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El enlace químico
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Los Estados de Agregación de la materia
Átomos, moléculas e iones
TIPOS DE ENLACES
¿QUÉ ES UN
ENLACE?, ¿QUÉ
TIPOS DE
SUSTANCIAS
EXISTEN SEGÚN
ESTÉN UNIDOS SUS
ÁTOMOS?.
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Átomos aislados
*sólo los gases nobles
y metales en estado
de vapor
No existe enlace
Ejemplos: gases
nobles
Substancias
moleculares
covalentes
*la unidad es la
molécula
*Los átomos se unen
en moléculas de gases
aisladas, o éstas se
agrupan en sólidos o
líquidos (fuerzas
intermoleculares)
•Cristales (redes
cristalinas no iónicas:
diamante, sílice,
carbono puro)
Átomos unidos por
uniones covalentes
Ejemplos:
*gases: N2, Cl2, NH3
Substancias
Iónicas
•No hay moléculas
•Red cristalina de
iones
•Casi siempre
sólidos
Átomos unidos por
enlace iónico
Ejemplos:sales,
óxidos,hidróxidos
Substancias
atómicas
*No hay moléculas
*Red continua de
átomos
Átomos unidos por
enlace metálico
Ejemplos:metales
Tipos de
substancias
*líquidos: agua,
gasolina, alcoholes..
*sólidos: azucar,
naftalina
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Tipos de enlaces
• Intramoleculares:
– Iónico.
– Covalente.
• Intermoleculares:
– Fuerzas de Van de Waals
– Enlaces de hidrógeno.
• Metálico.
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Enlace iónico
• Se da entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no metal que los captura
• Resultan iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones electrostáticas,
formando redes cristalinas.
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Estructura cristalina
• Los iones en los compuestos iónicos se
ordenan regularmente en el espacio de la
manera más compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo
contrario dando lugar a celdas o unidades
que se repiten en las tres direcciones del
espacio.
Propiedades de los
compuestos iónicos
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• Puntos de fusión y ebullición elevados 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.
• Gran dureza.(por la misma razón).
• Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en
disolventes apolares.
• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin
embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.
• Son frágiles.
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Teoría de Lewis
Enlace covalente
Se basa en las siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última
capa comparten tantos electrones como le falten
para completar su capa (regla del octete).
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y
triples con el mismo átomo.
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Polaridad en moléculas covalentes.
Momento dipolar.
• 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).
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Momento dipolar (cont).
• 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: H2O, NH3.
• Moléculas apolares. Tienen   nulo:
– Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.
–   = 0. Ej: CH4, CO2.
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Momentos dipolares.
Geometría molecular.
CO2
BF3
CH4
H2O
NH3
Propiedades de los compuestos
covalentes
• Sólidos covalentes:
• Sust. moleculares:
• Los enlaces se dan a lo
largo de todo el cristal.
• Gran dureza y P.F alto.
• Son sólidos.
• Insolubles en todo tipo de
disolvente.
• Malos conductores.
• El grafito que forma
estructura por capas le
hace más blando y
conductor.
• Están formados por
moléculas aisladas.
• P.F. y P. E. bajos (gases).
• Son blandos.
• Solubles en disolventes
moleculares.
• Malos conductores.
• Las sustancias polares son
solubles en disolventes
polares y tienen mayores
P.F y P.E.
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Enlaces intermoleculares
• Enlace o puente de Hidrógeno.
– Es relativamente fuerte y precisa de:
– Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.
– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube
de e– del otro átomo.
– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.
• Fuerzas de Van der Waals.
– Entre dipolos permanentes (moléculas
polares). Son débiles.
– Entre dipolos instantáneos (moléculas
Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)
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Enlace metálico
• Lo forman los metales.
• Es un enlace bastante fuerte.
• Los átomos de los metales con pocos e en su
última capa no forman enlaces covalentes, ya que
compartiendo electrones no adquieren la
estructura de gas noble.
• Se comparten los e de valencia colectivamente.
• Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de
iones positivos, empaquetados ordenadamente,
formando una estructura cristalina de alto índice
de coordinación.
• Existen dos modelos que lo explican:
– Modelo del mar de electrones:
– Modelo de bandas:
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Propiedades de los compuestos
metálicos.
• Son dúctiles y maleables debido a que no existen
enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona
la estructura los e– vuelven a estabilizarla
interponiéndose entre los cationes.
• Son buenos conductores debido a la deslocalización de
los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede
suponerse que la banda vacía (de conducción está muy
próxima a la banda en donde se encuentran los e– de
forma que con una mínima energía éstos saltan y se
encuentran con una banda de conducción libre.
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Propiedades de los compuestos
metálicos (cont.).
• Conducen el calor debido a la compacidad de los
átomos que hace que las vibraciones en unos se
transmitan con facilidad a los de al lado.
• Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la
estructura de la red. La mayoría son sólidos.
• Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad
de niveles muy próximos de energía que hace que
prácticamente absorban energía de cualquier “” que
inmediatamente emiten (reflejo y brillo).