EL ENLACE QUÍMICO ESTEFANÍA SANZ MOÑINO

Presentación del tema: "EL ENLACE QUÍMICO ESTEFANÍA SANZ MOÑINO"— Transcripción de la presentación:

1 EL ENLACE QUÍMICO ESTEFANÍA SANZ MOÑINO
MÁSTER DE FORMACIÓN DEL PROFESORADO EN EDUCACIÓN SECUNDARA

2 EL ENLACE QUÍMICO INTRODUCCIÓN. EL ENLACE QUÍMICO EL ENLACE IÓNICO
EL ENLACE COVALENTE EL ENLACE METÁLICO FUERZAS INTERMOLECULARES RESUMEN

3 INTRODUCCIÓN. EL ENLACE QUÍMICO.
El enlace químico es la FUERZA responsable de la unión. En este enlace intervienen los e- de los niveles más externos, e- DE VALENCIA. Los átomos, moléculas, iones, etc. se unen para generar un sistema de MÍNIMA ENERGÍA y por tanto MÁXIMA ESTABILIDAD. Excepción: GASES NOBLES. REGLA DEL OCTETO: 8 e- en la capa de valencia.

4 EL ENLACE IÓNICO Fuerza electrostática que se genera entre un METAL (carga +, catión) y un no METAL (carga -, anión)

5 ENLACE IÓNICO Los compuestos iónicos forman REDES IÓNICAS CRISTALINAS.
Los iones ocupan el MENOR VOLUMEN POSIBLE (máximo empaquetamiento). El cristal debe ser NEUTRO. El número de iones de signo contrario que rodean a un ion x se denomina ÍNDICE o NÚMERO DE COORDINACIÓN n= 𝑟 𝐶 + 𝑟 𝐴 − .

6 ENLACE IÓNICO Existen 14 tipos de empaquetamiento: las REDES DE BRAVAIS.

7 ENLACE IÓNICO Los intercambios energéticos involucrados en la formación de cristales iónicos vienen determinados por el CICLO DE BORN-HABER

8 EL ENLACE COVALENTE Fuerza de unión entre dos NO METALES, generalmente muy electronegativos o entre un NO METAL y el HIDRÓGENO. Se produce una COMPARTICIÓN de e-, forma MOLÉCULAS. Enlace DIRECCIONAL (más fuerte que el enlace iónico).

9 EL ENLACE COVALENTE La teoría de LEWIS se basa en la REGLA DEL OCTETO.
Al unirse 2 átomos no metálicos, comparten e-, formando PARES, de ENLACE o de NO ENLACE.

10 EL ENLACE COVALENTE Puede que uno de los átomos aporte UN PAR DE e- y el otro átomo UN ORBITAL VACÍO: tenemos un enlace COORDINADO O DATIVO.

11 EL ENLACE COVALENTE La teoría de Lewis tiene algunos inconvenientes:
Existen excepciones a la regla del octeto : BF3, CO. No explica la GEOMETRÍA de las moléculas (H2O). Aparece la TEORÍA CUÁNTICA: TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES (TOM) TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV) ESTADOS EXCITADOS (C, P, S,…) SOLAPAMIENTO DE ORBITALES (σ, π).

12 EL ENLACE COVALENTE Para explicar la GEOMETRÍA de las moléculas se utiliza el método de REPULSIÓN DE PARES DE e- EN LA CAPA DE VALENCIA (RPECV). Tiene en cuenta la DISTANCIA DE ENLACE y el ÁNGULO DE ENLACE. Para explicarlo todo se recurre a la HIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES. HIBRIDACIONES

13 EL ENLACE COVALENTE Otro parámetro a tenerse en cuenta en la POLARIDAD de las moléculas resultantes.

14 EL ENLACE METÁLICO Se forma entre átomos METÁLICOS (electropositivos y con E.I bajas). Su elevada CONDUCTIVIDAD se explica mediante la teoría del MAR DE e-: los átomos se desprenden de sus e-, que quedan circulando por los huecos de la red formada por los cationes. La teoría que explica la formación de estas redes cristalinas es la TEORÍA DE BANDAS: debido al enorme nº de átomos que la forman, consideraremos los orbitales como bandas continuas. Banda de VALENCIA. Banda de CONDUCCIÓN.

15 FUERZAS INTERMOLECULARES (Van der Waals y Puente de Hidrógeno)
Interacciones DIPOLO – DIPOLO: entre moléculas de sustancias POLARES. Incrementan las TF y TE de las sustancias. Separación de cargas sólo PARCIAL, más débiles que E. Iónico. ENLACES DE HIDRÓGENO. Interacciones DIPOLO – DIPOLO INDUCIDO: entre moléculas de distintas sustancias, una POLAR y otra APOLAR. La primera genera un dipolo en la segunda. Explica solubilidad de O2, N2. Fuerzas de DISPERSIÓN DE LONDON: entre moléculas APOLARES. Se genera un dipolo en una y éste induce otro dipolo en la otra molécula.

16 PROPIEDADES GENERALES
RESUMEN ENLACE NATURALEZA FORMA ESTRUCTURA EJ. PROPIEDADES GENERALES Iónico Transferencia de e-. Atracción de iones fuerte. No direccional. Red de iones cristalina Cristales iónicos (sólido), e- localizados NaCl, K2O PF, PE elevados. Solubles en agua. Duros, pero frágiles. Conductores (disuelto o fundido) Covalente Átomos de similar electronegatividad que comparten e- Moléculas Moléculas unidas por pdH o VdW H2, H2O, NH3 PF, PE bajos No conductores Disuelven comp. iónicos Red de átomos Cristales con e- localizados C, SiO2 PF, PE muy altos Sólidos muy duros Insolubles Malos conductores

17 PROPIEDADES GENERALES
RESUMEN ENLACE NATURALEZA FORMA ESTRUCTURA EJ. PROPIEDADES GENERALES Metálico Red de cationes y e- moviéndose libremente Red de átomos Cristales metálicos con e- libres. Na, Fe, Au, Hg Sólidos (Hg) Dureza diversa Dúctil, maleable Conductores del calor y la electricidad F. Intermoleculares Fuerzas de Van der Waals “Redes” de moléculas Moléculas libres que interaccionan HI – HI O2 – H2O PF, PE bajos (algo más elevados que sin unir) Puente de Hidrógeno Moléculas libres con átomos electronegativos que interaccionan H2O – H2O PF, PE más elevados que VdW Líquido a T ambiente