Solamente los gases nobles y los metales en estado vapor existen en la naturaleza como átomo aislados (átomos libres).

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2 Dato experimental: Solamente los gases nobles y los metales en estado vapor existen en la naturaleza como átomo aislados (átomos libres). En condiciones estándar sólo los gases nobles.

3 Por qué se unen los átomos? Dos o más átomos se enlazan entres sí porque de esta manera el contenido energético total del sistema como átomo enlazados es inferior al de átomos aislados. Se produce una liberación de energía, energía que puede medirse y nos da una idea de la fortaleza del enlace. No hacen mas que cumplir una ley universal: los sistemas materiales evolucionan espontáneamente hacia niveles energéticos inferiores. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas. La pasividad de los gases nobles para reaccionar sugiere que sus configuraciones electrónicas son más estables que las de otros elementos. Podemos considerar el enlace como la tendencia de los elementos que intervienen para adquirir una configuración electrónica más estable, es decir, adquirir una configuración electrónica de gas noble.

4 Diagrama de energía frente a distancia interatómica

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6 Aspectos a resolver al estudiar el enlace Por qué unos átomos reaccionan entre sí y otros no lo hacen? El cloro reacciona con el sodio, pero no con el neón. Por qué en las sustancias iónicas hay una relación determinada entre el número de iones positivos y el de negativos? En el cloruro de sodio hay un ión Na + por cada ion Cl -, pero en el sulfuro de sodio hay dos iones Na + por cada ión S -2. Por qué las moléculas constan de un número determinado de átomos, de uno o varios elementos? En el oxígeno hay dos átomos de oxígeno unidos, siendo O 2 la fórmula que lo representa, mientras que el agua es H 2 O, no H 3 O. Por qué las moléculas tienen una geometría característica? La molécula de CO 2 es lineal y simétrica, mientras que la de H2O también es simétrica, pero angular, con un ángulo de enlace de 104,5º. Por qué las energías de enlace son diferentes? Para romper un mol de enlaces en el nitrógeno hay que comunicar mucha más energía que para romper un mol de enlaces en el oxígeno. A qué se deben las propiedades que tiene cada sustancia? El agua tiene un punto de ebullición mucho mayor del esperado, el diamante es la sustancia más dura en la escala de Mohs, los metales conducen la corriente eléctrica, etc.

7 Tipos de sustancias Metálicas (Titanio) Atómicas (C diamante) Iónicas (calcita) Moleculares ( Yodo)

8 Tipos de sustancias : Características experimentales Las sustancias metálicas tienen puntos de fusión variables, desde bajos hasta altos, pero son todas sólidas a temperatura ambiente, con la excepción del mercurio. Su dureza también es variable. Forman estructuras cristalinas regulares. Son sustancias que conducen bien la corriente eléctrica y no son solubles en ningún líquido. Las sustancias atómicas tienen puntos de fusión muy altos, por lo que en todos los casos son sólidas a temperatura ambiente, formando estructuras cristalinas regulares. Son muy duras, insolubles en cualquier líquido y no conductoras de la corriente eléctrica. Las sustancias iónicas tienen puntos de fusión medios o altos, siendo siempre sólidas a temperatura ambiente, formando también estructuras cristalinas regulares. Tienen una dureza media, y son solubles en mayor o menor medida en agua. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen al fundirlas o al disolverlas en agua. Las sustancias moleculares tienen puntos de fusión bajos, pudiendo ser sólidas, líquidas o gaseosas a temperatura ambiente. En estado sólido pueden forman estructuras cristalinas, o masas sólidas sin formas regulares. Son sustancias blandas, con solubilidad variable y que no conducen la corriente eléctrica.

9 Tipos de estructuras Moléculas: están formadas por un número finito de átomos unidos entre sí. Estructuras gigantes o cristales: formadas por átomos o iones distribuidos regularmente en el espacio, y que son más grandes cuantos más átomos o iones están unidos. Tanto las sustancias iónicas como las metálicas y las covalentes forman estructuras regulares tridimensionales, llamadas estructuras gigantes, redes cristalinas, redes o cristales. Cuantos más átomos o iones hay, más grande es el cristal. La ordenación de las partículas a escala microscópica se reproduce a escala macroscópica, como puedes ver en el cristal de sulfato de cobre. Sin embargo, en las sustancias moleculares hay un número finito de átomos unidos entre sí, dando lugar a partículas diferenciadas llamadas moléculas. En la imagen puedes ver un modelo de molécula de etanol (alcohol etílico).

10 Enlace a Tipos de sustancias

11 Tipos de enlace La Química clásica distingue varios tipos de enlace, pero el problema es el mismo para todas las sustancias, pues en todas encontramos núcleos que están ligados entre sí a través de electrones. Es la ignorancia de la naturaleza exacta del enlace químico la que origina esta clasificación clásica. A pesar de esto, estudiamos de un lado el enlace iónico y de otro el enlace covalente y el enlace metálico, señalando las diferencias que existen entre ellos. Esta división es útil, dado que no disponemos de una única teoría sencilla para explicar el enlace. La utilización de modelos para explicar una realidad siempre adolece de defectos, pues hay que tener en cuenta que tal realidad no tiene por qué adaptarse al modelo propuesto y, de otra parte, es difícil encontrar un modelo que la refleje con exactitud.

12 Tipos de enlace Tipos de modelos o teorías para estudiar el enlace químico ENLACE IONICO : Gran diferencia de electronegatividad; átomo marcadamente metálico con átomo no metálico ENLACE COVALENTE : Elevada electronegatividad pero similar; dos átomo no metálicos ENLACE METALICO: Baja electronegatividad pero similar; dos átomos metálicos

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14 Tipos de enlace y de sustancias Hay tres tipos de enlace (tres modelos o teorías para estudiar el enlace), pero cuatro tipos de sustancias.

15 Enlace iónico

16 Enlace iónico Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas. Las reacciones de pérdida o ganancia de e se llaman reacciones de ionización: Ejemplo: Na Na e O + 2 e O 2 Reac. global: O +2 Na O Na + Formula del compuesto (empírica): Na 2 O

17 Ejemplo de formación de enlace iónico: NaCl

18 Redes iónicas Hay que dejar claro que por el hecho de ser la interacciones electrostáticas no dirigidas (existen en todas la direcciones del espacio alrededor una carga, el campo de fuerzas que crea tiene simetría esférica), no hay moléculas: un ión atrae a todos los iones de signo contrario de la red, y repele a los del mismo signo, y menos cuanto más lejos estén. Se trata pues de estructuras gigantes, redes iónicas o sólidos iónicos, de la que normalmente damos su fórmula empírica. Como consecuencia de esta ionización masiva se establece en el espacio un conjunto enorme de campos eléctricos que se orientan de forma adecuada para anular sus acciones. La forma en que se disponen los iones constituyentes de una red cristalina iónica depende de: - La proporción de aniones y cationes, ya que la carga eléctrica en el conjunto de la red debe ser nula. - El tamaño relativo de los iones (alrededor de un ión positivo grande se pueden distribuir más iones negativos pequeños que iones negativos grandes). Tipos de redes : Ejemplos

19 Propiedades de los compuestos iónicos La elevada energía reticular determina que todos los compuestos iónicos sean sólidos a temperatura ambiente La dureza es notable pues para rayar un cristal iónico hay que romper muchos enlaces. La dureza aumenta con el valor de la energía reticular Puntos de fusión y ebullición elevados. Aumenta al aumentar la energía de red. Frágiles. Solubles en agua y disolventes polares. Malos conductores de la corriente eléctrica cuando están en estado sólido. Pero son conductores en estado líquido y disueltos en agua.

20 Proceso de disolución del NaCl en agua. Animación en Flash.

21 Enlace metálico Los metales se encuentran entre los tipos de sustancias más utilizados desde el comienzo de la civilización ( recuerdas las edades del hierro o del bronce?) pasando por la revolución industrial del siglo XVIII y el desarrollo de la industria metalúrgica. Son muy frecuentes estructuras metálicas imponentes tales como los enormes puentes de ferrocarril o la misma Torre Eiffel. Tampoco debes perder de vista que más del 80% de los elementos quimicos son metales, por lo que es fundamental explicar el enlace en los metales.

22 Las sustancias metálicas : Tienen puntos de fusión variables, desde bajos hasta altos. Son todas sólidas a temperatura ambiente, con la excepción del mercurio. Su dureza también es variable. Forman estructuras cristalinas regulares compactas. Brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Son sustancias que conducen bien la corriente eléctrica y el calor. No son solubles en ningún líquido. Efectos fotoeléctrico y termoiónico.

23 Modelo de Drude (1900) Modelo de gas electrónico o mar de electrones Se utiliza el modelo del gas electrónico para explicar la estructura y propiedades de los metales. Según este modelo, los átomos metálicos pierden electrones para quedarse con la capa más externa completa, y esos electrones quedan libres ("deslocalizados") entre los iones positivos formados, que se ordenan formando estructuras similares a las iónicas, pero con todas las partículas iguales.

24 Este modelo es muy sencillo y se usa porque permite explicar la propiedad más característica de los metales, su capacidad de conducción de la corriente eléctrica. Como lo electrones tiene muy poca masa (más de cien mil veces menor que la de un ión de cobre), se mueven con facilidad por entre los iones. Si se someten dos puntos de un metal a una diferencia de potencial, los electrones se mueven con facilidad hacia el polo positivo, de mayor potencial. Este flujo de partículas cargadas en movimiento -electrones en este caso- es precisamente la corriente eléctrica.

25 Enlace covalente Sustancias moleculares Sustancias covalentes (sustancias covalentes atómicas, redes atómicas)

26 Enlace covalente Se produce por compartición de electrones. Si se une un número finito de átomos se forman moléculas, pero se pueden formar estructuras gigantes (diamante). Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía.

27 Teoría de Lewis Estructuras electrónicas de Lewis Para explicar el enlace covalente se representan las estructuras electrónicas de Lewis, en las que se indica cómo se distribuyen los electrones alrededor de cada átomo de la molécula. Se basa en las siguientes hipótesis: Los átomos para conseguir 8 e en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete). Cada pareja de e compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

28 X Estructuras de Lewis Símbolos de Lewis: Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento: v v

29 Cómo se representan las estructuras de Lewis? Se determina el número de electrones de la capa más externa de todos los átomos de la sustancia (1 en H, 4 en C, 5 en N, 6 en O, 7 en Cl, etc) y se establece el número total de pares de electrones a distribuir. Se colocan los átomos unidos entre sí por un par de electrones. Las distribuciones espaciales de átomos suelen ser simétricas. El número de pares resultante se reparte entre todos los átomos de manera que se cumpla la regla del octeto. Cada par de electrones se representa por dos puntos o una raya. Si no hay suficiente número de pares de electrones, se utilizan enlaces dobles o triples para alcanzar el octeto.

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31 Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: HCN H C N :

32 La regla del octeto no siempre se cumple. Ejemplo BF3

33 Geometría molecular: modelo RPECV Las estructuras electrónicas de Lewis no explican la geometría de las moléculas. Por ejemplo, la molécula de agua se suele representar en línea (H-O-H), pero eso no significa que sea lineal. Para determinar la geometría de las moléculas o de las redes covalentes se utiliza una teoría publicada en 1970 por Gillespie, llamada VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), o de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). No es un modelo de enlace, pues no explica la formación de enlaces: parte de las estructuras de Lewis, a las que aplica unas sencillas reglas para obtener la geometría correspondiente. Esas reglas se basan en la repulsión entre pares de electrones, que son interacciones puramente electrostáticas. 1. Los pares de electrones se sitúan lo más lejos posible entre ellos para que la repulsión sea mínima. 2. Los pares sin compartir (no enlazantes) repelen a los compartidos (enlazantes) más que al revés, ya que necesitan más espacio al ser menos direccionales por no formar enlaces. 3. Los enlaces múltiples repelen a los sencillos más que al revés, ya que tienen mayor número de electrones.

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35 Enlace covalente polar La electronegatividad es la responsable de la polarización de los enlaces.

36 Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. Polaridad molecular Cuando se unen dos átomos de electronegatividad diferente, el par de electrones se coloca cerca del átomo que más tendencia tiene a atraerlo: el enlace es un enlace covalente polar, o simplemente polar. Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos con mayor densidad de carga positivamente y otros con mayor densidad de carga negativa. Polaridad del enlace y polaridad de la molécula.

37 Polaridad y geometría molecular Cuando la molécula es diatómica, (un solo enlace) la situación es muy sencilla: si los átomos tienen la misma electronegatividad, el enlace y la molécula son apolares, y si son diferentes, polares. Por ejemplo, son los casos de Cl 2 y de HCl. Si hay dos enlaces entre tres átomos, puede darse el caso de que teniendo enlaces polares la molécula sea polar, como es el caso del agua, o apolar, como sucede en el dióxido de carbono. A qué se debe? Para averiguar si una molécula es polar hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructura de la molécula. Para ello es necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar eléctrico del dipolo eléctrico. Se define como una magnitud vectorial con módulo igual al producto de la carga q por la distancia que las separa d, cuya dirección es la recta que las une, y cuyo sentido va de la carga negativa a la positiva. Esta magnitud es, por tanto, un vector; y la polaridad será la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.

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39 Ejercicio. Las moléculas de ácido sulfhídrico (H 2 S) y fosfina (PH 3 ) son polares. Qué puedes deducir acerca de su geometría?

40 Fuerzas intermoleculares Para explicar las propiedades de las sustancias iónicas se recurre a fuerzas electrostáticas entre iones o entre iones y electrones en las metálicas, así como a la compartición de electrones en las sustancias covalentes. Pero y en las sustancias moleculares? Para explicar por qué el agua se puede encontrar en estado sólido hay que justificar qué fuerzas mantienen unidas las moléculas de agua. Y los enlaces covalentes explican lo que pasa dentro de la molécula, pero no dicen nada de lo que sucede entre ellas. Por tanto, necesariamente deben existir fuerzas entre las moléculas, llamadas fuerzas intermoleculares. Interacciones en sustancias moleculares Enlaces químicos: interacciones electromagnéticas entre los átomos que dan lugar a una molécula y son las que determinan las propiedades químicas de la sustancia. Fuerzas intermoleculares: interacciones electromagnéticas entre las moléculas y son las que determinan las propiedades físicas de la sustancia.

41 Tipos de fuerzas intermoleculares Dipolares: las moléculas polares se orientan unas con respecto a otras por fuerzas de naturaleza eléctrica (el extremo positivo de una con el negativo de otra). Dispersivas: Entre moléculas apolares. Creación de dipolos instantáneos. Aumentan con la masa de las moléculas y permiten explicar por qué moléculas apolares como las de yodo dan lugar a sustancias sólidas. Puentes de hidrógeno: son un tipo particularmente intenso de fuerzas dipolares, Se dan entre moléculas cuya parte positiva del dipolo es el H y la negativa es F, N u O. Son muy importantes para explicar las interacciones que se dan en procesos bioquímicos.

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43 Debes recordar que: Las fuerzas dipolares aumentan al hacerlo la polaridad de la molécula. Las fuerzas dispersivas aumentan al hacerlo la masa molecular. Las fuerzas dispersivas se dan entre cualquier tipo de molécula; si las moléculas son polares, además hay fuerzas dipolares.

44 Redes covalentes atómicas Características de la configuración electrónica del C y Si

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