El enlace químico.

Presentación del tema: "El enlace químico."— Transcripción de la presentación:

1 El enlace químico

2 Los Estados de Agregación de la materia
Átomos, moléculas e iones

3 TIPOS DE ENLACES ¿QUÉ ES UN ENLACE?, ¿QUÉ TIPOS DE SUSTANCIAS EXISTEN SEGÚN ESTÉN UNIDOS SUS ÁTOMOS?.

4 Tipos de substancias *líquidos: agua, gasolina, alcoholes..
Átomos aislados *sólo los gases nobles y metales en estado de vapor No existe enlace Ejemplos: gases nobles Substancias moleculares covalentes *la unidad es la molécula *Los átomos se unen en moléculas de gases aisladas, o éstas se agrupan en sólidos o líquidos (fuerzas intermoleculares) Cristales (redes cristalinas no iónicas: diamante, sílice, carbono puro) Átomos unidos por uniones covalentes Ejemplos: *gases: N2, Cl2, NH3 *líquidos: agua, gasolina, alcoholes.. *sólidos: azucar, naftalina Substancias Iónicas No hay moléculas Red cristalina de iones Casi siempre sólidos Átomos unidos por enlace iónico Ejemplos:sales, óxidos,hidróxidos Substancias atómicas *No hay moléculas *Red continua de átomos Átomos unidos por enlace metálico Ejemplos:metales Tipos de substancias

5 Tipos de enlaces Recordando... Intramoleculares: Intermoleculares:
Iónico. Covalente. Intermoleculares: Fuerzas de Van de Waals Enlaces de hidrógeno. Metálico.

6 Enlace iónico Recordando...
Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas.

7 Estructura cristalina
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

8 Propiedades de los compuestos iónicos
REPASO Puntos de fusión y ebullición elevados ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente. Gran dureza.(por la misma razón). Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en disolventes apolares. Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. Son frágiles.

9 Teoría de Lewis Enlace covalente
Recordando... Se basa en las siguientes hipótesis: Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

10 Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.
Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente. Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de  entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

11 Momento dipolar (cont).
Dependiendo de cómo sea   de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3. Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.   = 0. Ej: CH4, CO2.

12 Momentos dipolares. Geometría molecular.
CO2 BF3 CH4 H2O NH3

13 Propiedades de los compuestos covalentes
Sólidos covalentes: Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. Gran dureza y P.F alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de disolvente. Malos conductores. El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor. Sust. moleculares: Están formados por moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases). Son blandos. Solubles en disolventes moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

14 Enlaces intermoleculares
Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte y precisa de: Gran diferencia de electronegatividad entre átomos. El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e– del otro átomo. Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos. Fuerzas de Van der Waals. Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles. Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Son muy débiles.

15 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

16 Enlace metálico Lo forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.
Los átomos de los metales con pocos e en su última capa no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. Se comparten los e de valencia colectivamente. Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación. Existen dos modelos que lo explican: Modelo del mar de electrones: Modelo de bandas:

17 Propiedades de los compuestos metálicos.
Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e– de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre.

18 Propiedades de los compuestos metálicos (cont.).
Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos. Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier “” que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).