Practica 1 Quimica Basica

OBJETIVO

El alumno identificará el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y formar moléculas, de acuerdo a las propiedades características que representan

CONSIDERACIONES TEÓRICAS

Enlace iónico

Los átomos de elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes; en cambio, los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. Como regla los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos y los más aptos para formar aniones son los alógenos y el oxígeno. En consecuencia la composición de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo 1A y 2A y un halógeno y un oxígeno. La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico. Por ejemplo la reacción entre litio y flúor produce fluoruro de litio, un polvo blanco venenoso que se usa para disminuir el punto de fusión de una soldadura y en la fabricación de la cerámica.

La configuración electrónica de litio es 1s22s1 y la del flúor es 1s22s22p5. Cuando estos átomos entran en contacto, el electrón de valencia 2s1 del litio se transfiere al átomo de flúor. Al usar los símbolos de puntos de Lewis la reacción se representa como

El enlace iónico en el Li Fes la atracción electrostática entre el ion litio con carga positive y el ion fluoruro con carga negativa. El compuesto es eléctricamente neutro.

Numerosas reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo la combustión de calcio en oxigeno produce oxido de calcio

Hay una transferencia de dos electrones del átomo de calcio al átomo de oxígeno. Advierta que el ion calcio (Ca2+) tiene la configuración electrónica del argón, el ion óxido (O2-) es isoeléctrico con el neón y el compuesto (CaO) es eléctricamente neutro.

Energía reticular de los compuestos iónicos

Con los valores de energía de ionización y afinidad electrónica de los elementos podemos predecir qué elementos forman compuestos iónicos, pero ¿cómo evaluamos la estabilidad de un compuesto iónico? La energía de ionización y la afinidad electrónica están definidas para procesos que ocurren en fase gaseosa, aunque todos los compuestos iónicos son sólidos a 1atomo y 25ºC. El estado sólido es una condición muy distinta porque cada catión se rodea de un número específico de aniones y viceversa. En consecuencia la estabilidad global del compuesto iónico solido depende de las interacciones de todos los iones y no solo de la interacción de un catión con un anión. Una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier solido iónico es su energía reticular, que se define como la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico solido en sus iones en estados gaseosos.

Ciclo de Born Haber para determinar energías reticulares

No es posible medir la energía reticular directamente, sin embargo si conocemos la estructura y la composición de un compuesto iónico, podemos calcular su energía reticular mediante la aplicación de la ley de Coulumb la cual establece la energía potencial entre dos iones es directamente proporcional al producto de sus cargas e inversamente proporcional a la longitud que los separa. Para los iones individuales de Li+ F- separados por una longitud r, la energía potencial del sistema está dada por

Eα (Q_(〖Li〗^+ ) Q_(F^- ))/r

=k (Q_(〖Li〗^+ ) Q_(F^- ))/r

Donde QLi+ y QF- son las cargas de los iones Li+ y F-, y k es una constante de proporcionalidad. Dado que QLi+ y QF- es negativa, E es una cantidad negativa y la formación de un enlace iónico entre Li+ y F- es un proceso exotérmico. En consecuencia para invertir el proceso se debe aportar la energía (es decir, la energía reticular de LiF es positiva); por lo tanto el par de iones Li+ y F- enlazados es más estable que los iones separados.

También podemos determinar la energía reticular indirectamente si se supone que un compuesto iónico se forma en varias etapas. Este procedimiento se conoce como ciclo de Born Haber, el cual relaciona las energías reticulares de los compuestos iónicos con las energías de ionización, afinidad electrónica y otras propiedades atómicas y moleculares. Este método se basa en la ley de Hess y fue desarrollado por Max Born y Fritz Haber. El ciclo de Born-Haber define las distintas etapas que preceden a la formación de un sólido iónico

Li(s)+1/2 F_2 (g)→LiF(s)

El cambio de entalpia estándar para esta reacción es de -594.1 kJ/mol. (Dado que los reactivos y productos están en sus estados estándar, es de decir, a 1 atm, el cambio de entalpía es también la entalpia estándar de formación del LiF.) Al recordar que la suma de los cambios de entalpia de las etapas es igual al cambio de entalpia de la reacción global (-594.1 kJ/mol), podemos seguir la formación del LiF a partir de sus elementos a través de cinco etapas. Tal vez el proceso no suceda exactamente de esa forma pero, junto con la ley de Hess, la siguiente ruta permite analizar los cambios de energía de la formación del compuesto iónico.

Energía reticular y fórmulas de los compuestos iónicos

La energía reticular es una medida de la estabilidad de los compuestos iónicos de modo que su magnitud puede ayudar a explicar las fórmulas de tales compuestos. Hemos visto que la energía de ionización de un elemento aumenta con rapidez conforme se liberan los electrones de sus átomos. Por ejemplo, la primera engría de ionización del magnesio es de 738kJ/mol. Y la segunda es de 1450kJ/mol, casi el doble de la primera. Nos podríamos preguntar desde el punto de vista energético ¿Por qué el magnesio no `prefiere formar iones monopositivos en sus compuestos? ¿Por qué el cloruro de magnesio no tiene la fórmula MgCl (que contiene el ion- Mg +) en lugar de MgCl2 (que contiene el ion Mg2+)? Por supuesto, el ion Mg2+ tiene la configuración de gas noble [Ne], que representa estabilidad por sus capas totalmente llenas, pero la estabilidad así ganada no supera la energía necesaria para quitarle un electrón al ion Mg+ . La causa de que la formula sea MgCl2 se debe a la estabilidad adicional ganada al formarse el cloruro de magnesio sólido. La energía reticular del MgCl2 es de 2527kJ/mol, más que suficiente para compensar la energía necesaria para quitar los primeros dos electrones de un átomo de Mg (738kJ/mol + 1450kJ/mol =a 2188kJ/mol).

¿Qué sucede con el cloruro de sodio? ¿Por qué su fórmula es NaCl y no NaCl2 (que contiene el ion Na2+)?. Aunque el Na2+ no posee la configuración electrónica de un gas noble, esperaríamos que el compuesta fuera NaCl2, ya que el Na2+ tiene más carga, por tanto el hipotético NaCl2 podría tener mayor energía reticular. De nuevo, la respuesta se haya en el balance entre el suministro de energía (es decir, las energías de ionización) y la estabilidad ganada con la formación del sólido. La suma de las dos primeras energías de ionización del sodio es 496kJ/mol + 4560kJ/mol= 5056kJ/mol

Enlace covalente

Aunque el concepto de molécula se remonta al siglo XVII no fue a principios del siglo XX que los químicos comenzaron a comprender como y por qué se formaban las moléculas. El primer avance importante en este sentido comenzó con la proposición de Gilbert Lewis de que la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones. Lewis describió la formación de un enlace químico en el hidrogeno como:

Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente, un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Para simplificar el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. Así , el enlace covalente de la molécula de hidrogeno se escribe como H—H. en el enlace covalente cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas en los enlaces covalentes entre átomos poli-electrónicos solo participan los electrones de valencia. Considere por ejemplo la molécula de flúor, F2- la configuración electrónica del F es 1s2 2s2 2p5. Los electrones 1s son de baja energía y pasan la mayor parte del tiempo cerca del núcleo, por lo que no participan en la formación del enlace. En consecuencia, cada átomo de F tiene siete electrones de valencia (los electrones 2s y 2p). Solo hay un electrón lo apareado en el F, de modo que la formación de la molécula de F2 se representa como sigue

Símbolos de puntos de Lewis

El desarrollo de la tabla periódica

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