ENLACE QUIMICO JAVIER DE LUCAS.

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1 ENLACE QUIMICO JAVIER DE LUCAS

2 Enlace químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. Los átomos se unen porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separados

3 Estabilidad en un átomo
Los átomos buscan su máxima estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6). El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).

4 Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2

5 Tipos de enlaces Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí. Covalente Metálico Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

6 PERROS Y HUESOS

7 PERROS Y HUESOS

8 Enlace iónico Se da entre metales y no-metales.
Los metales tienen, en general, pocos electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes. Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.

9 Reacciones de ionización
Los metales se ionizan perdiendo electrones: M – n e–  Mn+ Los no-metales se ionizan ganando electrones: N + n e–  Nn– Ejemplos: Metales: Na – 1 e–  Na+ Ca – 2 e–  Ca Fe – 3 e–  Fe3+ No-metales: Cl + 1 e–  Cl– O + 2 e–  O2–

10 Enlace iónico

11 Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio)
Se forma una estructura cristalina tridimensional en donde todos los enlaces son igualmente fuertes.

12 Propiedades de los compuestos iónicos
Dureza Punto de fusión y ebullición altos. Sólo solubles en disolventes polares. Conductores en estado disuelto o fundido. Frágiles.

13 Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad

14 Enlace covalente Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e– de valencia. La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular. Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado” o “dativo”.

15 Enlace covalente

16 Enlace covalente Puede ser:
Covalente simple: Se comparten una pareja de electrones. Covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones. Covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones.

17 Tipos de enlace covalente
Enlace covalente puro Se da entre dos átomos iguales. Enlace covalente polar Se da entre dos átomos distintos. Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.

18 Enlace covalente puro Enl. covalente simple Enl. covalente doble
Se da entre dos átomos iguales. 2 H · (H · + x H)  H ·x H ; H–H  H2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl:  :Cl·xCl: ; :Cl–Cl:  Cl ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x ·x 2 :O· :O· + xO:  :O·xO: ; :O=O:  O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x ·x 2 :N· :N· + xN:  :N·xN: ; :NN:  N · · x ·x Enl. covalente doble Enl. covalente triple

19 Enlace covalente puro

20 Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).
Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– . La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “+”.

21 Ejemplos de enlace covalente polar.
– + ·· ·· ·· :Cl · + x H  :Cl ·x H ; :Cl–H  HCl ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x H  Hx ·O ·x H ; H–O–H  H2O ·· ·· ·· ·· ·· ·· · N · + 3 x H  Hx ·N ·x H ; H–N–H  NH · ·x | H H ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl:  :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl:  Cl2O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· – + + – – + – +

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

23 Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno. Se representa con una flecha “” que parte del átomo que pone la pareja de e– . Ejemplo: ·· ·· Hx ·O ·x H + H+  H–O–H  H3O ··  H +

24 Compuestos covalentes atómicos.
Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. Ejemplos: SiO2, C (diamante), C (grafito) ESTRUCTURA DEL GRAFITO

25 Propiedades de los compuestos covalentes
Moleculares Puntos de fusión y ebullición bajos. Los comp.covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares. Conductividad parcial sólo en compuestos polares. Atómicos Puntos de fusión y ebullición muy elevados. Insolubles en todos los disolventes. No conductores (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un e– de cada átomo).

26 Enlace metálico Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e– . Los cationes forman una estructura cristalina, y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ). Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.

27 Empaquetamiento de cationes metálicos.

28 Propiedades de los compuestos metálicos.
presión Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones. Muy buenos conductores en estado sólido. Son dúctiles y maleables (no frágiles).

29 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo

30 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

31 ENLACE FIN