ENLACE QUÍMICO

CURVAS DE ENERGÍA DE ENLACE Átomos de H enlazados Átomos de H alejados Energía de enlace Distancia de enlace Dos átomos están enlazados cuando alcanzan un mínimo de energía al aproximarse.

ENLACE IÓNICO Na Na+ + e- E.I Cl + e- Cl- A.I. SE DA ENTRE IONES DE DISTINTO SIGNO ENTRE ELEMENTOS MUY ALEJADOS EN EL S.P.con: ELEVADA AFINIDAD ELECTRÓNICA BAJA ENERGÍA DE IONIZACIÓN Na Na+ + e- E.I Cl + e- Cl- A.I.

ENLACE IÓNICO SE FORMAN REDES CRISTALINAS, NO HAY MOLÉCULAS CADA ION SE RODEARÁ DEL MAYOR NÚMERO POSIBLE DE IONES DE SIGNO CONTRARIO (NÚMERO DE COORDINACIÓN)

REDES CRISTALINAS

NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

ENERGÍA DE RED ECUACIÓN DE BORN- LANDÉ NA : Número de Avogadro z: Carga de los iones A: Constante de Madelung (depende de la geometría de la red r: Distancia de equilibrio entre iones n: Factor de compresibilidad (varía de 1 a 12) La energía de red es proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al tamaño de los mismos

Qf ½ D U S A I QF = S+ ½ D + A + I + U CICLO DE BORN HABER Na (s) + ½ Cl2 Na Cl (s) Cl· (g) Cl- + Na+ Na (g) S I ½ D A U ENERGÍAS ABSORBIDAS ENERGÍAS DESPRENDIDAS QF = S+ ½ D + A + I + U

CICLO DE BORN HABER

SOLUBLES EN AGUA SOLVATACIÓN DE IONES

Solubles en agua Conductores en disolución o fundidos

LOS IONES DE LA MISMA CARGA QUEDAN ENFRENTADOS FRAGILIDAD TENSIÓN LOS IONES DE LA MISMA CARGA QUEDAN ENFRENTADOS

ENLACE COVALENTE Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. e- de valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8 Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He). La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. G. N. Lewis

ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS Molécula de Hidrógeno: H2 Tipos de enlaces covalentes:

ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS REGLA DEL OCTETO Cl2 O2 H2O NH4+ Cl Cl O O O H H O N H + H N +

ESTRUCTURAS DE LEWIS REGLA DEL OCTETO C2H4 CH2O C2H4O2 HNO2 H C O H C

ESTRUCTURAS DE LEWIS OCTETO AMPLIADO H2SO4 PCl5 O S H P Cl

-O ESTRUCTURAS DE LEWIS RESONANCIA HNO2 NO2- H+ O- N O H O N O- N O O ANIÓN CARBONATO C O 2- C O Las estructuras resonantes sólo se diferencian en la distribución de los electrones, no en la de los núcleos

BeCl2 BF3 2 LINEAL 3 TRIGONAL PLANA 4 TETRAÉDICA CH4 TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA. N. Sidgwick H. Powell PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO 2 LINEAL BeCl2 3 TRIGONAL PLANA BF3 4 TETRAÉDICA CH4

PCl5 SF6 5 BIPIRÁMIDE TRIGONAL 6 OCTAÉDRICA TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA. N. Sidgwick H. Powell PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO 5 BIPIRÁMIDE TRIGONAL PCl5 6 OCTAÉDRICA SF6 ORDEN DE LAS FUERZAS DE REPULSIÓN P.S-P.PS. > P.S.-P.E. > P.E-P.E.

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V) L. Pauling. The Nature of Chemical Bonding (1931) Los electrones compartidos pertenecen a los orbitales de los átomos implicados Electrones en un mismo orbital tienen spines antiparalelos Un átomo forma tantos enlaces como electrones desapareados tenga (puede haber promoción)

SOLAPAMIENTO Al acercarse las nubes electrónicas se entrecruzan. Cuanto mayor sea el volumen compartido más fuerte es el enlace H Enlaces tipo  SIMETRÍA CILÍNDRICA F Enlaces tipo  ENLACES MÚLTIPLES

átomo de carbono en estado normal átomo de carbono en estado excitado ENLACES DEL CARBONO Configuración electrónica 1s   2s 2p PROMOCIÓN (PERMITE LA TETRACOVALENCIA) 1s   2s   2p Ener-gía 1s   2s   2p         px py pz px py pz átomo de carbono en estado normal         átomo de carbono en estado excitado      

GEOMETRÍA TETRAÉDRICA HIBRIDACIÓN sp3 s + 3p  4 sp3 HIBRIDACIÓN GEOMETRÍA TETRAÉDRICA

METANO CH4 4 ENLACES 

ETANO: HIBRIDACIÓN sp3

GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA HIBRIDACIÓN sp2 s + 2p  3 sp2 HIBRIDACIÓN GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA

ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

HIBRIDACIÓN sp2 BENCENO C6H6 ENLACES  ENLACES  6 orbitales p

HIBRIDACIÓN sp s + p  2 sp GEOMETRÍA LINEAL

ETINO: HIBRIDACIÓN sp

ETINO: HIBRIDACIÓN sp

POLARIDAD DE LOS ENLACES LOS ELECTRONES NO SIEMPE SON COMPARTIDOS AL 50% DEBIDO A DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE

MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNOS ENLACES COMUNES MOMENTO DIPOLAR Es un vector dirigido hacia el átomo más electronegativo. Mide la polaridad del enlace MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNOS ENLACES COMUNES Enlace Momento dipolar (D) Enlace Momento dipolar (D) Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad más carácter iónico tiene un enlace. Si es mayor que 1,7 se considera que el enlace es iónico.

Aunque los enlaces sean polares, la geometría puede hacer que una molécula sea apolar si la suma de los momentos dipolares de los enlaces (vectores) es nula. DIÓXIDO DE CARBONO (APOLAR)

TETRACLORURO DE CARBONO Enlaces polares, molécula apolar

Cloroformo Agua Amoniaco

FUERZAS INTERMOLECULARES ENTRE MOLÉCULAS DIFERENTES DEBIDAS A DÉBILES INTERACCIONES ELECTROSTÁTICAS PUENTES DE HIDRÓGENO FUERZAS DE VAN DER WAALS

ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES PUENTES DE HIDRÓGENO SE FORMAN SÓLO EN MOLÉCULAS CON ENLACES DE TRES TIPOS: F  H O  H N  H ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES La anomalía del agua indica que debe haber un enlace extra entre las moléculas de agua y por ello hay que suministrar más energía para separar las moléculas. Figure Number: 02-01-08UN Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen.

PUENTES DE HIDRÓGENO Figure Number: 02-01-08UN Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen. Los puentes de hidrógeno hacen que en el hielo quede mucho espacio entre las moléculas de agua, más que en el agua líquida y por ello flota sobre ella

PUENTES DE HIDRÓGENO ÁCIDO SALICÍLICO Figure Number: 02-01-08UN Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen.

PUENTES DE HIDRÓGENO Los puentes de H también son responsables de la estructura espacial de muchas biomoléculas: proteínas, ADN, etc. Figure Number: 02-01-08UN Title: Hydrogen Bonding in Water Caption: The hydrogen bond forms between the hydrogen of one water molecule and a nonbonding pair of electrons on the oxygen of the other water molecule. Notes: The hydrogens on the water molecule have a slightly positive charge, and the oxygen has a slightly negative charge. The positively charged hydrogens are attracted to the nonbonding electron pairs on the negatively charged oxygen.

FUERZAS DE VAN DER WAALS FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO PERMANENTE Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

FUERZAS DE VAN DER WAALS FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO INDUCIDO Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

FUERZAS DE VAN DER WAALS FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS DIPOLO INDUCIDO - DIPOLO INDUCIDO (FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON) Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

FUERZA RELATIVA DE LOS ENLACES (En términos relativos, si se da valor 1 a la fuerza de unión Van der Waals). Unión Van der Waals 1 (1-7 kJ/mol) Unión por puente de hidrógeno 10 (8-40 kJ/mol) Unión covalente 100 (125-1100 kJ/mol)

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES SÓLIDOS MOLECULARES BAJOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN NO CONDUCTORES SOLUBLES SEGÚN SU POLARIDAD AGUA, HELIO, GLUCOSA, BUTANO, ETANOL… Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES SÓLIDOS COVALENTES FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN INSOLUBLES Figure Number: 02-01 Title: van der Waals Forces/Dipoles Caption: van der Waals forces are induced dipole–induced dipole interactions. Notes: The molecules of an alkane are held together by these induced dipole–induced dipole interactions known as dispersion forces or London forces. In order for an alkane to boil, these forces must be disrupted. DIAMANTE GRAFITO

CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DE LOS METALES conductividad eléctrica conductividad térmica ductilidad maleabilidad elasticidad dureza y densidad brillo metálico y opacidad estructuras cristalinas compactas: cúbica centrada en el espacio (cce) cúbica compacta (cc) hexagonal compacta (hc)

EMPAQUETAMIENTO COMPACTO CCE IC 8 32% HC IC 12 26% CC IC 12 26%

MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO El corazón del átomo metálico, positivo, está bañado en un gas de electrones de la capa de valencia de todos los átomos del cristal.

Enlace no direccional stress mecánico La red cristalina sometida a tensiones mecánicas no se rompe, se deforma: DUCTILIDAD, MALEABILIDAD

Metal Punto de fusión (°C) Na 97,8 Fe 1536 W 3407 FUERZA DEL ENLACE METÁLICO Metal Punto de fusión (°C) Na 97,8 Fe 1536 W 3407