ENLACES, COVALENTE, IÓNICO, METÁLIC

1. enlaces

2. Enlace covalente

3. Excepciones a la regla del octeto
• Especies con nº impar de electrones (NO,
11 e de valencia).
• octetos incompletos (compuestos del Be,
Boro y aluminio, ej BF3)
• capas expandidas(10 o 12 electrones
alrededor del átomo central, creándose la
capa expandida, átomos a partir del 3º
período que tienen 3d vacía, PCl5, SF6)

4. Por qué se unen los átomos?
• Si representamos la E potencial de
interacción entre 2 átomos
– Si el estado de mínima E corresponde a los
átomos separados (no se produce enlace)
– si el estado de mínima E corresponde a una
distancia r (se produce enlace)
– Para 2 átomos de H, se observa:
• 0 de energía cuando los átomos están separados
• caída de E (atracción neta) cuando se aproximan
• mínimo de E (-436 kJ/mol) a una d de (74 pm)
• aumento de E (repulsión) cuando se aproximan más.

5. PARÁMETROS
MOLECULARES
• Ángulo de enlace (ángulo comprendido
entre dos enlaces de un átomo)
• longitud de enlace (distancia entre los
núcleos de dos átomos enlazados)
• energía de enlace (energía necesaria para
romper 1 mol de enlaces estando la especie
en estado gaseoso kJ/mol, se le llama
energía de disociación)
– los valores de longitud de enlace y ángulos de
enlace determinan la geometría de la molécula.

6. Enlace covalente: ideas
mecanocuánticas
• Teoría del enlace de valencia (EV)
– los orbitales llenos conservan su independencia
– los orbitales semillenos de los átomos que
forman el enlace se superponen o solapan y
forman una zona de alta densidad electrónica
• solapamiento frontal enlace
• solapamiento lateral enlace
• H2 (1s+1s), H2S (3p+1s y 3p+1s)

7. Enlace covalente: hibridación
• Un conjunto de n orbitales atómicos de
diferente E originan n orbitales hibrídos de
= forma y E donde se sitúan los e del enlace
– 1s+1p= 2 “sp” lineal 180º
– 1s+ 2p= 3 “sp2” triangular plana 120º
– 1s+ 3p= 4 “sp3” tetraédrica 109º
– 1s+ 3p+ 1d= “sp3d” bipirámide trigonal PCl5
– 1s+ 3p+ 2d= “sp3d2” octaédrica” SF6

8. Método de la repulsión entre
pares electrónicos de la capa de
valencia (RPECV)
• Los pares de e de valencia se repelen entre
sí, separándose para minímizar la energía
del sistema.
• Geometrías más favorables:
– 2 pares- línea recta
– 3 pares- triángulo equilátero
– 4 pares- tetraedro
– 5 pares- bipirámide trigonal
– 6 pares- bipirámide cuadrada

9. Enlace iónico
• Tiene lugar entre elementos de muy
distinta electronegatividad.
• Uno cede e (ion+) y el otro gana e (ion -)
• enlace iónico es la unión entre iones + y -
debida a fuerzas de Coulomb
• se forman CRISTALES, la fórmula
indica la proporción en la que se
encuentran los iones, pero no la cantidad
total de los mismos.

10. Enlace iónico- energía reticular
• Es la energía que se desprende cuando los
iones en estado gaseoso se unen para formar
el cristal (sólido) U (kJ/mol)
• Es difícil de calcular
• U= K(q1q2/ do), depende de:
– directamente proporcional a la carga de los
iones.
– Inversamente proporcional a la distancia
interiónica (do)

11. U- ciclo de Born-Haber
• Se basa en que la formación de un MX
compuesto iónico, puede tener lugar por dos
caminos diferentes:
– combinación directa de los elementos ( Hf)
– por un proceso en etapas que implica:
• sublimación del metal S
• disociación de las moléculas del no metal (D/2)
• ionización del metal (g)- energía de ionización (Ei)
• ionización del no metal(g)- afinidad electrónica- A
• unión de los iones gaseosos para formar el cristal
(U)

12. Ciclo de Born y Haber
• La reacción global de formación de NaCl es:
• Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) ( Hf = –411’1 kJ)
• que puede considerarse suma de las siguientes
reacciones:
• Na (s) Na (g) ( Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g) Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g) Na+ (g) (AHI = +495’4 kJ)
• Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hret = ?)

13. Ciclo de Born y Haber
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) ( Hf = –411’1 kJ).
• Na (s) Na (g) ( Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g) Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g) Na+ (g) (AHI = +495’4 kJ)
• Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hret = ?)
• De donde puede deducirse que:
• Hret = Hf – ( Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHI)
• Hret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ
–348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ

14. 14
Estructura cristalina
• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan
regularmente en el espacio de la manera más
compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando
lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres
direcciones del espacio.

15. F Ca
2+
Principales tipos de
estructura cristalina
• NaCl (cúbica centrada en las caras
para ambos iones)
– Índice de coord. para ambos iones = 6
• CsCl (cúbica centrada en el cuerpo
para ambos iones)
– Índice de coord. para ambos iones = 8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras
para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )
– Índice de coord. para el F– = 4
– Índice de coord. para el Ca2+ = 8

16. 16Propiedades de los
compuestos iónicos
• Puntos de fusión y ebullición elevados ya que para
fundirlos es necesario romper la red cristalina tan
estable por la gran cantidad de uniones electrostáticas
entre iones de distinto signo. Por eso son son sólidos a
temperatura ambiente.
• Gran dureza (por la misma razón).
• Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en
disolventes apolares.
• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin
embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.
• Son frágiles.

17. 17
Enlace metálico• Se forma entre metales.
• Es un enlace bastante fuerte.
• Los átomos de los metales con pocos e en su última capa
no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo
electrones no adquieren la estructura de gas noble.
• Se comparten los e de valencia colectivamente.
• Modelo del mar de electrones o nube electrónica
– Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones
positivos, empaquetados ordenadamente, formando una
estructura cristalina de alto índice de coordinación.

18. Enlace metálico- teoría de bandas
• Cuando se unen N átomos de Li (un metal),
los niveles de energía se funden en una
banda de N niveles muy próximos. Los N/2
niveles más bajos se llenan con electrones y
los N/2 más altos están vacíos.
• La banda donde se encuentran los
electrones de valencia se llama banda de
valencia, una banda de energía parcialmente
llena con electrones se llama banda de
conducción.

19. Teoría de bandas
• Metal (Na banda 3s semillena, es banda de
valencia y conducción a la vez)
• metal (Be, la banda 2p vacía de conducción
solapa con la 2s llena de valencia)
• semiconductor (banda de valencia llena,
banda de conducción vacía, separación entre
bandas baja, germanio)
• aislante (banda de valencia llena, gran
separación entre la banda de valencia y la de
conducción)

20. 20
Propiedades de los compuestos metálicos
• Son dúctiles y maleables debido a que no existen
enlaces con una dirección determinada. Si se
distorsiona la estructura los e– vuelven a
estabilizarla interponiéndose entre los cationes.
• Son buenos conductores debido a la
deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo
de bandas, puede suponerse que la banda vacía
de conducción está muy próxima a la banda
donde se encuentran los e–, de forma que con
una mínima energía éstos saltan y se encuentran
con una banda de conducción libre.

21. 21
Propiedades de los compuestos
metálicos (continuación)
• Conducen el calor debido a lo compactos que están los
átomos, lo cual provoca que las vibraciones de unos se
transmitan con facilidad a los que están al lado.
• Tienen, en general, altos puntos de fusión y de
ebullición dependiendo de la estructura de la red. La
mayoría son sólidos.
• Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad
de niveles muy próximos de energía que hace que
prácticamente absorban energía de cualquier longitud
de onda que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

22. 23
Enlaces intermoleculares
• Enlace o puente de Hidrógeno
– Es relativamente fuerte y precisa de:
• Gran diferencia de electronegatividad entre átomos, (H
unido a N, O o F).
• El pequeño tamaño de H que se incrusta en la nube de
electrones del otro átomo.
– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.
• Fuerzas de Van der Waals
• Entre dipolos permanentes (moléculas polares), aumentan
con su momento dipolar, HCl.
• Entre un dipolo permanente y un dipolo inducido.
• Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). También
llamadas fuerzas de dispersión o de London, crecen con la
masa molecular o atómica, ya que forman dipolos
instantáneos más fácilmente, CO , CCl .

23. 24Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)

24. Comparación de las diferentes
fuerzas
• Enlace covalente: orden de 100 kcal/mol
• puentes de H: orden de 5 kcal/mol
• fuerzas de dispersión: entre 0,02 kcal/mol y
0,5 kcal/mol

25. Sólidos covalentes, iónicos y
metálicos
• Red covalente:
– elevado punto de fusión ( 1000ºC), insolubles
en todos los disolventes, malos conductores
(excepción el grafito), diamante.
• sólidos iónicos:
– punto de fusión alto (600ºC- 2000ºC), no
conducen la electricidad, muchos son solubles
en agua. NaCl.

26. sólidos
• Metálicos:
– conductividad eléctrica y térmica elevada
– ductilidad y maleabilidad
– brillo
– insolubilidad en agua y en otros disolventes
comunes
– puntos de fusión variable (- 39ºC para el Hg
hasta 3410ºC para el tungsteno)

27. 28
Propiedades de los compuestos covalentes
Sólidos covalentes
• Los enlaces se dan a lo
largo de todo el cristal.
• Gran dureza y P.F alto.
• Son sólidos.
• Insolubles en todo tipo de
disolvente.
• Malos conductores.
• El grafito que forma
estructura por capas le
hace más blando y
conductor.
Sustancias moleculares
• Están formados por
moléculas aisladas.
• P.F. y P. E. bajos (gases).
• Son blandos.
• Solubles en disolventes
moleculares.
• Malos conductores.
• Las sustancias polares son
solubles en disolventes
polares y tienen mayores
P.F y P.E.