Transcript Tema 13 : ENLACE QUÍMICO 1.. Concepto de enlace químico 1.1. Energía y estabilidad 1.2.

Tema 13 : ENLACE QUÍMICO
1.. Concepto de enlace químico
1.1. Energía y estabilidad
1.2. Estructura de gas noble
1.3. Clases de químicos enlaces
2.. Enlace iónico
2.1. Estructura de los compuestos iónicos
3.. Enlace covalente
3.1. Modelo de Lewis
3.2. Teoría del enlace de valencia
3.3. Polarización del enlace covalente
4.. Enlace metálico
5.. Enlaces intermoleculares
6.. Tipos de sustancias según sus enlaces
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1.. Concepto de enlace químico
De los 112 elementos que actualmente conocemos, 90 son pueden encontrar en la
naturaleza pero nunca solos (excepto los gases nobles y a veces los metales nobles y algún
otro) sino formando parte de un compuesto.
Decimos que los átomos de esos elementos se unen, se combinan, formando enlaces
químicos.
Las fuerzas que mantienen unidas a los átomos, los iones o las moléculas que forman las
sustancias químicas, tanto simples como compuestas, de manera estable, se llaman
ENLACE QUÍMICO
1.1. Energía y estabilidad
¿Por qué aparecen estas fuerzas que mantiene unidos a los átomos que forman un
compuesto?
Porque los átomos juntos, formando el compuesto, son más estables ( menor contenido
energético) que separados.
Si no ocurriera esto, los átomos no se unirían y no se formaría el compuesto.
Por tanto, la formación de un enlace entre dos átomos es un proceso que va siempre
acompañado de una variación de la energía de estos átomos.
Lo podemos ver en la figura siguiente.
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Energía
potencial
- La energía de los átomos aislados se
considera nula.
Dominan las fuerzas repulsivas
Átomos
aislados
ro= distancia de enlace
ro
2
0
1
Energía
mínima
Distancia
entre los
núcleos
Dominan las fuerzas
atractivas
Menor energía que los átomos
aislados ( Se desprende energía en
la formación del enlace)
Los átomos se unen para formar agrupaciones de
mayor estabilidad y menor energía que la que
tenían los átomos por separado.
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-Al acercarse los átomos, dominan las
fuerzas de atracción. Se desprende
energía debido a que disminuye la
energía potencial del sistema formado
por los dos átomos.
(curva 1)
-Al acercarse los átomos dominan las
fuerzas de repulsión no se producirá el
enlace ( curva 2)
-Cuando los átomos se hallan a cierta
distancia, llamada distancia de enlace,
la energía es mínima y la estabilidad
máxima (curva 1).
- Si los átomos se acercan más,
aparecen un dominio de las fuerzas
repulsivas sobre las atractivas, se
absorbe energía y se pierde estabilidad
(curva 1).
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1.2. Estructura de gas noble
Decíamos al principio que todos los elementos se encuentran en la naturaleza combinados
con otro(s) elementos , excepto los gases nobles.
Estos tienen su última capa electrónica, la capa de valencia, completa con 8 electrones (
excepto el helio que la completa con 2)
Configuración electrónica
Esta estructura con 8 electrones de valencia recibe el nombre de octeto electrónico y tiene
las siguientes características:
• Es la responsable de la especial estabilidad de los gases nobles, que explica el hecho que
estos no se combinen con otros elementos.
• En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir la estructura de gas
noble, con lo que aumentan su estabilidad.
Estos hechos experimentales han llevado a los químicos a enunciar una regla de gran
interés: la regla del octeto
Muchos elementos, al unirse con otros, manifiestan la tendencia a adquirir la estructura
electrónica externa propia de los gas noble, esto es, tener 8 electrones en su última
capa.
La regla del octeto no tiene validez general, siendo especialmente aplicable a los elementos
representativos
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1.3. Clases de químicos enlaces
Los átomos que forman la molécula adquieren la estructura de gas noble cediendo
electrones, ganándolos o compartiéndolos, dando lugar a los siguientes tipos de enlaces:
se suele dar entre un metal
(cede electrones) y un no
metal (gana electrones),
dando lugar a estructura
de redes cristalinas.
se da entre dos no metales o no metal e
hidrógeno, mediante compartición de pares
de electrones.
Se da entre átomos de
un metal
También existen enlaces entre moléculas: enlaces de hidrógeno y fuerzas intermoleculares
de van der Waals.
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2.. Enlace iónico
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los
situados más a la izquierda en la tabla periódica) se encuentran con átomos no metálicos
(los elementos situados a la derecha en la tabla periódica ).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal,
transformándose en iones positivos (cationes) y negativos (aniones, respectivamente. Al
formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando
fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las
llamamos enlaces iónicos.
Como ejemplo veamos el enlace iónico entre el cloro y el sodio:
Na (Z = 11) 1s2 2s2 p6 3s1
Na+ (Z = 11) 1s2 2s2 p6
Cl (Z = 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p5 +
Cl– (Z = 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p6 (anión cloruro)
átomos
Enlace iónico
(catión sodio)
Iones, que se unen mediante fuerza
eléctrostática (Coulomb)
También podemos representar este enlace mediante los diagramas o notación de
Lewis.
Es un modo de representar a los átomos y sus enlaces, propuesto por el químico G.N.Lewis
Para representar un átomo, escribimos el símbolo del elemento y lo rodeamos de tantos puntos
como electrones de valencia tenga.
.
Na
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..
Ca
.. .
Al
.. .
Si
...S.
.O.. .
...
.P
.. .
.Cl
..
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...N.
.....F.
.C..
6
Para representar una molécula colocamos los electrones del enlace entre los átomos que lo forman.
.. . ..
. Cl
.
.. Cl
..
.. .
.
H O H
..
.. .
.
H N H
..
H .. H
H
..
.
.
H C
.. H
H
. O.. .. ..O .
H
El enlace iónico del cloruro de sodio lo podemos representar mediante la notación de Lewis de
la siguiente manera:
. . . . .. .... .. .
.
.
+ +Cl
+
NaNa
Na
Cl
Cl
.. .. ..
sodio
cloro
sodio
sodio
.
cloro
cloro
2 Li +
.. .
.O
litio
oxígeno
Ca +
.. .
O
..
..
calcio
..
oxígeno
3 Mg + 2
magnesio
.. .
.N
nitrógeno
++ +
++
NaNaNa
... ... . .. .
.+Cl
..Cl
..
.. .Cl
iónión
sodio
iónión
cloruro
ión
sodio
ión cloruro
sodio
cloruro
..+.. ... .. .
.
.
Na
Na NaCl
..Cl
..
.. Cl
++
cloruro
de
cloruro
de sodio
cloruro
desodio
sodio
.O.. .
..
+
2 Li +
ión litio
ión óxido
2+
.O.. . 2
..
ión calcio
ión óxido
Ca +
.. .
.
Li 2 O
..
+
óxido de dilitio
2+
Ca
óxido de calcio
.. . 3
.
+ 2 N
..
2+
3 Mg
ión magnesio
ión nitruro
.O.. . 2
..
2+
Mg
3
.. . 3
.N
..
2
dinitruro de trimagnesio
El enlace iónico también se llama heteropolar. ( polos distintos )
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2.1. Estructura de los compuestos iónicos
La atracción electrostática no se limita a un sólo ión, sino que cada uno de ellos se
rodea del número máximo posible de iones de carga opuesta, formando una red
cristalina iónica tridimensional. Los compuestos iónicos no forman moléculas
independientes.
Enlace iónico
Llamamos índice de coordinación de un compuesto iónico al número de iones de un signo
que rodean a un ión de signo contrario.
Compuesto
índice de coordinación
Cloruro de sodio
NaCl
6:6
Cloruro de cesio
CsCl
8:8
Fluoruro de calcio
CaF2
8:4
El tipo de enlace de un compuesto determina la mayoría de sus propiedades.
Propiedades de las sustancias iónicas:
• Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por
tanto son sólidas.
• Son duros y frágiles y tienen puntos de fusión y ebullición altos.
• Son solubles en disolventes polares como el agua.
• Conducen la corriente eléctrica disueltos o fundidos.
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3.. Enlace covalente
Cuando uno de los átomos tiene tendencia a ceder electrones y el otro a ganarlos, hemos
visto que se unen mediante un enlace iónico. Pero ¿ qué ocurre cuando ambos tienen
tendencia a ganarlos?
En este caso, se unen COMPARTIENDO PARES DE ELECTRONES, que es lo que
caracteriza al enlace covalente.
• Si los átomos comparten un par de electrones el enlace es SIMPLE.
• Si los átomos comparten dos pares de electrones el enlace es DOBLE.
• Si los átomos comparten tres pares de electrones el enlace es TRIPLE.
Hay varias teorias o modelos:
3.1. Modelo de Lewis
Se basa en la regla del octeto.
Los electrones compartidos son aportados a partes iguales por cada uno de los átomos que
forman el enlace, aunque existe la posibilidad de que los electrones sean aportados por uno
sólo de los átomos ( enlace covalente coordinado o dativo)
Ya dijimos al principio que la regla del octeto no tiene validez general.
3.2. Teoría del enlace de valencia
La veremos en Química de 2º de Bachillerato
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3.1. Modelo de Lewis
Par de electrones
enlazantes
Ejemplos:
Enlace simple
Par de electrones
no enlazantes
a) La molécula de cloro:
....
...Cl
..Cl
.......
..Cl
.......
...Cl
..Cl
....
..Cl
+++
átomo
de
cloro
átomo
átomode
de
decloro
cloro
cloro
átomo
átomo
de
cloro
átomo
átomode
de
decloro
cloro
cloro
átomo
................
...Cl
..Cl
Cl
.... Cl
....
..Cl
..Cl
molécula
de
cloro
molécula
moléculade
de
decloro
cloro
cloro
molécula
.... .........
...Cl
..Cl
Cl
.... Cl
..Cl
....
..Cl
Cl
Cl Cl
Cl
Cl
Cl
molécula
de
cloro
molécula
moléculade
de
decloro
cloro
cloro
molécula
Cl
Cl2222
Cl
molécula
de
cloro
molécula
moléculade
de
decloro
cloro
cloro
molécula
molécula
de
cloro
molécula
moléculade
de
decloro
cloro
cloro
molécula
.. .. .
.O
O
O O
O2
molécula de oxígeno
molécula de oxígeno
b) La molécula de oxígeno:
.. .
.O
+
átomo de oxígeno
.. .
.O
átomo de oxígeno
.. .. .. .
.O
O
molécula de oxígeno
c) La molécula de nitrógeno:
..
.N.
+
..
.N.
átomo de nitrógeno átomo de nitrógeno
molécula de oxígeno
Enlace doble
.. .. .. .
N .. N
molécula de nitrógeno
.. .. .
N N
molécula de nitrógeno
N
N
N2
molécula de nitrógeno
molécula de nitrógeno
Enlace triple
Podemos comprobar que alrededor de cualquiera de estos átomos hay 8 electrones
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HCl
.. .
.
H Cl
..
NH3
..
H. N . H
..
H
H
.. .
Cl
..
..
H N H
H
Enlace covalente
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Como vemos en los ejemplos anteriores tenemos que decidir cómo colocar los electrones
en torno a los átomos enlazados, esto es, cuántos de los electrones de valencia disponibles
son electrones enlazantes (compartidos) y cuántos son electrones no enlazantes (no
compartidos) ( asociados a un solo átomo)
Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método:
1. Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más
simétrica posible.
2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos
de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada
carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga).
3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los
átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble.
N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H
4. El nº total de electrones compartidos C es:
C=N–D
5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
6. El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para
completar el octeto de todos los átomos.
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Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis
para la molécula del agua, H2O
1.
Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible.
H
O
H
2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que
añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga).
D = 1+ 6 + 1 = 8
3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener
configuración de gas noble.
N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H
N = 8 · 1 + 2 · 2 = 12
4. El nº total de electrones compartidos C es:
C=N–D
= 12 – 8 = 4
5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
Tenemos que colocar 4 electrones, es decir, 2 pares
6.
El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.
Tenemos que colocar otros 4 electrones para completar los 8 que teníamos al
principio, mirando que se cumpla la regla del octeto.
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Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis
para la molécula del dióxido de carbono, CO2
1.
Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible.
O
C
O
2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que
añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga).
D = 6+ 4 + 6 = 16
3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener
configuración de gas noble.
N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H
N = 8 · 3 = 24
4. El nº total de electrones compartidos C es:
C=N–D
= 24 – 16 = 8
5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4 pares
6.
El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.
Tenemos que colocar otros 8 electrones para completar los 16 que teníamos al
principio, mirando que se cumpla la regla del octeto.
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Otro ejemplo: el diagrama de Lewis del ión sulfato
2–
O
O S O
O
1.
Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible.
2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que
añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga).
D = 6 + 6+ 6 +6 + 6 +2 = 32
3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener
configuración de gas noble.
N = 8 · 5 = 40
4. El nº total de electrones compartidos C es:
C=N–D
= 40 – 32 = 8
5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4 pares
6.
El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.
Tenemos que colocar otros 24 electrones para completar los 32 que teníamos al
principio, mirando que se cumpla la regla del octeto.
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.. .
.
H N H
..
NH3
..
H N H
H
. Cl.. .
..
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H N H
H
H
CS2
. ..S .. C .. ..S .
. O.. .
. O.. . ..S .. O....
..
+
NH4
. ..
S C
..
..
..
.
..
.. . O... S O.. .. .
S C S
S
..
.O
..
S
. ..O .
..
H
+
H N H
H
SO2
. O.. . ..S .. O.... . O.... ..SO O....S
..
O
2–
SO3
SO3
. ..
O.
+
H
..
H. N . H
..
H
O
..
O
..
2
O
S
. ..N .
..
O
. O.. . 2
. O.. . ..S . O.... .
.. ..
. O..
..
. ..O .
S
2
..
O
..
3
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3.3. Polarización del enlace covalente
En un enlace covalente formado por dos átomos iguales, el par de electrones o los pares
de electrones es compartido por igual por ambos átomos.
H. H
. O.. .. ..O .
.. . ..
. Cl
.
.. Cl
..
Se dice que el enlace es apolar ya que ambos átomos “tiran” con la misma fuerza de los
electrones compartidos.
Pero si nos fijamos en enlaces covalentes formados por átomos distintos, como el
..
cloruro de hidrógeno:
.
H . Cl
..
el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y tira con más fuerza del par de
electrones que comparten, que estará más cerca de él que del hidrógeno.
H
..
. Cl.
..
Esto hace que el cloro adquiera una carga parcial negativa
tiene una carga parcial positiva
δ – , mientras que el hidrógeno
δ + , diciéndose que el enlace covalente es polar
El enlace covalente polar se forma cuando se unen dos átomos de diferente
electronegatividad. Esto produce la aparición de cargas parciales opuestas en los
extremos del enlace
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3.3. Polarización del enlace covalente (Cont.)
El enlace covalente estará tanto más polarizado cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad de los dos átomos que lo forman.
Aumenta la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace
3 – 2,1 = 0,9
3–3=0
+ –
molécula de cloro
de hidrógeno
molécula Molécula
de cloro de cloruro
molécula
de cloro
Enlace covalente APOLAR
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..
..
δ– .
.
+. .Cl
Cl ClNa H Cl
Cl..2
..
ión sodio
ión cloruro
+δ+
+
±
... .. . .. .
+ . Cl
.Na
..
Cl
Cl
..
..
sodio
cloro
3 – 0,9 = 2,1
+
Na
–
.. .
.Cl
..
cloruro de sodio
Enlace covalente POLAR
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(red cristalina)
Enlace IÓNICO
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Propiedades de los compuestos covalentes.
• Los compuestos covalentes forman moléculas individuales.
• 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
• Se disuelven bien en disolventes apolares (éter, gasolina, ….) pero no en
disolventes polares (agua), y es nula su capacidad conductora.
• Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y
ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles (diamante ,
cuarzo, …)
Compuestos macromoleculares
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4.. Enlace metálico
La mayoría de los elementos de la Tabla Periódica son metales.
La unión entre sus átomos no es por enlace iónico ya que este enlace sólo se da entre átomos
distintos. Además, los metales tienen tendencia a ceder electrones y no a ganarlos.
Tampoco es covalente pues los metales sólo tienen en su última capa 1 o 2 o 3 electrones y no
dispondrían del número suficiente para adquirir la configuración de gas noble.
Esto significa que tienen un nuevo tipo de enlace: el enlace metálico.
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Electrones de valencia
Según el modelo de nube de carga tiene las siguientes características:
Los átomos ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos.
Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y se
desplazan por el interior del metal
Esta estructura del enlace explica propiedades típicas de los metales, como la conductividad
térmica y eléctrica, el brillo metálico, la ductilidad, la maleabilidad
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Propiedades de los compuestos 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 o
de oem.
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5.. Enlaces intermoleculares
Hasta ahora hemos visto enlaces, uniones, entre átomos. En el caso del enlace covalente,
de la unión de esos átomos, se formaban moléculas, como el agua H2O ( líquido) , el dióxido
de carbono CO2 (gas) , el yodo I2 ( sólido), etc
A la vista de lo anterior, nos podríamos preguntar: ¿por qué el agua es líquida, el dióxido de
carbono gas y el yodo sólido, si los tres están formados por moléculas covalentes?
La respuesta la encontramos en la fuerza de unión entre esas moléculas, que serán
mayores en el caso del yodo.
Las uniones entre moléculas o enlaces intermoleculares pueden ser de dos tipos:
• fuerzas intermoleculares de van der Waals.
• enlaces de hidrógeno
Los enlaces de hidrógeno se dan entre moléculas que tienen átomos de H unidos a átomos
electronegativos de pequeño volumen ( F , O , N ) con algún par de electrones no
enlazantes, como el agua H2O , el fluoruro de hidrógeno HF y el amoniaco NH3
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δ–
..
.
H .O
..
δ+
..
.
H ..F .
.. .
.
H O
..
H
H δ+
..
.
H ..F .
δ–
..
H . ..F .
δ+
δ+
..
δ–
δ+
H N H
H δ+
.. .
.
H O
..
..
H
H N H
Hidruros
P.F. (°C)
P.E. (°C)
H2O
0
H2S
– 62,9
– 60,1
H2Se
– 64
– 42
H2Te
– 54
– 1,8
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H
100
Los enlaces de hidrógeno explican los
elevados puntos de fusión y de ebullición
que tiene el agua.
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Enlaces de hidrógeno
 Las cargas parciales de diferentes partes de
las moléculas de agua producen fuerzas de
atracción debiles, llamadas enlaces de
hidrogeno ( lineas punteadas) entre los
hidrógenos de una molécula y los oxigenos de
otras moleculas.
 Los enlaces de hidrogeno son atracciones
electricamente débiles entre partes polares de
las moléculas.
 Los enlaces de hidrogeno no son únicos del
agua: oxigeno o nitrogeno
 La polaridad del agua y sus enlaces de
hidrogeno le dan al agua la posibilidad de tener
tres estados: sólido, líquido y gaseoso.
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En estado liquido cada molécula de agua esta
formando enlaces de hidrogeno con otras 3.4
moléculas de agua. En estado solido cada
molécula esta formando enlaces con otras 4
moleculas.
Compare las dos estructuras abajo:
Cúal es el sólido, cúal es líquido ?
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Sistema Periódico de los elementos .
Elementos representativos
Tienen completos todos sus niveles electrónicos menos el último.
1
2
3
4
5
6
7
IA
IIA
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
1
H1
2
Li 3 Be4
3
Na
4
11
10
VIII
11
12
13
14
15
16
17
18
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
6
Cs
7
Fr
Al
74
89
Ac
104
Rf
105
Db
W
106
Sg
75
Re
107
Bh
Th
90
Pa
91
U
76
Os
108
Hs
78
Ir 77 Pt
109
Mt
60
Pm61 Sm
92
Np
Ce58 Pr 59 Nd
93
Pu
110
Ds
79
Au
111
Rg
80
Hg
Tl
81
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8
15
S
16
P
No metales
Semimetales
82
Pb
83
Bi
84
Po
9
Ne10
17
18
Ar
Cl
35 Kr36
F
Br
I 53 Xe54
At85 Rn86
112
Cn
62
Eu 63 Gd64 Tb 65 Dy 66 Ho67 Er 68 Tm69 Yt 70 Lu 71
94
Am
95
96
Cm
Bk
97
Cf
98
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
Según el color del símbolo son :
Según el color de la celda son :
Metales
14
O
Y 39 Zr40 Nb41 Mb42 Tc43 Ru44 Rh45 Pd46 Ag47 Cd48 In49 Sn50 Sb51 Te52
73
88
Si
N7
V 23 Cr24 Mn25 Fe26 Co27 Ni28 Cu29 Zn30 Ga31 Ge32 As33 Se34
Ba56 La57 Hf72 Ta
Ra
C6
13
12
Rb37 Sr38
5
B
Mg
5
87
9
He2
K19 Ca20 Sc21 Ti 22
55
8
Gases inertes
Sólido
Líquido
Gaseoso
Desconocido
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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.
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π
π
σ
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