TEMA 6. ENLACE QUÍMICO
FÍSICA Y QUÍMICA
4º ESO
ÍNDICE
1.
Enlace químico.
1.1. Regla del octeto.
1.2. Diagramas de Lewis.
2.
Enlace iónico.
2.1. Propiedades sustancias iónicas.
3.
Enlace covalente.
3.1. Sustancias covalentes moleculares.
3.2. Sustancias covalentes reticulares.
3.3. Fuerzas intermoleculares.
3.4. Propiedades sustancias covalentes.
4.
Enlace metálico.
4.1. Propiedades de los metales.
5.
Cantidad de sustancia: mol
1. ENLACE QUÍMICO
❏
Enlace químico
: fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos.
❏
Tipos de enlace
: - Iónico (entre un metal y un no metal).
- Covalente (entre átomos no metálicos).
- Metálico (entre átomos metálicos del mismo elemento).
❏
La unión de átomos mediante enlace químico puede dar lugar a:
❏
Los átomos que se unen para formar la molécula o cristal pueden ser:
-
Del mismo elemento
⇨
se forma una molécula o cristal de un elemento.
-
De diferentes elementos
⇨
se forma una molécula o cristal de un compuesto.
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 que se unen
siguiendo un orden. El enlace
entre los átomos puede ser
iónico, covalente o metálico.
1.1. 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 conseguir la
configuración del gas noble más cercano.
Grupo e.v. e- que gana/pierde para completar el octeto 1 1 Pierde 1 e-2 2 Pierde 2 e-13 3 Pierde 3 e-14 4 Gana/pierde 4 e-Grupo e.v. e- que gana/pierde/comparte para completar el octeto
15 5 Gana 3 e-16 6 Gana 2 e-17 7 Gana 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.
1.2. 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.
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 CH
4el 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.
2. ENLACE IÓNICO
❏
Se da entre un
metal
y un
no metal
.
❏
Hay una
transferencia total de e-
del metal al no metal.
-
El metal pierde e- y forma un catión.
-
El no metal gana e- y forma un anión.
❏
Cada ión intenta rodearse del máximo nº posible de iones de signo contrario.
Se forma una
red o cristal
.
❏
La red debe ser neutra nº de cargas + = nº de cargas
-(esto no significa que tenga el mismo nº de cationes y aniones).
❏
La fórmula de un compuesto iónico indica la proporción que debe haber de
cationes y aniones de manera que el cristal sea neutro.
*
Los compuestos iónicos NO forman moléculas.
Los iones formados se atraen electrostáticamente y quedan unidos formándose un enlace iónico.
Ejemplos de cristales iónicos
❏
Cristal de NaCl:
-
Na (Z = 11) 1s
22s
22p
63s
1Na
+1s
22s
22p
6-
Cl (Z = 17) 1s
22s
22p
63s
23p
5Cl
-1s
22s
22p
63s
23p
6Cada ion Na
+En la red de NaCl hay un ión Na
+neutraliza un ion Cl
-.
por cada ion Cl
-.
❏
Cristal MgCl
2:
-
Mg (Z = 12) 1s
22s
22p
63s
2Mg
2+1s
22s
22p
6-
Cl (Z = 17) 1s
22s
22p
63s
23p
5Cl
-1s
22s
22p
63s
23p
6Se necesitan 2 iones Cl
-En la red de MgCl
2
hay un
para neutralizar un ión Mg
2+.
ion Mg
2+por cada 2 iones Cl
-.
Pierde 1 Gana 1
Pierde 1 Gana 1
e-2.1. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS
PROPIEDAD 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 Quedan enfrentados Los iones se
desplaza una iones del mismo repelen y el cristal capa de iones. signo. se rompe.
PROPIEDAD JUSTIFICACIÓN
5. La mayoría son solubles en agua
- La fuerzas de atracción entre dos iones es más intensa que la fuerza con la que una molécula de agua atraen a un ion.
- Como el nº de moléculas de agua es muy elevado, la fuerza con que varias moléculas de agua atraen a un ion consigue superar a la fuerza de
atracción entre los iones. - Los iones se separan de la red rodeados por moléculas de agua (la red se disuelve).
6. Conductividad eléctrica
- No conducen en estado sólido: Los iones están fijos en la red.
- Conducen cuando están disueltos o fundidos: Los iones se pueden mover y conducir la electricidad.
3. ENLACE
COVALENTE
3. ENLACE COVALENTE
❏
Se da entre átomos de
elementos no metálicos
.
❏
Los átomos se unen
compartiendo los e- de valencia
de manera que todos los
átomos completen su última capa (regla del octeto).
❏
Cuando los átomos se unen por enlace covalente se pueden formar:
MOLÉCULAS
➢ Agrupación formada por un nº fijo de átomos de elementos no metálicos que se unen por enlace covalente.
➢ Los átomos que se unen pueden ser: → del mismo elemento
→ de diferentes elementos.
REDES O CRISTALES
➢ Agrupación tridimensional formada por un nº indefinido de átomos que se ordenan siguiendo una determinada estructura.
➢ Los átomos que se unen pueden ser del mismo elemento o de diferentes elementos.
❏
Tipos de enlaces covalentes:
➢ Enlace simple o sencillo:
- Los átomos que se unen comparten 2
e-(cada átomo aporta 1 e-). Ejemplos: a) Molécula de hidrógeno (H2): →Cada átomo de H necesita 1 e-.
→ Se une a otro átomo de H y comparten 2 e-.
b) Molécula de flúor (F2):
→ Cada átomo de F tienen 7 e.v. y necesita 1 e- para completar su octeto.
→ Se une a otro átomo de F y comparten 2 e-.
➢ Enlace doble:
- Los átomos que se unen comparten 4 e- (cada átomo aporta 2 e-). Ej: Molécula de oxígeno (O2): → Cada átomo de O tiene 6 e.v. y necesita 2 e- para completar su última capa. → Se une a otro átomo de O y comparten 4 e-.
→ Se forma un enlace doble O=O.
➢ Enlace triple:
- Los átomos que se unen comparten 6 e- (cada átomo aporta 3 e-). Ej:
Molécula de nitrógeno (N2): → Cada átomo de N tiene 5 e.v. y necesita 3 e- para completar su última capa. →Se une a otro átomo de N y comparten 6 e-.
→Se forma un enlace triple N☰ N
3.1. 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 (H
2O).
b) Molécula de amoníaco (NH
3).
c) Molécula de agua oxigenada (H
2O
2).
La fórmula H
2O
2no se puede simplificar
porque indica el nº de átomos de O e H
que hay en la molécula.
b) Grafito (C):
- Formado por átomos de C que
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 sencillos. - El cuarto e- se
usa para unir unas capas con otras mediante un enlace muy débil.
a) Diamante (C):
- Formado por átomos de C (4 e.v.). - Cada átomo de C necesita 4 e- para completar su octeto.
- Se une a 4 átomos de C por enlace covalente sencillo.
- Cada uno de los átomos unidos al C central se une a otros 3
átomos de C. - Este proceso se repite indefinida-mente dando lugar a una red.
3.2. SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES O ATÓMICAS
❏
Su fórmula indica la
proporción de átomos
de cada elemento en el cristal.
❏
Ejemplos:
c) Sílice (SiO2):
- Su fórmula indica que en el cristal hay 1
átomo de Si por cada 2 átomos de O.
Si
Formas alotrópicas
★
Son las diferentes formas en que se presenta un elemento.
★
El diamante y el grafito son formas alotrópicas del C.
★
El C además presenta otras formas alotrópicas denominadas
fullerenos:
➢
Son sustancias en las que los átomos de C están unidos como en el grafito
pero formando estructuras en forma de bolas o tubos.
➢
El más estables es el constituido por 60 átomos de C (
C
60). Está formado por
20 hexágonos y 12 pentágonos y se parece a un balón de fútbol.
3.3. FUERZAS INTERMOLECULARES
❏
Son
fuerzas
de atracción
entre 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 F, O o N (átomos con mucha
tendencia a ganar e-).
➢
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)
3.4. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES
1. No conducen la electricidad porque 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 que son muy 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 sólido Moléculas de
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 débiles.
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 el disolvente es capaz de separar las moléculas.
5. Insolubles en cualquier disolvente.
Justificación:
No están formados por moléculas que puedan dispersarse.
PROPIEDADES DEL AGUA
❏ Tiene propiedades especiales debido a los
puentes de hidrógeno que existen 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 zonasmuy frías (se forma una capa de hielo superficial que evita que se congele el resto del agua).
4. ENLACE METÁLICO
❏
Se da entre
átomos metálicos del mismo elemento
.
❏
Los átomos metálicos
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).
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+
4.1. PROPIEDADES DE LOS METALES
PROPIEDAD JUSTIFICACIÓN
1. Sólidos a T ambiente
(excepto el Hg).
Las fuerzas de unión son elevadas.
2. Dúctiles y maleables.
Al golpearlos para convertirlos en hilos o láminas. Se desplaza una capa de cationes sobre otra.
Los e- se redistribuyen evitando las repulsiones y el cristal no se rompe.
3. Buenos conductores de la electricidad.
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
6. Insolubles en cualquier
disolvente.
ENLACE
Es la unión de dos átomos.
tipos
IÓNICO
COVALENTE
METÁLICO
se da
entre
los e-
se
forman
Un metal
y un no
metal
Se
transfieren
del metal
al no metal
se da
entre
los e-
se
forman
Dos no
metales
Se
comparten
se da
entre
los e-
se
forman
Átomos
metálicos
del mismo
elemento
Forman
una nube.
Redes
Redes Moléculas
Redes
Información que podemos extraer de la fórmula de una sustancia química
SUSTANCIAS IÓNICAS
La fórmula indica la
proporción en que se unen
los iones para formar el
cristal.
Ej.
MgCl
2:
En el cristal hay dos
iones Cl
-por cada ion
Mg
2+de manera
que la red es
neutra.
SUSTANCIAS COVALENTES
SUSTANCIAS
SUSTANCIAS
MOLECULARES
RETICULARES
La fórmula indica el La fórmula indica la
nº de átomos de proporción en la que
cada elemento que se encuentran los
forman la molécula. átomos en la red.
Ej.
Ej.
a) F
2a) C
b) CO
2b) SiO
2SUSTANCIAS METÁLICAS
Se representan con el
símbolo del elemento
metálico correspondiente.
Ej:
Fe: Este símbolo
representa una red
formada por un nº
indefinido de átomos de
Fe.
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:
➢
CO
2
: 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.