TEMA 2. ENLACE QUÍMICOFÍSICA Y QUÍMICA 4º ESO

ÍNDICE

1. Enlace químico.1.1. Regla del octeto.1.2. Diagramas de Lewis.

2. Enlace iónico.2.1. Propiedades sustancias iónicas.

3. Enlace covalente.3.1. Sustancias covalentes moleculares.3.2. Sustancias covalentes reticulares. 3.3. Fuerzas intermoleculares.3.4. Propiedades sustancias covalentes.

4. Enlace metálico.4.1. Propiedades de los metales.

5. Cantidad de sustancia: mol

1. ENLACE QUÍMICO

1. ENLACE QUÍMICO❏ Enlace químico: fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos.❏ Tipos de enlace: - Iónico (entre un metal y un no metal).

- Covalente (entre átomos no metálicos). - Metálico (entre átomos metálicos del mismo elemento).

❏ La unión de átomos mediante enlace químico puede dar lugar a:

❏ Los átomos que se unen para formar la molécula o cristal pueden ser:- Del mismo elemento ⇨ se forma una molécula o cristal de un elemento.- De diferentes elementos ⇨ se forma una molécula o cristal de un compuesto.

Moléculas: Agrupación formada por un nº fijo de átomos que se unen por enlace covalente.

Cristales o redes: Estructura formada por un nº indefinido de átomos que se unensiguiendo un orden. El enlace entre los átomos puede seriónico, covalente o metálico.

1.1. Regla del octeto❏ Gases nobles:

- Únicos elementos que se encuentran como átomos aislados en la naturaleza.- Justificación: Última capa completa con 8 e- (excepto el He que tiene 2 e-).

❏ Regla del octeto: Los átomos tienden a unirse con otros átomos para conseguir la configuración del gas noble más cercano.

Grupo e.v.e- que gana/pierde para completar el octeto

1 1 Pierde 1 e-

2 2 Pierde 2 e-

13 3 Pierde 3 e-

14 4 Gana/pierde 4 e-

Grupo e.v.e- que gana/pierde/comparte para completar el octeto

15 5 Gana 3 e-

16 6 Gana 2 e-

17 7 Gana 1 e-

18 8 No ganan ni pierden e-

Se parecen al gas noble del periodo anterior

Se parecen al gas noble de su mismo periodo.

1.2. Diagramas de Lewis❏ Se usan para representar los enlaces iónicos y covalentes de manera más sencilla.❏ Representación de un átomo o ión:

- Se escribe el símbolo del elemento y se representan alrededor sus e.v. con puntos o cruces.

- Cada par de e- se puede representar con una raya.

Diagramas de Lewis (continuación)❏ Representación de un compuesto iónico o covalente: 1. Elegir como átomo central el que tenga menos átomos en el compuesto.

Ejemplo: En el CH4 el átomo central es el C.

2. Dibujar el átomo central y representar con puntos sus e.v. a su alrededor.

3. Formar enlaces entre el átomo central y los átomos periféricos.

4. Los e- que no intervienen en los enlaces quedarán como pares solitarios.

5. Comprueba que se cumple la regla del octeto para todos los átomos. Cada átomo tiene “en propiedad”:

- La mitad de los e- compartidos.- La totalidad de sus pares de e- solitarios.

2. ENLACE IÓNICO

2. ENLACE IÓNICO❏ Se da entre un metal y un no metal.

❏ Hay una transferencia total de e- del metal al no metal.

- El metal pierde e- y forma un catión.- El no metal gana e- y forma un anión.

❏ Cada ión intenta rodearse del máximo nº posible de iones de signo contrario.

Se forma una red o cristal.

❏ La red debe ser neutra nº de cargas + = nº de cargas -(esto no significa que tenga el mismo nº de cationes y aniones).

❏ La fórmula de un compuesto iónico indica la proporción que debe haber de cationes y aniones de manera que el cristal sea neutro.

*Los compuestos iónicos NO forman moléculas.

Los iones formados se atraen electrostáticamente y quedan unidos formándose un enlace iónico.

Ejemplos de cristales iónicos❏ Cristal de NaCl:

- Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6

- Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cada ion Na+ En la red de NaCl hay un ión Na+

neutraliza un ion Cl-. por cada ion Cl-.

❏ Cristal MgCl2:

- Mg (Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2 Mg2+ 1s2 2s2 2p6

- Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Se necesitan 2 iones Cl- En la red de MgCl2 hay un para neutralizar un ión Mg2+. ion Mg2+ por cada 2 iones Cl-.

Pierde 1 e-

Gana 1 e-

Pierde 2 e-

Gana 1 e-

2.1. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICASPROPIEDAD JUSTIFICACIÓN

1. Sólidos a T ambiente Las fuerzas de atracción entre cationes y aniones son muy fuertes.

2. Tfusión elevadasPara que se fundan o hiervan hay que romper las fuerzas de atracción entre los iones.

3. Muy duros Para rayarlos hay que romper las fuerzas de atracción entre los iones

4. Frágiles

Al golpearlos se Quedan enfrentados Los iones se desplaza una iones del mismo repelen y el cristalcapa de iones. signo. se rompe.

PROPIEDAD JUSTIFICACIÓN

5. La mayoría son solubles en agua

- La fuerzas de atracción entre dos iones es más intensa que la fuerza con la que una molécula de agua atraen a un ion.

- Como el nº de moléculas de agua es muy elevado, la fuerza con que varias moléculas de agua atraen a un ion consigue superar a la fuerza de atracción entre los iones.

- Los iones se separan de la red rodeados por moléculas de agua (la red se disuelve).

6. Conductividad eléctrica

- No conducen en estado sólido: Los iones están fijos en la red.

- Conducen cuando están disueltos o fundidos: Los iones se pueden mover y conducir la electricidad.

3. ENLACE COVALENTE

3. ENLACE COVALENTE❏ Se da entre átomos de elementos no metálicos.

❏ Los átomos se unen compartiendo los e- de valencia de manera que todos los átomos completen su última capa (regla del octeto).

❏ Cuando los átomos se unen por enlace covalente se pueden formar:

MOLÉCULAS

➢ Agrupación formada por un nº fijo deátomos de elementos no metálicos que se unen por enlace covalente.

➢ Los átomos que se unen pueden ser:

→ del mismo elemento

→ de diferentes elementos.

REDES O CRISTALES

➢ Agrupación tridimensional formada por un nºindefinido de átomos que se ordenan siguiendo una determinada estructura.

➢ Los átomos que se unen pueden ser delmismo elemento o de diferentes elementos.

❏ Tipos de enlaces covalentes:

➢ Enlace simple o sencillo: - Los átomos que se unen comparten 2 e- (cada átomo aporta 1 e-). Ejemplos:

a) Molécula de hidrógeno (H2): →Cada átomo de H necesita 1 e-.→ Se une a otro átomo de H y comparten 2 e-.

b) Molécula de flúor (F2): → Cada átomo de F tienen 7 e.v. y necesita 1 e- para completar su octeto. → Se une a otro átomo de F y comparten 2 e-.

➢ Enlace doble: - Los átomos que se unen comparten 4 e- (cada átomo aporta 2 e-). Ej:

Molécula de oxígeno (O2):

→ Cada átomo de O tiene 6 e.v. y necesita 2 e- para completar su última capa.

→ Se une a otro átomo de O y comparten 4 e-.

→ Se forma un enlace doble O=O.

➢ Enlace triple: - Los átomos que se unen comparten 6 e- (cada átomo aporta 3 e-). Ej:

Molécula de nitrógeno (N2):

→ Cada átomo de N tiene 5 e.v. y necesita 3 e- para completar su última capa.

→Se une a otro átomo de N y comparten 6 e-.

→Se forma un enlace triple N☰ N

3.1. SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES❏ Se representan mediante fórmulas que indican:

- Los elementos que forman esta sustancia.

- El nº de átomos de cada elemento que hay en la molécula.

- Ejemplos:

a) Molécula de agua (H2O). b) Molécula de amoníaco (NH3).

c) Molécula de agua oxigenada (H2O2).

La fórmula H2O2 no se puede simplificar porque indica el nº de átomos de O e H que hay en la molécula.

b) Grafito (C): - Formado por átomos de C que forman capas de anillos hexagonales.

- Las capas se disponen paralelas unas o otras.

- Cada C se une a 3 átomos de C de su capa por enlaces covalentes sencillos.

- El cuarto e- se usa para unir unas capas con otras mediante un enlace muy débil.

a) Diamante (C):

- Formado por átomos de C (4 e.v.).

- Cada átomo de C necesita 4 e- para completar su octeto.

- Se une a 4 átomos de C por enlace covalente sencillo.

- Cada uno de los átomos unidos al C central se une a otros 3 átomos de C.

- Este proceso serepite indefinida-mente dando lugar a una red.

3.2. SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES O ATÓMICAS❏ Su fórmula indica la proporción de átomos de cada elemento en el cristal. ❏ Ejemplos:

c) Sílice (SiO2):

- Su fórmula indica que en el cristal hay 1 átomo de Si por cada 2 átomos de O.

Si

O

Formas alotrópicas★ Son las diferentes formas en que se presenta un elemento.

★ El diamante y el grafito son formas alotrópicas del C.

★ El C además presenta otras formas alotrópicas denominadas fullerenos:

➢ Son sustancias en las que los átomos de C están unidos como en el grafito pero formando estructuras en forma de bolas o tubos.

➢ El más estables es el constituido por 60 átomos de C (C60). Está formado por 20 hexágonos y 12 pentágonos y se parece a un balón de fútbol.

3.3. FUERZAS INTERMOLECULARES❏ Son fuerzas de atracción entre moléculas.❏ Son mucho más débiles que los enlaces covalentes que existen entre los átomos que forman la molécula.

❏ Puente de hidrógeno:➢ Es un tipo especial de fuerza intermolecular.

➢ Se da entre moléculas que tienen H unido a F, O o N (átomos con mucha tendencia a ganar e-).

➢ Es más intensa que otras fuerzas intermoleculares.

➢ Es más débil que el enlace covalente.

➢ Se da entre las moléculas de agua y es fundamental para comprender sus propiedades.

➢ Mantiene la estructura tridimensional de las proteínas y del material genético (ADN y ARN)

3.4. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTESSUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES

1. No conducen la electricidad porque sus e- no se pueden mover libremente (están fijos en los enlaces covalentes)

2. Gases, líquidos o sólidos a T ambiente. Justificación:

- El estado de agregación depende de las fuerzas intermoleculares que son muy débiles.

- Dependiendo la intensidad de dichas fuerzas serán gases, líquidos o sólidos.

2. Sólidos a T ambiente.Justificación:

- Los átomos están unidos por enlaces covalentes muy fuertes.

Red de yodo sólidoMoléculas de oxígeno gaseoso

Red de carbono diamante

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES (CONTINUACIÓN)SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES

3. Puntos de fusión y ebullición muy bajos. Justificación:

- Para fundir o hervir hay que romper fuerzas intermoleculares débiles.

3. Puntos de fusión muy elevados.Justificación:

- Para fundir hay que romper enlaces covalentes fuertes.

4. Si son sólidos, son muy blandos.Justificación:

- Para rayarlos hay que romper fuerzas intermoleculares débiles.

4. Muy duros.Justificación:

- Para rayarlos hay que romper los enlaces covalentes que existen entre los átomos.

5. Insolubles o poco solubles en agua.Solubles en otros disolventes (acetona, gasolina)Justificación:Se disuelven cuando el disolvente es capaz de separar las moléculas.

5. Insolubles en cualquier disolvente.Justificación:No están formados por moléculas que puedan dispersarse.

PROPIEDADES DEL AGUA❏ Tiene propiedades especiales debido a los

puentes de hidrógeno que existen entre sus moléculas.

❏ Estas propiedades son:

1. Punto de ebullición superior al de H2S, H2Se y H2Te.Si no hubiera puentes de hidrógeno, el agua sería un gas a T ambiente.

2. Densidad en estado sólido (hielo, 0,92 g/cm3)) menor que en estado líquido (1 g/cm3):

- En estado sólido el nº de puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua es mayor que en estado líquido.

- Esto hace que se forme una red muy abierta:

Vsólido > Vlíquido 𝛒sólido < 𝛒líquido

- Esto permite la vida acuática en zonas muy frías (se forma una capa de hielo superficial que evita que se congele el resto del agua).

4. ENLACE METÁLICO

4. ENLACE METÁLICO❏ Se da entre átomos metálicos del mismo elemento.

❏ Los átomos metálicos pierden los e.v. para adquirir configuración de gas noble.

Se forman cationes que se repelen entre sí.

❏ Los cationes se sitúan fijos en los vértices de la red metálica.

❏ Los e- que se han desprendido forman un nube electrónica.

❏ La nube de los e- se mueve entre los cationes y anula la repulsión entre ellos.

❏ Los e- están deslocalizados (no pertenecen a ningún átomo en concreto). +

+

+

+

++

+++

+

+

++

+ +++

+

+

+

4.1. PROPIEDADES DE LOS METALESPROPIEDAD JUSTIFICACIÓN

1. Sólidos a T ambiente (excepto el Hg).

Las fuerzas de unión son elevadas.

2. Dúctiles y maleables.

Al golpearlos para convertirlos en hilos o láminas.

Se desplaza una capa de cationes sobre otra.

Los e- se redistribuyen evitando las repulsiones y el cristal no se rompe.

3. Buenos conductores de la electricidad.

La nube de e- se mueve con facilidad.

PROPIEDADES DE LOS METALES (CONTINUACIÓN)PROPIEDAD JUSTIFICACIÓN

4. Buenos conductores del calor.

Los átomos en la red están muy próximos.

Al aportar calor, los átomos próximos ala llama aumentan su vibración y chocan con los átomos vecinos.

De esta forma se transmite el calor de unos átomos a otros.

5. Brillan Debido a la nube de e-, por eso todos los metales brillan de forma parecida

6. Insolubles en cualquier disolvente.

La unión entre los átomos que forman el cristal es muy fuerte.

ENLACE Es la unión de dos átomos.

tipos

IÓNICO COVALENTE METÁLICO

se da entre

los e- se forman

Un metal y un no metal

Se transfieren del metal al no metal

se da entre

los e- se forman

Dos no metales

Se comparten

se da entre

los e- se forman

Átomos metálicos del mismo elemento

Forman una nube. Redes

Redes Moléculas

Redes

Información que podemos extraer de la fórmula de una sustancia químicaSUSTANCIAS IÓNICAS

La fórmula indica la proporción en que se unen los iones para formar el cristal.

Ej. MgCl2:En el cristal hay dos iones Cl- por cada ion Mg2+ de manera que la red es neutra.

SUSTANCIAS COVALENTESSUSTANCIAS SUSTANCIASMOLECULARES RETICULARES

La fórmula indica el La fórmula indica lanº de átomos de proporción en la quecada elemento que se encuentran losforman la molécula. átomos en la red. Ej. Ej. a) F2 a) C

b) CO2 b) SiO2

SUSTANCIAS METÁLICASSe representan con el símbolo del elemento metálico correspondiente.

Ej: Fe: Este símbolo representa una red formada por un nº indefinido de átomos de Fe.

5. CANTIDAD DE SUSTANCIA: MOL

5. CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL❏ Unidad de masa atómica (uma o u): Es la doceava parte de la masa del

isótopo de carbono-12:

❏ Masa atómica(m): Es la masa de un átomo. Ejemplo: →16 u.

❏ Masa molecular (m): Es la masa de una molécula. Ejemplos:

➢ CO2: 12 + 2·16 = 44 u.

➢ NaCl: 23 + 35,5 = 58,5 u. El término masa molecular se usa también para los compuestos iónicos aunque no formen moléculas.

Ejemplos masa molecularCalcula la masa molecular de las siguientes sustancias:

a) CaCl2 b) H2SO4 c) Li2S

Masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u; H = 1 u; S = 32 u; O = 16 u; Li = 7 u.

a) m (CaCl2) = 40 u + 2·35,5 u = 111 u.

b) m (H2SO4) = 2·1 u + 32 u + 4·16 u = 98 u.

c) m (Li2S) = 2·7 u + 32 u = 46 u.

CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL (CONTINUACIÓN)❏ Mol: Cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 entidades elementales.

átomos❏ Masa molar (M): - masa de 1 mol de moléculas

electrones…

- se expresa en g/mol.

- su valor numérico coincide con el de la masa atómica o molecular.

- Ejemplos: a) m(C) = 12 u; M(C) = 12 g/mol.

b) m(CO2) = 44 u; M(CO2) = 44 g/mol.

❏ Relación entre el mol y la masa molar:

Número de Avogadro (NA) p+, n0, e-, átomos, moléculas,...

Ejemplos mol y masa molar1. ¿Cuántos átomos de plata hay en un mol de plata?

1 mol Ag = 6,023·1023 átomos de Ag

2. ¿Y en 2 moles de plata?

3. Calcula la masa molar de las siguientes sustancias:

a) CaCl2 b) H2SO4 c) Li2SMasas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u; H = 1 u; S = 32 u; O = 16 u; Li = 7 u.

a) m (CaCl2) = 111 u ⇨ M (CaCl2) = 111 g/mol.

b) m (H2SO4) = 98 u. ⇨ M (H2SO4) = 98 g/mol.

c) m (Li2S) = 46 u. ⇨ M (Li2S) = 46 g/mol

Ejemplos mol y masa molar

1. ¿Cuántos átomos de Ag hay en 120 g de plata? m (Ag) = 108 u.

1º. Calcular la masa molar de la Ag: M (Ag) = 108 g/mol.

2º. Calcular los moles de Ag:

3º. Calcular los átomos de Ag: