1. el enlace químico

ENLACE QUÍMICO
1. El enlace químico.
2. El enlace covalente.
3. Geometría de las moléculas covalentes.
4. Polaridad de enlaces.
5. Teoría del enlace de valencia.
6. El orbital molecular.
7. Moléculas y sólidos covalentes.
8. El enlace iónico.
9. La energía reticular.
10.El enlace metálico.
11.Fuerzas intermoleculares.
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Enlace químico
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0. CONOCIMIENTOS PREVIOS
Los conocimientos previos que son necesarios
dominar y ampliar son:
• Elementos y moléculas.
• Tipos de elementos (metálicos,…).
• Los números atómicos.
• La configuración electrónica.
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1. EL ENLACE QUÍMICO
El enlace químico es la fuerza que se establece entre átomos o
grupos de átomos y que es responsable de que permanezcan
unidos.
Un conjunto de átomos se une entre sí para transformarse en
un sistema químico de mayor estabilidad (menor energía).
Los átomos se unen para conseguir la estructura de gas noble
(compartiendo, cediendo o captando electrones).
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1. EL ENLACE QUÍMICO
Los tipos de enlace que nos encontramos
son:
• Enlace intramolecular:
– Enlace covalente.
– Enlace iónico.
– Enlace metálico.
• Enlace intermoloecular.
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1. EL ENLACE QUÍMICO
Los átomos se agrupan para formar moléculas (número pequeño de
átomos) o cristales (número grande de átomos). Las uniones entre
los átomos constituyen el enlace químico intramolecular. También
se pueden unir agrupaciones de átomos entre sí constituyendo el
enlace químico intermolecular.
La teoría de Lewis fue la primera. Los átomos ganan-pierden (iónico) o
comparten (covalente) electrones hasta adquirir la configuración
de gas noble (regla del octeto, 8 e- en su capa más externa o de
valencia).
Esta teoría fue insuficiente y surgieron dos nuevas:
• Teoría del enlace de valencia (para enlaces covalentes).
• Teoría de orbitales moleculares (para enlaces iónicos).
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2. EL ENLACE COVALENTE
El enlace covalente se forma
cuando dos átomos comparten un
par de electrones (o más pares),
ejerciendo una atracción sobre lo
núcleos de ambos y así los mantiene
unidos. Cada átomo aporta un
electrón al enlace.
El
carácter
covalente
está
favorecido por elementos con
electronegatividades similares y
altas (próximos y a la derecha en la
tabla periódica).
Se da fundamentalmente entre
elementos no metálicos del bloque p
del sistema periódico.
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2. EL ENLACE COVALENTE
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2. EL ENLACE COVALENTE
El orden de enlace es el número
de
pares
de
electrones
compartidos por el átomo en una
molécula.
Aunque
normalmente
se
comparten e- para alcanzar la
configuración de gas noble (regla
del octeto) existen excepciones
en átomos que disponen de
orbitales d vacíos pudiendo
compartir más electones.
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2. EL ENLACE COVALENTE
El enlace covalente dativo o coordinado se produce
cuando los dos electrones del enlace son aportados por el
mismo átomo.
Producen una carga positiva en el átomo donante de
electrones (y viceversa).
Tienen las mismas características que el enlace covalente
ordinario.
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2. EL ENLACE COVALENTE
CH4
H
H
·
··
|
· C · + 4 · H  H ··C ·· H ; H–C–H
·
··
|
H
H
HCN H–CN :
H2CO
H–C=O :
|
H
··
··
··
:O:
:O:
·· ·· ··
||
H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
·· ·· ··
||
:O:
:O:
·· Enlace químico
··
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2. EL ENLACE COVALENTE
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EJERCICIO-EJEMPLO
Razonar las estructuras de Lewis para las
siguientes moléculas:
a)
b)
c)
d)
Dicloro metano.
Borano.
Cloro eteno.
Cloro etanal.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
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3. GEOMETRÍA DE LAS
MOLÉCULAS COVALENTES
La teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia
(RPECV) indica la posición de los pares de electrones más externos
alrededor del átomo central de la moléculas en función de los siguientes
postulados:
•
Tanto los pares de e- que forman enlaces como los solitarios se sitúan lo
más alejados posibles entre sí debido a la repulsión eléctrica de cargas
del mismo signo (negativas).
•
El efecto repulsivo del par de e- solitarios es superior al par de e- que
forman enlace.
•
Los pares de e- de un enlace múltiple mantienen los átomos unidos en las
mismas posiciones y direcciones que el enlace simple.
•
Si los pares de e- no son iguales se producen deformaciones en la
estructura.
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3. GEOMETRÍA DE LAS
MOLÉCULAS COVALENTES
Los casos más común que podemos encontrar
son:
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3. GEOMETRÍA DE LAS
MOLÉCULAS COVALENTES
RPECV
Pares
de e-
Pares eenlazados
(B)
Pares elibres
(E)
Ejemplo
Forma
AB2
2
2
0
BeCl2
Lineal(180º)
3
0
BF3
Trigonal(120º)
AB2E
2
1
SO2
Angular
AB4
4
0
CH4
Tetraédrica(109,5º)
3
1
NH3
Pirámide
trigonal(107º)
AB3
3
4
AB3E
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3. GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS
COVALENTES
AB5
5
0
PCl5
Bipirámide trigonal
4
1
SF4
Tetraédro
distorsionado
AB3E2
3
2
ClF3
Forma de T
AB6
6
0
SF6
Octaédro
5
1
BrF5
Pirámide cuadrada
4
2
XeF4
Plana cuadrada
AB4E
AB5E
5
6
AB4E2
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EJERCICIO-EJEMPLO
Razonar la geometría y la forma de las
siguientes moléculas:
a)
b)
c)
d)
Dicloro metano.
Borano.
Cloro eteno.
Cloro etanal.
Deducir la polaridad de las moléculas.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
GEOMETRÍA
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4. POLARIDAD DE ENLACE
La polaridad de un enlace se produce cuando las
electronegatividades de los átomos que lo forman difieren
entre sí, induce a cargas eléctricas parciales (o
pseudocargas) sobre lo átomos enlazados.
Se crea un dipolo eléctrico, los electrones están desplazados
hacia un lado, no coinciden los centros de carga positivos y
negativos.
Se forma un enlace polar, un carácter parcial iónico sin llegar
a formar cargas (iones).
A partir de la polaridad de los enlaces se deduce la polaridad
de la molécula.
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4. POLARIDAD DE ENLACE
Se pueden representar las siguientes situaciones:
•Covalente apolar:
Entre
átomos
con
idéntica
electronegatividad, átomos iguales comparten electrones.
La distribución de carga es uniforme.
•Covalente polar:
Entre
átomos
don
distinta
electronegatividad, átomos distintos comparten electrones.
A mayor diferencia de electronegatividad
entre los átomos más fuerte será la polaridad.
La distribución de carga no es uniforme.
•Iónico:
polaridad.
Se puede considerar un caso extremo de
Hay que diferenciar entre enlace polar y molécula polar (en
la molécula hay que tener en cuenta la polaridad de sus
enlaces y su geometría).
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4. POLARIDAD DE ENLACE
El momento dipolar (μ) mide el carácter polar del
enlace. En una molécula es una magnitud física que
mide la suma vectorial de los momentos dipolares
de sus enlaces.
Es un vector orientado desde el polo positivo
(átomo menos electronegativo) hacia el polo
negativo (átomo más electronegativo).
Hay dos conceptos:
•Polarizabilidad:
Mide la facilidad con la que la nube
electrónica
puede
deformarse
(sustancia
polarizable). Los aniones grandes son muy
polarizables.
•Poder polarizante:
Mide la capacidad para inducir
deformaciones en otras nubes electrónicas
(sustancia polarizante). Los cationes pequeños son
muy polarizantes.
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4. POLARIDAD DE ENLACE
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4. POLARIDAD DE ENLACE
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4. POLARIDAD DE ENLACE

molécula de HCl
2-
-
+
-
2+
-
3Molécula
de H2O


+
+

molécula
de NH3

+
+

+
molécula lineal
molécula
triangular
plana
molécula
tetraédrica
-
-
3+
Química 2º bachillerato
4+
-
Enlace químico
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EJERCICIO-EJEMPLO
Determinar la polaridad de los enlaces de
las siguientes moléculas:
a)
b)
c)
d)
Dicloro metano.
Borano.
Cloro eteno.
Cloro etanal.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
POLARIDAD
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