EL ENLACE QUÍMICO.

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1 EL ENLACE QUÍMICO

2 Planteamiento del problema
La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante. ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?

3 Planteamiento del problema
¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl? ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular? ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…? ¿Por qué el SiO2 (sílice) es una de las sustancias más duras que existen y el CO2 es un gas?

4 Conductividad eléctrica
El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias: Sustancia IÓNICA COVALENTE METÁLICA T fusión T ebullición ↑ ↓↓* ↑* Solubilidad en agua otro disolvente ↓↓ ↓ Conductividad eléctrica (sólido) ↓↓ (líquido) ↑

5 Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

6 Que s’uneixen per mitjà de
Els elements El sistema periòdic que consta de DIVUIT GRUPS SET PERIODES i conté METALLS NO-METALLS SEMIMETALLS GASOS NOBLES S’ordenen Estan formats per ÀTOMS Que s’uneixen per mitjà de ENLLAÇ IÒNIC En què es formen CRISTALLS IÒNICS MOLÈCULES CRISTALLS MOLECULARS COVALENT METÀL·LIC CRISTALLS METÀL·LICS CRISTALLS COVALENTS o ATÒMICS

7 Una primera aproximación para interpretar el enlace
A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO

8 Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto
Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones. No metales: alta electronegatividad, Tienden a coger electrones

9 Según el tipo de átomos que se unen:
Metal–No metal. Uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones): Enlace IÓNICO No metal–No metal. Comparten electrones: Enlace COVALENTE Metal–Metal: ambos ceden electrones (sólo cationes), electrones comunitarios, electrones libres: Enlace METÁLICO

10 Tipos de enlace entre átomos
Iónico Metálico Covalente

11 Enlace iónico El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

12 “Molécula” de NaCl 1-                                                                                                                   1+ Diagramas de Lewis: sólo figuran los electrones del último nivel (de valencia)

13 - - - - - + - - - - - - Cl- ENLACE IÓNICO + Li+ Cl Li IÓN CLORURO
1- - + - - - Li 1+ IÓN CLORURO - - ANIÓN - Cl- ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA IÓN LITIO Li+ CATIÓN

14 Redes iónicas cristalinas
CsCl NaCl

15 Propiedades compuestos iónicos
Elevados puntos de fusión y ebullición Solubles en agua No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrólisis) Son duros (rayado difícil). No es fácil separar las partículas (iones) enlazadas Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

16 Solubilidad de las sustancias iónicas en agua
H Cl1- Na1+

17 FRAGILIDAD DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS

18 Enlace metálico Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo o distinto elemento metálico (electronegatividad baja). Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”. Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres,DESLOCALIZADOS, que no pertenecen a ningún átomo en particular. Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco, están formadas por moléculas.

19 Fe  Fe e Fe El modelo del mar o nube de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico                                

20 MODELO DEL ENLACE METÁLICO
+ +

21 Propiedades sustancias metálicas
Elevados puntos de fusión y ebullición Insolubles en agua Conducen la electricidad incluso en estado sólido. La conductividad es mayor a bajas temperaturas. Pueden deformarse sin romperse: tenaces, dúctiles (hilables) y maleables (laminables)

22 MALEABILIDAD EN LOS METALES
AL GOLPEAR LOS METALES SE FORMAN LÁMINAS + + + + + + + + + + + + +

23 DUCTILIDAD EN LOS METALES
AL ESTIRAR UN METAL SE FORMA UN ALAMBRE + + + + + + + + + + + + + + +

24 CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA EN UN METAL
- + + - + - + + - + - + + - + - +

25 Electrones muy localizados.
Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. Electrones muy localizados.

26 Diferentes tipos de enlace covalente
Enlace covalente normal: Simple Múltiple: doble o triple Polaridad del enlace: Apolar Polar Enlace covalente dativo o coordinado

27 Enlace covalente normal
Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

28 CARACTER DEL ENLACE QUÍMICO
% DE IONICIDAD DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD TIPO DE ENLACE COVALENTE PURO POLAR IONICO MAYOR DE 60% MAYOR DE 1.9 MENOR DE 60 % MENOR DE 1.9 MAYOR DE 0 CERO

29 Polaridad del enlace covalente
Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

30 ENLACE COVALENTE H H H H O O O O

31 Enlace covalente O O C O C O O O H H H

32 Enlace covalente dativo o coordinado
Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

33 EJEMPLO DE ENLACE COVALENTE
COORDINADO O DATIVO : IÓN AMONIO NH41+

34 A modo de resumen : Enlaces de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O: ˙ ˙ Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo ˙ ˙ S ═ O: :O ← S ═ O: ˙ ˙ :O ← ↓ :O: Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinados o dativos

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36 Cómo se presentan las sustancias covalentes
Redes o cristales covalentes o atómicos Moléculas (de pequeñas, con pocos átomos a macromoléculas) (MOLÉCULAS: partículas formadas por un conjunto limitado de al menos dos átomos enlazados mediante enlace covalente)

37 Redes covalentes Grafito: láminas de átomos de carbono
Diamante: tetraedros de átomos de carbono Grafito: láminas de átomos de carbono La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper (gran dureza). Los electrones compartidos están muy localizados.

38 Moléculas Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…)
Si el enlace es polar: Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes) Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)

39 Enlace polar: Moléculas polares

40 Moléculas apolares con enlaces polares:
En el CO2 existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la molécula covalente no es polar. Esto es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O. O = C = O δ+ δ-

41 Propiedades de los compuestos covalentes (moleculares)
No conducen la electricidad (no tienen cargas libres) Solubles: moléculas apolares – apolares o polares- polares Insolubles: moléculas polares - apolares Bajos puntos de fusión y ebullición (gases, líquidos o sólidos “blandos”) Fuerzas intermoleculares en el caso de líquidos y sólidos

42 Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals (sustancias moleculares)
Fuerzas entre dipolos permanentes Fuerzas de enlace de hidrógeno Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London o de dispersión)

43 Fuerzas entre moléculas polares (dipolos permanentes) HCl, HBr, HI…
- +

44 Enlace o puente de hidrógeno Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas HF H2O NH3

45 Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

46 Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Estructura del hielo y del agua líquida

47 PUNTO DE EBULLICIÓN COMPARATIVO DEL AGUA
                     

48 Enlaces de hidrógeno en el ADN
Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Interior hidrófobo Esqueleto desoxiribosa fosfato Enlaces de hidrógeno Exterior hidrófilo A: adenina G: guanina C: citosina T: timina Bases nitrogenadas Repulsión electrostática

49 Fuerzas entre dipolos transitorios o instantáneos (Fuerzas de London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.

50 Efecto del número de electrones sobre el punto de ebullición de sustancias no polares explicado por fuerzas de London o de dispersión. Gases nobles Halógenos Hidrocarburos Elect. Ma PE ºC Mm He 2 4 -269 F2 18 38 -188 CH4 10 16 -161 Ne 20 -246 Cl2 34 71 -34 C2H6 30 -88 Ar 40 -186 Br2 70 160 59 C3H8 26 44 -42 Kr 36 84 -152 I2 106 254 184 C4H10 58

51 MAPA CONCEPTUAL DE ENLACE QUÍMICO
       

52 A modo de resumen: