UD. 3 ENLACE QUÍMICO - alquimica.esalquimica.es/wp-content/uploads/2016/09/ud3_Enlace_quimico-1.pdf · Primero calculamos los electrones de valencia y el total de electrones que

I.E.S. Virgen del Puerto Química 2º Bachillerato 2017/2018

UD. 3 ENLACE QUÍMICO

1. INTRODUCCIÓN

(En la naturaleza, todos los elementos químicos a excepción de los gases nobles, se encuentranformando moléculas. Si consideramos que todo proceso natural tiende a estabilizarse de manera espontánea (tiende aconseguir un estado de mínima energía) podemos deducir que la formación de moléculas origina ladisminución de la energía interna que poseen los átomos por separado y, por tanto, aumenta laestabilidad.Estructuralmente, los enlaces se forman mediante la transferencia total o parcial de electronesentre átomos).

2. ENLACE Y ESTABILIDAD ENERGÉTICA

Mediante las curvas de Morse, se puede visualizar la formacióny las características energéticas de los enlaces químicos. Enellas se representa la variación de energía en función de ladistancia que separa a dos átomos y de las fuerzaselectrostáticas que intervienen:Cuando los dos átomos están lo suficientemente separados elsistema tiene una energía inicial que puede considerarse nula.Al irse aproximando, el núcleo de un átomo comienza a ejercerfuerzas atractivas sobre la nube electrónica del otro y viceversa,lo que produce una disminución energética que estabiliza el sistema llegando a un mínimo deenergía. Esa distancia, d0, se denomina distancia de enlace. A partir de esa distancia, comienzan ainteraccionar las nubes electrónicas entre sí mediante fuerzas repulsivas, lo que origina un aumentode energía. El valor energético correspondiente a la distancia de enlace es la energía de enlace.

Regla del octetoLa elevada estabilidad de los gases nobles, a excepción del He, se debe a que tienen la capaelectrónica externa llena (ns2 np6); por lo que el resto de los elementos químicos tenderán a tener 8electrones en la última capa para alcanzar una situación de elevada estabilidad: es lo que se conocecomo regla del octeto.

La formación de enlaces la justificaremos mediante esta regla: los átomos en la formación deenlaces van a ceder, captar o compartir electrones con el fin de alcanzar 8 electrones en su capa. (Esuna regla que se cumple, y no siempre, en los átomos de los 3 primeros periodos).

Las limitaciones de esta regla son:

➢ El hidrógeno es estable con solo dos electrones en su capa 1s.

➢ Octeto expandido: algunos elementos a partir del tercer periodo, al tener orbitales d, pueden

rodearse de más de ocho electrones. ➢ Octeto incompleto: otros elementos se estabilizan con menos de ocho electrones a su

alrededor: el B con seis electrones y el Be con 4.

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3. ENLACE IÓNICO.Se forma cuando uno o varios átomos poco electronegativos ceden electrones a otro u otros muyelectronegativos (metal-no metal). Cuando se forman una gran cantidad de estos iones se produceuna estructura sólida denominada red cristalina en la que el catión se rodea del mayor número deaniones posibles y viceversa, debido a las atracciones coulombianas entre ellos.

Energía Reticular (U). Se define como la energía que se desprende al formarse un mol de un cristal iónico a partir de losiones que lo componen en estado gaseoso. Es una medida de la estabilidad del cristal iónico el cualserá más estable cuanto menor sea su energía reticular.Se calcula teóricamente mediante la ecuación de Born-Landé:

U=-N A K Z+ Z - e2 M

d0

(1−1n) → U ∝-

Z+ Z -

d0

donde: NA es el número de Avogadro.K es la constante de Coulomb en el vacío.Z+ y Z- son las cargas de los iones en valor absoluto.e es el valor absoluto de la carga del electrón.M es la constante de Madelung (depende del tipo de red cristalina)d0 es la distancia de enlacen es el coeficiente de Born (el factor de compresibilidad del cristal)

De forma cualitativa, se puede deducir la variación de la energía reticular a partir de la carga de losiones y de la distancia de enlace.

Ejemplo 1Ordena de mayor a menor energía reticular, los siguientes compuestos: MgS; LiBr; LiCl; MgO.

La energía reticular en valor absoluto aumenta con la carga de los iones y disminuye con ladistancia internuclear, si no tenemos en cuenta la influencia de la constante de Madelung ni elfactor de compresibilidad. En este caso, el producto Z+ Z - valdrá 4 para las sustancias MgS y MgO, mientras que para LiBr yLiCl solo valdrá 1. Es decir, teniendo solo este factor en cuenta, se cuadruplica el valor de U paraMgS y MgO, respecto de LiBr y LiCl. El valor de la distancia internuclear será la suma de losradios iónicos. Entre MgS y MgO será mayor para el primero, pues en el mismo grupo el radioaumenta a medida que aumenta Z, y entre LiBr y LiCl también será mayor d0 para el primero poridéntico motivo. En todo caso, las distancias internucleares de ambas parejas nunca tendrán valores tan diferentescomo para superar el factor 4 debido a la carga de la primera, por lo que la ordenación decrecientede energía reticular en valores absolutos será: MgO >MgS > LiCl > LiBr.



Ciclo de Born-HaberMuchas veces no es posible realizar el cálculo de la energía reticular porque no se conoce conprecisión ni el valor de la constante de Madelung ni el del factor de compresibilidad.

Pero existe una forma alternativa para calcular U que se basa en la ley de Hess: “si uno o másreactivos reaccionan para dar uno o varios productos, el calor de reacción liberado o absorbido esel mismo si la reacción transcurre en una etapa directa o en más etapas.

Tomando como base esta ley y mediante una serie de reacciones químicas de las que se conoce laenergía puesta en juego en cada una de ellas, llegamos al cristal iónico desde los elementosquímicos en su estado natural. Este procedimiento se conoce como ciclo de Born-Haber.

Ejemplo 2

Determine la energía reticular del bromuro de potasio sabiendo que en condiciones estándar elpotasio es sólido y el Br2 es líquido. Escriba todas las reacciones del ciclo de Born Haber. Datos: ∆ H f (bromuro de potasio )=Q=391,8kJ /mol ∆ H sublimación ( K )=81,26 kJ /mol

∆ H vaporización ( B r2 )=30,7 kJ /mol ∆ Hdisociación ( B r2 )=193,5 kJ /mol

Eionización ( K )=418,4kJ /mol E A (Br)=– 321,9 kJ /mol

Para determinar la energía reticular partimos de la reacción de formación del bromuro de potasio. Apartir de ella, tenemos que transformar los reactivos en iones gaseosos, pues es con los ionesgaseosos como se define la energía reticular.



Propiedades de las sustancias iónicas

➢ Son sustancias sólidas.

➢ La dureza (resistencia que tiene un material a ser rayado) es bastante grande, ya que para

rayarlas hay que romper enlaces electrostáticos que son fuertes. ➢ Tienen altos puntos de fusión y ebullición por el mismo motivo.

➢ Su solubilidad es buena en disolventes de tipo polar, como el agua. Las moléculas de este

tipo de disolvente rodean a los iones de la red, produciendo interacciones electrostáticas losuficientemente fuertes como para separarlos del cristal produciendo su disolución.

➢ La conductividad eléctrica es nula para los sólidos, puesto que aunque los iones poseen

carga, no se mueven al estar fijos en la red. En cambio, presentan alta conductividaddisueltas o fundidas, debido a la gran movilidad que presentan.

4. ENLACE COVALENTE.Este enlace se debe esencialmente a la compartición de electrones entre átomos, de manera que laenergía del sistema disminuye respecto de la que tenían los átomos separados. Se produce al unirseátomos con electronegatividades semejantes y elevadas (elementos no metálicos y/o el hidrógeno).

CovalenciaSe denomina así al número de electrones compartidos por cada elemento en un compuestocovalente.

Estructuras de Lewis En estas estructuras cada átomo se indica con su símbolo rodeado de unos puntos que representanlos electrones del último nivel. Estos pueden aparecer también como aspas (para diferenciarlos delos del otro átomo) o como rayas (en caso de pares electrónicos).

Los átomos se enlazan uniendo los electrones necesarios mediante líneas, de manera que al finalcada átomo esté rodeado de ocho electrones (menos las excepciones a la regla del octeto vistasantes), manteniendo como propios sus electrones de valencia.

En algunas moléculas puede darse la situación de que los dos electrones con los que se forma elenlace sean aportados por el mismo átomo; se trata de un enlace covalente coordinado o dativo. Eneste enlace, el átomo que pone a disposición el par electrónico se denomina dador, y el que los tomaes el aceptor. Se representa por una flecha que sale del átomo dador hacia el aceptor.

Reglas para diseñar fácilmente las estructuras de Lewis de moléculas complejas: ➢ Determinamos el total de los electrones de la capa externa de cada átomo (E), a este valor le

tenemos que sumar o restar los electrones correspondientes a las cargas.➢ Calculamos el total de electrones que caben en la capa de valencia de cada átomo (V).

Tenemos que tener en cuenta las excepciones a la regla del octeto

➢ Obtenemos el total de pares de electrones compartidos (C). C=V −E

2



➢ Calculamos los pares de electrones no enlazantes (N). N=E2−C

➢ Colocamos los átomos de la forma más simétrica posible, estableciendo cual es el átomo

central (normalmente el que tiene mayor covalencia o el menos electronegativo)➢ Unimos esos átomos con los enlaces que resultan de calcular C.

➢ Distribuimos N por los átomos hasta que todos tengan el octeto completo ( teniendo en

cuenta las excepciones).

Ejemplo 3

Obtén la estructura de Lewis para el H2SO3.

Primero calculamos los electrones de valencia y el total de electrones que caben en cada capa para,a partir de esos datos determinar los pares de electrones compartidos y los no enlazantes.

Elemento Configuración electrónica e – de valencia capacidad c. v.

H 1s1 1x2 = 2 2x2=4

O 1s2 2s2 2p4 6x3=18 8x3=24

S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 6 8

Total 26 36

C=V −E

2=

36−262

=5 N=E2

−C=262

−5=8

Determinamos el átomo central que en este caso y siempre que tengamos un oxoácido será elelemento que no sea O o H. Además, en los oxoácidos cada H va a estar unido a un O.Distribuimos los enlaces y los pares no enlazantes.

Verificamos la carga de los átomos contando los electrones que posee cada átomo en la estructurade Lewis y los que tiene en la capa de valencia.

-

+

Si apareciesen cargas tenemos que ver si mediante un enlace dativo desaparecen (cuanto menoscargas tenga una molécula más estable será)



ResonanciaCuando en una molécula existen dobles enlaces hay veces que la colocación de éstos nocorresponde a una posición fija, sino que pueden colocarse en varias posiciones diferentes en tornoa un mismo átomo. Todas estas posiciones representan las posibles estructuras de Lewis de lamolécula y todas contribuyen a la estructura final. Esta estructura final se denomina híbrido deresonancia, porque para construirla se tiene en cuenta todas las posibles distribuciones.

Cuando esto ocurre la distancia de enlace no corresponde a la de un enlace simple o a la de unodoble, tomando en realidad un valor intermedio entre ambas. Lo mismo ocurre cuando en lamolécula aparecen triples enlaces.

La existencia de formas resonantes conlleva un aporte energético negativo denominado energía deresonancia, que produce una disminución energética que estabiliza el sistema. Esta será mayorcuantas más sean las estructuras resonantes que se puedan postular para una molécula.

Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (T.R.P.E.C.V.)A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y muchas de las propiedades de lasmoléculas covalentes se explican por la forma que adquiere la molécula. Esta teoría complementa la teoría de Lewis para predecir cual va a ser la geometría de una moléculadada siguiendo la siguiente regla: “Los pares electrónicos (pares no enlazantes o enlaces) serepelen unos a otros, por lo que se sitúan espacialmente lo más alejados posible entre sí”.Teniendo en consideración dicha norma, la geometría de los tipos de moléculas más comunes es lasiguiente:

n.º paresde e -

Tipo demolécula

Geometría Ejemplo

2 AB2 Lineal BeCl2

3 AB3 Triangular plana BF3

3 AB2P Angular (distribución T.P) SO2

4 AB4 Tetraédrica CH4

4 AB3P Pirámide triangular (T) NH3

4 AB2P2 Angular (T) H2O



Teoría del enlace de valencia (TEV)

(Como se ha visto, las estructuras electrónicas de Lewis tienen limitaciones: la regla del octeto nosiempre se cumple y además, es necesario utilizar la TRPECV para poder explicar la geometría delas estructuras. Por esa razón, para explicar el enlace covalente se propuso en 1927 una nueva teoría, llamada deenlace de valencia, con un planteamiento totalmente diferente, ya que utiliza los orbitales atómicoscomo elemento clave.)

Según esta teoría, el enlace se forma por superposición de orbitales atómicos de dos átomosdiferentes, con un electrón cada uno. Al superponerse los dos orbitales atómicos se forma un orbitalde la molécula con dos electrones, que supone la formación de un enlace entre los dos átomos.Si los orbitales que se solapan son s o p , se pueden considerar dos tipos de enlaces: Enlace σ. Se forma por solapamiento frontal, deorbitales s o p consigo mismo o entre sí (enlacessencillos).Enlace π. Se forma por solapamiento lateral, delos orbitales p (dobles y triples enlaces).El enlace σ es más fuerte que el π, puesto quesu solapamiento es mayor.

En algunos casos, los electrones que estáninicialmente apareados pueden desaparearsepara participar en el enlace si existen orbitales vacíos en la misma capa. Así se explican lasvalencias anómalas que puedes presentar algunos átomos.

Hibridación de orbitales atómicos.En muchas moléculas, no se puede explicar su estructura real mediante el solapamiento de orbitalesatómicos. Para justificar la estructura real, la TEV emplea el concepto de hibridación: “es lacombinación lineal de orbitales atómicos de un mismo átomo para dar orbitales atómicos híbridos”

En este proceso de hibridación:➢ Los orbitales que interaccionan pertenecen al mismo átomo y casi siempre son de la capa de

valencia, por lo que tienen energía similar.➢ El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que

interaccionan.➢ Los orbitales híbridos se designan utilizando las letras correspondientes a los orbitales

atómicos que le dieron origen con un superíndice que indica los orbitales atómicos de cadatipo que participan en la hibridación.

➢ La orientación espacial de los orbitales híbridos depende de su número y sigue la TRPECV

Vamos a estudiar 3 tipos de hibridaciones: sp3, sp2 y sp.



Hibridación sp3.

El ejemplo más representativo de este tipo de hibridación se da en el átomo de carbono: si nosfijamos en su configuración electrónica, sólo presenta 2 electrones desapareados, lo que no explicalos compuestos que forma el C con 4 enlaces, como el CH4.

La manera de justificar los 4 enlaces es mediante una promoción electrónica: uno de los 2electrones que están en el orbital 2s pasa al 2p que está vacío. Pero este fenómeno todavía noexplica por completo la estructura del metano, puesto que los 4 enlaces de esta molécula son igualesy de los que puede formar el C excitado sólo lo serán los 3 p. Para poder definir perfectamente ladisposición espacial de los enlaces C-H tenemos que hacer uso de la hibridación: los 3 orbitales p yel s se combinan entre si para formar 4 orbitales híbridos iguales denominados sp3. Éstos estándistribuidos espacialmente lo más alejados entre sí, originando una disposición tetraédrica (con unángulo entre enlaces de 109,5º).

Hibridación sp2.Para explicar este tipo de hibridación seguiremos un razonamiento análogo al anterior, pero en estecaso con la molécula de BCl3. A tenor de la configuración electrónica del boro, cabría esperar sólo 1 enlace debido al únicoelectrón desapareado, pero no es así, presenta 3 uniones B-Cl formando un ángulo de 120º, lo queorigina una distribución espacial plana trigonal. La razón de esa distribución es la misma que antes:un electrón del orbital 2s promociona a un orbital 2p vacío y los 3 orbitales semillenos se combinanentre sí para originar 3 orbitales híbridos iguales sp2.

Hibridación sp.La molécula que emplearemos ahora será la del hidruro de berilio.El Be no tiene electrones desapareados, por lo que cabría pensar que no va a formar moléculas. Perolas forma lineales, con un ángulo de separación de los enlaces de 180º. Para llegar a esa estructuraocurre una promoción de uno de los dos electrones del orbital 2s a un orbital 2p vacío; esos 2orbitales se combinan entre sí y originan 2 orbitales híbridos sp.



PolaridadEn un enlace covalente, si la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo forman es mayorque 0,4 se produce una atracción de la nube electronica (los 2 electrones del enlace) hacia el átomocon mayor electronegatividad, generándose dos zonas cargadas, una positiva y otra negativa. Elátomo más electronegativo presentará la densidad de carga negativa (δ -) y el menos electronegativola positiva (δ +). Se crean de esa manera dos polos: el dipolo. La magnitud que mide la polaridad de la molécula se denomina momento dipolar (μ).

No solamente podremos hablar de polaridad de enlace, sino también de moléculas polares. En estecaso, diremos que una molécula es polar cuando la resultante de todos los momentos dipolares delos enlaces de la misma sea distinta de 0, y será apolar cuando sea 0.

Ejemplo 4Indique si el amoniaco es polar y cuál es la hibridación del átomo de nitrógeno.

Para determinar si la molécula es polar realizamos primero la estructura de Lewis, despuésdeterminamos la geometría de la molécula, vemos si los enlaces son polares y por últimodeterminamos si los momentos dipolares se anulan.

Elemento Configuración electrónica e – de valencia capacidad c. v.

H 1s1 1x3 = 3 2x3=6

N 1s2 2s2 2p3 5x1=5 8x1=8

Total 8 14

C=V −E

2=

14−82

=3 N=E2

−C=82−3=1

El átomo central es el N. Distribuimos los enlaces y los pares no enlazantes:Aplicamos la TEV para determinar la geometría: molécula tipo AB2P por lo quela geometría es de pirámide triangular.

Como la electronegatividad del N es mayor que la del H, los enlaces N-H son polares y losmomentos dipolares resultantes no se anulan entre sí, la molécula es polar Para ver la hibridación nos fijamos en el número de enlaces y los pares de electrones no enlazantes.Como suman 4, la distribución espacial que mantiene lo más alejados posibles esas 4 densidadeselectrónicas es la tetraédrica y, la hibridación correspondiente a esa geometría es la sp3.



Propiedades de las sustancias covalentes.Dentro de los compuestos covalentes nos podemos encontrar con moléculas covalentes (apolares ypolares) y con las redes covalentes.

Moléculas covalentes apolares (O2, N2, CH4, etc.):

➢ No tienen puntos de fusión y ebullición elevados, debido a que las fuerzas intermoleculares

suelen ser débiles en estos casos. ➢ La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes apolares.

➢ No son conductores eléctricos o térmicos.

Moléculas covalentes polares (H2O, HCl, glucosa, etc.):

➢ Tienen altos puntos de fusión y ebullición (más altos cuanto mayor sea su polaridad), debido

a la existencia de fuerzas intermoleculares.➢ Son muy solubles en disolventes polares.

➢ Son buenos conductores.

Redes covalentes: Son sustancias formadas por un número muy elevado de átomos distintos o igualesunidos entre sí mediante enlace covalente. Las más comunes son las que están formadas a partir de carbono o de silicio. El primero presenta 2 formas alotrópicas principales: el diamante (átomos decarbono unidos en las tres direcciones del espacio con geometría sp3 ) o grafito(átomos de carbono con geometría sp2 que componen hexágonos unidos en dosdirecciones formando láminas), mientras que el segundo lo hace como sílice (SiO2), que formaminerales como cuarzo, ópalo, etc.

Las redes que forman los sólidos covalentes macromoleculares son extremadamente rígidas, por loque tienen altos puntos de fusión y ebullición; son duros, malos conductores y, habitualmente,insolubles. Cuanto más simétrica sea la estructura y, por tanto, más compacta, mayor será la durezay los puntos de fusión y ebullición.

5. FUERZAS INTERMOLECULARES

Son interacciones que ocurren entre moléculas covalentes. No se puede hablar de enlace porque laenergía puesta en juego es muy pequeña en comparación con la del enlace covalente.Los dos tipos de fuerzas intermoleculares son: Puentes de hidrógeno y Fuerzas de van der Waals.

Puentes de hidrógenoSe produce entre aquellas moléculas que contienen enlaces entre unhidrógeno y un átomo muy electronegativo y pequeño (F, O, N). Enestos casos, el átomo unido al hidrógeno atrae gran parte de la cargaeléctrica del enlace, originando una fuerte densidad de carga positivasobre el hidrógeno y negativa sobre sí mismo, lo que provoca que las



moléculas puedan unirse entre sí mediante atracción electrostática.Los compuestos covalentes con enlace de hidrógeno tienen las mismas propiedades que losanálogos de su grupo, a excepción del punto de fusión y ebullición que son más altos que losesperados. Esto se explica por la energía adicional que es preciso comunicar a las moléculas pararomper sus fuertes asociaciones electrostáticas intermoleculares de puente de hidrógeno, a fin dehacerlas pasar al estado líquido o gaseoso.

Fuerzas de van der Waals.(Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión,rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad)Son interacciones intermoleculares que dependen exclusivamente del tamaño, forma y polaridad dela molécula. Son tan débiles que no se las puede considerar un enlace, como el enlace covalente,solo se las considera una atracción.Estas fuerzas se clasifican en:Dipolo-dipolo: se origina entre 2 moléculas polares. Al aproximarse las dos moléculas se produceuna atracción entre la zona de densidad de carga positiva de una de ellas con la negativa de la otra.Esta fuerza es más intensa cuanto mayor es la polarización de la molécula.

Dipolo-dipolo inducido: cuando una molécula polar se aproxima a otra no polar, induce en ésta undipolo transitorio, pudiéndose entonces producir una interacción electrostática entre el dipolo y eldipolo inducido.

Fuerzas de disperisón o de London: en las moléculas apolares, la movilidad de las nubeselectrónicas puede provocar una cierta asimetría eléctrica al desplazarse, lo que conduce a laformación de dipolos instantáneos en ellas. Estos, a su vez, pueden originar dipolos inducidos en lasmoléculas cercanas, produciéndose las consiguientes atracciones entre ellos.Estas fuerzas crecen cuanto mayor es el tamaño de la molécula.



6. ENLACE METÁLICO

El enlace metálico se produce al unirse átomos de elementos metálicos entre sí. Las densidades delos metales son bastante elevadas por lo general, debido a que sus átomos se agrupan de forma muycercana unos con otros, con lo que se producen estructuras muy compactas en forma de redestridimensionales.Para explicar este tipo de enlace, se emplean 2 teorías distintas: el modelo del gas o mar deelectrones y la teoría de bandas.

Modelo del gas o mar de electronesEste modelo se basa en que los metales están formados por la aglomeración de iones positivosbañados por un mar de electrones. En esta situación, los electrones no pertenecen a los átomos individuales, sino que todos ellospertenecen al conjunto de los átomos que forman la red, es decir, están deslocalizados.Esto explica la relativa facilidad que tienen los electrones para desplazarse por la estructurametálica, lo que produce las elevadas conductividades halladas y los efectos de emisión electrónica. Esta teoría también justifica la ductibilidad y maleabilidad de los metales pues, al aplicar unafuerza, se produce un desplazamiento de los cationes que, aunque cambian de posición en la redcristalina, no modifica la estructura ya que pasan a ocupar posiciones similares.

Teoría de bandas.

Este modelo supone que, al ser muy compacta la red metálica, los átomos que la forman seencuentran muy cercanos unos a otros, de manera que sus orbitales atómicos de valencia sesuperponen entre sí, dando lugar a un conjunto de orbitales de energías muy parecidas queconstituyen lo que se denomina banda de niveles energéticos.

Este modelo explica el fenómeno de conductividad tan característico de estos elementos: losmetales, con un electrón en el orbital s,como el litio por ejemplo, tendrán unabanda formada por la combinación detodos los orbitales s de los átomosmetálicos. Estará semillena, puescontendrá la mitad de electrones quecaben en ella; será la banda devalencia. Los electrones se situarían enla parte baja de la banda, que es donde hay menor energía. La aportación de una mínima cantidad deenergía a dicha banda provocaría una fácil y rápida movilidad de sus electrones, lo que explicaría sugran conductividad.

Lo mismo ocurrirá con el resto de los metales que tienen orbitales d sin rellenar completamente, lamovilidad de los electrones por la banda d formada será grande y, por tanto, la conductividadtambién.

En el caso de elementos con el orbital s lleno, la banda de valencia también lo estará, pero la bandasuperior formada por los orbitales p vacíos, llamada banda de conducción, aparece con energía



similar, por lo que se solapa con aquella creándose un gran espacio de libre movilidad electrónica apoca energía que se les comunique.

En los semiconductores las bandas no se superponen, pero la energía entre ellas es pequeña, y así elsalto de electrones, aunque no tan fácil, será posible según sea la cantidad de energía comunicada.

Los elementos aislantes tienen una energía entre la banda de valencia y la de conducción muygrande; es como una zona prohibida que impide el paso de electrones y, por tanto, no existemovilidad eléctrica.

Propiedades de los metales➢ Aunque en general todos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, sus

puntos de fusión y ebullición varían notablemente.➢ Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas, lo que se justifica por una

estructura con electrones «muy libres», con gran facilidad de movimiento.➢ Los metales con sus superficies pulidas no absorben prácticamente nada de la luz que incide

sobre ellas sino que la reflejan, de ahí su color plateado; aunque existen unos pocos que síabsorben alguna radiación, por lo que reflejan el color complementario al absorbido.

➢ Son dúctiles y maleables, por lo que se pueden estirar en hilos o formar láminas, lo que no

ocurre con los sólidos no metálicos.➢ Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor (efecto termoiónico) o en

forma de luz (efecto fotoeléctrico).

7. Aplicaciones de los semiconductores y superconductoresLos semiconductores se clasifican en diodos (componente electrónico de dos terminales que permitela circulación de la corriente eléctrica a través de él en un solo sentido) y en triodos o transistores(es un dispositivo utilizado para producir una señal de salida en respuesta a una señal de entrada).

Las aplicaciones de los semiconductores las podemos clasificar atendiendo a la división anterior:Diodos: convertir la corriente alterna en continua (proceso que se llama rectificación); en las placassolares (convierten la energía luminosa en energía eléctrica) y en los LEDs ( para iluminación o enlas pantallas de relojes digitales y calculadoras).

Triodos: realizando diferentes combinaciones entre transistores es posible desarrollar elementoslógicos que ejecuten desde las simples operaciones aritméticas de una calculadora de bolsillo, hastalos sofisticados cálculos matemáticos involucrados en un vuelo espacial.

Los superconductores son materiales que enfriados por debajo de cierta temperatura, llamadatemperatura crítica, no oponen resistencia al paso de la corriente eléctrica, por lo que no haypérdidas de energía (en los materiales conductores las pérdidas se dan en forma de calor).

Las aplicaciones son:La producción de grandes campos magnéticos (como por ejemplo en medicina para realizar lasresonancias magnéticas), para conducir la corriente eléctrica sin pérdidas y la levitación magnética(por ejemplo el tren bala de Japón, que alcanza los 580 km/h)



RELACIÓN DE PROBLEMAS

1. Razona cómo varía la energía reticular y los puntos de fusión de los sólidos: NaF, KF y LiF.

2. Atendiendo a los puntos de fusión de los siguientes halogenuros de sodio: NaF 980ºC, NaCl801ºC, NaBr 755ºC y NaI 651ºC. Razona cómo varía la energía reticular.

3. De los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál será el más duro y cuál el de mayortemperatura de fusión? ¿Por qué?

4. La energía de sublimación del sodio es 108 kJ/mol y su primera energía de ionización es 496kJ/mol. La energía de disociación del cloro gas es 240 kJ/mol y su afinidad electrónica es−349 kJ/mol. La entalpía de formación del cloruro de sodio sólido es −411 kJ/mol. Calculacon la ayuda de un ciclo de Born-Haber la energía reticular del cloruro de sodio sólido.

5. La energía de sublimación del magnesio es 153,4 kJ/mol, su primera energía de ionizaciónes 738 kJ/mol y la segunda es 1451 kJ/mol. La energía de disociación del cloro gas es 240kJ/mol y su afinidad electrónica es −349 kJ/mol. La entalpía de formación del cloruro demagnesio sólido es −641,6 kJ/mol. La energía reticular del cloruro de magnesio sólido es−2526 kJ/mol. Comprueba con la ayuda de un ciclo de Born-Haber si este último dato escorrecto.

6. La energía de sublimación del aluminio metal es 322,2 kJ/mol, su primera energía deionización es 577,4 kJ/mol, la segunda es 1816,6 kJ/mol y la tercera es 2744,6 kJ/mol. Laenergía de disociación de la molécula de oxígeno gas es 249,4 kJ/mol, su primera afinidadelectrónica es −141 kJ/mol y la segunda es 875 kJ/mol. La entalpía de formación del óxidode aluminio sólido es −3351 kJ/mol, de acuerdo con la reacción: 4 Al(s) + 3 O2(g) → 2Al2O3(s). Calcula con estos datos la energía reticular del Al2O3(s).

7. Construye la estructura de Lewis de las siguientes moléculas: BI3, HF, CO2, SO2, F2, CS2,C2H4 (etileno), C2H2 (acetileno), H2O, C6H6 (benceno), NH3, HNO2, NO3

-, CO32-, SiH4, OF2,

O3, CCl4, SCl2, BeH2, C2H6O (metanol) y C2H4O (metanal)

8. ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si los enlaces B—I son polares?

9. Ordena las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y HCl.

10. Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se observa que en laprimera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justifica esto de formarazonada.



11. De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4 (etileno), C2H2 (acetileno), H2O, C6H6 (benceno),NH3. a)¿Cuáles tienen todos los enlaces simples? b) ¿Dónde existe algún doble enlace? c)¿Dónde existe algún triple enlace?

12. Representa las estructuras de Lewis de las especies químicas : NF3, HNO2 y NO3- . Justifica

también su estructura e indica si el trifluoruro de nitrógeno es o no una molécula polar.

13. Representa la estructura de Lewis para cada una de las especies que se dan a continuación yluego, utilizando la T.R.P.E.C.V., predice la geometría de las especies: CO3

2- SiH4 CO2 OF2

14. Representa las estructuras de Lewis indicando geometría molecular y momento dipolar delas siguientes moléculas: CO2 , H2S y O2.

15. Cite ejemplos de moléculas que contengan: a) un carbono de hibridación sp; b) boro conhibridación sp2; c) carbono con hibridación sp3; d) nitrógeno con hibridación sp3

16. Para las moléculas SiH4, CO2, O3 y SO2 , se pide: a) Escribe las estructuras de Lewis. b)Discute su geometría.

17. Para el agua, catión amonio y fosfina, razona cuál de ellas presenta un ángulo mayor.

18. Describe la estructura y enlace de las moléculas propuestas indicando la hibridacióncorrespondiente al átomo central: a) CCl4; b) BCl3; c) SCl2; d) BeH2 .

19. Deduce, aplicando la teoría de hibridación de orbitales, la geometría de las moléculassiguientes: etileno, acetileno, benceno, metanol y metanal.

20. ¿Qué clases de enlace hay en el cloruro amónico, NH4Cl?.

21. Explica brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras que el CCl4

no lo hace.

22. Indica cuáles de los siguientes compuestos pueden formar enlace de hidrógeno: a) metanol,b) etilamina, c) etano, d) propanona..

23. ¿Cuál de las sustancias siguientes tiene las mayores fuerzas intermoleculares de atracción?¿Porqué? H2O; H2S; H2Se; H2Te; H2.

24. Explica razonadamente qué tipo de enlace o fuerza intermolecular hay que vencer parafundir: a) Cloruro de sodio, b) Dióxido de carbono, c) Agua, d) Aluminio.



25. Estudia qué fuerzas deben romperse para fundir el NaCl y el Fe, y para vaporizar el H2O.

26. Comenta razonadamente la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: un hilo de Cu,un cristal de Cu(NO3)2 y una disolución de Cu(NO3)2.

27. Indica qué tipo de enlace predominará en los compuestos: a) Cl2; b) KBr; c) Na; d) NH3.

28. Explica la diferencia entre la propiedades físicas del oro, del dióxido de carbono y delfluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno.

29. Explica los siguientes hechos: a) La sal común NaCl funde a 801ºC sin embargo, el cloro esun gas a 25ºC. b) El diamante no conduce la electricidad, y el Fe sí. c) La molécula de cloroes covalente mientras que el CsCl es iónico.


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UD. 3 ENLACE QUÍMICO - alquimica.esalquimica.es/wp-content/uploads/2016/09/ud3_Enlace_quimico-1.pdf · Primero calculamos los electrones de valencia y el total de electrones que