UNIONES QUIMICAS Clase 13 y 14 Dra. Elsa Ferreyra

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Enlace Iónico: Redes cristalinas  Transferencia completa de electrones desde el átomo Menos electronegativo (metal) hacia el más electronegativo (no metal).

 Formación iones: cationes y aniones que ejercen entre sí una gran fuerza de atracción electrostática. Na+

Cl-

 Redes cristalinas iónicas tridimensionales.

(alternan los iones para lograr la máxima atracción entre las cargas de diferente signo y la mínima repulsión entre las de igual signo. Para ello, adoptan diferentes disposiciones espaciales)

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Celda unitaria del NaCl

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Características de los compuestos iónicos:  Uniones ionicas => compuestos iónicos => Características:

Fuerte atracción entre iones cationes y aniones – Estado de agregación: sólidas a temperatura ambiente y forman redes cristalinas => cristal. – Elevado punto de fusión y ebullición. (se requiere elevada Energía para romper las uniones entre iones) – Solubilidad: se disuelve fácilmente en agua. Por qué???

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 Conducción de electricidad: como sólidos no conducen e- porque los iones no pueden moverse solo vibran sobre su eje. Fundidos (en estado líquido) si conducen electricidad porque los iones pueden moverse.  No forman moléculas, se simbolizan mediante fórmulas empíricas. Ej.: NaCl ó CaF2

Cl-

Cl-

Na+ Cl-

Cl-

Cl-

Na+

Na+

Na+

Cl-

Cl-

Na+

Na+

Na+

 Resumen: la unión iónica se da por lo general entre un elemento metálico con otro elemento no metálico  Diferencia electronegatividad > 2

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Na+

Cl-

Enlace covalente:  Se da generalmente entre elementos no metálicos.  Comparten e- con mayor ó menor intensidad, tendiendo a estabilizarse, es decir, a alcanzar el octeto de electrones en su nivel más externo de energía, aproximándose así a la configuración del gas noble más cercano.  Forman moléculas (molécula: grupos de átomos que actúan en conjunto como entidad propia, electricamente neutras y determinadas propiedades) simple

 Los enlaces covalentes comunes pueden ser de tres clases:

doble

triple

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Enlace Covalente: Moléculas y enlaces  En la estructura de Lewis de una molécula figuran los e- del nivel más externo (e- de valencia) de todos los electrones que la conforman, incluidos los compartidos y los no compartidos.  Formula desarrollada: representa mediante un guión los pares de eque participan de la unión covalente.

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Enlace Covalente: Estructura de Lewis de óxidos moleculares

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Enlace Covalente: Enlace covalente coordinado (dativo)  La unión coordinada o dativa: unión covalente en la cual el par de ecompartido es aportado por un solo átomo.

 El enlace coordinado, que en todos los casos consiste en un par de electrones compartido, se simboliza en la fórmula desarrollada con una flecha que parte desde el átomo que aporta el par electrónico a la unión.

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Enlace metálico:  Los metales son átomos con menos de 4e- de valencia =>pierden e- con facilidad => forman cationes.

Na+

Na+

Na+

-

Na+

Na+

-

Na+

Na+

-

Na+

•Porción de Metal. •Constituido por cationes metálicos que se disponen en capas rodeados por e- que se mueven con facilidad.

•Transmiten calor, conducen electricidad y tienen brillo. 11

Características de los metales:  Uniones metálicas => Características: – Conducen electricidad.

– Transmiten calor: gracias al movimiento de los e-.

– Tienen brillo característico, como resultado de la facilidad de movimiento de los electrones. Salvo el oro y el cobre, el resto de los metales son de color blanco-plateado.

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– Forman redes cristalinas muy estables. (fuerte atracción entre cationes metálicos y los e-).

– Metales son sólidos a T° ambiente excepto el Hg. – Dúctiles (puede formarse con ellos hilos o alambres largos y finos) – Maleables (la disposición espacial en capas les permite ser transformados en hojas o planchas delgadas)

– Dureza variable (existen desde los muy blandos (Na) que pueden cortarse con una tijera, hasta muy duros (Cr)

– Algunos estan nativos como elementos (Ag,Au ), el resto de los metales forman parte de minerales y están presentes como óxidos, carbonatos, sulfatos, halogenuros o sulfuros. => Metalurgia: proceso para obtener metales de los minerales.

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Polaridad de enlaces covalentes y de moléculas:



La determinación de la polaridad de una molécula es un paso muy importante para la predicción de algunas de sus propiedades físicas.



Una sustancia cuyas moléculas son polares tiene mayor punto de fusión y de ebullición que otra de similar masa molecular, que presenta moléculas no polares.



Una sustancia soluto formado por moléculas polares se disuelve en un solvente cuyas moléculas también son polares, ya que entre moléculas polares se establecen fuerzas de atracción.



¿En qué consiste la polaridad? En que el par de e- compartido se localiza más cerca del átomo más electronegativo, y la nube de e- entre ambos átomos no es simétrica, sino que se encuentra desplazada hacia uno de los átomos.

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Polaridad de enlaces y de moléculas:

Compuesto iónico

Compuesto covalente no polar

Compuesto covalente polar

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Polaridad de enlaces: 

Molécula formada por dos átomos diferentes: el átomo más electronegativo atrae hacia sí el par o los pares de e- compartidos con mayor intensidad que el otro átomo menos electronegativo. Como resultado de ello, los e- se acercan más al átomo más electronegativo, por lo que se dice que sobre ese átomo se establece una carga parcial o una fracción de carga negativa, mientras que sobre el átomo menos electronegativo, una carga parcial positiva. ENLACE POLAR y los dos polos formados constituyen un dipolo. Para esta clase de moléculas, como por ej. HCl, un enlace polar genera una molécula polar o, en otras palabras, un dipolo permanente; cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos, más intenso resultará el dipolo.



Molécula formada por dos átomos de igual tipo (Ej.:Cl2)como ambos átomos atraen hacia sí los e- con igual intensidad, no habrá separación de cargas. ENLACE NO POLAR y las moléculas resultan también no polares. Sin embargo, como los e- no están fijos, en determinadas condiciones pueden producirse en ellos corrimientos instantáneos hacia uno u otro extremo de la molécula, transformándose así en dipolos transitorios.

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Momento Dipolar

μ=q. d

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Reglas de Fajans.  El Aumento de la polarización de los iones y, en consecuencia, de la covalencia, se debe a los siguientes factores, 1. MAYOR CARGA DEL CATIÓN La covalencia de un enlace aumenta con el incremento de la carga del catión. Esto puede observarse en los puntos de fusión. NaCl y YCl3 PF 8010C 6800C 18

Reglas de Fajans. 2. MENOR RADIO DEL CATIÓN El incremento de la densidad de carga en los cationes de tamaño pequeño incrementa su capacidad polarizante y, en consecuencia, su tendencia a formar enlaces covalentes. BeCl2 BaCl2 PF 4400C y 9630C

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Reglas de Fajans.  3. MAYOR TAMAÑO DEL ANIÓN La nube electrónica de un ion voluminoso está sujeta en forma menos firme por el núcleo y, en consecuencia, el anión será más fácilmente polarizable. Esto puede deberse al apantallamiento de los electrones externos. Ejemplo: PF

Mg I2 6320C

MgF2 13960C 20

Reglas de Fajans. 4. MAYOR CARGA DEL ANIÓN O ANION DE ALTA CARGA Es más fácil deformable su nube electrónica por la escasa atracción del núcleo. K 2S K Cl PF 4710C 7760C

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Geometría molecular: MODELO RMPECV  El número de electrones de valencia (compartidos y no compartidos) alrededor del átomo central se ubican de tal manera de tener una mínima repulsión.  Los pares de electrones no compartidos "ocupan" mayor lugar en el espacio que los pares de electrones compartidos.  Los dobles y triples enlaces se consideran simples.

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Teoría del Enlace de Valencia.  La TEV se debe a Linus Pauling. Más conocida como modelo de las hibridaciones o de las orbitales hibridas, modelo muy utilizado en química orgánica en donde las discusiones se dan en términos de los híbridos sp, sp2 o sp3 del carbono en referencia.

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TEV-Enlace de Coordinación  Linus Pauling amplía su teoría para aplicarla a los compuestos de coordinación con iones de transición, es decir con participación de las orbitales d en la hibridación, además de las s y p. En el caso de los compuestos de coordinación la hibridación se hace con participación solo de los “orbitales desocupados” de menor energía. La TEV explica el magnetismo y la geometría de los compuestos. 24

 Para el caso del carbono, los cálculos demuestran que una función orbital de enlace formada por combinación lineal de las orbitales s y p tiene una fuerza de enlace mayor que la de los orbitales s y p puros.  La densidad electrónica de esta nueva función orbital está fundamentalmente concentrada en la dirección de los enlaces, por lo tanto la superposición con la orbital de otro átomo sería alta y formaría un 25 enlace fuerte.

Esta combinación lineal de funciones orbitales de un mismo átomo es la que se conoce como hibridación.  Estos mismos principios pueden aplicarse para explicar el enlace en los compuestos de coordinación. La principal característica en este caso es que los orbitales híbridos tienen gran contribución de orbitales d.

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HIBRIDACION  En general, para átomos del tercer período en adelante, la diferencia de energía entre las orbitales s, p y d es lo suficientemente pequeña, de modo que estos tres tipos de funciones toman parte en la formación de los enlaces. Aún en compuestos que no son de coordinación, tales como PF5, PF3Cl2, PCl5, SF6, se pueden utilizar una o dos orbitales d en la formación de los enlaces. 27

Por ejemplo, en el [Fe(CN)6]4- :  Fe [Ar] 4s2 3d6 Fe2+ [Ar] 3d6 3d

4s

4p

 Para acomodar los seis ligantes se necesitan seis orbitales híbridos vacíos del ion metálico, por lo tanto debe suceder una reacomodación de los electrones del ion 28

Recombina dos orbitales d + un orbital s+ tres orbitales p=6 2 3 orbitales híbridos d sp Fe +2 3d

4s

4p

6 orbitales híbridos d2sp3

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Unión puente de hidrógeno  Son un tipo de unión dipolo – dipolo de gran intensidad.  Ocurre entre moléculas que contienen un átomo de H unido covalentemente a un átomo muy electronegativo: F, O, N.  Sobre el H reside una carga parcial positiva.  El H establece un enlace de gran magnitud con el átomo más electronegativo de otra molécula.  Ej: molécula de agua. – Es una molécula pequeña. – Están fuertemente unidas entre sí. Un aspecto paradójico es que el agua es un líquido, aunque sus moléculas se encuentren en fuertemente unidas. Este fenómeno se debe al carácter transitorio de los puentes de hidrógeno, que al formarse y romperse continuamente permite la movilidad de las moléculas de agua. – Es necesario suministrar mucha energía para hacer que las moléculas de agua se separen. Por esto el agua presenta las temperaturas de fusión y de ebullición, así como el calor específico, más elevado de todas las moléculas similares. 30

Resumen de las uniones químicas

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Resumen de las uniones químicas

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Resumen de las propiedades de sólidos

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Resumen de las propiedades de SOLIDOS

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