Tipos de enlace químico y estudio detallado del enlace iónico. Energía de red, ciclo Born-Haber, estructuras cristalinas, propiedades de los compuestos iónicos

1. B-2 Enlace químico
ENLACE IÓNICO
Química 2º Bachillerato
1
Javier Valdés
Colegio Inmaculada Gijón

2. Índice
Introducción
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

3. ¿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

4. Relación entre la distancia interatómica y
la energía del sistema
4

5. Repaso Tipos de enlaces
https://youtu.be/6-TarXU6ZKM
Tipo de enlace Electrones Se da entre Concepto clave Estructura Ejemplos
Iónico
Ganancia y
pérdida de
electrones
Entre iones
Fuerzas
electrostáticas
Redes 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
Metálico
Compartir
electrones
entre muchos
átomos
Entre
átomos de
metales
Nube electrónica Red metálica Fe, Na, Zn…

7. 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

8. Enlace iónico y energía
Planteamiento 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)

9. • 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

10. 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 compuesto
iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso

11. • 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

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) (AHEI = +495’4 kJ)
Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (Hret = ?)

13. Ciclo de Born Haber

14. Ciclo de Born Haber

15. Ciclo de Born Haber

16. Ciclo de Born Haber
(diagrama entálpico)

17. Ciclo de Born Haber
(diagrama entálpico)

18. 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

19. Ejemplos PAU
2015
2014

20. Ejemplos PAU
2013
2012
Ver ejemplos resueltos en PAU temas

21. Estructura cristalina
En 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

22. 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

23. 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

25. 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)

28. PREGUNTAS PAU

29. 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

30. Disolución de un cristal iónico en
un disolvente polar
Solubilidad de un cristal iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.