enlace quimico

EL ENLACE QUÍMICO
Contenidos
1.- ¿Por qué se unen los átomos? Tipos de enlace.
2.- Enlace iónico.
2.1. Energía reticular.
2.2. Ciclo de Born-Haber.
2.3. Estructura cristalina de los compuestos iónicos.
3.- Propiedades de los compuestos iónicos.
4.- El enlace covalente.
4.1. Teoría de Lewis. Representación de Lewis usando la regla del octeto (repaso).
4.2. Resonancia.
4.3. Modelo derepulsión de pares de electrones. Geometría.
4.4. Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.
5.- Teoría del enlace de valencia.
6.- Hibridación.
6.1. Hibridación sp3.
6.2. Hibridación sp2.
6.3. Hibridación sp.
6.4. Enlaces múltiples (dobles y triples).
7.- Teoría de orbitales moleculares ().
8.- Propiedades de los compuestos covalentes.
9.- Enlaces intermoleculares.
9.1.Fuerzas de Van der Waals.
9.2. 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 de máxima estabilidad. Son los electrones másexternos, 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 unidos por e–).
Enlace iónico
Se da entre unmetal 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 del espacio, no formándose moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan ideade 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 energíadesprendida 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 por lo 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 quedepende 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) (Hsubl = +107’8  kJ)
½ Cl2 (g)  Cl (g) (½ Hdis= +121’3  kJ)
Cl (g)  Cl– (g) (HAE = –348’8 kJ)
Na (g)  Na+ (g) (HEI = +495’4 kJ)
Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (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 iónicos.
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...