CICLO 2012-I Módulo: IUnidad: II Semana: 5

QUIMICA GENERAL

ENLACE QUIMICO IONICO

Quim. Jenny M. Fernández V.

¿Por qué se forman compuestos?Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan estabilidad liberan energía

Un compuesto iónico

El grafito es una forma elemental en la que se forman enlaces covalentes

Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos moleculares muy complejos.

¿Qué es un enlace químico?

Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entre los átomos u otras especies químicas, confiriendo estabilidadconfiriendo estabilidad a los conjuntos formados.

Esta fuerza es lo que se conoce como enlace enlace químicoquímico.

Un enlace químico resultará de la redistribución de los electrones de los átomos y partículas participantes, y ésta es la causa de que la energía total del sistema llegue a un mínimo de energía, es decir a su estado más estable.

Fuerzas de dispersión de London Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos

formados entre las moléculas (polares o no polares) Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital origina

la formación de dipolos no permanentes. Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la

molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).

Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes en moléculas no polares

Fuerzas de dispersión de London

Moléculas no polares

En una de ellas se forma un dipolo instantáneo

El dipolo instantáneo induce a la formación

de un dipolo en la molécula vecina

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de Van der WaalsFuerzas de London Fuerzas dipolo-dipoloEnlaces por puentes de hidrógeno

Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)

Fuerzas de London

Grafito

Fuerzas dipolo-dipoloInteracción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan entre moléculas polares neutras, y su intensidad depende de la polaridad molecular.

Fuerzas dipolo-dipolo

Enlaces Puente de Hidrógeno (EPH)Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas

intermoleculares muy fuertes. El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido (enlazado) a un

elemento altamente electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes entre compuestos con F, O y N,

unido a H

EPH en el agua

Efecto de los EPH en la propiedades físicas

Efecto de los EPH en la propiedades físicasPunto de ebullición normal (K)

Masa molecular

Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

1. ENLACE QUÍMICO. NOTACIÓN DE LEWISLa materia tiene la tendencia universal de contener el menor estado de energía, para lograr de esta manera su estabilidad; por este motivo los átomos se unen entre ellos, mediante enlaces químicos, formando moléculas (agregados) de un menor estado de energía y por lo tanto de mayor estabilidad.

Los átomos al unirse, liberan energía (Energía de Disociación), que es aprox. Superior a 10 kcal/mol.Enlace químico – es toda fuerza que actuando sobre los atomos, los mantiene unidos.Factores de enlace químico:– La electronegatividad (En)– Regla del Octeto– Configuración electrónica.

Electronegatividad (Capacidad que tiene el átomo para ganar electrones de otro átomo), según Linus Pauling, varía de 0,7 a 4,0.Los gases nobles: En= 0, por ser estables.

Electronegatividad de algunos elementos químicos:

Sodio (Na) =0,9

Potasio (K ) =0, 8

Berilio (Be) =1,5

Magnesio (Mg) =1,2

Calcio (Ca) =1,0

Aluminio (Al) =1,5

Fósforo (P ) =2,1

Oxigeno (O) =3,5

Azufre (S) =2,5

Flúor (F) =4,0

Cloro (Cl) =3,0

Nitrógeno (N) =3,0

Carbono (C) =2,5

Bromo (Br) =2,8

Yodo (I) =2,5

Cobre (Cu) =1,9

Plata (Ag) =1,9

Boro (B) =2,0Silicio (Si) =1,8

Regla del octetoPropuesta por Walter Kossel que decía que un átomo, mediante una reacción

química, adopta la configuración electrónica propia de un gas noble (existe transferencia de electrones de un átomo al otro).

En la practica existen casos donde no se cumple la regla del octeto, como H (1 par), B (3 pares), P ( 5 pares).

Por tal motivo Lewis indica que mas fundamental es la Regla de dos, donde se comparte un apareja de electrones.

Configuración electrónicaSe utiliza para visualizar mejor el tipo de enlace. Los electrones de valencia se

denotan por medio de puntos o aspas. Los elementos del mismo grupo o familia tienen el mismo numero de electrones de valencia variando solo el KERNEL.

Ejemplo: Grupo

Los elementos de los grupos I al IV se estabilizan perdiendo los electrones de su ultima capa, con lo cual ésta queda vacía. Así adquieren la estructura del gas noble inferior.

I A II A III A IV A V A

• H

• • Be

• • B •

• • C • •

• • • N • •

• Li

• • Mg

• • Al •

2. TIPOS DE ENLACE

Tipos de enlace

Tipo eléctrico Tipo electrostático

Comparten

electrones

Covalente Metálico

Atracción entre iones

Clases de enlace químico

Enlaces interatómicos Enlaces Intermoleculares

Enlace iónico

Enlace covalente

Enlace metálico

Puente de hidrógeno

Fuerzas

de Van Der Waals

A. Enlace iónico Se forma por la transferencia de electrones, debido a la diferencia de

electronegatividad de los elementos. Metal: cede sus electrones No metal: gana electrones

Los iones de carga opuesta se atraen. La atracción no es dirigida: ya que un ión atraerá a todos los negativos

que estén a su alrededor; y lo mismo pasa con los negativos.

M → NMē

Na Cl

● ● ●

● ● ●

● ●

+ -

Na Cl

En consecuencia, cada ión se rodea de varios de signo opuesto: se forma una red iónica gigante

- Todos los compuestos, iónicos (sales) son sólidos sin excepción, cristalinos.

- En estado fundido o en disolución, los iones ya separados pueden desplegar, convirtiendo el compuesto en conductor de electricidad.

- Puntos de fusión altos (300º - 1000 ºC)- Puntos de ebullición entre 1000 º- 1500 ºC.- Son solubles en el agua. - Δ En > 1,7

Porcentaje de carácter iónico (Hannay – Smyth)

Para H Cl:

%2,17)1,20,3(5,3)1,20,3(16%

)(5,316%2

2

Cl

XbXaXbXaCl

-Cl

+Na

Red cristalina del Na Cl

¿Cómo se forma el enlace iónico?

Na

1s2 2s2 2p6 3s1

+ Cl

Ne 3s2 3p5

EN = 0,9 EN = 3,0

El cloro ganaelectrones

con facilidad!El sodio p ierde electronesfácilm ente!

Na Cl

1s2 2s2 2p6

Ne 3s2 3p6

am bos com pletan el octeto!

atracción electrostática entre cargas opuestas!

Teoría de Lewis

• Los electrones de valencia son los que intervienen en la formación de enlaces.

• Los electrones buscan aparearse para ganar estabilidad (regla del dueto).

• Los electrones con transferidos o compartidos hasta que el átomo obtenga la configuración de gas noble (regla del octeto).

• En la representación de Lewis, el símbolo representa al núcleo y a los electrones del kernel, y los puntos a los electrones de valencia,

Estructuras de Lewis de compuestos iónicos

BaO

MgCl2

Ba •• O•

•••

••

••O••

••

••Ba

2+2-

Mg ••

Cl•••

••••

Cl•••

••

••

••Cl••

••

••Mg

2+-

2

Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se representan entre corchetes.

Los compuestos iónicos

a

aa

a120o

c

a a

c

b

Los diversos compuestos tienen varias formas de cristalizar.

Propiedades de los compuestos iónicos

A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de

atracción entre los iones. Altos puntos de fusión y ebullición.

Muchos son solubles en solventes polares como el agua. La mayoría es insoluble en solventes no polares como el

hexano o la gasolina. Son conductores de la electricidad en estado fundido

(líquido) o en solución acuosa. No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que se prefiere hablar de unidades fórmula ó fórmulas mínimas,

cuando de compuestos iónicos se trata.

Problemas de Aplicación en Enlace Iónico

Quím. Jenny Fernández Vivanco

Identificando el enlace químico

Problemas de aplicación