El Enlace Quimico tipos semejanzas y diferencias- Quimica PDF

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tema sobre el enlace quimico donde se explican tipos diferencias y como saber diferenciarlos sin ningun tipo de problema. todo detallado punto por punto...

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MAYORES 25 - QUIMICA TEMA 4: ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS. 1. INTRODUCCIÓN. 2. ENLACE IÓNICO.  CICLO DE BORN-HABER.  PROPIEDADES. 3. ENLACE COVALENTE.  TEORÍA DE LEWIS.  GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS.  POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS.  PROPIEDADES. 4. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES. 5. ENLACE METÁLICO. 6. FUERZAS INTERMOLECULARES. 1. INTRODUCCIÓN. Las sustancias en general se presentan de modo que los átomos que las constituyen no son independientes entre sí, sino que están ligados unos a otros constituyendo agrupaciones que permanecen estables durante el tiempo suficiente como para que puedan ser determinadas sus características físicas y químicas. A estas agrupaciones las denominamos moléculas. Si todos los átomos unidos presentan el mismo número atómico, la sustancia es un elemento, en otro caso se trata de un compuesto químico. En todos los casos la unión entre los átomos se denomina enlace químico. Las teorías más sencillas para explicar la unión química, parte del hecho observado que existen seis elementos cuyos átomos son excepcionalmente estables desde el punto de vista de la reactividad. Estos elementos conocidos como los gases nobles, se presentan como gases monoatómicos y no reaccionan con los reactivos ordinarios, lo que sugiere que sus configuraciones electrónicas son más estables que las de otros elementos. Para justificar la formación del enlace químico, se propuso la “regla del octeto” que consistía en suponer que los átomos de los distintos elementos tratan, en sus uniones químicas, de alcanzar las configuraciones electrónicas mediante transferencia de electrones, que en definitiva serían la causa de los enlaces químicos. Así consiste en suponer que los átomos de los distintos elementos (excepto el hidrógeno) tienden en sus uniones químicas a rodearse de ocho electrones y adquirir con ello la configuración de gas noble s2p6. Para conseguirlo algunos elementos tienden a ceder electrones, otros a captarlos y otros a compartirlos. La predicción del tipo de enlace depende del valor de la electronegatividad de los átomos que se unen. Si poseen electronegatividades muy diferentes prevalece el enlace tipo iónico. Si las electronegatividades son elevadas en ambos, el enlace es covalente y si las electronegatividades son bajas, el enlace es metálico. Podemos hacer una clasificación de los enlaces: -

Enlaces intramoleculares: iónico, covalente y metálico. Enlaces intermoleculares: fuerzas de Van der Wals; puentes de hidrógeno.

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2. ENLACE IÓNICO. Este enlace se forma entre elementos de electronegatividad muy diferente, es decir entre un no metal y un metal. El metal cede electrones al más electronegativo (no metal) con lo que se forman dos iones, un catión que será el metal a consecuencia de haber cedido electrones y un anión que será el no metal a causa de haber captado los electrones cedido por el metal. El enlace iónico se va a formar debido a una fuerza electrostática entre ambos iones. Ej.:

Na ......3s1 Cl ......s2p5

Na + E.I  Na+ + 1 e-

-

Cl + 1 e  Cl + A.E.

Na+Cl-

Se llama energía de red o energía reticular a la energía desprendida en la unión de los iones gaseosos que forman los iones cristalinos. Una red cristalina consiste en la agrupación de átomos de distinto signo, de forma que cada ión de la red está rodeado de un determinado nº de iones de distinto signo. Así se llama índice de coordinación al nº de iones de signo opuesto que rodea a cada ión. Ej.: En el NaCl el índice de coordinación es 6 tanto para el catión como para el anión. 6:6, teniendo una estructura cúbica centrada en las caras.

La estructura cristalina de los compuestos iónicos depende del tamaño de los iones que se unen en la red. Hay que tener en cuenta que el radio del catión es siempre menor que el del átomo del metal. Por el contrario el radio del anión es siempre mayor que el del átomo no metal neutro ya que hay una captación de electrones con la siguiente repulsión de ellos, como ya vimos en el anterior tema. Se llama electrovalencia o valencia iónica de un elemento al nº de electrones que suele perder o ganar para convertirse en un ión. Es muy difícil encontrar compuestos con enlaces iónicos puros, sólo se da entre los grupos extremos de la tabla periódica. En los demás casos el enlace presenta un porcentaje iónico. Un enlace será más iónico cuanto menor sea la carga de los iones, mayor la diferencia de sus radios iónicos y más estables sean sus configuraciones electrónicas. Así el CsF es fuertemente iónico.

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Ciclo de Born-Haber. Q ½ Br2 (g) + Na (s)

Na(s) S

+

½ Br2(g)

Na+Br-(s) Q

½D

NaBr (s) Er

E.I Br(g) Na (g)

AE EI

Br-(g) Na+(g)

+

Q = S + ½ D + E.I + A.E. + Er Propiedades. Existen un conjunto de propiedades características de aquellos compuestos iónicos, entre otras destacamos las siguientes: 1. La elevada energía reticular determina que los compuestos iónicos sean sólidos a la temperatura ambiente. 2. La dureza es elevada, pues para rayar un cristal iónico hace falta romper numerosos enlaces iónicos. 3. Debido a la acción repulsiva de los iones del mismo signo ante pequeñas dislocaciones, los compuestos iónicos son frágiles. 4. Las intensas fuerzas electrostáticas justifican lo elevado de los puntos de fusión y de ebullición. 5. Los compuestos iónicos, al estar situados los iones en posiciones fijas en el cristal son malos conductores de la electricidad en estado sólido, no obstante fundidos o en disolución aumenta la movilidad iónica, lo que justifica la conductividad en estas condiciones. 6. Los procesos de solvatación aportan la energía necesaria para facilitar vencer la energía reticular, por ello los compuestos iónicos son relativamente solubles en agua y poco solubles en medios apolares. 3. ENLACE COVALENTE. El enlace covalente se produce cuando se unen entre sí elementos no metálicos, es decir elementos de electronegatividades altas. Teoría de Lewis. Según Lewis este tipo de enlace se produce cuando dos átomos comparten uno o varios pares de electrones adquiriendo así la configuración electrónica de gas noble (s 2p6), lo que implicaba procesos de ajustes electrónicos mediante transferencia de electrones. Para explicar este tipo de enlace, Lewis utiliza una sencilla notación que ha resultado muy útil y que consiste en representar a los átomos por los símbolos correspondientes situado a su alrededor tantos puntos como electrones de valencia presenta el elemento tal como en los casos:

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; Con arreglo a la teoría del octeto, cada átomo se estabiliza compartiendo electrones hasta alcanzar la configuración de gas noble. Así la molécula de flúor F2 quedará estabilizada mediante el reparto de una pareja de electrones constituyendo un enlace covalente simple. En otros casos como en las moléculas del O2 y del N2 es preciso compartir dos o tres pares de electrones respectivamente, en este caso los enlaces constituidos son dobles o triples.

Cuando se trata de moléculas heteronucleares (formadas por átomos diferentes) el mecanismo será el mismo y los átomos enlazados compartirán los pares de electrones necesarios para que los átomos adquieran la configuración de gas noble.

Un caso particular del enlace covalente es cuando el par electrónico que se comparte lo suministra uno de los dos átomos que participan en el enlace, esto ocurre en el llamado enlace covalente dativo, como ejemplo citaremos el compuesto HClO3 Geometría de las moléculas. Para estudiar la geometría de las moléculas se utiliza la teoría Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV), cuya idea se basa en que la disposición geométrica de los enlaces alrededor de un átomo de una molécula depende del número total de pares de electrones de la capa de valencia del átomo, incluyendo tanto los pares enlazantes como los no enlazantes (solitarios). Para ello: -

Hay que representar la estructura de Lewis. Contabilizar el número de pares de electrones de la capa de valencia del átomo central.

Aplicar lo expuesto en la tabla adjunta:

Nº de pares de e-

Geometría

Tipo de molécula

Forma de la molécula

Ejemplo

Ángulo de enlace

2

Lineal

AX2

Lineal

BeH2

180º

3

Trigonal

AX3

Plana triangular

BCl3

120º

4

Tetraédrica

AX4

Tetraédrica

CH4

109,5º

AX3

Pirámide trigonal

NH3

109,5º

AX2

Angular

H2O

109,5º

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5

Bipirámide Trigonal

AX5

Bipirámide trigonal

PCl5

6

Octaédrica

AX6

Octaédrica

SF6

Polaridad de las moléculas. Polaridad de los enlaces. Si los electrones de los enlaces están igualmente compartidos por los dos átomos unidos, el enlace es covalente no polar o apolar, como en el caso de moléculas diatómicas homonucleares. Ej.: H2; Cl2 Si los dos átomos unidos son diferentes, los electrones del enlace están desigualmente compartidos y se establece un dipolo eléctrico, más o menos intenso según las electronegatividades relativas de los átomos unidos, el enlace covalente es polar, en la vencidad del átomo más electronegativo hay más densidad de carga negativa que en la vencidad del otro. Ej.: HCl. Polaridad de las moléculas. Para que una molécula formada por más de dos átomos sea polar, además de la diferencia de electronegatividades entre los átomos unidos debe existir una disposición geométrica adecuada de dichos átomos. Para ello, el átomo central de una molécula debe tener pares de electrones desapareados para que una molécula sea polar. Teóricamente, las moléculas apolares tienen un momento dipolar nulo (  0 ) , y las moléculas polares presentan un momento dipolar con un valor finito. El momento dipolar es un vector cuya dirección es la línea que une las cargas positivas a las negativas y cuyo módulo es la 

carga de una de ellas por la distancia entre ambas:  = q·d Propiedades. El tipo de enlace covalente, se presenta en sustancias cuyas características fundamentales son: 1. Cuando las sustancias forman moléculas gigantes enlazados sus átomos por enlaces covalentes, como ocurre en el diamante, la dureza es muy elevada y también son muy altos los puntos de fusión y ebullición. 2. Cuando las sustancias forman moléculas ordinarias enlazados sus átomos por enlaces covalentes, como ocurre con el cloro y con el oxígeno, la dureza es muy baja, se presenta en estado gaseoso o líquido y consecuentemente con bajos puntos de fusión y ebullición. 3. La baja o nula conductividad eléctrica es una de las características más significativas de todos los compuestos covalentes, como consecuencia de la no existencia de electrones o iones libres. 4. La solubilidad en agua, de estos compuestos, está condicionada a la formación de puentes de hidrógeno, de ahí que la mayoría de los compuestos covalentes sean poco solubles en agua y por el contrario muy solubles en disolventes apolares como el tetracloruro de carbono, benceno... 4. HIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES. Surge este concepto como consecuencia directa de la teoria del enlace de valencia. Según esta teoría un átomo puede formar tantos enlaces como electrones desapareados tenga, sin embargo existen algunos átomos que pueden formar más enlaces que electrones desapareados tiene. Estos

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MAYORES 25 - QUIMICA casos se explican admitiendo la existencia de un tipo de orbitales llamados orbitales híbridos que se forman promocionado un electrón desapareado a otro orbital desocupado de mayor energía mezclándose los orbitales para formar unos nuevos orbitales y que tienen todos ellos la misma energía.



Hibridación sp.

Este tipo de hibridación aparece en moléculas lineales triatómicas como el caso de BeCl2 Be: 1s22s2 El proceso de formación de un orbital atómico híbrido se entiende si admitimos que un electrón del orbital s pasa a otro orbital p. Se caracteriza sus moléculas por presentar geometría lineal con ángulos de 180º.



Hibridación sp2

Este tipo de hibridación se origina a partir de un orbital s y dos orbitales p, presentando una geometría plana triangular y formando ángulos entre sí de 120º. Ej.: BCl3



Hibridación sp3

Según el criterio anterior, estos orbitales híbridos se forman a partir de un orbital s y tres tipos p, adoptando una disposición tetraédrica con ángulos de enlace idénticos e iguales a 109,5º. Ej.: CH4 5. ENLACE METÁLICO Las elevadas conductividades térmicas y eléctricas de los metales sugieren que los electrones de valencia sean relativamente libres para moverse por la estructura del metal. Existen dos teorías para explicar el estado de los metales: 1º MODELO DE NUBE ELECTRÓNICA o GAS ELECTRÓNICO. Según este modelo, los electrones de valencia no están sujetos a un átomo determinado de la red cristalina sino que se mueven libremente por los huecos que existen entre los iones positivos que se forman al desprenderse los electrones de valencia de sus respectivos átomos. Los iones positivos que constituyen la red metálica se mantienen unidos por las fuerzas de atracción que se producen entre dichos iones y el gas electrónico.

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MAYORES 25 - QUIMICA El gas electrónico solo se da en los metales debido a que su energía de ionización es pequeña y presentan orbitales de valencia vacíos permitiendo desprenderse electrones de valencia y moverse con facilidad. Según este modelo, la estructura metálica es un conjunto de iones positivos que ocupa los vértices de la red y entre ellos se mueve libremente los electrones. Esta estructura explica la elevada conductividad electrónica de los metales y su capacidad de emitir electrones cuando se les calienta. 2º MODELO DE LAS BANDAS DE ENERGÍA. Esta teoría considera que los electrones de enlace no pertenecen a un único átomo sino al conjunto de la red (igual a la anterior) pero dentro de unos niveles de energía. Una banda consta de tantos niveles de energía como átomos de metal tenga ese trozo de metal. Estos niveles de energía están muy próximos por lo tanto aplicando una pequeña cantidad de energía se pueden hacer pasar electrones a niveles de energía superior inmediatos si no están ocupados. En los metales se superpone las bandas correspondientes a ciertos orbitales atómicos y por eso resulta fácil el paso de un nivel a otro, es decir, el paso del nivel de valencia al nivel de conducción (metales conductores). En los semiconductores las bandas no se superponen pero la diferencia de energía entre el nivel más alto de la banda inferior y el nivel más bajo de la banda superior es pequeño. En los aislantes no hay superposición de bandas y además el intervalo de energía entre la banda de energía y de conducción es muy grande. AISLANTE

Propiedades. La identificación del enlace metálico de las sustancias a partir de las propiedades de éstas, se justifica a partir de los siguientes hechos experimentales: 1. Son buenos conductores del calor y de la electricidad, como consecuencia de la movilidad electrónica. 2. Son opacos a la luz y presentan brillo metálico. 3. La naturaleza del enlace metálico justifica el que los metales sean sólidos a la temperatura ambiente (excepto el mercurio). 4. Generalmente la disposición de los átomos en los metales posibilitan la ductilidad (estirarse en hilos) y la maleabilidad (extenderse en láminas). 5. Algunos metales emiten electrones bien al ser iluminados (efecto fotoeléctrico) o al ser calentados (efecto termoiónico). 6. FUERZAS INTERMOLECULARES. En los puntos anteriores hemos abordado el estudio de las fuerzas intramoleculares, en esta sección vamos a tratar de dar una introducción al estudio de las fuerzas que operan entre las moléculas, es decir, las intermoleculares.

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MAYORES 25 - QUIMICA Se trata de fuerzas más débiles que las correspondientes a los enlaces anteriormente indicados, no obstante son responsables de algunas propiedades significativas, analizaremos dos tipos: las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno.



Fuerzas de Van der Waals.

Se puede comprender fácilmente que las moléculas polares se unan por las fuerzas electrostáticas entre los dipolos de sus moléculas. Son las llamadas fuerzas de Van der Waals y son bastantes débiles. Supongamos para mayor simplicidad la molécula monoatómica de helio, que por un instante debido al movimiento electrónico adopta una distribución eléctrica asimétrica. Esto induce otra deformación en la molécula o moléculas vecinas. La situación dura un tiempo brevísimo, ya que un instante después la orientación sería distinta, así como la inducción. Las fuerzas de Van der Waals son pues, debidas a la formación de dipolos instantáneos. Podemos destacar dos propiedades de las fuerzas de Van der Waals: -

Son fuerzas muy débiles. Estas fuerzas aumentan con el volumen molecular, ya que en tales condiciones se deforman más fácilmente las capas electrónicas externas de la molécula, es decir, la molécula se hace más polarizable.

Las fuerzas de Van der Waals también existen en las moléculas polares. En éstas, la acción de los dipolos permanentes se ve incrementada por la de los dipolos instantáneos, que además suelen ser más importantes. 

Puentes de hidrógeno.

Permite explicar la asociación molecular de moléculas como agua, amoniaco.... Postulaban sobre la necesidad de que existiese un átomo de hidrógeno ligeramente protonizable en una molécula que participan de la unión y en la otra un par de electrones solitarios, como condiciones para que constituyera un puente de hidrógeno. Por lo tanto, el enlace por puente de hidrógeno une dos átomos de pequeño tamaño y fuertemente electronegativos al átomo de hidrógeno que actúa como puente, entre los átomos que se unen al hidrógeno citaremos especialmente el flúor, oxígeno y nitrógeno.. El átomo fuertemente electronegativo de la segunda molécula ha de poseer al menos un par de electrones no compartidos. El enlace se puede suponer que se forma por la atracción electrostática que ejerce el átomo fuertemente electronegativo sobre el átomo de hidrógeno parcialmente positivo de la otra molécula. Este tipo de enlaces permite, entre otras propiedades, poder explicar la notable elevación del punto de ebullición del agua con respecto a la que teóricamente debería de tener sin considerar este tipo de uniones.

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MAYORES 25 - QUIMICA EJERCICIOS ENLACE QUÍMICO Ejercicio 1. Dados los elementos A, B y C de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente. a) Determine sus configuraciones electrónicas. b) Diga el grupo y periodo al que pertenecen cada uno. c) Indique el tipo de enlace que se produciría en las uniones A-A y A-B. Ejercicio 2. Cuatro elementos diferentes, A, B, C y D tienen números atómicos 6, 9, 13 y 19 respectivamente. Se desea saber, sin necesidad de identificarlos: a) La configuración electrónica y el número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) El orden de menor a mayor según su electronegatividad. c) La fórmula de los compuestos resultantes al combinarse B con cada uno de los restantes elementos, así como el tipo de enlace que formarán. Ejercicio 3. Los elementos A, B, C y D ti...