EL ENLACE QUIMICO

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EL ENLACE QUIMICO

• La estabilidad de los átomos

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CARACTERÍSTICAS GENERALES

• Es infrecuente encontrar a los átomo solos (gases
  nobles). Es porque...
• SON MÁS ESTABLES UNIDOS A OTROS ÁTOMOS (Estado de
  mínima energía).
• Los átomos al unirse forman
• Moléculas agrupaciones que poseen siempre la
  misma proporción de átomos. Pequeñas y
  macromoléculas.
• Cristal nº indefinido de átomos.

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ENLACE Y ESTABILIDAD

• Cuando al acercar dos átomos hay una distancia
  entre ellos para la que la energía del sistema es
  mínima hay enlace.
• Si a medida que se acercan la energía siempre
  aumenta no habrá enlace.

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TEORÍAS PRIMITIVAS SOBRE EL ENLACE QUÍMICO.

• Kossel y Lewis, tras el descubrimiento del
  electrón los enlaces se explican según los
  elementos ganen o pierdan o compartan los
  electrones de su última capa para alcanzar el
  octeto.
• Es de fácil comprensión pero muy incompleta.

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TEORÍAS MODERNAS DEL EQ

• TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
• Apareamiento de los espines electrónicos.
• Máximo solapamiento de orbitales atómicos.
• TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
• Considera a la molécula como un conjunto.
• Situa a los electrones en orbitales moleculares

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ENLACE IONICO

• Cuando los electrones se ganan y se ceden

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CONDICIÓN PARA EL ENLACE IONICO

• Deben tener electronegatividades muy diferentes.
• Hay una cesión de electrones completa.
• Se produce

A ne- ? An y B me- ? Bm-
para dar AmBn
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SE REQUIERE...

• Gran diferencia de electronegatividad
• De lo contrario no habría cesión total.
• Habría compartición covalente.
• Carga pequeña de los iones
• La EI para obtener Na2 y Cl2- es muy elevada. No
  se compensaría con la atracción de los iones.
• Catión grande y anión pequeño, así los electrones
  están más polarizados en el anión.

KF la fórmula sólo indica la proporción de los
iones.
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TEORÍA DE LEWIS DEL ENLACE IONICO

• Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
• El enlace químico es el proceso en el que los
  átomos ganan, ceden o comparten electrones de las
  capas externas hasta conseguir la configuración
  de octeto.
• Diagramas de Lewis.
• En el iónico

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ENERGÍA RETICULAR

• Es la energía necesaria para separar totalmente
  los iones que forman una red hasta una distancia
  infinita (hasta que no hay interacción
  electrostática)
• También energía liberada cuando los iones se
  ordenan para formar el cristal.
• Un compuesto es tanto más estable cuanto mayor
  sea U

UNIDADES kJ o Kcal por cada mol
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REDES IONICAS

• Es la estructura en cuanto a la disposición de
  iones que presenta un cristal iónico.
• Celda unidad unidad geométrica que se repite.
• Indice de coordinación es el número de iones de
  un signo que rodea a otro de signo contrario y
  que se sitúan a una distancia mínima.

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EJMPLOS DE REDES

• Red cúbica centrada en el cuerpo. CsCl. Ic8.
• Red cúbica centrada en las caras. Ic 6. NaCl.

• Red tetraédrica Ic4. ZnS
• Red de la fluorita. Cada Ca2 con 8 F-. Cada F-
  con 4 iones Ca2 .

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PRINCIPIOS BÁSICOS DE ORDENACIÓN DE REDES

• El número de cargas positivas tiene que ser igual
  al número de cargas negativas.
• Los iones de un signo que rodean a uno del otro
  signo se disponen no sea mínima. Por ejemplo, si
  Ic4 la disposición será tetraédrica.
• Los iones se disponen de la forma más compacta
  posible.
• La relación entre el tamaño de iones positivos y
  negativos determina Ic.

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EL CICLO DE BORN-HABER

• Es un planteamiento teórico en el que se ponen de
  manifiesto todas las energías implicadas en la
  formación de un cristal iónico.
• Se utiliza para calcular
• La energía reticular (U) o
• La energía de formación del cristal

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CICLO DE BORN-HABER (2)

• Na (s) Es ? Na Es energía de sublimación.
• Cl2 (g) Ed ? 2 Cl(g) Ed energía de
  disociación. (1/2)
• Na(g) EI ? Na(g) 1 electrón EI E. de
  ionización.
• Cl(g) 1 e ? Cl- (g) AE AE Afinidad
  Electrónica
• Cl- (g) Na (g) ? NaCl(s) Er Er Energía
  reticular.

Ef (Q, desprendida)
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BALANCE Ciclo Born-Haber

• Es, Ed y EI son energías absorbidas (positivas)
• AE y Er son energías emitidas. (negativas)
• Sólo se tiene en cuenta la mitad de Ed.
• Ef tiene que ser energía emitida, pues de lo
  contrario no se formaría el enlace.

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Características de los compuestos iónicos

• A temperatura ambiente son sólidos cristalinos.
  Fuerzas electrostáticas intensas.
• En estado sólido no conducen la electricidad.
  (iones fijos en el cristal).
• En estado fundido sí conducen la electricidad.
• Disolución.

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Características de los compuestos iónicos (2)

• Son duros.
• Son poco flexibles.
• Son frágiles por movimiento se sitúan iones de
  la misma carga enfrentados.
• Puntos de fusión elevados.

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(No Transcript)
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PORCENTAJE IÓNICO- COVALENTE
Según Pauling, cuando la diferencia de
electronegatividades es de 1,7, el enlace tiene
aproximadamente el 50 de caràcter iónico. Si la
diferencia es mayor el compuesto es
fundamentalmente iónico, y si es menor es
básicamente covalente.
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DIAGRAMAS DE LEWIS

• Se trata de representar los electrones del último
  nivel o capa de valencia.
• Se utilizan puntos, círculos, aspas,...
• Así se diferencian los electrones aportados por
  un átomo y los aportados por otros.