La estabilidad de los átomos EL ENLACE QUIMICO La estabilidad de los átomos

CARACTERÍSTICAS GENERALES Es infrecuente encontrar a los átomo solos (gases nobles). Es porque... SON MÁS ESTABLES UNIDOS A OTROS ÁTOMOS (Estado de mínima energía). Los átomos al unirse forman: Moléculas: agrupaciones que poseen siempre la misma proporción de átomos. Pequeñas y macromoléculas. Cristal: nº indefinido de átomos.

ENLACE Y ESTABILIDAD Cuando al acercar dos átomos hay una distancia entre ellos para la que la energía del sistema es mínima: hay enlace. Si a medida que se acercan la energía siempre aumenta no habrá enlace.

TEORÍAS PRIMITIVAS SOBRE EL ENLACE QUÍMICO. Kossel y Lewis, tras el descubrimiento del electrón: los enlaces se explican según los elementos ganen o pierdan o compartan los electrones de su última capa para alcanzar el octeto. Es de fácil comprensión pero muy incompleta.

TEORÍAS MODERNAS DEL EQ TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA: Apareamiento de los espines electrónicos. Máximo solapamiento de orbitales atómicos. TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR: Considera a la molécula como un conjunto. Situa a los electrones en orbitales moleculares

Cuando los electrones se ganan y se ceden ENLACE IONICO Cuando los electrones se ganan y se ceden

CONDICIÓN PARA EL ENLACE IONICO Deben tener electronegatividades muy diferentes. Hay una cesión de electrones completa. Se produce: A – ne-  An+ y B + me-  Bm- para dar AmBn

SE REQUIERE... KF : la fórmula sólo indica la proporción de los iones. Gran diferencia de electronegatividad De lo contrario no habría cesión total. Habría compartición: covalente. Carga pequeña de los iones: La EI para obtener Na2+ y Cl2- es muy elevada. No se compensaría con la atracción de los iones. Catión grande y anión pequeño, así los electrones están más polarizados en el anión. KF : la fórmula sólo indica la proporción de los iones.

TEORÍA DE LEWIS DEL ENLACE IONICO Gilbert Newton Lewis (1875-1946) El enlace químico es el proceso en el que los átomos ganan, ceden o comparten electrones de las capas externas hasta conseguir la configuración de octeto. Diagramas de Lewis. En el iónico:

ENERGÍA RETICULAR Es la energía necesaria para separar totalmente los iones que forman una red hasta una distancia infinita (hasta que no hay interacción electrostática) También: energía liberada cuando los iones se ordenan para formar el cristal. Un compuesto es tanto más estable cuanto mayor sea U: UNIDADES: kJ o Kcal por cada mol

REDES IONICAS Es la estructura en cuanto a la disposición de iones que presenta un cristal iónico. Celda unidad: unidad geométrica que se repite. Indice de coordinación: es el número de iones de un signo que rodea a otro de signo contrario y que se sitúan a una distancia mínima.

EJMPLOS DE REDES Red cúbica centrada en el cuerpo. CsCl. Ic=8. Red cúbica centrada en las caras. Ic = 6. NaCl. Red tetraédrica: Ic=4. ZnS Red de la fluorita. Cada Ca2+ con 8 F-. Cada F- con 4 iones Ca2+ .

PRINCIPIOS BÁSICOS DE ORDENACIÓN DE REDES El número de cargas positivas tiene que ser igual al número de cargas negativas. Los iones de un signo que rodean a uno del otro signo se disponen no sea mínima. Por ejemplo, si Ic=4 la disposición será tetraédrica. Los iones se disponen de la forma más compacta posible. La relación entre el tamaño de iones positivos y negativos determina Ic.

EL CICLO DE BORN-HABER Es un planteamiento teórico en el que se ponen de manifiesto todas las energías implicadas en la formación de un cristal iónico. Se utiliza para calcular: La energía reticular (U) o La energía de formación del cristal

CICLO DE BORN-HABER (2) Na (s) + Es  Na ; Es: energía de sublimación. Cl2 (g) + Ed  2 Cl(g) ; Ed: energía de disociación. (1/2) Na(g) + EI  Na+(g) + 1 electrón ; EI: E. de ionización. Cl(g) + 1 e  Cl- (g) + AE ; AE: Afinidad Electrónica Cl- (g) + Na+ (g)  NaCl(s) + Er ; Er: Energía reticular. Ef (Q, desprendida)

BALANCE Ciclo Born-Haber Es, Ed y EI son energías absorbidas (positivas) AE y Er son energías emitidas. (negativas) Sólo se tiene en cuenta la mitad de Ed. Ef: tiene que ser energía emitida, pues de lo contrario no se formaría el enlace.

Características de los compuestos iónicos A temperatura ambiente son sólidos cristalinos. Fuerzas electrostáticas intensas. En estado sólido no conducen la electricidad. (iones fijos en el cristal). En estado fundido sí conducen la electricidad. Disolución.

Características de los compuestos iónicos (2) Son duros. Son poco flexibles. Son frágiles: por movimiento se sitúan iones de la misma carga enfrentados. Puntos de fusión elevados.

PORCENTAJE IÓNICO- COVALENTE Según Pauling, cuando la diferencia de electronegatividades es de 1,7, el enlace tiene aproximadamente el 50 % de caràcter iónico. Si la diferencia es mayor el compuesto es fundamentalmente iónico, y si es menor es básicamente covalente.

DIAGRAMAS DE LEWIS Se trata de representar los electrones del último nivel o capa de valencia. Se utilizan puntos, círculos, aspas,... Así se diferencian los electrones aportados por un átomo y los aportados por otros.