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