B-2 Enlace químico

ENLACE IÓNICO

Química 2º Bachillerato

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Javier ValdésColegio Inmaculada Gijón

ÍndiceIntroducción

1. ¿Por qué se unen los átomos?

2. Repaso Tipos de enlace

Enlace iónico

1. Enlace Iónico y energía

2. Calculo de la Energía de red. Ciclo Born-Haber

- Ejemplos PAU

3. Estructuras cristalinas

- Factores de que dependen

- Tipos de red

- Ejemplos PAU

4. Propiedades de los compuestos iónicos

¿Por qué se unen los átomos?

• En la naturaleza siempre se busca el estado más estable

• Los átomos se unen si así consiguen una situación de menor energía (más estable), que por separado

• Para ello ponen en juego sus electrones más externos, electrones de valencia.

Máxima estabilidad Mínima energía

Relación entre la distancia interatómica y la energía del sistema

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Repaso Tipos de enlaceshttps://youtu.be/6-TarXU6ZKM

Tipo de enlace Electrones Se da entre Concepto clave Estructura Ejemplos

IónicoGanancia y pérdida de electrones

Entre ionesFuerzas

electrostáticasRedes cristalinas NaCl, CaF2

Covalente

Compartir pares de

electrones entre dos átomos

Entre átomos

Átomos muy próximos para poder compartir electrones

Moléculas independientes

H2O, NH3, H2

Red covalente atómica

SiO2, diamante,

grafito

MetálicoCompartir electrones

entre muchosátomos

Entre átomos de metales

Nube electrónica Red metálica Fe, Na, Zn…

Enlace iónico

Metal

• Baja energía de ionización

• Pierde electrones con facilidad

• Forma iones positivos

No Metal

• Alta Afinidad electrónica

• Tiende a ganar electrones

• Forma iones negativos

Fuerzas de atracción electrostáticas

Enlace iónico y energíaPlanteamiento inicial

El enlace se forma si se desprende

energía

Los productos son más estables que

los átomos por separado

Balance de energía negativo

X (g) X– (g) Afinidad electrónica del no metal ( HAE <0)

Me (g) Me+ (g) Energía de ionización del metal ( HEI >0)

Estudiando las energía implicadas (a primera vista) en la formación del compuesto iónico:

Aparentemente el compuesto iónico MeX se formará solo si:

Energía de ionización del metal + Afinidad electrónica del no metal < 0

(Balance de energía negativo)

• Pero no siempre es así…

• Y los compuestos se forman!!???

Caso del NaCl

Enlace iónico y energía

Cl (g) + e- Cl– (g) ( HAE = –348’8 kJ) Na (g) Na+

(g)+ e- ( HEI = +495’4 kJ)

El NaCl se forma, y es estable, a pesar de que la AE del no metal no llega a compensar al EI del metal

Debe haber más energías implicadas

Energía de Red

Energía de red (reticular) Hret o U

• El proceso por el que los iones se ordenan en los nudos de la red estabiliza el sistema: se desprende energía

• Al ser una energía desprendida es <o

• Permite explicar la formación del compuesto iónico en los casos en que AE del no metal no llega a compensar al EI del metal

• No puede calcularse experimentalmente

Es la energía desprendida en la formación de un compuestoiónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso

• No puede medirse experimentalmente

• Método indirecto para calcularla: ciclo de Born y Haber

• Consiste en calcular todas las energía del proceso de formación del compuesto iónico desde sus elementos en estado más estable, por dos vías e igualarlas…

Energía de red (reticular) Hret o U

Ley de Hess

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) (AHEI = +495’4 kJ)

Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret = ?)

Ciclo de Born Haber

Ciclo de Born Haber

Ciclo de Born Haber

Ciclo de Born Haber(diagrama entálpico)

Ciclo de Born Haber(diagrama entálpico)

Ciclo de Born y Haber

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) (AHEI = +495’4 kJ)

Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret = ?)

• De donde puede deducirse que:

Hret = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)

Hret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ)

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = –411’1 kJ)

Hret = –786’8 kJ

Ejemplos PAU2015

2014

Ejemplos PAU2013

2012Ver ejemplos resueltos en PAU temas

Estructura cristalinaEn los compuestos iónicos cada ion se rodea de iones de signo contrario ordenándose regularmente en el espacio:

- Del modo más compacto posible

- Minimizando las repulsiones

- Red eléctricamente neutra

- Estructuras tridimensionales que se repiten

Índice de coordinación: Es el número de iones de un signo que rodean a uno de signo contrario

Estructura cristalina

• El tamaño relativo de los iones

• La carga de los iones. Electroneutralidad de la red

(El cristal debe ser neutro, condiciona también la estequiometría)

Factores de los que depende

Principales tipos de estructura cristalina

• NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones)

– Índice de coord. para ambos iones = 6

• CsCl (cúbica 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

Factores de los que depende

Aumenta con la carga de los iones

Ej: el CaO (Ca2+ y O2–) tiene Ered mayor que el NaCl(Na+ y Cl–).

Disminuye con el tamaño de los iones

Ej: El NaCl (Na+ y Cl–) tiene Ered mayor que el KBr

Energía reticular

(Es negativa, consideramos valores absolutos)

PREGUNTAS PAU

Propiedades de los compuestos iónicos• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más

cuanto mayor HU) Para fundirlos es necesario romper la red cristalina, estable por la cantidad de atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo.

• Son sólidos a temperatura ambiente.

• Gran dureza

• 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

Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.