EL ENLACE QUMICO

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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
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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.
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(No Transcript)
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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
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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
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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
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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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