Tipo de enlace Características (¿Cómo se forman?) Elementos Fuerzas de enlace/origen Propiedades de los compuestos con este tipo de enlace Ejemplos Muy fuertes/Naturaleza electrostática METÁLICO Estructura en capas superpuestas de los restos positivos del metal (iones) inmersos en una nube de electrones - Conductividad elevada (electricidad y calor). - Color y brillo metálicos - Dúctiles, maleables. - Elevados P.F. y P.E. - Insolubles en agua Metales y elementos de transición de la tabla periódica Cu; Ag Au; Zn; Pt; Ni; Ba; Pd; K; etc Fuertes/Naturaleza electrostática IÓNICO Atracción electrostática entre iones positivos y negativos de los elementos, debido a una transferencia de electrones - Solubles en agua - Conducen la corriente: fundidos y disueltos - Altos P.F. y P.E. Sólidos a Tª ambiente Metales y no metales de la tabla periódica Débiles/magnético (no obstante, la fortaleza del enlace depende de la clase de átomos) COVALENTE (puede ser puro o con cierta polaridad) Se da por compartimiento de electrones de valencia entre unos átomos y otros. Elementos con átomos de igual o parecida electronegatividad - Son moléculas gaseosas o líquidos muy volátiles a Tª ambiente (si es sólido sublima fácilmente) - Insolubles en agua. - Bajos P.F. y P.E. - No conducen la corriente a no ser que las moléculas estén polarizadas. Todas las sales inorgánicas: NaCl; LiF; KCl; KBr; CaSO4; NaF; KI; ZnS Todos los gases y los óxidos no metálicos: HCl; NH3; CO2 ; SO3 ; N2 ; H2 O2 ; F2 ; I2 ; H2O; compuestos orgánicos, proteínas, hidratos de carbono, grasas, ácidos H2S ; HNO3 ; etc EL ÁTOMO: REVISIÓN HISTÓRICA EPOCA HECHOS EXPERIMENTALES MODELOS 1808 Leyes ponderales: Ley de Lavoisier; Proust; Dalton Modelo atómico de Dalton (recogió ideas de Leucipo y Demócrito (siglo V a.de C) 1808-1811 Leyes volumétricas: Ley de Gay-Lussac; Hipótesis de Avogadro Modelo atómico-molecular (Tiene en cuenta la hipótesis de Avogadro) Mediados del siglo XIX Fenómenos eléctricos (Faraday y Davy) Radiactividad (Becquerel) 1897 Descubrimiento del electrón (Thomson) 1886 Descubrimiento del protón (Goldstein) 1904 Modelo de Thomson 1911 Experiencia de Rutherford A lo largo del siglo XIX 1913 Estudio de los espectros atómicos() Comienzos del siglo XX Con espectroscopios de mayor poder de resolución se comprobó que las rayas espectrales se desdoblaban en otras líneas más finas y muy próximas Modelo de Rutherford (idea de porosidad del átomo) () Modelo de Bohr () (Concepto de órbita) Correcciones de Sommerfeld y Zeeman 1927 Principio de incertidumbre de Heisemberg. Comportamiento dual de la materia Descubrimiento del neutrón (Chadwich) 1932 Modelo mecano-cuántico. (Concepto de orbital) () Inconvenientes Modelo de Rutherford:- Los valores de masa elemental son mayores que el valor calculado a partir de los protones. Rutherford sugirió la existencia de otras partículas sin carga pero de masa similar a la de los protones (posteriormente se descubrirían los neutrones). - Un electrón que gira en una órbita emite energía por lo que el electrón iría perdiendo energía y caería en el núcleo. ÁTOMO INESTABLE. - El modelo no explica los espectros de los átomos (discontinuos) formados por rayas luminosas de determinada frecuencia. () Espectro: Es la imagen de la dispersión de la luz que emite una sustancia. () Inconvenientes Modelo de Bohr: - Sólo explicaba satisfactoriamente el espectro del hidrógeno. Método para determinar la constante de Avogadro. Por difracción de Rayos X se puede determinar cómo están dispuestos los átomos en un metal y la distancia entre ellos. Así, por ejemplo, se ha encontrado que en un metal de plata 4 átomos ocupan un volumen de un cubo de 4,06 de arista ( (4,o6.10-8)3 cm3). Conociendo la densidad de la plata (10,64 g/cm3) podemos calcular el número de átomos contenidos en un mol de átomos de plata, es decir, el nº de Avogadro. Ar(Ag)= 107,8 u.m.a. Este dato nos indica que un mol de átomos de plata tiene una masa de 107,8 g. Calculamos el volumen de un mol aplicando el concepto de densidad: g 3 m m 107,8 m ol D= ; despejamos el volumen V = = = 10,13 cm m ol V D 10,64 g 3 cm Establecemos una proporción, aplicando el concepto de mol,para calcular el nº de Avogadro. 10,13 cm 3 4átom os . = 6,05.1023 átomos/mol 3 8 3 m oldeátom so 4,06.10 cm Escribir la ecuación ajustada que represente el proceso químico Pasar los datos a cantidad de sustancia Si es volumen de disolución Si es masa Si es volumen de un gas N = c.V PV n RT m n V DATOS ( expresados en moles) Mediante proporción estequiométrica RESULTADOS (expresados en moles Expresarlos en las magnitudes que nos interesen Si es masa m n.M Si es volumen de un gas nRT V P V n c TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Clasificación de las reacciones químicas atendiendo a la forma de realizarse la transformación química y la naturaleza de los reactivos. REACCIONES QUÍMICAS Por la forma de la reacción Análisis De una sustancia pura compuesta para dar Sustancias puras más simples H2O H2 + O2 KClO3 KCl + O2 Síntesis De dos o más sustancias puras para dar Sustancias puras compuestas N2 + H 2 NH3 Por la naturaleza de los reactivos Sustitución Doble sustitución Donde un elemento sustituye a otro y lo deja Intercambio de Neutralización reaccionan Ácido+Base Libre Combustión reaccionan Combustible y Comburente Dos elementos resultando AB + C AC + B AgNO3 + Cu Cu(NO3)2 + Ag Sal + Agua AB +CD AD + CB KCl + AgNO3 AgCl +KNO3 resultando Dióxido de carbono y agua HCl + NaOH NaCl + H2O C6H12O6 + O2 CO2 + H2O