ENLACE QUÍMICO La tendencia normal de los átomos es unirse a otros para formar agrupaciones, a excepción de los gases nobles. Buscan una mayor estabilidad.

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1 ENLACE QUÍMICO La tendencia normal de los átomos es unirse a otros para formar agrupaciones, a excepción de los gases nobles. Buscan una mayor estabilidad y la consiguen cuando el último nivel de energía está completo y lo hacen formando enlaces. Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Los tipos de enlace que hay son iónico, covalente y metálico

2 Enlace iónico ¿ Qué es? ¿ Cómo se forma?
Es la unión de iones de signo contrario mediante fuerzas electrostáticas . ¿ Cómo se forma? Se forma cuando se ponen en contacto elementos de electronegatividades muy diferentes , produciéndose cesión y captación de e-, formándose los correspondientes iones . Los átomos tienden a adquirir la estructura de gas noble que es ns2p6

3 Veamos algunos ejemplos de compuestos iónicos
¿ Quíen lo forma? Se forma entre elementos situados en los extremos de la tabla periódica Elementos muy electropositivos de los grupos 1 y 2 con elementos muy electronegativos de los grupos 16 y 17. Sales de alcalinos con halógenos , alcalinotérreos con anfígenos. Veamos algunos ejemplos de compuestos iónicos NaCl, LiF, MgO, Ca Cl2, BeS, NaF, CaI2, Na2O,

4 ¿ Cómo se forma un compuesto iónico?
Veamos dos ejemplos : Na Cl y MgO 11Na 1s22s22p63s1 pierde 1 e Na+ 17 Cl 1s22s22p63s23p5 gana 1 e Cl- NaCl 12Mg 1s22s22p63s2 pierde 2 e Mg+2 8O 1s22s22p gana 2e O-2 MgO Se mantienen unidos los átomos por fuerzas de atracción de tipo electrostático.

5 Diagrama de energía “Ciclo de Borh-Haber”

6 ¿ Cuáles son las propiedades de los compuestos iónicos?
1 ) Son sólidos cristalinos con P.F. y P.E. elevados . 2 ) En estado sólido no conducen la electricidad , pero en disolución o en estado fundido son buenos conductores de la electricidad . 3 ) Son solubles en disolventes polares ( agua , alcoholes ....) y no se disuelven en disolventes no polares. 4)     Los compuestos iónicos duros ( oposición a ser rayados) y son frágiles , porque un pequeño desplazamiento de su estructura enfrenta iones del mismo signo que se repelen.

7 Estructura cristalina del cloruro de sodio

8 Redes cristalinas iónicas

9 ¿ Qué es la valencia iónica de un elemento?
Es el número de electrones que gana o pierde un átomo para conseguir la configuración s2 p6( gas noble) . Veamos algunos ejemplos: 11Na 1s22s22p63s1 pierde 1 e-  Na+ 1s22s22p6 17 Cl 1s22s22p63s23p5 gana 1 e-  Cl- 1s22s22p63s23p6 12Mg 1s22s22p63s2 pierde 2 e-  Mg s22s22p6 8O 1s22s22p gana 2e-  O s22s22p6 16S 1s22s22p63s23p4 gana 2e-  S-2 1s22s22p63s23p6 13 Al 1s22s22p63s23p1 pierde 3e-  Al s22s22p6

10 Enlace covalente ¿ Cómo se forma? ¿ Quíen lo forman?
Se forma por la compartición de uno o más pares de e- entre los dos átomos , comparten los e- de la última capa consiguiendo mayor estabilidad ( 8 e- en el último nivel ) ¿ Quíen lo forman? Lo forman cuando se unen un no metal con no metal y no metal con H. Veamos algunos ejemplos de compuestos covalentes Ejemplos : H2, O2, N2, Cl2, CH4, BF3 , H2O, NH3 , SO2 , CO2

11 Tipos de enlace covalente
Simple: comparten 1 par de electrones H –H H – Cl Cl-Cl H- F Br-Br Doble: comparten dos pares de electrones O= O O=S =O O= C = O C=O Triple: comparten 3 pares de electrones N N

12 Estructuras de Lewis Veamos algunos ejemplos:
Para representar este enlace se escribe el símbolo átomo rodeado de los electrones que tenga en el último nivel y se unen con un guión cuando comparten e- entre ellos. Veamos algunos ejemplos: Cl2 Cl-Cl O2 O= O H2 H –H HCl H – Cl N2 N N H CH4 H-C-H H NH3 H-N-H H HF H-F CO2 C = O = C

13 Propiedades de los compuestos covalentes
1)Pueden ser a Tª ambiente : - gases : hidrógeno , oxigeno, metano, amoniaco , nitrógeno .... - líquidos: agua , metanol , bromo .. - sólidos: iodo , glucosa ... 2)Los P.F. y P.E. son en general bajos , 3) No son buenos conductores ni del calor ni de la electricidad 4) La solubilidad depende de la polaridad de la molécula: sustancias polares son solubles en dtes polares (agua ) y sustancias apolares o poco polares son solubles en disolventes apolares ( benceno , tolueno, tetracloruro de carbono )

14 Sustancias covalentes atómicas
Existe otro tipo de sustancias covalentes , llamadas atómicas que se forman con enlace covalente , pero ordenados constituyendo una red cristalina. Sus propiedades son muy diferentes a las de las sustancias covalentes moleculares: Son sólidos muy duros y no conducen la electricidad. Su Tª de fusión es muy elevada. (Tªfusión cuarzo=1610ºC) Son insolubles en casi todos los disolventes. Ejemplos: diamante, grafito, cuarzo (SiO2)

15 Enlace metálico Este tipo de enlace lo tienen los metales.
La estructura metálica es un conjunto ordenado de átomos unidos entre sí. Estos átomos han perdido sus electrones del último nivel , y se han convertido en iones positivos, y estos electrones se están moviendo libremente , como una nube electrónica, dentro de toda la estructura metálica. e e e e Ion positivo + e + + + + + + e e e e + + + + + + e e e e electrón e e e + + + + + + e e

16 H Cl Polarity of bonds Polaridad de las Moléculas
Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad

17 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal
Polaridad de las Moléculas Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent. H2O CO2 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

18 Si hay pares de no enlace la molécula es polar.
Polaridad de las Moléculas Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

19 Sustancias moleculares Sustancias macromoleculares
Resumen de las propiedades de las sustancia según su enlace Propiedad Sustancias iónicas Sustancias moleculares Sustancias macromoleculares Sustancias metálicas Dureza Duras pero frágiles Blandas Muy duras Duras y blandas (gran variedad) Estado a temperatura ambiente Sólidas Gases, líquidas y sólidas Sólidas menos el Hg (líquido) Puntos de fusión Altos Variados sin llegar a ser altos Muy altos Variados pero altos Puntos de ebullición Líquidos en gran rango de temperaturas Líquidos en pequeños rangos de temperatura Solubilidad en agua Solubles en general Insolubles en general Insolubles Solubilidad en disolventes apolares Conductividad eléctrica Si disueltos o fundidos; no en estado sólido No Si Ejemplos NaCL HgO MgCO3 F2 CO2 CH4 Diamante (Cn) Cuarzo (SiO2) Carburo de Silicio Aln Fen Crn