1

1

El enlace químicoUnidad 2

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¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

Se unen utilizando los electrones más externos (de valencia).

Diagrama de energía frente a distancia interatómica

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Excepciones a la teoría de Lewis

Moléculas tipo BeCl2 en la que el Berilio sólo tiene 2electrones.

Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculascomo el BF3 en las que el átomo de B no llega a tener8 electrones.

Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo centraltiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–). Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo

periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puedehaber más de cuatro enlaces.

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Tipos de enlaces

Intramoleculares:Iónico.

Covalente.

Intermoleculares:Fuerzas de Van de Waals

Enlaces de hidrógeno.

Metálico.

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Enlace iónicoSe produce por la atracción electrostática

entre catiónes positivos y aniones negativos, que se unen formando redes cristalinas.

Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización:Ejemplo: Na – 1 e– Na+

O + 2e– O2–

Reac. global: O + 2 Na O2– + 2 Na+

Fórmula empírica del compuesto Na2O

ELECTROVALENCIA(VALENCIA IÓNICA)

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Redes cristalinas Los iones en los compuestos iónicos se ordenan

regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal.

Índice de coordinación: Es el número de iones de signo opuesto que rodean a

un ion dado”. Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su

índice de coordinación.

4

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Principales tipos de estructura cristalina

NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 6

CsCl (cúbica para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 8

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Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos (U o Hu)

Es la cantidad de energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la U

corresponde a la reacción:

Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hu < 0)

Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born - Haber.

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Ciclo de Born-HaberLa reacción global de formación de NaCl es: Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = –411,1 kJ)que puede considerarse suma de las siguientes

reacciones:Na (s) Na (g) (Hsubl = +107,8 kJ)

½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121,3 kJ)Cl (g) Cl– (g) (ΔHAE = –348,8 kJ)

Na (g) Na+ (g) (ΔHEI = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (U= ?)

U = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)U = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ +

495’4 kJ) = –786’8 kJCiclo de Born-Haber[1].swf

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Factores de los que depende la Energía reticular En general, la energía de red es grande y

negativa y compensa el déficit de energía que suponen el resto de los procesos. Está influenciada por la carga y el tamaño de los iones

A mayor carga de los iones mayor Hu.

Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “Hu ” mayor que el NaCl (Na+ y Cl–).

A menor tamaño de los iones mayor Hu.

Ejemplo: Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “Hu ” mayor que el KBr (K+

y Br–).

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Propiedades de los compuestos iónicos

Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.

Son solubles en disolventes polares como el agua (tanto más cuanto menor HU) e insolubles en disolventes apolares.

Presentan conductividad electrolítica a la corriente eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.

Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas).

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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico

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13

Fragilidad en un cristal iónico

© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

ACTIVIDADES: Ejemplo 1 pág. 44, ejemplo 2 pág 46Pág 66: 2 y 3; Pág 67: 20; pág 72: 3.PAU: 77

presión

Enlace covalenteLos compuestos

covalentes se originan por la compartición de

electrones entre átomos no metálicos.

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Ocurre cuando se COMPARTEN pares de e-

Entre átomos de la misma especie (elementos No Metálicos), y compuestos del C

La mayoría de las sustancias de Interés biológico se forman mediante enlace Covalente. O2, CO2,H2O, NH4, COMPUESTOS ORGANICOS

¿Cómo se puede formar la molécula de H2?

¿Cómo se puede formar la molécula de F2? ¿Cómo se puede formar la molécula de HCl? ¿Cómo se puede formar la molécula de Cl2? ¿Cómo se puede formar la molécula de O2? ¿Cómo se puede formar la molécula de N2?

H· + ·H H:H

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Diferentes tipos de enlace covalente 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

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)

Ejemplos : HClO, HClO2 , H3O+, NH4+, SO3

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Estructuras de Lewis

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?1. Se sitúa cada uno de los elementos alrededor del átomo central.

Generalmente, el átomo central es el átomo menoselectronegativo, en especies del tipo ABx.

2. Calcula el número total de electrones de valencia de los átomosimplicados.

3. Se determina el número de electrones necesarios paracompletar el octeto de todos los átomos implicados.

4. Se calcula el número de electrones compartidos (3-2 ).5. Se dibujan los enlaces sencillos.6. Se determina el número de electrones que forman enlaces

múltiples (dobles o triples). En caso de que existan, algunosenlaces sencillos de los dibujados en el apartado 5) deberán sermúltiples . (4-5).

7. Se calcula el número total de electrones no compartidos (2-4).8. Se distribuyen los electrones no compartidos de forma que dada

átomo cumpla con la regla del octeto.

pág. 48-49: Ejemplo 3, Ejemplo 4; pág. 67: 21

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Resonancia.

No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion.

Por ejemplo, en el ion carbonato CO32–

el C debería formar un doble enlace conuno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O– .

Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.

Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales.

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21

Resonancia.

Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.

En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO3

2–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

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Resonancia. Los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo

que la distancia es intermedia.

Los tres átomos de oxígeno participan de 2/3 de carga negativa.

Se utiliza el símbolo entre las distintas formas resonantes.

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Excepciones a la teoría de Lewis

Moléculas tipo BeCl2 en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones.

Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas como el BF3 en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones.

Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–). Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo

periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.

Pág. 50: 4; pág. 67: 21, 23; pág. 66: 5 y 24

Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo ˙ ˙

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

↓:O:˙ ˙

13

25

Polaridad en moléculas covalentes.Momento dipolar.

Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e- compartidos, por lo que el enlace es polar.

En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ-) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ+) y por tanto se forma un dipolo.

δ+ δ-

H - Cl Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud

vectorial que depende la diferencia de entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

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Momento dipolar (cont).

Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:

Moléculas polares. Tienen no nulo:Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.

Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.

Moléculas apolares. Tienen nulo:Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.

= 0. Ej: CH4, CO2.

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Polaridad de las Moléculas

Polarity of bonds

H ClCarga postiva pequeña

Menor electronegatividadCarga negativa pequeña

Mayor electronegatividad

Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular

Polaridad de las Moléculas

CO2

Cada dipolo C-O se anulaporque la molecula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porquela molecula no es lineal.

H2O

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Polaridad de las Moléculas

Si hay pares de no enlace la molécula es polar.

Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

Pág.53: Act: 7 y 8Pág: 66-67: 6,7 y 25

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Teoría del enlace de valencia (E.V.)

Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento (superposición) de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e– de orbitales semiocupados.

Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e–

desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–.

Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.

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Enlace covalente simple.

Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma).

Puede ser:a) Entre dos orbitales “s”

b) Entre un orbital “s” y uno “p”

c) Entre dos orbitales “p”.© Grupo ANAYA S.A.

Química 2º Bachillerato

MOLÉCULA DE HCl y Cl2

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MOLÉCULA DE HIDRÓGENO: H2

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Enlace covalente múltiple.

Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos.Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1).Si en enlace es doble, el segundo

solapamiento es lateral “π” (pi).Si el enlace es triple,

existe un solapa-miento “σ” y dos “π”.

© Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

MOLÉCULA DE NITRÓGENO: N2

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MOLÉCULA DE OXÍGENO: O2

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MOLÉCULA DE BORANO: BH3

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MOLÉCULA DE HIDRURO DE BERILIO: BeH2

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MOLÉCULA DE METANO: CH4

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Hibridación de orbitales atómicos.

Para explicar la geometría de la moléculas(ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridación”.

Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).

Los tipos de hibridación se utiliza, sobre todo, en compustos de química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.

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Se hibridan:Los orbitales atómicos que van a formar

enlaces “”

Las parejas de e– sin compartir.

No se hibridan:Los orbitales atómicos que van a formar el

segundo o tercer enlace.

Los orbitales atómicos vacíos.

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Tipos de hibridación

sp3

4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3

2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

sp2

3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3

1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

sp 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2

2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2

1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

40

Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos

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Orbitales atómicos; Hibridación

OrbitalesAtómicos

OrbitalesHíbridos Geometría Ejemplos

Orbitales atómicos; Hibridación

Enlaces MúltiplesLos pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados enorbitales híbridos.

Enlace sigma, :Densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta deun solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.

Enlace pi, :Densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que unelos átomos. Consta de más de un lóbulo.

- Un enlace doble consiste en un enlace y un .- Un enlace triple consiste en un enlace y dos .

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Etileno, C2H4

Orbitales atómicos; Hibridación

Orbitales atómicos; Hibridación

Acetylene, C2H2

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45

Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular

Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse por técnicas de difracción de rayos X.

Las moléculas diatómicas como H2 o Cl2 deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta.

Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central”.

Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

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Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular. (cont.).

Para saber la geometría que tienen las moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases:El átomo central sólo tiene pares de e– de

enlace, ej BeCl2, BCl3, CH4, etcEl átomo central tiene pares de e– sin

compartir, ej: NH3, H2O, etcEl átomo central tiene un enlace doble, ej:

eteno,

24

47

El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.

BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Ang. enl. = 180º. BCl3: El B tiene 3 pares de e– Ang. enl. = 120º. CH4: El C tiene 4 pares de e– Ang. enl. = 109,4º.

CH4

Tetraédrica

BCl3

Triangular

BeF2

Lineal

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El átomo central tiene pares de e– sin compartir.

La repulsión de éstos pares de e–

sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.NH3: El N tiene 3 pares de e–

compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)

H2O: El O tiene 2 pares de e–compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)

Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e- no compartidos requieren más espacio que los compartidos, ya que estos están atraídos por dos átomos.

Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

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49

El átomo central tiene un enlace doble.

La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.

CH2=CH2: Cada C tiene 2 pares de e– compartidoscon el otro C y 2 pares dee– compartidos con sendosátomos de H. Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)

Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

122º

116º

122º

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El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal.

Ejemplos: Etino (acetileno)

CO2

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51

Propiedades de los compuestos covalentes

Sólidos covalentes: Los enlaces se dan a lo

largo de todo el cristal.

Gran dureza y P.F alto.

Son sólidos.

Insolubles en todo tipo de disolvente.

Malos conductores.

El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.

Sust. moleculares: Están formados por

moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases),

líquidos (H20, Br2, etanol), sólidos (I2, naftaleno) .

Son blandos. Solubles en disolventes

moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son

solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

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Diamante Grafito

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Redes covalentes

La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de átomos de carbono

Estructura del diamante, C Estructura del cuarzo, SiO2

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Enlaces intermoleculares

Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte y precisa de:Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de

e– del otro átomo.Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes

(moléculas polares). Son débiles. Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos

(moléculas apolares). Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas.

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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

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.

Estructura del hielo y del agua líquida

Fuerzas Intermoleculares

Punto de ebullición normal (K)

Masa molecular (u)

Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

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Enlaces de hidrógeno en el ADN

Apilamiento de las bases.

Enlaces de hidrógeno

Interiorhidrófobo

Esqueletodesoxiribosa-fosfatoEnlaces de

hidrógeno

Exterihidrófo

A: adeninaG: guaninaC: citosinaT: timina

Bases nitrogenada

s

Repulelectrost

Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de tipo electrostático que unen a las

moléculas tanto polares como apolares.

Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son interacciones débiles. Modifica los P.E. y P. F. de estas sustancias (HCl, HBr, HI…)

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31

Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos

(moléculas apolares).

Los dipolos instantáneos (inducidos) se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula.

Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas, con la masa molecular.

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Ej. H2, Cl2, I2CCl4

Pág.60: Act: 11, 12 y 13; Pág.62: Act: 14 y 15Pág: 66-67: 9,10,11,30, 31 y 32

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Enlace metálico

Lo forman los metales y es un enlace bastante fuerte.

Se comparten los e de valencia colectivamente.

Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.

Existen dos modelos que lo explican:

Modelo del mar de electrones:Modelo de bandas:

32

Modelo del mar de electrones:

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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Modelo de bandas:

Se basa en la T.O.M (bandas en el espectro de emisión).

Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo que se producen bandas de orbitales moleculares.

Los e– ocupan los O.M. enlazantes de menor energía (banda de valencia).

Quedan los orbitales antienlazantes de mayor energía libres formando la

33

En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena;pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducciónes nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total oparcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducirla corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.

En los aislantes la banda de valencia está completa yla de conducción vacía; pero hay una importante diferencia deenergía entre una y otra por lo que los electrones no gozan de lamovilidad que tienen en los metales.

En los semiconductores la banda de valenciatambién está llena y hay una separación entre las dos bandas,ladiferencia de energía entre ellas es pequeña y algunos electronespueden saltar a la banda de conducción. La conductividad en lossemiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitanlos saltos de los electrones a la banda de conducción. Sonejemplos de semiconductores: Ge, Si.

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Propiedades de los compuestos metálicos.

Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–.

Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.

Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier “” que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

Pág: 66-67: 12- 18 y 33