Tema enlace

Unidad 8: El enlace químico.

I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

CONTENIDOS
1.2.2.1. 2.2. 2.3. 4.1. 4.2. 4.3. 4.4. 6.1. 6.2. 6.3. 6.4.

EL ENLACE QUÍMICO

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

3.4.-

Propiedades de los compuestos iónicos. El enlace covalente.

Energía reticular. Ciclo de Born-Haber. Estructura cristalina de los compuestos iónicos. Teoría deLewis. Representación de Lewis usando la regla del octeto (repaso). Resonancia. Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría. Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. Hibridación sp3. Hibridación sp2. Hibridación sp. Enlaces múltiples (dobles y triples).

5.6.-

Teoría del enlace de valencia. Hibridación.

7.8.9.-

Teoría de orbitales moleculares (—). Propiedades de loscompuestos covalentes. Enlaces intermoleculares.
9.1. 9.2. Fuerzas de Van der Waals. Enlace de hidrógeno.

10.- Enlace metálico.

11.- Propiedades de los metales.

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

¿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 queequivale 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.

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

F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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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 serepite 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 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 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 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 delos 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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• Na (g) → Na+ (g) • Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s)
De donde puede deducirse que:

(∆HEI = +495’4 kJ) (U = ?)

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...