El enlace-quimico

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El enlace-quimico

  1. 1. EL ENLACE QUÍMICO
  2. 2. Planteamiento del problema <ul><li>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. </li></ul><ul><li>¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo? </li></ul><ul><li>… </li></ul>
  3. 3. Planteamiento del problema <ul><li>¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na 2 Cl? </li></ul><ul><li>¿Por qué la molécula de CO 2 es lineal y la del H 2 O es angular? </li></ul><ul><li>¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…? </li></ul>
  4. 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. 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 <ul><li>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 </li></ul><ul><li>del gas noble más próximo </li></ul><ul><li>REGLA DEL OCTETO </li></ul>
  7. 8. Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto <ul><li>Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones. </li></ul><ul><li>No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones </li></ul>
  8. 9. Según el tipo de átomos que se unen: <ul><li>Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones) </li></ul><ul><li>No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones </li></ul><ul><li>Metal – Metal: ambos ceden electrones </li></ul>
  9. 10. Algunos ejemplos…
  10. 11. “ Molécula” de NaCl                                                                                                                    “ Diagramas de Lewis”
  11. 12. “ Molécula” de MgF 2
  12. 13. Moléculas de H 2 y O 2
  13. 14. Moléculas de N 2 y CO 2
  14. 15. Tipos de enlace <ul><li>Iónico </li></ul><ul><li>Metálico </li></ul><ul><li>Covalente </li></ul>
  15. 16. Enlace iónico <ul><li>El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal . </li></ul><ul><li>Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). </li></ul><ul><li>Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas. </li></ul>
  16. 17. Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl - y Na +
  17. 18. Redes iónicas NaCl CsCl
  18. 19. Propiedades compuestos iónicos <ul><li>Elevados puntos de fusión y ebullición </li></ul><ul><li>Solubles en agua </li></ul><ul><li>No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis ) </li></ul><ul><li>Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad) </li></ul>
  19. 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
  20. 21. Enlace metálico <ul><li>Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). </li></ul><ul><li>Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “ resto metálico ”. </li></ul><ul><li>Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular. </li></ul><ul><li>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. </li></ul>
  21. 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
  22. 23. Propiedades sustancias metálicas <ul><li>Elevados puntos de fusión y ebullición </li></ul><ul><li>Insolubles en agua </li></ul><ul><li>Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. </li></ul><ul><li>Pueden deformarse sin romperse </li></ul>
  23. 24. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos . Electrones muy localizados.
  24. 25. Diferentes tipos de enlace covalente <ul><li>Enlace covalente normal : </li></ul><ul><ul><li>Simple </li></ul></ul><ul><ul><li>Múltiple: doble o triple </li></ul></ul><ul><li>Polaridad del enlace: </li></ul><ul><ul><li>Apolar </li></ul></ul><ul><ul><li>Polar </li></ul></ul><ul><li>Enlace covalente dativo o coordinado </li></ul>
  25. 26. Enlace covalente normal <ul><li>Si se comparten un par de e - : enlace covalente simple </li></ul><ul><li>Si se comparten dos pares de e - : enlace covalente doble </li></ul><ul><li>Si se comparten tres pares de e - : enlace covalente triple </li></ul>
  26. 27. Polaridad del enlace covalente <ul><li>Enlace covalente apolar : entre átomos de idéntica electronegatividad (H 2 , Cl 2 , N 2 …). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. </li></ul><ul><li>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 -) </li></ul>
  27. 28. Enlace covalente dativo o coordinado <ul><li>Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo . </li></ul><ul><li>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) </li></ul>
  28. 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: ˙ ˙
  29. 30. ¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes? <ul><li>Redes covalentes </li></ul><ul><li>Moléculas covalentes (pequeñas - macromoléculas) </li></ul>
  30. 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
  31. 32. Moléculas covalentes <ul><li>Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H 2 , O 2 , F 2 …) </li></ul><ul><li>Si el enlace es polar: </li></ul><ul><ul><li>Moléculas polares (HCl, H 2 O...) (dipolos permanentes) </li></ul></ul><ul><ul><li>Moléculas apolares (CO 2 ) (simetría espacial) </li></ul></ul>
  32. 33. Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ - no coincide con el centro geométrico de δ +
  33. 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 -
  34. 35. Propiedades compuestos covalentes (moleculares) <ul><li>No conducen la electricidad </li></ul><ul><li>Solubles: moléculas apolares – apolares </li></ul><ul><li>Insolubles: moléculas polares - polares </li></ul><ul><li>Bajos puntos de fusión y ebullición… </li></ul><ul><li>¿Fuerzas intermoleculares? </li></ul>
  35. 36. Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals <ul><li>Fuerzas entre dipolos permanentes </li></ul><ul><li>Fuerzas de enlace de hidrógeno </li></ul><ul><li>Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London) </li></ul>
  36. 37. Fuerzas entre moléculas polares ( dipolos permanentes ) HCl, HBr, HI… - + + -
  37. 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
  38. 39. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
  39. 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
  40. 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
  41. 42. <ul><li> Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London) </li></ul><ul><li>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. </li></ul>
  42. 43.                       

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