Enlace Químico video animación

Presentación del tema: "Enlace Químico video animación"— Transcripción de la presentación:

1 Enlace Químico video animación
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2 Unidades estructurales de la materia
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.

3 Enlace químico 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).

4 Enlace químico 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) Cuando están alejados la energía es muy pequeña (negativa) según van acercándose se hace más negativa (por la atracción entre cargas contrarias, corteza electrónica de un átomo y núcleo del otro) A 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) Longitud del enlace video Diagrama de energía de un enlace químico entre dos atomos en función de la distancia interatómica (entre los núcleos).

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 animación 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) -Moleculas: H―H (H2) , O=O (O2) , :N≡N: (N2) , .. :O: , .. :N· , .. H―N―H H (NH3), O=C=O (CO2) , H-O-H (H2O),

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8 Tipos de Enlace

9 Enlace iónico S + 2e - S-II 2 Na - 2 e- 2 Na+ Na2S
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 Na2S S + 2e S-II 2 Na - 2 e Na+

10 Enlace Iónico

11 Enlace Iónico

12 animación Enlace Ionico 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. • •• ]2- [ ]2+ 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. NaCl

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

14 Enlace Iónico 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 NaCl

15 Enlace Iónico

16 Algunos tipos de redes cristalinas iónicas
Enlace Iónico Algunos tipos de redes cristalinas iónicas Red del rutilo TiO2 S2- Zn2+ Cl- Cs+ Na+ F- Ca2+

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

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). Cl2 video

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

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 Enlace Covalente Molécula de agua Molécula de oxígeno
Molécula de nitrógeno

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 Enlaces Covalentes polares y no-polares
animación 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. Cl2 animación HI y H2O H Cl d+ d- animación El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

24 Enlaces Covalentes polares y no-polares
Enlace Covalente Polar, ejemplos: H2O HCl d- O H H Carga postiva pequeña Menor electronegatividad d+ d- Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad H Cl d+ d+

25 Enlaces Covalentes polares y no-polares
La polarización del enlace depende de diferencia de valor de electronegatividad (∆En), puede ser: No polar (∆En<0,4 molécula de F2 ) Polar (0,4 < ∆En < 1,7 molécula HCl) “Extremadamente” polar, enlace iónico (NaCl)

26 Enlaces Covalentes polares y no-polares

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

28 Ejemplos enlace ionico
Ba • O •• •• O Ba 2+ 2- BaO Iones unidos por fuerzas electrostáticas Mg • Cl •• •• Cl Mg 2+ - MgCl2 Iones unidos por fuerzas electrostáticas

29 Ejemplos enlace covalente
• • • N • • • • • N N N2 1 enlace covalente apolar triple N H d- d+ N • • • H N H • • NH3 3 enlaces covalentes polares sencillos • • • O C C O • •• CO2 C O •• d- d+ • C O •• 2 enlaces covalentes polares dobles

30 Ejemplos enlace covalente
g) H3O+ h) NH4+ + g) h)

31 Enlace Covalente e Iónico

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 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 Enlace Metálico 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".

35 Enlace Metálico

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

37 Algunos tipos de redes cristalinas metálicas
Enlace Metálico Algunos tipos de redes cristalinas metálicas El Atomium Estructura del hierro, cúbica centrada en el cuerpo: 9 átomos de hierro aumentados nada menos que 150 billones de veces, 102 metros de altura y toneladas de peso. Construido con motivo de la Exposición Universal de 1958, fueron necesarios trabajadores durante tres años para finalizar el monumento. Se encuentra a las afueras de la ciudad, en el barrio de Heizel, dentro del Bruparck, y junto al estadio de fútbol y al parque Mini-Europe, que alberga representaciones en miniatura, en proporción de 25/1, de los símbolos más característicos del continente. La entrada al Atomium no es barata pero siempre merece la pena adentrarse en este monumento, subir (en ascensor) hasta el átomo más elevado y disfrutar de unas magníficas vistas de la ciudad. La comodidad es total ya que el descenso se efectúa mediante escaleras mecánicas y, a menudo, algunos de los átomos se convierten en salas de exposición. Red cristalina de Hierro EMPAQUETAMIENTO CUBICO CENTRADO EN EL CUERPO (Atomium Bruselas)

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 video

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 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 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. video Moléculas de agua 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. video También presentan este tipo de enlace otras moléculas como HF,NH3 y otras muchas moléculas orgánicas. video

42 Tabla con puentes de H más comunes
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 Tabla con puentes de H más comunes
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 Enlaces intermoleculares
video Enlace por puentes de hidrógeno

45 Enlaces intermoleculares
Enlace por puentes de hidrógeno

46 VAN DER WAALS DISPERSIÓN
Resumen enlaces IÓNICO COVALENTE METÁLICO ENLACES DE HIDRÓGENO VAN DER WAALS DISPERSIÓN

47 Tipos de sustancias Sustancia Iónica Metálica Sustancia Atómica
Sustancia Molecular Partículas constituyentes Cationes y Aniones Cationes y electrones deslocalizados Átomos Moléculas 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 Au3+ e- C H2O

48 Propiedades mecánicas Propiedades eléctricas
Tipos de sustancias Sustancia Iónica Metálica Sustancia Atómica Sustancia Molecular Partículas constituyentes Cationes y Aniones Cationes y electrones deslocalizados Átomos Moléculas Tipos de uniones Fuerzas electrostáticas Enlace iónico Fuertes 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 frágiles Duras o blandas Muy duras Muy blandas Propiedades eléctricas Aisladoras Conductoras Puntos de fusión Altos Moderados o altos Muy altos Bajos o moderados Solubilidad Solubles en agua y disolventes polares Insolubles en todos los disolventes Solubles en otros metales en estado líquido (aleaciones) 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, K2CO3, CaF2 Na, Fe, Al, Cu B, C: diamante y grafito, Si, Ge, As, Sb, SiO2, SiC, NB O2 ,Cl2, CO2, H2O, etanol: C2H5OH, S8, Naftaleno: C10H10

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

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. Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes, 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 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 Sustancias metálicas

53 Sustancias metálicas Sólidos duros o blandos Dúctiles y maleables
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. 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 Sustancias covalentes moleculares
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

55 Sustancias covalentes moleculares
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.

56 Sustancias covalentes moleculares
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.

57 Sustancias covalentes moleculares

58 Sustancias covalentes moleculares
gases líquidos

59 Sustancias covalentes moleculares

60 No tienen cargas libres.
Sustancias covalentes moleculares 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 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, CCl4 etc. 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. 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.

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

62 Sustancias covalentes atómicas

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

64 TIPOS DE SUSTANCIAS Comparación de algunas propiedades

65 Solubilidad

66 Conductividad eléctrica

67 Tipos de sustancias

68 Sistemas cristalinos

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70 GRUPOS PERÍODOS