EL ENLACE QUÍMICO 1. El enlace químico. 2. Enlace intramolecular. 3. Enlace intermolecular. 4. Propiedades del enlace.

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1 EL ENLACE QUÍMICO 1. El enlace químico. 2. Enlace intramolecular. 3. Enlace intermolecular. 4. Propiedades del enlace. Química 1º bachillerato El enlace químico 1

2 1. EL ENLACE QUÍMICO El enlace químico es la unión entre átomos o moléculas. Hay dos tipos de enlaces: Enlace intramolecular: Se produce dentro de la misma molécula, entre los átomos (o iones) que forman la molécula. Enlace intermolecular: Se produce entre moléculas distintas, lo que une las moléculas entre ellas para formar estructuras multimoleculares. Química 1º bachillerato El enlace químico 2

3 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Es un enlace entre átomos de la misma molécula. Puede ser: Enlace covalente. Enlace iónico. Enlace metálico. Química 1º bachillerato El enlace químico 3

4 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlace covalente Átomos enlazados con electronegatividades similares y grandes (ambos están a la derecha de la tabla periódica, incluido el hidrógeno), es un no metal con un no metal. Cada uno de los átomos aportacomparte un electrón para formar un enlace. Ejemplos: H2, F2, O2, N2, Cl2, H2O, NH3, CH4, Química 1º bachillerato El enlace químico 4

5 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Notación de Lewis. Las estructuras de Lewis son diagramas para representar las moléculas donde los átomos (muy electronegativos) comparten e- alcanzando una gran estabilidad ya que obtienen la configuración de gas noble. Para formar una estructura de Lewis: Se coloca el símbolo del átomo rodeado por sus electrones de valencia (con, o, x) determinados a partir de su configuración electrónica diferenciando los que pertenecen a cada átomo. Cada enlace se forma con un electrón de cada átomo que lo forman (una línea representa dos electrones) entre los dos átomos. Los pares de electrones no compartidos se representan por parejas alrededor del átomo. Cada átomo suele estar rodeado para obtener la configuración de gas noble (ocho electrones, regla del octeto), aunque hay excepciones (PF 5, BF 3, ). Química 1º bachillerato El enlace químico 5

6 2. ENLACE INTRAMOLECULAR átomo flúor átomo flúor molécula flúor F + F F F o bien F - F par de electrones compartidos Se representa con una línea Química 1º bachillerato El enlace químico 6

7 2. ENLACE INTRAMOLECULAR N + N N N N N N + 3 H H N H H Química 1º bachillerato El enlace químico 7

8 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Química 1º bachillerato El enlace químico 8

9 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Los enlaces covalentes se pueden clasificar en función del par electrónico compartido: Covalente simple. Se comparte un solo par de electrones. Covalente múltiple. Se comparten varios pares de electrones. Covalente dativo. El par electrónico del enlace es aportado por uno solo de los átomos que forman el enlace. Química 1º bachillerato El enlace químico 9

10 EJERCICIO-EJEMPLO Razonar las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: a) Ácido nitroso. b) Dicloro metano. c) Borano. d) Cloro eteno. e) Cloro etanal. Química 1º bachillerato El enlace químico 10

11 RELACIÓN DE EJERCICIOS ESTRUCTURAS DE LEWIS Química 1º bachillerato El enlace químico 11

12 2. ENLACE INTRAMOLECULAR La geometría alrededor de un átomo viene dada por los pares de electrones con distinta dirección que tiene a su alrededor. Pares de e Geometría Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipirámide trigonal Octaedro Orbitales híbridos sp sp 2 sp 3 sp 3 d sp 3 d 2 Química 1º bachillerato El enlace químico 12

13 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Química 1º bachillerato El enlace químico 13

14 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Química 1º bachillerato El enlace químico 14

15 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Química 1º bachillerato El enlace químico 15

16 EJERCICIO-EJEMPLO Razonar la geometría de las siguientes moléculas: a) Dicloro metano. b) Borano. c) Ácido nitroso. d) Cloro eteno. e) Cloro etanal. Química 1º bachillerato El enlace químico 16

17 RELACIÓN DE EJERCICIOS GEOMETRÍA Química 1º bachillerato El enlace químico 17

18 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlaces polares: En los enlaces entre átomos de distinta electronegatividad se produce una deformación de la nube electrónica que rodea a ambos átomos denominado polarización del enlace, si tiene la misma electronegatividad la nube electrónica permanece simétrica Química 1º bachillerato El enlace químico 18

19 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Química 1º bachillerato El enlace químico 19

20 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Se pueden dar dos casos: Moléculas polares. Entre átomos con distinta electronegatividad y moléculas asimétricas. Se forma un dipolo eléctrico, a mayor diferencia de electronegatividades mayor es el dipolo (y mayor la deformación de la nube electrónica). Se crean unas pseudocargas. Moléculas apolares. Entre átomos con la misma electronegatividad o moléculas simétricas. Forman dipolos eléctricos de carácter temporal debido al movimiento de los electrones. Química 1º bachillerato El enlace químico 20

21 EJERCICIO-EJEMPLO Razonar la polaridad de las siguientes moléculas: a) Ácido nitroso. b) Dicloro metano. c) Borano. d) Cloro eteno. e) Cloro etanal. Química 1º bachillerato El enlace químico 21

22 EJERCICIO-EJEMPLO Deducir la estructura de Lewis, la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: a) Trifluoruro de boro. b) Silano. c) Fosfina. d) Pentacloruro de fósforo. e) Hexafluoruro de azufre. f) Ácido hipocloroso. g) Ácido hiposulfuroso. h) Ácido carbónico. i) Ácido hiponitroso. j) Etanol. k) Etenol. l) Cloro etino. Química 1º bachillerato El enlace químico 22

23 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Propiedades de compuestos covalentes. Sustancias moleculares (H 2, CO 2, CO, PH 3, H 2 O, ) o sólidos covalentes (SiO 2, C, ). Las sustancias moleculares: Son moléculas independientes. Su solubilidad depende de su polaridad, pueden ser polares o apolares.. Pueden ser sólido (I 2 ), líquido (H 2 O) o gases (Cl 2 ) a temperatura ambiente. Bajo punto de fusión y de ebullición. Son blandos y quebradizos (frágiles). No son conductores eléctricos. Los sólidos covalentes: Forman redes cristalinas. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente. Muy alto punto de fusión y de ebullición. Son duros y frágiles. Generalmente no son conductores. Son insolubles. Los sólidos pueden ser: Sólidos cristalinos: Forman una estructura tridimensional ordenada y bien definida. Ejemplo: cloruro de sodio y sacarosa. Sólidos amorfos: Forman una estructura desordenada con unidades básicas al azar. Ejemplo: vidrio. Química 1º bachillerato El enlace químico 23

24 RELACIÓN DE EJERCICIOS POLARIDAD Química 1º bachillerato El enlace químico 24

25 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlace iónico: Átomos enlazados con electronegatividades muy diferentes, mayores de 1.7 (un metal a la izquierda de la tabla periódica- con un no metal a la derecha de la tabla periódica-, excepto el hidrógeno). Cada átomo aporta un electrón al enlace, pero hay uno que tira más del par electrónico formándose iones (cationes y aniones) debido a fuerzas electroestáticas. El índice de coordinación es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado en una red iónica. Ejemplos: NaCl, Química 1º bachillerato El enlace químico 25

26 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Los átomos se convierten en iones para alcanzar la configuración estable de gas noble. Uno pierde e- y se transforma en un catión (positivo) y el otro gana e- y se transforma en un anión (negativo). Los iones de distinto signo se unen por atracción electroestática. Química 1º bachillerato El enlace químico 26

27 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Propiedades de los compuestos iónicos: Sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Forman redes cristalinas. Puntos de fusión y de ebullición altos o muy altos. Gran dureza. Frágiles y poco flexibles. Resistencia a la dilatación. Conductividad eléctrica disueltos o fundidos (no en sólidos). Son solubles en agua por medio del proceso de hidratación e insolubles en disolventes apolares. Química 1º bachillerato El enlace químico 27

28 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Química 1º bachillerato El enlace químico 28

29 EJERCICIO-EJEMPLO Deducir la valencia más probable de los siguientes elementos e indicar todos los compuestos iónico que se pueden formar: a) Metales: 1. Sodio. 2. Potasio. 3. Magnesio. 4. Calcio. b) No metales: 1. Carbono. 2. Oxígeno. 3. Azufre. 4. Nitrógeno. 5. Fósforo. 6. Cloro. Nombrar todos los compuestos formulados. Química 1º bachillerato El enlace químico 29

30 RELACIÓN DE EJERCICIOS COMPUESTOS IÓNICOS Química 1º bachillerato El enlace químico 30

31 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlace metálico: Átomos enlazados con electronegatividades similares y bajas (átomos del mismo tipo, por el centro de la tabla periódica semimetal-). Cada átomo aporta electrones formándose una nube electrónica compartida por todos los átomos y donde los electrones se mueven libremente por toda la estructura metálica. Forman estructuras tridimensionales llamadas redes cristalinas. Ej: Fe, Ni, Química 1º bachillerato El enlace químico 31

32 2. ENLACE INTRAMOLECULAR El enlace metálico es consecuencia de la atracción electroestática entre los iones positivos del metal y la nube electrónica que los rodea. Química 1º bachillerato El enlace químico 32

33 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Propiedades de los compuestos metálicos: Sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Forman redes cristalinas. Conductores eléctricos. Conductores térmicos. Emiten electrones (brillo metálico). Plásticos (deformables), dúctiles (hilos) y maleables (láminas). Forman aleaciones (estaño y cobre forman bronce). Alta densidad. Alta temperatura de fusión y de ebullición. Química 1º bachillerato El enlace químico 33

34 2. ENLACE INTRAMOLECULAR Química 1º bachillerato El enlace químico 34

35 3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas intermoleculares son las responsables de las uniones entre las diferentes moléculas. Química 1º bachillerato El enlace químico 35

36 3. ENLACE INTERMOLECULAR Estudiaremos las fuerzas intermoleculares en moléculas covalentes (forman dipolos) ya que las sustancias iónicas y metálicas forman redes (y no moléculas). Química 1º bachillerato El enlace químico 36

37 3. ENLACE INTERMOLECULAR Podemos encontrarnos con tres tipos de dipolos: Dipolos permanentes (o dipolos): En moléculas polares (donde siempre existe el dipolo). Dipolos instantáneos: En moléculas apolares, debido al movimiento de la nube electrónica se forma un dipolo débil. Dipolos inducidos: En moléculas apolares debido a algo externo (algún tipo de dipolo) se forma un dipolo muy débil. Química 1º bachillerato El enlace químico 37

38 3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas de Van der Waals son interacciones entre átomos y moléculas debido a las densidades de carga que presentan. Aumentan con el volumen molar ya que la molécula se hace más polarizable. Pueden ser: Dipolo dipolo (CO, ). Dipolo dipolo inducido (HCl, ). Fuerzas de London (H 2, N 2, ).. Química 1º bachillerato El enlace químico 38

39 3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas dipolo dipolo: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares. Química 1º bachillerato El enlace químico 39

40 3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas dipolo dipolo inducido: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido. Química 1º bachillerato El enlace químico 40

41 3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas de London: En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). Estas fuerzas de atracción son muy débiles. Química 1º bachillerato El enlace químico 41

42 3. ENLACE INTERMOLECULAR Los puentes de hidrógeno: Se dan en moléculas con átomos muy pequeños y muy electronegativos que posean pares de electrones sin enlazar y donde dichos átomos están enlazados por lo menos a un hidrógeno. El átomo atrae hacia sí los e- del enlace quedándose con casi toda la carga negativa y provocando que el protón se quede con una alta densidad de carga positiva. Este protón es un polo muy positivo que forma una unión electroestática con un par de e- no enlazantes del átomo de la otra molécula vecina formando el enlace o puente de hidrógeno. Química 1º bachillerato El enlace químico 42

43 EJERCICIO-EJEMPLO Deducir las fuerzas intermoleculares entre las siguientes moléculas: Amoniaco Borano Metano Cloro eteno Cloro etanal Agua Borano Cloro metano Cloro eteno Cloro etanol Química 1º bachillerato El enlace químico 43

44 RELACIÓN DE EJERCICIOS FUERZAS INTERMOLECULARES Química 1º bachillerato El enlace químico 44

45 4. PROPIEDADES DEL ENLACE Puntos de fusión y ebullición. Cuanto más fuerte sean las fuerzas intermoleculares, más difíciles de romper y más altos serán los puntos de fusión y de ebullición. Solubilidad. Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares y las moléculas apolares en disolventes apolares debido a la similitud de las fuerzas intermoleculares al pasar de una situación a otra. Lo semejante disuelve a semejante. Conductividad. Las sustancias con cargas móviles poseen conductividad eléctrica. Química 1º bachillerato El enlace químico 45

46 EJERCICIO-EJEMPLO Ordenar las siguientes moléculas: Amoniaco, borano, dicloro metano y cloro eteno En función de: a) Punto de fusión. b) Solubilidad en agua. Química 1º bachillerato El enlace químico 46

47 RELACIÓN DE EJERCICIOS PROPIEDADES Química 1º bachillerato El enlace químico 47

11. FUERZAS INTERMOLECULARES

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