TEMA 13. EL ENLACE QUÍMICO.

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1 TEMA 13. EL ENLACE QUÍMICO

2 1. ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Se conocen alrededor de 118 elementos químicos 90 son sustancias que existen en la naturaleza El resto han sido sintetizados artificialmente en laboratorio  INESTABLES La mayor parte de los 90 se combina fácilmente formando compuestos químicos ORGÁNICOS  constituyentes principales: C, H INORGÁNICOS  formados por el resto de elementos

3 1. ELEMENTOS Y COMPUESTOS

4 2. EL ENLACE QUÍMICO LOS ÁTOMOS SE UNEN FORMANDO:
Agrupaciones con un número determinado de átomos  MOLÉCULAS Estructuras gigantes  CRISTALES O REDES CRISTALINAS La fuerza de atracción que los mantiene unidos recibe el nombre de ENLACE QUÍMICO: Tiene naturaleza eléctrica Resulta de las fuerzas de atracción y repulsión que se producen entre núcleos y cortezas

5 2. EL ENLACE QUÍMICO La posición final de los átomos en el enlace se conoce como distancia de enlace Se caracteriza porque es el punto donde la energía es mínima

6 2. EL ENLACE QUÍMICO Los elementos forman compuestos con bastante facilidad a excepción de los gases nobles La falta de reactividad de los gases nobles se asocia a su configuración electrónica (ns2np6) LEWIS PLANTEÓ LA “REGLA DEL OCTETO”: “Los elementos se unen para conseguir una configuración de gas noble en su capa de valencia” Para ello, se transfieren o comparten electrones

7 3. EL ENLACE IÓNICO Unión de un METAL y un NO METAL
METAL = ELEMENTO ELECTROPOSITIVO Necesita perder electrones para conseguir una configuración electrónica más estable NO METAL = ELEMENTO ELECTRONEGATIVO Necesita ganar electrones para conseguir una configuración electrónica más estable EL QUE PIERDE ELECTRONES SE CONVIERTE EN CATIÓN EL QUE GANA ELECTRONES SE CONVIERTE EN ANIÓN SE PRODUCE ENTRE ELLOS UNA UNIÓN POR ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA

8 3. EL ENLACE IÓNICO Empaquetamiento de los iones depende de:
CARGA DE LOS IONES (Limita proporción cationes-aniones) TAMAÑO DE LOS IONES (Limita el número de iones de signo opuesto de los que se puede rodear cada ión)

9 3. EL ENLACE IÓNICO NÚMERO DE COORDINACIÓN:
Número de iones de signo opuesto que rodean a cada tipo de ión constituyente de un cristal NaCl : número de coordinación = 6

10 3. EL ENLACE IÓNICO Cationes y aniones se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas Cada ion se rodea de iones de signo contrario Se ordenan en el espacio dando lugar a una red tridimensional que se llama CRISTAL IÓNICO Como el compuesto es globalmente NEUTRO Habrá tantos iones positivos como negativos La fórmula empírica nos indica la proporción en que se combinan los átomos

11 3. EL ENLACE IÓNICO Propiedades de las sustancias iónicas se explican teniendo en cuenta que : Los iones están unidos por fuerzas ELECTROSTÁTICAS Esas fuerzas actúan por igual en cualquier dirección : ENLACE NO DIRIGIDO

12 3. EL ENLACE IÓNICO.PROPIEDADES
TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA Debida a la gran intensidad de las fuerzas de atracción electrostática A mayor carga eléctrica y menor tamaño del ión (mayor densidad de carga), mayor será la temperatura de fusión FRAGILIDAD Al aplicar una fuerza, se produce un desplazamiento de una capa de iones sobre otra, poniéndose en contacto iones del mismo signo, lo que provoca la rotura del cristal

13 3. EL ENLACE IÓNICO.PROPIEDADES
SOLUBILIDAD VARIABLE Si son solubles, se disuelven formando iones Los iones conducen la electricidad CONDUCTORES No conducen en estado sólido Sí conducen fundidos o en disolución Cargas eléctricas libres  permite su movimiento

14 4. EL ENLACE COVALENTE Se produce entre átomos de ELECTRONEGATIVIDAD IGUAL O SIMILAR MODELO DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE: Se forma cuando los átomos comparten entre ellos dos o más pares de electrones de valencia EJEMPLO: ENLACE DEL CLORO Dos átomos de cloro aportan cada uno un electrón, compartiendo el par y formando la molécula Cl2 Ambos consiguen la estructura estable  un par de electrones está compartido pero el resto no

15 4. EL ENLACE COVALENTE TIPOS DE ENLACE COVALENTE
SIMPLE O SENCILLO Los átomos comparten un único par de electrones DOBLE  Comparten dos pares de electrones TRIPLE  Comparten tres pares de electrones

16 4. EL ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
El par de electrones compartido entre los átomos es aportado sólo por uno de ellos EJEMPLO: IÓN OXONIO (H3O+)  El átomo de oxígeno de la molécula de agua es el que aporta el par de electrones para establecer el enlace + H

17 4. EL ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS DE LEWIS
Representaciones simplificadas de la configuración electrónica de un elemento Consisten en dibujar alrededor del símbolo del elemento el número de electrones de valencia Mediante puntos: si es un electrón Mediante guiones: 2 electrones

18 4. EL ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS DE LEWIS PASOS:
Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula Escribir la estructura de la molécula, uniendo los átomos mediante enlaces simples: Los átomos de hidrógeno están situados en los Extremos Los átomos de carbono suelen formar cadenas largas Suele haber un átomo de un tipo y varios de otro  El primero ocupa la posición central y el resto suelen guardar cierta simetría

19 4. EL ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS DE LEWIS
SE DISTRIBUYE EL RESTO DE ELECTRONES COMO PARES DE ELECTRONES NO COMPARTIDOS Se añade el resto de electrones intentando completar el octeto de los átomos de los extremos y después el octeto del átomo central SE DESPLAZAN PARES DE ELECTRONES NO COMPARTIDOS PARA FORMAR ENLACES MÚLTIPLES (DOBLES Y TRIPLES)

20 4. EL ENLACE COVALENTE GEOMETRÍA MOLECULAR  Modelo de repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) Supone que los pares de electrones que rodean a los átomos se repelen entre sí, por lo que tienden a mantenerse lo más alejados posible Esto determina una DISPOSICIÓN ESPACIAL

21 4. EL ENLACE COVALENTE

22 4. EL ENLACE COVALENTE

23 4. EL ENLACE COVALENTE

24 4. EL ENLACE COVALENTE POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE La nube de electrones se puede desplazar en función de los átomos enlazados: ENLACE COVALENTE APOLAR  Formado entre dos átomos iguales (la nube de electrones está distribuida de forma simétrica entre los dos átomos) ENLACE COVALENTE POLAR  Formado entre átomos distintos (el que tenga mayor electronegatividad desplaza hacia sí la nube de electrones: se produce un dipolo eléctrico)

25 4. EL ENLACE COVALENTE MOLÉCULAS POLARES Y APOLARES MOLÉCULA APOLAR 
La nube de electrones está distribuida de forma simétrica entre los dos átomos MOLÉCULA POLAR  Desplazamiento de la nube de electrones

26 4. EL ENLACE COVALENTE FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas de atracción entre moléculas Son de naturaleza electrostática Son débiles en comparación con las intramoleculares Se clasifican principalmente en: Fuerzas de Van der Waals Enlace por puente de hidrógeno

27 4. EL ENLACE COVALENTE FUERZAS DE VAN DER WAALS
Fuerzas de atracción electrostática entre un extremo negativo y uno positivo de dos moléculas diferentes. Clasificación: Fuerzas de dispersión: producidas por dipolos instantáneos formados en una molécula apolar por un desplazamiento casual de la nube de electrones  induce otro dipolo en otra molécula  intensidad depende del tamaño de la molécula Fuerzas de orientación: entre moléculas polares, que tienen dipolos permanentes y la atracción es entre extremos positivo y negativo de dos moléculas diferentes

28 4. EL ENLACE COVALENTE ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Fuerzas de atracción intermolecular de mayor intensidad que las de Van der Waals Se produce entre moléculas con átomos de hidrógeno unidos a elementos muy electronegativos (F, O ó N) Estos elementos atraen el par de electrones y el enlace queda polarizado El átomo de hidrógeno queda con una carga positiva y puede ser atraído por el extremo negativo de otra molécula

29 4. EL ENLACE COVALENTE PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES:
MUY DIVERSAS. EJEMPLOS: NITRÓGENO: Comparte tres pares de electrones con otro nitrógeno para ser estable (N2) Molécula pequeña y apolar Fuerzas de atracción débiles Es un gas con P.F. Y P.E. Bajos CARBONO: Comparte cuatro pares de electrones Forma una estructura gigante denominada cristal covalente atómico

30 4. EL ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES
SUSTANCIAS MOLECULARES: Formadas por moléculas que se unen entre sí mediante fuerzas intermoleculares (la debilidad de estas fuerzas determina las propiedades) Baja densidad, suelen ser gases, o líquidos volátiles o sólidos con bajo punto de fusión (enlaces intermoleculares se rompen fácilmente) Solubilidad depende de las fuerzas intermoleculares que se establezcan entre las moléculas de disolvente y soluto: moléculas polares solubles en sustancias polares Malas conductoras  electrones compartidos en los enlaces covalentes están fuertemente unidos

31 4. EL ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES
SUSTANCIAS ATÓMICAS: Átomos unidos mediante enlaces covalentes formando redes cristalinas Las propiedades son las correspondientes a una estructura gigante de átomos, unidos entre sí mediante enlaces covalentes (muy fuertes) Sólidos densos, duros y con alto punto de fusión Insolubles en cualquier disolvente (no están formados por moléculas que puedan dispersarse) Malas conductoras de la electricidad (no disponen de electrones libres)  excepción: grafito: utiliza tres electrones para unirse con tres carbonos en cada capa y el cuarto electrón lo utiliza para mantener unidas las capas

32 5. EL ENLACE METÁLICO METALES: Carácter electropositivo
Los electrones liberados por los átomos de un metal forman una nube de electrones que se mueve libremente entre los átomos (que han perdido electrones, por lo que se han transformado en cationes)  así, los átomos del metal quedan enlazados formando un cristal metálico Los cristales metálicos suelen ser muy compactos: números de coordinación elevados

33 5. EL ENLACE METÁLICO Las redes cristalinas formadas por los metales son: CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO: N.C. = %vol (Na, K, Cr, Mn, Fe…) CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS: N.C. = %vol (Al, Cu, Pb, Ag, Ni…) HEXAGONAL COMPACTA: N.C. = %vol (Cd, Mg, Ti, Zn, Ir…)

34 5. EL ENLACE METÁLICO Propiedades Brillo metálico
Sólidos o líquidos densos Dúctiles(hilos) Maleables (láminas). Por el enlace no dirigido. Aleaciones endurecen los metales. Mezcla de átomos impide el deslizamiento de las capas de átomos metálicos. Insolubles en cualquier disolvente. A veces forman amalgamas, disoluciones en otros metales Algunos metales como alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con agua de forma exotérmica. Conductores eléctricos y térmicos