• Presentado por: • Yolanda Andrade • Angélica Montoya

• David Yepes

La naturaleza del enlace químico

La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor estabilidad.

Los átomos se unen si y alcanzan una situación más estable que cuando están separados.

Los electrones más externos son los responsables de esa unión.

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¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?. ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?.

La tendencia general de cualquier sistema físico es alcanzar una situación de energía mínima. Si dos átomos se acercan se pueden producir dos situaciones

a) El estado de mínima energía se alcanza con los átomos infinitamente separados

No se forma el enlace

Se forma el enlace

Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos elementos para formar enlaces

Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e- necesarios para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e- en la última capa: regla del octeto (W. Kossel)

b) El estado de mínima energía se alcanza si la distancia entre los átomos es r0 (distancia de enlace)

ENLACE IÓNICO (postulado por Linus Pauling)

ENLACE IÓNICO (postulado por Linus Pauling)

CATIONES (Carga positiva)

A+

CATIONES (Carga positiva)

A+

Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.

A+ A-

Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes)

Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones)

ANIONES ( Carga negativa )

A-

ANIONES ( Carga negativa )

A-

EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio

NaCl

Na+

Cl-

Coge el electrón del sodio y completa su última capa Cede su electrón de la

última capa al cloro

Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA.

Cristal de cloruro de sodio ( Sal común)

-

--

-

--

-

-

-

-

+

++

+++

+ + +

Según Linus Pauling el enlace iónico se produce entre átomos de elementos que posean electronegatividades muy distintas.

El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en

iones con cargas de signo contrario.

20

21

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qqKF

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

• Sólidos a temperatura ambiente

• Son siempre cristales• Son duros pero frágiles

• Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse los iones de igual carga eléctrica

Red cúbica centrada en el cuerpo

Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica

Red de la fluorita CaF2

Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS constituidos por redes tridimensionales de iones

Se denomina índice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se sitúan a una distancia mínima

IC 8

IC 8:4

IC 6

IC 4

EL CICLO DE BORN-HABER.

EL CICLO DE BORN-HABER.El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica

desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de sodio ( NaCl) además de ser un ciclo de reacciones químicas desarrollado en un principio por el físico Max Born y el químico alemán Fritz Haber en 1917.

NaCl (cristal)

Cl-+ Na+ (gas)

Procesos parciales

Energía de Disociación DEnergía de sublimación S

1/2 Cl2 (g) + 1/2 D = Cl (g)Na (s) + S = Na (g)

Energía de ionización EI Na (g) + EI = Na+ (g) + e-

Afinidad electrónica EA Cl (g) + e- = Cl-(g) + EAEnergía reticular U Na+ (g) + Cl- (g) = Na+ + Cl-(cristal) + U

Proceso directo

Na (s) + 1/2 Cl2 (g) = NaCl (cristal) Q = Entalpía de formación La energía total se conserva Ley de Hess

propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido

propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido

Átomo de Lewis

(1875-1946)

Los gases nobles gran estabilidad química, y existen Como presentan moléculas mono-atómicas.

Estructuras de Lewis

e- de ValenciaHe 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).

La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:

G. N. Lewis

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones

Terminología

• En 1866 se introduce el termino “enlace” (bond) para referirse a la capacidad de combinación de un átomo o valencia. (frankland).

Esto no implica un modelo de varillas rígidas, sino algún tipo de fuerza gravitatoria.

• La palabra átomo, toma sentido cuando helmholtz saca una conclusión de los trabajos electrolíticos de Faraday, donde afirma que los átomos o iones deben tener una carga constante.

Enlace Químico • A comienzos del

siglo XX, la mayoría de los científicos tienen la certeza de que la naturaleza del enlace químico era eléctrica y que estaba muy relacionado con el electrón.

Aparece el modelo

atómico de Thompson

“budín de ciruelas”

Se empieza a notar que los enlaces se producían por efectos electrostáticos, dados por la trasferencia de electrones.

1ª Teoría Electrónica

En 1904 Thompson desarrolla una teoría electrónica de valencia.

Esquema electroquímico de Berzelius .

Teoría electromagnética de Maxwell

Con esta teoría se postula que el enlace químico no es mas que una simple atracción electrostática.Además, que el enlace se formaba cuando dos átomos intercambiaban o trasferían uno o mas electrones.

Teoría del octeto

Lewis se percata de la estabilidad de los gases nobles y toma en cuenta los 8 electrones de su ultimo nivel.

En 1904 R. Abegg, describió formalmente la “regla del octeto”, y de esta manera señalo una característica esencial de la tabla periódica y la estabilidad de los elementos.

En 1902, Lewis plantea una organización atómica en forma cubica, dando importancia a la teoría de polarización de algunas sustancias.

Uso de algunos gráficos o símbolosEn 1910, Lewis y algunos colegas deciden generalizar el uso de las flechas que indicaban gráficamente el sentido de los enlaces , es decir; que dirigían la flecha del átomo que perdía electrones hasta el que los ganaba.

Mientras tanto en Rusia, Berkenheim adopto la teoría polar usando guiones y apóstrofos en los lugares que se necesitaran.

-- C -

-

H+

H+

+H

+H

Thomson abandonó el modelo de budín de ciruelas debido a las pruebas que Rutherford presentó a favor de un modelo Planetario-nuclear del átomo.Esto conllevo al descubrimiento de los isótopos y a la consideración de si todos los enlaces eran polares.

Thomson llegó a la conclusión de que existían dos tipos de enlaces polares y no polares.

AÑO 1914

Alfred Parson construyo un modelo que funcionaba y demostró que podían producir configuraciones estables; y al igual que Thomson tuvo que suponer que existían dos tipos de enlaces.

En el estudio de Lewis se introdujo una notación en la que el kernel sería representado por su símbolo; pero este simbolismo no llego a generalizarse.

Fue más influyente la sugerencia de representar los electrones apareados mediante dos puntos ya que reconocía que las capas atómicas exteriores eran mutuamente interpenetrables de modo que un electrón puede formar parte de una misma capa exterior de dos átomos diferentes y no podría afirmarse su pertenencia a ninguno de los dos de forma exclusiva.

Entonces Li será Li+

A través de su modelo de cubos químicos Lewis sugirió que los enlaces dobles podían representarse uniendo las caras de los cubos.

En 1916 Lewis renuncia totalmente a su teoría atómica cubica, debido a las limitaciones del modelo, pero rescata unos de sus postulados que menciona la compartición de pares electrónicos para poder cumplir la regla de octeto.

Irving Langmuir público las ideas de Lewis a cerca del par compartido y por eso, se nombro como la teoría Lewis-Langmuir.

Según Lewis la extensión del modelo de Bohr era la solución al decir, que los electrones se ubicaban en capas externas que protegían al núcleo.

Así redefine la valencia como “el numero de pares electrónicos que un átomo comparte con otro”

H:HLa teoría de polaridad podía adaptarse a los desplazamientos que los impresores indicaban mediante un espacio en blanco.

H:H Na :H H :Cl [H]+ [:Cl:]-

O bien

Kossel enlace iónicoLewis enlace covalente.

Kossel postulo que los enlaces que presentan diversas moléculas se hacen para obtener la configuración electrónica del gas noble más cercano y los elementos de cualquier compuesto debían estar dispuestos a ceder o a recibir electrones

Lewis dijo que los átomos de cualquier molécula se unían en pares electrónicos para llegar a la configuración del gas noble mas cercano, pero los átomos de diversos compuestos compartían sus electrones para formar los pares que le darían la configuración de gas noble al compuesto.

Los químicos orgánicos retomaron este efecto de desplazamiento denominándolo efecto inductivo.

Oxígeno :O: :O:

Etileno H: C : : C : H .. .. H H