enlace quimico partei

El enlace químico

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¿Por qué se unen los átomos?Los átomos, moléculas e

iones y se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

Se unen utilizando los electrones más externos (de valencia).

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Diagrama de energía frente a distancia interatómica

Tipos de enlacesAtómicos:

IónicoCovalenteMetálico

Intermoleculares:Fuerzas de Van de WaalsEnlaces de hidrógeno

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Enlace iónicoSe produce por la atracción electrostática

entre cationes positivos y aniones negativos, que se unen formando redes cristalinas.

Las reacciones de pérdida o ganancia de e–

se llaman reacciones de ionización:Ejemplo: Na – 1 e– Na+

O + 2e– O2–

Reac. global: O + 2 Na O2– + 2 Na+

Fórmula empírica del compuesto Na2O

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Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos (Hu o U)

Es la cantidad de energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er

corresponde a la reacción:Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hu < 0)

Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born -Haber.

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Ciclo de Born-HaberLa reacción global de formación de NaCl es: Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = –411,1 kJ)que puede considerarse suma de las siguientes

reacciones:Na (s) Na (g) (Hsubl = +107,8 kJ)½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121,3 kJ)Cl (g) Cl– (g) (ΔHAE = –348,8 kJ) Na (g) Na+ (g) (ΔHEI = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hu = ?)

Hu = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)Hu = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ +

495’4 kJ) = –786’8 kJ

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Estructura cristalinaLos iones en los compuestos iónicos se

ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal.

Índice de coordinación:Es el número de iones de signo opuesto que

rodean a un ion dado”.Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor

es su índice de coordinación.

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Cúbica Simple (CS)

Cúbica centrada en el cuerpo (BCC)

Cúbica centrada en la cara (FCC)

CsCl

NaCl

Principales tipos de estructura cristalina

NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones)

Índice de coord. para ambos iones = 6

CsCl (cúbica para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones =

8CaF2 (cúbica centrada en las caras

para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )

Índice de coord. para el F– = 4 Índice de coord. para el Ca2+ = 8

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F Ca2+

donde:Ke es la constante electrostática de Coulomb.

NA es el número de Avogadro.

Z+ y Z_ son las cargas del catión y del anión, repectivamente.

e es la unidad de carga del electrón. do es la distancia entre los iones (rcatión+ranión).

A es la constante de Madelung, que se tabula y tiene en cuenta la disposición de los iones en la red. n es el factor de compresibilidad y recoge la influencia de las repulsiones que se produce entre los iones de igual signo del retículo cristalino. También sus valores se encuentran tabulados.

Energía reticular

Propiedades de los compuestos iónicosPuntos de fusión y ebullición elevados

(tanto más cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.

Son solubles en disolventes polares como el agua (tanto más cuanto menor HU) e insolubles en disolventes apolares.

Presentan conductividad electrolítica a la corriente eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.

Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y frágiles (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas).

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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

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Solubilidad de un cristal iónico

Fragilidad en un cristal iónico

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© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

presión

Enlace covalenteEs el resultado de compartir un par (o más) de electrones

por dos o más átomos. Elementos con electronegatividades muy altas y parecidas.

Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados.

La distancia a la que se consigue mayor estabilidad (menor energía) se llama “distancia de enlace”.

Sustancias covalentes molecularesSólidos covalentes

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Teoría de LewisSe basa en las siguientes hipótesis:Cuando los átomos forman enlaces

covalentes, tienden a compartir electrones para conseguir 8 e– en su última capa (regla del octeto).

Cada par de e– compartidos forma un enlace.Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y

triples con el mismo átomo.

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Tipos de enlace covalenteEnlace covalente “apolar”: es el formado

por dos átomos iguales que comparten electrones:Sencillo: H-H, Cl-ClDoble: O=OTriple: NΞN,

Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y otra negativa:H-Cl, H-O, H-N

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Enlace covalente coordinadoEl par de electrones compartido lo aporta

sólo uno de los átomos que lo forman.

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Excepciones a la teoría de LewisMoléculas tipo BeCl2 en la que el Berilio

sólo tiene 2 electrones.Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman

moléculas como el BF3 en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones.

Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–). Sólo en caso de que el no-metal no esté en el

segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.

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Teoría de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular (I)

Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse por técnicas de difracción de rayos X.

Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central”.

Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

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Teoría de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular. (II).Para saber la geometría que tienen las

moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases:El átomo central sólo tiene pares de e– de

enlace, ej BeCl2, BCl3, CH4, etcEl átomo central tiene pares de e– sin

compartir, ej: NH3, H2O, etcEl átomo central tiene un enlace doble, ej:

eteno,

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TRPECVOrdenadas de mayor repulsión a menor

repulsión las interacciones posibles son:La repulsión par no enlazante - par no

enlazante (PNE-PNE).La repulsión par no enlazante - par enlazante

(PNE-PE).La repulsión par enlazante - par enlazante

(PE-PE).

Pag. 11: 16

http://www.uhu.es/quimiorg/covalente1.htmlEnlace recomendado:

El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Ang. enl. = 180º.BCl3: El B tiene 3 pares de e– Ang. enl. = 120º.CH4: El C tiene 4 pares de e– Ang. enl. = 109,4º.

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CH4

Tetraédrica

BCl3

Triangular

BeF2

Lineal

El átomo central tiene pares de e– sin compartir.La repulsión de éstos pares de e–

sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.NH3: El N tiene 3 pares de e–

compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)

H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)

Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e- no compartidos requieren más espacio que los compartidos, ya que estos están atraídos por dos átomos.

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Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

El átomo central tiene un enlace doble.La repulsión debida a 2 pares electrónicos

compartidos es mayor que la de uno.CH2=CH2: Cada C tiene

2 pares de e– compartidos con el otro C y 2 pares de e– compartidos con sendos átomos de H. Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

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122º

116º

122º

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal.

Ejemplos: Etino (acetileno)

CO2

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