Q-FQ1B-El enlace químico

(1)

(2)

1. – ENLACE QUÍMICO. TIPOS.



A excepción de los gases nobles y de los metales en estado de

vapor, los átomos no se presentan aislados, sino formando

agrupaciones estables (moléculas o cristales).



Se llama

enlace

a la “

unión entre átomos, moléculas o iones de

uno o varios elementos”.



Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al

hacerlo se llega a una situación de

mínima energía

, lo que

equivale a decir de máxima estabilidad. La consiguen

adquiriendo la configuración del gas noble.



Son los electrones más externos, los también llamados

(3)

21/09/20

21/09/20 33

 Atendiendo a la electronegatividad de los elementos que se enlazan, Atendiendo a la electronegatividad de los elementos que se enlazan, se pueden formar

se pueden formar

tres tipos de enlace

::

 - - Enlace iónicoEnlace iónico: se forma entre elementos de electronegatividad muy : se forma entre elementos de electronegatividad muy diferente; según la escala de Pauling, cuando E.N. (A) – E.N. (B) > 1,7

diferente; según la escala de Pauling, cuando E.N. (A) – E.N. (B) > 1,7

,da lugar a la formación de cationes y aniones, por tanto, tiene lugar

entre un metal de los grupos IA y IIA que tienen baja E.I. y forman

fácilmente cationes, y un no metal de los grupos VIA y VIIA que

tienen alta A.E. , con gran tendencia a formar aniones.

 - - Enlace covalenteEnlace covalente: se forma entre elementos de electronegatividad : se forma entre elementos de electronegatividad alta, igual o parecida, siendo E.N. (A) – E.N. (B)

alta, igual o parecida, siendo E.N. (A) – E.N. (B)  1,7; es decir, entre 1,7; es decir, entre dos no metales que tienen alta A.E. y ambos tienen tendencia a ganar

dos no metales que tienen alta A.E. y ambos tienen tendencia a ganar

electrones.

 - _-Enlace metálico_{Enlace metálico}: se forma entre elementos de electronegatividad _{: se forma entre elementos de electronegatividad} baja, es decir, entre metales, con baja E.I. y por tanto con gran

baja, es decir, entre metales, con baja E.I. y por tanto con gran

tendencia a formar cationes.

(4)

(5)

21/09/20

21/09/20 55

2.-Enlace iónico



Tiene lugar por la transferencia (cesión-ganancia)

de electrones del átomo menos electronegativo

(metal) al átomo más electronegativo (no metal),

originándose iones con carga de signo contrario,

cationes y aniones, entre los que se establecen

intensas fuerzas atractivas

(6)

Enlace iónico



Se da entre un metal que

pierde

uno

o

varios

pierde

uno

o

varios

electrones y un no metal

que los captura.



R

esultan iones positivos y

negativos que se mantienen

unidos

por

atracciones

unidos

por

atracciones

electrostáticas,

formando

electrostáticas,

formando

redes cristalinas

(7)

21/09/20

21/09/20 77

¿Cómo se forma el enlace

iónico?



Los átomos que se unen tenderán a tener

8 electrones en su última capa.

11

11 Na :1s

Na :1s

2

2 2s

2s

2

2 p

p

6

6 3s

3s

1 -1 e

Na

+

-Si el SODIO pierde un electrón, tendrá

ocho electrones en la capa 2.

17

17 Cl=1s

Cl=1s

2

2 2s

2s

2

2 2p

2p

6

6 3s

3s

2

2 3p

3p

5

5 +1electrón

+1electrón

8 electrones8 electrones

17

(8)



Las reacciones de pérdida o ganancia de

e

– –

se llaman

reacciones de ionización

:



Ejemplo

:

Na – 1 e

– –



Na

++

Cl + e

– –



Cl

––

Reac. global: Cl + Na



Cl

– –

+ Na

++

Enlace iónico

(9)

21/09/20

(10)

2.1. Valencia iónica o electrovalencia



Es “

el número de

electrones que un

átomo gana o pierde

para formar un ión

estable(al formar un

compuesto iónico)

”.

_”.

(11)

21/09/20

21/09/20 1111

2.2. Cristales iónicos. Índice de coordinación.



Los

iones

en

los

compuestos iónicos se

ordenan regularmente en

el espacio de la manera

más compacta posible.



Cada ión se rodea de

iones de signo contrario

dando lugar a celdas o

unidades que se repiten

en las tres direcciones del

espacio.

(12)

Índice de coordinación



“

Es el número de

iones de signo

opuesto que rodean a

un ión dado”.



Cuanto mayor es un

ión con respecto al

otro mayor es su

índice de

coordinación.

(13)

21/09/20

21/09/20 1313

Principales tipos de estructura

cristalina

RED CÚBICA CENTRADA

EN LAS CARAS

El: NaCl

(14)

2.4 Propiedades de los compuestos iónicos

 Puntos de fusión y ebullición Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto

elevados (tanto más cuanto

mayor U) ya que para fundirlos

es necesario romper la red

cristalina tan estable por la

cantidad de uniones

atracciones electrostáticas

entre iones de distinto signo.

Son sólidos a temperatura

ambiente.

(15)

21/09/20

21/09/20 1515



Son duros aunque frágiles

, quebradizos, ya que al

golpearlos se distorsiona la red, enfrentándose iones

del mismo signo, lo que produce repulsiones entre

ellos y se pueden partir en láminas

(16)



En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, ya

que los electrones están fijos, pero sí la conducen si

están fundidos o en disolución, puesto que los iones

gozan de libertad de movimiento y pueden desplazarse

atraídos por la carga contraria de un generador. Esta

conducción no es por electrones sino por iones y se

llama

(17)

21/09/20

21/09/20 1717

(18)

Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

(19)

21/09/20

21/09/20 1919

3.-Enlace covalente

 Este tipo de enlace se forma por compartición de electrones, _{Este tipo de enlace se forma por compartición de electrones,}_{entre dos no metales,}entre dos no metales, dando lugar a la _{dando lugar a la} formación de moléculas.

formación de moléculas.

 _{Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados.}_{Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados.}

 _{Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento}_{Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento} de energía.

de energía.

 Se llama _{Se llama}energía de enlace_{energía de enlace} a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. Es _{a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. Es} siempre endotérmica (positiva).

siempre endotérmica (positiva).

 _{Ejemplo: para romper 1 mol de H}_{Ejemplo: para romper 1 mol de H}

2

2(g)(g) en 2 moles de H en 2 moles de H (g)(g) se precisan 436 se precisan 436 kJkJ/mol /mol EEenlaceenlace(H–H)(H–H)= = + 436 + 436 kJ/kJ/

mol

(20)



La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama

“

distancia de enlace

”.

Los electrones compartidos (uno o varios pares) se llaman de

enlace, enlazantes o par/pares enlazantes, los cuales, una vez

formado el enlace pertenecen a la vez a los dos átomos que se

unen, mientras que los electrones que no participan en el

enlace se llaman no enlazantes o solitarios.

(21)

21/09/20

21/09/20 2121

Dos átomos que al aproximarse

(22)

Tipos de enlace covalente

::



Covalente normal

:

cada átomo aporta un

electrón al enlace.

Ej: H

₂₂

.

H+

H

₃

O

+

H + H = H H H

₂



Covalente coordinado o

dativo

: los dos electrones

de enlace son aportados

por un solo átomo. Ej:

(23)

21/09/20

21/09/20 2323

3.1.-Teoría de Lewis

Esta teoría se basa en la regla del octete electrónico

: “Una molécula

es estable cuando los átomos que la forman tienen ocho electrones

en la capa de valencia (configuración de gas noble)”

, excepto el

hidrógeno que es estable con 2 electrones.

Cada pareja de e

-

compartidos forma un enlace.

Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo

átomo. Se comparten dos, cuatro o seis e

(24)

Algunas estructuras de Lewis : CH

₄₄

, HCN,

H

₂₂

CO, H

_{CO, H}

₂₂

SO

_SO

₄₄

, NH

_{, NH}

₄₄++

.



H

_H

H

_H

·

||

CH

₄₄

·

· C

C

·

· +

+

4

·

· H

H



_

H

·

· C

C

·

· H

H

; H–C–H

·

· _{H H}

_{H H}

·

||



HCN

_HCN

_H–C

_

_N

_:



_H

2

CO

H–C=O

| |

H



H

SO

_;

H

|

NH

₄₄++

H–N

+

H

|

(25)

21/09/20

21/09/20 2525

COVALENCIA



Es el número de enlaces covalentes que puede formar

un átomo.



Viene determinado por el número de electrones

desapareados que

tiene o puede tener

. Aunque

los electrones estén apareados, si existen orbitales

vacíos en el mismo nivel energético pueden

desaparearse y participar en el enlace.

(26)

Reglas para las estructuras de Lewis

 La representación de las estructuras de Lewis para moléculas sencillas no La representación de las estructuras de Lewis para moléculas sencillas no plantea dificultades. Sin embargo, para moléculas e iones más complejos es

plantea dificultades. Sin embargo, para moléculas e iones más complejos es

conveniente seguir las siguientes reglas:

 Se suman los electrones de valencia de todos los átomos, teniendo presente Se suman los electrones de valencia de todos los átomos, teniendo presente que si se trata de un anión además hay que sumar tantos electrones como

que si se trata de un anión además hay que sumar tantos electrones como

cargas tenga, y si es un catión se quitan tantos electrones como cargas.

 Se calcula el número de electrones necesarios para que todos los átomos Se calcula el número de electrones necesarios para que todos los átomos cumplan la regla del octeto (el átomo de H sólo debe tener dos electrones).

cumplan la regla del octeto (el átomo de H sólo debe tener dos electrones).

 Se calcula el número de electrones compartidos, restando los electrones de Se calcula el número de electrones compartidos, restando los electrones de valencia disponibles al número de electrones necesarios para el octete.

valencia disponibles al número de electrones necesarios para el octete.

 Se escribe la estructura básica del compuesto, para lo cual se selecciona el Se escribe la estructura básica del compuesto, para lo cual se selecciona el átomo central, generalmente el menos electronegativo y se une con enlaces

átomo central, generalmente el menos electronegativo y se une con enlaces

sencillos a los demás átomos. El Hidrógeno siempre es terminal y también el

Oxígeno, salvo en la unión O – H.

 Se forman los posibles enlaces múltiples si el número de electrones que Se forman los posibles enlaces múltiples si el número de electrones que

deben compartirse es mayor que los ya compartidos en la estructura básica.

(27)

21/09/20

21/09/20 2727

Diagrama Lewis para el anión sulfato: SO

₄₄-2-2

1.-nº e

1.-nº e-- capa de valencia de los elementos: 5átomos x 6 e_{capa de valencia de los elementos: 5átomos x 6 e}- - /átomo= 30 e_{/átomo= 30 e}--como _como

es un anión = 30 + 2= 32 e

es un anión = 30 + 2= 32 e-.-.

2.-nº e

2.-nº e-- para que los átomos completen el octeto =5átomo x 8 e_{para que los átomos completen el octeto =5átomo x 8 e}- - /átomo = 40 _{/átomo = 40}

e

e-.-.

3º.-nº e

3º.-nº e- - compartidos 40 e_{compartidos 40 e}- - - 32 e_{- 32 e}- - = 8 e_{= 8 e}--compartidos. _compartidos.

4 ENLACES

4º.- nº e

(28)

 _{Debes saber que es el trioxoclorato (V) de hidrógeno :}_{Debes saber que es el trioxoclorato (V) de hidrógeno :}

HClO

3

1.-1.-

nº e

--

capa de valencia de los elementos: 1+7+3.6 =26 e

--

.

2.-nº e

--

para que los átomos completen el octeto:2+4.8 =34 e

-.-.

3º.-nº e

- -

compartidos:34 e

- -

- 26 e

- -

= 8 e

--

. 4 ENLACES

4º.- nº e

- -

no compartidos 26 e

- -

- 8 e

- -

= 18 e

-.-.

EJERCICIO: Dibuja el diagrama de Lewis del ácido clórico

(29)

21/09/20

21/09/20 2929

O

Cl O H

O

_

+2

(30)

Excepciones a la teoría de Lewis



Moléculas tipo NO y NO

₂₂

que

tienen un número impar de

electrones

.



Moléculas tipo BeCl

₂₂

o BF

₃₃

con marcado carácter

covalente en las cuales el

átomo de Be o de B no

O

N O

(31)

21/09/20

21/09/20 3131

Excepciones a la teoría de Lewis



Moléculas tipo PCl

₅₅

o SF

₆₆

en las que el átomo central

tiene 5 ó 6 enlaces (10 o 12 e

––

).

–

Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo

periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y

puede haber más e

(32)

3.2. Parámetros moleculares



Longitud de enlace

_{es la}_{es la}_{distancia internuclear en la que el compuesto}_{distancia internuclear en la que el compuesto}

es más estable (mínima energía),

es más estable (mínima energía), es decir, la distancia entre los núcleos de es decir, la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por enlace covalente.

dos átomos unidos por enlace covalente.



Energía de enlace

_{es la}_{es la}_{energía desprendida en la formación de un}_{energía desprendida en la formación de un}

enlace covalente

enlace covalente. Se suele referir a un mol de enlaces y expresar en kJ/mol. . Se suele referir a un mol de enlaces y expresar en kJ/mol. Para romper el enlace formado y separar los átomos a una distancia infinita, Para romper el enlace formado y separar los átomos a una distancia infinita,

es preciso aportar una energía igual o superior a la energía de enlace. Esta es preciso aportar una energía igual o superior a la energía de enlace. Esta

energía mínima se llama

energía mínima se llama energía de disociaciónenergía de disociación..  Para el hidrógeno (H_{Para el hidrógeno (H}

2

2 ), la longitud de enlace es 0,74 y la energía de ), la longitud de enlace es 0,74 y la energía de

enlace 430 kJ/mol. Lógicamente existe una relación entre la longitud de enlace 430 kJ/mol. Lógicamente existe una relación entre la longitud de

enlace y la fortaleza del mismo:

enlace y la fortaleza del mismo: a menor longitud de enlace, mayor fortalezaa menor longitud de enlace, mayor fortaleza..



Orden de enlace

_{es el número de enlaces covalentes que se forman}_{es el número de enlaces covalentes que se forman}

entre dos átomos. Inicialmente Lewis consideró que siempre sería un número entre dos átomos. Inicialmente Lewis consideró que siempre sería un número

entero y menor que 4. Más adelante veremos que el orden de enlace puede entero y menor que 4. Más adelante veremos que el orden de enlace puede

ser también un número fraccionario. ser también un número fraccionario.

0

(33)

21/09/20

21/09/20 3333

3.4 Geometría molecular.MRPEV



“

Los pares de electrones (compartidos y

no compartidos) de la capa de valencia

del átomo central se disponen en el

espacio de forma que queden lo más

alejados posible unos de otros, para que

la repulsión sea mínima

(34)

(35)

21/09/20

21/09/20 3535

BeCl

₂₂

BF

₃₃

CH

₄₄

PCl

₅₅

SF

₆₆

2

pares de pares de e- de enlace

e- de enlace

3

pares de

e- de enlace

4

pares de

e- de enlace

5

pares de

e- de enlace

6

pares de

e- de enlace

180º

120º

109.5º

90 y 120º

90º

Lineal

Triangular

plana

Tetraédric

a

Bipirámide

trigonal

Octaédrica

Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central

Cl  Be  Cl F  B  F

F

H H C  H H

Cl  P Cl

Cl Cl Cl

F  S  F F F

(36)

SnCl

₂₂

PE=2

PS=1

Triangular

plana

_{ángulo menor}_{ángulo menor}

Angular

120º

NH

₃₃

PE=3

PS=1

tetraédrica

Pirámide

trigonal

107º

H

O

PE=2

tetraédrica

Angular

Si el átomo central tiene pares no compartidos, la disposición de los pares de electrones se deduce de forma semejante, pero la geometría de la molécula no resulta la misma, y además se modifican los ángulos teóricos de enlace por la mayor repulsión que ejercen los pares solitarios (no enlazantes) sobre los pares enlazantes. De forma general, la repulsión entre los pares de electrones sigue el orden: PS – PS > PS – PE > PE – PE

Cl  Sn  Cl

(37)

21/09/20

21/09/20 3737



Como se une únicamente a dos elementos la geometría es

lineal.



Ejemplos:

–

Etino (acetileno)

_{Etino (acetileno)}

–

CO

₂₂

(38)

El átomo central tiene un enlace doble.



La repulsión debida a 2 pares electrónicos

compartidos es mayor que la de uno.



CH

₂₂

=CH

₂₂

: Cada C tiene

2 pares de e

––

compartidos

con el otro C y 2 pares de

e

––

compartidos con sendos

átomos de H.



_

–

Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)

122º

116º

(39)

21/09/20

21/09/20 3939

(40)

(41)

21/09/20

(42)

3.7 Polaridad de los enlaces y moléculas.

 Cuando los átomos que se unen mediante enlace Cuando los átomos que se unen mediante enlace covalente son iguales o de la misma covalente son iguales o de la misma electronegatividad, los electrones de enlace están electronegatividad, los electrones de enlace están igualmente atraídos por los dos núcleos y se igualmente atraídos por los dos núcleos y se encuentran aproximadamente a la mitad de encuentran aproximadamente a la mitad de distancia internuclear y el enlace se dice que es distancia internuclear y el enlace se dice que es

apolar

apolar. Ejemplos: H – H , O = O , F – F .. Ejemplos: H – H , O = O , F – F . 

(43)

21/09/20

21/09/20 4343



Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen

átomos cargados positivamente y otros negativamente.



Cada enlace tiene un momento dipolar “



” (magnitud vectorial

que depende la diferencia de



entre los átomos cuya

dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va

del menos electronegativo al más electronegativo).

Módulo: el producto de la carga de uno

de los polos (ambos tienen el mismo

valor, pero de signo contrario) por la

distancia entre los núcleos.

Dirección: la de la línea que une las

cargas (núcleos).

Sentido: desde la carga + a la -

d

q





.

(44)

 Para deducir la Para deducir la polaridad de las moléculaspolaridad de las moléculas no basta con ver si los enlaces no basta con ver si los enlaces

son polares, además hay que tener en cuenta su geometría, ya que el

momento dipolar total de la molécula es la suma vectorial de los momentos

dipolares de sus enlaces.

 Se pueden distinguir los siguientes casos:Se pueden distinguir los siguientes casos:

 Moléculas diatómicasMoléculas diatómicas: Si el enlace es polar la molécula es polar, y si el enlace : Si el enlace es polar la molécula es polar, y si el enlace

es apolar la molécula también lo es.

 Moléculas poliatómicasMoléculas poliatómicas: Si los enlaces son apolares la molécula también lo es, : Si los enlaces son apolares la molécula también lo es,

pero si los enlaces son polares la molécula puede ser polar o apolar. Así, las

moléculas simétricas son siempre apolares, pues el momento dipolar total es

cero, ya que que se anulan los momentos dipolares de los enlaces que la

forman; sin embargo, las moléculas asimétricas con enlaces polares son

polares ya que el momento dipolar total es distinto de cero.

(45)

21/09/20

21/09/20 4545



Dependiendo de cómo sea





de los enlaces

que forman una molécula, éstas se clasifican en:



Moléculas polares

.

Tienen





no nulo:

–

Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.

–

Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H

_{Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H}

₂₂

O, NH

₃₃

.



Moléculas apolares

. Tienen





nulo:

–

Moléculas con enlaces apolares. Ej: H

_{Moléculas con enlaces apolares. Ej: H}

₂₂

, Cl

₂₂

.

(46)

Momentos dipolares.

Geometría molecular.

CO

₂

BF

₃

(47)

21/09/20

21/09/20 4747



Ejemplos

_Ejemplos

NH

₃₃

H

₂₂

O



= 1.47 D



= 1.85 D



= 0 D



= 0 D

CO

₂

(48)

3.8 Fuerzas intermoleculares intermoleculares

En los compuestos covalentes además de los enlaces

entre átomos, también hay enlaces entre moléculas, ya

que de no ser así todas estas sustancias se

encontrarían en estado gaseoso a cualquier

temperatura. Estas fuerzas intermoleculares se deben

a las interacciones entre los dipolos de las moléculas,

y entre ellas están:

Enlaces de hidrógeno

.

(49)

21/09/20

21/09/20 4949



Enlace o puente de Hidrógeno.

 Se forma cuando el H se une a los átomos más electronegativos: F, O y N; no Se forma cuando el H se une a los átomos más electronegativos: F, O y N; no

se forma con el Cl a pesar de tener la misma electronegatividad que el N,

motivado por el gran tamaño del átomo de Cl. El hidrógeno actúa de puente

entre dos átomos muy electronegativos, los sujeta a los dos, pero no puede

formar a la vez dos enlaces covalentes, pues solo tiene 1 electrón.

formar a la vez dos enlaces covalentes, pues solo tiene 1 electrón. – Es relativamente fuerte y precisa de:Es relativamente fuerte y precisa de:

– Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.

– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de eEl pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e–– del otro átomo._{del otro átomo.}

– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

(50)

 Debido a la fortaleza de este tipo de enlace se pueden explicar el Debido a la fortaleza de este tipo de enlace se pueden explicar el comportamiento anómalo de los puntos de fusión y ebullición de los

comportamiento anómalo de los puntos de fusión y ebullición de los

hidruros: H2O, NH3 y HF, demasiados altos respecto a los demás hidruros

de sus grupos. También se forman enlaces de H en los alcoholes, fenoles,

etc.

 Si observamos los puntos de fusión y ebullición de los hidruros del grupo Si observamos los puntos de fusión y ebullición de los hidruros del grupo VIA, comprobamos para el agua valores muy superiores a los esperados.

VIA, comprobamos para el agua valores muy superiores a los esperados.

(51)

21/09/20

21/09/20 5151

3.9 Propiedades de los compuestos covalentes



1.-Sustancias covalentes moleculares

:

 Los puntos de fusión y ebullición son bajos, por lo que a temperatura ambiente suelen Los puntos de fusión y ebullición son bajos, por lo que a temperatura ambiente suelen

ser

ser gasesgases (Cl (Cl₂₂), aunque también las hay líquidas (H), aunque también las hay líquidas (H₂₂O, BrO, Br₂₂) y sólidas (I) y sólidas (I₂₂), dependiendo ), dependiendo de la intensidad de las fuerzas de Van de Waals.

de la intensidad de las fuerzas de Van de Waals.

 Las sustancias más polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) y no se Las sustancias más polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) y no se

disuelven en disolventes apolares (éter, benceno, CCl

disuelven en disolventes apolares (éter, benceno, CCl₄₄), mientras que las sustancias ), mientras que las sustancias apolares solo se disuelven en disolventes apolares.

apolares solo se disuelven en disolventes apolares. “Semejante disuelve a semejante”“Semejante disuelve a semejante”



 Ejemplo: HCl + HEjemplo: HCl + H₂₂ O O  H H++ (aq) + Cl_{(aq) + Cl}-- (aq)_(aq)

 No conducen la corriente eléctrica, ya que no tienen electrones ni iones con libertad de No conducen la corriente eléctrica, ya que no tienen electrones ni iones con libertad de

movimiento,

(52)

2.-Sustancias covalentes atómicas

:

Los átomos se enlazan entre sí mediante enlaces covalentes muy fuertes, dando lugar a redes macromoleculares o moléculas gigantes, formadas por un número muy elevado de átomos iguales o distintos, debido a lo cuál:

•Los puntos de fusión y ebullición son muy altos, por lo que a temperatura ambiente son sólidos muy duros.

•Son insolubles en cualquier disolvente.

•No conducen la corriente eléctrica: excepto el grafito. Se puede exfoliar.

•En general, están formados a partir de C o de Si y de algunos elementos de la diagonal del S.P..

- Ejemplos:

El

diamante

está formado por átomos de C, que adoptan hibridación sp3, unidos

(53)

21/09/20

21/09/20 5353

El

grafito

está formado por átomos de C, con hibridación sp

2

, formando

(54)

El SiO

₂₂

(

sílice

_sílice

), que forma minerales como el cuarzo, ópalo,

etc., tiene una estructura tetraédrica con el Si (híbridos sp

33

)

como átomo central, siendo todos los enlaces covalentes.

(55)

21/09/20

21/09/20 5555

Ejercicio C:

Cuatro elementos diferentes A,B,C,D

tienen número atómico 6, 9,13 y 19 respectivamente. Se

desea saber:

a)

_a)

El número de electrones de valencia de

cada uno de ellos.

b)

_b)

Su clasificación en metales y no

metales.

c)

_c)

La fórmula de los compuestos que B puede

formar con los demás ordenándolos del más iónico al más

covalente.

a)

A

Z = 6

2-

4

4 B

B

Z = 9

2-

7

7 C

C

Z = 13

2-8-

3

3 D

D

Z = 19

2-8-8-

2-8-8-1

1 b)

b)

No metal

Metal

(56)

3.10. Transición entre el enlace iónico y el covalente



Se puede considerar que los enlaces covalentes

polares son parcialmente iónicos; este carácter iónico

es mayor cuanto mayor sea la polaridad del enlace, y

en consecuencia las propiedades se asemejan más; si

esta diferencia es muy grande se considera que el

enlace es iónico. De acuerdo con esto, podemos

considerar los enlaces covalentes puros (apolares) y

los enlaces iónicos como casos extremos de

un único

enlace de tipo iónico-covalente

(57)

21/09/20

21/09/20 5757

4. - Enlace metálico. Propiedades de los metales.



Para explicar las propiedades características de los metales (su alta

conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha

elaborado un modelo de enlace metálico conocido como

modelo de

la nube o del mar de electrones

:



Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última

capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos

electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones

positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos

resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los

electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube

de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este

modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido

mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

(58)

Propiedades de los metales

 1. Conductividad eléctrica elevada_{1. Conductividad eléctrica elevada}._. La presencia de un gran número de electrones _{La presencia de un gran número de electrones}

móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios cientos de móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios cientos de veces mayores que los no metales. La plata es el mejor conductor eléctrico pero es veces mayores que los no metales. La plata es el mejor conductor eléctrico pero es

demasiado caro para uso normal. El cobre, con una conductividad cercana a la de la plata, demasiado caro para uso normal. El cobre, con una conductividad cercana a la de la plata, es el metal utilizado habitualmente para cables eléctricos.

es el metal utilizado habitualmente para cables eléctricos.

 2. Buenos conductores del calor2. Buenos conductores del calor.. El calor se transporta a través de los metales por las El calor se transporta a través de los metales por las

colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia. colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.

 3. Ductilidad y maleabilidad3. Ductilidad y maleabilidad.. La mayoría de los metales son dúctiles (capaces de ser La mayoría de los metales son dúctiles (capaces de ser

estirados para obtener cables) y maleables (capaces de ser trabajados con martillos en estirados para obtener cables) y maleables (capaces de ser trabajados con martillos en láminas delgadas). En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que láminas delgadas). En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

 4. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes4. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes.. Ningún metal se disuelve Ningún metal se disuelve

en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos.