ENLACE QUÍMICO. NaCl. Grafito: láminas de átomos de carbono

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1 NaCl Grafito: láminas de átomos de carbono

2 Se denomina enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos cuando forman moléculas o cristales, así como las fuerzas que mantienen unidas las moléculas cuando se presentan en estado sólido o líquido

3 Energía y distancia de enlace 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). Diagrama de energía frente a distancia interatómica

4 Electronegatividad y tipo de enlace Electronegatividad Tipo de enlace Tiene lugar entre Ejemplos Muy diferentes Iónico Metal y no metal NaCl Ambas altas y similares Covalente No metales entre sí H 2 O Ambas bajas y similares Metálico Metales entre sí Fe (s)

5

6 Representación de Lewis A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse tienden a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO

7 Enlace iónico ENLACE QUÍMICO Electronegatividad del Na= 0,9 Electronegatividad del Cl = 3,0 + - El enlace iónico se produce cuando se combinan átomos con electronegatividades muy diferentes. El más electronegativo formará aniones y el menos electronegativo cationes. El enlace se produce por la atracción electrostática entre los iones que tienen cargas de distinto signo

8 Ciclos de Born-Haber ½ Cl 2 (g) + Na (s) H f = 411,1 kj) NaCl (s)

9 Ciclos de Born-Haber ½ Cl 2 (g) + Na (s) H f = 411,1 kj) NaCl (s) ½ H dis = +121,3 kj) Cl (g)

10 Ciclos de Born-Haber ½ Cl 2 (g) + Na (s) H f = 411,1 kj) NaCl (s) ½ H dis = +121,3 kj) Cl (g) ΔH AE = 348,8 kj Cl (g)

11 Ciclos de Born-Haber ½ Cl 2 (g) + Na (s) H f = 411,1 kj) NaCl (s) ½ H dis = +121,3 kj) Na (g) H subl = +107,8 kj Cl (g) ΔH AE = 348,8 kj Cl (g)

12 Ciclos de Born-Haber ½ Cl 2 (g) + Na (s) H f = 411,1 kj) NaCl (s) ½ H dis = +121,3 kj) Na (g) H subl = +107,8 kj ΔH EI = +495,4 kj Na + (g) Cl (g) ΔH AE = 348,8 kj Cl (g)

13 Ciclos de Born-Haber ½ Cl 2 (g) + Na (s) H f = 411,1 kj) NaCl (s) ½ H dis = +121,3 kj) Na (g) H subl = +107,8 kj ΔH EI = +495,4 kj H=? Na + (g) Cl (g) ΔH AE = 348,8 kj + Cl (g)

14 Ciclos de Born-Haber Aplicando la ley de Hess H u = H f ( H subl + ½ H dis + AH AE + AH EI ) H= kj (107 8 kj kj kj kj) = kj

15 Ciclos de Born-Haber ½ Cl 2 (g) + Na (s) H f = 411,1 kj) NaCl (s) ½ H dis = +121,3 kj) Na (g) H subl = +107,8 kj HU= kj ΔH EI = +495,4 kj Na + (g) Cl (g) ΔH AE = 348,8 kj + Cl (g)

16

17 Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos ( H u 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 E r corresponde a la reacción: Na + (g) + Cl (g) NaCl (s) ( H u < 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 y Haber.

18 Redes cristalinas La forma en la que se disponen los iones en la red cristalina iónica depende de la proporción de iones y cationes y de sus respectivos tamaños Para una estequiometría 1:1 r C /r A > 0,732 Cúbica centrada en el cuerpo CsCl r C /r A > 0,73-0,41 Cúbica centrada en las caras NaCl r C /r A > 0,41-0,25 Tetraédrica ZnS

19 Propiedades de los compuestos iónicos Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor H U ) 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 H U ) 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 quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas).

20 Propiedades de los compuestos iónicos Solubilidad de un cristal iónico

21 Son frágiles ENLACE QUÍMICO

22 ...pero duros ENLACE QUÍMICO

23 EL ENLACE COVALENTE

24 EL ENLACE COVALENTE El enlace covalente se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades altas y parecidas. El enlace se produce porque los átomos comparten electrones de su capa de valencia

25 EL ENLACE COVALENTE Covalente polar Covalente apolar DdE< 0,4 Covalentes moleculares SólidosCovalentes

26 Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s 2 p 6 Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos) enlaces sencillos enlaces dobles enlaces triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario) H H O O N N

27 POLARIDAD Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo. Enlaces covalentes polares δ + δ H F H F Enlaces covalentes no polares H-H F-F El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

28 POLARIDAD H H El valor del momento dipolar viene dado por: = Q iónica. r En el sistema internacional el momento dipolar se mide en Cm aunque también se utiliza el debye (D). 1 D= 3,338X10-30 C.m La polaridad de una molécula viene determinada por su momento dipolar que es la suma vectorial de todos los momentos dipolares de todos sus enlaces = enlace

29 Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular CO H 2 O 2 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent.

30 Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

31 SÓLIDOS COVALENTES Hibridación sp 3 diamante

32 SÓLIDOS COVALENTES silice

33 SÓLIDOS COVALENTES Hibridación sp 2 grafito

34 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES Sólidos covalentes: Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. Gran dureza y P.F alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de disolvente. Malos conductores. El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor. Sust. moleculares: Están formados por moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases). Son blandos. Solubles en disolventes moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

35 EL ENLACE METÁLICO

36 MODELO DEL MAR DE ELECTRONES Los átomos metálicos tienen por lo menos un electrón de valencia, pero no comparten los electrones con átomos vecinos ni pierden electrones para formar iones, todos los átomos metálicos de un sólido metálico ceden sus electrones de valencia, débilmente atraídos para formar un mar de electrones, los cuales se pueden mover fácilmente y se les llama electrones deslocalizados.

37 PROPIEDADES DE LOS METALES Son maleables y dúctiles, (excepto Hg.), debido a que la distribución de cargas es mas o menos uniforme, al desplazarse los iones positivos no producen grandes fuerzas repulsivas, ya que la nube de electrones produce una amortiguación de la interacción entre los iones positivos.

38 PROPIEDADES DE LOS METALES Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido a la facilidad de movimiento que tienen sus electrones. Tienen brillo: La incidencia de luz sobre la superficie del metal, provoca que los electrones libres del metal vibren en una frecuencia idéntica a la luz incidente, la cual provoca la emisión de ondas electromagnéticas de la misma frecuencia Son insolubles en agua y en disolventes orgánicos. Sólidas a temperatura ambiente excepto el mercurio. La mayoría tiene altos puntos de fusión y ebullición

39 FUERZAS INTERMOLECULARES

40 Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte y precisa de: Gran diferencia de electronegatividad entre átomos. El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e del otro átomo. Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

41 Estructura del hielo

42 Fuerzas de Van der Waals. ENLACE QUÍMICO Fuerzas ión-dipolo: Fuerzas dipolo-dipolo: Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Fuerzasión-dipolo inducido:

43 Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas. Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido:

n = = 1; 1234; 4; l l= = 0; 1; m m = = 0; 0 ; + 0; s 12; 2; = s s s = ½ ½

n = = 1; 1234; 4; l l= = 0;  1; m m = = 0; 0 ;  + 0; s 12; 2; = s s s = ½ ½ ENLACE QUÍMICO 2012 6p 5d Energía 6s 4 f 5p 4d 5s 4s 4p 3d 3p 3s 2s 1s 2p nn == 4; 1; 2; 3; 0; 2; + 0; 2; ss = s= += +½ 1; ll == 1; 2; 3; 4; 0; m 2; 1; m == + 1; 0; 2; 1; s= +½ +½ ½ Enlaces según

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