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El enlace-quimico
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El enlace-quimico

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  • 1. EL ENLACE QUÍMICO
  • 2. Planteamiento del problema
    • La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.
    • ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?
  • 3. Planteamiento del problema
    • ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na 2 Cl?
    • ¿Por qué la molécula de CO 2 es lineal y la del H 2 O es angular?
    • ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?
  • 4. El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias: Sustancia Electrólito No electrólito Metálica T fusión T ebullición ↑ ↓↓ * ↑ * Solubilidad en agua otro disolvente ↑ ↓↓ ↓↓ ↑ ↓↓ ↓ Conductividad eléctrica (sólido) ↓↓ (líquido) ↑ ↓↓ ↓↓ ↑ ↑
  • 5. 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.
  • 6.  
  • 7. 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
  • 8. 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
  • 9. 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
  • 10. Algunos ejemplos…
  • 11. “ Molécula” de NaCl                                                                                                                    “ Diagramas de Lewis”
  • 12. “ Molécula” de MgF 2
  • 13. Moléculas de H 2 y O 2
  • 14. Moléculas de N 2 y CO 2
  • 15. Tipos de enlace
    • Iónico
    • Metálico
    • Covalente
  • 16. 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.
  • 17. Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl - y Na +
  • 18. Redes iónicas NaCl CsCl
  • 19. 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)
  • 20. Disolución y electrolisis del CuCl 2 Disociación: CuCl 2 -> Cu +2 + 2 Cl - Reacción anódica: 2 Cl - -> Cl 2 + 2e - Reacción catódica: Cu +2 + 2e - -> Cu
  • 21. 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.
  • 22.                                  El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico Fe
  • 23. 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
  • 24. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos . Electrones muy localizados.
  • 25. Diferentes tipos de enlace covalente
    • Enlace covalente normal :
      • Simple
      • Múltiple: doble o triple
    • Polaridad del enlace:
      • Apolar
      • Polar
    • Enlace covalente dativo o coordinado
  • 26. 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
  • 27. Polaridad del enlace covalente
    • Enlace covalente apolar : entre átomos de idéntica electronegatividad (H 2 , Cl 2 , N 2 …). 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 -)
  • 28. 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)
  • 29. Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO : enlace covalente doble Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙
  • 30. ¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?
    • Redes covalentes
    • Moléculas covalentes (pequeñas - macromoléculas)
  • 31. Redes covalentes La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados. Diamante : tetraedros de átomos de carbono Grafito : láminas de átomos de carbono
  • 32. Moléculas covalentes
    • Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H 2 , O 2 , F 2 …)
    • Si el enlace es polar:
      • Moléculas polares (HCl, H 2 O...) (dipolos permanentes)
      • Moléculas apolares (CO 2 ) (simetría espacial)
  • 33. Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ - no coincide con el centro geométrico de δ +
  • 34. Moléculas covalentes apolares: el centro geométrico de δ - coincide con el centro geométrico de δ + En el CO 2 existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la molécula covalente no es polar . Esto es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O. O ─ C ─ O δ + δ - δ -
  • 35. Propiedades compuestos covalentes (moleculares)
    • No conducen la electricidad
    • Solubles: moléculas apolares – apolares
    • Insolubles: moléculas polares - polares
    • Bajos puntos de fusión y ebullición…
    • ¿Fuerzas intermoleculares?
  • 36. Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals
    • Fuerzas entre dipolos permanentes
    • Fuerzas de enlace de hidrógeno
    • Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
  • 37. Fuerzas entre moléculas polares ( dipolos permanentes ) HCl, HBr, HI… - + + -
  • 38. 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 H 2 O NH 3
  • 39. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
  • 40. 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
  • 41. 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
  • 42.
    • Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
    • Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.
  • 43.                       

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