EL ENLACE QUÍMICO.

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1 EL ENLACE QUÍMICO

2 Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

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4 Una primera aproximación para interpretar el enlace
A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO

5 Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto
Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones. No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones

6 Según el tipo de átomos que se unen:
Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones) No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones Metal – Metal: ambos ceden electrones

7 Algunos ejemplos…

8 “Molécula” de NaCl                                                                                                                   “Diagramas de Lewis”

9 “Molécula” de MgF2

10 Moléculas de H2 y O2

11 Moléculas de N2 y CO2

12 Tipos de enlace Iónico Metálico Covalente

13 Enlace iónico El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

14 Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

15 Redes iónicas CsCl NaCl

16 Propiedades compuestos iónicos
Elevados puntos de fusión y ebullición Solubles en agua No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis) Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

17 Enlace metálico Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”. Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular. Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

18 Propiedades sustancias metálicas
Elevados puntos de fusión y ebullición Insolubles en agua Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. Pueden deformarse sin romperse

19 Electrones muy localizados.
Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. Electrones muy localizados.

20 Diferentes tipos de enlace covalente
Enlace covalente normal: Simple Múltiple: doble o triple Polaridad del enlace: Apolar Polar Enlace covalente dativo o coordinado

21 Enlace covalente normal
Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

22 Polaridad del enlace covalente
Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

23 Enlace covalente dativo o coordinado
Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

24 Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O: ˙ ˙ Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo ˙ ˙ S ═ O: :O ← S ═ O: ˙ ˙ :O ← ↓ :O: Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

25 Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas HF H2O NH3

26 Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

27 Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Estructura del hielo y del agua líquida

28 Enlaces de hidrógeno en el ADN
Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Interior hidrófobo Esqueleto desoxiribosa- fosfato Enlaces de hidrógeno Exterior hidrófilo A: adenina G: guanina C: citosina T: timina Bases nitrogenadas Repulsión electrostática