TEMA 6. ENLACE QUÍMICO FÍSICA Y QUÍMICA 4º ESO

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TEMA 6. ENLACE QUÍMICO

FÍSICA Y QUÍMICA

4º ESO

(2)

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

(3)
(4)

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.

(5)
(6)

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.

(7)

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.

(8)

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

4

el 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.

(9)
(10)

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.

(11)

Ejemplos de cristales iónicos

Cristal de NaCl:

-

Na (Z = 11) 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

Na

+

1s

2

2s

2

2p

6

-

Cl (Z = 17) 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

Cl

-

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

Cada 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

2

2s

2

2p

6

3s

2

Mg

2+

1s

2

2s

2

2p

6

-

Cl (Z = 17) 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

Cl

-

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

Se 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

(12)

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.

(13)

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.

(14)

3. ENLACE

COVALENTE

(15)

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.

(16)

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

(17)

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

2

O).

b) Molécula de amoníaco (NH

3

).

c) Molécula de agua oxigenada (H

2

O

2

).

La fórmula H

2

O

2

no se puede simplificar

porque indica el nº de átomos de O e H

que hay en la molécula.

(18)

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

(19)

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.

(20)

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)

(21)

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

(22)

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.

(23)

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 zonas

muy frías (se forma una capa de hielo superficial que evita que se congele el resto del agua).

(24)
(25)

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).

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+ +

+

+

+

+

+

(26)

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.

(27)

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.

(28)

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

(29)

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

2

a) C

b) CO

2

b) SiO

2

SUSTANCIAS 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.

(30)

5. CANTIDAD DE

SUSTANCIA: MOL

(31)

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.

(32)

Ejemplos masa molecular

Calcula la masa molecular de las siguientes sustancias:

a) CaCl

2

b) H

2

SO

4

c) Li

2

S

Masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u; H = 1 u; S = 32 u; O = 16 u; Li = 7 u.

a) m (CaCl

2

) = 40 u +

2

·35,5 u = 111 u.

b) m (H

2

SO

4

) =

2

·1 u + 32 u +

4

·16 u = 98 u.

c) m (Li

2

S) =

2

·7 u + 32 u = 46 u.

(33)

CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL (CONTINUACIÓN)

Mol:

Cantidad de sustancia que contiene 6,022·10

23

entidades elementales.

átomos

Masa molar (M):

- masa de 1 mol de moléculas

electrones…

- se expresa en g/mol.

- su valor numérico coincide con el de la masa atómica o molecular.

- Ejemplos: a) m(C) = 12 u; M(C) = 12 g/mol.

b) m(CO

2

) = 44 u; M(CO

2

) = 44 g/mol.

Relación entre el mol y la masa molar:

(34)

Ejemplos mol y masa molar

1.

¿Cuántos átomos de plata hay en un mol de plata?

1 mol Ag = 6,023·10

23

átomos de Ag

2.

¿Y en 2 moles de plata?

3.

Calcula la masa molar de las siguientes sustancias:

a) CaCl

2

b) H

2

SO

4

c) Li

2

S

Masas atómicas: Ca = 40 u; Cl = 35,5 u; H = 1 u; S = 32 u; O = 16 u; Li = 7 u.

a) m (CaCl

2

) = 111 u

M (CaCl

2

) = 111 g/mol.

b) m (H

2

SO

4

) = 98 u.

M (H

2

SO

4

) = 98 g/mol.

c) m (Li

2

S) = 46 u.

M (Li

2

S) = 46 g/mol

(35)

Ejemplos mol y masa molar

1. ¿Cuántos átomos de Ag hay en 120 g de plata? m (Ag) = 108 g/mol.

1º.

Calcular la masa molar de la Ag: M (Ag) = 108 g/mol.

2º.

Calcular los moles de Ag:

Figure

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