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EL ENLACE QUÍMICO
1.   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.
     ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias
     tengan propiedades tan distintas y sin embargo
     estén formadas por el mismo tipo de átomo?
     …
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
“Molécula” de NaCl




     “Diagramas de Lewis”
“Molécula” de MgF2
Moléculas de H2 y O2
Moléculas de N2 y CO2
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)
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.
Fe




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
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 (H2, Cl2, N2…). 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.
Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)

Molécula de SO: enlace covalente doble     :S ═ O:
                                            ˙˙ ˙˙
Molécula de SO2: enlace covalente
doble y un enlace covalente               ˙˙
                                         :O ← S ═ O:
coordinado o dativo                       ˙˙ ˙˙ ˙˙


Molécula de SO3: enlace covalente doble     ˙˙
                                           :O ← S ═ O:
y dos enlaces covalentes coordinado o       ˙˙  ↓ ˙˙
dativo
                                               :O:
                                                ˙˙
Redes covalentes



Diamante: tetraedros           Grafito: láminas de
de átomos de carbono           átomos de carbono


La unión entre átomos que comparten
electrones es muy difícil de romper. Los
electrones compartidos están muy localizados.
Moléculas covalentes
   Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2,
    O2, F2…)


   Si el enlace es polar:
       Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos
        permanentes)
       Moléculas apolares (CO2) (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 CO2 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.

                δ- δ+ δ-
                O─C─O
Propiedades compuestos
      covalentes (moleculares)
 No conducen la electricidad

 Solubles: moléculas apolares – apolares

 Insolubles: moléculas polares - polares

 Bajos puntos de fusión y ebullición…

 ¿Fuerzas intermoleculares?
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   fuerzas de Van der Waals

 Fuerzas entre dipolos permanentes

 Fuerzas de enlace de hidrógeno

 Fuerzas entre dipolos transitorios
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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

  H2O

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Enlace de hidrógeno en la molécula de
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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
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
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Enlace quimico

  • 2. 1. 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. ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo? …
  • 3. 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.
  • 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
  • 7. “Molécula” de NaCl “Diagramas de Lewis”
  • 12. 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.
  • 13. Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+
  • 15. 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)
  • 16. 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.
  • 17. Fe 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
  • 18. 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
  • 19. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. Electrones muy localizados.
  • 20. Diferentes tipos de enlace covalente  Enlace covalente normal:  Simple  Múltiple: doble o triple  Polaridad del enlace:  Apolar  Polar  Enlace covalente dativo o coordinado
  • 21. 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
  • 22. Polaridad del enlace covalente  Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). 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-)
  • 23. 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.
  • 24. Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O: ˙˙ ˙˙ Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente ˙˙ :O ← S ═ O: coordinado o dativo ˙˙ ˙˙ ˙˙ Molécula de SO3: enlace covalente doble ˙˙ :O ← S ═ O: y dos enlaces covalentes coordinado o ˙˙ ↓ ˙˙ dativo :O: ˙˙
  • 25. Redes covalentes Diamante: tetraedros Grafito: láminas de de átomos de carbono átomos de carbono La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.
  • 26. Moléculas covalentes  Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…)  Si el enlace es polar:  Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes)  Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)
  • 27. Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ- no coincide con el centro geométrico de δ+
  • 28. Moléculas covalentes apolares: el centro geométrico de δ- coincide con el centro geométrico de δ+ En el CO2 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. δ- δ+ δ- O─C─O
  • 29. Propiedades compuestos covalentes (moleculares)  No conducen la electricidad  Solubles: moléculas apolares – apolares  Insolubles: moléculas polares - polares  Bajos puntos de fusión y ebullición…  ¿Fuerzas intermoleculares?
  • 30. Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals  Fuerzas entre dipolos permanentes  Fuerzas de enlace de hidrógeno  Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
  • 31. Fuerzas entre moléculas polares (dipolos permanentes) HCl, HBr, HI… + - + -
  • 32. 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 H2O NH3
  • 33. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
  • 34. 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
  • 35. 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.