El Enlace Químico I

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Tema

El Enlace Químico I

El enlace iónico y metálico

1.

Concepto enlace

Enlace químico es todo sistema que produzca la unión entre átomos, moléculas o iones.

Normalmente, los átomos se unen entre sí para formar moléculas o cristales; aunque en ocasiones se encuentran aislados (gases nobles o vapores de metales).

La primera teoría propuesta para explicar los enlaces fue la de Lewis según el cual los átomos pierden o comparten electrones hasta adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica: 8 electrones en la última capa (capa de valencia) en la mayoría y 2 electrones en el H, He, Li y Be. Debido a la insuficiencia de esta teoría para explicar el enlace, aparecen 2 teorías más: la del enlace de valencia y la de los orbitales moleculares.

Fuerzas que intervienen en la formación de un enlace

Debido a la existencia de carga positiva (núcleo) y carga negativa (corteza) en el átomo, cuando éstos se acercan para formar un enlace aparecen fuerzas atractivas y repulsivas:

• Las fuerzas atractivas se producen entre el núcleo (+) de cada átomo y la corteza (-) del otro.

• Las fuerzas de repulsión aparecen, por la repulsión entre los núcleos (+) y entre las cortezas electrónicas (-).

Al formarse una molécula, en un principio las fuerzas atractivas entre los núcleos de los átomos aumentan, de manera que la energía potencial del sistema disminuye; pero llega un momento en el que también empiezan a cobrar importancia las fuerzas de repulsión.

Cuando se equilibran las fuerzas de repulsión y las fuerzas atractivas, se producirá un mínimo en la

energía potencial del sistema y se formará el enlace. En este momento los átomos se encuentran a una distancia denominada distancia de enlace. Si aumentamos esta distancia de enlace habrá fuerzas de atracción entre los núcleos de los átomos y si se reduce fuerzas de repulsión.

Por tanto, un enlace se puede describir en función de los cambios de energía cuando dos átomos se aproximan. Se formará un enlace si, a determinada distancia interatómica (distancia de enlace), existe un mínimo de energía potencial del sistema de los dos átomos.

La formación de un enlace se puede representar con la curva de Morse, donde E es la energía potencial del sistema y r la distancia entre los átomos.

Estructuras que originan los enlaces.

Los enlaces originan dos tipos de estructuras:

- Moléculas: son agrupaciones de átomos de composición invariable formadas por un número invariable de átomos con unas posiciones concretas pero no ordenadas. Por ejemplo una molécula de agua va a tener siempre 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

- Cristales: Son agrupaciones de átomos formadas por un número indeterminado de partículas las cuales se encuentran ordenadas. Por ejemplo en un cristal de cobre puede haber trillones de átomos de cobre.

Regla del octeto:

Los enlaces químicos se explican, en parte, apoyándose en esta regla. La regla del octeto o regla de Lewis, se enuncia así:

Los átomos tienen la tendencia a rodearse en su última capa (capa de valencia) de ocho electrones, adquiriendo así la estructura electrónica del gas noble más próximo a ellos en la tabla periódica.

Ejemplo: El cloro (Z=17) tiende a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano al mismo: el Argón (Z=18) ganando un electrón.

Esta norma tiene numerosas desviaciones:

• Los cuatro primeros elementos tienden a adquirir la estructura del Helio, con sólo dos electrones (ya que en la 1ª capa sólo caben 2 electrones). Ej.: H2

• Octetos incompletos, como el boro y el aluminio, que forman compuestos quedando en su capa de valencia con sólo seis electrones. Ej.: BF3

• Octetos ampliados, que pueden tener 10, 12 o más electrones, debido a que a partir del tercer nivel, los elementos disponen de orbitales “d” vacíos. Ej.: H2SO4

(

)

A

C

q

q

q

q

F

A C

r

r

k

d

k

+

⋅

⋅

=

⋅

⋅

=

2.

Tiene lugar por la transferencia de electrones entre átomos, originándose iones con carga de signo contrario: cationes y aniones, que se atraen mutuamente mediante fuerzas de tipo electrostático.

Ley de Coulomb:

Donde qC y qA , rC y rA son, respectivamente, las cargas y los radios de los iones y k es la

constante electrostática de Coulomb.

Ejemplo: NaCl. El sodio es un metal que cede fácilmente un electrón y adquiere configuración de gas noble [Ne], mientras que el cloro es un no metal que capta el electrón que cede el sodio y adquiere la configuración del [Ar].

[Na] = 1s2 2s2 2p6 3s1 [Na+] = 1s2 2s2 2p6 = [Ne]

[Cl] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 [Cl-] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar]

Las Sales, Óxidos, Hidróxidos y Ácidos oxoácidos forman compuestos iónicos generalmente.

Cristales iónicos

Al formarse el enlace iónico no surgen moléculas sino redes tridimensionales o cristales: cada una de las disposiciones que adoptan los iones de un compuesto, compensando las fuerzas atractivas y repulsivas, de manera que el empaquetamiento sea máximo y el cristal neutro.

Así, el cloruro de sodio no está formado por moléculas de NaCl ni de Na+Cl-, sino que cada ión se rodea del máximo número posible de iones con carga de signo contrario, originando una red cristalina, eléctricamente neutra.

Se define índice o número de coordinación al número de iones de un mismo signo que rodean a un ión de signo contrario a la menor distancia en una red cristalina.

Cl– Na +

I.C.( Na+) = I.C. (Cl –) = 6

El CsCl forma una red cúbica simple o cúbica centrada en el cuerpo.

Cada ión del mismo elemento ocupa los vértices de un cubo, mientras que el centro del mismo está ocupado por un ión de carga opuesta.

La red de la fluorita (CaF2), está

formada por una red cúbica centrada en las caras de los cationes Ca2+, mientras que los aniones F– están situados en los centros de los cubos pequeños.

I.C. (Cs+) = I.C. (Cl –) = 8

I.C. (Ca2+) = 8 I.C. (F –) = 4

Cs+

Cl –

Ca2+

Er

A es la constante de Madelung y su valor depende del tipo de red qC , qA , rC , rA son las cargas y los radios de los iones

Qf

Energía reticular. ciclo de Born-Haber

La energía reticular(U) o energía de red es la energía desprendida en la formación de 1 mol de sólido iónico a partir de sus iones aislados en estado gaseoso:

Na+(g) + Cl –(g) NaCl (s) + U o bien:

Na+(g) + Cl –(g) NaCl (s) donde: U = - 787 kJ/mol.

El signo (-) indica que es energía desprendida.

En el proceso contrario, es decir, para romper 1 mol de cristal, en sus iones y llevarlos a una distancia infinita (estado gaseoso) se necesita aportar una cantidad de energía igual a la desprendida en el proceso de formación (U). Por tanto, a mayor energía reticular, mayor dureza y más altos puntos de fusión y de ebullición poseerá el cristal iónico.

Obtención de la energía reticular de un compuesto:

a) Teóricamente a través de la ecuación de Born-Landé

B A

B A

r r

q q A U

+ ⋅ =

b) Experimentalmente de forma directa. (En la práctica es difícil )

c) Experimentalmente a partir de otros calores más fáciles de medir: Ciclo de Born-Haber Basado en la Ley de Hess (el calor de una reacción es el mismo si ésta tiene lugar en una o en varias etapas) consiste en separar el proceso global de formación del cristal iónico a partir de sus elementos en su estado natural, en varios procesos, donde el calor de formación es la suma algebraica de los calores (energías) de los procesos intermedios.

Ejemplo: Formación del NaCl(s) a partir de Cl2(g) y Na(s).

1/2 Cl2(g) + Na(s) NaCl(s)

Qf

1/2 Cl2(g) + Na (s) NaCl(s)

Ed Es

Ea Ei

U

+

Energía desprendida < 0 y la energía absorbida > 0

Qf = calor de formación del NaCl Es = energía de sublimación Ea = Afinidad Electrónica

Ed = energía de disociación Ei = energía de ionización U = energía reticular

Propiedades de los compuestos iónicos

Debido a las intensas fuerzas atractivas electrostáticas que se establecen entre los cationes y los aniones de la red, los compuestos iónicos:

• Tienen elevados puntos de fusión y ebullición, ya que se necesita mucha energía (calor) para debilitar o romper la red, por lo que a temperatura ambiente son sólidos.

• Son duros, aunque frágiles, quebradizos, ya que al golpearlos se distorsiona la red, enfrentándose iones del mismo signo, lo que produce repulsiones entre ellos y se pueden partir en láminas.

• Sólo son solubles en disolventes polares, como el agua, el alcohol, etc. Cada ión atrae al polo de carga opuesta del disolvente; si esta fuerza es mayor que las fuerzas atractivas entre los iones de la red el sólido se disolverá.

• También se puede justificar en términos energéticos: La energía liberada en la unión de los iones con las moléculas del disolvente se llama energía de solvatación (hidratación en el caso del agua), que si es superior a la energía reticular, se consigue romper los enlaces y el sólido se disuelve, quedando los iones separados unos de otros y rodeados de moléculas de disolvente. Los sólidos más duros no se pueden disolver.

Ej : NaCl(s) + H2O Na +

(aq) + Cl-(aq)

• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, ya que los electrones están fijos, pero sí son conductores si están fundidos o en disolución, puesto que los iones gozan de libertad de movimiento y pueden desplazarse atraídos por la carga contraria de un generador. Esta conducción no es por electrones sino por iones y se llama conducción electrolítica.

• Numerosos compuestos iónicos al formarse incorporan moléculas de agua a sus iones de la red; en este caso se llaman hidratos y se nombran igual que los compuestos anhidros (sin agua) indicando con un prefijo el número de moléculas de agua y la terminación hidratado.

Ejemplos: CuSO₄ . 5 H2O Sulfato de cobre (II) pentahidratado.

MgCl₂ . 6 H2O Cloruro de magnesio hexahidratado.

Ánodo (+) (-) cátodo

Cl– Na+

3.

Propiedades de los metales

• Los puntos de fusión y ebullición varían mucho, aunque son moderados o altos (en general más bajos que los de los sólidos iónicos y más altos que los de los compuestos covalentes moleculares), por lo que a temperatura ambiente son sólidos, salvo el Hg que es líquido.

• Son dúctiles y maleables, es decir, se pueden estirar en hilos o formar láminas.

• Son muy buenos conductores del calor y de la electricidad debido a la gran libertad de movimiento de los electrones.

• Tienen brillo metálico; con sus superficies pulidas no absorben prácticamente la luz, sino que la reflejan, de ahí su color plateado.

• Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de luz (efecto fotoeléctrico) o en forma de calor (efecto termoiónico).

Estas propiedades de los metales no se pueden explicar considerando que el enlace es covalente, porque quedarían muchos orbitales de la capa de valencia vacíos y el conjunto sería muy inestable y, además, los electrones no tendrían apenas movilidad; tampoco puede ser iónico porque los metales no forman aniones, sólo forman cationes. Ante esta dificultad para explicar las propiedades, surgió el modelo del mar de electrones, llamado también del gas electrónico o de la nube electrónica, que dice:

Los metales están formados por sus cationes que ocupan los nudos de un retículo cristalino, bañados por un mar (gas, nube) de electrones. Estos electrones son los que se desprendieron al formarse los cationes, que ya no pertenecen a un átomo concreto, sino al conjunto de la red y se mueven libremente por los huecos que dejan los cationes. El conjunto resulta estable por las atracciones electrostáticas que se establecen entre los cationes y los electrones de la nube electrónica.

Las redes cristalinas que forman los metales son principalmente tres:

cúbica centrada en el cuerpo cúbica centrada en las caras hexagonal compacta