ENLACE QUÍMICO Química 4º ESO.

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1 ENLACE QUÍMICO Química 4º ESO

2 Los electrones más externos son los responsables de esa unión.
ENLACE QUÍMICO La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor estabilidad. Los átomos se unen si alcanzan una situación más estable que cuando están separados. Los electrones más externos son los responsables de esa unión. Los METALES se estabilizan perdiendo electrones. Los NO METALES se estabilizan ganando o compartiendo electrones.

3 Enlace químico. Es la fuerza responsable de la unión entre iones, átomos o moléculas.

4 TIPOS DE ENLACE METÁLICO COVALENTE
IÓNICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL con átomos de NO METAL METÁLICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL COVALENTE se establece cuando se combinan entre sí átomos de NO METAL

5 A- A+ A- ENLACE IÓNICO Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes)
Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones) CATIONES (Carga positiva) A+ ANIONES ( Carga negativa ) A- Atracción eléctrica entre iones de distinto signo. A+ A-

6 EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio
Na Cl Coge el electrón del sodio y completa su última capa Cede su electrón de la última capa al cloro Na+ Cl-

7 Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA. - + Cristal de cloruro de sodio ( Sal común) Las fuerzas que crea un ión actúan en todas direcciones, de modo que cada ión positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa

8 Los iones formados, se atraen fuertemente por tener cargas eléctricas
El magnesio cede dos electrones al oxígeno. Ambos consiguen completar su octeto  Mg + O 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p4 Mg2+ O2- 1s2 2s2 2p6 OCTETO Los iones formados, se atraen fuertemente por tener cargas eléctricas de distinto signo  Este enlace se denomina iónico, ya que los átomos participantes se encuentran en forma de iones, y se produce entre metal y no metal 

9 Ion O2- Ion Mg2+

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11 No existe la molécula. El número de iones existente en la red es indefinido, por tanto la fórmula sólo nos indica la relación en que se encuentran los iones de uno y otro signo. Valencia iónica: es la carga que adquieren los átomos al convertirse en iones positivos o negativos

12 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
A temperatura ambiente son sólidos de altos puntos de fusión y ebullición. Son duros pero frágiles. Se disuelven mejor en agua que en otros solventes. No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en disolución o fundidos.

13 Fragilidad en un cristal iónico
presión Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse los iones de igual carga eléctrica

14 En estado sólido no conducen la electricidad porque los iones ocupan posiciones fijas en la red cristalina y no se pueden desplazar. Disueltos o fundidos si conducen la corriente eléctrica.

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16 Disolución de un compuesto iónico (NaCl, por ejemplo) en agua.

17 Se disuelven en disolventes muy polares como el agua.
Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red y apantallan las fuerzas entre los iones que quedan libres. Iones hidratados

18 PUEDEN FORMAR CRISTALES átomos unidos por enlace covalente
Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones) PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de átomos unidos por enlace covalente PUEDEN FORMAR CRISTALES átomos unidos por enlace covalente

19 EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F2 )
( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR) 9 F : 1s22s22p5 F A cada átomo de flúor le falta un electrón para alcanzar configuración de gas noble, para conseguirlo comparte un electrón con el otro átomo de flúor formando una molécula . Molécula de flúor F-F El par de electrones compartido es un enlace covalente. Entre átomos iguales la compartición es perfecta pero si son diferentes el más electronegativo tiene los electrones más tiempo consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES

20 Siempre que dos átomos se hallen unidos por un par de electrones compartidos, se dice que existe un enlace covalente entre ellos   Lewis sugirió que los átomos podían conseguir su octeto compartiendo un par de electrones F + F - F o bien átomo flúor molécula flúor par de electrones compartidos Se representa con una línea

21 H - H Molécula de hidrógeno + H H2
Dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones H - H

22 Entre dos átomos dados se pueden establecer uno, dos y hasta tres enlaces covalentes, hablándose entonces de un enlace sencillo, doble y triple, respectivamente N  N O = O O N +

23 O H O Molécula de agua + H 2 Molécula de amoníaco N H N + H 3 O H N H

24 Representar las estructuras de Lewis de los siguientes iones:
a) H2 b) HBr c) PH3 d) H2S e) CO2 O = C = O   H - H H - Br   H - P - H H S

25 PUEDE FORMAR : SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS consisten en muchos átomos unidos por enlace covalente
EJEMPLO: Estructura del diamante (SUSTANCIA ATÓMICA) 6C: 1s22s22p2 Cada átomo de carbono necesita cuatro electrones que consigue uniéndose a otros cuatro átomos, que a su vez se unen a otros cuatro, y así sucesivamente, hasta formar un cristal con muchísimos átomos unidos entre sí por enlace covalente.

26 Los sólidos covalentes,también llamados sólidos atómicos o reticulares, son sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando redes tridimensionales Las uniones entre los átomos son muy fuertes, por lo que tienen temperaturas de fusión y ebullición muy altas y son muy duros. Ejemplos: Diamante (C) Cuarzo (SiO2)

27 Diamante (C)

28 Cuarzo (SiO2)

29 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 no polares (como el benceno). Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares (como el agua) y tienen mayores P.F y P.E.

30 Forma redes de cationes rodeados por electrones
ENLACE METÁLICO Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes) Forma redes de cationes rodeados por electrones Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes La nube de electrones se mueven entre los cationes. + Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones.

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33 La fuerza que mantiene unidos a los átomos de un metal, formando una red cristalina, se denomina enlace metálico. Los átomos se colocan formando una estructura regular Cúbica compacta Hexagonal compacta Cúbica centrada en el cuerpo

34 En un trozo de sodio metálico, los cationes Na+ están bañados por una nube móvil de electrones cedidos por cada átomo de sodio +

35 ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico
UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.

36 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS
Brillo intenso Conductividad eléctrica Conductividad térmica Maleabililidad y ductilidad  Capacidad de los e- para captar y emitir energía electromagnética Gran movilidad de los electrones Los e- ceden parte de su energía cinética para calentar la red Se pueden estirar en hilos o extender en láminas Tas de fusión y ebullición Dependen de la fuerza de atracción entre e- y los iones positivos

37 Aunque los cationes se desplacen, los e- de la red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos
Red de un metal Por el contrario, en los Compuestos iónicos este desplazamiento produce la fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo Red de un cristal iónico

38                                                                                                                                                                                                                                                                                                                      

39 electrones de valencia:
La molécula de cloro (Cl2) se forma al unirse dos átomos de cloro con siete electrones de valencia: La unión se produce mediante un enlace que permite a los átomos compartir 2 electrones de forma que se cumple la regla del octeto.

40 La molécula de oxígeno (O2) está formada de oxígeno con seis electrones de valencia cada uno:
El oxígeno comparte cuatro electrones y se forman dos enlaces. También se cumple la regla del octeto.

41 La molécula de nitrógeno (N2) está formada por dos átomos de nitrógeno con cinco electrones de valencia: En este caso, se forman tres enlaces en los que el nitrógeno comparte seis electrones, cumpliéndose la regla del octeto.

42 Así, pueden compartir 2, 4, 6... electrones y se forman 1, 2, 3... enlaces.

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46 Y las moléculas del agua (H2O) y amoniaco (NH3) en las dos formas son: