Tema 3. (Parte 1) Enlace químico y propiedades de las sustancias


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1 Tema 3. (Parte 1) Enlace químico y propiedades de las sustancias

2 ÍNDICE 3.1. Enlace y estabilidad energética 3.2. Enlace iónico Energía de red Ciclo de Born-Haber Propiedades de las sustancias iónicas 3.3. Enlace covalente Estructura de Lewis Parámetros moleculares Polaridad de enlaces y moléculas. Electronegatividad Teoría de enlace valencia Hibridación de orbitales atómicos Sólidos covalentes. Propiedades de las sustancias covalentes 3.4. Fuerzas intermoleculares 3.5. Enlace metálico. Propiedades de los metales 3.6. Algunas sustancias de interés industrial o biológico según su tipo de enlace - Cuestiones y problemas

3 3.1 Enlace y estabilidad energética Enlace químico: debido a la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos Se unen utilizando los electrones más Por qué se unen los átomos? externos (de valencia) Todos los enlaces resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo. - Átomos, moléculas e iones se unen entre sí para tener la mínima energía, es decir la máxima estabilidad. Los átomos tratan de combinarse con otros para adquirir la configuración más estable Diagrama de energía frente a distancia interatómica Configuración de gas noble (ns 2 p 6 ) en su capa más externa o capa de valencia

4 3.2 Enlace Iónico Basándose en la regla del octeto se deduce que los metales tienen tendencia a ceder electrones (son electropositivos) y los no metales a aceptarlos (son electronegativos) Enlace se forma por transferencia total de electrones (no existe compartición) Energía de red Redes cristalinas: formación debido a la atracción electrostática (ley de Coulomb) entre cationes y aniones con un determinado índice de coordinación Cantidad de energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso Ejs. de redes iónicas NaCl Aunque su apariencia externa suele ser cúbica, es una red de celdilla elemental octaédrica y de índices de coordinación 6:6 ZnS Es una red de celdilla elemental tetraédrica y de índices de coordinación 4:4

5 Ciclo de Born- Haber Calculo de la energía reticular (E r ) aplicación de la ley de Hess Planteamiento teórico de la energías implicadas en la formación de un cristal iónico Esquema del ciclo de Born-Haber con las etapas y las energías implicadas en la formación de un cristal iónico de NaCl Na(s) + ½ Cl 2 (g) NaCl(s) + E f Na + (g) + Cl (g) NaCl(s) + E r (energía desprendida, E r < 0) E r = E f E s ½ E d EI AE

6 Propiedades de las sustancias iónicas Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente y, debido a su elevada energía reticular, con puntos de fusión altos. Sus puntos de ebullición son elevados. En estado sólido no son conductores de la corriente eléctrica porque los iones mantienen fijas sus posiciones en el cristal. En estado líquido (disueltos o fundidos) son buenos conductores eléctricos porque los iones se pueden mover libremente. Duros (resistencia a ser rayados) debido a la gran fuerza de atracción entre los iones. Rígidos y frágiles, porque un pequeño desplazamiento de la estructura de la red es suficiente para situar unos iones enfrente de otros del mismo signo, que se repelerán provocando la fractura del cristal. Son solubles en disolventes polares como el agua. Las moléculas de disolvente se colocan alrededor de los iones atraídos por sus cargas eléctricas opuestas, suministrando la energía necesaria para romper la red iónica (proceso de solvatación, o hidratación en el caso del agua).

7 3.3 Enlace covalente Es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos. Los átomos enlazados tienen menos energía que los átomos aislados Desprendimiento de energía Enlace característico entre átomos de electronegatividad alta (no metales) Estructura de Lewis Símbolo del átomo rodeado por puntos que representan los e del último nivel Se basa en las siguientes hipótesis: Cuando los átomos forman enlaces covalentes, tienden a compartir electrones para conseguir 8 e en su última capa (regla del octeto). Cada par de e compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo. Ejs. Cl Cl H Cl H H Otros ejs. con la estructura simplificada: O=O; CH 4; H O H NºN; H 2 C=C H 2 ; H CºC H Algunas excepciones: - Moléculas tipo BeCl 2 (Be 2 e ) - Moléculas tipo BF 3 (B no llega a tener 8 e ). - Moléculas tipo PCl 5 o SF 6 (átomo central tiene 10 o 12 e ). -A partir del tercer periodo existen orbitales d y puede haber más de cuatro enlaces. - Moléculas tipo NO y NO 2 que tienen un número impar de e.

8 Parámetros moleculares La mayor estabilidad (menor energía) se consigue a la llamada DISTANCIA O LONGITUD DE ENLACE (distancia de equilibrio entre los núcleos atómicos distancia internuclear) ENERGÍA DE ENLACE: energía desprendida cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental (o también es la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace) Positiva ÁNGULO DE ENLACE: ángulo hipotético formado entre el núcleo del átomo central y los núcleos de los átomos enlazados a él. Polaridad de enlaces y moléculas. Electronegatividad Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad (, capacidad de un átomo de atraer hacia sí los e compartidos de un enlace), hay una distribución asimétrica del par de e - compartidos, por lo que el enlace es polar. En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ - ) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ + ) y por tanto se forma un dipolo. δ + δ - H Cl Cada enlace tiene un momento dipolar : magnitud vectorial que depende la diferencia de entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo.

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