1. EL ENLACE QUÍMICO Enero 2007

4. El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias: ↑ ↑ ↓↓ ↓↓ (sólido) ↓↓ (líquido) ↑ Conductividad eléctrica ↓↓ ↓ ↓↓ ↑ ↑ ↓↓ Solubilidad en agua otro disolvente ↑ * ↓↓ * ↑ T fusión T ebullición Metálica No electrólito Electrólito Sustancia

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.

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

17. Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl - y Na +

18. Redes iónicas NaCl CsCl

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

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

24. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos . Electrones muy localizados.

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: ˙ ˙

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

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 -

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