Enlace químico: conceptos básicos

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Si únicamente consideramos I1(Na) y AE(Cl) no podemos explicar la exotermicidad de la reacción. ΔH°f(NaCl) = −390 kJ/mol

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La energía reticular (E) se incrementa cuando Q incrementa o cuando r

disminuye.

Comp. Energía reticular kJ/mol

MgF2

MgO

LiF

LiCl

2957

3938

1036

853

Q= +2,-1

Q= +2,-2

r F < r Cl

Energía reticular de los compuestos iónicos

E = k Q+Q- r

Q+ es la carga sobre el catión

Q- es la carga sobre el anión

r es la distancia entre los iones

Energía reticular (E) es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso: MaXb(s)→aMb+

(g) +bXa-(g)

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Valores absolutos de energía reticular de los haluros de metales alcalinos y de los óxidos y sulfuros de metales alcalinotérreos, (kcal/mol).

F-1 Cl-1 Br-1 I-1

Li+1 238 192 182 170 Na+1 214 179 171 160 K+1 189 163 157 148 Rb+1 181 158 151 143 Cs+1 172 148 142 135

O-2 S-2

Be+2 1080 893 Mg+2 940 778 Ca+2 835 722 Sr+2 791 687 Ba+2 747 656

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Enlace metálico. •  Se da entre átomos metálicos. •  Todos tienden a ceder electrones (e–) . •  Los cationes forman una estructura

cristalina, y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar confinados a ningún catión en particular (mar de e– ).

•  Los e– externos están deslocalizados y estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.

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Modelo de electrones deslocalizados “mar de

electrones”

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F

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Enlace metálico

•  En contraste con el enlace iónico, los átomos metálicos no están colocados tan rígidamente en el cristal como en los sólidos iónicos.

•  A diferencia del enlace covalente, un par de átomos metálicos no están enlazados por medio de algún par electrónico localizado. En el enlace metálico los electrones de valencia se comparten entre todos los átomos del cristal, que se mantienen unidos por atracciones de los cationes metálicos y los electrones altamente deslocalizados.

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