6/3/20161 Si miramos a nuestro alrededor, ¿Qué vemos?

Presentación del tema: "6/3/20161 Si miramos a nuestro alrededor, ¿Qué vemos?"— Transcripción de la presentación:

1 6/3/20161 Si miramos a nuestro alrededor, ¿Qué vemos?

2 6/3/20162

3 QUIMICA Ciencia que estudia la sustancia Sus cambios químicos y físicos, sus propiedades y energía. Sustancia Es todo aquello que nos rodea, que posee masa y que ocupa volumen.

4 6/3/20164

5 5 PROPIEDADES Y CAMBIOS DE LA MATERIA Hay dos tipos de propiedades en la sustancia: propiedades físicas y propiedades químicas. ¿Cuál es la diferencia entre propiedad física y química, una analogía ? PROPIEDADES FISICAS APARIENCIA Ej: Altura Color del pelo Color de ojos Peso PROPIEDADES QUIMICA PERSONALIDAD reacción frente a diversas situaciones actitud ante la vida

6 6/3/20166 Propiedades físicas Intensivas o Específicas No dependen de la cantidad de materia Extensivas o Generales Dependen de la cantidad de materia Propiedad física Son aquellas propiedades que presenta la sustancia y que al ser observadas NO CAMBIAN SU COMPOSICIÓN química. Ej. color, olor,dureza, ctes físicas.

7 6/3/20167 PROPIEDADES GENERALES O EXTENSIVAS masa volumen longitud inercia divisibilidad

8 6/3/20168 PROPIEDADES ESPECÍFICAS o INTENSIVAS brillo Temperatura de fusión y ebullición viscosidad color maleabilidad conductividad

9 6/3/20169 ductibilidad dureza densidad solubilidad Sabor textura

10 6/3/201610 PROPIEDADES QUÍMICAS Son aquellas que se observan cuando la sustancia experimenta un cambio en su composición. C (s) + O 2(g) → CO 2 (g) Carbono + Oxígeno → Bióxido de carbono

11 6/3/201611 Combustión Digestión Oxidación Fluorescencia

12 6/3/201612 CAMBIO FISICO Y QUIMICO

13 6/3/201613 CAMBIOS FISICOS No se altera la naturaleza fundamental de la sustancia No se generan nuevas sustancias Son reversibles Fusión de la cera Disolución del azúcar Electrización del vidrio Dilatación de un metal Transmisión de calor Cambios de estado.

14 6/3/201614 CAMBIOS QUÍMICOS Se altera la naturaleza fundamental de la sustancia Se generan nuevas sustancias Son irreversibles Corrosión de los metales Explosión de una bomba Revelado de una foto Encender un cerillo Fenómeno de Fotosíntesis Digestión de los alimentos Acción de los medicamentos

15 6/3/201615 Estados de agregación la Materia

16 6/3/201616

17 6/3/201617 CARACTERÍSTICAS DE LOS SÓLIDOS Las partículas que lo forman se encuentran ordenadas espacialmente, ocupando posiciones fijas, dando lugar a una estructura interna cristalina, debido a que las fuerzas intermoleculares son muy fuertes. Las partículas pueden ser: moléculas, átomos o iones. Si las partículas son ÁTOMOS, los mismos están unidos por enlaces covalentes que son muy fuertes, pero los átomos deben mantener una posición fija, sino el enlace se rompe. Estos sólidos son muy duros, pero frágiles, y presentan punto de fusión y ebullición elevados, como el DIAMANTE. Si las partículas son MOLÉCULAS, las mismas se encuentran unidas entre si por las fuerzas de débiles. Estos sólidos son blandos, y presentan puntos de fusión y ebullición bajos, como el AZÚCAR. Si las partículas son IONES: puede tratarse de compuestos iónicos: debido a la fuerte atracción electrostática entre los iones opuestos, son sólidos duros, pero frágiles y no conducen la corriente eléctrica. Cuando se encuentran en solución diluida, dicha solución conduce la corriente eléctrica. puede tratarse de metales: iones positivos rodeados de electrones, que son buenos conductores de la corriente eléctrica, duros y presentan puntos de fusión y ebullición altos, como por ejemplo COBRE, ORO, PLATA

18 6/3/201618 FUERZAS INTERMOLECULARES LIQUIDOS Cada molécula se encuentra rodeada por otras moléculas que la atraen, en el interior del líquido, siendo iguales todas las fuerzas de atracción, por lo que es como si no se efectuara ninguna fuerza sobre la misma. Las moléculas de la superficie se mantienen unidas a través de una fuerza que se manifiesta en la TENSIÓN SUPERFICIAL. Las fuerzas intermoleculares son lo suficientemente fuertes como para impedir que las moléculas se separen, pero no para mantenerlas fijas. Debido a las fuerzas de atracción los líquidos tienen volumen propio.

19 6/3/201619 PLASMA ESTADO DE LA MATERIA QUE SE CARACTERIZA POR HABER SIDO LOS ELECTRONES DE UN GAS ACELERADOS HASTA SEPARARSE DE LOS ATOMOS En 1930 Langmuir introdujo el término de plasma (del griego moldeable).Para designar a los gases ionizados existentes en el universo. compuesto por electrones y iones (+) a temperaturas mayores a 5000º C. * Cuando la materia se calienta a estas temperatura las colisiones entre las partículas son violentas que se pueden desprender electrones de los átomos.

20 6/3/201620

21 6/3/201621 Gas Líquido Sólido Sublimación Vaporización Fusión Condensación Solidificación Sublimación Rev

22 Sublimación: Aplicaciones Liofilización: deshidratación a baja presión 1)Congelar café molido 2)Disminuir la presión 3)El agua sólida pasa a agua gas, que se elimina. Ventajas: * Evita secado por calentamiento (destruiría moléculas del sabor) * Evita que se estropee (en ausencia de agua no crecen bacterias)

23 6/3/201623

24 6/3/201624

25 6/3/201625

26 6/3/201626 NOMBRE COMUN NOMBRE CIENTIFICO FORMULA PARA QUE SE UTILIZA SalCloruro de sodioNaClSazonador Amoniaco NH 3 Desinfectante Leche de magnesia Hidróxido de magnesio Mg(OH) 2 Antiácido y laxante Hielo secoDióxido de carbonoCO 2 Extinguidor de fuego Sosa cáusticaHidróxido de sodioNaOH Fabricación de jabón Mármol, piedra caliza. Carbonato de calcioCaCO 3 En la industria del cemento, antiácido, prevenir diarrea AguaAgua puraH2OH2OBeber, lavar. Ácido de bateríaÁcido sulfúricoH 2 SO 4 Limpiador de metales. CuarzoÓxido de silicio (IV)SiO 2 Arena para construcción Anestesia Dióxido de nitrógeno N2ON2OAnestésico Polvo de hornear Carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio NaHCO 3 Antiácido, extinguidor de fuego los compuestos químicos utilizados en el hogar en cualquier sitio se conocen con un nombre vulgar pero sin lugar a duda tienen un nombre científico estos son algunos ejemplos:

27 6/3/201627

28 Standard Units of Measure Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

29 29 The Standard Units SI units –Système International = International System

30 30 Length Measure of the two-dimensional distance an object covers –often need to measure lengths that are very long (distances between stars) or very short (distances between atoms) SI unit = meter –about 3.37 inches longer than a yard 1 meter = distance traveled by light in a specific period of time Commonly use centimeters (cm) –1 m = 100 cm –1 cm = 0.01 m = 10 mm –1 inch = 2.54 cm (exactly)

31 31 Mass Measure of the amount of matter present in an object –weight measures the gravitational pull on an object, which depends on its mass SI unit = kilogram (kg) –about 2 lbs. 3 oz. Commonly measure mass in grams (g) or milligrams (mg) –1 kg = 2.2046 pounds, 1 lb. = 453.59 g –1 kg = 1000 g = 10 3 g –1 g = 1000 mg = 10 3 mg –1 g = 0.001 kg = 10 −3 kg –1 mg = 0.001 g = 10 −3 g

32 Tro: Chemistry: A Molecular Approach 32 Time Measure of the duration of an event SI units = second (s) 1 s is defined as the period of time it takes for a specific number of radiation events of a specific transition from cesium–133 Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

33 Temperature Measure of the average amount of kinetic energy caused by motion of the particles 33

34 Tro: Chemistry: A Molecular Approach 34 Temperature Scales Fahrenheit scale, °F –used in the U.S. Celsius scale, °C –used in all other countries Kelvin scale, K –absolute scale no negative numbers –directly proportional to average amount of kinetic energy –0 K = absolute zero Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

35 Tro: Chemistry: A Molecular Approach 35 Fahrenheit vs. Celsius Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e Kelvin vs. Celsius

36 36 Volume Derived unit –any length unit cubed Measure of the amount of space occupied SI unit = cubic meter (m 3 ) Commonly measure solid volume in cubic centimeters (cm 3 ) –1 m 3 = 10 6 cm 3 –1 cm 3 = 10 −6 m 3 = 0.000 001 m 3 Commonly measure liquid or gas volume in milliliters (mL) –1 L = 1 dm 3 = 1000 mL = 10 3 mL –1 mL = 0.001 L = 10 −3 L –1 mL = 1 cm 3

37 37 Common Units and Their Equivalents Length 1 kilometer (km)=0.6214 mile (mi) 1 meter (m)=39.37 inches (in.) 1 meter (m)=1.094 yards (yd) 1 foot (ft)=30.48 centimeters (cm) 1 inch (in.)=2.54 centimeters (cm) exactly

38 Tro: Chemistry: A Molecular Approach38 Common Units and Their Equivalents Volume 1 liter (L)=1000 milliliters (mL) 1 liter (L)=1000 cubic centimeters (cm 3 ) 1 liter (L)=1.057 quarts (qt) 1 U.S. gallon (gal)=3.785 liters (L) Mass 1 kilogram (km)=2.205 pounds (lb) 1 pound (lb)=453.59 grams (g) 1 ounce (oz)=28.35 grams (g) Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

39 6/3/201639 Hormiga Atómica

40 40 Época griega DEMÓCRITO DE ABDERA (418 a de C) Primera teoría sobre la constitución de la materia.  La materia estaba formada por pequeñas partes llamadas átomos y entre ellos solo había vacío.  Los átomos eran eternos, indivisibles y de la misma naturaleza.  Diferían en forma, tamaño y distribución en un cuerpo.

41 41 Las ideas de Demócrito no fueron admitidas; la influencia de Aristóteles, otro gran pensador griego, hizo que se impusiese la teoría de los cuatro elementos. Según Aristóteles, la materia estaba formada por cantidades variables de  Tierra  Agua  Aire  Fuego

42 42 El predominio de uno u otro de estos elementos hacía que la materia fuera: Húmeda Fría Seca Caliente

43 43 La Edad Media En el mundo cristiano, la teoría de Aristóteles fue adoptada por los alquimistas, precursores de los científicos, que desarrollaron su actividad durante toda la Edad Media

44 44 Los alquimistas de la Edad Media creían que para lograr la transformación de metales como el plomo, sin gran valor, en oro o plata, había que agregar y combinar una cantidad justa de mercurio, a fin de lograr la transmutación. También pensaban que para que esta reacción se produjera tendría que ocurrir en presencia de un catalizador (sustancia que provoca la modificación de ciertos cuerpos sin modificarse ella misma) al que se llamó piedra filosofal. La historia de la alquimia es básicamente la historia de la búsqueda de este catalizador.

45 45 Tuvieron que pasar veinte siglos para que un químico inglés llamado John Dalton retomara las ideas de Demócrito y publicase, en 1808, su famosa teoría atómica:  La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles.  Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica.  Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos.  Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.

46 6/3/201646 Teoría Atómica ¿Constitución de la materia? Estructura Atómica Conceptos Tipos de átomos ÁTOMO

47 6/3/201647 Estructura Atómica El ÁTOMO unidad básica de toda la materia.

48 6/3/201648 Partículas subatómicas PartículaCargaMasa Protón (p + )+11 Neutrón (n)01 Electrón (e - )1/1840

49 6/3/201649 Número atómico (Z): Indica el nº de protones del núcleo Z = p + Átomo neutro p + = e - Z = p + = e -

50 6/3/201650 11 Na : 19 K : 17 Cl: Nº Protones 11 Nº Electrones 11 Nº Protones 19 Nº Electrones 19 Nº Protones 17 Nº Electrones 17

51 6/3/201651 Número másico (A): Es la suma entre los protones y neutrones. A = p + + n 0 Como Z = p + se cumple A = Z + n 0 Despejando los p + + n 0 tenemos p + = A - n 0 n 0 = A – p +

52 6/3/201652 Representación del átomo de un elemento A = Nº másico Z = Nº atómico X = Carga iónica Y = Atomicidad

53 6/3/201653 Iones Catión: - pierden electrones - Tienen Carga positiva Ej: 11 Na +

54 6/3/201654 Anión: - Ganan electrones - Tienen carga negativa Ej: 17 Cl -

55 6/3/201655 Determinación de partículas atómicas ProtonesNeutronesElectrones 222622 ProtonesNeutronesElectrones 354436 ProtonesNeutronesElectrones 12 10 Br - Mg 2+ Ti 79 24 48 35 12 22

56 6/3/201656 Tipos de átomos Isótopos: -Átomos de un mismo elemento -Tienen = Z y ≠ A

57 6/3/201657 Isóbaros: -Átomos de distintos elementos -Tienen = A y ≠ Z Isótonos: -Átomos de distintos elementos -Tienen = n, ≠ Z y ≠ A

58 6/3/201658 Isoelectrónicos Son átomos que tienen igual números de electrones. Ejemplo 10 Ne; 11 Na + ; 12 Mg 2+ ; 9 F - = 10 e -

59 6/3/201659

60 6/3/201660 Números cuánticos Son valores numéricos discretos que nos indican las características de los electrones en los átomos,

61

62 Número cuántico principal (n): Representa al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3,....) Se le asocia a la idea física del volumen del orbital. n = 1, 2, 3, 4,.......

63 Número cuántico secundario o azimutal (l): Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal (n), es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y n - 1, incluyendo al 0. Tipo de orbital Valor l Nº orbitales Nº e - s012 p136 d2510 f3714

64 Número cuántico magnético (m o ml): Describe las orientaciones espaciales de los orbitales. Sus valores son todos los enteros entre -l y +l, incluyendo al 0.

65 Valor de m según el ingreso del último electrón al orbital.

66 Número cuántico de spin (s o ms): Informa el sentido del giro del electrón en un orbital. Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está completo o incompleto. Su valor es +1/2 o -1/2

67 En una configuración electrónica, un electrón puede ser representado simbólicamente por: Los números cuánticos para el último electrón en este ejemplo serían: n = 3 l = 1 m = -1 s = +1/2 3p 1 Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital Indica el número cuántico secundario (l) Indica el número cuántico principal (n)

68 Configuración electrónica Corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

69 Configuración electrónica y principios que la regulan Principio de establece que los electrones irán ocupando los niveles de más baja energía. 1. Principio de Construcción

70 Principio de exclusión de Pauling Establece que no pueden haber 2 electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Primer electrón n= 1 l= 0 m= 0 s= +1/2 Segundo electrón n= 1 l= 0 m= 0 s= -1/2

71 Principio de máxima multiplicidad: Regla de Hund Establece que para orbitales de igual energía, la distribución más estable de los electrones, es aquella que tenga mayor número de espines paralelos, es decir, electrones desapareados. Esto significa que los electrones se ubican uno en uno (con el mismo espin) en cada orbital y luego se completan con el segundo electrón con espin opuesto.

72 Escribiendo configuraciones electrónicas Conocer el número de electrones del átomo (Z = p = e). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo. Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e). Verificar que la suma de los superíndices sea igual al número de electrones del átomo.

73 11 Na  Configuración electrónica para 11 electrones 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Números cuánticos n = 3 = 0m = 0 Notación global

74 Notación global externa Es más compacta que la anterior. Se remplaza parte de la configuración electrónica por el símbolo del gas noble de Z inmediatamente anterior al elemento. Gases nobles: 2 He; 10 Ne; 18 Ar; 36 Kr; 54 Xe; 86 Rn. 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 1 ( 10 Ne) 3s 1

75 Configuración de iones Cationes: Átomos que pierden electrones Aniones: Átomos que ganan electrones. 11 Na + 16 S 2- 1s 2 2s 2 2p 6 ( 10 Ne) 3s 2 3p 6 10 e- 18 e-

76 6/3/201676

77 6/3/201677

78 6/3/201678 BloqueGrupoNombresConfig. Electrón. s 1212 Alcalinos Alcalino-térreos n s 1 n s 2 p 13 14 15 16 17 18 Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s 2 p 1 n s 2 p 2 n s 2 p 3 n s 2 p 4 n s 2 p 5 n s 2 p 6 d3-12Elementos de transiciónn s 2 (n–1)d 1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s 2 (n–1)d 1 (n–2)f 1-14

79 6/3/201679 TAMAÑO ATOMICO ENERGIA DE IONIZACION AFINIDAD ELECTRONICA ELECTRONEGATIVIDAD Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo.

80 6/3/201680

81 6/3/201681 ENERGÍA DE IONIZACIÓN. La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso en su estado fundamental Ca (g) + EI Ca + (g) + e - La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado: Ca + (g) + 2ªEI Ca 2+ (g) + e -

82 6/3/201682 AFINIDAD ELECTRÓNICA. Afinidad electrónica es la energía puesta en juego que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería: F (g) + e - F - (g) + 328 KJ / mol se desprende energía  AE  0 (AE=- 328 KJ /mol) Be (g) + e - + 240 KJ / mol Be - (g) se absorbe energía  AE  0(AE=+ 240 KJ /mol) La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más energía

83 6/3/201683 ELECTRONEGATIVIDAD. La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas: Escala de Mulliken: Considera la electronegatividad como una propiedad de los átomos aislados. Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7

84 6/3/201684 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE LA SIGUIENTE MANERA

85 6/3/201685 Enlace químico

86 6/3/201686 Enlace químico Fuerza de atracción que mantiene unidas a los átomos, moléculas, iones formando agrupaciones de mayor estabilidad (contienen menor energía).

87 6/3/201687 ¿Cómo se logra la estabilidad? Gracias a la tendencia de los átomos para alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles (ns 2 np 6 ) He 1s 2 (ns 2 ) Completar 2 electrones Regla del dueto Demás gases nobles (ns 2 np 6 ) Completar 8 electrones Regla del octeto

88 6/3/201688 ¿Quiénes participan en la formación del Enlace Químico? Participan los electrones del último nivel de energía, los cuales reciben el nombre de electrones de valencia. Los electrones de valencia se representan por cruces o puntos alrededor del símbolo del elemento en los llamados Símbolos de Lewis.

89 6/3/201689 ElementoZConfiguración electrónica e - de valencia Hidrógeno (H) 11s 1 1 Nitrógeno (N) 71s 2 2s 2 2p 3 5 Sodio (Na)11[ 10 Ne] 3s 1 1 Argón (Ar)18[ 10 Ne] 3s 2 3p 6 8

90 6/3/201690 Tipos de enlace químico Se da entre elementos de distinta electronegatividad. Generalmente entre un elemento metálico (G IA y IIA) y un elemento no metálico (G VIA y VIIA). Se caracteriza por la transferencia de electrones desde el metal (pierde e - ) al no metal (gana e - ). Ejemplo: NaCl, CaCl 2, AlF 3, Li 2 O, K 2 S 1. Enlace iónico

91 6/3/201691 Características  La atracción se realiza en todas direcciones de tal manera que no existen moléculas si no inmensos cristales con determinadas formas geométricas.  Los compuestos iónicos son sólidos y cristalinos, lo que implica que para romper este enlace se requiere una gran cantidad de energía (T > 400ºC)  En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al fundirlos o disolverlos en agua, conducirán la corriente eléctrica.  Existen reglas empíricas que indican que si: ∆E.N › 1,7es un enlace iónico.  Se disuelven en disolventes polares como el agua.  Son frágiles, es decir, se rompen con facilidad.

92 6/3/201692

93 6/3/201693 2. Enlace covalente Se origina entre elementos no metálicos con electronegatividades semejantes. Se caracteriza por la compartición de electrones de valencia. Se forma un compuesto covalente cuando ∆E.N ‹ 1,7. Existen distintos tipos de enlaces covalentes:

94 6/3/201694 2.1 Enlace Covalente Apolar Este enlace se origina entre 2 no metales de un mismo elemento y los electrones compartidos se encuentran en forma simétrica a ambos átomos, y se cumple que ∆E.N = 0. Ejemplo: H 2, Cl 2, Br 2, F 2,O 2, N 2

95 6/3/201695 2.2 Enlace Covalente Polar Se origina entre no metales de distintos elementos, se caracteriza por existir una compartición aparente de cargas debido a una diferencia de electronegatividad (0 ‹ ∆E.N ‹ 1,7) Ejemplos: H 2 O, NH 3, HCl, CH 4, HF

96 6/3/201696 2.3 Enlace múltiple Se produce cuando se comparten más de un par electrónico para obtener la configuración del gas noble. Si se comparte 2 pares de electrones se denomina enlace doble, y si se comparten 3 pares de electrones se llama enlace triple. Ejemplo: O 2, N 2

97 6/3/201697 2.4 Enlace covalente coordinado o Dativo Es un enlace en el cual uno de los átomos brinda el par de electrones para completar el octeto. Ejemplo: NH 4 +, SO 2, SO 3, H 2 SO 4, H 2 SO 3

98 6/3/201698 Características Los compuestos covalentes polares son solubles en solventes polares. Los compuestos covalentes no polares son solubles en solventes no polares o apolares. Las temperaturas de ebullición y de fusión, son relativamente bajas (T < 400 ºC). Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica y son malos conductores del calor. Son blandos y no presentan resistencia mecánica.

99 6/3/201699 Enlace metálico Es un enlace propio de los elementos metálicos que les permite actuar como molécula monoatómica. Los electrones cedidos se encuentran trasladándose continuamente de un átomo a otro formando una densa nube electrónica. A la movilidad de los electrones se le debe la elevada conductividad eléctrica de los metales.

100 6/3/2016100 Características En estado sólido son excelentes conductores del calor y la electricidad. La mayoría son dúctiles (hacer hilos) y maleables (moldeables). Presentan temperaturas de fusión moderadamente altas. Son prácticamente insolubles en cualquier disolvente. Presentan brillo metálico, elevada tenacidad y son muy deformables.

101 Fuerzas intermoleculares Es un enlace intermolecular (entre moléculas) que se origina entre un átomo de hidrógeno y átomos de alta electronegatividad con pequeño volumen atómico como el fluor, oxígeno o nitrógeno. 1. Enlace puente de hidrógeno

102 2. Fuerzas de Vander Waals Son fuerzas intermoleculares muy débiles que se efectúan entre moléculas apolares. Debido a estas fuerzas débiles los gases se pueden licuar, es decir pasar al estado líquido. Ejemplos: O 2 y CH 4

103 3. Atracción dipolo - dipolo Las fuerzas de atracción dipolar operan entre 2 o más moléculas polares. Así, la asociación se establece entre el extremo positivo (polo δ + ) de una molécula y el extremo negativo (polo δ - ) de otra.

104 4. Atracción Ion - dipolo Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al Ion positivo y el polo positivo interactúa con el Ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas.

105 6/3/2016105 Enlace químico Dando origen al enlace ÁtomoIonesMoléculas Covalente No metales Comparten electrones Iónico Atracción Ion-dipolo Transferencia de electrones Metales y No metales Geometría Molecular Atracción Dipolo-dipolo Fuerzas de Van Der Waals Puente de Hidrógeno Es un fuerza que une Que se produce entre Que Dando origen al enlace Que se produce entre Que se une por Dando origen aQue tienen una

106 6/3/2016106