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El enlace quimico

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Presentación sobre el enlace covalente, estructuras de lewis, regla del octeto. etc.

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  • 1. EL ENLACE QUÍMICO Andrea Martínez Díaz Mª José Miranda Fernández Matías Vega Gracia
  • 2. ¿Qué sabemos del enlace químico?
    • Distribución de los electrones en un átomo.
    • El sistema periódico de los elementos.
    • Propiedades periódicas de los elementos.
    • Enlace iónico. Propiedades de los compuestos iónicos.
    • Enlace covalente. Propiedades de los compuestos covalentes.
    • Enlace metálico. Propiedades de los metales.
  • 3. Las posibilidades del enlace químico
  • 4. Objetivos
    • Comprender el enlace químico como un recurso de la naturaleza.
    • Reconocer el enlace químico como el resultado de una interacción de tipo eléctrico.
    • Distinguir el enlace entre átomos entre átomos del enlace entre otras especies químicas (moléculas, moléculas e iones…).
    • Relacionar el tipo de enlace entre átomos con las características electrónicas de los átomos que están comprometidos en él.
    • Conocer la estructura interna que proporciona un determinado tipo de enlace a las sustancias que resultan de él.
    • Ser capaz de relacionar las propiedades macroscópicas que se observan en una sustancia con el enlace que se da entre sus átomos.
    • Comprender que una misma propiedad se puede presentar en distintos grados dependiendo de las características concretas de los átomos presentes.
    • Ser capaz de predecir el comportamiento de una sustancia frente a otra analizando los enlaces que presenta.
  • 5. ¿Qué es el enlace químico?
    • Conjunto de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forman moléculas o cristales, así como a las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas cuando se presentan en estado líquido o sólido.
  • 6. ¿Cuál es su naturaleza?
    • La naturaleza del enlace químico es de tipo eléctrico.
    • Los átomos se enlazan cuando las atracciones son mayores que las repulsiones.
    • DISTANCIA DE ENLACE
  • 7.  
  • 8. Regla del octeto LOS ÁTOMOS SE ENLAZAN ENTRE SI PARA ALCANZAR OCHO ELECTRONES CONFIGURACIÓN DEL GAS NOBLE MAS CERCANO ¿Por qué?
    • Las únicas sustancias que aparecen como átomos aislados
    • de forma natural son los gases noble.
    • La naturaleza evoluciona hace estados de menor energía.
  • 9.
    • FUE ENUNCIADA POR GILBERT NEWTON LEWIS EN 1917.
    • SIRVE PARA PREDECIR EL COMPORTAMIENTO DE MUCHAS SUSTANCIAS.
    • ES UNA REGLA PRACTICA APROXIMADA.
    • PRESENTA NUMEROSAS EXCEPCIONES.
  • 10. Tipos de enlace IONICO COVALENTE METÁLICO
  • 11. ENLACE QUÍMICO METÁLICO IÓNICO COVALENTE sólidos iónicos sustancias moleculares redes solidas cristalinas sólidos metálicos
  • 12. Enlace Iónico
    • SE FORMA CUANDO SE COMBINAN ÁTOMOS QUE ALCANZAN LA CONFIGURACIÓN DE GAS NOBLE PERDIENDO ELECTRONES, Y ÁTOMOS QUE LA ALCANZAN GANANDO ELECTRONES.
    ELECTRONEGATIVIDAD
  • 13. Ejemplo de enlace iónico:
    • El catión sodio Na + se rodea de 6 aniones Cl - uniéndose a todos ellos con la misma fuerza.
    • La fuerza de estos compuestos es empírica
  • 14.
    • Se da entre metales y no metales.
    • Los metales tienen, en general poco electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la última capa de valencia completa.
    • Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan.
  • 15. ÁTOMOS MUY E.N GANAN ELECTRONES ANIONES CATIONES ÁTOMOS MUY E.P PIERDEN ELECTRONES
  • 16. Ejemplo:
  • 17. Estructura cristalina
    • Se forma una estructura cristalina tridimensional donde todos los átomos son igualmente fuertes.
  • 18. La red cristalina
    • Es una estructura muy estable, en la que los iones positivos se rodean del mayor número posible de iones negativos, y viceversa.
    FORMA DEL ANIÓN CARGAS FORMA DEL CATIÓN
  • 19. Índice de coordinación
    • Es el número de iones de un signo que rodean a un ión de signo contrario.
    • AB Los dos átomos tiene el mismo índice de coordinación.
    • AB 2 A tiene un índice de coordinación doble que B
  • 20. Ejemplos :
  • 21. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
    • Sólidos a T ambiente
    • Duros y frágiles.
    • No conductores en estado sólido
    • Conductores en estado fundido o disolución
    • Solubles en agua
  • 22.  
  • 23. ¿Qué es el enlace covalente?
    • Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas.
    • Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
    • La idea de enlace covalente fue sugerida
    • en 1916 por G. N. Lewis :
    • G.N Lewis
    e- de valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8 Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.
  • 24. … luego, el enlace covalente
    • Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.
    • Generalmente se da entre dos átomos no-metálicos (a la derecha de la tabla periódica)
    • 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 ”.
  • 25. Diagrama de energía en la formación de una molécula de H 2
  • 26. Estabilidad en un átomo
    • 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
    • (1 s 2 o n s 2 p 6 ), los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).
  • 27. Clasificación de los enlaces covalentes
    • Enlaces covalentes puros
    • Enlaces covalentes polares
    • Enlaces covalentes puros: (X-X)
    • Es un enlace formado por dos átomos iguales compartiendo un par de e-. Se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica y el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.
  • 28. Enlace homonuclear X-X (H 2 )
  • 29. Comparativa Covalente-Iónico
  • 30. Clasificación de los enlaces covalentes
    • Según número de electrones que participen en el enlace:
    • ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X
    • ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X
    • ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X
  • 31. Clasificación de los enlaces covalentes
    • Enlaces covalentes polares: (X-Y)
    • Es un enlace formado por dos átomos heteronucleares ( no metal-no metal distintos ) compartiendo un par electrónico.
    • 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 “  + ”.
  • 32. Electronegatividad
    • Linus Pauling desarrolló un sistema para medir electronegatividades ( 0.7 ( Cs ) al 4. 0 ( F ))
  • 33. Electronegatividad
    • En consecuencia, el enlace covalente que se forma es un enlace polar.
    • Los enlaces polares posen un extremo negativo y un extremo positivo. La molécula es, por tanto, un dipolo .
  • 34. Electronegatividad
    • 0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico
    Cov. No-polar Cov. polar Aumento en la diferencia de electronegatividad
  • 35. Momento dipolar (  )
    • Es un vector que depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos. Su unidad es el Deby
    • 1 debye = 3,34 10-30 Coulomb* metro
    • La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “  – ”.
    • Cada enlace polar tiene un  , pero la molécula será polar sólo si la suma de los momentos dipolares no se anula.
    • Así el H 2 O y el NH 3 tienen  neto  0, mientras que moléculas como el CO 2 o el CH 4 tienen  neto = 0 y son apolares
  • 36. Momentos dipolares CO 2 BF 3 H 2 O NH 3
  • 37. Enlace covalente coordinado
    • Se forma cuando uno de los átomos aporta los 2 e – al enlace y el otro ninguno.
    • Se representa con una flecha “  ” que parte del átomo que pone la pareja de e – .
    • Ejemplo :
  • 38. Compuestos covalentes atómicos
    • Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos iguales o distintos.
    • Ejemplos :
    • SiO 2 , C (diamante), C (grafito)
    Grafito
  • 39. 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).
  • 40. Estructuras de Lewis
    • Son una representación gráfica para comprender dónde están los electrones de valencia de un átomo, y se realiza colocando alrededor de dicho átomo tantos puntos, como electrones de valencia tenga ( relación con su posición en la tabla ).
  • 41. Estructuras de Lewis
    • Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómica se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.
    • Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos. El átomo menos EN se coloca en el centro (el H y el F se colocan siempre en los extremos).
    • Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
    • Se distribuyen los e- de forma que se complete un octete para cada átomo .
    • El H sólo puede adquirir 2e. Los elementos del 2º período 8e y los del 3ª y sig uientes pueden ampliar el octeto .
      • VI. Asignar pares solitarios preferentemente a los átomos periféricos.
  • 42. Estructuras de Lewis Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de Lewis de los elementos participantes: Cada par de electrones de enlace se puede reemplazar por una línea:
  • 43. Estructura del CO 2
      • Paso 1 - Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales
      • O C O
      • Paso 2 - Calcular nº total de electrones de valencia
      • C: [He]2s 2 2p 2 1 carbono x 4 electrones = 4
      • O: [He]2s 2 2p 4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
      • número total de e- = 16 8 pares de e-
  • 44. Estructura del CO 2
      • Paso 3 - Dibujar un enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
      • Paso 4 - Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central:
    Hemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto Estructura de Lewis del CO 2
  • 45. Estructura del NH 3
      • Paso 1 Paso 2
      • N: [He]2s 2 2p 1 Nitrogeno x 5 e-
      • H: 1s 1 3 Hidrógenos x 1 e-
      • número total de e- = 8 e-
      • 4 pares de e-
      • Paso 3- Estructura de Lewis del NH 3
    El N completa su octeto H tiene su capa completa con 2 electrones
  • 46. Formas resonantes En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa. Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).
    • No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.
    • Las estructuras son equivalentes.
    • Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
    Ejemplos comunes : O 3 , NO 3 - , SO 4 2- , NO 2 , y benceno .
  • 47. Carga formal La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos). C f = X – ( Y + Z /2) X= nº de e- de valencia Y= nº de e- no compartidos Z= nº de e- compartidos En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma molécula: Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de Lewis más probable:  El valor de C f sea mas proximo a 0  La C f negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo (I) (II)
  • 48. Ejemplos I) Para C: C f = 4-(0+8/2)= 0 Para O: C f = 6-(4+4/2)= 0 II) Para C: C f = 4-(2+6/2)= -1 Para O: C f = 6-(2+6/2)= +1 Correcta! Otro ejemplo: Para C: C f = 4-(2+6/2)= -1 Para N: C f = 5-(2+6/2)= 0
  • 49. Excepciones a la regla del octeto I) Moléculas con nº de e- impar. NO (5+6=11 e- de valencia) Otros ejemplos: ClO 2 , NO 2 II) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete. BF 3 (3+7x3= 24 e- de valencia). Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
  • 50. III) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete. La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos. PCl 5 nº de e- de v  5+7x5= 40 e- Otros ejemplos: ClF 3 , SF 4 , XeF 2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.
  • 51. Ejercicio 1.Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S.
    • La representación de Lewis de cada átomo es:
    • · · · Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ··
    • La representación de Lewis de molecular será:
    • ·· ·· : S = Si = S :
    • La fórmula molecular será pues: SiS 2
  • 52. Ejercicio 2. Dibujar las siguientes estructuras de Lewis SiO 4 -4 SO 2 Si: 3s 2 p 2  4e- O: 2s 2 p 4  6e-x4 = 24 + 4 cargas neg. 32 e- 1) 3) e- de v. libres: 32-8= 24 2) 4) S: 3s 2 p 4  6e- O: 2s 2 p 4  6e-x2 = 12 + 4 cargas neg. 18 e- 1) 3) e- de v. libres: 18-4= 14 2) 4)
  • 53. Fuerzas intermoleculares
    • ¿Qué son las fuerzas intermoleculares?
    • Son fuerzas electrostáticas de tipo atractivo que se producen principalmente entre las moléculas con enlace covalente.
    • No se trata de enlaces propiamente dichos, pues energéticamente son más débiles que éstos.
    • Las fuerzas intermoleculares son consecuencia de los átomos que forman la molécula covalente, es decir, la diferencia de electronegatividad de dos átomos hace que el más electronegativo atraiga hacia sí la pareja de electrones, produciéndose una distorsión en la distribución de la carga electrónica en el espacio, por lo que se crea un exceso de carga negativa en el primero y un defecto en el segundo. Aparecen así dos polos eléctricos, y se dice entonces que el enlace es polar.
    • Cuando las moléculas polares se encuentran cerca unas de otras ejercen entre sí fuerzas de atracción debido a los polos que existen.
  • 54. Tipos de fuerzas intermoleculares
  • 55.
    • INTERACCIONES IÓN-IÓN (puente salino)
    • Su energía es de 250 Kj mol -1 y se produce solamente entre iones . Su fuerza disminuye con la distancia y es la responsables de los elevados puntos de fusión y ebullición de los compuestos iónicos.
  • 56.
    • INTERACCIONES IÓN-DIPOLO (solvatación)
    • Su energía es de 15 Kj mol-1 y se produce entre un ion y una molécula polar . Esta interacción puede tener lugar de dos maneras: un catión atrae la carga parcial negativa de un dipolo; un anión atrae la carga parcial positiva de un dipolo. Este tipo de fuerzas disminuye con el cuadrado de la distancia. Las interacciones ión-dipolo son las responsables de la hidratación de los cationes en disolución acuosa, es decir, la unión de moléculas de agua en torno a un ion central.
  • 57.
    • INTERACCIONES IÓN-DIPOLO INDUCIDO
    • Tiene lugar entre un ion y una molécula apolar . La proximidad del ion produce una distorsión en la molécula apolar y lo convierte en un dipolo transitorio.
    Un ejemplo de esta interacción es la unión del Fe (II) al oxigeno (apolar) en la Hb, esta interacción es lo que permite la unión reversible del oxígeno a la Hb y su transporte desde los pulmones hasta los tejidos
  • 58.
    • FUERZAS HIDROFÓBICAS
    • Por definición, una sustancia es hidrofóbica si no es miscible con el agua. Básicamente la hidrofobicidad ocurre cuando la molécula en cuestión no es capaz de interaccionar con las moléculas de agua ni por interacciones ión-dipolo ni mediante puentes de hidrógeno. Tal es el caso de los hidrocarburos saturados . En esta situación las moléculas de agua en la vecindad del hidrocarburo se orientan y se asocian formando una estructura parecida al hielo, creándose una especie de jaula de moléculas de agua alrededor de la molécula hidrofóbica, es decir, inducen al sistema a adoptar una conformación que minimiza el contacto entre las porciones apolares y el agua.
  • 59. Fuerzas de Van der Waals
    • Son las interacciones que ocurren cuando las moléculas están muy próximas. Son fuerzas de estabilización molecular, que establecen un tipo de enlace no covalente en el que participan dos clases de interacciones, las interacciones de dispersión que son fuerzas atractivas y las de repulsión entre las capas electrónicas de los átomos adyacentes.
    • Este tipo de interacción es la más débil de todas, debido a que las fuerzas atractivas se enfrentan a las repulsivas.
  • 60.
    • FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
    • ( dipolo instantáneo-dipolo inducido )
    • Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares . Es la única interacción entre moléculas no polares. Debido a la movilidad de los electrones en torno al núcleo, se producen pequeños dipolos instantáneos que provocan dipolos inducidos en las moléculas adyacentes.
  • 61.
    • La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse . Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varían entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol.
  • 62.
    • FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
    • Este tipo de interacción aparece solamente en moléculas polares . Además, son proporcionales a los momentos dipolares de las moléculas (Ley de Coulomb). Se atraen cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de una molécula vecina.
    En los líquidos, las moléculas están en libertad para moverse, pueden encontrarse orientaciones atractivas y repulsivas. En los sólidos predominan las atractivas. Un ejemplo de esta interacción es el HF
  • 63.
    • PUENTES DE HIDRÓGENO
    • Son un tipo de interacción dipolo-dipolo . En general, el enlace de hidrógeno es una interacción inter e intramolecular en la que participa siempre el H . Un enlace entre el H y un átomo electronegativo como el F, O o N es muy polar, por lo que el H es casi un núcleo desnudo, es decir, la densidad electrónica alrededor del núcleo de H será muy pequeña; si además tenemos en cuenta su reducido tamaño, la molécula podrá acercarse mucho al átomo electronegativo de una molécula vecina con carga parcial negativa o pares electrónicos sin compartir, por ello, de entre todas las interacciones electrostáticas que no involucran la formación de iones, aquellas en las que participa el H son las más fuertes .
  • 64.
    • Este tipo de fuerza se evidencia cuando se representan los puntos de ebullición de los compuestos que forma el hidrógeno con los elementos de algunos grupos de los no metales.
    Como se observa en la gráfica, los puntos de ebullición del HF, H2O y NH3 son más altos de lo esperado , según la tendencia observada en las combinaciones del hidrógeno con los elementos de los diversos grupos. Esto es debido a que, en estos casos, se forman asociaciones moleculares, a causa del enlace por puente de hidrógeno , que es necesario romper para provocar el cambio de estado; por eso, los puntos de fusión y ebullición resultan más elevados. Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos compuestos .
  • 65. Fuerzas de Debye o interacciones dipolo-dipolo inducido
  • 66. El enlace metálico
    • El enlace metálico es el responsable de la unión de los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos con otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes cristalinas.
    Se combinan elementos con electronegatividades bajas y que se diferencian poco. Los metales forman unas redes cristalinas compactas, es decir, con elevado índice de coordinación, por lo que suelen tener altas densidades. Las redes suelen ser hexagonales o cúbicas. Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico: el Modelo de la nube de electrones y la Teoría de bandas Ejemplo del modelo de la nube de electrones
  • 67. MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES
    • Según este modelo, los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a una &quot;nube electrónica&quot; que comprende todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica.
    • En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red.
    • Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los &quot;restos positivos&quot;.
    • Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la explicación de la diferente conductividad de algunos metales.
  • 68. TEORÍA DE BANDAS
    • Esta teoría representa un modelo más elaborado para explicar la formación del enlace metálico; se basa en la teoría de los orbitales moleculares. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen 3 átomos se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de energía entre ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N orbitales, de otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de energía muy próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una “banda”.
    • En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los electrones de la capa de valencia que se denomina &quot;banda de valencia&quot; y otra que se llama &quot;banda de conducción&quot; que es la primera capa vacía.
  • 69.  
  • 70.
    • En los metales , la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.
  • 71.
    • En el caso de los aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo no solapan sino que además hay una importante diferencia de energía entre una y otra (hay una zona prohibida) por lo que no pueden producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir, los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica.
  • 72.
    • Un caso intermedio lo constituyen los semiconductores , en el caso de las sustancias de este tipo, la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas, pero la zona prohibida no es tan grande, energéticamente hablando, y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si, GaAs y InSb.
  • 73. PROPIEDADES DE LOS METALES
    • A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente . No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos .
    • Son buenos conductores de la electricidad y del calor .
    • Presentan un brillo característico .
    • Son dúctiles y maleables . Esto es debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los &quot;restos positivos&quot; son todos similares, con lo que cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas.
    • Presentan el llamado &quot;efecto fotoeléctrico&quot; ; es decir, cuando son sometidos a una radiación de determinada energía, emiten electrones .
    • Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones .
  • 74. Habitualmente identificamos los cristales como materiales transparentes, frágiles y duros. Esto es válido para un cristal de cloruro de sodio y un cristal de diamante, pero no para un cristal de plata. Explica este hecho.
    • Esto sucede con los cristales iónicos o de sólidos covalentes , como el diamante, en los que las partículas que los forman (iones de distinto signo o átomos) ocupan posiciones muy concretas y tratar de que se aproximen o se separen obliga a que aparezcan repulsiones o que haya que vencer la atracción entre iones de la red cristalina o en el enlace covalente entre átomos.
    • En los cristales metálicos los electrones de valencia forman una especie de nube que evita que aparezcan repulsiones nuevas cuando tratamos de rayarlo o golpearlo y absorbe parte de la luz con que se iluminan, impidiendo que sean transparentes
    EJERCICIOS
  • 75. a) ¿Se pueden unir dos átomos de un mismo elemento? b) ¿Cómo será el enlace entre ellos?
    • Sí.
    • Podrán formar enlaces covalentes o metálicos ; nunca enlaces iónicos.
    Con frecuencia un compuesto tiene propiedades muy distintas de los elementos que lo forman. Por ejemplo, el agua, una sustancia líquida a temperatura ambiente, está formada por oxigeno e hidrogeno, dos sustancias gaseosas a temperatura ambiente y que hay que someter a bajas temperaturas y altas presiones para conseguir licuarlas. Explica todas estas características estudiando el enlace en cada una de esas sustancias En la molécula de agua H-O-H hay enlaces covalentes polares. Las moléculas se pueden unir entre sí por enlaces de H, un enlace intermolecular relativamente fuerte, lo que hace que aparezca en estado líquido a temperatura ambiente. El H y el O forman moléculas covalentes apolares H-H, O=O. Como los átomos son de pequeño tamaño, las fuerzas que se pueden establecer entre sus moléculas son muy débiles; por eso solo se licuarán a temperaturas muy bajas y presiones muy altas
  • 76.
    • Observa los datos siguientes y completa las frases que aparecen a continuación:
    • a) Cuando las moléculas están unidas por enlace ______________ el punto de fusión de las sustancias ________________ al ______________ su masa molar.
    • b) Cuando las moléculas están unidas por enlace _________________________________ el punto de fusión de las sustancias ______________ al _______________ su masa molar.
    • c) Cuando un conjunto de moléculas están unidas por enlaces del mismo tipo, el punto de ________________ y el punto de _______________ aumenta al _________________ su _________________.
    Dipolo-dipolo aumenta aumentar Dipolo instantáneo-dipolo inducido aumenta aumentar fusión ebullición aumentar masa molar
  • 77. Explica por qué puedes cortar un filete con un cuchillo y no puedes cortar el tenedor con el cuchillo
    • El filete está formado por sustancias covalentes y cortar un filete significa romper fuerzas intermoleculares. Para cortar el tenedor tendremos que romper el cristal metálico. El enlace metálico es mucho más fuerte que las fuerzas intermoleculares.
  • 78. Ampliación 2º bachillerato
    • El enlace iónico. Concepto de energía de red. Estructura y propiedades de las sustancias iónicas.
    • Enlaces covalentes. TRPECV. TEV. Orbitales moleculares. Propiedades de las sustancias moleculares y de los sólidos con redes covalentes.
    • Estudio cualitativo del enlace metálico: Teoría de nube electrónica. Propiedades de los metales.
    • Propiedades de algunas sustancias de interés biológico o industrial en función de la estructura o enlaces característicos de la misma.
  • 79. BIBLIOGRAFÍA
    • www.cienciaspuras.com
    • www.iesnicolascopernico.org
    • Física y Química 1º bachillerato. Editorial Santillana
    • Solucionario Física y Química 1º bachillerato. Editorial Santillana
    • Física y Química 1º bachillerato. Editorial Mc Graw Hill
    • www.youtube.com