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  1. 1. Enlace químico1. Concepto de enlace en relación con la estabilidad energética de los átomos enlazados.2. Enlace iónico.3. Concepto de energía de red. Ciclo de Born-Haber.4. Propiedades de las sustancias iónicas.5. Enlace covalente. Estructuras de Lewis.6. Parámetros moleculares. Polaridad de enlaces y moléculas.7. Teoría del enlace de valencia. Hibridación de orbitales atómicos (sp, sp2, sp3) y teoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.8. Sólidos covalentes. Propiedades de las sustancias covalentes.9. Fuerzas intermoleculares.10. Estudio cualitativo del enlace metálico. Propiedades de los metales.11. Propiedades de algunas sustancias de interés industrial o biológico en función de su estructura o enlaces. © Patricio Gómez Lesarri
  2. 2. 1. Concepto de enlace  Atracción electrostática entre núcleos y electrones  Repulsión nubes electrónicas  Enlace: mínimo de energía  Unión entre dos o más átomos que les estabiliza energéticamente
  3. 3. 2. Enlace iónico Regla del octeto (Lewis, 1916): estructuras de Lewis Combinación metal & no metal Transferencia electrónica íntegra del metal al no metal Formación de iones Fuerza de atracción puramente electrostática Formación de cristales iónicos
  4. 4. 3. Ciclo de Born-Haber
  5. 5. 3. Ciclo de Born-Haber  Sublimación y disociación endotérmicas  EI + AE > 0  Energía reticular negativa  Energía necesaria para atraer a los iones de un compuesto hasta sus posiciones en el cristal
  6. 6. 3. Energía reticular  Sumas de energías potenciales electrostáticas: 1 q.q´  Fuerza del enlace iónico U =∑ . 4πε o r  Ecuación de Born-Landé 1 Z + e.Z − e U =∑ . + − 2 4πε o r 1 Z Z e  1U = N .A . 1 −  1  1 1 1  4πε o r  n U= 4πε o .Z + Z − e 2  − + − + ..   r 2r 3r   N: Número de Avogadro  A: constante de Madelung  Z+, Z-, : cargas iónicas  r: suma de radios iónicos  n: factor de compresibilidad
  7. 7. 4. Propiedades de los compuestos iónicos Intensidad del enlace iónico  Puntos de fusión y ebullición elevados (energía reticular)  Aislantes eléctricos y conductores en estado líquido  Fragilidad  Dureza: 7 escala de Mohr  Solubles en disolventes polares
  8. 8. 5. Enlace covalente. Combinación entre no metales Compartición de un par electrónico Estructuras de Lewis Moléculas homoatómicas Pares de electrones enlazantes y libres (no enlazantes) Enlaces múltiples: doble y triple
  9. 9. 6. Polaridad de enlace Moléculas heteroatómicas Diferencia de electronegatividades Densidad de carga: Enlace covalente polar    Momento dipolar µ = q.r 1 Debye = 3,34.10-30 C.m Carácter iónico de un enlace: diferencia de electronegatividades (iónico diferencia mayor de 2)
  10. 10. 6. Enlace covalente coordinado  Par electrónico aportado por un átomo  Ácidos de Lewis: sustancia que acepta un par de electrones para la formación de un enlace (orbital vacío)  Bases de Lewis: sustancia que aporta un par de electrones (orbital con 2 electrones libres)
  11. 11. 6. Resonancia Varias estructuras de Lewis Interconversión de las formas resonantes mediante desplazamientos concertados de pares electrónicos Carácter híbrido Propiedades intermedias entre enlace sencillo y enlace doble
  12. 12. 6. Parámetros moleculares  Energía de enlace (entalpías de enlace) entalpía de disociación  Distancia de enlace: cálculo a partir de los radios covalentes  Ángulos de enlace: los correspondientes a los segmentos que unen los núcleos  Necesidad de una teoría cuántica
  13. 13. 7. Teorías del enlace covalente: VSEPR Repulsión mínima entre los pares de electrones de la capa de valencia Repulsión mayor no enlazantes n= 2: geometria lineal (180º, apolar) n= 3 geometría triangular plana (120º, apolar), angular (polar) n= 4 geometría tetraédrica (109,5º, apolar), pirámide triangular (polar), angular (polar)
  14. 14. 7. Teoría del enlace de valencia Solapamiento de los orbitales atómicos Zona común de intercambio Deslocalización electrónica Densidad electrónica en la línea del enlace Diferencias de energía de enlace: H2, HF, F2
  15. 15. 7. Teoría del enlace de valencia: moléculas poliatómicas  Moléculas poliatómicas  enlaces idénticos, ángulos  Orbitales híbridos, dirigidos a lo largo del enlace; C.L.O.A. (Pauling,1930)  Hibridación sp: 2 O.A. → 2 sp  Geometría líneal; ángulo:180º  Hibridación sp2: 3 O.A. → 3 sp2  Geometría triangular; ángulo:120º  Hibridación sp3: 4 O.A. → 4 sp3  Geometría tetraédrica; ángulo:109,5º
  16. 16. 7. Teoría del enlace de valencia: enlaces múltiples Etano (sp3)  enlace σ: solapamiento frontal de orbitales híbridos  densidad electrónica sobre la línea del enlace Eteno (sp2)  enlace π: solapamiento lateral de orbitales atómicos p  Densidad electrónica por encima y por debajo de la línea del enlace Etino (sp)  Un enlace σ y dos enlaces π
  17. 17. 7. Teoría del enlace de valencia: resonancia del benceno Formas resonantes de Kekulé Hibridación sp2 en cada átomo de carbono Ángulos de 120º Solapamiento múltiple de todos los orbitales pz Deslocalización de todos los electrones en la parte superior e inferior del anillo
  18. 18. 7. Teoría de orbitales moleculares  La molécula tiene sus propios orbitales: Orbitales moleculares  C.L.O.A.: mismo número de orbitales moleculares que atómicos  Orbitales enlazantes y antienlazantes  Orden de enlace: enlazantes − antienlazantes O.E. = 2
  19. 19. 7. Teoría de orbitales moleculares
  20. 20. 8. Propiedades de los sólidos covalentes Intensidad del enlace covalente Elementos de grupos centrales Puntos de fusión y ebullición muy elevados Aislantes eléctricos Dureza: 10, diamante; 9 corindón Insolubles en disolventes
  21. 21. 9. Fuerzas intermoleculares  Uniones entre moléculas  Débiles frente a los enlaces (10-40 kJ / 650-950 kJ)  Fuerzas de Van der Waals  Fuerzas entre dipolos permanentes  Fuerzas de dispersión de London  Enlaces de hidrógeno
  22. 22. 9. Fuerzas de Van der Waals  Fuerzas de dispersión de London  Moléculas apolares  Polarización por inducción  Atracciones transitorias  Aumento con la masa molecular  Aumento con el tamaño  Fuerzas entre dipolos permanentes (moléculas polares)
  23. 23. 9. Enlaces de hidrógeno Fuerzas de atracción electrostática entre los dipolos permanentes de los enlaces FH, OH, NH Muy intensas frente a las fuerzas de Van der Waals Aumento de los puntos de fusión y ebullición Importancia en Biología Molecular
  24. 24. 9. Propiedades de los sólidos moleculares Debilidad de las fuerzas intermoleculares Puntos de fusión y ebullición bajos Solubles en disolventes apolares Escasa conductividad eléctrica y térmica Poca dureza
  25. 25. 10. Enlace metálico Compartición de todos los electrones de valencia Gas de electrones Libertad de movimiento de los electrones
  26. 26. 10. Teoría de bandas Banda de OM Movimiento de los orbitales a través de la banda
  27. 27. 10. Propiedades de los metales Enlace intenso y movilidad electrónica Puntos de fusión y ebullición moderados Elevada conductividad eléctrica y térmica Ductilidad y maleabilidad Brillo metálico

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