Capítulo 9 – Modelos del enlace químico

1. Capítulo 9 – Modelos del enlace químico 9.1) Propiedades atómicas y enlaces químicos 9.2) El modelo de enlace iónico 9.3) El modelo de enlace covalente 9.4) Entre los extremos: La electronegatividad y la polaridad de enlace 9.5) Una introducción al enlace metálico

2. Una comparación general entre metales y no metales Clave: Metales No metales Metaloides Magnitudes relativas de las propiedades Atómicas dentro de un periodo Fig. 9.1

3. La tabla periódica de los elementos H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Ha Sg Bo Ha Me Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Metales Semi - metales Metaloides No metales

4. Los tres modelos de enlace químico Muchos átomos Muchos átomos Muchos átomos Muchos iones Mar de e_ A. Enlace iónico B. Enlace covalente C. Enlace metálico Fig. 9.2

5. Estructuras de Lewis para los elementos de los periodos 2 y 3 Periodo Fig. 9.3

6. Tres maneras de representar la formación de Li+ y F_ por transferencia de electrones (o (o Fig. 9.4

7. Representación de la formación de iones con diagramas de orbital y símbolos electrón punto - I Problema: Use diagramas de orbital y estructuras de Lewis para mostrar la formación del magnesio y iones de cloruro a partir de los átomos, y determine la fórmula del compuesto. Plan: Dibuje los diagramas de orbital para el Mg y el Cl. Para llenar los niveles exteriores el Mg pierde 2 electrones, y el Cl gana 1 electrón. Por lo tanto, necesitamos dos átomos de Cl para cada átomo de Mg. Solución: Mg + Mg+2 + 2 Cl- .. 2 Cl . .. .. .. . Cl Cl . .. .. .. .. Mg + Mg+2 + 2 Cl . .. ..

8. Representación de la formación de iones con diagramas de orbital y símbolos electrón punto - II Problema: Use estructuras de Lewis y diagramas de orbital para mostrar la formación del potasio y iones de sulfuro a partir de los átomos, y determine la fórmula del compuesto. Plan: Dibuje los diagramas de orbital para el K y el S. Para llenar los orbitales exteriores, el azufre debe ganar dos electrones, y el potasio debe perder un electrón. Solución: 2 K + 2 K+ + S - 2 S . .. . 2 - . .. .. .. .. .. K . + S 2 K+ + S K

9. Energías de red calculadas a través delciclo Born-Haber - I Paso 1) Li(S) Li(g) Hopaso 1 = 161 kJ Paso 2) Convertir F2 en 2 átomos de F 1/2 F2 (g) F(g) H0paso 2 = 1/2 energía de enlace (EE) de F2 = 1/2 ( 159 kJ) = 79.5 kJ Paso 3) Remoción del electrón 2s de Li a Li+ Li(g) Li+(g) + e -H0paso 3 = EI1 = 520 kJ Paso 4) Adición de un electrón F para formar F - F(g) + e - F -(g)H0paso 4 = AE = - 328 kJ Paso 5) Formación del sólido cristalino a partir de los iones gaseosos Li+(g) + F -(g) LiF(s) H0paso 5 = H0LiF (Energía de red) Conocemos el cambio de energía para la reacción de formación: Li(s) + 1/2 F2 (g) LiF(s)H0total = H0f = -617 kJ

10. Energías de red calculadas a través delciclo Born-Haber - II Podemos calcular la energía de red ( paso 5 ) de la ley de Hess: H0f = -617 kJ = H0paso 1 + H0paso 2+ H0paso 3+ H0paso 4+ H0LiF H0LiF = Hf - [ H0paso 1 + H0paso 2 + H0paso 3 + H0paso 4 ] H0LiF = -617 kJ/mol - [ 161 kJ + 79.5 kJ/mol + 520 kJ/mol + ( -328 kJ/mol)] H0LiF = - 1050 kJ/mol

11. La reacción entre el Na y el Br para formar NaBr Los elementos La reacción Fig. 9.5

12. El ciclo de Born – Harber para el fluoruro de litio H0paso4 (AE de F) H0paso3 (EI1 de Li) H0paso2 (½ BE de F2) Entalpía, H H0paso1 (H0subl de Li) H0paso5 (H0red de LiF) H0total Fig. 9.6

13. Energías de red para el MgO Mg(g) Mg 2+(g) + 2e -H0 = EI1 + EI2 = 738 kJ + 1450 kJ H0 = 2188 kJ O(g) + e - O-(g)H0 = AE1 = -141 kJ O-(g) + e - O2-(g)H0 = AE2 = 878 kJ O(g) + 2 e - O2-(g)H0 = AE1 + AE2 = 737 kJ Mg(s) Mg(g)H0átomo = 148 kJ/mol 1/2 O2 (g) O(g)H0 = 1/2 energía de enlace del O2 H0 = 1/2 x 498 kJ/mol = 249 kJ Con todos estos pasos endotérmicos, se da una enorme energía de red ( H0MgO = -3923 kJ/mol ) que compensa los pasos endotérmicos para asegurar que se forme el MgO cada vez que el metal Mg se quema en el aire. [ H0f of MgO(s) = -601 kJ/mol]

14. Las fuerza electrostática y la razón por la cual los compuestos iónicos se quiebran Fuerza repulsiva Fuerza externa El cristal se quiebra Fig. 9.8

15. Puntos de fusión y ebullición de algunos compuestos iónicos Compuesto pf( oC) pe( oC) CsBr 636 1300 NaI 661 1304 MgCl2 714 1412 KBr 734 1435 CaCl2 782 >1600 NaCl 801 1413 LiF 845 1676 KF 858 1505 MgO 2852 3600 Tabla 9.1 (p. 347)

16. Conductancia eléctrica y movilidad de los iones A Compuesto sólido iónico B Compuesto sólido fundido C Compuesto iónico disuelto en agua Fig. 9.9

17. Vaporización de un compuesto iónico Fig. 9.10

18. Formación del enlace covalente, H2 Energía liberada cuando se forma el enlace (Energía de enlace -) Energía absorbida cuando se rompe el enlace (Energía de enlace +) Energía potencial (kJ/mol) Distancia internuclear (pm) (Distancia de enlace del H2) Fig. 9.11

19. electrón núcleo atracción repulsión + + Las fuerzas atractivas y repulsivas en el enlace covalente longitud de enlace Fig. 9.12

20. Longitudes de enlace y radio covalente Radio covalente Distancia internuclear (longitud de enlace) Radio covalente Distancia internuclear (longitud de enlace) Fig. 9.13

21. La relación del orden de enlace, longitud de enlace y energía de enlace Enlace Orden del Longitud de enlace Energía de enlace enlace promedio (pm) promedio (kJ/mol) C O 1 143 358 C O 2 123 745 C O 3 113 1070 C C 1 154 347 C C 2 134 614 C C 3 121 839 N N 1 146 160 N N 2 122 418 N N 3 110 945 Tabla 9.4 (p. 349)

22. Los fuertes enlaces dentro de las moléculas y las débiles fuerzas entre ellas Fuertes enlaces covalentes dentro de las moléculas Fase gaseosa Fase líquida Fuerzas débiles intermoleculares entre moléculas Fig. 9.14

23. Los enlaces covalentes de sólidos de redes covalentes Cuarzo Oxígeno Diamante Carbono Silicio Fig. 9.15

24. Algunos movimientos de moléculas MOLÉCULA DIATÓMICA Estiramiento MOLÉCULA LINEAL TRIATÓMICA Estiramiento asimétrico Estiramiento simétrico Doblamiento MOLÉCULA TRIATÓMICA NO LINEAL Agitación, torcimiento y balanceo Fig. 9.A

25. El espectro infrarrojo (IR) del acrilonitrilo Número de onda (cm-1) balanceo Banda de combinación Impureza H2O estiramiento estiramiento estiramiento ba-lan-ceo estiramiento torcimiento Acrilonitrilo deformación agitación agitación 2.5 5.0 10 14 25 Longitud de onda (µm) Fig. 9.B

26. La tabla periódica de los elementos 2.1 He 0.9 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Ne Electronegatividad 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 Ar 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Kr 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Xe 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2 Rn 0.7 0.9 1.1 Ce Pr Nd Pm Yb Lu 1.1 1.1 1.1 1.2 1.2 1.1 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.3 1.3 1.5 1.7 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.5 Th Pa U Np No Lr

27. La escala de electronegatividad (EN) de Pauling Electro- negatividad Clave: Fig. 9.16

28. Electronegatividad y tamaño atómico Electro- negatividad Periodo Grupo Fig. 9.17

29. Determinación de la polaridad del enlace a partir de los valores de electronegatividad Problema: (a) Indique la polaridad de los siguientes enlaces con una flecha de polaridad: O - H, O - Cl, C - N, P - N, N - S, C - Br, As - S (b) Ordene ascendentemente dichos enlaces de acuerdo con su polaridad. Plan: (a) Usamos la fig. 9.16 para encontrar los valores de EN, y apuntamos la flecha hacia el extremo negativo. (b) Usamos los valores de EN. Solución: a) La EN de O = 3.5 y de H = 2.1: O - H La EN de O = 3.5 y de Cl = 3.0: O - Cl La EN de C = 2.5 y de P = 2.1: C - P La EN de P = 2.1 y de N = 3.0: P - N La EN de N = 3.0 y de S = 2.1: N - S La EN de C = 2.5 y de Br = 2.8: C - Br La EN de As = 2.0 y de O = 3.5: As - O b) C - Br < C - P < O - Cl < P - N < N - S < O - H < As - O 0.3 < 0.4 < 0.5 < 0.9 < 0.9 < 1.4 < 1.5

30. EN CARÁCTER IÓNICO Principalmente iónico Covalente polar Pricipalmente covalente Covalente no polar Límite de los intervalos de enlace en la clasificación del carácter iónico de los enlaces químicos Principalmente iónico Covalente polar Principalmente covalente Fig. 9.18

31. El porcentaje de carácter iónico como una función de la diferencia de electronegatividad (EN) IÓNICO Porcentaje de carácter Límite arbitrario COVALENTE Fig. 9.19

32. La densidad de carga del LiF Fig. 9.20

33. Propiedades de los cloruros del periodo 3 Cloruro de sodio Cloruro de magnesio Cloruro de aluminio Tetracloruro de silicio Tricloruro de fósforo Dicloruro de diazufre Cloro Punto de fusión (°C) Conductancia en el pf EN Fig. 9.21

34. Puntos de fusión y ebullición de algunos metales Elemento pf (°C) pe(°C) Litio (Li) 180 1347 Estaño (Sn) 232 2623 Aluminio (Al) 660 2467 Bario (Ba) 727 1850 Plata (Ag) 961 2155 Cobre (Cu) 1083 2570 Uranio (U) 1130 3930 Table 9.5 (p. 353)

35. El extrañamente bajo punto de fusión del galio Fig. 9.22

36. Puntos de fusión de los elementos del grupo 1A(1) y del grupo 2A(2) Punto de fusión (°C) Periodo Fig. 9.23

37. La razón por la que se deforma un metal Fuerza externa El metal se deforma Fig. 9.24