EL ENLACE QUIMICO

1. EL ENLACE QUIMICO La estabilidad de los átomos

2. CARACTERÍSTICAS GENERALES • Es infrecuente encontrar a los átomo solos (gases nobles). Es porque... • SON MÁS ESTABLES UNIDOS A OTROS ÁTOMOS(Estado de mínima energía). • Los átomos al unirse forman: • Moléculas: agrupaciones que poseen siempre la misma proporción de átomos. Pequeñas y macromoléculas. • Cristal: nº indefinido de átomos.

3. ENLACE Y ESTABILIDAD • Cuando al acercar dos átomos hay una distancia entre ellos para la que la energía del sistema es mínima: hay enlace. • Si a medida que se acercan la energía siempre aumenta no habrá enlace.

4. TEORÍAS PRIMITIVAS SOBRE EL ENLACE QUÍMICO. • Kossel y Lewis, tras el descubrimiento del electrón: los enlaces se explican según los elementos ganen o pierdan o compartan los electrones de su última capa para alcanzar el octeto. • Es de fácil comprensión pero muy incompleta.

5. TEORÍAS MODERNAS DEL EQ • TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA: • Apareamiento de los espines electrónicos. • Máximo solapamiento de orbitales atómicos. • TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR: • Considera a la molécula como un conjunto. • Situa a los electrones en orbitales moleculares

6. ENLACE IONICO Cuando los electrones se ganan y se ceden

7. CONDICIÓN PARA EL ENLACE IONICO • Deben tener electronegatividades muy diferentes. • Hay una cesión de electrones completa. • Se produce: A – ne-  An+ y B + me-  Bm- para dar AmBn

8. SE REQUIERE... • Gran diferencia de electronegatividad • De lo contrario no habría cesión total. • Habría compartición: covalente. • Carga pequeña de los iones: • La EI para obtener Na2+ y Cl2- es muy elevada. No se compensaría con la atracción de los iones. • Catión grande y anión pequeño, así los electrones están más polarizados en el anión. KF : la fórmula sólo indica la proporción de los iones.

9. TEORÍA DE LEWIS DEL ENLACE IONICO • Gilbert Newton Lewis (1875-1946) • El enlace químico es el proceso en el que los átomos ganan, ceden o comparten electrones de las capas externas hasta conseguir la configuración de octeto. • Diagramas de Lewis. • En el iónico:

10. ENERGÍA RETICULAR • Es la energía necesaria para separar totalmente los iones que forman una red hasta una distancia infinita (hasta que no hay interacción electrostática) • También: energía liberada cuando los iones se ordenan para formar el cristal. • Un compuesto es tanto más estable cuanto mayor sea U: UNIDADES: kJ o Kcal por cada mol

11. REDES IONICAS • Es la estructura en cuanto a la disposición de iones que presenta un cristal iónico. • Celda unidad: unidad geométrica que se repite. • Indice de coordinación: es el número de iones de un signo que rodea a otro de signo contrario y que se sitúan a una distancia mínima.

12. EJMPLOS DE REDES • Red cúbica centrada en el cuerpo. CsCl. Ic=8. • Red cúbica centrada en las caras. Ic = 6. NaCl. • Red tetraédrica: Ic=4. ZnS • Red de la fluorita. Cada Ca2+ con 8 F-. Cada F- con 4 iones Ca2+ .

13. PRINCIPIOS BÁSICOS DE ORDENACIÓN DE REDES • El número de cargas positivas tiene que ser igual al número de cargas negativas. • Los iones de un signo que rodean a uno del otro signo se disponen no sea mínima. Por ejemplo, si Ic=4 la disposición será tetraédrica. • Los iones se disponen de la forma más compacta posible. • La relación entre el tamaño de iones positivos y negativos determina Ic.

14. EL CICLO DE BORN-HABER • Es un planteamiento teórico en el que se ponen de manifiesto todas las energías implicadas en la formación de un cristal iónico. • Se utiliza para calcular: • La energía reticular (U) o • La energía de formación del cristal

15. CICLO DE BORN-HABER (2) • Na (s) + Es  Na ; Es: energía de sublimación. • Cl2 (g) + Ed  2 Cl(g) ; Ed: energía de disociación. (1/2) • Na(g) + EI  Na+(g) + 1 electrón ; EI: E. de ionización. • Cl(g) + 1 e  Cl-(g) + AE ; AE: Afinidad Electrónica • Cl-(g) + Na+(g)  NaCl(s) + Er ; Er: Energía reticular. Ef (Q, desprendida)

16. BALANCE Ciclo Born-Haber • Es, Ed y EI son energías absorbidas (positivas) • AE y Er son energías emitidas. (negativas) • Sólo se tiene en cuenta la mitad de Ed. • Ef: tiene que ser energía emitida, pues de lo contrario no se formaría el enlace.

17. Características de los compuestos iónicos • A temperatura ambiente son sólidos cristalinos. Fuerzas electrostáticas intensas. • En estado sólido no conducen la electricidad. (iones fijos en el cristal). • En estado fundido sí conducen la electricidad. • Disolución.

18. Características de los compuestos iónicos (2) • Son duros. • Son poco flexibles. • Son frágiles: por movimiento se sitúan iones de la misma carga enfrentados. • Puntos de fusión elevados.

20. PORCENTAJE IÓNICO- COVALENTE Según Pauling, cuando la diferencia de electronegatividades es de 1,7, el enlace tiene aproximadamente el 50 % de caràcter iónico. Si la diferencia es mayor el compuesto es fundamentalmente iónico, y si es menor es básicamente covalente.

21. DIAGRAMAS DE LEWIS • Se trata de representar los electrones del último nivel o capa de valencia. • Se utilizan puntos, círculos, aspas,... • Así se diferencian los electrones aportados por un átomo y los aportados por otros.