09_Modelos Del Enlace Quimico, SILBERBERG
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Capítulo 9 – Modelos del enlace químico
9.1) Propiedades atómicas y enlaces químicos
9.2) El modelo de enlace iónico
9.3) El modelo de enlace covalente
9.4) Entre los extremos: La electronegatividad y la polaridad de enlace
9.5) Una introducción al enlace metálico
Fig. 9.1
Una comparación general entre metales y no metales
Clave:Metales
No metalesMetaloides
Magnitudes relativas de las propiedadesAtómicas dentro de un periodo
La tabla periódica de los elementos
Metales
No metales
Semi - metales Metaloides
B
Si
Ge As
Sb Te
C N
P
O
S
Se
F
Cl
Br
I
At
He
Ne
Ar
Kr
Xe
RnPoBi
Al
Ga
Sn
Pb
In
Tl
Zn
Cd
Hg
Cu
Ag
Au
NiCoFeMn
Pd
Pt
Rh
Ir
Ru
Os
Tc
Re
Sg
W
Mo
CrV
Nb
Ta
Ha
Ti
Zr
Hf
Rf
Sc
Y
La
Ac
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ce Pr
Th
Nd Pm SmEu Gd Tb Dy Ho Er
Pa U Np PuAmCm Bk Cf Es Fm
Md
TmYb Lu
No Lr
Bo Ha Me
Fig. 9.2
Los tres modelos de enlace químico
A. Enlace iónico B. Enlace covalente C. Enlace metálico
Muchosátomos
Muchosátomos
Muchosátomos
Muchosiones
Mar de e
_
Estructuras de Lewis para los elementos de los periodos 2 y 3
Fig. 9.3
Per
iod
o
Tres maneras de representar la
formación de Li+ y F_ por transferencia
de electrones
Fig. 9.4
(o (o
Representación de la formación de iones con diagramas de orbital y símbolos electrón punto - I
Problema: Use diagramas de orbital y estructuras de Lewis para mostrar la formación del magnesio y iones de cloruro a partir de los átomos, y determine la fórmula del compuesto.Plan: Dibuje los diagramas de orbital para el Mg y el Cl. Para llenar los niveles exteriores el Mg pierde 2 electrones, y el Cl gana 1 electrón. Por lo tanto, necesitamos dos átomos de Cl para cada átomo de Mg.Solución:
2 Cl
Mg+2 + 2 Cl-
Mg
+
Mg + ..Cl
Cl
....
......
....
Mg+2 + 2 Cl.. ....
..
Problema: Use estructuras de Lewis y diagramas de orbital para mostrar la formación del potasio y iones de sulfuro a partir de los átomos, y determine la fórmula del compuesto.Plan: Dibuje los diagramas de orbital para el K y el S. Para llenar los orbitales exteriores, el azufre debe ganar dos electrones, y el potasio debe perder un electrón.Solución:
2 K
S2 K+ + S - 2
+
K
K..
+ S
........ ..
.. 2 K+ + S
..
2 -
Representación de la formación de iones con diagramas de orbital y símbolos electrón punto - II
Energías de red calculadas a través delciclo Born-Haber - I
Paso 1) Li(S) Li(g) Hopaso 1 = 161 kJ
Paso 2) Convertir F2 en 2 átomos de F 1/2 F2 (g) F(g) H0
paso 2 = 1/2 energía de enlace (EE) de F2
= 1/2 ( 159 kJ) = 79.5 kJPaso 3) Remoción del electrón 2s de Li a Li+
Li(g) Li+(g) + e - H0
paso 3 = EI1 = 520 kJPaso 4) Adición de un electrón F para formar F -
F(g) + e - F -(g) H0
paso 4 = AE = - 328 kJPaso 5) Formación del sólido cristalino a partir de los iones gaseosos Li+
(g) + F -(g) LiF(s)
H0paso 5 = H0
LiF (Energía de red) Conocemos el cambio de energía para la reacción de formación: Li(s) + 1/2 F2 (g) LiF(s) H0
total = H0f = -617 kJ
Podemos calcular la energía de red ( paso 5 ) de la ley de Hess:
H0f = -617 kJ = H0
paso 1 + H0paso 2
+ H0paso 3+ H0
paso 4+ H0LiF
H0LiF = Hf - [ H0
paso 1 + H0paso 2 + H0
paso 3 + H0paso 4 ]
H0LiF = -617 kJ/mol - [ 161 kJ + 79.5 kJ/mol + 520 kJ/mol +
( -328 kJ/mol)]
H0LiF = - 1050 kJ/mol
Energías de red calculadas a través delciclo Born-Haber - II
La reacción entre el Na y el Br para formar NaBr
Los elementosLa reacción
Fig. 9.5
Fig. 9.6
El ciclo de Born – Harberpara el fluoruro de litio
H0paso3
(EI1 de Li)
H0paso4
(AE de F)
H0paso2 (½ BE de F2)
H0paso1 (H0
subl de Li)
H0total
H0paso5
(H0red de LiF)
En
talp
ía, H
Con todos estos pasos endotérmicos, se da una enorme energía de red ( H0
MgO = -3923 kJ/mol ) que compensa los pasos endotérmicos para asegurar que se forme el MgO cada vez que el metal Mg se quema en el aire. [ H0
f of MgO(s) = -601 kJ/mol]
Energías de red para el MgO
Mg(g) Mg 2+(g) + 2e - H0 = EI1 + EI2 = 738 kJ + 1450 kJ
H0 = 2188 kJ
O(g) + e - O-(g) H0 = AE1 = -141 kJ
O-(g) + e - O2-
(g) H0 = AE2 = 878 kJ
O(g) + 2 e - O2-(g) H0 = AE1 + AE2 = 737 kJ
Mg(s) Mg(g) H0átomo = 148 kJ/mol
1/2 O2 (g) O(g) H0 = 1/2 energía de enlace del O2
H0 = 1/2 x 498 kJ/mol = 249 kJ
Fig. 9.8
Las fuerza electrostática y la razón por la cual los compuestos iónicos
se quiebran
Fuerza externa
Fuerza repulsiva
El cristal se quiebra
Puntos de fusión y ebullición de algunos compuestos iónicos
Compuesto pf( oC) pe( oC)
CsBr 636 1300NaI 661 1304MgCl2 714 1412KBr 734 1435CaCl2 782 >1600NaCl 801 1413LiF 845 1676KF 858 1505MgO 2852 3600
Tabla 9.1 (p. 347)
Conductancia eléctrica y movilidad de los iones
Fig. 9.9
A Compuesto sólido iónico
B Compuesto sólido fundido
C Compuesto iónico disuelto en agua
Vaporización de un compuesto iónico
Fig. 9.10
Formación del enlace covalente, H2
Fig. 9.11
Energía absorbida cuando se rompe el enlace (Energía de enlace +)
Energía liberada cuando se forma el enlace (Energía de enlace -)
Distancia internuclear (pm)(Distancia de enlace del H2)
Ene
rgía
pot
enci
al (
kJ/m
ol)
Fig. 9.12
electrón
núcleo
longitud de enlace
Las fuerzasatractivas y repulsivas
en el enlace covalente
++repulsión
atracción
Longitudes de enlace y radio covalente
Fig. 9.13
Distancia internuclear (longitud de enlace)
Distancia internuclear (longitud de enlace)
Radio covalente
Radio covalente
La relación del orden de enlace, longitud de enlace y energía de enlace
Enlace Orden del Longitud de enlace Energía de enlace enlace promedio (pm) promedio (kJ/mol)
C O 1 143 358C O 2 123 745C O 3 113 1070
C C 1 154 347C C 2 134 614C C 3 121 839
N N 1 146 160N N 2 122 418N N 3 110 945
Tabla 9.4 (p. 349)
Fig. 9.14
Los fuertes enlaces dentro de las moléculas y las débiles fuerzas entre ellas
Fuertes enlaces covalentes dentro de las moléculas
Fuerzas débiles intermoleculares entre moléculas
Fase gaseosa
Fase líquida
Fig. 9.15
Los enlaces covalentes de sólidos de redes covalentes
Cuarzo Silicio Oxígeno Diamante Carbono
Algunos movimientos de moléculas
Fig. 9.A
MOLÉCULA DIATÓMICA
Estiramiento
MOLÉCULA LINEAL TRIATÓMICA
Estiramiento asimétrico
Estiramiento simétrico
Doblamiento
MOLÉCULA TRIATÓMICA NO LINEAL
Agitación, torcimiento y balanceo
El espectro infrarrojo (IR) del acrilonitrilo
Fig. 9.B
Número de onda (cm-1)
Longitud de onda (µm)2.5 5.0 10 14 25
Impureza H2O
estiramiento
Banda decombinación
estiramientoAcrilonitrilo
deformación
estiramientoba-lan-ceo
agitación agitación
estiramiento
torcimiento
balanceo
La tabla periódica de los elementos2.1
0.9 1.5
0.9 1.2
0.8 1.0 1.3
0.8
0.7
0.7
1.0
0.9
1.5 1.6 1.61.5 1.8
1.2
1.1
1.8 1.8 1.9 1.6
1.4 1.6
1.5
1.8
1.7
1.9
1.9
2.2 2.2
2.2
2.2
2.2
1.9
2.4
1.7
1.9
2.0 2.5 3.0 3.54.0
He
Ne
Ar1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Kr
Xe
Rn
2.52.1
2.2
1.9
2.01.9
1.81.7
1.81.8
1.1 1.1 1.1 1.1
1.3
1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.21.3
1.5 1.7 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.31.3 1.5
0.9
1.3 2.2
Electronegatividad
1.1
Th Pa U Np No Lr
1.3
Ce Pr Nd Pm Yb Lu
Fig. 9.16
La escala de electronegatividad (EN) de Pauling
Clave:
Fig. 9.17
Electronegatividad y tamaño atómico
Periodo
Grupo
Determinación de la polaridad del enlace a partir de los valores de electronegatividadProblema: (a) Indique la polaridad de los siguientes enlaces con una flecha de polaridad: O - H, O - Cl, C - N, P - N, N - S, C - Br, As - S (b) Ordene ascendentemente dichos enlaces de acuerdo con su polaridad.Plan: (a) Usamos la fig. 9.16 para encontrar los valores de EN, y apuntamos la flecha hacia el extremo negativo. (b) Usamos los valores de EN.Solución: a) La EN de O = 3.5 y de H = 2.1: O - H
La EN de O = 3.5 y de Cl = 3.0: O - Cl La EN de C = 2.5 y de P = 2.1: C - P La EN de P = 2.1 y de N = 3.0: P - N La EN de N = 3.0 y de S = 2.1: N - S La EN de C = 2.5 y de Br = 2.8: C - Br La EN de As = 2.0 y de O = 3.5: As - O b) C - Br < C - P < O - Cl < P - N < N - S < O - H < As - O
0.3 < 0.4 < 0.5 < 0.9 < 0.9 < 1.4 < 1.5
Fig. 9.18
EN CARÁCTER IÓNICO
Principalmente iónicoCovalente polarPricipalmente covalenteCovalente no polar
Principalmenteiónico
Covalente polar
Principalmentecovalente
Límite de los intervalos de enlace en la clasificación del carácter iónico
de los enlaces químicos
El porcentaje de carácter iónico como una función de la diferencia de electronegatividad (EN)
Fig. 9.19
Porc
enta
je d
e ca
ráct
er
Límitearbitrario
IÓNICO
COVALENTE
Fig. 9.20
La densidad de carga del LiF
Propiedades de los cloruros del periodo 3
Fig. 9.21
Cloruro de sodio
Cloruro de magnesio
Cloruro de aluminio
Tetracloruro de silicio
Tricloruro de fósforo
Dicloruro de diazufre
Cloro
EN
Pun
to d
e fu
sión
(°C
)
Con
duct
anci
a en
el p
f
Puntos de fusión y ebullición de algunos metales
Elemento pf (°C) pe(°C)
Litio (Li) 180 1347
Estaño (Sn) 232 2623
Aluminio (Al) 660 2467
Bario (Ba) 727 1850
Plata (Ag) 961 2155
Cobre (Cu) 1083 2570
Uranio (U) 1130 3930
Table 9.5 (p. 353)
El extrañamente bajo punto de fusión del galio
Fig. 9.22
Puntos de fusión de los elementos del grupo 1A(1) y del grupo 2A(2)
Fig. 9.23
Punto de fusión (°C)
Per
iodo
Fig. 9.24
La razón por la que se deforma un metal
Fuerza externa
El metal se deforma