EL ENLACE QUÍMICO.

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1 EL ENLACE QUÍMICO

2 Los átomos se unen para formar otras especies químicas más estables y con menor contenido energético que las especies atómicas de procedencia En la formación de esos enlaces se desprende una energía a la que se denomina energía de enlace Energía

3 Hay 3 grandes tipos de enlace dependiendo del mecanismo de unión:
ENLACE COVALENTE: se basa en la compartición de electrones. Se da entre elementos con electronegatividad similar (No met+ no met). ENLACE IÓNICO: se basa en la transferencia de electrones. Se da entre elementos con electronegatividad muy diferente (met+ no met) ENLACE METÁLICO: se basa en la compartición de electrones, de forma colectiva, entre todos los átomos que componen el metal (modelo del gas de electrones)

4 H O N ENLACE COVALENTE Modelo de Lewis Molécula de H2 Molécula de O2
El enlace covalente es el que se da entre elementos con tendencia a ganar electrones, fundamentalmente entre no metales Lewis en observó la falta de reactividad de los gases nobles y supuso que era debida a la estructura electrónica de la capa de valencia: ns2p6 Modelo de Lewis Para conseguir la configuración de gas noble se comparten electrones y así los dos átomos quedan unidos formando moléculas Molécula de H2 Molécula de O2 Molécula de N2 H O N Cuanto mayor numero de electrones compartan los dos átomos, más fuerte será el enlace resultante y más próximos entre sí se situarán los dos átomos, es decir, menor será la distancia de enlace

5 ENLACE COVALENTE No todos los pares de electrones que rodean a un átomo están formando enlace (pares compartidos). Algunos pertenecen sólo a un átomo y no forman enlaces (pares no compartidos)

6 ENLACE COVALENTE OCTETO EXPANDIDO: HIPERVALENCIA
OCTETO INCOMPLETO: HIPOVALENCIA Algunos elementos ligeros, especialmente Be y B, tienen a una estructura electrónica que no llega a la de gas noble. Otros elementos del grupo 13, tales como Al y Ga, muestran tendencia similar en sus uniones covalentes. OCTETO EXPANDIDO: HIPERVALENCIA A veces, el átomo central incumple la regla del octeto por exceso y tiene 10 e─ ó 12 e─ de valencia. Ejemplos: PCl5, SF6, ClF3. La hipervalencia solo es posible en elementos del tercer período, como mínimo (P. S. Cl, etc.). Los elementos del primer y segundo período nunca quedan hipervalentes.

7 ENLACE COVALENTE RESONANCIA
Cuando una especie química puede ser representada por 2 o más fórmulas de Lewis equivalentes, la estructura correcta es intermedia entre todas las posibles fórmulas equivalentes. Así, para el ozono, O3, nos encontramos con que hay dos fórmulas de Lewis equivalentes que cumplen la regla del octeto: La fórmula correcta es una mezcla, que se denomina híbrido de resonancia. Cada fórmula resonante se suele representar entre corchetes, y si se trata de especies iónicas, la carga del ion se pone como superíndice del corchete. ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO Cuando el par de electrones compartidos es proporcionado por uno solo de los átomos implicados. La especie que recibe el par se denomina aceptora y la que lo cede se llama donante. Uno de los casos más típicos lo constituye el enlace formado en el amonio: el enlace se forma mediante el par de electrones que aporta el nitrógeno del amoniaco (molécula donante) y el hidrógeno (aceptor).

8 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
ENLACE COVALENTE TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA La teoría de enlace de valencia amplia este modelo de Lewis con el fin de justificar la geometría de las moléculas La teoría de enlace de valencia considera que el enlace covalente se forma por solapamiento de orbitales atómicos de los átomos que forman la molécula La geometría de la molécula la justifica por la dirección de los orbitales que se solapan. COVALENCIA: Es el número de enlaces covalentes que es capaz de formar un átomo de un elemento y que coincide con el número de electrones desapareados.

9 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
ENLACE COVALENTE TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA El enlace en moléculas homonucleares (H2, F2, O2, N2 ...) se forma por solapamiento de los orbitales atómicos de los dos átomos que están unidos Enlace  Solapamiento longitudinal orbital s con orbital s H H2

10 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
ENLACE COVALENTE TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA Solapamiento longitudinal orbital p con orbital p Enlace  F F2

11 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
ENLACE COVALENTE TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA Enlace  Un solapamiento longitudinal orbital p con orbital p   O2 O Un solapamiento transversal orbital p con orbital p Enlace 

12 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
ENLACE COVALENTE TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA N2 Enlace  Un solapamiento longitudinal orbital p con orbital p N Dos solapamientos transversales orbitales p con orbitales p Enlaces 

13 TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN
ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN Se supuso que antes de que se produzca el solapamiento entre los orbitales de los átomos diferentes, hay una mezcla o combinación entre los orbitales del átomo central formando los ORBITALES HÍBRIDOS que solaparán con los orbitales atómicos puros de los átomos terminales. Según esta teoría: La energía del enlace se justifica por el solapamiento de los orbitales, teniendo en cuenta que los orbitales híbridos tienen mayor capacidad de solapamiento que los orbitales atómicos puros, y La geometría de una molécula se justifica por la dirección de los orbitales híbridos desde el átomo central hacia posiciones definidas del espacio

14 TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN
ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN

15 TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN
ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN orbitales híbridos sp se dirigen desde el núcleo del átomo central hacia los lados opuestos del eje internuclear formando entre ellos un ángulo de 180º orbitales híbridos sp2 se dirigen desde el centro de un triángulo equilátero hacia los vértices del mismo. Los tres orbitales híbridos sp2 forman entre sí ángulos de 120º orbitales híbridos sp3 se dirigirán desde el centro de un tetraedro, hacia los vértices del mismo, el ángulo que formarán los orbitales será de 109.5º (que es el ángulo del tetraedro regular)

16 TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN
ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN

17 TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN
ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN CH4 geometría tetraédrica con el carbono en el centro del tetraedro y los hidrógenos en los vértices del mismo. El carbono tiene hibridación sp3, y que los enlaces se forman por solapamiento de los cuatro orbitales híbridos con los orbitales s del hidrógeno.

18 TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN
ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN La molécula de etano, CH3─CH3, se sabe que no es plana y que los ángulos H-C-H y H-C-C son de 109,5º Un orbital sp3 de un átomo de C solapará con otro orbital sp3 del otro átomo de C formando un enlace σ (sp3-sp3) y compartiendo un par de electrones Ese ángulo de109,5º coincide con el de la hibridación sp3, por lo que suponemos que cada átomo de carbono tiene esa hibridación con un electrón en cada orbital híbrido sp3 (ya que cada átomo de C tiene 4 electrones de valencia) Los otros tres orbitales sp3 que poseen cada átomo de C solaparán con los orbitales s de los átomos de H formando otros seis enlaces σ (sp3-s)

19 TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
ENLACE COVALENTE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA Actualmente se suele predecir la geometría mediante un modelo llamado Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV), y una vez conocida la geometría de la molécula se busca que hibridación debe poseer el átomo central para poder justificarla 1º. Conocer pares de electrones que rodean al átomo central. 2º. Repartir los pares de electrones de forma que las repulsiones sean mínimas. Aquella distribución de los pares con menor energía dará lugar a la geometría más estable y, por tanto, la más probable.

20 B= pares de e- compartidos
ENLACE COVALENTE TRPECV A= átomo central B= pares de e- compartidos E= pares e- solitarios

21 ENLACE COVALENTE Ejemplos: NH3: AB3E pirámide trigonal
H2O: AB2E2 angular CH4 : AB4 geometría tetraédrica

22 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula MOLÉCULAS HOMONUCLEARES (formadas por átomos iguales): el par o pares de electrones están igualmente compartidos por ambos átomos y existe una distribución de carga simétrica con respecto a los dos átomos. Se trata siempre de moléculas apolares H2 H O2 O N2 N

23 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula MOLÉCULAS HETERONUCLEARES (dos átomos con ≠electronegatividad): el más electronegativo atraerá en mayor grado el par de electrones compartidos. La distribución de e- compartidos será asimétrica, habrá una separación de cargas, formando un dipolo eléctrico. Se dice que el enlace está polarizado La polarización del enlace será tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad de los átomos que participan del enlace Si la molécula está formada por sólo dos átomos diremos que se trata de una molécula polar, pues tiene un momento dipolar permanente Ese momento dipolar se representa por un vector  con sentido que va desde la carga parcial positiva hacia la carga parcial negativa HF H F   CO C O    

24 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula Si la molécula está formada por más de dos átomos, puede ocurrir que todos los enlaces de la molécula estén polarizados, pero si la molécula tiene una geometría tal que al sumar los momentos dipolares de cada enlace éstos se anulan, su momento dipolar será cero. En ese caso será una molécula apolar. En cualquier otro caso se tratará de una molécula polar En este caso pueden ocurrir dos cosas: Moléculas apolares μ=0 Moléculas polares μ≠0 BF3  CO2   H2O   CH4  

25 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula 1. Dibujar geometría molécula 2. Dibujar momentos dipolares individuales y sumar vectorialmente. suma = 0 → molécula apolar (μ=0) suma ≠ 0 → molécula polar(μ≠0) 3. Pares electrones no enlazantes: acumulación carga negativa, aumenta o disminuye efecto polar.

26 Fuerzas dipolo- dipolo inducido
ENLACES INTERMOLECULARES Las moléculas suelen estar formadas átomos unidos por enlace covalente, que no se rompe cuando se producen cambios de estado. Hay otras fuerzas que actúan entre las moléculas y que son las responsables de que los compuestos covalentes cambien de estado. Vamos a estudiar dos tipos de fuerzas intermoleculares que actuarán en mayor o menor grado entre moléculas iguales o entre moléculas diferentes Fuerzas de Van der Waals Enlaces de hidrógeno Fuerzas de orientación Entre moléculas iguales Responsables de los cambios de estado Fuerzas de dispersión (London) Entre moléculas diferentes Responsables de la solubilidad de las sustancias Fuerzas dipolo- dipolo inducido

27 Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas de orientación o dipolo-dipolo
ENLACES INTERMOLECULARES ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas de orientación o dipolo-dipolo Se da entre moléculas iguales que posean unos momentos dipolares permanentes HCl, CO, H2S, PH3 … El dipolo de una molécula se orienta de modo que la parte positiva se oriente hacia la parte negativa de otra molécula vecina. Como consecuencia se producirá una atracción electrostática entre ambas Esta atracción es débil porque las cargas de los dipolos son pequeñas, pero si disminuimos la distancia entre las moléculas (aplicando presión) y disminuimos la temperatura (favoreciendo la orientación de los dipolos), pueden ser lo suficientemente fuertes para hacer que sustancias gaseosas pasen a estado liquido, e incluso sólido

28 Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas de dispersión o de London
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas de dispersión o de London Se trata de moléculas en las que no existe momento dipolar permanente. También llamadas fuerzas de interacción dipolo instantáneo-dipolo inducido. Son debidas a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria. ESTÁN PRESENTES EN TODAS LA MOLÉCULAS Y SON LAS ÚNICAS QUE EXISTEN EN LAS MOLÉCULAS APOLARES. Los dipolos instantáneos originan fuerzas atractivas entre las moléculas, aunque, debido a la brevedad de su existencia, se trata de fuerzas más débiles que demás fuerzas de Van de Waals. A pesar de ello, son las responsables del estado líquido y sólido de moléculas apolares como O2, N2, CO2 o CCl4. Las fuerzas de London aumentan con la masa molecular de las sustancias consideradas, debido a que aumenta el número de electrones, que serán menos atraídos por el núcleo y forman dipolos instantáneos más fácilmente. Esta es la razón por la cual las sustancias de elevada masa molecular a temperatura ambiente están en estado líquido o sólido.

29 Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas dipolo – dipolo inducido
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas dipolo – dipolo inducido Este tipo de interacción se da cuando una molécula polar como el agua se pone en contacto con una molécula apolar como el oxigeno Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula apolar próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido, surgiendo una fuerza de atracción entre ambas moléculas.   Dipolo permanente Molécula apolar   Dipolo permanente Dipolo inducido

30 Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas dipolo – dipolo inducido
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas dipolo – dipolo inducido Este tipo de interacción es responsable de que moléculas apolares como el oxigeno sean algo solubles en agua y permitan la vida en su seno Este tipo de interacción no se da entre moléculas iguales, sólo entre moléculas diferentes Solubilidad de azúcar en agua Por ello, nos permite explicar propiedades como la solubilidad

31 PUENTES (ENLACES) DE HIDRÓGENO
ENLACES INTERMOLECULARES PUENTES (ENLACES) DE HIDRÓGENO ¿Qué tienen en común NH3, H2O y HF que no tengan otras moléculas para qué sólo en ellas se presente este tipo de enlace intermolecular? 1) Tienen átomos de hidrógeno, que son especialmente pequeños. 2) Los átomos de hidrógeno están unidos a átomos bastante más electronegativos: F, O y N que son los elementos más electronegativos. 3) Además, los átomos de flúor, de oxígeno y de nitrógeno también son suficientemente pequeños para que las moléculas puedan aproximarse mucho. Este enlace se da entre un átomo de H y otro átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño: F, O y N.

32 PUENTES (ENLACES) DE HIDRÓGENO
ENLACES INTERMOLECULARES PUENTES (ENLACES) DE HIDRÓGENO Es más fuerte que los enlaces intermoleculares de dispersión y de orientación Este enlace permite explicar las propiedades anómalas del agua, como sus elevados puntos de fusión y ebullición comparados con los del resto del grupo de los anfígenos. Al descender en el grupo, dichas temperaturas aumentan debido a fuerzas de dispersión, mientras que, en el agua, el aumento se debe a los enlaces de hidrógeno. Como se ve en la gráfica adjunta, esto mismo sucede en las combinaciones del hidrógeno con los halógenos y nitrogenoideos. Estos enlaces de hidrógeno son también los responsables de que el hielo tenga menor densidad que el agua, ya que en el hielo cada oxigeno se encuentra unido a cuatro hidrógenos (a dos mediante enlace covalente y a dos mediante enlace de hidrógeno), lo que da lugar a una estructura menos compacta que el agua líquida, es decir, con menor densidad.

33 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Se van a presentar las propiedades de las sustancias covalentes formadas por moléculas con un número discreto de átomos (no de macromoléculas tipo diamante) Conductividad eléctrica y térmica No conducen la electricidad ni el calor en ningún estado. Esto se debe a que no presentan partículas cargadas con libertad de movimiento por la sustancia, ya que los electrones permanecen vinculados a los átomos que participan en los enlaces.

34 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Solubilidad Compuestos apolares (CH4, C2H6,…) son prácticamente insolubles en disolventes polares (como el agua) pero se disuelven bien en disolventes apolares,(eter, benceno, tetracloruro de carbono) Compuestos polares (HCl, NH3, alcoholes) son más solubles en disolventes polares como el agua, sobre todo si pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua No obstante, a través de las interacciones dipolo-dipolo inducido las sustancias covalentes apolares no son totalmente insolubles en agua. Por ejemplo, la pequeña cantidad de oxigeno que se disuelve en agua hace posible la vida en ella

35 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Puntos de fusión y ebullición Un cambio de estado supone la rotura de fuerzas intermoleculares. Como éstas suelen ser débiles, los puntos de fusión y de ebullición suelen ser bajos. Las sustancias con enlace covalente de baja masa molecular suelen ser gaseosas. Al ir aumentando la masa, pueden llegar a líquidos e incluso a sólidos. Esta variación se ve muy clara en el grupo 17 de la tabla periódica: al ir bajando en el grupo aumenta la masa y el volumen de las moléculas y en ese sentido aumentan los puntos de fusión y de ebullición. De esta forma se explica que F2 y Cl2 sean gases, que el Br2 sea líquido y que el I2 ya sea un sólido. También hay que tener en cuenta la presencia de puentes de Hidrógeno, por ejemplo en el H2O, que le confieren punetos de fusión y ebullición más elevados de los esperados.

36 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Dureza Como al rayar una sustancia con enlace covalente lo que se rompe es el enlace intermolecular, suelen ser blandos Cuando se trata de macromoléculas como el diamante lo que se rompen sí que son enlaces covalentes y, como son muy fuertes, la dureza se hace enorme. Por eso, el diamante es la sustancia que tiene mayor dureza en la escala de Mohs

37 ENLACE METÁLICO MODELO DE LA NUBE ELECTRÓNICA Red cristalina
Formada por trillones de cationes y electrones Electrones deslocalizados − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − Zn2+ − Zn2+ Zn2+ − − − − − − − − − − − − − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − − − Zn2+ − − − − − − − − − − − − Zn2+ − Zn2+ − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − − − − − − − − − − − − Zn2+ Zn2+ − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − − − − − − − − − − − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − − − − − − −

38 Propiedades de los metales
ENLACE METÁLICO Propiedades de los metales Son buenos conductores de la electricidad ¿Por qué? debido a la facilidad que tienen los electrones de la capa de valencia para moverse libremente por toda la red. Son buenos conductores del calor ¿Por qué? Al calentar una parte del metal, los electrones de esa zona adquieren energía cinética, que transmiten a otros electrones móviles de la red y a los cationes fijos. La agitación térmica llega así fácilmente al otro extremo del metal, que se calienta rápidamente. En general, suelen tener altos puntos de fusión y de ebullición ¿Por qué? Depende de dos factores: el tamaño de los cationes y el número de electrones que formen la nube, es decir, el número de electrones de valencia. En general, la fuerza del enlace es inversamente proporcional al tamaño de los átomos (a mayor volumen de los cationes, menor atracción entre estos y la nube); por tanto, la fortaleza del enlace disminuirá al descender en el grupo. Cuanto mayor sea el número de electrones de valencia, más posibilidades existen de que aumente la nube. Esto hace que los metales de transición sean tan duros y con puntos de fusión tan altos (por ejemplo, el Fe).

39 Propiedades de los metales
ENLACE METÁLICO Propiedades de los metales Son tenaces (resistencia a deformarse) ¿Por qué?A diferencia de los sólidos iónicos, un golpe brusco no provoca enfrentamientos de cargas opuestas, ni repulsiones. La estructura es similar a la inicial y esto hace que se deformen, pero sin romperse. Tienen también gran resistencia a la tracción. Son dúctiles y maleables. Debido a la propiedad anterior, presionando sobre ellos podemos estirarlos en forma de hilos (ductilidad) o moldearlos y estirarlos en forma de láminas (maleabilidad). Son deformables: son dúctiles (se pueden hacer hilos finos) y maleables (se pueden obtener laminas de espesor variable) ¿Por qué? Debido a la propiedad anterior, presionando sobre ellos podemos estirarlos en forma de hilos (ductilidad) o moldearlos y estirarlos en forma de láminas (maleabilidad). Tienen brillo metálico ¿Por qué? Los electrones captan y emiten fácilmente las radiaciones electromagnéticas. Así absorben casi todas las longitudes de la luz visible, que luego emiten, por lo que presentan un típico brillo blanquecino (brillo plateado). Los metales coloreados, como el oro, no emiten todas las radiaciones absorbidas..

40 ENLACE IÒNICO Hay una transferencia de un electrón desde un átomo a otro. Así ambos átomos adquieren la configuración de gas noble y entre los dos iones formados se produce una atracción electrostática. El enlace iónico se da entre átomos con alta afinidad electrónica (tienden a ganar electrones) y átomos con baja energía de ionización (requieren poca energía para perder electrones). Es decir, entre átomos que tengan gran diferencia de electronegatividad El resultado es una red tridimensional en la que cationes y aniones se encuentran ordenados regularmente Cl− Na+ Red cristalina Trillones de cationes y aniones Aniones y cationes fijos

41 ENLACE IÒNICO En realidad la red se extiende en las tres direcciones del espacio como se muestra en la siguiente imagen El número de iones de signo contrario que rodea a un ión dado se llama índice de coordinación Por ejemplo, en el NaCl el índice de coordinación es 6:6 cada ión sodio está rodeado de seis iones cloruro y cada ión cloruro, a su vez, está rodeado de otros seis iones sodio ¿Cuál es el ión Na+ y cuál el ión Cl-?

42 ENLACE IÒNICO La energía del enlace iónico va a depender, según la ley de Coulomb, de la carga que tengan los iones y de la distancia a la que estén situados en la red F = q1 · q2 r2 K Cl− S2− Na+ Zn2+ d = 2,83 d = 2,67 F = 1 e · 1 e 2,83 2 K 2 e · 2 e 2,67 Así pues, la fuerza de atracción será mayor entre los iones del ZnS que entre los iones de NaCl

43 ENLACE IÒNICO Energía reticular
La energía reticular de un compuesto iónico es la energía que se desprende cuando un mol de iones de un signo, en estado gaseoso, se acerca a otro mol de iones de signo contrario, también en estado gaseoso, desde el infinito hasta la distancia de equilibrio a la que se forma la red sólida ¿Cómo calcular la energía reticular de un compuesto iónico? Existen varios métodos para el cálculo de la energía reticular. Uno de ellos se llama Ciclo de Born-Haber. En el siguiente gráfico se aplica el ciclo al caso del fluoruro de sodio (NaF)

44 Energía necesaria para la sublimación un mol de átomos de Na
ENLACE IÒNICO Hºf Entalpía de formación del NaCl a partir de sus elementos en sus estados estándar (º) Ciclo de Born-Haber S Energía necesaria para la sublimación un mol de átomos de Na ½D Energía necesaria para la disociación de ½ mol de moléculas de F2 en un mol de átomos de F I1 Energía necesaria para la ionización de un mol de átomos de Na gas en un mol de iones Na gas E Energía necesaria para que un mol de átomos de F en estado gas se transforme en un mol de iones F- en estado gas (afinidad electrónica) Hºf = S + 1/2D + I1 + E + U U Energía necesaria para la formación de un sólido iónico formado por un mol de iones Na+ y un mol de iones F- (Energía reticular o energía de red)

45 ENLACE IÒNICO Ciclo de Born-Haber Hºf = S + 1/2D + I1 + E + U
Excepto la energía reticular U, todas las otras magnitudes pueden determinarse experimentalmente, por lo que despejando U se puede calcular esa energía de red Aunque algunas de las magnitudes anteriores suelen ser exotérmicas (<0) y otras endotérmicas (>0) cuando se escribe el ciclo es aconsejable no darle signo a los símbolos utilizados Hºf = S + 1/2D + I1 + E + U

46 ENLACE IÒNICO

47 Propiedades de las sustancias iónicas
ENLACE IÒNICO Propiedades de las sustancias iónicas Son sólidos a temperatura ambiente, debido a la fortaleza de la red iónica. Poseen puntos de fusión y ebullición elevados, ya que se deben romper enlaces iónicos. Para fundir un compuesto iónico es necesario comunicar a los iones la energía térmica necesaria para vencer las fuerzas atractivas entre ellos, para lo que hace falta mucha energía, ya que las fuerzas electrostáticas entre los iones son muy intensas. No conducen la electricidad en estado sólido, ya que sus cargas (iones) ocupan posiciones fijas en la red. Sin embargo, en estado fundido o disuelto sí la conducen, al ser sus iones móviles.

48 Propiedades de las sustancias iónicas
ENLACE IÒNICO Propiedades de las sustancias iónicas Su dureza es variable, aumentando con la energía reticular Son frágiles: Al ejercer una fuerza sobre el cristal iónico, se desplaza una capa de iones sobre otra, quedando enfrentados los de igual carga. Se establecen entonces fuerzas de repulsión que quiebran el cristal. En general son solubles en disolventes polares, como el agua. Cuando un cristal iónico se introduce en un disolvente polar las moléculas del disolvente interaccionan con los iones en la superficie del sólido: los iones positivos lo hacen con la parte negativa de los dipolos del disolvente, mientras que los negativos lo hacen con la parte positiva. Estas interacciones pueden llegar a ser más intensas que las interacciones entre los iones en la red, lo que se traduce en la demolición del cristal iónico y la formación de una disolución que contiene los iones rodeados de moléculas de disolvente. Cuanto mayor es la energía reticular menos soluble será el compuesto Son insolubles en disolventes apolares como el CCl4,

49 Cuestiones:

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