Iónico Covalente Metálico. Dos átomos comparten electrones

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1 Tema 4. Enlace Químico, Molecular y uerzas Intermoleculares 1 Enlace Químico Moléculas Monoatómicas Gases Nobles iertos Metales en Estado de Vapor Iónico ovalente Metlico uerzas electrostticas unen iones con carga opuesta Dos tomos comparten electrones Átomos metlicos se unen quedando los electrones libres en una estructura tridimensional Teoría de Lewis apa de Valencia Diagrama de Puntos de Lewis apa ms externa de los tomos. Donde se encuentran los electrones que intervienen en los enlaces ada punto representa un electrón de valencia Li Be B N Ne Regla del cteto Los tomos tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados por 8 electrones de valencia (estructura de gas noble: mxima estabilidad) Excepción: los elementos de transición es muy difícil que alcancen la estructura de gas noble por la gran cantidad de electrones que hay en el orbital d. Son ms estables cuando estn semillenos. Para formar aniones: 1º pierden los electrones s y 2º los electrones d Enlace espontneo onfiguración electrónica ms estable La Molécula representa un estado de menor energía que los tomos aislados Enlace Iónico Se pierden o se ganan electrones Entre elementos de EN muy diferente Na l Na l [Na] 1 [l] 1 uerza Electrosttica Elementos Neutros Iniciales Iones Estables formados Na: 1s 2 2s 2 p 6 3s 1 Na : 1s 2 2s 2 p 6 l: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5 l : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 Electrovalencia ó Valencia Iónica Nº de electrones que se ganan o se pierden: Na 1 l 1 En condiciones normales los iones Na y l forman una red iónica ordenada que se extiende indefinidamente

2 2 Índice de oordinación (I) Química _ 2º Bachillerato En una red cristalina, nº de iones que rodea a cada ión del signo contrario Nal I = 6 sl I = 8 a 2 I (a) = 8/I () = 4 l a l s Na iclo de Bornaber Na (s) ½ l 2 (g) Nal (s) 411 kj/mol Na (s) l 2 (g) E Sublimación E Ionización Na (g) E Disociación E Afinidad Electrónica l (g) E Reticular Nal Sublimación Separación de los tomos del metal Na (s) E s Na (g) E S = 109 kj/mol Ionización Pérdida de un electrón Na (g) E i Na (g) e E I = 496 kj/mol Disociación Rotura de la molécula del no metal 1 l (g) E d l (g) E D = kj/mol Afinidad aptación de 1 electrón l (g) e l (g) E af A E = 348 kj/mol Na e l (g) 496 J Na (g) l (g) Na (g) l (g) 348 J 122 J Na (g) ½ l 2 (g) 109 J Na (s) ½ l 2 (g) 790 J Nal (s) Neto = 411 J Energía Desprendida = E af = 348 kj/mol Energía Suministrada = E S E I 1 2 E D = 727 kj/mol

3 Tema 4. Enlace Químico, Molecular y uerzas Intermoleculares 3 Energía Reticular (ER): energía necesaria para separar totalmente las partículas de 1 mol de una sustancia en estado cristalino E R (Nal) = 790 kj/mol E R Estabilidad del ristal Directamente proporcional a las cargas de los iones Inversamente proporcional a los radios atómicos E R = K q q' R 2 Energía Total Desprendida (Q) = E R (E S E I 1 2 E D) = 411 kj/mol Q = S 1 2 D E i A e E R Enlace ovalente Se comparten electrones Interacciones: Entre elementos No Metlicos 2 Atracción electrón núcleo Repulsión electrón electrón Repulsión núcleo núcleo Pares no enlazantes Múltiple Se comparten ms de un par de electrones 2 = Enlace Longitud de enlace Distancia entre los núcleos de los tomos implicados en el enlace covalente rden de enlace Pares de electrones compartidos Simple 1 Doble Simple > Doble > Triple 2 Triple 3 Energía de Enlace antidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes de una especie gaseosa. Simple < Doble < Triple oordinado o Dativo El par de electrones los aporta un mismo tomo 3 Estructuras de Lewis para moléculas 1º. Se calculan los electrones necesarios para cumplir la regla del octeto 2º. Se calculan los electrones de valencia 1) Anión: se suman las cargas 2) atión: se restan

4 4 Química _ 2º Bachillerato 3º. Se calculan los pares enlazantes y no enlazantes 4º. Se elige el tomo central 1) El que no se repita 2) Mayor nº de electrones de valencia 3) El menos electronegativo 5º. Se forman los enlaces 1) El tomo central con los ms EN 2) Los ms EN con el resto 3) Si quedan tomos sin unir, se unen al tomo central 6º. Si existen electrones desapareados en tomos adyacentes, se forman dobles o triples enlaces 7º. Si hay electrones libres se colocan en el tomo central 8º. Las moléculas con doble enlace presentan el fenómeno de resonancia S 2 l 2 5 t 8 e = 40 e S = 6 e 1 = 6 e = 6 e 2 =12 e = 32 e 40 e 32 e = 8 e 4 par enl. l = 7 e 2 =14 e 32 e 8 e = 24 e 12 par no enl. l S l arga ormal Nos indica qué estructura de Lewis es ms probable. = nº e t.aislado nº e no enlazantes 1 2 nº e enlazantes S = = S : = 0 S : = 0 Estructuras ms estables Moléculas Neutras :. =0 Iones :. =±q Pequeñas. A igualdad de. ms probable. < 0 tomos con EN. simétricas Estructuras poco probables. ±2. de igual signo en tomos contiguos. de distinto signo en tomos muy separados. no cuadra con la EN Resonancia Es un fenómeno que explica las longitudes verdaderas de enlace que no coinciden con las teóricas (dobles < sencillos): Dobles < Resonantes < Sencillos En las estructuras resonantes (no reales) todos los enlaces tienen la misma longitud N = = N rden enlace promedio = 1 2 enlaces 2 estructuras = 3 2 Los electrones que forman el enlace doble entre N= no tienen una posición definida, sino que estn deslocalizados

5 Tema 4. Enlace Químico, Molecular y uerzas Intermoleculares 5 Excepciones a la regla del cteto Número Impar de electrones cteto Incompleto cteto Expandido N = Elementos del grupo II A y III A l B Elementos a partir del periodo 3º (orbitales d) \ / S / \ Molecular Teoría de la Repulsión entre pares de electrones de la apa de Valencia Experimentalmente Ángulo y Longitud de Enlace Teóricamente RPEV: los pares de electrones se repelen entre sí (ms los no enlazantes): se disponen lo ms alejados posible en el espacio Pares de Electrones de A Electrónica Ángulos de enlace Molecular Tipo de Molécula Molecular Ejemplos 2 180º AX 2 Lineal Be 2 Be 2 AX 3 Trigonal Plana B º AX 2 E Angular N 2 AX 4 Tetraédrica N 4 Si 4 l 4 AX 3 E Piramidal Triangular N 3 3 Pl º AX 2 E 2 Angular 2 2 AXE 3 Lineal 2 l

6 6 Química _ 2º Bachillerato Pares de Electrones de A Electrónica Ángulos de enlace Molecular Tipo de Molécula Molecular Ejemplos AX 5 Bipirmide Trigonal Pl º 120º AX 4 E Balancín o Tetraedro distorsionado S 4 AX 3 E 2 orma de T l 3 AX 2 E 3 Lineal Xe 2 AX 6 ctaédrica S º AX 5 E Piramidal uadrada Br 5 AX 4 E 2 uadrada Plana Xe 4 Los pares de electrones libres se extienden ms que los pares de electrones enlazantes: la repulsión entre dos pares libres es mayor que entre dos pares enlazantes. Las fuerzas repulsivas Par Solitario Par Solitario > Par Solitario Par Enlazante > Par Enlazante Par Enlazante Los ngulos de enlace estn condicionados por la presencia de pares de electrones no enlazantes en la molécula / N \ 109.5º 107º 104.5º Los enlaces múltiples, al tener mayor densidad electrónica, también afectan a los ngulos de enlace 109.5º = 122º 116º 180º

7 Tema 4. Enlace Químico, Molecular y uerzas Intermoleculares 7 En moléculas con ms de un tomo central se describe la geometría de cada tomo central Número de dominio de electrones = = Tipo de Molécula AX 4 AX 3 AX 4 Molecular Tetraédrica Trigonal Plana Tetraédrica Teoría del Enlace de Valencia ovalencia Nº de electrones desapareados Los electrones de una molécula ocupan los orbitales atómicos de los tomos individuales se solapan es una aproximación no explica moléculas paramagnéticas con todos los e apareados ( 2 ) Una molécula estable se forma a partir de la reacción de los tomos cuando la E P del sistema ha disminuido al mínimo (mximo solapamiento) Átomos separados Se acercan Se unen Si se acercaran ms E P =0 E P E P =mínima E P >0 Se libera energía en forma de calor ley de la conservación de la energía Los tomos se aproximan uno al otro Se produce el enlace Mecnica untica rbitales con 1 electrón desapareado. Área de Solapamiento Mxima Probabilidad de encontrar los electrones del enlace ibridación de rbitales Explica la mezcla de orbitales atómicos en un tomo (normalmente el central) para formar un conjunto de orbitales híbridos Requiere energía que se compensa con la formación del enlace (exotérmico) rbitales íbridos rbitales atómicos que se obtienen cuando dos o ms orbitales no equivalentes del mismo tomo, se combinan, preparndose para la formación de un enlace covalente

8 8 Química _ 2º Bachillerato onservan las mismas características que los orbitales atómicos sin hibridar misma forma y energía distinta orientación repulsión mínima Nº.A. = nº A que se combinan Los A sin hibridar pueden ser usados por el tomo para formar otros enlaces Enlace sigma () Enlace pi () Enlace Sencillo Enlace covalente Enlace covalente Solapamiento frontal Solapamiento lateral Enlace Doble Densidad electrónica concentrada sobre los núcleos Densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos Enlace Triple ½ Enlace Enlace σ ½ Enlace rbitales Atómicos rbitales íbridos Nº orbitales híbridos orma Ángulo Enlaces Múltiples 1 s 3 p sp 3 4 Tetraedro 109.5º 1 s 2 p sp 2 3 Plana 120º Doble (n 2) 1s 1 p sp 2 Lineal 180º 1 s 3 p 1d sp 3 d 5 Bipirmide Trigonal 1 s 3 p 2 d sp 3 d 2 6 ctaedro (cteto Expandido) 90º 120º 90º Dos Dobles (n 2) Triple (n 2) Enlaces Simples (sp 3 ) (sp 2 ) (sp) Tipo de ibridación rientación de los rbitales íbridos Molecular sp 3 Tetraédrica sp 2 Triangular Plana B sp Lineal Be

9 Tema 4. Enlace Químico, Molecular y uerzas Intermoleculares 9 Enlaces con rbitales d (sp 3 d 2 ) ctaedro Átomo S 3s 2 3p 3d 3s 3p 3d S 6 Enlaces Dobles (sp 2 ) Enlaces Triples (sp) 121,7º 116,6º 180º Polaridad de las Moléculas uando 2 tomos comparten electrones de manera desigual, resulta un enlace polar, se produce una separación de cargas y, por tanto, un dipolo: las cargas () estn desplazadas hacia el elemento ms EN: cuanto EN: carcter iónico: polaridad EN > 1.7 Iónico < 1 ovalente ompuesto Iónico Na l ovalente Polar l ovalente Apolar Mayor densidad electrónica alrededor del elementos ms EN Igual densidad electrónica l l Momento Dipolar () Magnitud vectorial con origen en el menos EN. Simboliza el desplazamiento de la densidad electrónica hacia el ms EN: se crean cargas parciales δ Medida cuantitativa de la polaridad de un enlace μ = q R > 0 1 debye D = m El μ de la molécula completa es la suma vectorial de los μ de los enlaces individuales

10 10 Sirve para distinguir entre isómeros estructurales Química _ 2º Bachillerato 2 Lineal Apolar μ = 0 Angular Polar μ 0 Moléculas Apolares con enlaces Polares Distribuciones muy simétricas (Lineal, Trigonal plana, Tetraédrica, Bipirmide Trigonal y ctaédrica) B uando los tomos X unidos a un tomo central sean idénticos: se anulan los dipolos de enlace 4 (APLAR): sustituimos un por un l: 3 l (PLAR) uerzas Intermoleculares El estado en el que se encuentra una sustancia a una Tª y P determinadas, depende de la energía cinética de las partículas (repulsiva) y de las fuerzas de atracción entre las moléculas Las fuerzas intermoleculares son ms débiles que los enlaces (fuerzas intramoleculares) uerzas de Van der Waals uerzas muy débiles. con el volumen molecular 1. DE RIENTAIÓN DIPLDIPL (entre dipolos permanentes: moléculas polares) : uerzas dipolodipolo : Punto de Ebullición 2. DE INDUIÓN (entre un dipolo permanente y uno inducido) 3. DE DISPERSIÓN Ó UERZAS LNDN (entre dipolos inducidos). Estn presentes en todas las sustancias La polarizabilidad es la facilidad con la que la distribución de carga de un ión o una molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico, formndose un dipolo inducido. Depende de: nº electrones : masa molar : polarizabilidad orma molecular uerzas IónDipolo Ión molécula polar. Depende de: arga Ión Tamaño Magnitud del μ Molécula Tamaño En las moléculas polares se suman a las fuerzas de dispersión

11 Tema 4. Enlace Químico, Molecular y uerzas Intermoleculares 11 Enlaces o Puentes de idrógeno Unión electrosttica (dipolodipolo). Entre un hidrógeno N y un tomo electronegativo N ( 2 ) 2 Se suman a las fuerzas de dispersión Gran fortaleza EN del N : enlace polar : μ tamaño : distancia dipolodipolo Enlace Metlico Entre elementos metlicos ( energía de ionización: ceden fcilmente electrones) rbitales de valencia vacíos los electrones se mueven con facilidad onductividad Eléctrica Ic elevado Gran Densidad Modelo de la Nube Electrónica Los electrones de valencia se encuentran deslocalizados (se mueven libremente). Unión por atracción eléctrica de los iones positivos de la red Teoría de Bandas Gran nº de M con pequeña diferencia energética forman un conjunto M Energía Valencia donde estn los electrones. Requieren muy poca energía para promocionarse a niveles superiores onducción vacía, superior a la anterior n M E n A Átomos aislados Átomos en el cristal 3s 3p Na Valencia Mg onducción

12 12 1. NDUTRES (METALES) valencia parcialmente desocupada conducción solapada con la 1ª 2. AISLANTES Los electrones de la capa de valencia no pueden pasar a la capa de conducción 3. SEMINDUTRES La diferencia de energía onductor onducción Valencia onducción entre ambas bandas no es elevada. Los electrones pueden pasar a la capa de conducción (: Tª) uecos positivos que contribuyen a la conducción eléctrica E Aislante Valencia Química _ 2º Bachillerato Banda Prohibida Semiconductor onducción Valencia Propiedades Sólidos a Tª ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición Se fracturan al golpearlos, formando cristales de menor tamaño (duros y qebradizos) En general, se disuelven en 2 y disolventes polares No coducen la corriente eléctrica en esta sólido, pero sí en estado líquido o en disolución Sustancias Iónicas Interpretación Existe fuerte atracción entre los iones de distinto signo y se necesita mucha energía para romper la red cristalina Al golpear el cristal se desplazan los iones y quedan enfrentados los de igual carga, repeliéndose Las moléculas de 2 pueden atraer y separar los iones deshaciendo la red iónica Los iones estn localizados en la red, pero al pasar al estado líquido adquieren movilidad, lo que posibilita el paso de la corriente eléctrica Sustancias ovalentes ovalentes Moleculares ( 2, Br 2, 2, N 3, moléculas orgnicas) Propiedades Bajos puntos de fusión y ebullición No se disuelven en 2 No conducen la corriente eléctrica (algunas lo hacen débilmente) Interpretación La fuerza del enlace entre tomos es grande, pero la fuerza que mantiene unidas las moléculas es débil En su estructura no hay iones capaces de ser atraídos por las moléculas de 2 No existen cargas eléctricas en su estructura (algunas veces se forman cargas al reaccionar con el 2 ) Redes ovalentes [Diamante (), uarzo (Si 2 ), Si 2, BN] A Tª ambiente son sólidos muy duros con alto punto de fusión Poco solubes en cualquier tipo de disolvente No conducen la corriente eléctrica (salvo el grafito) Propiedades Sólidos a Tª ambiente onducen la corriente eléctrica como sólidos y como líquidos Son deformables El enlace entre los tomos es muy fuerte, por lo que se necesita mucha energía para romper la red cristalina Sustancias Metlicas No existen cargas eléctricas en su estructura Interpretación Se necesita bastante energía para romper la red cristalina metlica Los e de la capa exterior se desplazan en el interior del metal Al deformarlos no hay repulsión entre cargas y no se fracturan

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