QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 2022 ENLACE IÓNICO

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QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 2022

ENLACE IÓNICO

FARMACIA BIOQUÍMICA LIC. EN QUÍMICA

LIC. EN BIOTECNOLOGÍA

LIC. en Cs. y Tecnología de los ALIMENTOS

Prof. Dr.Juan Carlos González Comisiones 3 y 4

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pocos elementos (92 naturales)  millones de sustancias

Clasificación por subniveles

H Li Na

Cs Rb K

Tl Hg Au

Lu Ba

Fr

Pt Ir

Os Re

W Ta

He

Rn At

Po Bi

Pb Be

Mg

Sr Ca

Cd Ag

Y Nb Mo Tc Ru Rh Pd

Lr Ra

Zn Cu

Hf Zr Ti

Sc V Cr Mn Fe Co Ni

In Sn Sb Te I Xe Ga Ge As Se Br Kr Al Si P S Cl Ar B C N O F Ne

Gd Cm

Tb Bk Sm

Pu Eu Am Nd

U

Pm Np Ce

Th Pr Pa

Yb No La

Ac

Er Fm

Tm Md Dy

Cf Ho

f Es

s

d

p

f

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92 ELEMENTOS NATURALES

MILLONES DE COMPUESTOS CON PROPIEDADES QUÍMICAS Y FÍSICAS DIFERENTES

propiedades de las sustancias

estructura electrónica

tipos de enlace

químico

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sal de mesa, NaCl, no conduce la corriente eléctrica en estado sólido, pero sí fundida o disuelta en agua

azúcar, C₁₂H₂₂O₁₁, no conduce la corriente eléctrica ni sólida, ni fundida ni disuelta en agua

metales: insolubles en agua, conducen la corriente eléctrica en estado sólido

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Enlaces químicos: interacciones (fuerzas químicas: eléctricas y magnéticas) entre los átomos que forman las sustancias (las que pueden ser simples o compuestas).

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Enlace iónico:fuerzas electrostáticas entre iones de carga opuesta se forman por transferencia de electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre se forman por interacción entre metales y no metales muy alejados en la TP. Ej.: NaCl, CsF

Enlace covalente: compartición de electrones entre átomos.

Ej.: Cl

, H

O, C

H

O

(sacarosa)

Enlace metálico: se llama así al enlace que une a los átomos en los metales. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de la estructura tridimensional.

Ej.: Fe, Cu, Na

Clasificación de enlaces químicos

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Gilbert Lewis (1875-1946)

Visión general de la teoría de Lewis

La formación de enlaces implica interacciones de los electrones más externos de los átomos, llamados

“electrones de valencia”  Los electrones de valencia juegan un rol fundamental en el enlace químico

* La transferencia de electrones lleva a un enlace iónico

* Compartir electrones lleva a un enlace covalente

* Los electrones son transferidos o compartidos para dar a cada átomo la configuración de gas noble (muy estable):

regla del octeto (hay excepciones a esta regla).

Las reacciones químicas electrones de valencia

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Los símbolos de Lewis se escriben en general para los elementos de los grupos principales.

consiste en el símbolo químico del elemento (que representa el núcleo + el core de electrones) con un punto por cada e^- de valencia.

Ej. con los elementos del segundo período:

Li Be B C

N O F Ne

Las tendencias de los átomos a ganar, perder o compartir sus electrones de valencia con frecuencia siguen la regla del octeto, que puede verse como un intento por parte de los átomos de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano en la TP.

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(H_I) (H_AE)

Atención: éstas son fórmulas empíricas, no hay moléculas en compuestos iónicos. Es más, el enlace iónico no es un verdadero enlace en el sentido que no está direccionado (el campo electrostático se extiende en todas

direcciones) ⁹

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Átomo de litio, Li

Z = 3

Átomo de flúor, F

Z = 9

Catión litio, Li⁺

Z = 3

Anión fluoruro, F^-

Z = 9 c)

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre partículas (iones) cargadas en forma positiva y negativa. El enlace iónico se forma comúnmente entre metales reactivos y no metales.

= [He] = [Ar]

[Li⁺] =[He] [F^-] =[Ar]

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Li, K, Ca, Ba  pierden sus e^- para generar iones (cationes) y adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo en la TP.

S, Cl, etc ganan e- para generar iones (aniones) y adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo en la TP.

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Elemento atomo Ion 2+ Ion3+

Sc [Ar]4s²3d¹ [Ar]3d¹ [Ar]

Ti [Ar]4s²3d² [Ar]3d² [Ar]3d¹

V [Ar]4s²3d³ [Ar]3d³ [Ar]3d²

Cr [Ar]4s¹3d⁵ [Ar]3d⁴ [Ar]3d³

Mn [Ar]4s²3d⁵ [Ar]3d⁵ [Ar]3d⁴

Fe [Ar]4s²3d⁶ [Ar]3d⁶ [Ar]3d⁵

Co [Ar]4s²3d⁷ [Ar]3d⁷ [Ar]3d⁶

Ni [Ar]4s²3d⁸ [Ar]3d⁸ [Ar]3d⁷

Cu [Ar]4s¹3d¹⁰ [Ar]3d⁹ [Ar]3d⁸

Zn [Ar]4s²3d¹⁰ [Ar]3d¹⁰ [Ar]3d⁹

Elementos de transición  en general sus

iones no adquieren la configuración electrónica de gas noble

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e compartidos

e compartidos

Estructuras de Lewis para compuestos covalentes

En el enlace covalente “puro” no hay transferencia de electrones

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+ - -

Antes de que se forme el cristal, el balance de energía es el que se muestra a continuación con la formación de los pares iónicos

Regresando al enlace iónico

r₀= d₀ = r⁺+r^-; r = d

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Na Cl

e

Na⁺ Cl

Red de NaCl

Formación del cristal de cloruro de sodio(s):

transferencia de un electrón desde el átomo de sodio al átomo de cloro

par iónico

El contenido energético disminuye aún más, al agruparse los pares iónicos.

↓

disminuye al formarse el:

↓

↓

Formación del cristal iónico

Par iónico

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Energía de red:

Definimos como energía de red, a la cantidad de energía liberada cuando se forma un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

Esta energía de red será la

resultante del balance entre las energía de atracción y

repulsión que se manifiestan entre los iones.

proceso exotérmico

formación de la red

cristalina a partir de los iones gaseosos

enlace no direccionado

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U <0 ₀

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* formados por iones, no existe la molécula (

)

* sólidos a temperatura ambiente y poco compresibles

* duros y quebradizos (la dureza aumenta con la disminución de d

)

* tienen alto punto de fusión (ej.: NaCl funde a 801 ºC)

* tienden a ser más solubles en solventes polares que no polares

* no conducen la corriente eléctrica como sólidos, sí fundidos o en solución acuosa

* disueltos en agua son electrolitos fuertes (totalmente disociados).

Algunas propiedades de los compuestos iónicos

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Llamamos electrolitos a todas aquellas sustancias que al estado

fundido o en solución (generalmente acuosa) conducen la corriente eléctrica.

d T

nº de moles disociados n

n total de moles disociados y no disociadosº ( ) n

  

Grado de disociación, , se lo define como:

0    1

Débiles: agua,

soluciones acuosas de ácidos carboxílicos (HAc), NH₃ (ac), etc.

Fuertes: soluciones

acuosas de ácidos y bases fuertes (HCl, HNO₃, HClO₄; NaOH, KOH), y de sales

(NaCl, K₂SO₄)

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Representación de parte de la red del cristal iónico de NaCl

cristal de NaCl

Obtención de NaCl en las

Salinas Grandes (Jujuy) Bar de sal, Jujuy Na⁺= 0,97 Å

Cl^-=1,81 Å

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Determinación experimental de la Energía de red: U₀

Se puede determinar experimentalmente el valor de U_o de un cristal iónico a través de un ciclo de Born-Haber, el cual

emplea las siguientes:

Propiedades períodicas

•energía de ionización

•afinidad electrónica

•radio iónico  influye directamente sobre el cálculo de la energía de red

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Repasar propiedades periódicas

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23 20

ΔH_f⁰ = Δ H⁰_at(M) + ΔH⁰_i1 + ΔH⁰_at (X) + ΔH⁰_AE(X) + U_o

0

0

0

(1)

(2) (3)

(4)

1 = 2 + 3 + 4

0

0

0

0

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Calor de atomización (ΔH

)

Es la energía requerida para producir 1 mol de átomos gaseosos de un elemento a partir del estado de agregación que presenta a temperatura ambiente y presión de 1 atmósfera.

A 25^oC P= 1,0 atm

Elemento (E) Calor de atomización ΔH^o_at (kJ/mol)

Na (s) 107,3

Cl (g) 122

Sc(s) 378

Hg (l) 64

Ga(l) 277

O (g) 249

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Apliquemos el caso anterior para calcular el valor de ΔH⁰_f del NaCl (s)

Datos:

ΔH⁰_{at (M)} = 107,3 kJ/mol ΔH⁰_I1 = 495,8 kJ/mol ΔH⁰_{at (X)} = 122,0 kJ/mol ΔH⁰_{AE (X)} = -348,8 kJ/mol U_o = -787,3 kJ/mol ΔH⁰_{f (MX)} = ?

ΔH⁰_f = ΔH⁰_at(M) + ΔH⁰_i1 + ΔH⁰_at (X) + ΔH⁰_AE(X) + U_o

ΔH⁰_f = [107,3 + 495,8+ 121,7 + (-348,8)+ (-787,3)] kJ/mol

ΔH⁰_f = - 411,3 kJ/mol