el enlace quÍmico estefanÍa sanz moÑino mÁster de formaciÓn del profesorado en educaciÓn...
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EL ENLACE QUÍMICO
ESTEFANÍA SANZ MOÑINO
MÁSTER DE FORMACIÓN DEL PROFESORADO EN EDUCACIÓN SECUNDARA
EL ENLACE QUÍMICO
INTRODUCCIÓN. EL ENLACE QUÍMICOEL ENLACE IÓNICOEL ENLACE COVALENTEEL ENLACE METÁLICOFUERZAS INTERMOLECULARESRESUMEN
INTRODUCCIÓN. EL ENLACE QUÍMICO.
El enlace químico es la FUERZA responsable de la unión.
En este enlace intervienen los e- de los niveles más externos, e- DE VALENCIA.
Los átomos, moléculas, iones, etc. se unen para generar un sistema de MÍNIMA ENERGÍA y por tanto MÁXIMA ESTABILIDAD.
Excepción: GASES NOBLES.
REGLA DEL OCTETO: 8 e- en la capa de valencia.
EL ENLACE IÓNICO
Fuerza electrostática que se genera entre un METAL (carga +, catión) y un no METAL (carga -, anión)
ENLACE IÓNICO
Los compuestos iónicos forman REDES IÓNICAS CRISTALINAS.
Los iones ocupan el MENOR VOLUMEN POSIBLE (máximo empaquetamiento).
El cristal debe ser NEUTRO.
El número de iones de signo contrario que rodean a un ion x se denomina ÍNDICE o NÚMERO DE COORDINACIÓN
ENLACE IÓNICO
Existen 14 tipos de empaquetamiento: las REDES DE BRAVAIS.
ENLACE IÓNICO
Los intercambios energéticos involucrados en la formación de cristales iónicos vienen determinados por el CICLO DE BORN-HABER
EL ENLACE COVALENTE
Fuerza de unión entre dos NO METALES, generalmente muy electronegativos o entre un NO METAL y el HIDRÓGENO.
Se produce una COMPARTICIÓN de e-, forma MOLÉCULAS.
Enlace DIRECCIONAL (más fuerte que el enlace iónico).
EL ENLACE COVALENTE
La teoría de LEWIS se basa en la REGLA DEL OCTETO.
Al unirse 2 átomos no metálicos, comparten e-, formando PARES, de ENLACE o de NO ENLACE.
EL ENLACE COVALENTE
Puede que uno de los átomos aporte UN PAR DE e- y el otro átomo UN ORBITAL VACÍO: tenemos un enlace COORDINADO O DATIVO.
EL ENLACE COVALENTE
La teoría de Lewis tiene algunos inconvenientes:
- Existen excepciones a la regla del octeto : BF3, CO.- No explica la GEOMETRÍA de las moléculas (H2O).
Aparece la TEORÍA CUÁNTICA:
- TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES (TOM)- TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV)- ESTADOS EXCITADOS (C, P, S,…)- SOLAPAMIENTO DE ORBITALES (σ, π).
EL ENLACE COVALENTE
Para explicar la GEOMETRÍA de las moléculas se utiliza el método de REPULSIÓN DE PARES DE e- EN LA CAPA DE VALENCIA (RPECV).
Tiene en cuenta la DISTANCIA DE ENLACE y el ÁNGULO DE ENLACE.
Para explicarlo todo se recurre a la HIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES.
HIBRIDACIONES http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/hybrv18.swf
EL ENLACE COVALENTE
Otro parámetro a tenerse en cuenta en la POLARIDAD de las moléculas resultantes.
EL ENLACE METÁLICO
Se forma entre átomos METÁLICOS (electropositivos y con E.I bajas).
Su elevada CONDUCTIVIDAD se explica mediante la teoría del MAR DE e-: los átomos se desprenden de sus e-, que quedan circulando por los huecos de la red formada por los cationes.
La teoría que explica la formación de estas redes cristalinas es la TEORÍA DE BANDAS: debido al enorme nº de átomos que la forman, consideraremos los orbitales como bandas continuas. - Banda de VALENCIA.- Banda de CONDUCCIÓN.
FUERZAS INTERMOLECULARES (Van der Waals y Puente de Hidrógeno)
- Interacciones DIPOLO – DIPOLO: entre moléculas de sustancias POLARES. Incrementan las TF y TE de las sustancias. Separación de cargas sólo PARCIAL, más débiles que E. Iónico. ENLACES DE HIDRÓGENO.
- Interacciones DIPOLO – DIPOLO INDUCIDO: entre moléculas de distintas sustancias, una POLAR y otra APOLAR. La primera genera un dipolo en la segunda. Explica solubilidad de O2, N2.
- Fuerzas de DISPERSIÓN DE LONDON: entre moléculas APOLARES. Se genera un dipolo en una y éste induce otro dipolo en la otra molécula.
RESUMEN
ENLACE NATURALEZA FORMA ESTRUCTURA EJ. PROPIEDADES GENERALES
Iónico
Transferencia de e-. Atracción de
iones fuerte.No direccional.
Red de iones
cristalina
Cristales iónicos
(sólido), e- localizados
NaCl, K2O
PF, PE elevados.Solubles en agua.
Duros, pero frágiles.Conductores (disuelto
o fundido)
Covalente
Átomos de similar
electronegatividad que
comparten e-
Moléculas
Moléculas unidas por pdH o VdW
H2, H2O, NH3
PF, PE bajosNo conductoresDisuelven comp.
iónicos
Red de átomos
Cristales con e- localizados C, SiO2
PF, PE muy altosSólidos muy duros
InsolublesMalos conductores
RESUMEN
ENLACE NATURALEZA FORMA ESTRUCTURA EJ. PROPIEDADES GENERALES
Metálico
Red de cationes y e-
moviéndose libremente
Red de átomos
Cristales metálicos con
e- libres.
Na, Fe, Au, Hg
Sólidos (Hg)Dureza diversaDúctil, maleable
Conductores del calor y la electricidad
F. Intermoleculares
Fuerzas de Van der Waals
“Redes” de moléculas
Moléculas libres que
interaccionan
HI – HIO2 – H2O
PF, PE bajos (algo más elevados que sin
unir)
Puente de Hidrógeno
“Redes” de moléculas
Moléculas libres con átomos
electronegativos que
interaccionan
H2O – H2O
PF, PE más elevados que VdW
Líquido a T ambiente