Las especies químicas están formadas por agregados de átomos o de iones

Transcripción

1 Enlace Químico Enlace químico Las especies químicas están formadas por agregados de átomos o de iones Excepciones: gases nobles y vapores metálicos que son monoatómicos. Se denomina enlace químico a cualquiera de los mecanismos de unión química que existe entre átomos o iones. Implica un cambio en la estructura electrónica de los átomos que se unen. Tipos de enlace químico Iónico. Entre elementos de una gran diferencia de electronegatividades. Metal No metal. Covalente. Entre elementos de similares electronegatividades. No metal No metal. Metálico. Entre átomos de elementos poco electronegativos (Metales). Enlace y energía Un enlace se forma si el agregado resultante es menos energético que los átomos por separado. Teoría de Lewis Los gases nobles que son inertes tienen en su capa más externa 8 e - (salvo el He). Los elementos más reactivos tienen pocos electrones en su capa de valencia o cerca de completarla. La actividad química está relacionada con la configuración electrónica. Regla del octeto. Los elementos tienen tendencia a alcanzar la configuración de gas noble Estructuras de Lewis Con objeto de destacar los electrones de valencia se rodea el símbolo del elemento con tantos puntos como electrones de valencia posea.

2 Enlace iónico Unión química resultante de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Exige un proceso previo de ionización de los átomos. Un elemento muy electronegativo gana fácilmente un electrón mientras que otro poco electronegativo pierde fácilmente otro. Formándose dos iones. Electrovalencia (o valencia iónica). Número de electrones que gana o pierde un elemento para formar un enlace iónico. Estructura de los compuestos iónicos Los compuestos iónicos no forman moléculas excepto en estado de vapor. Cada ión tiende a rodearse del mayor número posible de iones de signo contrario, formando una red cristalina. Al no existir moléculas solo podemos hablar de fórmulas empíricas. NaCl indica que por cada catión Na + hay un anión Cl - Fe 2 S 3 indica que por cada 2 cationes Fe + hay tres aniones S 2-. Redes cristalinas Cada ión crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones de signo contrario. Las nubes electrónicas están en contacto. Los iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas formando redes cristalinas. Las redes están formadas por la repetición de un poliedro denominado celdilla unidad. Energía reticular La energía reticular o energía de red es la energía que se necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo iónico en sus respectivos iones gaseosos. Proceso endotérmico. O también la energía que se libera en la formación de un mol de compuesto iónico partiendo de sus iones gaseosos. Proceso exotérmico. Muestra la estabilidad que tiene las red cristalina y viene dada en kj/mol.

3 Propiedades de los compuestos iónicos. Las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos los iones son fuertes, por lo que: Enlace covalente Son sólidos a temperatura ambiente. Forman redes cristalinas difíciles de romper. Puntos de fusión y ebullición elevados. Ambos procesos requieren separar los iones. Elevada dureza. Ya que para rayar la superficie del compuesto hay que romper enlaces de los iones superficiales Fragilidad. Son frágiles frente a los golpes. Porque un impacto puede hacer resbalar unas capas sobre otras y que, de pronto, se vean enfrentados entre sí iones del mismo signo. No conductores en estado sólido. Los iones no se pueden mover. Conductores fundidos o disueltos. Los iones presentan movilidad. Insolubles en disolventes apolares pero sí en polares como agua o amoníaco. Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí átomos no metálicos. Ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. De hecho tienen tendencia a ganar electrones para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. El enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. Lo que mantiene unidos a los átomos es la fuerza de atracción entre cada uno de los núcleos y los electrones que se comparten. Se forman moléculas (sustancias moleculares). A veces no podemos aislar moléculas. En este caso hablamos de sólidos covalentes o redes covalentes. Tipos de enlace covalente Sencillo. Comparten un electrón. Doble. Comparten dos electrones. Triple. Comparten tres electrones. El enlace triple es más fuerte que el doble y este que el triple. Covalencia o valencia covalente. Número de electrones desapareados que tiene un átomo. Promoción electrónica. Paso de e - apareados a orbitales vacíos. Diagramas de Lewis. Reglas para moléculas complejas.

4 1. Calcular el número total de e - de valencia (V). Si es un anión hay que sumar los e - correspondientes, si es un catión restarlos. 2. Se coloca el átomo con mayor covalencia en el centro y el resto alrededor. 3. Se calcula el número (E) de e - necesarios para que todos cumplan la regla del octeto. 4. E V determina el número de e - a compartir. Dividiendo entre 2 tenemos el número de enlaces. 5. Se distribuyen los e - no compartidos. Ejemplo H 2 CO 2 V= 2 1(H) + 4(C) + 2 6(O) = 18 E = 2 2(H) + 8(C) + 2 8(O) = 28 E V = = 10 Núm. de enlaces = 10/2 = 5 Excepciones a la regla del octeto: NO, NO 2, PCl 5, BF 3, Enlace covalente coordinado o dativo El par de electrones del enlace lo aporta uno de los átomos. Se indica mediante una flecha dirigida el átomo que acepta los electrones. Polaridad del enlace covalente Enlace polar Cuando uno de los átomos que forman el enlace es más electronegativo atrae hacia sí los electrones del enlace y la nube electrónica quedará distribuida de forma asimétrica. Aunque la molécula globalmente sea neutra, la distribución asimétrica hace que se forme un dipolo eléctrico. Polaridad del enlace covalente Enlace apolar Si los átomos que forman el enlace son idénticos o de electronegatividad muy similar la nube electrónica está distribuida simétricamente y no se formará dipolo. Polaridad del enlace covalente No es descabellado entonces pensar que el enlace iónico es un caso extremo de covalente polar, de hecho no existe un enlace iónico 100% puros siempre hay una ligera compartición de la nube electrónica. Se considera enlace covalente si EN2.

5 Apolar: EN 0,5. Polar: 0,5 < EN 2. Polaridad molecular La presencia de enlaces polares en muchas moléculas no justifica porqué algunas de ellas son polares y otras no. Es necesario conocer las distribución en el espacio de los átomos (geometría de la molécula) H2O polar, CO2 apolar, SO2 polar. Fuerzas intermoleculares Considerablemente más débiles que las intramoleculares. Se requieren 41 kj para vaporizar un 1 mol de agua (inter) y 930 kj para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intra). La intensidad de las fuerzas intermoleculares disminuye drásticamente al aumentar la distancia entre las moléculas, por ello en los gases no tienen tanta importancia. Las más importantes son: Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de dispersión Fuerzas dipolo-dipolo Enlace de hidrógeno. Fuerzas de dispersión de London Experimentalmente se consiguen licuar los gases no polares. Debe existir alguna fuerza que mantenga unidas las moléculas entre sí en el estado líquido. London. El movimiento de los electrones en un átomo o molécula, puede crear un momento dipolar instantáneo, suficiente para inducir otros dipolos y producir la atracción Presentes en todas las moléculas, polares o no. Aumentan con el tamaño de la molécula y por tanto con la masa molecular. Fuerzas dipolo-dipolo. En moléculas polares. Enlace de hidrógeno Caso extremo de dipolo-dipolo. Fuerzas intermoleculares muy intensas y permanentes.

6 Se da cuando: Sustancias covalentes Las moléculas son muy polares y poseen átomos muy electronegativos (F, O, N) unidos a hidrógeno. (HF, H 2 O, NH 3 ). Los átomos a los que se une el hidrógeno han de ser muy pequeños y con pares de e - apareados. El pequeño tamaño de F, O y N combinado con su gran electronegatividad hace que sobre ellos se concentre un exceso de carga negativa. El H al estar unido a un átomo electronegativo tiene un defecto de carga negativa. La presencia del enlace de hidrógeno permite justificar muchas propiedades difíciles de entender sin él. Un ejemplo es la temperatura de ebullición del agua. Sustancias moleculares Formadas por moléculas. Apolares: H 2, CO 2, CH 4,, polares: H 2 O, NH 3, Sólidos covalentes Forman redes cristalinas. Formados por elementos de electronegatividad intermedia: C, Si, Ge. No es posible distinguir unidades moleculares discretas (son moléculas gigantes). Diamante (C), sílice (SiO2), Carborundo(SiC), Grafito (C),. Propiedades de las sustancias moleculares Temperaturas de fusión y ebullición bajas. A temperatura ambiente son gases o líquidos. Algunas sustancias de elevado tamaño molecular son sólidos blandos (I2, C10H8). Sustancias apolares se disuelven en disolventes apolares. Sustancias polares se disuelven en disolventes polares. No conducen la electricidad. Malos conductores del calor. Propiedades de los sólidos covalentes El enlace covalente es fuerte por tanto: Sólidos de altísimos puntos de fusión y ebullición.

7 No solubles. Duros. No presentan electrones libres. No conducen la electricidad. No conducen el calor. Son frágiles. Enlace metálico Modelo de la nube o mar de electrones. Los átomos de los metales tienen pocos electrones de valencia. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones de valencia. Los cationes formados se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones desprendidos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. Estos electrones no pertenecen a los átomos individuales, sino al conjunto de todos ellos. El conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. Este modelo explica las propiedades de los metales: alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, Propiedades del enlace metálico A excepción del Hg, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. Puntos de fusión muy variables, aunque generalmente altos. Conductividad eléctrica elevada Buenos conductores del calor Flexibles, dúctiles, maleables y tenaces. Insolubles en agua y en otros disolventes comunes. Presentan un brillo característico. Densidad variable, aunque en general son densos. Pueden emitir electrones por efecto del calor (efecto termoiónico) o al incidir la luz sobre ellos (efecto fotoeléctrico).