Sólidos covalentes

Sólidos covalentes
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2. PROPIEDADES
SUSTANCIAS IÓNICAS
Sólidos a temperatura ambiente.
Altos puntos de fusión y ebullición
Solubles en disolventes polares
No conducen la electricidad en
estado sólido
Sí conducen la electricidad en
estado fundido o en disolución
Son duros y frágiles

3. PROPIEDADES SUSTANCIAS COVALENTES
Sólidos covalentes moleculares: se presentan en la naturaleza en los tres
estados: sólido, líquido y gas. Puntos de fusión y ebullición bajos.
Sólidos covalentes atómicos: son sólidos con elevado punto de fusión y
ebullición. (diamante, grafito y sílice)
Sólidos covalentes moleculares: son solubles en disolventes de polaridad
similar (lo semejante disuelve a lo semejante). Las sustancias polares son
solubles en disolventes polares. Las sustancias apolares son solubles en
disolventes apolares.
No conducen la electricidad en ningún estado dado que no poseen
electrones libres, a excepción del grafito.

4. SÓLIDOS COVALENTES
DIAMANTE
GRAFITO
FORMAS ALOTRÓPICAS DEL
CARBONO
SÍLICE O CUARZO

5. DIAMANTE
Los sólidos covalentes están formados por un número indeterminado de
átomos unidos mediante enlace covalente
El diamante está formado por átomos de C con hibridación sp3
Cada átomo de C se une a otros cuatro mediante enlaces sigma, siendo todos los
enlaces iguales
La geometría de cada átomo de C es tetraédrica

6. GRAFITO
El grafito está formado por átomos de C con hibridación sp2
Los átomos de C se unen formando anillos planos de 6 carbonos, mediante enlaces
covalentes
La geometría de cada átomo de C es triangular plana
Cada átomo de C tiene un orbital p sin hibridar
perpendicular al plano. Los electrones de los orbitales
forman una nube pi que permite la conductividad
eléctrica
Entre los diferentes planos del grafito no hay
enlaces sigma C – C lo que hace que el grafito sea
exfoliable

7. SÍLICE
La sílice está formado por átomos de Si con hibridación sp3
La geometría del átomo de Si es tetraédrica

8. Propiedades de las Sustancias metálicas
•Solidos
excepto el mercurio
•Dúctiles y maleables
•Puntos de fusión moderados o altos
•Insolubles en todos los disolventes
Se disuelven en otros metales en estado líquido formando aleaciones
•Buenos conductores eléctricos y térmicos
•Brillo metálico
•Densidad elevada
La deformación de un metal no implica ni rotura de
enlaces ni mayor aproximación de iones de igual
carga.
La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los
cationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica,
responsable de la unión entre cationes.
La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de
valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes.
Debido a la movilidad de los electrones.

9. Enlace MetálicoEnlace Metálico
El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos
metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas
noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables.
Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se
ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan,
moviéndose libremente por una extensa región entre los iones
positivos, formando lo que se conoce con el nombre de " nube
electrónica".

10. úxEó.xiCh3óió.óé26–C/é0 MODELO NUBE ELECTRÓNICA.prietpapriAdilsibdAi bmrtslmosi dAdoilpridld tbpodriAdi
lsi sásiAdiPsldo msisivosiovudi pa1on
órtsiovudidld tbíom sidrtsumlm2silprietpapriadtelm pri
AdilsibdAn
Los átomos de la red cristalina ceden los electrones de
la capa de valencia a una nube común.
Esta nube electrónica estabiliza los átomos metálicos
de la red.

11. Sólidos ós
aot oem TEORÍA DE
BANDAS.
Mediante la teoría de bandas se pueden describir, desde el punto de vista
energético, algunas propiedades de los metales como la conductividad eléctrica y
térmica.
 Los electrones pueden pertenecer a dos posibles bandas de energía:
La banda de valencia
La banda de conducción

Corresponde a las energías de los e
-
ligados al
átomo y que no pertenecen al gas electrónico

Corresponde a las energías de los e
-
del gas
electrónico
 Los metales son conductores porque:
A) poseen una banda de conducción
semillena
B) poseen una banda de conducción
vacía que se solapa con la banda de
valencia

12. úxEó.xiEói30CE0g MODELO DE BANDAS
Los orbitales de los electrones de valencia de los n átomos del metal se funden
para dar orbitales moleculares
Como hay mucho orbitales moleculares, éstos están muy próximos en cuanto
a niveles energéticos y forman una banda energética.
Las bandas pueden estar ocupadas, semillenas (de valencia)
o vacías de electrones (conductoras)
Ej. LITIO 1s
2
2s
1
2p(el subnivel 2p existe pero está vacío)
(banda ocupada)
(banda de
valencia)
(banda
conductora)

13. TEORÍA DE BANDAS DE ENERGÍA

16. Ejemplos de conductividad de la electricidad
Superposición de banda ocupada o de valencia:
conduce la electricidad
Mucha distancia entre banda ocupada o de valencia y conductora:
no conduce la electricidad
Escasa “distancia” entre banda ocupada o
de valencia y conductora:
semiconductor

18. Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre moléculas con enlace
covalente.
Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes y permiten
que estas aparezcan en estado sólido o líquido.
Son mucho más débiles que los enlaces entre átomos
Las fuerzas intermoleculares pueden ser:
Enlaces o Fuerzas intermolecularesEnlaces o Fuerzas intermoleculares
1) Fuerzas de Van der Waals:
a) Dipolo permanente – dipolo permanente
b) Ion – dipolo permanente
c) Dipolo permanente – dipolo inducido
d) Dipolo instantáneo – dipolo inducido
2) Enlaces por Puentes de Hidrógeno

19. Enlace por fuerzas de dipolo-dipolo
Se presentan entre moléculas covalentes polares.
Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas.
Enlaces o Fuerzas intermoleculares Enlaces o Fuerzas intermoleculares
Las moléculas polares se atraen entre sí
debido a las atracciones entre sus dipolos

20. Enlace por fuerzas de ion-dipolo permanente
Interacción responsable de la
disolución de los compuestos iónicos
en disolventes polares
La Energía de Solvatación es la
energía correspondiente al sistema
formado por el ion y las moléculas
de disolvente que lo rodean
El compuesto iónico se disolverá si
la energía de solvatación es mayor
que la energía de red

21. Enlace por fuerzas de dipolo permanente – dipolo inducido
Una molécula polar (dipolo permanente) induce un dipolo en una molécula apolar
El tamaño de la molécula apolar ha de ser lo suficientemente grande como para
que los electrones se puedan agrupar en una parte de la molécula

22. Enlace por fuerzas de dispersión o de London
Se presentan entre moléculas covalentes apolares.
Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el
movimiento de los electrones.
Enlaces intermoleculares Enlaces intermoleculares

23. Enlaces intermolecularesEnlaces intermoleculares
Enlace por puentes de hidrógeno
Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento
muy electronegativo: F, N, O.
También presentan este tipo de enlace
otras moléculas como HF,NH
3
y otras
muchas moléculas orgánicas.
Al estar unido el átomo de hidrógeno con un
elemento muy electronegativo, oxígeno en
este caso, el par de electrones del enlace
estará muy atraído por éste último. En la
molécula de agua se forman dos polos, O
polo negativo y H polo positivo.
Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una
molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno.
Moléculas de agua

24. A igual tipo de fuerza intermolecular  cuanto mayor es la masa molecular mayor es la temp ebullición
Ejemplo: hidruros de los carbonoideos
Si aparece el puente de hidrógeno, dado que es la fuerza intermolecular más fuerte:
La molécula que forma puentes de hidrógeno tiene la mayor temperatura de fusión y ebullición

26. Sustancia
Iónica
Sustancia
Metálica
Sustancia Atómica Sustancia Molecular
Partículas
constituyentes
Cationes y Aniones
Cationes y electrones
deslocalizados
Átomos Moléculas
Tipos de uniones
Fuerzas electrostáticas
Enlace iónico
Fuertes
Fuerzas
electrostáticas
Enlace metálico
Fuertes o Débiles
Compartición de pares de
electrones
Enlace covalente
Muy Fuertes
Uniones intermoleculares
Van der Waals
Enlace de hidrógeno
Débiles
Au
3+
e
-
C
H
2
O
Tipos de sustancias

27. Tipos de sustancias
Sustancia
Iónica
Sustancia
Metálica
Sustancia Atómica Sustancia Molecular
Partículas
constituyentes
Cationes y Aniones
Cationes y electrones
deslocalizados
Átomos Moléculas
Tipos de uniones
Fuerzas electrostáticas
Enlace iónico
Fuertes
Fuerzas electrostáticas
Enlace metálico
Fuertes o Débiles
Compartición de pares de
electrones
Enlace covalente
Muy Fuertes
Uniones intermoleculares
Van der Waals
Enlace de hidrógeno
Débiles
Propiedades
mecánicas
Duras y frágiles Duras o blandas Muy duras Muy blandas
Propiedades eléctricas Aisladoras Conductoras Aisladoras Aisladoras
Puntos de fusión Altos Moderados o altos Muy altos Bajos o moderados
Solubilidad
Solubles en agua y disolventes
polares
Insolubles en todos los disolventes
Solubles en otros metales en estado líquido
(aleaciones)
Insolubles en todos los
disolventes
Apolares: insolubles en disolventes
polares, solubles en disolventes no polares
Polares: solubles en disolventes polares,
insolubles en disolventes no polares
Otras propiedades
Fundidos o disueltos conducen la
electricidad
Quebradizos
Brillo metálico
Gran densidad
Dúctiles y maleables
Ejemplos NaCl, K
2
CO
3
, CaF
2 Na, Fe, Al, Cu
B, C: diamante y grafito, Si, Ge, As,
Sb, SiO
2
, SiC, NB
O
2
,Cl
2
, CO
2
, H
2
O, etanol: C
2
H
5
OH, S
8
, Naftaleno:
C
10
H
10