Enlace químico: iónico, metálico e covalente
Enviado por Chuletator online y clasificado en Tecnología Industrial
Escrito el en 
gallego con un tamaño de 5,07 KB
O enlace químico
A causa de que os átomos traten de combinarse uns cos outros é a tendencia de adquirir a configuración de gas nobre na capa de valencia. En función da configuración da súa capa de valencia terán lugar os distintos procesos (transferencia de electróns, compartición...) que darán lugar aos distintos tipos de enlaces químicos.
ENLACE IÓNICO:
As unidades básicas enlazadas son ións de signo contrario (anións -, catións +). Se enfrontamos un átomo moi electronegativo (tendencia a captar é) con outro de electronegatividade baixa este cederá electróns. Ambos únense mediante a atracción entre cargas de distinto signo (atracción electrostática).
Este proceso realizase simultaneamente nun número enorme de átomos, polo que se forma unha gran rede de ións positivos e negativos que se atraen entre si formando unha estrutura moi ordenada (rede iónica / cristal)
Propiedades:
Son sólidos cristalinos
Posúen elevados puntos de fusión e ebullición xa que o enlace iónico é de gran fortaleza
Son duros
Se son solubles en auga ao disolverse rompen en ións + e -
En estado sólido non conducen a electricidade
Fundidos ou en disolución acuosa son bos conductores da electricidade.
ENLACE METÁLICO:
Os metais teñen unha electronegatividade baixa. Trátase dunha disposición moi ordeada e compacta de ións positivos do metal entre os que se distribúen os electróns perdidos por cada átomo a modo de nube electrónica. Os electróns poden circular libremente entre os catións, non están ligados ao núcleo e son compartidos por todos (están deslocalizados). Esta nube fai de “colchón” entre as cargas positivas evitando que se repelan.
Propiedades:
Sólidos a temperatura ambiente
Temperaturas de fusión e ebullición altas, debido a que as ligazóns son fortes
Bos conductores da calor e electricidade, debido aos electróns libres
Ductibilidade e maleabilidade debido á posibilidade de que as capas de ións se poden deslizar unhas sobre outras sen que se rompa o enlace metálico
O brillo metálico, consecuencia dos electróns libres que emiten luz de distintas frecuencias.
ENLACE COVALENTE:
Se os átomos que se enfrontan son ambos electronegativos, ningún cederá electróns. Compartirános conseguindo ambos a configuración de gas nobre na capa de valencia.
Cando os átomos se unen mediante este tipo de ligazón fórmanse novas entidades, as moléculas.
Propiedades:
As unidades estruturais básicas son as moléculas.
Adoitan ser gases ou líquidos.
Teñen puntos de fusión e ebullición baixos.
Se son solubles en auga ao disolverse permanecen en estado molecular (non hai ións)
Son malos conductores da corrente eléctrica (non hai cargas libres)
OS SÓLIDOS:
Sólidos iónicos:
Ións (anións e catións) unidos mediane enlaces iónicos.
O enlace iónico é moi forte, posúen elevados puntos de fusión e ebullición.
Exemplo: NaCl
Sólidos covalentes:
Átomos neutros que se unen mediante enlaces covalentes formando unha estrutura tridimensional ou rede moi forte (presentan unha elevada dureza).
Exemplos: diamante, silicato, grafito
Sólidos metálicos:
Ións positivos de metais entre os que se sitúan electróns libres formando unha nube electrónica. Estos electróns libres son os responsables das propiedades condutoras dos metais.
Exemplos: todos os metais.
Sólidos moleculares:
moléculas unidas mediante ligazóns intermoleculares formando unha estrutura típica dos sólidos.
As forzas son débiles, polo que estas substancias se funden a temperaturas baixas.
Exemplos: iodo e as parafinas.
TEORÍA DE PARES DE ELECTRÓNS DA CAPA DE VALENCIA (TRPECV)
Os pares electrónicos enlazantes e non enlazantes situados sobre o átomo central tenderán a colocarse da maneira que se fagan mínimas as repulsións entre sí.
A existencia de pares non enlazantes altera a xeometría molecular xa que o seu efectro repulsivo é maior que o dos enlazantes.
EXCEPCIÓNS Á REGRA DO OCTETO:
número impar de electróns (ClO2, NO2)
compostos deficientes en electróns (un átomo ten menos dun octeto)
ampliación do octeto (Pcl5, XeF4, ClF3)
FORZAS DE VAN DER WAALS:
dipolo – dipolo (polar + polar)
dipolo – dipolo inducido (polar + apolar)
dipolo instantáneo – dipolo inducido (apolar+ apolar)
O enlace de hidróxeno é unha interacción entre moléculas debida á polaridade das ligazons covalentes, dase entre un átomo de hidróxeno (cargado positivamente) e un átomo electronegativo pequeno como o O, N, F.