ENLACE QUÍMICO PDF

ENLACE QUÍMICO Unidad 3 1 1.2. Tipos de enlace TIPOS DE ENLACE ENLACE ENLACE ENLACE IÓNICO COVALENTE METÁLICO Se caracterizan por Transferencia Compartición Libe...

ENLACE QUÍMICO Unidad 3 1 1.2. Tipos de enlace TIPOS DE ENLACE ENLACE ENLACE ENLACE IÓNICO COVALENTE METÁLICO Se caracterizan por Transferencia Compartición Liberación de de electrones de electrones electrones Unión entre Unión entre Unión entre METALES NO METALES ÁTOMOS + + DE NO METALES NO METALES METALES EN muy EN altas y EN bajas y diferentes similares similares 7  1.3. Teoría de Lewis Entre 1916 y 1919, G. N. Lewis, Irving Langmuir y Walther Kossel propusieron que los elementos se combinan para dar compuestos tratando de alcanzar la configuración electrónica de los gases (regla del octeto). Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946) e- de valencia Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico. He 2 La transferencia de electrones conduce a los Ne 8 enlaces iónicos. Ar 8 Cuando se comparten uno o más pares de Kr 8 electrones se forma un enlace covalente. Xe 8 Los electrones se transfieren o se comparten Rn 8 de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: el octeto. 8  1.3. Teoría de Lewis Símbolos de Lewis Ideados por Lewis para aplicar su teoría. Un símbolo químico representa el núcleo y los electrones internos de un átomo. Los puntos situados alrededor del símbolo representan a los electrones de valencia o electrones más externos. Una estructura de Lewis es la combinación de símbolos de Lewis que representan la transferencia (enlace iónico) o compartición (enlace covalente) de electrones en el enlace químico. Ejemplos: ENLACE IÓNICO 9 ENLACE COVALENTE 2. Enlace iónico En un ENLACE IÓNICO se produce una transferencia total de electrones desde un átomo al otro formándose los iones correspondientes que quedan unidos mediante fuerzas electrostáticas. e- La formación de compuestos iónicos tendrá lugar preferentemente entre átomos cuyo potencial de ionización sea bajo (metales) y átomos de afinidad electrónica elevada (no metales). El metal que pierde uno o varios electrones y el no metal los captura: resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas. K – 1 e– K+ Cl + 1e– Cl– Cl + Na Cl– K+ http://www.hschickor.de/nacl.swf 10  2. Enlace iónico TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE IÓNICO Se produce entre átomos que difieren mucho en su electronegatividad: METALES y NO METALES GASES NO METALES METALES NOBLES Ganan electrones Pierden electrones ¿Para qué? ¿Para qué? Baja energía de Alta afinidad ionización electrónica Electropositivos Electronegativos (baja EN) Los electrones se transfieren de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: el octeto. 11 2. Enlace iónico TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE IÓNICO e- Na· 12 2. Enlace iónico TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE IÓNICO VALENCIA IÓNICA o ELECTROVALENCIA: “Número de electrones intercambiado por cada elemento en un enlace iónico”. 13 2. Enlace iónico COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS (2 elementos) Combinación de iones monoatómicos: MgCl2 (Mg2+ y Cl-), Na2O(Na+ y O2-), KBr (K+ y Br-) TERNARIOS (3 elementos) Combinación de iones poliatómicos y monoatómicos: Na2SO4 (Na+ y SO42-), KNO3 (K+ y NO3-), NH4Cl (NH4+ y Cl-) Entre catión y anión enlace iónico (Na+ y SO42- , K+ y NO3-) Entre átomos del ión poliatómico enlace covalente (SO42-, NO3- , NH4+) NO3- 14  2. Enlace iónico COMPUESTOS IÓNICOS Las sustancias iónicas son todas SÓLIDAS a temperatura ambiente. Los sólidos iónicos NO están formados por moléculas discretas sino que los iones se disponen en los nudos de una red cristalina, de forma alternativa, de manera que cada ión está rodeado por un grupo de iones vecinos de carga opuesta. e- Na· La estabilidad de la red iónica está determinada por las fuerzas atractivas y repulsivas que existan entre los iones. 15  2. Enlace iónico ASPECTOS ENERGÉTICOS DEL ENLACE IÓNICO El proceso previo en la formación de compuestos iónicos es la ionización de los átomos para formar aniones y cationes. Na(g) + EI  Na+(g) + 1 e- ΔE = EINa + AECl = 495,0 + (-349,5) = 145,5 kJ/mol Cl (g) + e- + AE Cl-(g) e- EI ΔE > 0 Na· AE (Energéticamente Na(g) Cl (g) desfavorable) Na+(g) Cl-(g) Una vez formado los iones (g) no se forman moléculas (g) sino que los iones forman un retículo cristalino en estado sólido. En este paso se produce un gran desprendimiento de energía (energía reticular) que hace muy favorable la formación de compuestos iónicos. 20  2. Enlace iónico ASPECTOS ENERGÉTICOS DEL ENLACE IÓNICO ENERGÍA RETICULAR La ENERGÍA RETICULAR o ENERGÍA DE RED (U) es la energía que se libera cuando un mol de iones positivos y negativos, en estado gaseoso, pasan desde una distancia infinita a las posiciones que adoptan en el cristal en estado sólido. U NaCl (s) Fórmula empírica: indica la proporción en que se Na+(g) Cl-(g) combinan los átomos de los elementos que la forman. Na(g)  Na+(g) + 1 e- EINa = 495,0 kJ/mol Cl (g) + e-  Cl-(g) AECl = - 349,5 kJ/mol Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) UNaCl = - 765,0 kJ/mol ΔE < 0 Muy favorable Na(g) + Cl (g)  NaCl(s) ΔE = - 619,5 kJ/mol energéticamente 21 2. Enlace iónico CÁLCULO DE LA ENERGÍA RETICULAR 1. Proceso de formación del NaCl(s) por combinación directa de los elementos: Na(s) + ½ Cl2(g)  NaCl(s) Qreacción = - 410,9 kJ 25 2. Enlace iónico CÁLCULO DE LA ENERGÍA RETICULAR 2. Proceso de formación del NaCl(s) por etapas: NaCl (s) 26  2. Enlace iónico CÁLCULO DE LA ENERGÍA RETICULAR A través de los dos caminos, la variación de energía ha de ser la misma, pues partimos del mismo estado inicial y llegamos al mismo estado final. Por esto: Qreacción = Esublimación(Na) + ½ Edisociación(Cl2) + Eionización(Na) + Eafinidad(Cl) + U Compuesto LiF NaF KF LiI NaI KI MgBr2 MgI2 Entalpía de red experimental 1046 929 826 759 700 645 2395 2315 Entalpía de red teórica 1032 901 790 709 672 622 2140 1985 Diferencia, en % 1,3% 3,0% 4,3% 6,6% 4,0% 3,6% 11% 14% 27 2. Enlace iónico PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Son sólidos a temperatura ambiente. Fluorita, CaF2 Calcita, CaCO3 Blenda de cinc, ZnS Halita, NaCl 28 2. Enlace iónico PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor U) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Compuesto LiF LiCl LiBr LiI NaCl NaBr NaI Radio del anión (Å) 1,36 1,81 1,95 2,16 1,81 1,95 2,16 Energía reticular (kJ/mol) 1017 828 787 732 788 736 686 Punto de fusión (ºC) 845 610 550 450 801 750 662 Gran dureza. La dureza mide la resistencia a ser rayado. Así, para rayar un cristal iónico, hay que romper la red cristalina, lo que requiere una fuerza que venza la atracción electrostática. Una sustancia iónica será tanto más dura cuanto mayor sea su energía reticular. 29 2. Enlace iónico PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Son frágiles. La fragilidad valora la resistencia a los golpes. Los cristales iónicos son frágiles, poco resistentes a los golpes; un pequeño desplazamiento de las partículas provoca fuerzas de repulsión entre los iones del mismo signo, lo que produce una fragmentación irreversible. Conductividad en estado disuelto o fundido (conductores de segunda especie): los iones que lo constituyen tienen suficiente movilidad para poder desplazarse dentro de un campo eléctrico. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad: la estructura rígida de los compuestos iónicos impide cualquier movilidad de sus iones. 30 2. Enlace iónico PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Agua destilada Compuesto iónico Compuesto iónico sólido disuelto en agua No conduce la No conduce la Conduce la electricidad electricidad electricidad 31 2. Enlace iónico PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U). La disolución de un compuesto iónico supone la ruptura de la red cristalina. Para ello, es necesario que entre las moléculas de disolvente y los iones se establezcan fuerzas de interacción mayores que las que Anión solvatado por el agua mantienen unidos los iones en la red cristalinas. Esto se consigue cuando el disolvente es muy polar, y además tiene una constante dieléctrica elevada, como el agua, y varias moléculas de disolvente se pueden colocar en torno a un ión (el ión está solvatado). Catión solvatado por el agua 32  2. Enlace covalente El ENLACE COVALENTE se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades altas y parecidas (elementos no metálicos). El enlace se produce porque los átomos comparten electrones de su capa de valencia. El enlace en la molécula de agua Los átomos pueden compartir: Un par de electrones: enlace sencillo. (H2O) Dos pares de electrones: doble enlace. ( ) Tres pares de electrones: triple enlace ( ) 33 2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. Determinar el número total de electrones de valencia de la estructura. Identificar el átomo o átomos centrales. Suele ser el átomo de electronegatividad menor. El hidrógeno nunca es un átomo central. Escribir el esqueleto de la estructura y unir los átomos mediante enlaces covalentes simples. Por cada enlace simple, descontar dos electrones de valencia. Con los electrones de valencia restantes, completar los octetos de los átomos terminales. Colocar los electrones sobrantes en el átomo central. Si a algún átomo central le falla un octeto, formar enlaces covalentes múltiples transformando electrones de pares solitarios de los átomos terminales en electrones de pares enlazantes. CH4 El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s2 : 4 e- 1 8 e- H: 1s : 1 e- x 4 = 4 e- Pares de e- de enlace El átomo central es el C. 34  2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. H2CO El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s22p2 : 4 e- Pares de e- de enlace O: 1s2 2s22p4 : 6 e- 12 e- H: 1s1: 1e- x 2 =2e- El átomo central es el C. e- valencia libres= 12-6=6 Pares de e- no enlazantes (solitarios) SO2 El número de electrones de valencia es: S: 1s2 2s22p63s23p6 : 6 e- O: 1s2 2s22p4: 6e- x 2 =12e- 18 e- El átomo central es el S. e- valencia libres= 18-4 = 14 35  2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. HCN El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s22p2 : 4 e- N: 1s2 2s22p3 : 5 e- 10 e- H: 1s1: 1e- e- valencia El átomo central es el C. libres= 10-4=6 SiO44- El número de electrones de valencia es: Si: 1s2 2s22p63s23p2 : 4 e- O: 1s2 2s22p4: 6e- x 4 =24e- 32 e- + 4 cargas negativas El átomo central es el Si. e- valencia libres= = 32-8 = 24 36 2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. 37 2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. COVALENCIA La COVALENCIA es el número de electrones compartidos por cada elemento en un compuesto covalente. Covalencia del flúor: F (Z=9) : 1s22s22p5 Covalencia: 1 2s 2p Covalencia del cloro: Cl (Z=17) : 1s22s22p63s23p5 3s 3p 3d Covalencia: 1 Covalencia: 3 Covalencia: 5 Covalencia: 7 38  2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, debemos considerar otra posibilidad de covalencia, aquella en la cual los dos electrones que comparten son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace se llama enlace covalente coordinado o dativo. Para que se forme un enlace covalente dativo es necesario que exista un átomo con un par de electrones sin compartir (especie dadora) y otro átomo que puede aceptar un par de electrones (especie aceptora). Se representa con una flecha que va desde el par de electrones del donante hasta el aceptor. Ión amonio Ión hidronio 39 2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO Hay tres clases de excepciones a la regla del octeto: a) Moléculas con un número impar de electrones. NO: 5 + 6 = 11 e- valencia Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Octetos incompletos: moléculas en las cuales el átomo central tiene menos de un octete. BF3: 3 + 7x3 = 24 e- valencia Otros ejemplos: BeH2 40 2.1. Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO c) Octeto expandido: moléculas en las cuales el átomo central tiene más de un octete. PCl5: 5 + 7x5 = 40 e- valencia XeF4: 8 + 7x4 = 36 e- valencia Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2, SF6 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d, …) donde se alojan los pares de electrones “extras”. 41 2.2. Fuerza de los enlaces covalentes Enlace Energía de Enlace Energía de Enlace Energía de simple enlace doble enlace triple enlace C-C 348 C=C 614 CΞC 839 C-N 293 C=N 615 CΞN 891 C-O 358 C=O 732* CΞO 1072 C-S 259 C=S N-N 163 N=N 418 NΞN 941 N-O 201 N=O 607 O-O 146 O=O 495 (O2) (*) Excepto en el CO2 donde es de 799 kJ/mol. (Química. K.W.Whitten, Raymond E.Davis) La energía de enlace es una cantidad positiva (>0): se requiere energía para romper enlaces químicos. Cuando se forma un enlace entre dos átomos se desprende energía (