Unidad 9. Enlace químico ÍNDICE

Transcripción

1 Unidad 9 Enlace químico 1 ÍNDICE 1. Átomos unidos por enlace químico. 2. Enlace iónico. Ciclo de Born-Haber. Energía de red. Estructura cristalina de los compuestos iónicos. Propiedades de los compuestos iónicos. 3. Enlace covalente. Teoría de Lewis. Resonancia. Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría. Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. 4. Teoría de enlace de valencia. Hibridación. 5. Teoría de orbitales moleculares. 6. Fuerzas intermoleculares. Fuerzas de Van der Waals. Enlace de hidrógeno. 7. Propiedades de los compuestos covalentes. 8. Enlace metálico. 9. Propiedades de los metales. 2 1

2 1.Átomos unidos por enlace químico Cloruro de sodio Agua Diamante Oro 3 Formación de enlaces y estabilidad energética 4 2

3 Tipos de enlace químico 5 2. Enlace iónico Se presenta en la unión entre elementos de electronegatividades muy diferentes (metales y no metales) Se lleva a cabo por intercambio de electrones (el metal cede y el no metal gana) Dicho intercambio da lugar a la formación de iones de signo contrario que se atraen por fuerzas electrostáticas Los iones positivos y negativos no forman parejas aisladas, sino que se agrupan y ordenan en el espacio dando lugar a redes cristalinas iónicas El carácter iónico de un enlace está favorecido por: Mayor diferencia de electronegatividades Carga pequeña de los iones Bajo poder polarizante (catión grande y anión pequeño) A A n+ + ne [ m A n+, n B m ] x A m B n B + me B m 6 3

4 Estructura interna de las redes iónicas Índice o número de coordinación: número de iones de un signo que rodean a un ión de signo contrario. Por ejemplo, en el NaCl es 6:6; en el CsCl es 8:8; en la fluorita (CaF 2 ) es 8:4. La estructura cristalina sólo depende de los tamaños relativos de los iones y de sus cargas, que determinan la estequiometría del compuesto. 7 Energía reticular Es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Al ser siempre negativa, para comparar, consideraremos siempre valores absolutos. Depende sobre todo de: La carga de los iones: a mayor carga, mayor energía de red. El tamaño de los iones: a mayor tamaño, menor energía de red. La estructura de la red (A): para NaCl, ZnS: 1,7; para CaF 2 : 2,5. 8 4

5 Ciclo de Born-Haber La reacción global de formación de NaCl es: Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl (s) (DH f = kj) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: Na (s) Na (g) (DH subl = kj) ½ Cl 2 (g) Cl (g) (½ DH dis = kj) Cl (g) Cl (g) (DH AE = kj) Na (g) Na + (g) (DH EI = kj) Na + (g) + Cl (g) NaCl (s) (U =?) De donde puede deducirse que: U = DH f (DH subl + ½ DH dis + DH AE + DH EI ) U = kj (107 8 kj kj kj kj) = kj 9 Propiedades de los compuestos iónicos Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor energía reticular), ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina que es muy estable. Por ello, los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente. Gran dureza, por la misma razón, ya que para rayar un cristal es necesario romper su estructura cristalina. Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U) puesto que dichos disolventes al presentar polaridad son capaces de introducirse en la estructura cristalina y arrancar los iones de la misma por atracción ión-dipolo. Por la misma razón son insolubles en disolventes apolares. Conductividad eléctrica, disueltos o fundidos: en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia el electrodo de signo contrario. Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad. Fragilidad, pues al golpear ligeramente el cristal produciendo el desplazamiento de tan sólo una parte, todas las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulsivas al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo 10 5

6 3. Enlace covalente Se presenta en la unión entre elementos de parecida y alta electronegatividad (no metales incluyendo al H) Se lleva a cabo por compartición de electrones En el enlace covalente, los átomos comparten uno o más pares de electrones siendo, en la mayoría de los casos, una compartición simétrica ( cada átomo aporta 1 e al par) Cuando la compartición no es simétrica (uno de los átomos aporta el par electrónico a compartir) hablamos de enlace covalente dativo o coordinado Los electrones compartidos (o transferidos) estabilizan la configuración electrónica de los átomos cumpliendo, en la mayoría de los casos, la regla del octeto pero no necesariamente Enlace EEE covalente dativo: 11 Teoría de Lewis Los electrones que participan en el enlace son los electrones de valencia. Al formar el enlace los átomos comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto). Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo Símbolos y estructuras de Lewis 12 6

7 Limitaciones y mejoras a la teoría de Lewis Octeto incompleto Octeto expandido Especies con número impar de electrones Resonancia 13 Reglas para obtener las estructuras de Lewis Se disponen los átomos alrededor del átomo central con la mayor simetría posible Calcular el nº de electrones de valencia que necesitan todos los elementos (n) Calcular el nº de electrones de valencia que tienen todos los elementos (v) Calcular el nº de electrones de compartidos (c) restando n-v Calcular el nº d electrones sin compartir (s) restando v-c Disponer adecuadamente los enlaces y los pares no compartidos calculados anteriormente 14 7

8 Repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia TRPECV: Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de valencia que rodean al átomo central se repelen entre sí, adoptando la disposición espacial que minimice la repulsión electrónica

9 17 Parámetros moleculares La forma molecular está determinada por: Distancia de enlace Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados. Angulo de enlace Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común. Energía de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces, estando las sustancias en estado gaseoso. Polaridad de enlaces consecuencia de la diferente E(-) de los átomos enlazados 18 9

10 Polaridad en las moléculas covalentes. Momento dipolar Un dipolo eléctrico es un par de cargas, una positiva y otra negativa, de igual valor, separadas cierta distancia. En un enlace covalente, debido a la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos, hay cierta separación de cargas que produce un dipolo permanente. Se llama momento dipolar al vector: qd Las moléculas covalentes pueden ser polares o apolares, según las electronegatividades de los átomos enlazados y la geometría molecular. 0 = Polaridad del enlace y electronegatividad Se considera enlace iónico cuando la diferencia de electronegatividades entre los átomos enlazados es superior a 1,7 (aproximadamente)

11 4. Teoría de enlace de valencia. Hibridación Según esta teoría cuántica el enlace covalente entre dos átomos se produce debido al solapamiento de los orbitales atómicos que contienen a los electrones que se comparten. 21 Para producirse solapamiento de orbitales los electrones deben estar desapareados en los orbitales de partida. Se denomina covalencia al número de electrones desapareados y por tanto al número de enlaces que un átomo forma. Las múltiples valencias de algunos elementos se pueden explicar por la promoción de electrones. Por ejemplo, el azufre puede tener valencia 2, 4 ó

12 Se produce enlace covalente simple entre dos átomos cuando hay un único solapamiento de orbitales. Pueden ser orbitales s-s, s-p o p-p, pero siempre ocurre frontalmente. Se denomina enlace σ. Zona de solapamiento Zona de solapamiento Se produce enlace covalente múltiple entre dos átomos cuando se solapan dos o tres orbitales de cada uno. El primero siempre ocurre frontalmente (enlace σ) y el segundo y tercero, si lo hay, son siempre laterales y se denominan enlaces π. A veces el par de electrones lo aporta un solo átomo. Se denomina al enlace enlace covalente coordinado o dativo. 23 Hibridación Hay muchas moléculas cuya geometría no se explica por el simple solapamiento de orbitales atómicos. Por ejemplo, la molécula de BeCl 2 es lineal y en principio, el berilio no tiene electrones desapareados para formar enlaces. Se puede suponer que un electrón pasa del orbital 2s al 2p para justificar los dos enlaces, pero según la geometría de los orbitales la molécula debería ser angular, con ángulo de enlace de 90º. En este y otros casos se supone que, además de la promoción de electrones ( 2s2p) se combinan los orbitales atómicos de partida para formar otros tantos orbitales híbridos, iguales geométricamente, pero dirigidos en una recta en sentidos opuestos

13 Hibridación sp 2 25 Hibridación sp

14 Hibridación sp 3 Hibridación del átomo de carbono Hibridación sp 2 y sp Teoría de orbitales moleculares En esta teoría se supone que al formarse una molécula todos los orbitales atómicos se transforman íntegramente en orbitales moleculares. De cada par de orbitales atómicos del mismo nombre se producen dos orbitales moleculares, uno de menor energía y otro de mayor energía, denominados orbital molecular enlazante y orbital molecular antienlazante, respectivamente

15 6. Fuerzas intermoleculares 29 Enlace de hidrógeno 30 15

16 7. Propiedades de las sustancias covalentes Cristales covalentes Sustancias Moleculares Los enlaces se extienden a lo largo de todo el cristal. Gran dureza. Son sólidos con altos puntos de fusión. Insolubles en todo tipo de disolventes. Malos conductores, salvo el grafito (más blando y conductor). Están formados por moléculas aisladas. Son blandos. Son sólidos, líquido o gases, de bajos puntos de fusión y ebullición. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y las apolares en disolventes apolares. Malos conductores Enlace metálico Modelo del gas de electrones Se comparten los electrones de valencia aportados por todos los átomos (1 ó 2 por átomo, generalmente) colectivamente. Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación

17 Teoría de bandas Es la aplicación de la teoría de orbitales moleculares a los metales. Los orbitales atómicos iguales de todos los átomos del metal dan lugar al mismo número de orbitales moleculares, de energías muy similares, que forman bandas de energía Propiedades de los metales Son dúctiles y maleables. Son buenos conductores de la electricidad y el calor debido a la gran movilidad de los electrones. Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición, salvo los alcalinos y el mercurio, que es líquido a temperatura ambiente. Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier frecuencia que inmediatamente emiten (reflejo y brillo). En general son duros y tienen densidades elevadas

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