2. Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado. ¿Qué es un enlace químico?
3. Interaccion entre elementos Distancia no óptima Hay repulsión entre elementos Distancia óptima hay formación de un enlace químico
4. Tipos de Enlaces Químicos 1. Iónico 2. Covalente Ejemplo: NaCl Ejemplo: Azúcar
5. Enlace Iónico Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura R esultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas .
6. Formación de enlace iónico Na Cl + - Formación de un enlace iónico, El Na pierde un electrón que lo capta el Cl. Se forma un enlace electrostático
9. Propiedades de un enlace iónico Puntos de fusión y ebullición elevados . Son sólidos a temperatura ambiente. Gran dureza. Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en disolventes apolares. Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. Son frágiles.
11. Enlace Iónico y Electronegatividad Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos. Los elementos que entre sí tienen gran diferencia de electronegatividad, forman enlaces iónicos
12. Escala de Pauling H 2.1 Elemento más electronegativo Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Sc 1.3 Ti 1.5 V 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5 Fe 1.8 Co 1.8 Ni 1.8 Cu 1.9 Zn 1.6 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 Y 1.2 Zr 1.4 Nb 1.6 Mo 1.8 Tc 1.9 Ru 2.2 Rh 2.2 Pd 1.2 Ag 1.9 Cd 1.7 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 La 1.1 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9 Os 2.2 Ir 2.2 Pt 2.2 Au 2.4 Hg 1.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2 Fr 0.7 Ra 0.9 Ac 1.1 Th 1.3 Pa 1.5 U 1.7 Np – Lw 1.3 Elemento menos electronegativo
13. Enlace Covalente Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de electrones de valencia. La pareja de electrones (generalmente un electrón de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.
16. Tipos de enlace covalente Enlace Covalente Dativo o Coordinado Un átomo aporta un par de electrones para el enlace
17. Teoría de Lewis Enlace Covalente Se basa en las siguientes hipótesis: Los átomos para conseguir 8 electrones en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto). Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.
18. Clasificación de enlaces covalentes Según número de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X
24. Propiedades de Sustancias Covalentes Moleculares Puntos de fusión y ebullición bajos. Los comp.covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares. Conductividad parcial sólo en compuestos polares. Atómicos Puntos de fusión y ebullición muy elevados. Insolubles en todos los disolventes. No conductores (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un electrón de cada átomo).
26. Polaridad de una molécula Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente. Cada enlace tiene un momento dipolar “ ” Momento Dipolar Es un vector que depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos. La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “ –”.
27. Polaridad de una molécula Moléculas Apolares : ų dipolar igual cero Ų = 0 Ų = 0
