Enlace químico

Química 2º bachillerato Octubre 2012

Francisco José Navarro

1. Introducción

• Nada existiría sin los enlaces entre los átomos.

• Sólo existen uniones estables energéticamente

– Un enlace químico es el responsable de la unión estable entre dos o más átomos.

– Los átomos se unen para disminuir su energía interna (al menos 125 kJ/mol) y aumentar su estabilidad

• Estructura de enlace: transferencia total o parcial de electrones

1. Introducción

• Los modelos para explicar los enlaces químicos deben explicar al menos:

1. Proporciones en que se hallan los átomos en cada sustancia pura y nº total de átomos en ella

2. Geometría espacial de las moléculas.

3. Energía de enlace que mantiene unidos a los átomos.

4. Propiedades de las sustancias

2. Enlace y estabilidad energética

• Curvas de Morse – Experimentalmente podemos obtener datos

para construir las curvas de Morse: visualizan Energía de un sistema formado por dos átomos (A-B) vs. distancia entre ellos.

• En relación a distancia r entre A y B: – r grande: sin influencia mutua. E inicial = 0

– r disminuye: fuerzas atractivas (corto alcance) de núcleo A-nube B

– r disminuye mas: interacciones entre nube A-nube B que originan fuerzas repulsivas (efecto mayor a distancias más cortas)

2. Enlace y estabilidad energética

• Curvas de estabilidad energética – Representa el balance de fuerzas atractivas y

repulsivas.

– Valor mínimo de la energía del sistema A-B • Energía de enlace (profundidad del pozo de

potencial) relacionado con la estabilidad de la unión. Es la energía que se DESPRENDE en la formación de este enlace.

• Distancia de enlace (do): distancia a la que E=E enlace.

• Energía de disociación: energía necesaria para romper un enlace formado.

2. Enlace y estabilidad energética

• Curvas de inestabilidad energética – Representa uniones de átomos en los que la

situación final NO ES ESTABLE

– Los átomos se van a separar de forma espontánea.

– Puedo imaginar lo que quiera….pero………… ¡no todas las uniones serán posibles!

2. Enlace y estabilidad energética

• Regla del octeto (Kossel-Lewis, 1916): los átomos que pueden contener ocho electrones (octeto=ns2np6) en su capa externa, representan una disposición especialmente estable.

• Los átomos se enlazan (ceden, captan, comparten electrones) para alcanzar la configuración de octeto en sus capas externas Estabilidad

• Se cumple para átomos de los periodos 1, 2 y 3

2. Enlace y estabilidad energética

• Limitaciones de la regla del octeto:

– El hidrógeno es estable con dos electrones en su capa 1s2

– Octeto expandido: elementos con orbitales d (periodo 3 en adelante), que pueden rodearse de MAS DE OCHO electrones. (Ej. PCl5)

– Octeto incompleto: algunos elementos se estabilizan con MENOS DE OCHO electrones a su alrededor (Ej. BF3)

3. Enlace iónico: etapas • ¿Cuándo y cómo se forma?

– Elemento metálico (muy electropositivo) que se aproxima a elemento no metálico (muy electronegativo).

– El metal cede electrones y se convierte en catión. – Los electrones cedidos por el metal, son captados por

el no-metal quedando convertido en un anión. – Formación de una estructura tridimensional sólida

por unión (fuerzas electrostáticas atractivas) entre iones de cargas opuestas: red de iones + y -.

– No existen moléculas individuales.

3. Enlace iónico • Justificación energética del enlace iónico

• Si sólo tenemos en cuenta los procesos 1 y 2, ΔEtotal=495-349,5=+145,5 kJ/mol. En este caso el sistema AUMENTARÍA su energía, y no habría estabilización. • Pero los compuestos iónicos mantienen los iones en forma de red, ya que si además tenemos en cuenta el proceso 3 que es la etapa de FORMACIÓN DEL CRISTAL, por atracción electrostática entre los iones, observamos que se libera la llamada ENERGÍA DE RED (U=ΔE´´=-765 kJ/mol) •Globalmente hablando se observa que el sistema libera -619,5 kJ/mol y por lo tanto se estabiliza.

3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas

• Iones de carga opuesta en contacto mutuo => INCOMPRESIBLES • Iones prácticamente fijos (el efecto de la temperatura sólo ocasiona 1 GL, vibración) que ocupan:

1. Los nudos o vértices de los retículos cristalinos o redes espaciales

2. Los centros de las caras 3. El centro del cuerpo del poliedro que forma la

red cristalina •Celdilla unidad: El más sencillo de los poliedros que se pueden formar con un retículo (red) cristalino.

3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas (en general)

• En general encontramos SIETE TIPOS de retículos cristalinos: 1.Triclínico. (1) 2.Monoclínico: simple y de bases centradas. (2) 3.Rómbico: simple, centrado, de bases centradas, y de caras y bases centradas. (4) 4.Romboédrico (1) 5.Hexagonal (1) 6.Tetragonal: simple y centrado. (2) 7.Cúbico: simple, centrado y de caras centradas. (3)

Las redes cristalinas (14 tipos: redes de Bravais) Los componentes elementales de un cuerpo sólido pueden ser de cuatro tipos: Átomos: partículas elementales de materia con carga eléctrica neutra. Iones: átomos con carga eléctrica negativa (aniones) o positiva (cationes) debido a la transferencia o recepción, respectivamente, de uno o más electrones. Grupos iónicos: agrupación de varios iones del mismo o diferentes elementos químicos. Moléculas: agrupación de varios átomos del mismo o de diferentes elementos.

3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas iónicas

• ÍNDICE DE COORDINACIÓN (IC): número de iones de carga opuesta que rodean a uno dado. Pueden ser distintos para catión y anión, pero siempre en relación inversa a su proporción en la red. Depende de: Tamaño de los iones (más bien de la diferencia de tamaño entre ellos). El radio de los iones marcará la distancia de enlace. Carga de los iones. Los iones se agruparán de modo que garanticemos que la carga global es cero (electroneutralidad)

3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas iónicas

3.1 Enlace iónico: Redes cristalinas iónicas

CsCl: Relación de cargas 1:1 (+1,-1) Iones de tamaño similar IC=8 Red cúbica centrada en el cuerpo Fórmula: Cs8Cl8, que queda CsCl

NaCl: Relación de cargas 1:1 (+1,-1) Iones de tamaño diferente 6 Na+1 alrededor del Cl-1 y 6 Cl-1 alrededor del Na+1, por lo que IC=6 Red cúbica centrada en caras Fórmula: Na6Cl6, que queda NaCl

3.2 E. Iónico: Energía reticular

• Definición: U (kJ/mol): Energía que se desprende al formarse un mol de cristal al partir de sus iones componentes en estado gaseoso. Cuanto mayor U, más estable será el cristal.

• Cálculo: Ec de Madelung K= constante de Coulomb= 9.109 Nm2/c2

Z1 y Z2 = carga de los iones (valor absoluto) e = carga del electrón = 1,6 . 10-19C NA = nº Avogadro = 6,023 . 1023 unidades/mol M = Constante de Madelung, que depende del tipo de red cristalina. do= distancia intermolacular n = factor de compresibilidad del cristal o coeficiente de Born n=(ncation+nanión)/2

3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular

• Medida: U (kJ/mol)

No se conocen con precisión M y n (errores de cálculo) Acudimos a un método experimental basado en la hipótesis:

“TODO PROCESO PUEDE PRODUCIRSE EN UNA ETAPA DE COMBINACIÓN QUÍMICA DIRECTA (AB) CON SU CALOR DE REACCIÓN, O MEDIANTE UNA SERIE DE PROCESOS PARCIALES LIGADOS AL TRANSCURSO QUE HEMOS SUPUESTO A NIVEL ATÓMICO PARA EL PROCESO GLOBAL, CADA UNO CON SU VARIACIÓN ENERGÉTICA PROPIA (ACDB)”

La totalidad de ΔE deberá ser igual por ambos caminos (ley de Hess)

3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular

a) Haz un esquema del ciclo de Born-Haber para el NaCl. b) Calcula la energía reticular del NaCl(s), a partir de los siguientes datos: • Entalpía de sublimación del sodio = 108 kJ/mol • Entalpía de disociación del cloro = 243,2 kJ/mol • Entalpía de ionización del sodio = 495,7 kJ/mol • Afinidad electrónica del cloro = -348 kJ/mol • Entalpía de formación del cloruro de sodio = -401,8 kJ/mol

SOLUCIÓN b) U = -779,1 kJ/mol

3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular

3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular

ΔHf0 = ΔHsublimación+ EI + 1/2 ΔHdisociación + U

U= +ΔHf0 – ΔHsublimación- EI - 1/2 ΔHdisociación

PROCESOS QUE PUEDEN EXISTIR:

•Sublimación del metal •Disociación de las moléculas del no metal •Ionización del metal(+1,+2..) •Sublimación o vaporización del no metal •Ionización del no metal(-1,-2,…) •Formación de la red cristalina

3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y energía reticular

4 Propiedades de las sustancias iónicas

1. Sólidos a temperatura ambiente, con elevados puntos de fusión. Hay que romper una red 3D, y su p.f. Será mayor cuanto mayor sea U (kJ/mol)

2. Solubles en disolventes polares. • Las moléculas de disolvente rodean a los iones y establecen

fuertes interacciones con los iones, mayores que las que mantienen unidos a estos en la red.

• Ruptura de la red. • Solvatación de los iones (rodeados de moléculas de agua mediante fuerzas intermoleculares)

Características del enlace Propiedades de las sustancias.

4 Propiedades de las sustancias iónicas

3. No conducen la electricidad en estado sólido. Red rígida con los iones y las cargas localizadas, y por tanto aislantes.

4. Conductores de la electricidad DISUELTOS O FUNDIDOS • Ruptura de la red y movimiento de iones. Ante la presencia de

un campo eléctrico, los iones viajan al electrodo de signo opuesto (conductores de segunda especie = transporte de carga utilizando iones) intermoleculares)

5. Duros y frágiles. • Dureza: resistencia al rayado. Rayar un cristal iónico es romper

la red iónica, lo que requiere vencer la fuerza de atracción electrostática 3D.

• Fragilidad: resistencia a golpes. Los golpes provocan enfrentamiento de capas ++ y --

5. Enlace covalente • ¿Cuándo se produce? Cuando se combinan átomos de

elementos alta electronegatividad (no metálicos).

• ¿Porqué se produce? Los átomos comparten parejas de electrones y ello supone estabilización energética que consiguen COMPARTIENDO PAEJAS DE ELECTRONES.

• ¿Qué tipos de enlaces tendremos?

5. Enlace covalente

• ¿Qué tipos de sustancia covalentes encontramos?

1. Covalentes moleculares: Cuando se combinan un nº reducido de átomos (agua, amoniaco, dióxido de carbono). En estado sólido o líquido existen fuerzas intermoleculares.

2. Redes atómicas covalentes o sólidos covalentes: Se combinan en 3D un elevado nº de átomos compartiendo parejas de electrones (diamante, grafito, sílice)

5. Enlace covalente

• ¿Cómo se representan las moléculas covalentes? – Estructuras o diagramas de Lewis:

• SÓLO representamos los electrones de las capas de valencia

• No pretende establecer geometría molecular.

• Pares de enlace: entre dos átomos A-B (pe)

• Pares no enlazante, solitarios o pares no compartidos (pnc)

ENLACES SENCILLOS

5. Enlace covalente

ENLACES DOBLES Y TRIPLES

5. Enlace covalente ENLACES COVALENTE DATIVO

•En esta covalencia, los DOS electrones del enlace son aportados por uno de los átomos (DADOR), mientras que el otro (ACEPTOR) no aporta electrones. •Se representa con una flecha que va del DADORACEPTOR

5. Enlace covalente ¿CÓMO ESTABLECEMOS LA ESTRUCTURA DE LEWIS?

5. Enlace covalente ¿CÓMO ESTABLECEMOS LA ESTRUCTURA DE LEWIS?

ELEMENTO CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA ELECTRONES DE VALENCIA

CAPACIDAD DE LA CAPA DE VALENCIA

S [Ne]3s2 3p4 6 x 1 = 6 8 X 1 = 8

0 1s2 2s2 2p4 6 x 3 = 18 8 X 3 = 24

H 1s1 1 x 2 = 2 2 X 2 = 4

TOTALES (suma): A =26 e de valencia disponibles N = 36

S= N-A = 36-26 = 10 electrones compartidos

(5 pares de enlace) (5 pe)

A-S = 26-10 = 16 electrones solitarios

(8 pares solitarios) (8 pnc)

…distribuir…

EJEMPLO: H2SO3 (ácido sulfuroso)

5. Enlace covalente: Resonancia •Formas alternativas de representación, llamadas formas resonantes o canónicas. Ninguna de ellas es la imagen exacta. •La realidad es un intermedio o mezcla de todas ellas, y se conoce como híbrido de resonancia. •Los electrones están deslocalizados, los pe no están asignados a una pareja de átomos en concreto, sino compartidos pos toda la molécula. •Ocurre especialmente en moléculas con = especialmente si están conjugados (alternos =-=)

5. Enlace covalente: Resonancia

6. Parámetros moleculares:

• Energía de enlace (kJ/mol): aquella que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en su estado gaseoso y fundamental

• Se obtiene a partir del proceso inverso (energía de disociación)

5. Parámetros moleculares:

• Longitud de enlace (Å): distancia de equilibrio entre núcleos atómicos correspondiente al valor de la E de enlace en la curva de acercamiento interatómico. (Distancia internuclear)

• Son valores promedio ya que varía constantemente y está afectado por los átomos vecinos

• A-B < radio A+ radio B debido a un % de cter. Iónico en el enlace (diferencia de electronegatividades)

Radios Atómicos (Å)

5. Parámetros moleculares:

• Ángulo de enlace: ángulo hipotético entre un átomo central y dos o más unidos a él.

• Está muy afectado por la repulsión de los pares electrónicos del átomo central:

pne - pne > pne-pe > pe-pe

Repulsión electrostática

5. Parámetros moleculares:

• Polaridad de los enlaces.

– La diferencia de electronegatividades indica la polaridad de un enlace.

– Se mide mediante el momento dipolar (D) del positivo al negativo (1D=3,338.1030Cm)

5. Parámetros moleculares

• Polaridad de moléculas – Momento dipolar de una molécula = suma vectorial de los momentos

dipolares de los enlaces.

5. Parámetros moleculares

Polaridad de moléculas…. ¿Puedes justificar estos valores?

7. Teoría del enlace de valencia (TEV) Propuesto por L. Pauling 1939

• Orígenes – Nuevo modelo que explica características

del enlace covalente no explicadas.

• Principios

– 1. Acercamiento de dos orbitales atómicos (OA) con electrones despareados

– 2. Posterior superposición (solapamiento) se produce el apareamiento de los espines electrónicos, originando un aumento de la densidad de carga en el espacio entre los núcleos.

7. Teoría del enlace de valencia (TEV) Propuesto por L. Pauling 1939

• Principios

– Para que el solapamiento sea eficaz, los OA deben tener un tamaño comparable, y aproximarse con la orientación correcta.

7. Teoría del enlace de valencia

• ¿Por qué ocurre? Fuerzas y energía

– Al aproximar, aparecen nuevas interacciones atractivas (núcleo A-nube B) y repulsivas (núcleo A-núcleo B).

– Las interacciones atractivas estabilizan el sistema (disminuyen la energía) y las repulsivas al revés.

– Enlace: cuando se aproximan a la longitud de enlace.

Dos átomos de H. Dos OA con 1 e desapareado en cada uno. Solapamiento y atracción creciente. Mínima E en la distancia de enlace. Mucha repulsión a d menores.

7. Teoría del enlace de valencia (TEV)

• Solapamientos de OA σ (frontal) y π (lateral) – El solapamiento π es más débil que el σ ya que a la

distancia de enlace hay menos superposición de las nubes electrónicas.

s-p

px-px

pz-pz

7. Teoría del enlace de valencia (TEV)

• Enlaces simples: σ (frontal) • Enlaces doble: σ (frontal) y π (lateral) • Enlace triple: σ (frontal) y dos solapamientos tipo π

(laterales)

7. Teoría del enlace de valencia (TEV) Hidridación

• Hibridación= recombinación de orbitales atómicos

• Nº de OA solapados= nº de OH formados

7. Teoría del enlace de valencia

(TEV)

• Híbridos sp

1s + 1p= 2 sp

Geometría lineal

180º

Be Cl2

7. Teoría del enlace de valencia

(TEV)

• Híbridos sp2

1s + 2p= 3 sp2

Geometría triangular

120º

B F3

7. Teoría del enlace de valencia

(TEV)

• Híbridos sp3

1s + 3p= 4 sp2

Geometría tetraédrica

109,5º

C H4

7. Teoría del enlace de valencia (TEV) Hibridación

• Híbrido sp

1s + 1p= 2 sp

Geometría lineal

180º

COMPUESTOS ACETILÉNICOS •2 AO sin hibridar que solapan en pi mediante dos solapamientos perpendiculares entre si. •1s+1p = 2 sp que se solapan en sigma •Cada átomo de C utiliza: 2 OA (p) para solaparse lateralmente (pi) con los otros dos AO(p) del otro C. 1 sp para solaparse frontalmente (sigma) con el 1sp del otro C 1sp para solaparse con el OA (1s) del átomo de H

• Híbrido sp2

1s + 2p= 3 sp2

Geometría triangular

120º COMPUESTOS ETILÉNICOS •1 AO sin hibridar que solapa en pi •1s+2p = 3 sp2 que se solapan en sigma •Cada átomo de C utiliza: 1 OA (p) para solaparse con otro OA (p) del otro C mediante pi. 1 sp2 para solaparse con el otro sp2 del otro C 2 sp2 papa solaparse en sigma con 2 átomos de H

• Híbrido sp3

1s + 3p= 4 sp2

Geometría tetraédrica

109,5º COMPUESTOS ACETILÉNICOS • No hay AO sin hibridar. •1s + 3p = 4 sp2 que se solapan en sigma. •Cada átomo de C utiliza: 1 C-C en sigma 3 C-H en sigma (1s del H – 1sp3 del C)

Estructura del benceno

Solapamiento π que origina una nube de 6e, deslocalizada entre los 6 átomos de C

7. Teoría del enlace de valencia (TEV)

• Conclusiones:

– El enlace doble no es suma de dos sencillos (teoría de Lewis)

– Los enlaces π son más débiles por el tipo de solapamiento lateral que genera mayores repulsiones.

– En los enlaces dobles y triples, los enlaces π son mas débiles, y ello provoca en algunas ocasiones su ruptura, permaneciendo el enlace σ

8. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia

(RPECV) TIPO: AB2 AB3 AB4 AB5 AB6

8. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia

(RPECV)

TIPO: AB2P

TIPO: AB3P AB2P2

pne - pne > pne-pe > pe-pe

Repulsión electrostática

8. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia

(RPECV)

TIPO: AB4P , AB3P2 , AB2P3

8. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia

(RPECV)

TIPO: AB5P , AB4P2

8. Método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia

(RPECV)

TIPO: VARIADOS

A modo de resumen…

9. Propiedades de las sustancias covalentes

Características del enlace Propiedades de las sustancias.

1. Estado de agregación: •Sólidos covalentes: en los nudos de la red tenemos átomos unidos por enlace covalente, lo que supone que tengan elevados p.f. (diamante, grafito, sílice) •Sustancias covalentes moleculares. Se pueden presentar en diferentes estados de agregación según p y T, y según el tipo de interacción intermolecular:

• Gaseosos: N2, O2, propano… • Líquidos: agua, Br2, metanol,… • Sólidos moleculares: I2 en los nudos de la red tendremos moléculas (con átomos unidos por enlace covalente) unidas por fuerzas intermoleculares (entre moléculas). En general tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.

9. Propiedades de las sustancias covalentes

2. Solubilidad. Solubles en disolventes de polaridad

semejante: •DISOLVENTE POLAR (AGUA, AMONIACO..): disuelve a moléculas polares (alcohol,…). •DISOLVENTE APOLAR (GASOLINA, CC4, ..), disuelven a moléculas apolares (grasas).

Jabón y la limpieza: Frotar con agua no sirve para quitar las manchas de grasa…¿porqué?

SEMEJANTE DISUELVE A SEMEJANTE

9. Propiedades de las sustancias covalentes 3. Conductividad eléctrica: •Moléculas con en. covalentes localizados: No conducen la electricidad en ningún estado, ya que no hay movilidad de cargas. •Moléculas que tienen electrones deslocalizados, son conductores. Grafito, con una enorme cantidad de electrones tipo π con movilidad.

4. Dureza: •Sólidos covalentes (diamante, sílice…) son:

Duros: para rayarlos hay que romper enlaces covalentes entre átomos.

Frágiles: al tratar de aproximar los átomos más allá de la distancia de enlace, las repulsiones crecen y el cristal se rompe.

•Sólidos moleculares: blandos y elásticos, ya que al rayarlos o golpearlos, sólo alteramos las interacciones intermoleculares (mucho más débiles) y no alteramos los enlaces covalentes.

Escala de Mohs de dureza

9. Propiedades de las sustancias (en general)

Características del enlace Propiedades de las sustancias.

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm

10. Fuerzas intermoleculares

• Tipos de enlaces:

– E de 125 a 1100 kJ/mol: enlaces intramoleculares (entre átomos) iónico y covalente.

– E < 40 kJ/mol: enlaces intermoleculares (entre moléculas) son interacciones:

• 8-40 kJ/mol: Enlace de hidrógeno

• 1-7 kJ/mol: Fuerzas de Van der Waals – Moléculas polares (dipolos permanentes)

– Moléculas apolares (dipolos inducidos)

10. Fuerzas intermoleculares

1. Enlace de hidrógeno (o puente de H):

– Moléculas: H-X (X muy electronegativo y pequeño F, O, N). H2O, HF y NH3, fenoles, alcoholes, proteínas, ADN…

– Desplazamiento de la nube hacia X, dejando gran densidad de carga positiva sobre H

– Explica anomalías en p.f. Y p.e., y por tanto en su estado físico.

10. Fuerzas intermoleculares

• Ejemplos en los que el enlace de H explica anomalías:

Hielo que flota en agua

p.f. Y p.e de hidruros no metálicos

ADN y doble hélice

Proteínas con –H-

10. Fuerzas intermoleculares

2. Dipolo-dipolo: Moléculas con momento dipolar distinto de cero.

Alteran p.f. y p.e. haciendo que sea mayor que aquellas moléculas (de similar masa molecular) apolares

(p.e. HCl=-85ºC; F2= -188ºC)

10. Fuerzas intermoleculares

3. Fuerzas ión-dipolo: Origina la solvatación de un ión, es decir, se rodea de dipolos orientados. Si la energía de solvatación es mayor que la energía de red (U), se produce la disolución de la red iónica.

4. Fuerzas dipolo-dipolo inducido: -Inducir un dipolo es deformar su nube electrónica para

que se agrupe en un extremo de la misma. Sólo se produce en moléculas grandes.

- Responsable de que el Cl2 se disuelva en amoniaco.

5. Ión-dipolo inducido. • Similar a la anterior. • Explica la interacción entre I2 y I-1

10. Fuerzas intermoleculares 6. Fuerzas de dispersión o fuerzas de London. - Justifican anomalías entre moléculas apolares mediante

formación de dipolos instantáneos (deformaciones ocasionales) que polarizan a la molécula vecina (dipolo inducido).

- Aparecen fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido. - Aumentan con la masa molecular, aunque también

dependen de su forma ( alargadas > redondas ) ya que permite mayor nº de contactos

11. Enlace metálico

• Formado por combinación de átomos con electronegatividades parecidas y bajas (metales).

• Pueden ser del mismo elemento (Fe, Cu,…) o de varios (aleaciones)

• Su estructura se explica mediante dos modelos:

– Modelo del mar de electrones

– Teoría de bandas

12. Teorías del enlace metálico

• Modelo del mar de electrones

– Metales: pocos electrones en su capa de valencia.

– En el modelo, todos han liberado (cedido) sus electrones de valencia y se mueven libremente (mar de electrones) entre los iones que mantienen sus posiciones en los nudos de la red metálica.

– Simple pero eficaz: explica la mayor parte de las propiedades de los metales.

– Limitaciones con la conductividad eléctrica

12. Teorías del enlace metálico • Teoría de bandas:

– Utiliza el concepto del orbital molecular (Teoría del orbital molecular TOM) basado en la teoría cuántica (no todo está permitido).

– Los OM estás deslocalizados por toda la molécula • Al combinar dos OA (orbitales atómicos) se

forman dos OM (orbitales moleculares), uno enlazante (menor energía) y otro antienlazante (mayor energía).

• Se llenan con los mismos principios que los OA.

• Explica estructura y algunas propiedades de moléculas y metales, así como la existencia/inexistencia de otras moléculas.

12. Teorías del enlace metálico

• Teoría de bandas para los metales: – Se combinan n-Na, por lo que se forman n-OM

enlazante y n-OM antienlazante.

– La energía de los OM está muy próxima entre sí, por que hablamos de bandas, llegando a contactar los enlazante y antienlazante.

– Para n-Na, (3s1) tendremos n-electrones de valencia

12. Teorías del enlace metálico

• (a) Conductores metálicos: Para el, sus OM enlazantes están ocupados por electrones de valencia que forman la banda de valencia, que a su vez conecta con los OM antienlazantes de la banda de conducción que está vacía.

• (b) Aislantes: En otros casos ambas bandas no están conectadas. Los e- no pueden pasar a la banda de valencia.

• (c) Semiconductores: Al añadir impurezas o aumentar T y/o P, se consigue que las bandas se junten, logrando aproximar lo suficiente la banda de conducción para que la alcancen los electrones.

13. Propiedades de las sustancias metálicas

1. Sólidos (menos Hg, líquido) a T ambiente. Su punto de fusión es menor que los compuestos iónicos.

2. Alta conducción de la electricidad y del calor. Debido a la total movilidad electrónica. Conductores de primera especie (sólo se

mueven los electrones) Su conductividad disminuye al aumentar la T

ya que aumenta el rozamiento entre los electrones.(Superconducción ??)

Características del enlace Propiedades de las sustancias.

13. Propiedades de las sustancias metálicas 3. Dúctiles (hilar) y maleables (laminar). Se debe a que al ejercer fuerza, no se generan

nuevas repulsiones.

4. Brillo metálico.

No absorben ninguna de las radiaciones que les llegan (Hg).

Algunos absorben algunas y reflejan el color complementario de las que absorben (Cu, Au)