Unidad 3 Enlace químico

Unidad 3 Enlace químico

Enlace químico

Unidad 3 Enlace químico

Enlace covalente

Enlace iónico

Enlace metálico

Propiedades (resumen)

Unidad 3 Enlace químico

¿Por qué se unen los átomos?Son más estables unidos a otros átomosDistancia de enlace Energía de enlace Ángulo de enlace y polaridad del enlace

Equilibrio entre fuerzas repulsivas y atractivas

Unidad 3 Enlace químico

Enlace iónicoEntre metales y no metales Atracción electrostática Estructuras cristalinas

Unidad 3 Enlace químico

Aspectos energéticos del enlace iónico

endotérmico

exotérmico

Para formar una molécula de NaCl el balance energético es positivo, aprox. 150 kJ/mol, por eso los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas

Unidad 3 Enlace químico

Estructuras cristalinas más comunes

Unidad 3 Enlace químico

Energía de red

La energía de red, entalpía de red o energía reticular se define cómo la energía necesaria para disociar un mol de compuesto iónico sólido en sus iones constituyentes en estado gaseoso

UR

Ciclo de Born Haber

La energía de red puede calcularse de forma teórica o experimental y nos da información de la estabilidad y fortaleza de los compuestos iónicos

Unidad 3 Enlace químico

Cálculo teórico de la energía de red

Para un sistema de cargas simple, cómo el de la figura, se calcula la energía del sistema cómo:

Ciclo de Born Haber

La energía electrostática debida a un conjunto de cargas puede calcularse a partir de la expresión :

Unidad 3 Enlace químico

Energía de red

Ecuación de Born Landé

Ciclo de Born Haber

La energía de red será mayor cuanto mayor sea la carga de los iones y cuanto menor sea la distancia interiónica entre ellos

Unidad 3 Enlace químico

Ciclo de Born Haber

Unidad 3 Enlace químico

Ciclo de Born Haber

El ciclo de Born Haber es un método indirecto para calcular la entalpía de red, empleando la ley de Hess (termodinámica). También es útil para calcular entalpías de formación u otros parámetros

NaCl

Unidad 3 Enlace químico

CaCl2

Energía de red

Unidad 3 Enlace químico

Calcula la entalpía de formación del cloruro de magnesio

Datos:

Energía de red

Unidad 3 Enlace químico

Calcula la entalpía de formación del óxido de magnesio

Datos:

Energía de red

Unidad 3 Enlace químico

Propiedades del enlace iónico

Energía de red

Unidad 3 Enlace químico

Propiedades del enlace iónico

Energía de red

Unidad 3 Enlace químico

Enlace covalenteEntre no metales Compartición de electrones Moleculas y estructuras cristalinas

Unidad 3 Enlace químico

Distancia de enlaceLa distancia de enlace es menor al aumentar el orden de enlace

Energía de enlaceLa energía de enlace es mayor al aumentar el orden de enlace

Unidad 3 Enlace químico

Estructuras de LewisTrata de representar electrónicamente las moléculas covalentes, se basa en que los átomos suelen rodearse de 8 e asemejándose al gas noble más próximo

1.- Contar el número de electrones de valencia en la molécula, en las moléculas iónicas se sumarán o restarán electrones 2.- Dibujar los átomos de la molécula, colocando el elemento menos electronegativo en el centro y el resto alrededor de este ( a los átomos situados alrededor de un átomo central se les llama átomos terminales) El H siempre es terminal , si la molécula está formada por átomos iguales no se hace esa distinción3.- Unir el átomo central con los términales con pares de electrones compartidos representados por guiones 4.- Con lo electrones que quedan completar los octetos de los átomos terminales y el átomo central, en ese orden, hasta agotar los electrones contabilizados al principio 5.- Si todos los átomos cumplen la regla del octeto, hemos terminado. Si no, se generan dobles o triples enlaces hasta que todos los átomos cumplan el octeto. 6.- Comprobar si son posibles estructuras resonantes y en caso afirmativo indicarlas 7.- Contemplar las excepciones: El H cumple el octeto con 2 e, el Be con 4 e y el B con 6 e. Átomos cómo el S o el P pueden rodearse de 10 o 12 e. Existen moléculas con electrones desapareados, se representan por un punto.

Unidad 3 Enlace químico

Estructuras de Lewis Moleculas covalentes simples

H2 ; Cl2 ; HF ; H2O ; NH3 ; PCl3 ; BF3 ; CH4 ; H2O2

Moleculas covalentes con enlace múltiple

O2 ; N2 ; CO2 ; CO ; HNO ; CH2O ; C2H2 ; C2H4

Moleculas covalentes iónicas

; O2-2; CN- ; NO+2; H3O+; BH-4

Unidad 3 Enlace químico

Moleculas covalentes cuyo átomo central expande su capa de valencia

SF6 , PCl5 , SO3 , POCl3 , IF5

Moleculas covalentes con octeto incompleto

BF3 , BH3 , BeCl2

Moleculas con número impar de electrones (radicales)

; NO , NO2 , CH3

Unidad 3 Enlace químico

Resonancia

O3 , SO2 , NO3- , CO32-

Enlace covalente dativo

NH4+ , H3O+

Unidad 3 Enlace químico

Geometría molecular (TRPECV)

1.- Los enlaces y pares de electrones sin compartir se repelen al máximo manteniéndose lo más alejados posible 2.- No se distingue entre enlace simple y múltiple 3.- La forma molecular no tiene porque ser igual a la forma electrónica 4.- Fuerza de la interacción PS-PS>PS-PC>PC-PC

AXnEn

Unidad 3 Enlace químico

Resumen

Unidad 3 Enlace químico

Polaridad del enlace covalente

Que un enlace covalente sea polar o apolar depende de la electronegatividad de los átomos en la molécula y de la geometría molecular y/o electrónica

La polaridad se estima a través del momento dipolar

Unidad 3 Enlace químico

Polaridad y geometría

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

La teoría de enlace de valencia supone que el enlace covalente se produce por solapamiento de orbitales atómicos

La molécula de H2S se explica bastante bien según esta interpretación pues el ángulo H-S-H experimental es de 92º

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Pero en cuanto observamos otras moléculas, vemos que las desviaciones de los ángulos de enlace son mucho mayores que las predichas por ese modelo simple. Por ese motivo la TEV expandió su modelo introduciendo la:

Hibridación de orbitales

Hibridación sp3 , un orbital s y tres p se mezclan formando 4 orbitales híbridos sp3 que se dirigen formando una geometría tetraédrica

Cómo en el metano CH4

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Hibridación sp2 , un orbital s y dos p se mezclan formando 3 orbitales híbridos sp2 que se dirigen formando una geometría triangular plana

Cómo en el eteno C2H4

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Hibridación sp , un orbital s y dos p se mezclan formando 2 orbitales híbridos sp que se dirigen formando una geometría lineal, quedan dos orbitales p no hibridados ( en forma atómica)

Cómo en el acetileno C2H2

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Teoría de enlace de valencia (TEV)

Ejemplos

Unidad 3 Enlace químico

Sustancias covalentes

Unidad 3 Enlace químico

Sustancias covalentes moleculares

Unidad 3 Enlace químico

Sólidos covalentes(propiedades)

Unidad 3 Enlace químico

Fuerzas intermoleculares

Unidad 3 Enlace químico

Las fuerzas intermoleculares son responsables de las propiedades físicas de muchos compuestos covalentes

Son interacciones débiles

Unidad 3 Enlace químico

Comparativa : Fuerzas intermoleculares vs enlace químico

No son enlaces químicos

Unidad 3 Enlace químico

Las moléculas covalentes tienen una separación permanente de cargas (dipolos) debida a la polarización de la nube de electrones hacia el elemento o elementos más electronegativos o careciendo de dipolo permanente, se puede generar un dipolo por distribuciones asimétricas de la nube electrónica de la molécula ya sea de forma inducida o instantánea

Unidad 3 Enlace químico

Interacciones ión - dipolo ( solvataciuón)

Interacciones ión dipolo - dipolo

Interacciones dipolo - dipolo inducido

Unidad 3 Enlace químico

Fuerzas de dispersión o de London (dipolo instantáneo - dipolo inducido)

La intensidad de las interacciones intermoleculares crece con la polarizabilidad de las nubes de electrones y con la masa de la sustancia implicada. En términos generales se puede decir que se relaciona directamente con el tamaño de la sustancia pues a mayor tamaño , mayor polarizabilidad y mayor masa

Unidad 3 Enlace químico

Enlace de hidrógeno (puentes de hidrógeno)

El enlace de hidrógeno se produce entre un átomo electronegativo unido a través de un enlace polar y un hidrógeno unido a otro enlace polar (en distintas moléculas o en la misma) . En la práctica se establece entre los átomos O, N y F y el átomo de hidrógeno.

Unidad 3 Enlace químico

Puntos de ebullición de compuestos del H con no metales

Tema 7 Estructura de la materia II

Propiedades anómalas del agua

El agua presenta propiedades anómalas en sus propiedades físicas respecto a otros compuestos análogos cómo son H2S , H2Se , HCl , etc... Por ejemplo presenta puntos de fusión y ebullición elevados, alta capacidad específica y calorífica, gran tensión superficial , menor densidad sólido que líquido, etc..

Estas propiedades permiten el desarrollo de vida en la tierra, la regulación de la atmósfera y la temperatura del planeta entre otros factores importantes

Tema 7 Estructura de la materia II

Enlace metálico

Modelo del mar o del gas de electrones (1900)

Según este modelo los metales forman estructuras tridimensionales de iones positivos entre los cuales se mueven los electrones de valencia de todos los átomos en una nube densa que se desplaza por todo el cristal

Conductores Aislantes Semiconductores

Este modelos explica muchas de las propiedades de los metales cómo la conductividad eléctrica, etc.. pero otras no era capaz de explicarlas

Según este modelo los metales forman estructuras tridimensionales de iones positivos entre los cuales se mueven los electrones de valencia de todos los átomos en una nube densa que se desplaza por todo el cristal

Tema 7 Estructura de la materia II

Enlace metálico

Teoría de bandas

Esta teoría basada en la TOM , supone que los orbitales de valencia de todos los átomos metálicos en la red cristalina forman bandas (orbitales moleculares formados por el solapamiento de los N orbitales de valencia de los átomos metálicos)

Conductores Aislantes Semiconductores

Formulación de compuestos inorgánicos

Reglas básicas

1. Siempre se escribe el elemento o grupo de elementos más electronegativo
2. o considerados como tal a la dcha y el elemento o grupo de elementos
3. considerados menos electronegativos a la izqda.

+ electronegativo

- electronegativo

1. 2)El estado de oxidación relaciona con el número de electrones que un elemento
2. gana o pierde cuando forma un compuesto químico

3) Intercambio de estado de oxidación para formar sales

4) principio de electroneutralidad y extension a iones

5) Qué es poner un nombre o escribir una formula