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Unidad 4
1
ENLACE QUÍMICO(II):Enlace metálico e iónico.
Química 2º Bachillerato
2
1.- Concepto de enlace químico.
1.1. Energía y distancia de enlace
1.2. Tipos de enlace.
2.- Enlace iónico
2.1. Compuestos iónicos
2.2. Aspectos energéticos del enlace iónico. Energía reticular
2.3. Propiedades de las sustancias iónicas
3.- Enlace metálico
3.1.Teorías del enlace metálico
3.2. Propiedades de las sustancias metálicas
3
Los gases nobles presentan gran estabilidad química y se encuentran en la naturaleza como átomos aislados.
La mayoría de las especies químicas son agregados de átomos unidos entre sí formando estructuras más complejas: moléculas, redes cristalinas, … que son más estables que los átomos separados.
Se denomina ENLACE QUÍMICO al conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos.
Halita
Cuarzo
Oro
1.- Concepto de enlace químico
1.1. Energía y distancia de enlace
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ENERGÍA MÍNIMA: Energía que se desprende en la formación de un enlace químico (ENERGÍA DE ENLACE)DISTANCIA DE ENLACE (r0): Distancia entre los centros de los dos átomos cuando se forma un enlace. Distancia a la cual la energía del sistema es mínima.
Se produce un enlace entre dos átomos porque se establecen fuerzas de tipo electrostático,
El enlace se forma cuando se llega a una situación de mínima energía o máxima estabilidad.
las cuales implican atracciones y repulsiones entre los electrones y los núcleos de ambos átomos.
1.2. Tipos de enlace
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TIPOS DE ENLACE
ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENT
E
ENLACE METÁLICO
Transferencia de
electrones
Compartición de
electrones
Liberación de
electrones
METALES+ NO
METALES
NO METALES
+ NO
METALES
ÁTOMOSDE
METALES
Unión entre
Unión entre
Unión entre
Se caracterizan por
EN muy diferentes
EN altas y similares
EN bajas y similares
2. Enlace iónico
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En un ENLACE IÓNICO se produce una transferencia total de electrones desde un átomo al otro formándose los iones correspondientes que quedan unidos mediante fuerzas electrostáticas.
K – 1 e– K+
Cl + 1e– Cl–
Cl + Na Cl–
K+
La formación de compuestos iónicos tendrá lugar preferentemente entre átomos cuyo potencial de ionización sea bajo (metales) y átomos de afinidad electrónica elevada (no metales).El metal que pierde uno o
varios electrones y el no metal los captura: resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas.
e-
7
Los electrones se transfieren de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: el octeto.
METALESPierden
electrones
NO METALESGanan
electrones
Alta afinidad electrónicaElectronegativos
Baja energía de ionizaciónElectropositivos (baja EN)
GASES NOBLE
S
Se produce entre átomos que difieren mucho en su electronegatividad: METALES y NO METALES
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COMPUESTOS IÓNICOS
TERNARIOS (3 elementos) Combinación de iones poliatómicos y monoatómicos: Na2SO4 (Na+ y SO4
2-), KNO3 (K+ y NO3-), NH4Cl (NH4
+ y Cl-)
Entre catión y anión enlace iónico
(Na+ y SO42- , K+ y NO3
-) Entre átomos del ión poliatómico
enlace covalente (SO4
2-, NO3- , NH4
+)
BINARIOS (2 elementos) Combinación de iones monoatómicos: MgCl2 (Mg2+ y Cl-), Na2O(Na+ y O2-), KBr (K+ y Br-)
NO3-
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Las sustancias iónicas son todas SÓLIDAS a temperatura ambiente.Los sólidos iónicos NO están formados por moléculas discretas sino que los iones se disponen en los nudos de una red cristalina, de forma alternativa, de manera que cada ión está rodeado por un grupo de iones vecinos de carga opuesta.
La estabilidad de la red iónica está determinada por las fuerzas atractivas y repulsivas que existan entre los iones.
Na·
e-
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Los iones que forman un compuesto iónico se ordenan internamente siguiendo una estructura geométrica perfectamente definida y forman una red cristalina o cristal iónico.
Para conocer la estructura cristalina de una sustancia se emplean técnicas como la espectroscopia de difracción de rayos X.
Tubo de rayos X
Pantalla de plomoCristal iónico
Placa fotográfica
Mediante el estudio de las imágenes de difracción de rayos X se puede conocer su estructura interna.
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El índice de coordinación es “el número de iones de un signo que rodea a un ión de signo opuesto”.
El índice de coordinación y el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico depende de:
Tamaño de los iones: el valor de los radios marcará las distancias de equilibrio entre ellos (por el espacio que ocupan en la red).Carga de los iones: los iones se agrupan de forma que se
mantenga la electroneutralidad del cristal.
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten (celdilla unidad) en las tres direcciones del espacio.
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Ca2+F
Estructura del Estructura del NaClRED CÚBICA CENTRADA RED CÚBICA CENTRADA
EN LAS CARAS I.C. EN LAS CARAS I.C. (Na(Na++:Cl:Cl--) = 6:6) = 6:6
Estructura del CsClEstructura del CsClRED CÚBICA CENTRADA RED CÚBICA CENTRADA
EN EL CUERPO I.C. EN EL CUERPO I.C. (Cs(Cs++:Cl:Cl--) = 8:8) = 8:8
ALGUNOS TIPOS DE ESTRUCTURAS
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F
Ca2
+
Estructura de la Estructura de la FLUORITA (CaF(CaF22))
RED CÚBICA CENTRADA EN RED CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS (para el catión) LAS CARAS (para el catión)
I.C. (CaI.C. (Ca2+2+:F:F--) = 8:4) = 8:4
Estructura de la Estructura de la BLENDA DE CINC (ZnS)(ZnS)
RED CÚBICA CENTRADA EN RED CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS (para el anión) LAS CARAS (para el anión)
I.C. (ZnI.C. (Zn2+2+:S:S2-2-) = 4:4) = 4:4
S2
-
Zn2+
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El proceso previo en la formación de compuestos iónicos es la ionización de los átomos para formar aniones y cationes.
Na·
Na(g) + EI Na+(g) + 1 e-
Cl (g) + e- + AE Cl-(g)
Na(g) Na+(g)Cl (g) Cl-(g)
e-
EI
AE
ΔE = EINa + AECl = 495,0 + (-349,5) = 145,5 kJ/mol
ΔE > 0 (Energéticamente desfavorable)
Una vez formado los iones (g) no se forman moléculas (g) sino que los iones forman un retículo cristalino en estado sólido. En este paso se produce un gran desprendimiento de energía (energía reticular) que hace muy favorable la formación de compuestos iónicos.
2.2. Aspectos energéticos del enlace iónico
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La ENERGÍA RETICULAR o ENERGÍA DE RED (U) es la energía que se libera cuando un mol de iones positivos y negativos, en estado gaseoso, pasan desde una distancia infinita a las posiciones que adoptan en el cristal en estado sólido.
U
ENERGÍA RETICULAR
Na+(g)Cl-(g)
NaCl (s)
Fórmula empírica: indica la proporción en que se combinan los átomos de los elementos que la forman.
Na(g) Na+(g) + 1 e- EINa = 495,0 kJ/mol Cl (g) + e- Cl-(g) AECl = - 349,5 kJ/molNa+(g) + Cl-(g) NaCl(s) UNaCl = - 765,0 kJ/mol
Na(g) + Cl (g) NaCl(s) ΔE = - 619,5 kJ/mol
ΔE < 0 Muy favorable energéticame
nte
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CÁLCULO DE LA ENERGÍA RETICULARPara calcular U, debemos tener en cuenta que los iones son partículas cargadas separadas por una determinada distancia. La energía electrostática viene dada por:
0
-+
dqq
K=E
En el cristal, cada ión está sometido a una serie de repulsiones y atracciones que dependerán de cómo se coloquen los distintos iones en la red (tipo de red). Este efecto se recoge en un factor: CONSTANTE DE MADELUNG (A)
Los electrones de un ión interaccionan con los de los iones vecinos provocando un efecto repulsivo. Este efecto se recoge en un factor: FACTOR DE COMPRESIBILIDAD o de COEFICIENTE DE BORN, n.
Sustancia A
NaCl, KCl, KBr 1,748
CsCl, CsBr, CsI
1,763
ZnS (Blenda) 1,638
ZnS (Wurtzita)
1,641
CaF2(fluorita) 2,519
TiO2 (rutilo) 2,408
SiO2(cristobalita)
2,220
Configuación del ión
n
He: Li+ 5
Ne: Na+, F-, O2- 7
Ar: K+, Cu+, Zn2+, Cl-
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Kr: Rb+, Ag+, Br- 10
Xe: Cs+, Au+, I- 12
ECUACIÓN DE BORN
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La energía reticular en un mol de compuesto iónico se expresa como:
donde,K : constante eléctrica de Coulomb (K = 9·109 Nm2/C2)N : número de Avogadro (N = 6,022·1023)A : constante de MadelungZ+ y Z- : carga del catión y del anión, respectivamente.e : carga del electrón (e = 1,6·10-19 C)d0 : distancia de enlace (rcatión + ranión)
Expresión de BORN
Compuesto KF KCl KBr KI
Radio anión (Å) 1,36 1,81 1,95 2,16
Energía reticular (kJ/mol)
821 715 682 649
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CÁLCULO DE LA ENERGÍA RETICULAR
En muchos casos, el cálculo directo de la energía de red mediante la expresión de Born resulta imposible por no disponer de todos los datos necesarios. Cuando esto sucede, se recurre al CICLO DE BORN-HABER:
CICLO DE BORN-HABER
El CICLO DE BORN-HABER se basa en la hipótesis de que un compuesto iónico (NaCl, por ejemplo) puede tener lugar por dos caminos diferentes:1.Por combinación directa de los elementos: Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s)2.Por un proceso en etapas.
Ciclo de Born-Haber para el NaCl
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Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s)Qreacción = - 410,9 kJ
1. Proceso de formación del NaCl(s) por combinación directa de los elementos:
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2. Proceso de formación del NaCl(s) por etapas:
NaCl (s)
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A través de los dos caminos, la variación de energía ha de ser la misma, pues partimos del mismo estado inicial y llegamos al mismo estado final. Por esto:
Qreacción = Esublimación(Na) + ½ Edisociación(Cl2) + Eionización(Na) + Eafinidad(Cl) + U
Compuesto LiF NaF KF LiI NaI KI MgBr2
MgI2
Entalpía de red experimental
1046
929 826 759 700 645 2395 2315
Entalpía de red teórica 1032
901 790 709 672 622 2140 1985
Deferencia, en % 1,3%
3,0%
4,3%
6,6%
4,0%
3,6%
11% 14%
2.3. Propiedades de las sustancias iónicas
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Son sólidos a temperatura ambiente.
Fluorita, CaF2
Halita, NaCl
Blenda de cinc, ZnS
Calcita, CaCO3
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Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor U) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Compuesto LiF LiCl LiBr LiI NaC
lNaBr
NaI
Radio del anión (Å) 1,36 1,81 1,95 2,16 1,81 1,95 2,16
Energía reticular (kJ/mol)
1017
828 787 732 788 736 686
Punto de fusión (ºC) 845 610 550 450 801 750 662Gran dureza. La dureza mide la resistencia a ser rayado. Así, para rayar un cristal iónico, hay que romper la red cristalina, lo que requiere una fuerza que venza la atracción electrostática. Una sustancia iónica será tanto más dura cuanto mayor sea su energía reticular.
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Son frágiles. La fragilidad valora la resistencia a los golpes. Los cristales iónicos son frágiles, poco resistentes a los golpes; un pequeño desplazamiento de las partículas provoca fuerzas de repulsión entre los iones del mismo signo, lo que produce una fragmentación irreversible.
Conductividad en estado disuelto o fundido (conductores de segunda especie): los iones que lo constituyen tienen suficiente movilidad para poder desplazarse dentro de un campo eléctrico.Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad: la estructura rígida de los compuestos iónicos impide cualquier movilidad de sus iones.
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Agua destilada Compuesto iónico sólido
Compuesto iónico disuelto
en agua
No conduce la electricidad
No conduce la electricidad
Conduce la electricidad
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establezcan fuerzas de interacción mayores que las que mantienen unidos los iones en la red cristalinas. Esto se consigue cuando el disolvente es muy polar, y además tiene una constante dieléctrica elevada, como el agua, y varias moléculas de disolvente se pueden colocar en torno a un ión (el ión está solvatado).
Anión solvatado por el agua
Catión solvatado por el agua
Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U).
La disolución de un compuesto iónico supone la ruptura de la red cristalina. Para ello, es necesario que entre las moléculas de disolvente y los iones se
3. Enlace metálico
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El ENLACE METÁLICO se establece cuando se combinan átomos de elementos metálicos (electronegatividades bajas y parecidas) entre sí.Los elementos unidos por este enlace deberán reunir estas condiciones:
Baja energía de ionización (para que los e- puedan liberarse fácilmente).
Orbitales de valencia vacíos (para que los e- puedan moverse con facilidad).
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Las densidades de los metales son bastante elevadas, por lo general, debido a que sus átomos se agrupan de forma muy cercana unos con otros, con lo que se producen estructuras muy compactas en forma de redes tridimensionales.
RED CÚBICA CENTRADA EN RED CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO I.C. = 8 (Li, Na, EL CUERPO I.C. = 8 (Li, Na,
K)K)
RED CÚBICA COMPACTARED CÚBICA COMPACTA I.C. = 12 (Ca, Sr, Al)I.C. = 12 (Ca, Sr, Al)
RED HEXAGONAL COMPACTARED HEXAGONAL COMPACTA I.C. = 12 (Be, Mg, Zn)I.C. = 12 (Be, Mg, Zn)
3.1. Teorías del enlace metálico
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a) TEORÍA DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES
Paul Drude(1863-1906)
Hendrik A. Lorentz
(1853-1928)
En 1900, Drude desarrolla un modelo de enlace, basado en las propiedades físicas de los metales, según el cual los átomos de los metales se empaquetan de forma que dejanespacios vacíos entre sí por los que circulan libremente los electrones de valencia.Este modelo, ampliado en 1923 por Lorentz en términos de la mecánica cuántica, considera a los metales como si estuvieran formados por una aglomeración de iones positivos sumergida en un mar de electrones en el que todos cumplen con el Principio de exclusión de Pauli.
Los electrones en los metales no pertenecen a un átomo determinado, sino que todos ellos pertenecen a la red (están deslocalizados).
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b) TEORÍA DE BANDAS DE ENERGÍA
La aplicación de la Teoría de OOMM al enlace metálico conduce al concepto de BANDAS DE ENERGÍA.
Este modelo supone que al ser muy compacta la red metálica, los átomos que la forman están muy próximos entre sí, de manera que sus OA de valencia se combinan dando lugar a un conjunto de OM muy próximos en energía que constituyen lo que se denomina BANDA DE ENERGÍA
7g de Li (metal) NA átomos de Li NA e- valencia en NA OA 2s NA OM (Banda de energía)
Li (Z=3): 1s22s1
En
erg
ía
Ban
da d
e
en
erg
ía
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CONDUCTORES
Los metales alcalinos (como el Li), Cu, Ag y Au tienen 1 electrón de valencia en un orbital ns.
La combinación de N orbitales atómicos ns con N electrones de valencia da lugar a N orbitales moleculares muy próximos en energía. Se cumple el principio de exclusión de Pauli: cada OM puede estar ocupado como máximo por dos electrones con spines contrarios.
N orbitales N orbitales nsns
N OMN OM
Átomos en el cristalÁtomos en el cristal
N/2 están vacíosBanda de conducción
N/2 están llenosBanda de valencia
Banda semillena
Buenos conductores de la electricidad
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Los metales alcalinotérreos tienen 2 electrones de valencia en un orbital ns y orbitales np vacíos.
La Banda de conducción solapa con la banda de valencia.
Átomos en el cristalÁtomos en el cristal
N orb. nsN orb. ns
3N orb. np3N orb. np3N OM vacíosBanda de conducción
N OM llenosBanda de valenciaÁtomos Átomos
aisladosaislados
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SEMICONDUCTORES
Las bandas de valencia y de conducción NO se superponen.
Pero la diferencia de energía (ΔE) es suficientemente pequeña, como para que algunos electrones realicen la transición entre ambas simplemente adquiriendo energía térmica.
Banda de conducción
Vacía
Banda de valencia
LlenaÁtomos en el cristalÁtomos en el cristal
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SEMICONDUCTORES
Semiconductores INTRÍNSECOS
ΔE pequeña
Semiconductores EXTRÍNSECOS
Defectos en la red cristalina (impurezas)
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AISLANTES
Las bandas de valencia y de conducción NO se superponen.
Hay una gran separación de energía (ΔE) entre la banda de valencia y la de conducción. Son pocos los electrones que pueden realizar las transiciones entre bandas y el aislante no conduce la electricidad.
Banda de conducción
Vacía
Banda de valencia
Llena
Átomos en el cristalÁtomos en el cristal
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En general, todos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido.
Tienen, en general, altos punto de fusión y ebullición aunque varían notablemente: el galio funde a 29ºC y el wolframio a 3380ºC.
Sodio
Cobre
Mercurio
Plata
3.2. Propiedades de las sustancias metálicas
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Son maleables (se trabajan bien en hojas) y dúctiles (se pueden convertir en alambres delgados) debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.
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Son buenos conductores de la electricidad debido a que en sus estructuras los electrones tienen gran facilidad de movimiento.
Son buenos conductores del calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.
Facilidad para emitir electrones: pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor (efecto termoiónico) o en forma de luz (efecto fotoeléctrico).
Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier “” que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).
Bibliografía
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Química. Raymond Chang. 7º Edición. Editorial Mc Graw Hill.
Química general. Petrucci, Harwood, Herring. 8º Edición. Editorial Prentice Hall
Química 2º Bachillerato. Tesela. Editorial Oxford.
Química 2º Bachillerato. Editorial Mc Graw Hillhttp://www.fisicaquimica.eshttp://catedras.quimica.unlp.edu.arhttp://www.antoniobatista.es/
