Enlaces

Unidad 8: El enlace químico.

CONTENIDOS

I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

EL ENLACE QUÍMICO

1.2.-

¿Por qué se unen los átomos? Tipos de enlace.
Enlace iónico.

3.4.-

Propiedades de los compuestos iónicos.
El enlace covalente.

5.6.-

Teoría del enlace de valencia.
Hibridación.

7.8.9.-

Teoría de orbitales moleculares (➋).
Propiedades de los compuestos covalentes.
Enlaces intermoleculares.2.1.
2.2.
2.3.

Energía reticular.
Ciclo de Born-Haber.
Estructura cristalina de los compuestos iónicos.

4.1.
4.2.
4.3.
4.4.

Teoría de Lewis. Representación de Lewis usando la regla del octeto (repaso).
Resonancia.
Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría.
Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.

6.1.
6.2.
6.3.
6.4.

Hibridación sp3.
Hibridación sp2.
Hibridación sp.Enlaces múltiples (dobles y triples).

9.1.
9.2.

Fuerzas de Van der Waals.
Enlace de hidrógeno.

10.- Enlace metálico.

10.1. Modelo de deslocalización electrónica (repaso).
10.2. Teoría de bandas.

11.- Propiedades de los metales.

¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?
Los átomos, moléculas e iones y se unen
entre sí porque al hacerlo se llega a una
situación de mínima energía, lo que equivale a
decir demáxima estabilidad. Son los
electrones más externos, los también llamados
electrones de valencia los responsables de esta
unión, al igual que de la estequiometría y
geometría de las sustancias químicas.

TIPOS DE ENLACES
• Iónico (entre iones).
• Covalente (entre átomos de una misma molécula).
• Intermoleculares:
Fuerzas de Van de Waals
Enlaces de hidrógeno.
• Metálico (entre cationes metálicos unidospor e–).

F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

ENLACE IÓNICO
Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura,
resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas,
formando los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones delespacio, no formándose
moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son
empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.
Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización.
Ejemplo de reacciones de ionización:
• Na – 1 e– → Na+
• O + 2e– → O2–
Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+.Y la formula del compuesto será: Na2O.
Energía reticular en los compuestos iónicos (U o Er)
También llamada energía de red. Es la energía desprendida en la formación de un mol de
compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.
Ejemplo:
En el caso de la formación de NaCl la U o Er corresponde a la reacción:
Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (U < 0)
Es bastante difícil de calcular porlo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de
Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
Los factores de los que depende la energía reticular son (al ser siempre negativa
consideraremos siempre valores absolutos).
• A mayor carga de los iones mayor “U”. Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U” mayor que el
NaCl (Na+ y Cl–).
• A menor tamaño de los iones menor “U”. Así el NaCl (Na+y Cl–) tendrá “U” mayor que el
KBr (K+ y Br–).
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)
• ½ Cl2 (g) → Cl (g)
• Cl (g) → Cl– (g)
F. Javier Gutiérrez Rodríguez

(∆Hsubl = +107’8 kJ)
(½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
(∆HAE = –348’8 kJ)
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Unidad 8: Elenlace químico.

• Na (g) → Na+ (g)
• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s)

I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

(∆HEI = +495’4 kJ)
(U = ?)

De donde puede deducirse que:
U = ∆Hf – (∆Hsubl + ½ ∆Hdis + ∆HAE + ∆HEI)
U = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ
Puedes ver aquí una animación si tienes el Flash instalado:

Ciclo de Born-Haber

ESTRUCTURA CRISTALINA DE LOS COMPUESTOS...