Enlace i ó nico

1. Enlace iónico

2. Enlace iónico • Se forma por transferencia de electrones y la atracción entre los iones. • Generalmente los electrones se transfieren para lograr la configuración de gas noble. elemento poco electronegativo compuesto iónico (sal) elemento muy electronegativo = +

3. Enlace iónico Aunque no hay una clara frontera entre enlace iónico y covalente, es conveniente estudiar estos temas por separado, ya que las sales pueden ser analizadas a través de un modelo que considera únicamente fuerzas electróstaticas mientras que el modelo covalente se basa en la mecánica cuántica

4. Sustancias Iónicas Propiedades de las sustancias iónicas • Presentan bajas conductividades eléctricas como sólidas pero altas cuando están fundidas. • Los puntos de fusión y ebullición son relativamente altos • Son sustancias duras pero frágiles. • Son sustancias generalmente solubles en disolventes polares

5. Modelo iónico • Supone la existencia de iones (partículas eléctricamente cargadas). • Se ha comprobado la existencia de iones cuando un sólido iónico se funde o se disuelve. • En los sólidos iónicos hay evidencias como que el tamaño corresponde a lo esperado para un ion.

6. Modelo iónico • La existencia de iones que se atraen con fuerzas electrostáticas omnidireccionales. Explica: • Los altos puntos de fusión • La formación de cristales sólidos, duros y frágiles • Si, por fuerzas externas, un catión cambia de posición y deja de tener como vecino a un anión y se encuentra con un catión: la estabilidad desaparece.

7. Modelo iónico • Solubilidad en disolventes polares. • Debido a interacciones electrostáticas entre los iones y los dipolos del disolvente. • Entre más pequeño sea el ion, mayor es la densidad de carga y mas alto será el punto de fusión.

8. Modelo iónico • Formación del enlace covalente entre metales y no metales. • Tomando encuenta la existencia de iones. • Metales: • No metales: Baja energia de ionizacion Tienden a formar cationes Por lo tanto Tienden a formar aniones Por lo tanto Alta afinidad electrónica

9. Modelo iónico • Formación de cristales tridimensionales. • La forma permite: Fuerzas de atracción Maximizar Fuerzas de repulsión Minimizar

10. Modelo iónico • Arreglos más comunes de los cristales: • Estructura del cloruro de sodio • Estructura de cluroro de cesio • Estructura de blenda de zinc y wurzita • Estructura de la fluorita • Estructura del rutilo.

11. Cl Na Cl Cs Estructuras máscomunes Cloruro de sodio Cloruro decesio

12. S Zn S Zn Estructuras máscomunes Estructura de sulfuro de zinc (blenda de zinc) Wurzita

13. F Ca O Ti Estructuras máscomunes Fluorita Rutilo

14. H F d+ d- H F F H Protón Ion Fluoruro Formación de la sal LiF Fluoruro de hidrógeno

15. Atomo de litio Atomo de flúor - - - Ion Fluoruro(F-) F Li+ F Li+ Formación de la sal LiF Los iones se forman mediante una transferencia electrones de un átomo poco electronegativo a otro muy electronegativo. 3 + 9 + 9 + 3 + Ion Litio (Li+)

16. Formación del NaCl Cl2 (gas) Cl (g) +e Cl-(g) -e Na (g) Na + (g) NaCl (sólido) Na (sólido) metal

17. Energía de latice (Uo) • Energía que se libera cuando los iones gaseosos se unen para formar un cristal sólido. • Cálculo: Mm+(g) + Xx-(g) = MxXm (sólido) • Se hace en forma indirecta a través del ciclo de Born-Haber (aplicando la Ley de Hess).

18. Ley de Hess La entalpía de una reacción es la misma no importa el número de pasos intermedios.

19. Ciclo de Born–Haber Para el NaCl(s) Na+(g) + Cl- (g) H1era. Afinidad electrónica 1a Energía de ionización HUo Na (g) Cl (g) ½ H disociación (Cl-Cl) Hsublimación H o Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s)

20. Cálculo de Hf H o =Hsublimación del sodio + 1a. E de ionización sodio + ½Hdisociación (Cl-Cl) +H 1era. Afinidad electrónica +H Uo

21. Hfdel NaCl • Este cálculo puede tener un error del 10 al 20%, sin embargo, ayuda a saber si un compuesto puede o no existir.

22. Cálculo de Hf • El tener Hf = -2500 kJ/mol permite suponer que va a ser negativa y por lo tanto el G también. DG = DHf – TDS • Ahora si hacemos el análisis para la formación de floruro de calcio se tiene como primer paso es la formación de CaF cuya H o es negativa, sin embargo para el CaF2 presenta un Ho mucho menor. Lo que implica que aunque es factible formar el CaF se va a transformar en CaF2 que es la especie más estable.

23. E.I.vs estado de oxidación La energía de latice no compensa la alta segunda energía de ionización del sodio.

24. Explicación del valor de Uo • Si dos cargas de signo contrario se encuentran, de acuerdo a la ley de Coulomb, se van a atraer con una fuerza: • Directamente proporcional a las cargas • Inversamente proporcional a la distancia Fatracción q1*q2 - + r2 r

25. Explicación del valor de Uo • Como, Energía = Fuerza * Distancia, se tiene: E = q1*q2 = q1*q2 • Si consideramos que q = Z± e, donde: • Z es el número de protones o electrones perdidos o ganados por el ion • e es la carga de un electrón r2 * r r

26. Explicación del valor de Uo • Se obtiene: E = Z+e * Z-e • Y esta es la energía que se libera cuando se forma un par iónico. • Si en lugar de un par iónico imaginamos varios se forma un cristal unidimensional en la dirección del eje x, tenemos: r - - - - + + + + r r

27. Explicación del valor de Uo • Existen muchas atracciones y muchas repulsiones en que las cargas son las mismas pero las distancias cambian. • Lo que produce una suma y resta de atracciones y repulsiones electrostáticas. Atracción 3 r Repulsión 4r - - - - + + + + atracción Repulsión 2 r

28. Explicación del valor de Uo • Considerando que q = Ze y E = H Uo • Si sacamos al factor comúnqueda: • H Uo= – ( Z+Z-e2) 1 – 1 + 1 – 1 ... H Uo = - ( Z+Z-e2) + (Z+Z-e2) - (Z+Z-e2) + (Z+Z-e2) ... r 2r 3r4r [ ] r 2 3 4 A = (factor geométrico)

29. Explicación del valor de Uo • Debido a que la suma de los términos es mayor a 1 el cristal unidimensional es más estable que el par iónico. • Se define a U como el valor absoluto de la H U. • La fórmula queda: • A mayor número de atracciones y menor el de repulsiones se forman cristales tridimensionales en lugar de unidimensionales. U = A Z+Z-e2 r

30. Factor geométrico (A)

31. A para el NaCl • A para el NaCl con coordinación 6:6 =1.74756 • Casi el doble que para un par iónico donde es = 1 - - - - + - -

32. Nubes de electrónes • Son nubes de electrones alrededor del núcleo de los iones. • Dan una repulsión adicional • Constante de repulsión entre nubes (B) - - - + Urepulsión entre nubes B = r n

33. Repulsión entre nubes (B) • Se mide a través de datos de compresibilidad del ión. • Se calcula considerando en el punto mínimo de la curva U = O r

34. Curva de E. Morse-Condon

35. Cálculo de U U = Uatracciones y repulsiones entre núcleos Urepulsión entre nubes de electrones + ANZ+Z-e2 NB _____ U = + r rn U ANZ+Z-e2 nNB _____ = O = - + r r2 Rrn+1 -ANZ+Z-e2rn+1 B= n

36. Cálculo de U AZ+ZN-e2 ANZ+Z-e2 Uo = ro ron ANZ+Z-e2 ( 1 - 1 ) Uo = ro n

37. Exponente de Born (n) • Valores: