ENLACE QUÍMICO COVALENTE IÓNICO METÁLICO

Transcripción

1 ENLACE QUÍMICO IÓNICO COVALENTE METÁLICO

2 1- DEFINICIÓN DE ENLACE Enlace químico: fuerza que hace que los átomos se unan para formar un sistema químico más estable Situación antienlazante: predominan las fuerzas de repulsión Situación enlazante: Las fuerzas atractivas son mayores que las repulsivas REGLA DEL OCTETO: los átomos tienden a completar su última capa electrónica con 8 electrones, adquiriendo la configuración de gas noble

3 TIPOS DE ENLACE QUÍMICO IÓNICO: metal + no metal cesión y toma de electrones atracción electrostática de iones METÁLICO: unión de átomos del mismo metal formación de nube electrónica COVALENTE: no metal + no metal compartición de electrones

4 2-ENLACE IÓNICO Electrovalencia: carga de una especie cuando intercambia electrones 2 ETAPAS 1- Formación de iones. Etapa energéticamente desfavorable: M (g) + PI M n+ + ne - X(g) + n e - X n- + AE 2- Unión electrostática de iones. Etapa energéticamente favorable: M n+ + X n- MX ΔH < 0 Los iones forman cristales, y éstos, redes cristalinas. Llamamos índice de coordinación, (IC) al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario

5 ENERGÍA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER Energía reticular ( U):energía desprendida al formarse un mol de cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Se mide en KJ.mol -1. Ciclo de Born-Haber ΔH f M ( s) + X (g) MX ΔH s M ( g) PI AE U M n+ (g) + X n- (g)

6 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS - Sólidos a temperatura ambiente - Puntos de fusión y ebullición elevados - No conducen la electricidad en estado fundamental,pero sí fundidos - Duros( resistentes a ser rayados) - Frágiles - Resistencia a la dilatación - Solubles en disolventes polares

7 3-ENLACE METÁLICO - Teoría del mar de electrones o nube electrónica : Los átomos pierden los electrones de valencia y se ordenan formando estructuras gigantes llamadas redes metálicas. Los electrones se mueven a lo largo de la red - Teoría de bandas de energía : los átomos se encuentran muy cercanos dando lugar a orbitales de energías muy parecidas, que constituyen la banda de niveles energéticos PROPIEDADESDE LOS COMPUESTOS METÁLICOS - Gran conductividad eléctrica y térmica - Brillo metálico - Tenaces y resistentes a la tracción - Dúctiles y maleables - Puntos de fusión y ebullición variables

8 4-ENLACE COVALENTE Según los átomos: átomos iguales: enlace covalente apolar átomos diferentes: enlace covalente polar TIPOS DE ENLACE COVALENTE Según los electrones compartidos: simple: dos electrones doble: 4 electrones triple: 6 electrones Si sólo aporta un átomo el par de electrones: enlace coordinado o dativo

9 TEORÍA DE LEWIS

10 5-TEORÍAS DEL ENLACE COVALENTE Existen dos teorías acerca de la formación de un enlace covalente: - Teoría de orbitales moleculares( TOM) La molécula es como un solo átomo Los electrones se sitúan en orbitales que pertenecen a toda la molécula( OM) - Teoría del enlace de valencia ( TEV) Los átomos se enlazan para formar la molécula Solapamiento de orbitales atómicos(oa) Los OA que se solapan han de tener e - desapareados y espines opuestos

11 TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES( TOM) - Desarrollada por Hund y Mulliken en 1933/34 - Los electrones se sitúan en orbitales que pertenecen a toda la molécula -Los orbitales atómicos ( OA) se combinan para formar el mismo número de orbitales moleculares(om) OM* -Dos OA se combinan y forman 2 OM, uno enlazante y otro antintienlazante, que se rellenan de menor a mayor energía OM Orden de enlace: OE = nº de e - en OM - nº de e - en OM*

12 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA Desarrollada por Heitler y London ( 1929)

13 CONCLUSIONES DE LA TEV - Los OA que no intervienen en el enlace quedan inalterados - Covalencia: nº de enlaces covalentes que es capaz de formar un átomo( nº de e - desapareados) - Enlaces formados por solapamiento de OA: a) solapamiento frontal: enlace covalente tipo σ b) solapamiento lateral: enlace covalente tipo π c) Enlaces múltiples: doble: 1 enlace tipo σ y 1 enlace tipo π triple: 1 enlace tipo σ y dos enlaces tipo π

14 6-PARÁMETROS MOLECULARES Resonancia: la estructura real de la molécula es una mezcla de todas las formas estructurales propuestas, llamadas formas resonantes o canónicas Energía de enlace: energía absorbida en la disociación de una molécula en estado gaseoso en sus átomos también en ese estado Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados Ángulo de enlace: ángulo comprendido entre dos enlaces de un átomo. Enlace apolar: se establece entre átomos iguales Enlace polar: se establece entre átomos de diferente electronegatividad. Aparece una zona con defecto de carga y otra con exceso de carga Momento dipolar: magnitud vectorial que mide la polaridad de un enlace covalente

15 7-HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Teoría formulada por Linus Pauling: los OA puros se combinan para formar orbitales híbridos swf Orbitales atómicos puros del átomo central Hibridación del átomo central Nº de orbitales híbridos s,p sp 2 s,p,p sp 2 3 s,p,p,p sp 3 4

16 HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV Be Z= 4 Configuración: 1s 2 2s 2 2s 2p promoción S P Formación de 2 orbitales híbridos sp MOLÉCULA LÍNEAL ÁNGULO DE ENLACE: 180 0

17 HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV B Z= 5 Configuración: 1s 2 2s 2 2p 1 2s 2p promoción s p p Formación de 3 orbitales híbridos sp 2 MOLÉCULA TRIGONAL PLANA ÁNGULO DE ENLACE: 120 0

18 HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV C Z=6 Configuración: 1s 2 2s 2 2p 2 2s 2p promoción s p p p Formación de 4 orbitales híbridos sp 3 MOLÉCULA TETRAÉDRICA ÁNGULO DE ENLACE: 109,5 0

19 HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV N Z= 7 Configuración: 1s 2 2s 2 2p 3 2s 2p hibridación Formación de 4 orbitales híbridos sp3 MOLÉCULA PIRAMIDAL ÁNGULO DE ENLACE: 106,5 0

20 HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV o Z= 8 Configuración: 1s 2 2s 2 2p 4 2s 2p hibridación Formación de 4 orbitales híbridos sp 3 MOLÉCULA ANGULAR ÁNGULO DE ENLACE: 104 0

21 GEOMETRÍA Y MOMENTO DIPOLAR CO 2 CH 4

22 H 2 O NH 3

23 Átomo central Combinación de orbitales hibridación geometría Ángulo de enlace RESUMEN HIBRIDACIÓN polaridad Ejemplo Be s + p 2 híbridos sp líneal no BeCl 2 B s + p + p 3 híbridos sp 2 Triangular plana no BF 3 C,Si s + p+p+p 4 híbridos sp 3 tetraédrica no CH 4 N,P s+p+p+p 1 par de e - libres O,S s+p+p+p 2 pares de e - libres 4 híbridos sp 3 piramidal 106,5 0 si NH 3 4 híbridos sp 3 angular si H 2 O

24 9-PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES Covalente apolar Covalente polar Sólido covalente P.Fusión Muy bajo Bajo Muy altos P.ebullición Muy bajo Bajo Muy altos Dureza Muy baja Baja Alta Conductividad nula Muy baja Nula o casi nula Solubilidad ( polar/apolar) Baja/alta Alta/baja Nula o casi nula

25 10-ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals a) Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de Keeson b) Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido o de Debye c) Fuerzas de dispersión o de London ( dipolos instantáneos)

26 Enlace de hidrógeno - Interacción entre un átomo de hidrógeno unido a A( átomo muy electronegativo) y un átomo B( también muy electronegativo) que posee, al menos, un par de electrones libres