Enlace quimico

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Enlace quimico

  1. 1. Enlace químico Química 2º bachillerato 1.- Introducción 2.- Enlace químico y estabilidad energética 3.- Enlace iónico 3.1 Redes cristalinas iónicas 3.2. Energía reticular 3.3. Energía reticular y ciclo de Born-Haber 4.- Enlace covalente 4.1.Modelo de Lewis 4.2. Modelo de RPENV o VSPER 4.3. Teoría del enlace de valencia TEV 4.4. Parámetros de enlace: 4.5. Teoría de la hibridación 5.- Enlace metálico 6.- Fuerzas intermoleculares 7.- Propiedades de las sustancias
  2. 2. 1. Introducción • • Nada existiría sin los enlaces entre los átomos. Sólo existen uniones estables energéticamente – – • Un enlace químico es el responsable de la unión estable entre dos o más átomos. Los átomos se unen para disminuir su energía interna (al menos 125 kJ/mol) y aumentar su estabilidad Estructura de enlace: transferencia total o parcial de electrones
  3. 3. 1. Introducción • Los modelos para explicar los enlaces químicos deben explicar al menos: 1. Proporciones en que se hallan los átomos en cada sustancia pura y nº total de átomos en ella 2. Geometría espacial de las moléculas. 3. Energía de enlace que mantiene unidos a los átomos. 4. Propiedades de las sustancias
  4. 4. 2. Enlace y estabilidad energética • • Curvas de Morse – Experimentalmente podemos obtener datos para construir las curvas de Morse: visualizan Energía de un sistema formado por dos átomos (A-B) vs. distancia entre ellos. En relación a distancia r entre A y B: – – – r grande: sin influencia mutua. E inicial = 0 r disminuye: fuerzas atractivas (corto alcance) de núcleo A-nube B r disminuye mas: interacciones entre nube Anube B que originan fuerzas repulsivas (efecto mayor a distancias más cortas)
  5. 5. 2. Enlace y estabilidad energética • Curvas de estabilidad energética – Representa el balance de fuerzas atractivas y repulsivas. – Valor mínimo de la energía del sistema AB • • • Energía de enlace (profundidad del pozo de potencial) relacionado con la estabilidad de la unión. Es la energía que se DESPRENDE en la formación de este enlace. Distancia de enlace (do): distancia a la que E=E enlace. Energía de disociación: energía necesaria para romper un enlace formado.
  6. 6. 2. Enlace y estabilidad energética • Curvas de inestabilidad energética – Representa uniones de átomos en los que la situación final NO ES ESTABLE – Los átomos se van a separar de forma espontánea. – Puedo imaginar lo que quiera….pero………… ¡no todas las uniones serán posibles!
  7. 7. 2. Enlace y estabilidad energética • • • Regla del octeto (Kossel-Lewis, 1916): los átomos que pueden contener ocho electrones (octeto=ns2np6) en su capa externa, representan una disposición especialmente estable. Los átomos se enlazan (ceden, captan, comparten electrones) para alcanzar la configuración de octeto en sus capas externas Estabilidad Se cumple para átomos de los periodos 1, 2 y 3
  8. 8. 2. Enlace y estabilidad energética • Limitaciones de la regla del octeto: – El hidrógeno es estable con dos electrones en su capa 1s2 – Octeto expandido: elementos con orbitales d (periodo 3 en adelante), que pueden rodearse de MAS DE OCHO electrones. (Ej. PCl5) – Octeto incompleto: algunos elementos se estabilizan con MENOS DE OCHO electrones a su alrededor (Ej. BF3)
  9. 9. 3. Enlace iónico: etapas • ¿Cuándo y cómo se forma? – Elemento metálico (muy electropositivo) que se aproxima a elemento no metálico (muy electronegativo). – El metal cede electrones y se convierte en catión. – Los electrones cedidos por el metal, son captados por el nometal quedando convertido en un anión. – Formación de una estructura tridimensional sólida por unión (fuerzas electrostáticas atractivas) entre iones de cargas opuestas: red de iones + y -. – No existen moléculas individuales.
  10. 10. 3. Enlace iónico • • • • Justificación energética del enlace iónico Si sólo tenemos en cuenta los procesos 1 y 2, ΔEtotal=495-349,5=+145,5 kJ/mol. En este caso el sistema AUMENTARÍA su energía, y no habría estabilización. Pero los compuestos iónicos mantienen los iones en forma de red, ya que si además tenemos en cuenta el proceso 3 que es la etapa de FORMACIÓN DEL CRISTAL, por atracción electrostática entre los iones, observamos que se libera la llamada ENERGÍA DE RED (U=ΔE´´=-765 kJ/mol) Globalmente hablando se observa que el sistema libera -619,5 kJ/mol y por lo tanto se estabiliza.
  11. 11. 3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas iónicas • ÍNDICE DE COORDINACIÓN (IC): número de iones de carga opuesta que rodean a uno dado. ü Pueden ser distintos para catión y anión, pero siempre en relación inversa a su proporción en la red. ü Depende de: § Tamaño de los iones (más bien de la diferencia de tamaño entre ellos). El radio de los iones marcará la distancia de enlace. § Carga de los iones. Los iones se agruparán de modo que garanticemos que la carga global es cero (electroneutralidad)
  12. 12. 3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas iónicas
  13. 13. 3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas iónicas NaCl: Relación de cargas 1:1 (+1,-1) Iones de tamaño diferente 6 Na+1 alrededor del Cl-1 y 6 Cl-1 alrededor del Na+1, por lo que IC=6 Red cúbica centrada en caras Fórmula: Na6Cl6, que queda NaCl CsCl: Relación de cargas 1:1 (+1,-1) Iones de tamaño similar IC=8 Red cúbica centrada en el cuerpo Fórmula: Cs8Cl8, que queda CsCl
  14. 14. 3.2 E. Iónico: Energía reticular • • • Definición: U (kJ/mol): Energía que se desprende al formarse un mol de cristal al partir de sus iones componentes en estado gaseoso. Cuanto mayor U, más estable será el cristal. Cálculo: Ec de Madelung K= constante de Coulomb= 9.109 Nm2/c2 Z1 y Z2 = carga de los iones (valor absoluto) e = carga del electrón = 1,6 . 10-19C NA = nº Avogadro = 6,023 . 1023 unidades/mol M = Constante de Madelung, que depende del tipo de red cristalina. do= distancia intermolacular n = factor de compresibilidad del cristal o coeficiente de Born n=(ncation+nanión)/2
  15. 15. 3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular • Medida: U (kJ/mol) ü No se conocen con precisión M y n (errores de cálculo) ü Acudimos a un método experimental basado en la hipótesis: “TODO PROCESO PUEDE PRODUCIRSE EN UNA ETAPA DE COMBINACIÓN QUÍMICA DIRECTA (AB) CON SU CALOR DE REACCIÓN, O MEDIANTE UNA SERIE DE PROCESOS PARCIALES LIGADOS AL TRANSCURSO QUE HEMOS SUPUESTO A NIVEL ATÓMICO PARA EL PROCESO GLOBAL, CADA UNO CON SU VARIACIÓN ENERGÉTICA PROPIA (ACDB)” ü La totalidad de ΔE deberá ser igual por ambos caminos (ley de Hess)
  16. 16. 3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular a) Haz un esquema del ciclo de Born-Haber para el NaCl. b) Calcula la energía reticular del NaCl(s), a partir de los siguientes datos: • Entalpía de sublimación del sodio = 108 kJ/mol • Entalpía de disociación del cloro = 243,2 kJ/mol • Entalpía de ionización del sodio = 495,7 kJ/mol • Afinidad electrónica del cloro = -348 kJ/mol • Entalpía de formación del cloruro de sodio = -401,8 kJ/mol SOLUCIÓN b) U = -779,1 kJ/mol
  17. 17. 3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular
  18. 18. 3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular ΔHf0 = ΔHsublimación+ EI + 1/2 ΔHdisociación + U U= +ΔHf0 – ΔHsublimación- EI - 1/2 ΔHdisociación PROCESOS QUE PUEDEN EXISTIR: • • • • • • Sublimación del metal Disociación de las moléculas del no metal Ionización del metal(+1,+2..) Sublimación o vaporización del no metal Ionización del no metal(-1,-2,…) Formación de la red cristalina
  19. 19. 3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular
  20. 20. 4. Enlace covalente • • • ¿Cuándo se produce? Cuando se combinan átomos de elementos alta electronegatividad (no metálicos). ¿Porqué se produce? Los átomos comparten parejas de electrones y ello supone estabilización energética que consiguen COMPARTIENDO PAEJAS DE ELECTRONES. ¿Qué tipos de enlaces tendremos?
  21. 21. 4. Enlace covalente • ¿Qué tipos de sustancia covalentes encontramos? 1. Covalentes moleculares: Cuando se combinan un nº reducido de átomos (agua, amoniaco, dióxido de carbono). En estado sólido o líquido existen fuerzas intermoleculares. 2. Redes atómicas covalentes o sólidos covalentes: Se combinan en 3D un elevado nº de átomos compartiendo parejas de electrones (diamante, grafito, sílice)
  22. 22. 4. Enlace covalente 4.1. Modelo de Lewis • ¿Cómo se representan las moléculas covalentes? – Estructuras o diagramas de Lewis: • SÓLO representamos los electrones de las capas de valencia • No pretende establecer geometría molecular. • Pares de enlace: entre dos átomos A-B (pe) • Pares no enlazante, solitarios o pares no compartidos (pnc) • ENLACES SENCILLOS
  23. 23. 4. Enlace covalente 4.1. Modelo de Lewis ENLACES DOBLES Y TRIPLES
  24. 24. 4. Enlace covalente 4.1. Modelo de Lewis ENLACES COVALENTE COORDINADO O DATIVO • • En esta covalencia, los DOS electrones del enlace son aportados por uno de los átomos (DADOR), mientras que el otro (ACEPTOR) no aporta electrones. Se representa con una flecha que va del DADORACEPTOR
  25. 25. 4. Enlace covalente 4.1. Modelo de Lewis ¿CÓMO ESTABLECEMOS LA ESTRUCTURA DE LEWIS?
  26. 26. 4. Enlace covalente 4.1. Modelo de Lewis ¿CÓMO ESTABLECEMOS LA ESTRUCTURA DE LEWIS? CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ELEMENTO EJEMPLO: H2SO3 (ácido sulfuroso) ELECTRONES DE VALENCIA CAPACIDAD DE LA CAPA DE VALENCIA S [Ne]3s2 3p4 6x1=6 8X1=8 0 1s2 2s2 2p4 6 x 3 = 18 8 X 3 = 24 H 1s1 1x2=2 2X2=4 TOTALES (suma): A =26 e de valencia disponibles S= N-A = 36-26 = 10 A-S = 26-10 = 16 electrones compartidos (5 pares de enlace) (5 pe) electrones solitarios (8 pares solitarios) (8 pnc) N = 36 …distribuir…
  27. 27. 4. Enlace covalente: Resonancia • • • • Formas alternativas de representación, llamadas formas resonantes o canónicas. Ninguna de ellas es la imagen exacta. La realidad es un intermedio o mezcla de todas ellas, y se conoce como híbrido de resonancia. Los electrones están deslocalizados, los pe no están asignados a una pareja de átomos en concreto, sino compartidos pos toda la molécula. Ocurre especialmente en moléculas con = especialmente si están conjugados (alternos =-=)
  28. 28. 4. Enlace covalente: Resonancia
  29. 29. 4.2. Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV) TIPO: AB2 AB3 AB4 AB5 AB6
  30. 30. 4.2. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV) Repulsión electrostática pne - pne > pne-pe > pe-pe TIPO: AB2P TIPO: AB3P AB2P2
  31. 31. 4.2. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV) TIPO: AB4P , AB3P2 , AB2P3
  32. 32. 4.2. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV) TIPO: AB5P , AB4P2
  33. 33. 8. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV) TIPO: VARIADOS
  34. 34. 4.3. Teoría del enlace de valencia (TEV) Propuesto por L. Pauling 1939 • Orígenes Nuevo modelo que explica características del enlace • Principios covalente no explicadas. – – 1. Acercamiento de dos orbitales atómicos (OA) con electrones despareados – 2. Posterior superposición (solapamiento) se produce el apareamiento de los espines electrónicos, originando un aumento de la densidad de carga en el espacio entre los núcleos.
  35. 35. 4.3. Teoría del enlace de valencia (TEV) Propuesto por L. Pauling 1939 • Principios – Para que el solapamiento sea eficaz, los OA deben tener un tamaño comparable, y aproximarse con la orientación correcta.
  36. 36. 4.3. Teoría del enlace de valencia • ¿Por qué ocurre? Fuerzas y energía – Al aproximar, aparecen nuevas interacciones atractivas (núcleo A-nube B) y repulsivas (núcleo Anúcleo B). – Las interacciones atractivas estabilizan el sistema (disminuyen la energía) y las repulsivas al revés. – Enlace: cuando se aproximan a la longitud de enlace. Dos átomos de H. Dos OA con 1 e desapareado en cada uno. Solapamiento y atracción creciente. Mínima E en la distancia de enlace. Mucha repulsión a d menores.
  37. 37. 4.3. Teoría del enlace de valencia (TEV) • Solapamientos de OA σ (frontal) y π (lateral) – s-p El solapamiento π es más débil que el σ ya que a la distancia de enlace hay menos superposición de las nubes electrónicas. px-px pz-pz
  38. 38. 4.3. Teoría del enlace de valencia (TEV) • Enlaces simples: σ (frontal) • Enlaces doble: σ (frontal) y π (lateral) • Enlace triple: σ (frontal) y dos solapamientos tipo π (laterales)
  39. 39. 4.4. Parámetros moleculares: • • Energía de enlace (kJ/mol): aquella que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en su estado gaseoso y fundamental Se obtiene a partir del proceso inverso (energía de disociación)
  40. 40. 4.4. Parámetros moleculares: • • • Longitud de enlace (Å): distancia de equilibrio entre núcleos atómicos correspondiente al valor de la E de enlace en la curva de acercamiento interatómico. (Distancia internuclear) Son valores promedio ya que varía constantemente y está afectado por los átomos vecinos A-B < radio A+ radio B debido a un % de cter. Iónico en el enlace (diferencia de electronegatividades) Radios Atómicos (Å)
  41. 41. 4.4. Parámetros moleculares: • • Ángulo de enlace: ángulo hipotético entre un átomo central y dos o más unidos a él. Está muy afectado por la repulsión de los pares electrónicos del átomo central: Repulsión electrostática pne - pne > pne-pe > pe-pe
  42. 42. 4.4. Parámetros moleculares: • • Ángulo de enlace: ángulo hipotético entre un átomo central y dos o más unidos a él. Está muy afectado por la repulsión de los pares electrónicos del átomo central: Repulsión electrostática pne - pne > pne-pe > pe-pe
  43. 43. 4.4. Parámetros moleculares Polaridad de moléculas • – ρ Momento dipolar de una molécula = suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces. µ molécula = ∑ μ enlaces r r APOLAR ⇒ μ molécula = 0 r POLAR ⇒ μ molécula ≠ 0 • • Es posible que la molécula sea APOLAR aunque tenga enlaces polares. Es muy posible que la molécula sea polar si el átomo central tiene parejas de electrones no compartidas.
  44. 44. 4.4. Parámetros moleculares Polaridad de moléculas • – ρ Momento dipolar de una molécula = suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces. µ molécula = ∑ μ enlaces r r APOLAR ⇒ μ molécula = 0 r POLAR ⇒ μ molécula ≠ 0 • • Es posible que la molécula sea APOLAR aunque tenga enlaces polares. Es muy posible que la molécula sea polar si el átomo central tiene parejas de electrones no compartidas.
  45. 45. 4.5. Teoría del enlace de valencia (TEV) Hidridación de orbitales • • Hibridación= recombinación de orbitales atómicos Nº de OA solapados= nº de OH formados
  46. 46. • Híbridos sp 1s + 1p= 2 sp Geometría lineal 180º Be Cl2
  47. 47. • Híbridos sp2 1s + 2p= 3 sp2 Geometría triangular 120º B F3
  48. 48. • Híbridos sp3 1s + 3p= 4 sp3 Geometría tetraédrica 109,5º C H4
  49. 49. 4.5 Teoría del enlace de valencia (TEV) Hibridación de orbitales
  50. 50. • Híbrido sp 1s + 1p= 2 sp Geometría lineal 180º COMPUESTOS ACETILÉNICOS • • • 2 AO sin hibridar que solapan en pi mediante dos solapamientos perpendiculares entre si. 1s+1p = 2 sp que se solapan en sigma Cada átomo de C utiliza: ü 2 OA (p) para solaparse lateralmente (pi) con los otros dos AO(p) del otro C. ü 1 sp para solaparse frontalmente (sigma) con el 1sp del otro C ü 1sp para solaparse con el OA (1s) del átomo de H
  51. 51. • Híbrido sp2 COMPUESTOS ETILÉNICOS • 1 AO sin hibridar que solapa en pi • 1s+2p = 3 sp2 que se solapan en sigma • Cada átomo de C utiliza: ü 1 OA (p) para solaparse con otro OA (p) del otro C mediante pi. ü 1 sp2 para solaparse con el otro sp2 del otro C ü 2 sp2 papa solaparse en sigma con 2 átomos de H 1s + 2p= 3 sp2 Geometría triangular 120º
  52. 52. • Híbrido sp3 1s + 3p= 4 sp3 Geometría tetraédrica 109,5º COMPUESTOS ACETILÉNICOS • • • No hay AO sin hibridar. 1s + 3p = 4 sp2 que se solapan en sigma. Cada átomo de C utiliza: ü 1 C-C en sigma ü 3 C-H en sigma (1s del H – 1sp3 del C)
  53. 53. Estructura del benceno Solapamiento π que origina una nube de 6e, deslocalizada entre los 6 átomos de C
  54. 54. Teoría del enlace de valencia (TEV) • Conclusiones: – El enlace doble no es suma de dos sencillos (teoría de Lewis) – Los enlaces π son más débiles por el tipo de solapamiento lateral que genera mayores repulsiones. – En los enlaces dobles y triples, los enlaces π son mas débiles, y ello provoca en algunas ocasiones su ruptura, permaneciendo el enlace σ
  55. 55. Enlace covalente A modo de resumen…
  56. 56. 5. Fuerzas intermoleculares • Tipos de enlaces: – – E de 125 a 1100 kJ/mol: enlaces intramoleculares (entre átomos) iónico y covalente. E < 40 kJ/mol: enlaces intermoleculares (entre moléculas) son interacciones: • 8-40 kJ/mol: Enlace de hidrógeno • 1-7 kJ/mol: Fuerzas de Van der Waals – Moléculas polares (dipolos permanentes) – Moléculas apolares (dipolos inducidos)
  57. 57. 5. Fuerzas intermoleculares 1. Enlace de hidrógeno (o puente de H): – Moléculas: H-X (X muy electronegativo y pequeño F, O, N). H2O, HF y NH3, fenoles, alcoholes, proteínas, ADN… – Desplazamiento de la nube hacia X, dejando gran densidad de carga positiva sobre H – Explica anomalías en p.f. Y p.e., y por tanto en su estado físico.
  58. 58. 5. Fuerzas intermoleculares • Ejemplos en los que el enlace de H explica anomalías: ADN y doble hélice Hielo que flota en agua p.f. Y p.e de hidruros no metálicos Proteínas con –H-
  59. 59. 5. Fuerzas intermoleculares 2. Dipolo-dipolo: ü ü Moléculas con momento dipolar distinto de cero. Alteran p.f. y p.e. haciendo que sea mayor que aquellas moléculas (de similar masa molecular) apolares (p.e. HCl=-85ºC; F2= -188ºC)
  60. 60. 5. Fuerzas intermoleculares 3. Fuerzas ión-dipolo: Origina la solvatación de un ión, es decir, se rodea de dipolos orientados. Si la energía de solvatación es mayor que la energía de red (U), se produce la disolución de la red iónica. 4. Fuerzas dipolo-dipolo inducido: -Inducir un dipolo es deformar su nube electrónica para que se agrupe en un extremo de la misma. Sólo se produce en moléculas grandes. - Responsable de que el Cl2 se disuelva en amoniaco. 5. Ión-dipolo inducido. • Similar a la anterior. • Explica la interacción entre I2 y I-1
  61. 61. 6. Enlace metálico • • • Formado por combinación de átomos con electronegatividades parecidas y bajas (metales). Pueden ser del mismo elemento (Fe, Cu,…) o de varios (aleaciones) Su estructura se explica mediante dos modelos: – Modelo del mar de electrones
  62. 62. 6. Teorías del enlace metálico • Modelo del mar de electrones – Metales: pocos electrones en su capa de valencia. – En el modelo, todos han liberado (cedido) sus electrones de valencia y se mueven libremente (mar de electrones) entre los iones que mantienen sus posiciones en los nudos de la red metálica. – Simple pero eficaz: explica la mayor parte de las propiedades de los metales. – Limitaciones con la conductividad eléctrica
  63. 63. 6. Teorías del enlace metálico • Teoría de bandas: – Utiliza el concepto del orbital molecular (Teoría del orbital molecular TOM) basado en la teoría cuántica (no todo está permitido). – Los OM estás deslocalizados por toda la molécula • Al combinar dos OA (orbitales atómicos) se forman dos OM (orbitales moleculares), uno enlazante (menor energía) y otro antienlazante (mayor energía).
  64. 64. 6. Teorías del enlace metálico • Teoría de bandas para los metales: – Se combinan n-Na, por lo que se forman n-OM enlazante y n-OM antienlazante. – La energía de los OM está muy próxima entre sí, por que hablamos de bandas, llegando a contactar los enlazante y antienlazante. – Para n-Na, (3s1) tendremos n-electrones de valencia
  65. 65. 6. Teorías del enlace metálico • • • (a) Conductores metálicos: Para el, sus OM enlazantes están ocupados por electrones de valencia que forman la banda de valencia, que a su vez conecta con los OM antienlazantes de la banda de conducción que está vacía. (b) Aislantes: En otros casos ambas bandas no están conectadas. Los e- no pueden pasar a la banda de valencia. (c) Semiconductores: Al añadir impurezas o aumentar T y/o P, se consigue que las bandas se junten, logrando aproximar lo suficiente la banda de conducción para que la alcancen los electrones.
  66. 66. 7. Propiedades de las sustancias iónicas 3. 4. 5. No conducen la electricidad en estado sólido. Red rígida con los iones y las cargas localizadas, y por tanto aislantes. Conductores de la electricidad DISUELTOS O FUNDIDOS • Ruptura de la red y movimiento de iones. Ante la presencia de un campo eléctrico, los iones viajan al electrodo de signo opuesto (conductores de segunda especie = transporte de carga utilizando iones) intermoleculares) Duros y frágiles. • Dureza: resistencia al rayado. Rayar un cristal iónico es romper la red iónica, lo que requiere vencer la fuerza de atracción electrostática 3D. • Fragilidad: resistencia a golpes. Los golpes provocan enfrentamiento de capas ++ y --
  67. 67. 7. Propiedades de las sustancias iónicas Características del enlace  Propiedades de las sustancias. 1. 2. Sólidos a temperatura ambiente, con elevados puntos de fusión. Hay que romper una red 3D, y su p.f. Será mayor cuanto mayor sea U (kJ/mol) Solubles en disolventes polares. • Las moléculas de disolvente rodean a los iones y establecen fuertes interacciones con los iones, mayores que las que mantienen unidos a estos en la red. • Ruptura de la red. • Solvatación de los iones (rodeados de moléculas de agua mediante fuerzas intermoleculares)
  68. 68. 7. Propiedades de las sustancias covalentes Características del enlace  Propiedades de las sustancias. 1. Estado de agregación: • • Sólidos covalentes: en los nudos de la red tenemos átomos unidos por enlace covalente, lo que supone que tengan elevados p.f. (diamante, grafito, sílice) Sustancias covalentes moleculares. Se pueden presentar en diferentes estados de agregación según p y T, y según el tipo de interacción intermolecular: • Gaseosos: N2, O2, propano… • Líquidos: agua, Br2, metanol,… • Sólidos moleculares: I2 en los nudos de la red tendremos moléculas (con átomos unidos por enlace covalente) unidas por fuerzas intermoleculares (entre moléculas). En general tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.
  69. 69. 7. Propiedades de las sustancias covalentes 2. Solubilidad. Solubles en disolventes de polaridad semejante: • DISOLVENTE POLAR (AGUA, AMONIACO..): disuelve a moléculas polares (alcohol,…). • DISOLVENTE APOLAR (GASOLINA, CC4, ..), disuelven a moléculas apolares (grasas). SEMEJANTE DISUELVE A SEMEJANTE Jabón y la limpieza: Frotar con agua no sirve para quitar las manchas de grasa…¿porqué?
  70. 70. 7. Propiedades de las sustancias covalentes 3. Conductividad eléctrica: • • Moléculas con en. covalentes localizados: No conducen la electricidad en ningún estado, ya que no hay movilidad de cargas. Moléculas que tienen electrones deslocalizados, son conductores. Grafito, con una enorme cantidad de electrones tipo π con movilidad. 4. Dureza: • • Sólidos covalentes (diamante, sílice…) son: ü Duros: para rayarlos hay que romper enlaces covalentes entre átomos. ü Frágiles: al tratar de aproximar los átomos más allá de la distancia de enlace, las repulsiones crecen y el cristal se rompe. Sólidos moleculares: blandos y elásticos, ya que al rayarlos o golpearlos, sólo alteramos las interacciones intermoleculares (mucho más débiles) y no alteramos los enlaces covalentes.
  71. 71. 7. Propiedades de las sustanciasPropiedades de las sustancias. metálicas Características del enlace  1. 2. Sólidos (menos Hg, líquido) a T ambiente. Su punto de fusión es menor que los compuestos iónicos. Alta conducción de la electricidad y del calor. ü Debido a la total movilidad electrónica. ü Conductores de primera especie (sólo se mueven los electrones) ü Su conductividad disminuye al aumentar la T ya que aumenta el rozamiento entre los electrones. (Superconducción ??)
  72. 72. 7. Propiedades de las sustancias metálicas Dúctiles (hilar) y maleables (laminar). ü Se debe a que al ejercer fuerza, no se generan nuevas repulsiones. Brillo metálico. ü ü No absorben ninguna de las radiaciones que les llegan (Hg). Algunos absorben algunas y reflejan el color complementario de las que absorben (Cu, Au)
  73. 73. 7. Propiedades de las sustancias (en general) Características del enlace  Propiedades de las sustancias.

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