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EL ENLACE QUÍMICO
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.
 
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
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
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
Algunos ejemplos…
“ Molécula” de  NaCl                                                                                                                    “ Diagramas de Lewis”
“ Molécula” de  MgF 2
Moléculas de  H 2  y   O 2
Moléculas  de  N 2  y  CO 2
Tipos de enlace Iónico Metálico Covalente
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.
Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl -  y Na +
Redes iónicas NaCl  CsCl
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)
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
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.
                                 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
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
Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la  compartición de electrones  entre átomos  no metálicos .  Electrones muy localizados.
Diferentes tipos de enlace covalente Enlace  covalente normal : Simple Múltiple: doble o triple Polaridad  del enlace: Apolar Polar Enlace  covalente dativo o coordinado
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
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 -)
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)
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: ˙ ˙
¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes? Redes covalentes Moléculas covalentes  (pequeñas - macromoléculas)
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
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)
Moléculas covalentes polares:  el centro geométrico de  δ - no coincide con el centro geométrico de  δ +
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 -
Propiedades compuestos covalentes (moleculares) No conducen la electricidad Solubles: moléculas apolares – apolares Insolubles: moléculas polares - polares Bajos puntos de fusión y ebullición… ¿Fuerzas intermoleculares?
Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals Fuerzas entre dipolos permanentes Fuerzas de enlace de hidrógeno Fuerzas entre dipolos transitorios  (Fuerzas de London)
Fuerzas entre moléculas polares  ( dipolos permanentes ) HCl, HBr, HI… - + + -
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
Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
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
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
  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.
                      

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Enlace

  • 2. 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.
  • 3.  
  • 4. 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
  • 5. 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
  • 6. 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
  • 8. “ Molécula” de NaCl                                                                                                                    “ Diagramas de Lewis”
  • 10. Moléculas de H 2 y O 2
  • 11. Moléculas de N 2 y CO 2
  • 12. Tipos de enlace Iónico Metálico Covalente
  • 13. 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.
  • 14. Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl - y Na +
  • 16. 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)
  • 17. 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
  • 18. 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.
  • 19.                                  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
  • 20. 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
  • 21. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos . Electrones muy localizados.
  • 22. Diferentes tipos de enlace covalente Enlace covalente normal : Simple Múltiple: doble o triple Polaridad del enlace: Apolar Polar Enlace covalente dativo o coordinado
  • 23. 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
  • 24. 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 -)
  • 25. 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)
  • 26. 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: ˙ ˙
  • 27. ¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes? Redes covalentes Moléculas covalentes (pequeñas - macromoléculas)
  • 28. 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
  • 29. 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)
  • 30. Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ - no coincide con el centro geométrico de δ +
  • 31. 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 -
  • 32. Propiedades compuestos covalentes (moleculares) No conducen la electricidad Solubles: moléculas apolares – apolares Insolubles: moléculas polares - polares Bajos puntos de fusión y ebullición… ¿Fuerzas intermoleculares?
  • 33. Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals Fuerzas entre dipolos permanentes Fuerzas de enlace de hidrógeno Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
  • 34. Fuerzas entre moléculas polares ( dipolos permanentes ) HCl, HBr, HI… - + + -
  • 35. 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
  • 36. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
  • 37. 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
  • 38. 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
  • 39. 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.