ENLACE

1. ENLACE QUIMICO JAVIER DE LUCAS

2. Enlace químico • Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. • Son de tipo eléctrico. • Al formarse un enlace se desprende energía. • La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. • Los átomos se unen porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separados

3. Estabilidad en un átomo • Los átomos buscan su máxima estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1s2 o n s2p6). • El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónicade suúltima capa(capa de valencia). • Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).

4. Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2

5. Tipos de enlaces • Iónico: unen iones entre sí. • Atómicos: unen átomos neutros entre sí. • Covalente • Metálico • Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

6. PERROS Y HUESOS

7. PERROS Y HUESOS

8. Enlace iónico • Se da entre metales y no-metales. • Los metales tienen, en general, pocos electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes. • Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.

9. Reacciones de ionización • Los metales se ionizan perdiendo electrones: • M – n e– Mn+ • Los no-metales se ionizan ganando electrones: • N + n e– Nn– • Ejemplos: • Metales: Na – 1 e– Na+Ca – 2 e– Ca2+ Fe – 3 e– Fe3+ • No-metales: Cl + 1 e– Cl–O + 2 e– O2–

10. Enlace iónico

11. Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio) • Se forma unaestructuracristalinatridimensionalen dondetodos losenlaces sonigualmentefuertes.

12. Propiedades de los compuestos iónicos • Dureza • Punto de fusión y ebullición altos. • Sólo solubles en disolventes polares. • Conductores en estado disuelto o fundido. • Frágiles.

13. Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad

14. Enlace covalente • Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e–de valencia. • La pareja de e– (generalmente un e–de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular. • Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado” o “dativo”.

15. Enlace covalente

16. Enlace covalente • Puede ser: • Covalente simple: Se comparten una pareja de electrones. • Covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones. • Covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones.

17. Tipos de enlace covalente • Enlace covalente puro • Se da entre dos átomos iguales. • Enlace covalente polar • Se da entre dos átomos distintos. • Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.

18. Enlace covalente puro Enl. covalente simple • Se da entre dos átomos iguales. • 2 H · (H · + x H)  H ·x H ; H–H  H2 • ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl:  :Cl·xCl: ; :Cl–Cl:  Cl2·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· • · · x ·x • 2 :O· :O· + xO:  :O·xO: ; :O=O:  O2·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· • · · x ·x • 2 :N· :N· + xN:  :N·xN: ; :NN:  N2· · x ·x Enl. covalente doble Enl. covalente triple

19. Enlace covalente puro

20. Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos). • Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– . • La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “+”.

21. + + + – + – – – + – Ejemplos deenlace covalente polar. • ·· ·· ·· :Cl · +x H:Cl ·x H; :Cl–H HCl·· ·· ·· • ·· ·· ·· · O · +2x H Hx·O ·x H; H–O–H H2O·· ·· ·· • ·· ·· ·· · N · +3x H Hx·N ·x H; H–N–H NH3· ·x| H H • ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · +2xCl: :Clx·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: Cl2O·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

22. + + + Enlace covalente coordinado. • Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno. • Se representa con una flecha “” que parte del átomo que pone la pareja de e– . • Ejemplo: • ·· ·· Hx·O ·x H+ H+ H–O–H H3O+·· H

23. ESTRUCTURA DEL GRAFITO Compuestos covalentes atómicos. • Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. • Ejemplos: • SiO2, C (diamante), C (grafito)

24. Moleculares Puntos de fusión y ebullición bajos. Los comp.covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares. Conductividad parcial sólo en compuestos polares. Atómicos Puntos de fusión y ebullición muy elevados. Insolubles en todos los disolventes. No conductores (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un e– de cada átomo). Propiedades de los compuestos covalentes

25. Enlace metálico • Se da entre átomos metálicos. • Todos tienden a ceder e– . • Los cationes forman una estructura cristalina, y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ). • Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.

26. Empaquetamiento de cationes metálicos.

27. Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones. Muy buenos conductores en estado sólido. Son dúctiles y maleables (no frágiles). presión Propiedades de los compuestos metálicos.

28. Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo

29. Estructura del hielo(puentes de hidrógeno)

30. ENLACE FIN