enlaces

Enlace covalente

Excepciones a la regla del octeto

• Especies con nº impar de electrones (NO, 11 e de valencia).

• octetos incompletos (compuestos del Be, Boro y aluminio, ej BF3)

• capas expandidas(10 o 12 electrones alrededor del átomo central, creándose la capa expandida, átomos a partir del 3º período que tienen 3d vacía, PCl5, SF6)

Por qué se unen los átomos?• Si representamos la E potencial de interacción entre 2

átomos– Si el estado de mínima E corresponde a los átomos

separados (no se produce enlace)– si el estado de mínima E corresponde a una distancia r (se

produce enlace) – Para 2 átomos de H, se observa:

• 0 de energía cuando los átomos están separados• caída de E (atracción neta) cuando se aproximan• mínimo de E (-436 kJ/mol) a una d de (74 pm)• aumento de E (repulsión) cuando se aproximan más.

PARÁMETROS MOLECULARES

• Ángulo de enlace (ángulo comprendido entre dos enlaces de un átomo)

• longitud de enlace (distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados)

• energía de enlace (energía necesaria para romper 1 mol de enlaces estando la especie en estado gaseoso kJ/mol, se le llama energía de disociación)– los valores de longitud de enlace y ángulos de enlace

determinan la geometría de la molécula.

Enlace covalente: ideas mecanocuánticas

• Teoría del enlace de valencia (EV)– los orbitales llenos conservan su independencia– los orbitales semillenos de los átomos que

forman el enlace se superponen o solapan y forman una zona de alta densidad electrónica

• solapamiento frontal enlace • solapamiento lateral enlace • H2 (1s+1s), H2S (3p+1s y 3p+1s)

Enlace covalente: hibridación

• Un conjunto de n orbitales atómicos de diferente E originan n orbitales hibrídos de = forma y E donde se sitúan los e del enlace– 1s+1p= 2 “sp” lineal 180º– 1s+ 2p= 3 “sp2” triangular plana 120º– 1s+ 3p= 4 “sp3” tetraédrica 109º

– 1s+ 3p+ 1d= “sp3d” bipirámide trigonal PCl5

– 1s+ 3p+ 2d= “sp3d2” octaédrica” SF6

Método de la repulsión entre pares electrónicos de la capa de

valencia (RPECV)• Los pares de e de valencia se repelen entre sí,

separándose para minímizar la energía del sistema.

• Geometrías más favorables:– 2 pares- línea recta– 3 pares- triángulo equilátero– 4 pares- tetraedro– 5 pares- bipirámide trigonal– 6 pares- bipirámide cuadrada

Enlace iónico

• Tiene lugar entre elementos de muy distinta electronegatividad.

• Uno cede e (ion+) y el otro gana e (ion -)• enlace iónico es la unión entre iones + y -

debida a fuerzas de Coulomb• se forman CRISTALES, la fórmula indica la

proporción en la que se encuentran los iones, pero no la cantidad total de los mismos.

Enlace iónico- energía reticular

• Es la energía que se desprende cuando los iones en estado gaseoso se unen para formar el cristal (sólido) U (kJ/mol)

• Es difícil de calcular

• U= K(q1q2/ do), depende de:

– directamente proporcional a la carga de los iones.– Inversamente proporcional a la distancia

interiónica (do)

U- ciclo de Born-Haber• Se basa en que la formación de un MX compuesto

iónico, puede tener lugar por dos caminos diferentes:– combinación directa de los elementos (Hf)

– por un proceso en etapas que implica:• sublimación del metal S• disociación de las moléculas del no metal (D/2)

• ionización del metal (g)- energía de ionización (Ei)

• ionización del no metal(g)- afinidad electrónica- A• unión de los iones gaseosos para formar el cristal (U)

Ciclo de Born y Haber• La reacción global de formación de NaCl es:

• Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = –411’1 kJ)

• que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:

• Na (s) Na (g) (Hsubl = +107’8 kJ)

• ½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121’3 kJ)

• Cl (g) Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)

• Na (g) Na+ (g) (AHI = +495’4 kJ)

• Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret = ?)

Ciclo de Born y Haber Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = –411’1 kJ).

• Na (s) Na (g) (Hsubl = +107’8 kJ)

• ½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121’3 kJ)

• Cl (g) Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)

• Na (g) Na+ (g) (AHI = +495’4 kJ)

• Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret = ?)

• De donde puede deducirse que:Hret = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHI)

HHretret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ–786’8 kJ

14Estructura cristalina

• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

F Ca2+

Principales tipos de estructura cristalina

• NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones)

– Índice de coord. para ambos iones = 6

• CsCl (cúbica centrada en el cuerpo para ambos iones)

– Índice de coord. para ambos iones = 8

• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )

– Índice de coord. para el F– = 4– Índice de coord. para el Ca2+ = 8

16Propiedades de los compuestos iónicos

• Puntos de fusión y ebullición elevados ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la gran cantidad de uniones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por eso son son sólidos a temperatura ambiente.

• Gran dureza (por la misma razón). • Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en

disolventes apolares.• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin

embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.• Son frágiles.

17Enlace metálico• Se forma entre metales. Se forma entre metales. • Es un enlace bastante fuerte. Es un enlace bastante fuerte. • Los átomos de los metales con pocos eLos átomos de los metales con pocos e en su última capa en su última capa

no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. electrones no adquieren la estructura de gas noble.

• Se comparten los eSe comparten los e de valencia colectivamente. de valencia colectivamente.• Modelo del mar de electrones o nube electrónicaModelo del mar de electrones o nube electrónica

– Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.estructura cristalina de alto índice de coordinación.

Enlace metálico- teoría de bandas• Cuando se unen N átomos de Li (un metal),

los niveles de energía se funden en una banda de N niveles muy próximos. Los N/2 niveles más bajos se llenan con electrones y los N/2 más altos están vacíos.

• La banda donde se encuentran los electrones de valencia se llama banda de valencia, una banda de energía parcialmente llena con electrones se llama banda de conducción.

Teoría de bandas• Metal (Na banda 3s semillena, es banda de

valencia y conducción a la vez)• metal (Be, la banda 2p vacía de conducción

solapa con la 2s llena de valencia)• semiconductor (banda de valencia llena, banda de

conducción vacía, separación entre bandas baja, germanio)

• aislante (banda de valencia llena, gran separación entre la banda de valencia y la de conducción)

20Propiedades de los compuestos metálicos

• Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

• Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía de conducción está muy próxima a la banda donde se encuentran los e–, de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre.

21Propiedades de los compuestos

metálicos (continuación) • Conducen el calor debido a lo compactos que están los

átomos, lo cual provoca que las vibraciones de unos se transmitan con facilidad a los que están al lado.

• Tienen, en general, altos puntos de fusión y de ebullición dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

• Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

23Enlaces intermoleculares

• Enlace o puente de HidrógenoEnlace o puente de Hidrógeno– Es relativamente fuerte y precisa de:

• Gran diferencia de electronegatividad entre átomos, (H unido a N, O o F).

• El pequeño tamaño de H que se incrusta en la nube de electrones del otro átomo.

– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

• Fuerzas de Van der WaalsFuerzas de Van der Waals• Entre dipolos permanentes (moléculas polares), aumentan

con su momento dipolar, HCl.• Entre un dipolo permanente y un dipolo inducido.• Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). También

llamadas fuerzas de dispersión o de London, crecen con la masa molecular o atómica, ya que forman dipolos instantáneos más fácilmente, CO2 , , CCl4.

24Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

Comparación de las diferentes fuerzas

• Enlace covalente: orden de 100 kcal/mol

• puentes de H: orden de 5 kcal/mol

• fuerzas de dispersión: entre 0,02 kcal/mol y 0,5 kcal/mol

Sólidos covalentes, iónicos y metálicos

• Red covalente:– elevado punto de fusión (1000ºC), insolubles

en todos los disolventes, malos conductores (excepción el grafito), diamante.

• sólidos iónicos:– punto de fusión alto (600ºC- 2000ºC), no

conducen la electricidad, muchos son solubles en agua. NaCl.

sólidos

• Metálicos:– conductividad eléctrica y térmica elevada– ductilidad y maleabilidad– brillo– insolubilidad en agua y en otros disolventes

comunes– puntos de fusión variable (- 39ºC para el Hg

hasta 3410ºC para el tungsteno)

28Propiedades de los compuestos covalentes

Sólidos covalentesSólidos covalentes• Los enlaces se dan a lo

largo de todo el cristal.

• Gran dureza y P.F alto.

• Son sólidos.

• Insolubles en todo tipo de disolvente.

• Malos conductores.

• El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.

Sustancias molecularesSustancias moleculares• Están formados por

moléculas aisladas.

• P.F. y P. E. bajos (gases).

• Son blandos.

• Solubles en disolventes moleculares.

• Malos conductores.

• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.