Departamento de Física y Química.Ies Dr. Rodríguez Delgado. Ronda

Nivel 1º Bachillerato

Planteamiento del problema

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?

…

Planteamiento del problema

2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?

3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular?

4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?

El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias:

Sustancia Electrólito No electrólito Metálica

T fusión

T ebullición↑ ↓↓* ↑*

Solubilidad en

agua

otro disolvente

↑

↓↓

↓↓

↑

↓↓

↓

Conductividad

eléctrica

(sólido) ↓↓

(líquido) ↑

↓↓

↓↓

↑

↑

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 valenciaigual a la del gas noble más próximo

REGLA DEL OCTETO

Clasificación de los elementosde 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 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)

Disolución y electrolisis del CuCl2

Disociación: CuCl2 → Cu+2 + 2 Cl-

Reacción anódica: 2 Cl- → Cl2 + 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 electronesentre 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.

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 SO2: enlace covalente

doble y un enlace covalente

coordinado o dativo

:S ═ O:˙ ˙˙ ˙

˙ ˙S ═ O:

˙ ˙:O ←˙ ˙

˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble

y dos enlaces covalentes coordinado o

dativo

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙

˙ ˙

↓

:O:˙ ˙

¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?

Redes covalentes

Moléculas covalentes (pequeñas -macromoléculas)

Redes covalentes

Diamante: tetraedros

de átomos de carbono

La unión entre átomos que comparten

electrones es muy difícil de romper. Los

electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de

átomos de carbono

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.

O ─ C ─ Oδ+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

H2O

NH3

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.

May 08, 2002 lecture 2/ MBB 222 02-2 4

Non-covalent Bonds

Much weaker than covalent bonds

- these bonds break and reform at

Room Temperature (RT)

‘Transient Bonds’

- however, cumulatively they are very

effective e.g. helix for proteins and

double helix for DNA

Enlaces de

hidrógeno

Interior

hidrófobo

Esqueleto

desoxiribosa

-

fosfatoEnlaces de

hidrógeno

Exterior

hidrófil

o

A: adeninaG: guaninaC: citosinaT: timina

Bases nitrogenada

s

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.