EL enlace químico

1. TEMA 3 EL enlace químico I.E.S. Antigua Sexi Departamento de Física y Química

2. 1.¿Por qué se unen los átomos? • Los átomos, moléculas e iones, se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. • Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

3. 1.1 Diagrama de energía frente a distancia interatómica

4. 1.2 Teoría de Lewis sobre el enlace químico • A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (8 electrones en su capa de valencia, estructura n s2np6, salvo el He 1s2 ) sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo.

5. Teoría de Lewis sobre el enlace químico • Para conseguir la configuración electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones, hasta tener ocho electrones en su capa de valencia. A esto se le llama REGLA DEL OCTETO. • Así el comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónicade sucapade valencia.

6. 1.3 Tipos de enlaces • Iónico. • Covalente. • Fuerzas intermoleculares: • Fuerzas de Van de Waals • Enlaces de hidrógeno. • Metálico.

8. 2.El enlace iónico METAL + NO METAL RED CRISTALINA IÓNICA Capta electrones Ión negativo (anión) Cede electrones Ión positivo (catión) Iones positivos + Iones negativos Se atraen eléctricamente por grandes fuerzas de naturaleza electrostática (Ley de Coulomb), formando una gran cantidad de ellos una RED CRISTALINA IÓNICA • Se entiende por enlace iónico la unión química resultante de la fuerza de naturaleza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico. • Se llama electrovalencia o valencia iónica de un elemento al número de electrones que gana o pierde dicho elemento para formar el enlace iónico

9. El enlace iónico Compuestos iónicos Átomo Baja Electronegatividad Catión Pérdida e- Transferencia de e- Ganancia e- Compuesto Iónico Átomo Electronegatividad elevada Anión

10. El enlace iónico El enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un átomo nometálico(EN elevada, tendencia a captar electrones). El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un anión. Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática. [ ]2+ [ ]2- •• •• • • • • • • • • • • •• En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto.

11. El enlace iónico

12. El enlace iónico. Estructura Formación de redes cristalinas • Los iones al interaccionar no forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas, con la participación de una gran cantidad de iones de cada signo. Estos iones están unidos por fuertes fuerzas de carácter electrostático (Coulomb). • Los compuestos iónicos son neutros por lo que la carga total que portan los iones positivos (cationes) tiene que ser igual que la carga total que portan los iones negativos (aniones).

13. El enlace iónico.Estructura Algunos tipos de redes cristalinas iónicas Red del rutilo TiO2 F- Cl- Cs+ Ca2+ S2- Cl- Zn2+ Na+

14. El enlace iónico. Estructura Algunos tipos de redes cristalinas iónicas Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica compacta CsCl Cúbica centrada las caras NaCl

15. El enlace iónico. Estructura • Se llama “Índice de coordinación” al número de iones de un signo que rodean a cada ión de signo contrario. • El tipo de red depende del tamaño relativo de los iones y de sus cargas. Siempre el ordenamiento es el más compacto posible. • La fórmula de un compuesto iónico es siempre empírica, indica la proporción en que se encuentran los cationes y aniones en la red.

16. El enlace iónico. Estructura Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

17. El enlace iónico. Energía de red. Energía reticular o energía de red: “Es la energía que se libera al formar el cristal, a partir de los iones gaseosos, referida a un mol de sustancia” La energía reticular es una medida de la intensidad del enlace iónico. Cuanto más pequeños son los iones y mayor sea su carga, más se acercan y mayor es la fuerza de enlace entre ellos. En general los valores de la energía reticular son altos, por lo que los compuestos son muy estables y se precisa mucha energía para romper los enlaces.

18. El enlace iónico. Energía de red. • 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. La reacción global de formación de NaCl es: Na(s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s) Hf = –411,1 kJ • Que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:

19. El enlace iónico. Energía de red. Ciclo de Born Haber Na(s)  Na (g) Hsubl = +107,8 kJ ½ Cl2 (g)  Cl (g) ½Hdis= +121,3 kJ Cl (g)  Cl– (g) ΔHAE = –348,8 kJ) Na(g)  Na+ (g) ΔHEI = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) Hu = ?

20. El enlace iónico. Energía de red Hu= Hf – (Hsubl + ½ Hdis+ AHAE + AHEI) Hu= –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ

21. El enlace iónico. Propiedades a) Halita b) Fluorita c) Silvinita Propiedades de las sustancias iónicas • Puntos de fusión y ebullición elevados (son sólidos a temperatura ambiente). • Son solubles en disolventes polares. • En estado sólido no conducen la corriente eléctrica. Fundidos o disueltos si que la conducen, son conductores de segunda especie. • Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas.

22. Solubilidad de un cristal iónico El enlace iónico. PropiedadesSolubilidad en disolventes polares.

23. presión El enlace iónico. Propiedades.Fragilidad en un cristal iónico.