TEMA 3. ENLACE QUÍMICOFÍSICA Y QUÍMICA

4º ESO

ÍNDICE1. Enlace químico.2. Enlace iónico.3. Enlace covalente.4. Enlace metálico.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

- Covalente.- Metálico.

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

cuales están unidos siguiendo un orden determinado. El enlace entre los átomos puede ser iónico, covalente o metálico.

❏ Si los átomos que se unen son iguales se obtiene un elemento.Si los átomos que se unen son diferentes se obtiene un compuesto.

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 completar su última capa con 8 e-.

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

1 1 Pierde 1 e-

2 2 Pierde 2 e-

13 3 Pierde 3 e-

14 4 Gana/pierde/comparte 4 e-

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

15 5 Gana/comparte 3 e-

16 6 Gana/comparte 2 e-

17 7 Gana/comparte 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.

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

2.1. ENLACE IÓNICO❏ Se da entre un metal y un no metal:

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

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

❏ La atracción no se limita a dos iones.Cada ión intenta rodearse del máximo nº posible de iones de signo contrario.

Se forma una red tridimensional.

❏ La red debe ser neutra nº de cargas + = nº de cargas -El nº de iones de cada signo depende del nº de cargas que tenga cada ión. Ejemplos.

❏ La fórmula de un compuesto iónico indica la proporción de iones de cada clase en el cristal. Ejemplos siguiente diapositiva.

*Los compuestos iónicos NO forman moléculas.

Los iones formados se atraen electrostáticamente y quedan unidos.

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

En la red de NaCl hay 1 ión Na+ 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

En la red de MgCl2 hay un ion Mg2+ por cada 2 iones Cl-.

Tiende a perder 1 e-

Tiende a ganar 1 e-

El Na+ y el Cl- se atraen y quedan unidos

Tiende a perder 2 e-

Tiende a ganar 1 e-

El Mg2+ y el Cl- se atraen y quedan unidos.

2.2. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICASPROPIEDAD JUSTIFICACIÓN

1. Sólidos a T ambiente

Las fuerzas de atracción entre cationes y aniones son muy fuertes.

2. Tfusión elevadas Para 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 desplaza una capa de iones.- quedan enfrentados iones del mismo signo.- los iones se repelen y el cristal se rompe.

PROPIEDAD JUSTIFICACIÓN

5. La mayoría son solubles en agua

- Fuerzas entre iones ＞ fuerzas de las moléculas de agua sobre los iones.- Nº moléculas agua muy elevado.

Fuerzas moléculas de agua sobre iones superan las fuerzas entre los iones

Los iones se separan de la red rodeados por moléculas de agua.

6. Conductividad eléctrica

- No conductores en estado sólido: Los iones están fijos en la red.- Conductores cuando están disueltos o fundidos: Los iones se pueden mover y conducir la electricidad.

3. ENLACE COVALENTE

3.1. ENLACE COVALENTE❏ Se da entre elementos no metálicos.❏ Los átomos se unen compartiendo e-. ❏ Se pueden formar redes o moléculas.❏ Tipos de enlaces covalentes:➢ Enlace simple o sencillo: Los átomos se unen compartiendo 2 e- (cada átomo aporta 1 e-). Ej:

a) Molécula de hidrógeno (H2): H (Z = 1): 1s1

→El átomo de H necesita 1 e- para completar su capa.→ Se une a otro átomo de H y comparten 2 e-. →Se forma un enlace covalente sencillo: H-H

b) Molécula de flúor (F2): F (Z = 9) 1s2 2s2 2p5

→ El átomo de F necesita 1 e- para completar su capa.→ Se une a otro átomo de F y comparten 2 e-.→ Se forma un enlace covalente sencillo.

➢ Enlace doble: siguiente diapositiva.

➢ Enlace triple: siguiente diapositiva.

3.1. ENLACE COVALENTE (CONTINUACIÓN)➢ Enlace doble: Los átomos se unen compartiendo 4 e- (cada átomo aporta 2 e- al enlace). Ej:

Molécula de oxígeno (O2): O (Z = 8) 1s2 2s2 2p4

→ El átomo de O necesita 2 e- para completar su última capa. → Se une a otro átomo de O y comparten 4 e-. → Se forma un enlace doble.

➢ Enlace triple: Los átomos se unen compartiendo 6 e- (cada átomo aporta 3 e- al enlace). Ej:

Molécula de nitrógeno (N2): N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3

→El átomo de N necesita 3 e- para completar su última capa.→Se une a otro átomo de N y comparten 6 e-.→Se forma un enlace triple.

3.2. 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→ Esta fórmula no se puede simplificar porque nos indica el nº de átomos de O e H que hay en la molécula).

3.3. SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES O ATÓMICAS❏ Sustancias formadas por átomos unidos por enlace covalente.❏ Su fórmula indica la proporción de átomos de cada clase en el cristal. ❏ Ejemplos:a) Diamante: Formado por átomos de C (Z = 6): 1s2 2s2 2p3

- El átomo de C necesita 4 e- para completar su octeto.- Se une a 4 átomos de C por enlace covalente. - Cada uno de los átomos unidos al C central se une a otros 3 átomos de C.- Este proceso se repite indefinidamente dando lugar a una red.

b) Grafito: Formado por átomos de C (Z = 6): 1s2 2s2 2p3

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

*Formas alotrópicas: las diferentes formas en que se presenta un elemento se denominan formas alotrópicas. El diamante y el grafito son las formas alotrópicas del C.c) Sílice (siguiente diapositiva)

3.3. SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES O ATÓMICAS (CONTINUACIÓN)c) Sílice (SiO2): Su fórmula indica que en el cristal de SiO2 hay 1 átomo de Si por cada 2 átomos de O.

→ Si (Z = 14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 → Necesita 4 e- → Se une a 4 átomos de O por e. sencillo.

→ O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 → Necesita 2 e- → Se une a 2 átomos de Si por e. sencillo.

3.4. FUERZAS INTERMOLECULARES❏ Son fuerzas de atracción entre las 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 átomos con mucha tendencia a

ganar e- (F, O o N). ❏ 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)

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

1. No conducen la electricidad.Justificación: 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.

- Estas fuerzas son 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

3.5. 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.

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 la moléculas se dispersan en el disolvente.

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

PROPIEDADES DEL AGUA❏ Las propiedades especiales del agua se explican debido a

la existencia de puentes de hidrógeno 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 sólido < líquido- Esto permite la vida acuática en zonas

muy frías (se forma una capa de hielo superficial)

4. ENLACE METÁLICO

4.1. ENLACE METÁLICO❏ Se da entre átomos del mismo metal.

❏ Los átomos de los metales 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).

4.2. 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 convertilos en hilos o láminas.

Se desplaza una capa de cationes sobre otra.

Los e- se redistribuyen evitando las repulsiones.

3. Buenos conductores de la electricidad.

La nube de e- se mueve con facilidad.

4.2.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 a la 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

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.

5. 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: n (mol) =

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

m (g)

M (g/mol)