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EL ENLACE QUMICO

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La mina de un l piz se compone de ... Cu l es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan ... Grafito: l minas de tomos de carbono ... – PowerPoint PPT presentation

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Title: EL ENLACE QUMICO


1
EL ENLACE QUÍMICO
  • Enero 2007

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Planteamiento del problema
  • 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?

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Planteamiento del problema
  • Por qué los átomos se unen en unas proporciones
    determinadas y no en otras? Por qué NaCl y no
    Na2Cl?
  • Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del
    H2O es angular?
  • Qué es lo que determina las propiedades de una
    sustancia solubilidad, conductividad eléctrica,
    estado de agregación a temperatura ambiente?

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El estudio de las propiedades de las sustancias
permite establecer tres grandes grupos para
clasificar la enorme diversidad de sustancias
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.
6
(No Transcript)
7
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

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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

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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

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Algunos ejemplos
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Molécula de NaCl
                                                  
                                                  
             
Diagramas de Lewis
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Molécula de MgF2
13
Moléculas de H2 y O2
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Moléculas de N2 y CO2
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Tipos de enlace
  • Iónico
  • Metálico
  • Covalente

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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.

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Enlace iónico entre Cl y Na formación del ión
Cl- y Na
18
Redes iónicas
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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)

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Disolución y electrolisis del CuCl2
Disociación CuCl2 ? Cu2 2 Cl-
Reacción anódica 2 Cl- ? Cl2 2e-
Reacción catódica Cu2 2e- ? Cu
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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.

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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
                               
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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

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

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Diferentes tipos de enlace covalente
  • Enlace covalente normal
  • Simple
  • Múltiple doble o triple
  • Polaridad del enlace
  • Apolar
  • Polar
  • Enlace covalente dativo o coordinado

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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

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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 (d) y zonas de mayor
    densidad de carga negativa (d-)

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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)

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Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO enlace covalente doble
Molécula de SO2 enlace covalente doble y un
enlace covalente coordinado o dativo
Molécula de SO3 enlace covalente doble y dos
enlaces covalentes coordinado o dativo
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Existen moléculas, o se trata de estructuras
gigantes?
  • Redes covalentes
  • Moléculas covalentes (pequeñas - macromoléculas)

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Redes covalentes
La unión entre átomos que comparten electrones es
muy difícil de romper. Los electrones compartidos
están muy localizados.
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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)

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Moléculas covalentes polares el centro
geométrico de d- no coincide con el centro
geométrico de d
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Moléculas covalentes apolares el centro
geométrico de d- coincide con el centro
geométrico de d
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.
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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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Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals
  • Fuerzas entre dipolos permanentes
  • Fuerzas de enlace de hidrógeno
  • Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de
    London)

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Fuerzas entre moléculas polares (dipolos
permanentes)HCl, HBr, HI
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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
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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.
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Enlaces de hidrógeno en el ADN
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  • 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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