Diapositiva 1

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ENLACE QUÍMICO Y FORMULACIÓN
Física y química 1º bachillerato
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ENLACE QUÍMICO

• La unión entre átomos está relacionada con la
  tendencia a estados de mayor estabilidad.
• Los átomos se unen si alcanzan una situación más
  estable que cuando están separados.
• Los electrones más externos son los responsables
  de esa unión.

Los METALES se estabilizan perdiendo electrones.
Los NO METALES se estabilizan cogiendo o
compartiendo electrones.
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TIPOS DE ENLACE
IÓNICO se establece cuando se combinan
entre sí átomos de METAL con átomos de NO METAL
METÁLICO se establece cuando se combinan entre
sí átomos de METAL
COVALENTE se establece cuando se combinan entre
sí átomos de NO METAL
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ENLACE IÓNICO
Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes)
Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones)
CATIONES (Carga
positiva) A
ANIONES ( Carga negativa ) A-
Atracción eléctrica entre iones de distinto
signo. A A-
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EJEMPLO Formación de cloruro de sodio
Coge el electrón del sodio y completa su última
capa
Cede su electrón de la última capa al cloro
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Se producen atracciones en todas las direcciones
del espacio originándose una red espacial .
ESTRUCTURA CRISTALINA.
-


-
-
Cristal de cloruro de sodio


( Sal común)
-


-


-
-
-
-



-
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(No Transcript)
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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

• Sólidos a temperatura ambiente

• Si los cristales se golpean, se
• fracturan por planos, al repelerse los iones
  de igual carga eléctrica

• Son duros pero frágiles

• Son siempre cristales

• A temperatura ambiente son sólidos de altos
  puntos de fusión y ebullición.

• Son duros pero frágiles.

• Se disuelven mejor en agua que en otros
  disolventes.

• No conducen la electricidad en estado sólido,
  pero sí en disolución o fundidos.

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Fragilidad en un cristal iónico
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• En estado sólido no conducen la electricidad
  porque los iones ocupan posiciones fijas en la
  red cristalina y no se pueden desplazar.

Disueltos o fundidos si conducen la corriente
eléctrica.

• Se disuelven en disolventes
• muy polares como el agua.

Las moléculas de agua se interponen entre los
iones de la red y apantallan las fuerzas de
Coulomb entre los iones que quedan libres.
Iones hidratados
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ENLACE METÁLICO
Átomos de METAL (Ceden e- formando
cationes) Forma redes de cationes rodeados
por electrones
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
La nube de electrones se mueven entre los
cationes.


















Iones positivos formados por los átomos de
metal que han perdido electrones.





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La fuerza que mantiene unidos a los átomos de un
metal, formando una red cristalina, se denomina
enlace metálico. Los átomos se colocan formando
una estructura regular
En un trozo de sodio metálico, los cationes Na
están bañados por una nube móvil de electrones
cedidos por cada átomo de sodio
ATENCIÓN el enlace metálico solo se puede
producir entre átomos de un mismo elemento químico
UNA ALEACIÓN es un mezcla de metales, se funden,
se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a
separar, no es un enlace.
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PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS
?
Brillo intenso
Capacidad de los e- para captar y emitir energía
electromagnética
?
Conductividad eléctrica
Gran movilidad de los electrones
?
Conductividad térmica
Los e- ceden parte de su energía cinética para
calentar la red
?
Maleabililidad y ductilidad
Se pueden estirar en hilos o extender en láminas
?
Tas de fusión y ebullición
Dependen de la fuerza de atracción entre e- y los
iones positivos
Aunque los cationes se desplacen, los e- de la
red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos
Red de un metal
Por el contrario, en los Compuestos iónicos
este desplazamiento produce la fractura del
cristal al quedar enfrentados iones del mismo
signo
Red de un cristal iónico
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ENLACE COVALENTE
Átomos de NO METAL (Se estabilizan
compartiendo electrones)

PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de
átomos unidos por enlace covalente
EJEMPLO Formación de la molécula de flúor ( F2 )
( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR)
A cada átomo de flúor le falta un electrón para
alcanzar configuración de gas noble, para
conseguirlo comparte un electrón con el otro
átomo de flúor formando una molécula .
Molécula de flúor F-F
El par de electrones compartido es un enlace
covalente. Entre átomos iguales la compartición
es perfecta pero si son diferentes el más
electronegativo tiene los electrones más tiempo
consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES
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F - F

o bien
Molécula de hidrógeno

H - H
Dos átomos de hidrógeno comparten un par de
electrones
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Molécula de agua
Molécula de amoníaco
Entre dos átomos dados se pueden establecer uno,
dos y hasta tres enlaces covalentes, hablándose
entonces de un enlace sencillo, doble y triple,
respectivamente
O O
N
N

N ? N
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Enlace covalente dativo
Los dos electrones compartidos por dos átomos
dados pueden provenir ambos de uno solo de ellos
En este caso se habla de enlace covalente dativo
y, a veces, se emplea en lugar del guión, una
flecha dirigida hacia el átomo que no aportó
ningún electrón
H

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(No Transcript)
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PUEDE FORMAR SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS
consisten en muchos átomos unidos por enlace
covalente
EJEMPLO Estructura del diamante (SUSTANCIA
ATÓMICA)
6C 1s22s22p2
Cada átomo de carbono necesita cuatro electrones
que consigue uniéndose a otros cuatro átomos, que
a su vez se unen a otros cuatro, y así
sucesivamente, hasta formar un cristal con
muchísimos átomos unidos entre sí por enlace
covalente.
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Los sólidos covalentes,también llamados sólidos
atómicos o reticulares, son sustancias cuyos
átomos están unidos entre sí mediante enlaces
covalentes, formando redes tridimensionales

• Las uniones entre los átomos son muy fuertes,
  por lo que tienen temperaturas de fusión y
  ebullición muy altas y son muy duros.

Ejemplos
Diamante (C)
Cuarzo (SiO2)
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Propiedades de los compuestos covalentes

• Sólidos covalentes
• 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.

• Sust. moleculares
• 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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FUERZAS INTERMOLECULARES
Covalente apolar
Covalente polar
Iónico
Polaridad del enlace
En un enlace covalente entre dos átomos de
diferente electronegatividad, el par de
electrones compartido es atraído más fuertemente
por el átomo más electronegativo
La molécula así formada es un dipolo eléctrico
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Enlaces por puentes de hidrógeno
Las fuerzas entre dipolos son especialmente
intensas en moléculas que tienen un átomo de
hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo
(F, O ó N)
El átomo de H (carga ), atrae a los átomos
polarizados negativamente de moléculas vecinas
En estos casos se habla de enlaces por puente de
hidrógeno por ser fuerzas intermoleculares entre
dipolos, aunque más intensas de lo habitual
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Ejemplos
En la molécula de HF se produce una atracción de
tipo electrostático entre los átomos de
hidrógeno H? y de F-? El enlace de hidrógeno se
representa por una línea discontinua de puntos.
Enlace entre moléculas de HF
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Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)
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Propiedades generales de las sustancias
moleculares y sólidos covalentes
Gas o líquido
Gas o líquido
gas
Sólido
Muy baja
Muy baja
Muy alta
Muy baja
Muy alta
Muy baja
Muy baja
Muy alta
Muy blandos
Muy blandos
Muy blandos
Muy duros
No
No
No
No
N2
CO
H2O
SiO2
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FORMULACIÓN
La suma de los números de oxidación de los átomos
que constituyen un compuesto, multiplicados por
sus respectivos subíndices, es cero
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Números de oxidación de los elementos más comunes
Los elementos situados a la derecha utilizan los
números de oxidación múltiples en sus
combinaciones con oxígeno. En los demás casos
usan el número de oxidación recuadrado
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Reciben el nombre genérico de óxidos y pueden
ser - Óxidos metálicos llamados óxidos básicos
por el comportamiento químico de sus disoluciones
acuosas. Su enlace es iónico - Óxidos no
metálicos llamados óxidos ácidos por idéntico
motivo. Su enlace es covalente. En la
nomenclatura tradicional (expresamente
desaconsejada por la IUPAC) se denominaban
anhídridos En todos ellos, el número de oxidación
del oxígeno es 2
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a) Se indica primero la palabra óxido, seguida
del nombre del otro constituyente. b) Se coloca
el nº de oxidación del elemen-to en números
roma-nos entre paréntesis y después del nombre,
(no se pone en elementos con un único nº de
oxidación)   Ejemplos Fe2O3 óxido de
hierro (III) CaO óxido de calcio
a) Se llama óxidos a los metálicos y anhídridos a
los no metálicos, segui-do del nombre del 2º
constituyente. b) Si el elemento tiene dos
números de oxidación, su nombre se hace terminar
en oso (nº de oxidación menor) o en ico
(mayor). Ejemplos FeO óxido ferroso Fe2O3
óxido férrico. c) Si es un no metal con cuatro
números de oxidación, como el cloro, se utilizan,
en orden creciente a dicho número hipo-oso,
-oso, -ico y per-ico. Ejemplos Cl2O
anhídrido hipocloroso Cl2O5 anhídrido clórico
a) Se indica primero la palabra óxido, segui-da
del nombre del otro constituyente. b) Se indican
las pro-porciones de los constituyentes del
compuesto con pre-fijos. (Se puede prescindir del
prefijo mono-).   Ejemplo Fe2O3 trióxido
de dihierro  
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Son combinaciones binarias del oxígeno que
contienen el grupo (-O-O-) peroxo En los
peróxidos, el oxígeno presenta un número de
oxidación 1. Formulación. Se toma en bloque el
O2 (2) intercambiando valencias sin
simplificar.  Nomenclatura. Se indica en primer
lugar, el genérico peróxido de, seguido del
nombre del elemento. La nomenclatura sistemática
mantiene la palabra óxido y los prefijos
numerales. Ejemplos Na2O2 peróxido de sodio
o dióxido de disodio CaO2
peróxido de calcio o dióxido de calcio Agua
oxigenada H2O2
Los peróxidos metálicos más conocidos son
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Resultan de la unión de un metal con hidrógeno
(que aquí tiene nº de oxidación 1).
Formulación. Se coloca primero el metal y a
continuación el hidrógeno. Posteriormente se
intercambian los números de oxidación.
Nomenclatura. Se nombra primero la palabra
hidruro, seguida del nombre del otro
constituyente. Según el sistema de nomenclatura
empleado, se completa el nombre
FeH2 dihidruro de hierro FeH3 trihidruro de
hierro NaH hidruro de sodio
FeH2 hidruro de hierro (II) FeH3 hidruro de
hierro (III) NaH hidruro de sodio
FeH2 hidruro ferroso FeH3 hidruro
férrico NaH hidruro de sodio
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Son combinaciones de H con Te, Se, S, At, I, Br,
Cl, O, F. Se llaman ácidos hidrácidos debido al
carácter ácido de sus disoluciones acuosas.  
Formulación. Se escribe primero el hidrógeno (por
tener menor capacidad para atraer los e-) y luego
el no metal. Después se intercambian los números
de oxidación.    Nomenclatura. Se utilizan dos
tipos de nomenclatura
En soluciones acuosas se nombran con la palabra
ácido seguido de la raíz del elemento terminada
en -hídrico Ejemplo H2S ácido
sulfhídrico HCl ácido clorhídrico
Primero, el nombre del no metal terminado en -uro
y a continuación de hidrógeno Ejemplo H2S
sulfuro de hidrógeno HCl cloruro de hidrógeno
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Son combinaciones de B, Si, C, Sb, As, P y N con
H.  Formulación. Se escribe primero el no metal
y luego el hidrógeno. A continuación se
intercambian sus números de oxidación.  Nomenclat
ura. Según la nomenclatura sistemática se indica
primero la palabra hidruro seguida del nombre del
otro constituyente. Se indican además las
proporciones de los constituyentes del compuesto
a base de prefijos. Ejemplos BH3 trihidruro
de boro CH4 tetrahidruro de carbono NH3
trihidruro de nitrógeno Existe una serie de
nombres vulgares admitidos por la IUPAC, que son
los que figuran en el cuadro siguiente sin
colorear (los coloreados son los ácidos
hidrácidos)
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C O M B I N A C I O N E S B I N A R I A S
N O M E T A L - N O M E T A L
As2 Se3 triseleniuro de diarsénico CS2
disulfuro de carbono SF6 hexafluoruro de azufre
As2 Se3 seleniuro de arsénico (III) CS2 sulfuro
de carbono (IV) SF6 fluoruro de azufre (VI)
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C O M B I N A C I O N E S B I N A R I A S
M E T A L - N O M E T A L
Los compuestos formados por la unión de un metal
y un no metal se denominan sales binarias.
Formulación. Los metales actúan con nº de
oxidación positivo y se formulan en primer lugar,
seguido del no metal que actúa con su nº de
oxidación negativo. Nomenclatura. Se nombra
primero el no metal terminado en -uro, seguido
del nombre del metal. Según sea el sistema de
nomenclatura empleado, se completa de distinta
forma. Ejemplos
Fe2S3 trisulfuro de dihierro
Fe2S3 sulfuro de hierro (III)
FeS sulfuro ferroso Fe2S3 sulfuro férrico
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Son compuestos formados por la combinación de un
metal con el grupo OH, (grupo hidróxido), que
tiene número de oxidación -1 (OH)  
Formulación. El metal, va en primer lugar,
seguido del grupo hidróxido (OH). A continuación
se intercambian los números de oxidación,
escribiendo el (OH) entre paréntesis si fuera
necesario Nomenclatura. Se nombra primero con
la palabra hidróxido seguida del nombre del
metal, diferenciándose las tres nomenclaturas.
Ejemplo
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Los hidróxidos, los ácidos y las sales disueltos
en agua originan iones, aquellos que presentan
carga negativa se denominan aniones y, aquellos
que presentan carga positiva, cationes. Para
formular dichos iones, se indican las cargas como
superíndices Ca2, S2-, SO42-, etc.   En la
tabla siguiente se ilustran algunos ejemplos y
sus nomenclaturas
Catión de hierro (II) Catión de hierro
(III) Catión calcio Anión sulfuro Anión
sulfato
Ion ferroso Ion férrico Ion calcio Ion
sulfuro Ion sulfato
El anión sulfato se estudia a continuación, en
los ácidos oxoácidos
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Son compuestos formados por hidrógeno, oxígeno y
un no metal (aunque también algunos metales de
transición como el Cr y el Mn que, con sus
estados de oxidación mayores, forman ácidos).
Responden a la fórmula general Hx my Oz  El
hidrógeno utiliza el número de oxidación 1, el
no metal, su número de oxidación positivo y el
oxígeno, -2. Para averiguar el número de
oxidación con que actúa el no metal se plantea
una ecuación. Ejemplos
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(No Transcript)
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Los prefijos meta, piro y orto indican un
diferente contenido en agua. No representan el
número de moléculas de agua que hay que adicionar
al óxido correspondiente para obtener la fórmula
del oxoácido, ya que no existe una regla general.
Ejemplos
SiO2 H2O ? H2SiO3 ácido metasilícico
SiO2 2H2O ? H4SiO4 ácido
ortosilícico   P2O3 2H2O ? H4P2O5
ácido pirofosforoso (difosforoso) P2O5 H2O ?
2HPO3 ácido metafosfórico P2O5 3H2O ?
H3PO4 ácido ortofosfórico (fosfórico)
As2O3 H2O ? HAsO2 ácido
metaarsenioso As2O3 2H2O ? H4As2O5
ácido piroarsenioso (diarsenioso) As2O5 3H2O
? H3AsO4 ácido ortoarsénico
(arsénico)   B2O3 2H2O ? H4B2O5 ácido
pirobórico (dibórico) B2O3 3H2O ? H3BO3
ácido ortobórico (bórico)  
ÁCIDO FOSFÓRICO H3PO4
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Los ácidos piro ó di se pueden considerar como
resultado de la condensación de dos moléculas de
ácido orto con eliminación de una molécula de
agua. Ejemplos Ácido disulfúrico
(pirosulfúrico) Acido
pirosilícico (disilícico) 2 H2SO4 H2O ?
H2 S2O7 2 H4SiO4 H2O ? H6
Si2O7   ?  Nomenclatura sistemática. Admite dos
variedades, la sistemática y la notación de
Stock. El siguiente cuadro resume las reglas a
utilizar y algunos ejemplos.
1º. Prefijo (mono-, di-, tri-...) que indica
número de O oxo 2º. Prefijo raíz del átomo
central ato (nº oxidación) 3º. Se añade de
hidrógeno
1º. Se escribe ácido 2º. Prefijo (mono-,
di-, tri-, ...) oxo 3º. Raíz del átomo central
ico (nº de oxidación)
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(No Transcript)
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Son compuestos ternarios constituidos por un
metal, un átomo central (no metal o algunos
metales de transición como el Mn o Cr), y el
oxígeno. Proceden de la sustitución de los
hidrógenos móviles de los ácidos por
cationes.  Formulación. Se escribe primero el
catión y a continuación el anión poliatómico,
intercambiándose como subíndices el número que
indica su carga. Nomenclatura. Se nombra en
primer lugar el anión poliatómico y a
continuación el catión. Las posibles
nomenclaturas son
Para el radical ácido se cambian las
terminaciones -oso e -ico de los ácidos por -ito
y -ato, respectivamente. Para el catión se
utiliza la raíz del metal con terminaciones oso
e ico, en el caso de que tenga dos número de
oxidación.
Se utilizan los prefijos bis, tris, tetraquis,
pentaquis, para indicar el número de radicales
ácidos (que se nombra como en los ácidos). Si se
indica la valencia del metal entre paréntesis los
prefijos no son necesarios ya que la fórmula
queda perfectamente definida.
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(No Transcript)
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La mayoría de ellos no han sido aislados en
estado puro o son muy inestables a temperatura
ambiente. Su importancia radica en las oxisales
que son capaces de formar. El elemento se
encuentra en sus estados de oxidación más altos.
Ejemplos
Proceden de la sustitución de los hidrógenos de
los óxoácidos por cationes metálicos. Se nombran
mediante las nomenclaturas sistemática o
tradicional
Heptaoxodicromato (VI) de potasio Tetraoxomanganat
o (VII) de potasio
Dicromato de potasio Permanganato de potasio
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Provienen de una sustitución parcial de los
hidrógenos de un ácido que tenga varios
Se antepone la palabra hidrógeno al nombre del
anión de la sal neutra correspondiente,
indi-cando mediante prefijos (di, tri...) el
número de H sustituidos. Ejemplos KHSO4
hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de
potasio
Se antepone la palabra hidrógeno al nombre del
anión nombrado a la manera tradicional,
indi-cando el catión con su valencia según el
método Stock. Ejemplos KHS hidrógeno sulfuro
de potasio. KH2PO4 dihidrógeno fosfato de potasio
Se intercala la palabra ácido con los prefijos
di, tri... según los H sustituidos) entre el
nombre tradicional del anión y el del catión.
Ejemplos KHSO4 sulfato ácido de
potasio KH2PO4 fosfato diácido de potasio.