace Iónico

12 12 NaCl El enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones). El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un anión. Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática. En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto. ] 2- [ [ ] 2+ Enlace Ionico animación

13 13 Enlace Iónico Compuestos iónicos Transferencia de e - Átomo Baja Electronegatividad Anión Catión Compuesto Iónico Pérdida e - Ganancia e - Átomo Electronegatividad elevada

14 14 NaCl Los compuestos iónicos no están formados por parejas de iones o asociaciones sencillas de éstos. Cada ión se rodea de iones de carga opuesta Forman una red cristalina que se podría considerar una macromolécula Enlace Iónico

15 15 Enlace Iónico

16 16 Enlace Iónico Algunos tipos de redes cristalinas iónicas Red del rutilo TiO 2 S 2- Zn 2+ Cl - Cs + Na + Cl - F-F- Ca 2+

17 17 Enlace Iónico Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica compacta CsCl NaCl Cúbica centrada las caras Algunos tipos de redes cristalinas iónicas

18 18 Enlace Covalente El enlace covalente se establece por compartición de uno o mas pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada electronegatividad) En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo). Cl 2 video

19 19 Enlace Covalente Molécula de flúor O – H H H – N – H H

20 20 Enlace Covalente un par de electrones: enlace covalente sencillo Si los átomos comparten dos pares de electrones: enlace covalente doble tres pares de electrones: enlace covalente triple Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno video

21 21 Enlace Covalente Molécula de agua Molécula de oxígenoMolécula de nitrógeno

22 22 Enlace Covalente Coordinado o dativo + Se establece cuando el par de electrones compartido, es aportado por uno de los átomos que interviene en el enlace (dador). El otro átomo (aceptor) aporta un hueco electrónico (un orbital vacío donde caben dos electrones). El enlace coordinado o dativo se representa mediante una flecha dirigida hacia el átomo aceptor

23 23 Enlaces Covalentes polares y no-polares Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones. H-H Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico. El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos. HCl H Cl 2 HI y H 2 O animación

24 24 Enlaces Covalentes polares y no-polares H Cl Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad Enlace Covalente Polar, ejemplos: H2OH2O O H H HCl

25 25 Enlaces Covalentes polares y no-polares La polarización del enlace depende de diferencia de valor de electronegatividad (En), puede ser: 1.No polar (En<0,4 molécula de F 2 ) 2.Polar (0,4 < En < 1,7 molécula HCl) 3.Extremadamente polar, enlace iónico (NaCl)

26 26 Enlaces Covalentes polares y no-polares

27 27 Diferencia enlace covalente-ionico video Enlace covalente - Enlace iónico

28 28 Ejemplos enlace ionico Ba O Mg Cl Cl BaO MgCl 2 O Ba Cl Mg 2+ - Cl - Iones unidos por fuerzas electrostáticas

29 29 Ejemplos enlace covalente N 1 enlace covalente apolar triple N2N2 N NN NN 3 enlaces covalentes polares sencillos NH 3 N H H H NH H H NH H H O C O C O O C O O C O O 2 enlaces covalentes polares dobles CO 2

30 30 Ejemplos enlace covalente + g) H 3 O + h) NH 4 + g) h)

31 31 Enlace Covalente e Iónico

32 32 Solubilidad de sustancias iónicas Las sustancias iónicas (sales como el NaCl) son solubles en disolventes formados por moléculas polares, En cambio, no lo son en disolventes apolares (benceno, cetona, eter,…)

33 33 Solubilidad de sustancias covalentes Las sustancias covalente pueden ser solubles o insolubles en disolventes polares. La solubilidad va a depender de la polaridad de la molécula covalente: Covalente apolar insoluble Covalente polar soluble

34 34 El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables. Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube electrónica". Enlace Metálico

35 35 Enlace Metálico

36 36 Algunos tipos de redes cristalinas metálicas Cúbica centrada en las caras Cúbica compacta Enlace Metálico

37 37 Algunos tipos de redes cristalinas metálicas Red cristalina de Hierro EMPAQUETAMIENTO CUBICO CENTRADO EN EL CUERPO (Atomium Bruselas) Enlace Metálico

38 38 Enlaces intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre distintas moléculas con enlace covalente. Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases: –Enlace por fuerzas de Van der Waals Fuerzas de dispersión Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas de orientación. –Enlace por puentes de hidrógeno video

39 39 Enlaces intermoleculares Enlace por fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo Se presentan entre moléculas covalentes polares. Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas. Las moléculas polares se atraen entre sí debido a las atracciones entre sus dipolos

40 40 Enlaces intermoleculares Enlace por fuerzas de Van der Waals de dispersión Se presentan entre moléculas covalentes apolares. Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el movimiento de los electrones.

41 41 Enlaces intermoleculares Enlace por puentes de hidrógeno Podría considerarse como un enlace dipolo-dipolo, pero de gran intensidad. Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo: F, N, O. También presentan este tipo de enlace otras moléculas como HF,NH 3 y otras muchas moléculas orgánicas. Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, oxígeno en este caso, el par de electrones del enlace estará muy atraído por éste último. En la molécula de agua se forman dos polos, O polo negativo y H polo positivo. Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno. Moléculas de agua video

42 42 Puentes de hidrógeno Enlaces por puentes de Hidrogeno Es un tipo específico de interacción polar (enlace intermolecular) que se establece entre dos moléculas. El enlace se produce entre dos átomos significativamente electronegativos, generalmente O o N, y un átomo de H. Tabla con puentes de H más comunes Una de las moléculas tiene un grupo OH o (NH), y la otra un átomo de O o N. Este átomo atrae al hidrógeno de la otra molécula

43 43 Puentes de hidrógeno Enlaces por puentes de Hidrogeno Los puentes de hidrogeno son responsables de muchas de las propiedades macroscópicas de los compuestos. En particular: Tabla con puentes de H más comunes El estado de agregación y los puntos de fusión: A mayor número de puentes de hidrogeno y más fuertes (mayor polaridad del enlace con H) más intensas serán las interacciones entre las moléculas a temperatura ambiente serán líquidos o incluso sólidos y los puntos de fusión y ebullición serán más altos

44 44 Enlaces intermoleculares Enlace por puentes de hidrógeno video

45 45 Enlaces intermoleculares Enlace por puentes de hidrógeno

46 46 Resumen enlaces IÓNICOCOVALENTEMETÁLICO VAN DER WAALS DISPERSIÓNENLACES DE HIDRÓGENO

47 47 Tipos de sustancias Sustancia Iónica Sustancia Metálica Sustancia Atómica Sustancia Molecular Partículas constituyentes Cationes y Aniones Cationes y electrones deslocalizados ÁtomosMoléculas Tipos de uniones Fuerzas electrostáticas Enlace iónico Fuertes Fuerzas electrostáticas Enlace metálico Fuertes o Débiles Compartición de pares de electrones Enlace covalente Muy Fuertes Uniones intermoleculares Van der Waals Enlace de hidrógeno Débiles Au 3+ e - C H2OH2O

48 48 Tipos de sustancias Sustancia Iónica Sustancia Metálica Sustancia AtómicaSustancia Molecular Partículas constituyentes Cationes y Aniones Cationes y electrones deslocalizados ÁtomosMoléculas Tipos de uniones Fuerzas electrostáticas Enlace iónico Fuertes Fuerzas electrostáticas Enlace metálico Fuertes o Débiles Compartición de pares de electrones Enlace covalente Muy Fuertes Uniones intermoleculares Van der Waals Enlace de hidrógeno Débiles Propiedades mecánicas Duras y frágilesDuras o blandasMuy durasMuy blandas Propiedades eléctricas AisladorasConductorasAisladoras Puntos de fusión AltosModerados o altosMuy altosBajos o moderados Solubilidad Solubles en agua y disolventes polares Insolubles en todos los disolventes Solubles en otros metales en estado líquido (aleaciones) Insolubles en todos los disolventes Apolares: insolubles en disolventes polares, solubles en disolventes no polares Polares: solubles en disolventes polares, insolubles en disolventes no polares Otras propiedades Fundidos o disueltos conducen la electricidad Quebradizos Brillo metálico Gran densidad Dúctiles y maleables Ejemplos NaCl, K 2 CO 3, CaF 2 Na, Fe, Al, Cu B, C: diamante y grafito, Si, Ge, As, Sb, SiO 2, SiC, NB O 2,Cl 2, CO 2, H 2 O, etanol: C 2 H 5 OH, S 8, Naftaleno: C 10 H 10

49 49 Sustancias iónicas Cationes y aniones Unidos por fuerzas electrostáticas Enlace iónico

50 50 Sustancias iónicas Sólidos duros Frágiles, quebradizos Puntos de fusión elevados Solubles en agua y disolventes polares No conducen la electricidad en estado sólido, disueltos o fundidos son conductores. Esto se debe a que al ser golpeado y distorsionarse el cristal, se produce una aproximación de iones de carga del mismo signo, que se repelen entre sí. Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes, En estado sólido son los electrones están firmemente sujetos por los iones y los iones están firmemente unidos en la red cristalina y no poseen capacidad de desplazamiento. Disueltos o fundidos, al poder moverse los iones, conducen la corriente eléctrica.

51 51 Sustancias metálicas Cationes y electrones deslocalizados Unidos por fuerzas electrostáticas Enlace metálico La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes.

52 52 Sustancias metálicas

53 53 Sustancias metálicas Sólidos duros o blandos excepto el mercurio Dúctiles y maleables Puntos de fusión moderados o altos Insolubles en todos los disolventes Se disuelven en otros metales en estado líquido formando aleaciones Buenos conductores eléctricos y térmicos Brillo metálico Densidad elevada La deformación de un metal no implica ni rotura de enlaces ni mayor aproximación de iones de igual carga. La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes. Debido a la movilidad de los electrones.

54 54 Agua (y otros disolventes): Moléculas Unidas por fuerzas intermoleculares (Enlaces de hidrógeno) Las fuerzas intermoleculares son las más débiles Los enlaces de hidrógeno son las fuerzas intermoleculares de mayor intensidad Sustancias covalentes moleculares

55 55 Gases: Formados por Moléculas (salvo los gases nobles que cuyos átomos no se unen entre si) Casi no están Unidas, hay fuerzas intermoleculares muy débiles (Fuerzas de Van der Waals: dispersión) En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares son muy débiles. Sustancias covalentes moleculares

56 56 Compuestos coavlaentes polares: Moléculas Unidas por fuerzas intermoleculares débiles (Fuerzas de Van der Wa als: dipolo-dipolo) En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares son muy débiles. Sustancias covalentes moleculares

57 57 Sustancias covalentes moleculares

58 58 Sustancias covalentes moleculares líquidos gases

59 59 Sustancias covalentes moleculares

60 60 Gases y líquidos, los sólidos son muy blandos Puntos de fusión bajos Aisladoras Solubilidad En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles No tienen cargas libres. –Las sustancias formadas por moléculas no polares (o poco polares) son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua. Solubles en disolventes no polares (o poco polares) como los disolventes orgánicos: éter, benceno, CCl 4 etc. La disolución sólo ocurre si las fuerzas de atracción entre las moléculas del soluto y del disolvente son de la misma naturaleza y parecida intensidad. En caso contrario, las moléculas de la sustancia y del disolvente tienden a quedar en grupos distintos; es decir, no hay disolución. Las sustancias formadas por moléculas polares son solubles en agua (sobre todo, si pueden formar puentes de hidrógeno con ella) y en otros disolventes polares. Son insolubles en disolventes no polares. Sustancias covalentes moleculares

61 61 Átomos Unidos por compartición de pares de electrones Enlace covalente Los enlaces covalentes son muy fuertes Sustancias covalentes átomicas

62 62 Sustancias covalentes atómicas

63 63 Sólidos muy duros Puntos de fusión muy altos Insolubles en todos los disolventes Aisladoras Los electrones carecen de libertad de desplazamiento, están localizados en los enlaces covalentes Los átomos están unidos por enlaces covalentes muy fuertes grafito Sustancias covalentes atómicas

64 64 TIPOS DE SUSTANCIAS Comparación de algunas propiedades

65 65 Solubilidad

66 66 Conductividad eléctrica

67 67 Tipos de sustancias

68 68 Sistemas cristalinos

69 69

70 70 GRUPOS PERÍODOS


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