El enlace químico
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Igualmente podemos definir energía reticular a la energía necesaria para
separar totalmente los iones que forman una red cristalina hasta una
distancia infinita.
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d
qqKU
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Ej.: El enlace en la molécula de agua.
Estructuras de Lewis
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Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de
Lewis de los elementos participantes:
Cada par de electrones de enlace se puede representar por una línea:
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a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del
átomo central y se colocan de forma que minimicen las
repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)
c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la
importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no
enlace.
PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE
PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace
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Nº de pares de
e- Geometría
Ángulo de enlace
2 (AX2) Lineal 180o
3 (AX3)Trigonal Planar
120o
4 (AX4) Tetraédrica 109.5o
5 (AX5)Bipirámide
Trigonal90o / 120o
6 (AX6) Octaédrica 90o
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angular
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Un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos
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Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular
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En promedio, la distribución de cargas es simétrica y no hay momento dipolar
Ejemplo: F2, Cl2, Br2, I2
Si dos partículas (átomos o moléculas) están
suficientemente cercanas, las fluctuaciones de las nubes
electrónicas se pueden influir mutuamente, oscilando en sincronía y creándose una
atracción entre las partículas.
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Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre
moléculas no polares.
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Las fuerzas puente hidrógeno son 10 veces más intensas que las dipolo
permanente y estas son 10 veces más intensas que las fuerzas de
London.Las fuerzas intermoleculares son las responsables de mantener unidas
a las moléculas cuando una sustancia molecular se encuentra en el
estado líquido o sólido.
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En cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que
indica un alto grado de atracción intermolecular. En la figura se
puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 ºC más alto de
lo que cabría predecir si no hubiera puentes de hidrógeno.
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• Las sustancias polares, debido a las interacciones dipolo-dipolo,
tienen mayor fuerza de cohesión entre sus moléculas, por lo que
tienen T.F. y T.E. mayores que las sustancias apolares. Algunas, como
el agua, son líquidas a
temperatura ambiente. Otras pueden ser incluso sólidas, pero con
puntos de fusión bajos.
- Malos conductores del calor y la corriente eléctrica.
- Solubilidad:
• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares (agua,
alcohol) e insolubles (o poco solubles) en disolventes apolares.
• Las sustancias apolares son solubles en disolventes apolares
(aceites, hidrocarburos) e insolubles (o poco solubles) en disolventes
polares.
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Prueba a unir átomos con la siguiente animación
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Todos los átomos se ionizan
quedando cargados positivamente y
se ordenan en el espacio formando un
cristal. Los electrones procedentes de
la ionización se mueven entre los
cationes.
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Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las
propiedades de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones,
principalmente en la explicación de la diferente conductividad de
algunos metales.
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Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman una
banda en la que los niveles de energía, como se ha dicho
anteriormente, están muy próximos. En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los
electrones de la capa de valencia que se denomina "banda de valencia" y
otra que se llama "banda de conducción" que es la primera capa vacía.
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