Enlace químico.

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

1 Enlace químico

2 Contenidos 1.- ¿Por qué se unen los átomos?. Tipos de enlace.
2.- Enlace iónico. 2.1 Estructura de los compuestos iónicos. 3.- El enlace covalente. 3.1. Teoría del enlace de valencia. 3.2.  Polaridad del enlace covalente. 4.- Enlace metálico 5.- Enlaces intermoleculares. 6.- Tipos de sustancias según sus enlaces. 

3 Introducción El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a átomos, iones o moléculas de manera estable.

4 ¿Por qué queremos entender cómo se enlazan las partículas materiales unas con otras?
Porque la forma en que los átomos se enlazan es determinante sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Porque este conocimiento puede llevarnos a controlar la formación o ruptura de estos enlaces y por consiguiente, la formación y deformación de sustancias dependiendo de los que necesitemos.

5 ¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado (cuando los átomos se unen desprenden energía). ¿Qué es para un átomo la estabilidad? Aunque hay excepciones, conseguir la configuración electrónica de gas noble ns2 np REGLA DEL OCTETO tener 8 electrones en la capa de valencia (nivel de energía más externo)

6 ¿Cómo se consigue la configuración electrónica de gas noble?
Ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otros átomos.

7 Clases de enlaces químicos Las sustancias puras pueden estar formadas por tres clases de partículas:
enlace covalente no metales átomos enlace metálico metales iones enlace iónico metal y no metal fuerzas intermoleculares moléculas Del tipo de partículas que forman una sustancia y de la clase de enlace que las une se derivan las propiedades de las sustancias.

8 Metales y no metales

9 Notación de Lewis Se utiliza para representar los átomos y sus enlaces. Se coloca el símbolo del elemento y alrededor mediante puntos o cruces los electrones del último nivel (electrones de valencia)

10 Actividades Pág 273: Representa los siguientes iones monoatómicos mediante la notación de Lewis: ion cloruro, Cl-, ion óxido, O2-, ion nitruro, N3-. ¿cuántos electrones tienen en la capa de valencia?

11 atracción electrostática
Enlace iónico Unión que resulta de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de una red cristalina iónica. Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura. estructura gas noble Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 atracción electrostática Na+ 1s2 2s2 2p6 3s0 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

12 Estructura cristalina
Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino cristales, estructuras constituidas por cationes y aniones. Los iones 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. La formula solo indica la proporción en que se encuentran los iones para que exista neutralidad eléctrica en el cristal (formula empírica), pero no la cantidad total de los mismos.

13 Enlace covalente (I) Es la unión que se produce entre dos átomos por el hecho de compartir uno o más pares de electrones. Compartir electrones significa que un mismo electrón pertenece a dos átomos a la vez. Se da entre átomos no metálicos de electronegatividades parecidas. F(Z=9): 1s2 2s2 2p5 → 7 e- en último nivel

14 Enlace covalente (II) Carbono: 1s2 2s2 2p2 → 4 e- en último nivel.
Simulación

15 Enlace covalente (III)
ENLACE COVALENTE COORDINADO Uno de los átomos aporta el par de electrones para compartir. Ion oxonio

16 Enlace covalente (IV) Simulación POLARIZACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
Se da entre átomos del mismo elemento o con átomos de parecida electronegatividad. Enlace covalente apolar Los electrones compartidos pertenecen por igual a los átomos y se distribuyen de manera simétrica. Se da entre átomos con distinto valor de la electronegatividad. Enlace covalente polar Los electrones compartidos se encuentran más cerca del átomo más electronegativo. Aparecen cargas parciales en los extremos de la molécula.

17 Moléculas polarizadas. 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).

18 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.

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

20 Enlace metálico Se da entre átomos metálicos.
Es un enlace bastante fuerte. MODELO DE NUBE ELECTRÓNICA Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en cationes. Los cationes forman una red cristalina. Los electrones de valencia forman un nube electrónica alrededor de los cationes. La interacción entre los cationes y la nube electrónica estabiliza la red.

21 Enlaces intermoleculares (I)
Son las fuerzas que existen entre las moléculas y mediante las cuales éstas permanecen unidas y no son independientes. Se presentan cuando las sustancias están en estado sólido y líquido.

22 Enlaces intermoleculares(II)
CLASIFICACIÓN dipolos instantáneos Fuerzas de dispersión Fuerzas de Van der Waals atracción eléctrica Atracción dipolo-dipolo Enlace de hidrógeno (puente de hidrógeno) Atracción dipolo-dipolo entre moléculas que tienen átomos de H muy polarizados positivamente.

23 Enlaces intermoleculares(III) Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas de dispersión: Se dan entre moléculas apolares. Puede ocurrir que en un instante determinado, la distribución de electrones sea asimétrica. Esto da lugar a un dipolo instantáneo. Entonces es capaz de inducir otro dipolo en una molécula vecina.

24 Enlaces intermoleculares(IV) Fuerzas de Van der Waals
Atracción dipolo-dipolo: Se da entre moléculas polares. La parte positiva de la molécula atrae a la parte negativa de otra molécula próxima, quedando unidas por atracción electrostática.

25 Enlaces intermoleculares(V)
Fuerzas de Van der Waals Son fuerzas muy débiles Aumentan con el volumen molecular ya que se deforman más fácilmente las capas electrónicas externas de la molécula. Por tanto, cuanto mayor es la molécula, mayor va a ser la temperatura de fusión y de ebullición.

26 Enlaces intermoleculares(VI) Enlaces de hidrógeno
Si nos fijamos en la gráfica del libro, observamos que los puntos de ebullición de los hidruros de la familia del O aumentan progresivamente con el tamaño molecular Entonces, el punto de ebullición del agua debería ser inferior a -62ºC. Explicación: entre las moléculas de agua existen unas fuerzas más intensas que en las del resto de los hidruros. Son los enlaces de hidrógeno o puente de hidrógeno.

27 Enlaces intermoleculares (VII)
Enlace o puente de Hidrógeno. Se forma porque en la molécula de agua, el par de electrones de cada enlace H-O está bastante desplazado hacia el O. Entonces, el núcleo del H queda descubierto de carga negativa constituyendo un polo positivo intenso, que va a formar unión electrostática con un par de electrones no enlazantes del O de otra molécula de agua.

28 Enlaces intermoleculares (VIII)
Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte y se debe a: Gran diferencia de electronegatividad entre átomos. El pequeño tamaño del H. Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos. Sólo se dan con el flúor, el oxígeno y el nitrógeno.

29 Propiedades de los compuestos iónicos
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.

30 Propiedades compuestos iónicos
Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en disolventes apolares. Fragilidad de un compuesto iónico

31 Propiedades de las sust. covalentes
Sust. atómicas: 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. 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.

32 Sustancias covalentes atómicas
Estructura del grafito

33 Tipo de sustancias

34 Curiosidades El sodio: SIMULACIÓN Para empezar a estudiar … ENLACE

35 Bibliografía Agradecimientos
Física y química 1º Bachillerato. Ed.:Edebé Web del IES Clara Campoamor. Agradecimientos A las editoriales Anaya, Santillana y Ecir por la cesión de imágenes.