1. 05/05/2011

2. El amor es física y química (Severo Ochoa) ¿Y qué tendrá que ver el amor con el enlace químico? ¿Por qué se unen las personas? ¿Por qué se unen los átomos? ¿Atracción, necesidad, estabilidad…? Tal vez será porque juntos están mejor. Pero sin pasarse… 05/05/2011

3. Todo es cuestión de conveniencia, de mínima energía: 05/05/2011

4. Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos. 05/05/2011

5. Tipos de enlace 05/05/2011

6. 05/05/2011

7. Enlace Iónico 05/05/2011

8. En este proceso de transferencia de electrones se forman iones. El átomo que pierde electrones queda cargado positivamente y se llama catión. El átomo que gana electrones queda cargado negativamente y se llama anión. Ambos iones adquieren la configuración de un gas noble Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas afinidades electrónicas (forman aniones con facilidad) Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de Coulomb) 05/05/2011

9. Aquí vemos como el Na entrega su electrón al Cl, quedando ambos como resultado de esta entrega con 8 electrones en su último nivel. 05/05/2011

10. Redes iónicas. Los iones no forman moléculas aisladas sino que se agrupan ordenadamente,en las tres direcciones del espacio. . Es decir, se forma un gran edificio cristalino, en el que el número de cargas positivas tiene que ser igual al numero de cargas negativas. . En este proceso se desprende una gran cantidad de energía. Esto se debe a que esa ordenación es muy estable con lo que será necesario aportar una gran cantidad de energía para destruirla. Cristal de NaCl 05/05/2011

13. 2. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular ( distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario ), hace que los cristales iónicossean muy poco compresibles. 3.Son duros y quebradizos. La dureza, entendidacomooposición a ser rayado, es considerable en los compuestosiónicos; al suponer el rayado la ruptura de enlaces por un procedimientomecánico, esteresultadifícildebido a la estabilidad de la estructuracristalina y fortaleza de los enlaces. 4. Ofrecenmucharesistencia a la dilatación. Porqueestasupone un debilitamiento de lasfuerzasintermoleculares o iónicas. El coeficiente dedilatación es tanto menor cuanto mayor sea Uo 05/05/2011

14. 5. No conducen la electricidad en estado sólido, los iones en la red cristalina están en posiciones fijas, no quedan partículas libres que puedan conducir la corriente eléctrica. 6. Son solubles en agua por lo general, los iones quedan libres al disolverse y puede conducir la electricidad en dicha situación. Al fundirse también se liberan de sus posiciones fijas los iones, pudiendo conducir la electricidad. Sólido iónico fundido Sólido iónico Sólido iónico disuelto 05/05/2011

15. 6. Facilidad de rotura o de ser reducidos a polvo cuando se le aplica una fuerza al sólido. Al aplicar una fuerza a un sólido iónico se produce un ligero desplazamiento de algunas capas, enfrentándose cationes con cationes y aniones con aniones. Surgen así fuerzas repulsivas que rompen la estructura cristalina 05/05/2011

16. Enlace Covalente Los gases noblespresentan 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 porG. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. 05/05/2011

17. ● En este tipo de enlace, los elementos se unen y “comparten”sus electrones.● Se da entre no metales -o sea, elementos que tienen electronegatividades similares- y entre no metales y el hidrógeno. ●En este tipo de enlace nose forman iones. ●En este tipo de enlace cada uno de los elementos aporta un electrónal par que forma el enlace. ● Al ser elementos semejantes, son atraídos por sus núcleos en forma simultánea,formando el enlace. ● Este tipo de unión es muy fuerte. 05/05/2011

18. Ejemplo: el gas Cloro.Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar. 05/05/2011

19. En el enlace sóloparticipan los electrones de valencia(los que se encuentranalojados en la últimacapa). Ej.: El enlace en la molécula de agua. 05/05/2011

20. Estructuras de Lewis Símbolos de Lewis: Son una representación gráfica de los electrones de valencia de un átomo, que se colocan como puntos alrededor del símbolo del elemento. 05/05/2011

21. Los enlaces covalentespuedenrepresentarse a partir de los símbolos de Lewis de los elementosparticipantes:Cada par de electrones de enlace se puederepresentarporunalínea: 05/05/2011

22. Pueden existir 1, 2 ó 3 pares de electrones compartidos, de modo que dependiendo del número de pares compartidos se establecen tres tipos de enlaces covalentes llamados, enlace sencillo y enlaces múltiples. Estos últimos se dan cuando el octeto no se puede obtener compartiendo un solo par de electrones .enlace simple: 1 par de electrones compartidoenlace doble: 2 pares de electrones compartidosenlace triple: 3 pares de electrones compartidos 05/05/2011

23. Los pares de electrones que no forman parte del enlace se denominan pares libres , pares solitarios o pares no enlazantes (no enlace) 05/05/2011

24. Estructuras de Lewis: ejemplos Para escribir una estructura de Lewis se siguen... Ejemplo- dióxido de carbono CO2 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos electronegativoen el centro. ElH y F ocupan siempre posiciones terminales O C O Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4 O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16 8 pares de electrones 05/05/2011

25. Ejemplo CO2Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:Hemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto Estructura de Lewis del CO2 05/05/2011

26. Estructura de Lewis del amoniaco NH3 05/05/2011

27. Excepciones a la regla del octeto Como todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto, son solamente una herramienta que permite proponer la estructura de los compuestos. Sin embargo, la naturaleza es complicada y no siempre se cumplen las reglas inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen la regla del octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el NO, tiene 11 electrones de valencia. Dado que la regla del octeto demanda que los electrones se acomoden por parejas, al tener un número impar de electrones de valencia, este compuesto no puede satisfacerla. La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad de compuestos, como en aquéllos en los que participan el boro o el berilio a los que se les llama compuestos deficientes de electrones, porque tienen menos electrones de valencia que un octeto. 05/05/2011

28. Existen otros compuestos moleculares en los cuales alguno o algunos de sus átomos tienen con más de ocho electrones a su alrededor. El fósforo y el azufre son dos ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis. Cuando se combinan con algún elemento de la familia de los halógenos (flúor, cloro, bromo y iodo) pueden compartir diez (Ej. PF5) y hasta doce electrones. (SCl6), A esta situación se le conoce como expansión del octeto. Ejemplos de las tres clases de excepciones a la regla del Octete: Moléculas con nº de e- impar. Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete. Ej: Compuestos de los grupos 1, 2 y 13 05/05/2011

29. c) 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. PCl5 XeF4 Otros ejemplos: SF6, ClF3, SF4, XeF2, Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras. 05/05/2011

30. GEOMETRÍA MOLECULAR El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular a) Se dibuja la estructura de Lewis. Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace. PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace 05/05/2011

31. Existen 5 formas geométricas básicas de lascualesderivan todas lasdemás moléculas y sonaquellasenlas que todos sus pares de electronesalrededordel átomo central están compartidos. 05/05/2011

32. Geometría molecular angular Geometría molecular para el ión NO3- Los dobles enlaces son ignorados en RPECV 05/05/2011

33. angular 05/05/2011

34. 05/05/2011

35. Molécula de H2O Molécula de NH3 Molécula de NH4+ 05/05/2011

36. 05/05/2011

37. 05/05/2011

38. 05/05/2011 Enlace covalente polar Un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos En la molécula de H2los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de H En la molécula de HClel par de electrones no se comparte por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos. El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos

39. Por lo tanto Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: Polares:Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno-, o undipolo No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo. El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos. 05/05/2011

40. Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular 05/05/2011

41. Si hay pares solitarios, (no enlazantes) la molécula es polar Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central la molécula es no polar o apolar. 05/05/2011

42. FUERZAS INTERMOLECULARES Las fuerzas intermoleculares, como su nombre lo indica, son las fuerzas que unen moléculas. Recuerda que no todas las sustancias forman moléculas.Existen tres tipos de sustancias: iónicas, covalentes o metálicas según sea el tipo de unión que presentan. Las sustancias iónicas no están formadas por moléculas, sino por una red cristalina en donde se van alternando iones positivos y negativos. 05/05/2011

43. Las moléculas se mantienen unidas entre si gracias a las fuerzas (atracciones) intermoleculares. A veces estas fuerzas se denominan fuerzas de Van der Waals (Johanes Van der Waals estudió este efecto en gases reales). Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Estudiaremos tres tipos principales de fuerzas intermoleculares: a) Fuerzas de London o dispersión de London b) Interacción dipolo-dipolo. c) Enlace de hidrógeno. 05/05/2011

45. 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intra)Por lo general, lasfuerzasintermolecularesson mucho másdébilesquelasfuerzasintramoleculares 05/05/2011

46. Fuerzas de London o dispersión de London Cuando una molécula es no polar, (no es un dipolo), su nube electrónica es simétrica. Pero como los electrones están en continuo movimiento, puede suceder que momentáneamente se deforme y se produzca un dipolo instantáneo temporal. Esta molécula polarizada induce un momento dipolar en la vecina, que a su vez crea el mismo efecto en sus vecinos y el efecto se va propagando por toda la sustancia. Estos dipolos inducidos causan entonces que las moléculas no polares se atraigan mutuamente. En general, la intensidad de las fuerzas son proporcionales al nº de electrones por molécula, por tanto, aumentan con la masa molar, aunque también puede influir la forma de la molécula. 05/05/2011

47. 05/05/2011

48. Fuerzas de Dispersión de London Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre moléculas no polares. Son más intensas en las moléculas no polares más grandes (mayor masa molar)que en las pequeñas. Son de mayor magnitud en el Br2, que en el I2, que en el F2. 05/05/2011

49. Interacción dipolo-dipolo. Son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico: (+)(-) (+)(-) H-Cl----H-Cl (-)(+) (-)(+) Cl-H----Cl-H 05/05/2011

50. Puentes de Hidrógeno El enlace de hidrógenoresulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolocon un átomo de hidrógenounido a un átomo denitrógeno, oxígenoo flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con unenlace covalentea átomos de hidrógeno). 05/05/2011

51. En realidad la unión puente hidrógeno es un caso particular de la fuerza dipolo permanente, en el cual al ser mayor la fracción de carga que se separa, es más intensa. Es el caso del agua. Es importante que notes que la unión puente Hidrógeno es la que se produceentre el átomo electronegativo de una molécula y el hidrógeno de otra molécula,porque se trata de una fuerza intermolecular. No es la unión entre el átomo electronegativo y el hidrógeno dentro de la molécula, como muchas veces suelen confundir los alumnos. Las uniones puente hidrógeno son las responsables de que exista el agua líquida a temperatura ambiente, y con ello de que exista la vida tal cual la conocemos. Además son muy importantes a nivel biológico. 05/05/2011

52. Las fuerzas puente hidrógeno son 10 veces más intensas que las dipolo permanente y estas son 10 veces más intensas que las fuerzas de London. Las fuerzas intermoleculares son las responsables de mantener unidas a las moléculas cuando una sustancia molecular se encuentra en el estado líquido o sólido. Los puentes de hidrógeno son especialmentefuertes entre lasmoléculas de agua y son la causa de muchas de lassingularespropiedades de estasustancia. Los compuestos de hidrógeno de elementosvecino al oxígeno y de los miembros de sufamilia en la tablaperiódica, son gases a la temperaturaambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En cambio, el H2O eslíquida a la temperaturaambiente, lo queindica un alto grado de atracción intermolecular. En la figura 6 se puedeverque el punto de ebullición del aguaes 200 ºC más alto de lo quecabríapredecirsi no hubierapuentes de hidrógeno. Los puentes de hidrógenojuegantambién un papel crucial en la estructura del ADN, la moléculaquealmacena la herenciagenética de todos los seresvivos. Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son la causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrógeno de elementos vecino al oxígeno y de los miembros de su familia en la tabla periódica, son gases a la temperatura ambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. 05/05/2011

53. En cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto grado de atracción intermolecular. En la figura se puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 ºC más alto de lo que cabría predecir si no hubiera puentes de hidrógeno. 05/05/2011

54. Redes cristalinas covalentes En algunas sustancias, el enlace covalente no forma moléculas individuales, sino que los átomos se encadenan mediante enlaces covalentes, formando una red cristalina. Ejemplos: C (diamante y grafito), SiO2 (sílice, arena, cuarzo), Al2O3 (corindón, rubí, zafiro). La gran intensidad del enlace covalente que une a los átomos de la red hace que sean sustancias duras, y de elevados puntos de fusión y ebullición. Además, los electrones de enlace no tienen libertad de movimiento, siempre permanecen alrededor de los átomos que los han compartido. Esto hace que sean malos conductores del calor y la corriente eléctrica 05/05/2011

55. Propiedades de los compuestos covalentes A la hora de estudiar las propiedades, debemos distinguir entre los distintos tipos de compuestos covalentes: Compuestos moleculares: dentro de la molécula, los átomos poseen gran fuerza de unión, pero entre molécula y molécula las fuerzas son muy débiles, por lo que, en general, las sustancias covalentes moleculares tendrán: - Puntos de fusión y ebullición bajos. • Las sustancias apolares son normalmente gases a temperatura ambiente. Si la molécula es suficientemente grande, como los hidrocarburos de cadena larga (aceites, gasolinas) pueden ser líquidos. 05/05/2011

56. • Las sustancias polares, debido a las interacciones dipolo-dipolo, tienen mayor fuerza de cohesión entre sus moléculas, por lo que tienen T.F. y T.E. mayores que las sustancias apolares. Algunas, como el agua, son líquidas a temperatura ambiente. Otras pueden ser incluso sólidas, pero con puntos de fusión bajos. - Malos conductores del calor y la corriente eléctrica. - Solubilidad: • Las sustancias polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) e insolubles (o poco solubles) en disolventes apolares. • Las sustancias apolares son solubles en disolventes apolares (aceites, hidrocarburos) e insolubles (o poco solubles) en disolventes polares. 05/05/2011

57. Redes covalentes: La gran intensidad del enlace covalente hace que los compuestos constituidos por redes covalentes (diamante, grafito, sílice , germanio...) sean: - Sólidos a temperatura ambiente. - Puntos de fusión y ebullición muy elevados - Poseen gran dureza (el diamante es la sustancia de mayor dureza que se conoce). - Malos conductores del calor y la corriente eléctrica (con la excepción del grafito) - Prácticamente insolubles en cualquier sustancia. 05/05/2011

58. Prueba a unir átomos con la siguiente animación 05/05/2011

59. ENLACE METÁLICO Se llama enlace metálico al tipo de unión que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes. 05/05/2011

60. En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. La red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto. Los e-de valencia de los átomos metálicos se liberan y se disponen entre los huecos de los iones positivos a modo de gas electrónico. Sellama Modelo del gas electrónico.Los electrones así distribuidos neutralizan la repulsión entre las cargas positivas. 05/05/2011

61. 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. 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. 05/05/2011

62. 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"casi continua de energía. Estas bandas continuas de orbitales pertenecen al cristal como un todo. Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman una banda en la que los niveles de energía, como se ha dicho anteriormente, están muy próximos. En los metalesse forman dos bandas. Una en la que se encuentran los electrones de la capa de valencia que se denomina"banda de valencia" y otra que se llama "banda de conducción" que es la primera capa vacía. 05/05/2011

63. A la banda de menor energía, se la denomina banda de valencia y esuna banda de orbitales moleculares llenos. La otra banda, la de niveles más altos de energía, se denomina banda de conducciónque es una banda vacía o llena incompletamente de orbitales moleculares. La teoría de bandas, explica que según el tipo de sustancia, las bandas de valencia y de conducción pueden o no estar separadas por bandas de energía de valores prohibidos. Para los cristales no metálicos, la representación gráfica incluye una banda prohibida. Esta banda prohibida implica una diferencia energética muy grande para que los electrones la puedan superar y así poder llegar a la banda de conducción 05/05/2011

64. 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 vacios y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial. 05/05/2011

65. 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. 05/05/2011

66. 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. 05/05/2011

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69. 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 "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas. Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones. 05/05/2011

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