enlaces quimicos

El enlace químico
Unidad 8


Contenidos (1)

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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 de los compuestos iónicos.

3.- Propiedades de los compuestos iónicos.
4.- El enlace covalente.
4.1. Teoría de Lewis.
4.2. Resonancia.
4.3. Modelo de repulsión de pares de electrones.Geometría.
4.4.  Polaridad en los enlaces y moléculas. Momento dipolar.

5.-  Teoría del enlace de valencia.

Contenidos (2)

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6.- Hibridación.
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 deslocalizaciónelectrónica (repaso).
10.2.    Teoría de bandas.

11.- Propiedades de los metales.

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¿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 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.

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Diagrama de energía frente a
distancia interatómica

d
r
o
Rec

.
.
.
o
and

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Tipos de enlaces

• Intramoleculares:
– Iónico.
– Covalente.

• Intermoleculares:
– Fuerzas de Van de Waals
– Enlaces de hidrógeno.

• Metálico.

.
.
.
o
and

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Enlace
iónico
d
r
o
c
Re
•Se da entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no metal que los captura
• Resultan iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones electrostáticas,
formando redes cristalinas.
• Las reacciones de pérdida o ganancia de e – se
llaman reacciones de ionización:
• Ejemplo: Na – 1 e–  Na+
O + 2e–  O2–
Reac. global: O + 2 Na  O2– + 2 Na+
• Fórmula delcompuesto (empírica): Na2O

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Energía de red (reticular) en los
compuestos iónicos (Hret o U)
• Es la energía desprendida en la formación de un
compuesto iónico sólido a partir de sus iones en
estado gaseoso.
• Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la
Er corresponde a la reacción:
• Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (Hret < 0)
• Es difícil de calcular por lo que se recurre a
métodosindirectos aplicando la ley de Hess. Es lo
que se conoce como ciclo de Born y Haber.

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Factores de los que depende la
Energía reticular
• Al ser siempre negativa consideraremos siempre
valores absolutos.
• A mayor carga de los iones mayor “U”.
Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U”
mayor que el NaCl (Na+ y Cl–).
• A menor tamaño de los iones menor “U”.
Ejemplo: Así el NaCl (Na+ yCl–) tendrá “U”
mayor que el KBr (K+ y Br–).

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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) (AHEI = +495’4 kJ)• Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s)

(H

= ?)

Ciclo de Born y Haber 11
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) (AHEI = +495’4 kJ)
• Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (Hret = ?)
• De donde puede deducirse que:
• Hret = Hf – (Hsubl + ½Hdis + AHAE + AHEI)
• Hret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ
348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ

–

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Estructura 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.

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