Enlace químico fqcolindres.blogspot.com 4º ESO.

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1 Enlace químico fqcolindres.blogspot.com 4º ESO

2 Enlace químico Enlace químico Tipos de enlace químico Enlace iónico
Propiedades de los compuestos iónicos Enlace covalente Propiedades de las sustancias covalentes Enlace metálico Propiedades de los metales Polaridad del enlace covalente y de las moléculas Fuerzas intermoleculares Propiedades de las sustancias moleculares Propiedades de las sustancias (resumen)

3 Enlace químico Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidas las partículas que forman las especies químicas. Hay dos tipos de enlace químico: Enlace químico entre átomos. Enlace químico entre moléculas (fuerzas intermoleculares).

4 Regla del octeto En 1916, G. Lewis propone la REGLA DEL OCTETO:
Para lograr la máxima estabilidad, los átomos tienden a obtener la configuración electrónica de valencia de gas noble: n2p6 (8 electrones, salvo el helio). Los electrones de valencia de un elemento se representan mediante símbolos y estructuras de Lewis:

5 Tipos de enlace químico
El enlace químico siempre tiene una naturaleza electrónica. Existen tres tipos de enlace químico: ENLACE IÓNICO: Se da entre metales y no metales. Se caracteriza por la formación de iones de signo opuesto que se atraen entre sí. ENLACE COVALENTE: Tiene lugar entre no metales. Al unirse, los átomos comparten algunos electrones de valencia. ENLACE METÁLICO: Se da entre los metales. Cada átomo libera sus electrones de valencia, formándose una “nube electrónica” compartida.

6 Enlace iónico Una de las formas de alcanzar la configuración de gas noble es perdiendo o ganando electrones. El sodio cede un electrón al cloro. Así, ambos consiguen completar el octeto en su capa de valencia. Los iones formados quedan unidos por atracción electrostática entre cargas de distinto signo. Valencia iónica de un elemento es la carga eléctrica del ion que forma su átomo para formar el enlace iónico.

7 Enlace iónico El enlace iónico se produce entre átomos de un metal y un no metal. Un ión ejerce fuerzas en todas direcciones, de modo que cada ión positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa.

8 Enlace iónico Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino agregados iónicos que dan lugar a redes cristalinas geométricas. La fórmula química del compuesto iónico indica la proporción en que se combinan los átomos.

9 Propiedades de los compuestos iónicos
A temperatura ambiente, son sólidos cristalinos. Tienen altas temperaturas de fusión y de ebullición. Son duros (oposición a ser rayados) y frágiles (un golpe seco altera la red). Muchos son solubles en disolventes polares (como el agua), pero ninguno en disolventes apolares (gasolina, benceno). En estado sólido no conducen la electricidad, sin embargo fundidos o en disolución se convierten en conductores de la electricidad.

10 Enlace covalente El enlace covalente se establece cuando se combinan dos átomos de no metales. Ambos átomos pueden conseguir su octeto compartiendo electrones. Por ejemplo, la molécula de flúor: F2. Su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p5 par común

11 Enlace covalente Estructuras o diagramas de Lewis: consisten en la representación de los electrones de valencia mediante puntos o cruces en los cuatro lados alrededor del símbolo del elemento.

12 Enlace covalente La mayoría de las sustancias covalentes forman moléculas. La fórmula química del compuesto molecular indica el número de átomos de cada elemento que forman la molécula. Algunas sustancias covalentes forman cristales. sílice diamante grafito

13 sustancias covalentes
Propiedades de las sustancias covalentes Si forman cristales: Son sólidas con elevados puntos de fusión. Son muy duras. No conducen la electricidad (excepto el grafito). No se disuelven en prácticamente ningún disolvente. Si forman moléculas: La mayoría son gases. También pueden ser líquidos o sólidos, pero con bajos puntos de fusión y ebullición. No conducen la electricidad. Son blandas y resistentes a los golpes. Sólo se disuelven en disolventes de polaridad semejante.

14 Enlace metálico Modelo de la nube de electrones (o del gas electrónico): Cada átomo de metal cede electrones de valencia, convirtiéndose en un ion positivo. Los iones positivos se ordenan de forma compacta en una red cristalina tridimensional. Los electrones cedidos se mueven libremente, formando una nube o gas electrónico que rodea los iones positivos y los mantiene unidos.

15 Propiedades de los metales
Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el Hg). La mayoría tienen puntos de fusión y ebullición más bajos que los cristales iónicos y covalentes. En general son muy densos debido a la estructura compacta de la red cristalina. Poseen un brillo característico (brillo metálico). Son flexibles, dúctiles y maleables. Son excelentes conductores del calor y de la electricidad. No se disuelven en los disolventes ordinarios.

16 Polaridad del enlace covalente
La electronegatividad de un elemento es la capacidad de atraer hacia sí los electrones que comparte en una molécula. Los enlaces covalentes pueden ser: No polar (Apolar): el par de electrones es compartido por átomos iguales (igual electronegatividad). Hay una distribución simétrica de electrones. Polar: el par de electrones es compartido por átomos diferentes (diferente electronegatividad). La distribución de cargas no es simétrica, hay un polo + y uno – (dipolo eléctrico).

17 Polaridad de las moléculas
La presencia de enlaces polares, no garantiza la polaridad de la molécula. Por ejemplo, la molécula SO2 es polar y, sin embargo, la de CO2 no es polar, aunque las dos tienen la misma fórmula general: XO2. Este hecho es debido a la geometría molecular. En el CO2 (geometría lineal) el efecto de los dipolos eléctricos se anula, pero en el SO2 (angular) esto no es así. La molécula de agua es polar debido a la polaridad de los enlaces O-H y a su geometría angular.

18 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas intermoleculares son las interacciones de atracción entre moléculas. Tienen un origen electrostático, son más débiles que los enlaces entre átomos y son las responsables del estado físico de las sustancias moleculares. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de los siguientes tipos: Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de London o de dispersión Fuerzas dipolo-dipolo inducido Fuerzas dipolo-dipolo Enlace de hidrógeno

19 Fuerzas intermoleculares
FUERZAS DE DISPERSIÓN: se dan en todo tipo de moléculas (apolares o polares) y se deben a la formación de dipolos. Son muy débiles, y aumentan con el tamaño y la masa molecular. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO: se dan en el caso de moléculas polares. Los dipolos permanentes originan atracciones entre cargas de signo opuesto. y sólidos). Son más fuertes que las fuerzas de dispersión y pueden dan lugar a agrupaciones compactas (líquidos y sólidos).

20 Fuerzas intermoleculares
ENLACE DE HIDRÓGENO: es un caso extremo de f. dipolo-dipolo. Es más intenso que las fuerzas de Van der Waals. Se forma sólo entre moléculas polares que tienen átomos de H unidos a un elemento muy electronegativo (F, O, N). Es un enlace muy importante, responsable de: El elevado punto de ebullición del agua. La estructura de las proteinas y ácidos nucleicos

21 sustancias moleculares
Propiedades de las sustancias moleculares La mayoría son gases. Las hay también líquidas (agua, alcohol etílico) e incluso sólidas (yodo y azufre), pero con bajos puntos de fusión y ebullición. El estado físico depende de las fuerzas intermoleculares. No conducen la electricidad. Las sustancias polares disuelven a las polares (el NH3 se disuelve en H2O). Las sustancias apolares disuelven a las apolares (el I2 se disuelve en CCl4).

22 Propiedades de las sustancias