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ENLACE QUÍMICO
INTERACCIÓN ENTRE DOS ÁTOMOS
A TRAVÉS DE SUS ELECTRONES DE
VALENCIA
Estructura de Lewis (1875-1946)
Iones Isoelectronicos
Regla del dueto

Elementos como el hidrogeno, el litio y el
berilio, cuando establecen enlaces tienden a
completar su ultimo nivel energético solo
con dos electrones y alcanzar la
configuración electrónica del helio.
Elementos que forman enlace
iónico
•Metales del grupo I, II A, y de
transición con no metales del
grupo VI y VII A de la tabla
periódica
•Elementos con diferencia de
electronegatividad mayor a 1.7
El héroe, el Sr. Cloro
arrebata a la Srta. Electrón
de manos del villano, Sr.
Sodio.
Un átomo de Sodio dona un
electrón a un átomo de
Cloro para formar los iones
sodio y cloro.
•Los enlaces iónicos se forman entre metales
y no metales,
•Al nombrar compuestos iónicos simples, el
no metal siempre viene primero, y el metal
segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
•Los compuestos iónicos se disuelven
fácilmente en el agua y otros solventes
polares,
•En una solución, los compuestos iónicos
fácilmente conducen electricidad,
•Los compuestos iónicos tienden a formar
sólidos cristalinos con temperaturas muy
altas
Esta última característica es un resultado de las
fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las
moléculas) en los sólidos iónicos.
A diferencia del enlace iónico, en
el
que
se
produce
la
transferencia de electrones de
un átomo a otro, en el enlace
químico
covalente,
los
electrones
de
enlace
son
compartidos por ambos átomos.
Enlace Covalente
“Fuerza de atracción entre átomos no
metálicos de igual o diferente
electronegatividad, cuando comparten
sus electrones de valencia para formar
moléculas.”

Al enlazarse, cada uno de los átomos de
flùor completa su octeto y alcanza la
configuración electrónica del gas noble neon
(Z = 10). El par de electrones compartidos
se simboliza con una línea.
Clasificación del enlace covalente
De acuerdo a la diferencia de electronegatividad
Apolares
Polares
Sustancias moleculares
Sustancias reticulares
Propiedades de los compuestos covalentes.
•Los compuestos covalentes suelen presentarse en
estado líquido o gaseoso aunque también pueden
ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y
ebullición no son elevados.
•La solubilidad de estos compuestos es elevada en
disolventes polares, y nula su capacidad
conductora.
• Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen
altos puntos de fusión y ebullición, son duros,
malos conductores y en general insolubles
Enlace metálico

Fuerza de atracción
que se establece
entre un gran
número de iones
positivos que se
mantienen unidos
por una nube de
electrones.
Los enlaces metálicos:
•Suelen ser sólidos a temperatura ambiente,
excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y
ebullición varían notablemente.
•Las conductividades térmicas y eléctricas son muy
elevadas.
•Presentan brillo metálico.
•Son dúctiles y maleables.
•Pueden emitir electrones cuando reciben energía
en forma de calor.
Geometría Molecular








Determine la estructura geométrica y
dibuje los ángulos esperados de las
siguientes sustancias:
a) H2S
b) CS2
c) CF4
d) NH3
e) AsH3
f) PCl3
g) NH4+
Enlaces intermoleculares: uniones
entre moléculas

Los enlaces intermoleculares son las
fuerzas de atracción entre moléculas.
FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DIPOLO - DIPOLO
Cuando la molécula es polar las
fuerzas de unión de unas
moléculas con otras se debe a la
atracción eléctrica entre dipolos
opuestos.
Ejemplo:
*Puntos de
ebullición/momento dipolar:
H2S .... -61º (M. dip. = 1,10)
HCl .... -84º (M. dip. = 1,04)
CH4 ....-162º (M. dip. = 0)
FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS ION - DIPOLO
Los iones de una sustancia
pueden interactuar con los polos
de las moléculas covalentes
polares.
Solvataciòn de una
solución acuosa de
cloruro de sodio. (NaCl)
FUERZAS DE LONDON - VAN DER
WAALS
(Dipolos instantáneos).
En las moléculas apolares (que originan
habitualmente gases), si se las aproxima
suficientemente se crea un desplazamiento
de carga que originará unos dipolos
instantáneos, favoreciendo la unión de unas
moléculas con otras.
Estas fuerzas de unión aumentan con el
volumen molecular, la molécula se
deformará más fácilmente.
Ejemplo:
* Puntos de
ebullición de:
F2 ...... -188º
... gas
Cl2 ..... -34º ...
gas
Br2 ..... 59º ...
líquido
I2 ..... 184º
Un tipo particular:
ENLACE POR PUENTE DE
HIDRÓGENO
Ejemplo:
H2S .... gas ..... no presenta
enlace por puente de
Un tipo particular de estas
fuerzas, habitualmente
hidrógeno.
denominadas "enlaces", es el
H2O .... líquido .. presenta
enlace por puente de hidrógeno.
enlace por puente de
Se da cuando existan enlaces XH, donde X es un átomo muy EN hidrógeno.
y de volumen pequeño (F,O y N). * En general se presenta en
Son fuerzas relativamente
alcoholes, aminas, amidas,.
intensas y provocan que las
* La glucosa tiene muchos
sustancias que las presentan sean
grupos -OH, muchas
líquidos o sólidos.
uniones por puente de
hidrógeno, es un sólido.
Nomenclatura química

Paginas 88-93.