El Enlace Químico Tema 3

¿Cómo existen los elementos en la naturaleza? Gases Nobles: Monoatómicos (He, Ar, Xe) No metales: Diatómicos (N2, O2, Cl2) Poliatómicos (H2O, CO2) Metales: Monoatómicos en redes cristalinas (Au, Ag, Cu) Poliatómicos formando sales (Minerales)

¿Por qué se unen los Elementos? Los átomos, iones y moléculas se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir la máxima estabilidad. Buscan cumplir la Regla del Octeto. Se unen utilizando los electrones de valencia (los del último nivel de energía). Diagrama de energía frente a distancia interatómica

Tipos de enlaces Iónico Covalente Metálico

Recordamos ELECTRONEGATIVIDAD Energía de ionización - La energía de ionización es la energía mínima necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Afinidad electrónica - Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo , es estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. ELECTRONEGATIVIDAD - Es la capacidad de un átomo para ATRAER los electrones de un enlace químico hacia él.

Electronegatividad Valores de Electronegatividad de Pauling

Enlace iónico Formados por Elementos con GRAN diferencia de electronegatividad Cada átomo es capaz de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto). NaCl Na+ -Cl El Sodio (Z=11), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1, al ceder un electrón quedará cargado positivamente (Na+) y con la configuración electrónica del Neón: 1s2 2s2 2p6 El Cloro (Z=17), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 al aceptar un electrón quedará cargado negativamente (Cl-) y con la configuración electrónica del Argón: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 De esta forma los átomos adquieren una carga positiva o negativa. Es decir , el enlace iónico se produce por la atracción electrostática entre un CATIÓN y un ANIÓN.

Símbolos de puntos de Lewis Es una forma de representar los electrones de valencia de un átomo. Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo. El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados . . . . . . Na Cl Na+ Cl- ..

Estructura cristalina Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible formando redes cristalinas. Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. Cl- Na+ Na+ Cl-

Principales tipos de estructura cristalina NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) CsCl (cúbica para ambos iones) CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ) F Ca2+

Enlace covalente Formado por Elementos con diferencia de electronegatividad igual a cero o relativamente pequeña (menor a 2) Se da principalmente con elementos No Metales Cada átomo tiende a compartir electrones para conseguir 8 e– en su última capa y adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto). El enlace es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos. .. .. .. .. . . . . . . . . . Cl + . . . Cl Cl Cl .. .. .. .. O .. H - O . .. H . H . H2O

Enlace metálico Formados por Elementos con POCA diferencia de electronegatividad. Lo forman los elementos metálicos. Modelo del mar de electrones: Los átomos metálicos comparten los electrones de su última capa (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica. Estos electrones desprendidos forman un mar de electrones deslocalizados que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante el mar de electrones con carga negativa que los envuelve y que no pertenecen a ningún átomo determinado.

Propiedades de los enlaces. Diferencia de Electronegatividad Unidades que lo forman Iónico GRANDE Electrones Transferidos Iones: - Cationes - Aniones Covalente APRECIABLE o cero Electrones Compartidos - Átomos - Moléculas Metálico BAJA Electrones Deslocalizados - Cationes Metálicos con electrones deslocalizados

Propiedades de los enlaces. Estado de Agregación Punto de Fusión Iónico Sólido ALTOS Forman redes cristalinas muy estables Covalente Gas: O2 ; CO2 Líquido: H2O Sólido: C (diamante) VARIABLE Desde bajas temperaturas (azúcar) hasta muy altas (carbono diamante o grafito) Metálico Sólidos Excepto Hg Forman redes metálicas critalinas muy estables

Diamante Grafito

Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces. Conducción Eléctrica Mecánica Iónico - En estado sólido NO conducen - Disueltos o fundidos SI Ver ejemplo en siguiente filmina - Duros - Frágiles - Quebradizos Covalente - Poco Conductores (Excepto el Grafito) - Variable Metálico - Muy buen conductores - Maleables - Dúctiles

Propiedades de los enlaces: Conducción Eléctrica en Enlaces Iónicos:

Propiedades de los enlaces. SOLUBILIDAD Fenómeno Físico Una sustancia al solubilizarse permanece como tal pero ubicada de otra manera. Microscópicamente los átomos o moléculas se mezclan con las moléculas del solvente pero no se transforman. Los compuestos se disuelven en solventes de polaridad semejante Solubilidad de un cristal iónico

Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces. Solubilidad Iónico En solventes polares Generalmente en agua Covalente Dependiente de la estructura molecular. - Molécula polar en solvente polar - Molécula no polar en solvente no polar Metálico No se solubilizan

Tipos de enlace covalente Enlace covalente “apolar”: es el formado por dos átomos iguales que comparten electrones: Sencillo: H-H, Cl-Cl Doble: O=O Triple: NΞN Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y otra negativa: H-Cl, H-O-H Enlace covalente coordinado: en el que el par de electrones compartido lo aporta sólo uno de los átomos que lo forman. En este caso la molécula tiene carga eléctrica: NH4+, H3O+,

GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicos Las moléculas diatómicas como H2 o Cl2 deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta. Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central”. Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles. Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse experimentalmente por técnicas de difracción de rayos X.

GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicos Para conocer la geometría que tienen las moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases: El átomo central sólo tiene pares de e– enlazantes, ej BeCl2, BCl3, CH4, etc El átomo central tiene pares de e– libres (sin compartir), ej: NH3, H2O, etc

El átomo central sólo tiene pares de e– enlazante. BeF2: El Be tiene 2 pares de e–  Angulo del enlace = 180º. BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Angulo del enlace = 120º. CH4: El C tiene 4 pares de e–  Angulo del enlace = 109,4º. BeF2 Lineal BCl3 Triangular CH4 Tetraédrica

El átomo central tiene pares de e– libres. Amoniaco (107,3º) La repulsión de éstos pares de e– libres es mayor que entre pares de e– enlazantes. NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir  Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico) H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico) Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e- libres requieren más espacio que los enlazantes, ya que están atraídos por dos átomos. Agua (104,5º) Metano (109,4º)

Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e- compartidos, por lo que el enlace es polar. En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ-) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ+) y por tanto se forma un dipolo. δ+ δ- H - Cl Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

Momento dipolar (continuación) Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3 Ej: En la molécula de agua, el oxígeno tiene dos enlaces covalentes con átomos de hidrógeno y dos pares electrónicos libres d (+) d (-)

Momento dipolar (continuación) Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.   = 0. Por ej: CH4 , CO2, CCl4 CH4 CO2

Polaridad de las Moléculas Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar, cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central. 28 28

Teoría del enlace de valencia (TEV) Los modelos de Lewis y el de repulsión de pares electrónicos no resuelven cuestiones como: Por qué compartir electrones lleva a una unión estable? Por qué unos electrones de valencia son enlazantes y otros no? Qué determina la forma geométrica de las moléculas? Por qué unos enlaces son más fuertes que otros? Con el modelo mecánico-cuántico surge la TEV. Para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, un orbital de uno de los átomos tiene que interaccionar o solaparse con un orbital del otro y cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón

Teoría del enlace de valencia (TEV) Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–. Diagrama de energía frente a distancia interatómica H H H

Enlace covalente simple. Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma). Puede ser: a) Entre dos orbitales “s” b) Entre un orbital “s” y uno “p” c) Entre dos orbitales “p”

Enlace covalente Doble y Triple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1). Si el enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “” (pi). Si el enlace es triple, existe un solapamiento “σ” y dos “”.

Hibridación de orbitales atómicos Para justificar la geometría de muchas moléculas la teoría del enlace de valencia introduce el método de hibridación de orbitales. El método consiste en una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos mediante el cual se obtienen nuevos orbitales híbridos equivalentes entre sí en forma y energía. Hibridación sp3 (tetraédrica o espacial): La combinación lineal de 1 orbital s y 3 orbitales p produce cuatro orbitales híbridos, que forman un tetraedro regular con ángulo de 109,5º Orbitales atómicos Orbitales híbridos

Hibridación de orbitales atómicos Hibridación sp2 (triangular o plana): La combinación lineal de 1 orbital s y 2 orbitales p produce tres orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, con un ángulo de 120º. Orbitales híbridos sp2 p s p De esta forma se pueden explicar moléculas con dobles enlaces. Ej: Etileno (C2H4)

Hibridación de orbitales atómicos Hibridación sp (lineal): La combinación lineal de 1 orbital s y 1 orbital p produce dos orbitales híbridos sobre el mismo eje, con un ángulo de 180º. s p De esta forma se pueden explicar moléculas con triple enlace. Átomo de carbono Acetileno (C2H2)

Teoría de Bandas En los metales, los e- deslocalizados se mueven libremente a través de “BANDAS” formadas por el solapamiento de los orbitales moleculares Por ej. para el Mg con configuración electrónica en la capa de valencia :3s2, los orbitales 3s se solapan y los 2 e- de cada uno de los Mg forman la Banda de Valencia (BV). Los orbitales 3p se solapan y como están vacíos forman la Banda de Conducción (BC). En los metales, ambas bandas están muy cercanas. Entregando poca energía, los e- pasan de la BV a la BC y se mueven libremente. Estos materiales son buenos CONDUCTORES E Banda de conducción Banda de valencia

Teoría de Bandas Las sustancias no metálicas no conducen por tener una diferencia de Energía (E) entre la Banda de Valencia y la Banda de Conducción muy grande. Esa E (diferencia o salto de energía) se denomina Banda Prohibida Estas sustancias no conducen electricidad, son AISLANTES Banda de conducción E Banda prohibida Banda de valencia

Teoría de Bandas SEMICONDUCTORES: Son materiales que a temperatura ambiente no conducen y sí lo hacen a altas temperaturas. Ej: Si, Ge. El DE entre las BV y la BC es menor que en los aislantes. También conducen si poseen pequeñas cantidades de ciertos elementos (DOPADOS) DE E Banda de valencia Banda prohibida Banda de conducción T > 0 K T = 0 K

0 K Semiconductores Tipo n - Sb 5 Ge Introducimos pequeñas cantidades de impurezas del grupo V - Ge Sb 1 2 3 4 5 0 K Tiene 5 electrones en la última capa A 0 K, habría un electrón adicional ligado al átomo de Sb

Semiconductores Tipo n - Ge Sb 1 2 3 4 5 0ºK Semiconductores Tipo n 300 K Sb+ 5 - A 300 K, todos electrones adicionales de los átomos de Sb están desligados de su átomo (pueden desplazarse y originar corriente eléctrica). El Sb es un donador y en el Ge hay más electrones que huecos. Es un semiconductor tipo N.

0 K Semiconductores Tipo p - Al Ge Introducimos pequeñas cantidades de impurezas del grupo III - Ge Al 1 2 3 0 K Tiene 3 electrones en la última capa A 0 K, habría una “falta de electrón” adicional ligado al átomo de Al

Semiconductores Tipo p - Ge Al 1 2 3 0ºK 300 K Al- + - 4 (extra) A 300 K, todas las “deficiencias” de electrones de los átomos de Al están cubiertas con un electrón procedente de un átomo de Ge, en el que se genera un hueco. El Al es un aceptor y en el Ge hay más huecos que electrones. Es un semiconductor tipo P.