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martes, 3 de mayo de 2022

16. Enlace metálico | 🔗 Enlace químico | Joseleg

(Ciencias de Joseleg) (Química) (Lenguaje químico) (Enlace químico) (Ejercicios resueltos) (Introducción) (Generalidades) (Historia) (Enlace químico fuerte) (Enlace químico débil) (Símbolos de Lewis y el octeto) (Energía reticular) (Enlace covalente y su representación) (Enlace covalente polar) (Diferenciando entre iónico y covalente) (Dibujado estructuras de Lewis) (Estados de oxidación, cargas formales y reales) (Resonancia) (Desviaciones del octeto) (Enlace covalente coordinado) (Enlace metálico) (Teoría del enlace de valencia) (Teoría del orbital molecular) (Efecto del enlace químico en los estados de la materia) (Referencias bibliográficas)

A principios de la década de 1900, Paul Drüde ideó la teoría del enlace metálico del "mar de electrones" al modelar los metales como una mezcla de núcleos atómicos (núcleos atómicos = núcleos positivos + capa interna de electrones) y electrones de valencia. Los enlaces metálicos ocurren entre los átomos de metales. Mientras que los enlaces iónicos unen metales con no metales, y los covalentes a no-metales consigo mismos, los enlaces metálicos unen la mayor parte de los átomos metálicos. Una hoja de papel de aluminio y un alambre de cobre son lugares donde se puede ver la unión metálica en acción.

Los metales tienden a tener puntos de fusión y puntos de ebullición altos, lo que no es compatible con el enlace covalente, lo que sugiere fuertes enlaces entre los átomos. Incluso un metal blando como el sodio (punto de fusión 97.8 °C) se funde a una temperatura considerablemente más alta que el elemento (neón) que le precede en la tabla periódica. Cuando los átomos de sodio se juntan, el electrón en el orbital atómico 3s de un átomo de sodio comparte espacio con el electrón correspondiente en un átomo vecino para formar un orbital molecular, de la misma manera que se forma un enlace covalente.

La diferencia, sin embargo, es que cada átomo de sodio está siendo tocado por otros ocho átomos de sodio, y el intercambio ocurre entre el átomo central y los orbitales 3s en todos los otros ocho átomos. Cada uno de estos ocho está siendo tocado a su vez por ocho átomos de sodio, que a su vez son tocados por ocho átomos, y así sucesivamente, hasta que haya absorbido todos los átomos en ese trozo de sodio. Todos los orbitales 3s en todos los átomos se superponen para dar una gran cantidad de orbitales moleculares que se extienden por toda la pieza de metal. Tiene que haber una gran cantidad de orbitales moleculares, por supuesto, porque cualquier orbital solo puede contener dos electrones.

Los electrones pueden moverse libremente dentro de estos orbitales moleculares metálicos, por lo que cada electrón se separa de su átomo original. Se dice que los electrones están deslocalizados. El metal se mantiene unido por las fuertes fuerzas de atracción entre los núcleos positivos y los electrones deslocalizados.

Figura 16‑1. Enlace metálico: el modelo del mar de electrones: núcleos atómicos positivos (círculos naranjas) rodeados por un mar de electrones deslocalizados (círculos amarillos).

Esto a veces se describe como "una matriz de iones positivos en un mar de electrones". Si vas a usar esta analogía, ¡cuidado! ¿Un metal está formado por átomos o iones? Está hecho de átomos. Cada centro positivo en el diagrama representa todo el resto del átomo, excepto el electrón externo, pero ese electrón no se ha perdido; puede que ya no tenga un vínculo con un átomo en particular, pero todavía está allí en la estructura. Por lo tanto, el sodio metálico se escribe como Na, no como Na+. Adicionalmente cuando un átomo de sodio pierde un electrón éste es incapaz de mantenerse unido a la matriz metálica y por lo tanto es expulsado inmediatamente, lo cual explica porque los procesos de oxidación implica la pérdida de masa de un metal.

En un metal fundido, el enlace metálico todavía está presente, aunque la estructura ordenada se haya roto. El enlace metálico no se rompe por completo hasta que el metal hierve. Eso significa que el punto de ebullición es en realidad una mejor guía para la fuerza del enlace metálico que el punto de fusión. Al fundirse, la unión se afloja, no se rompe. La fuerza de un enlace metálico depende de tres cosas:

👉 El número de electrones que se deslocalizan del metal.

👉 La carga del catión (metal).

👉 El tamaño del catión.

Un enlace metálico fuerte será el resultado de más electrones deslocalizados, lo que hace que aumente la carga nuclear efectiva de los electrones en el catión, lo que hace que el tamaño del catión sea más pequeño. Los enlaces metálicos son fuertes y requieren una gran cantidad de energía para romperse y, por lo tanto, los metales tienen puntos de fusión y ebullición altos. Una teoría del enlace metálico debe explicar cómo puede ocurrir tanto enlace con tan pocos electrones (ya que los metales están ubicados en el lado izquierdo de la tabla periódica y no tienen muchos electrones en sus capas de valencia). La teoría también debe tener en cuenta todas las propiedades químicas y físicas únicas de un metal.

Triángulo de van Arkel-Ketelaar

Anteriormente, argumentamos que los enlaces entre átomos pueden clasificarse como un rango de enlaces posibles entre enlaces iónicos (transferencia de carga total) y enlaces covalentes (electrones compartidos por completo). Cuando dos átomos de electronegatividades ligeramente diferentes se juntan para formar un enlace covalente, un átomo atrae los electrones más que el otro; esto se llama enlace covalente polar. Sin embargo, los enlaces "iónicos" y "covalentes" simples son conceptos idealizados y la mayoría de los enlaces existen en un continuo bidimensional descrito por el Triángulo de van Arkel-Ketelaar.

Figura 16‑2. El triángulo de van Arkel-Ketelaar traza la diferencia en electronegatividad ( Δχ ) y la electronegatividad promedio en un enlace ( ∑χ ). La región superior es donde los enlaces son principalmente iónicos, la región inferior izquierda es donde el enlace es metálico y la región inferior derecha es donde el enlace es covalente.

Los triángulos de enlace o triángulos de van Arkel-Ketelaar (llamados así por Anton Eduard van Arkel y J. A. A. Ketelaar) son triángulos que se utilizan para mostrar diferentes compuestos en diversos grados de enlace iónico, metálico y covalente. En 1941, van Arkel reconoció tres materiales extremos y tipos de unión asociados. Usando 36 elementos del grupo principal, como metales, metaloides y no metales, colocó enlaces iónicos, metálicos y covalentes en las esquinas de un triángulo equilátero, así como especies intermedias sugeridas. El triángulo de enlace muestra que los enlaces químicos no son solo enlaces particulares de un tipo específico. Más bien, los tipos de enlaces están interconectados y diferentes compuestos tienen diferentes grados de diferente carácter de enlace (por ejemplo, enlaces covalentes polares).

Propiedades metálicas

Los metales tienen varias cualidades que son únicas, como la capacidad de conducir electricidad y calor, una energía de ionización baja y una electronegatividad baja (por lo que ceden electrones fácilmente para formar cationes). Sus propiedades físicas incluyen una apariencia lustrosa (brillante), y son maleables y dúctiles. Los metales tienen una estructura cristalina pero pueden deformarse fácilmente, es decir, pueden doblarse. En este modelo, los electrones de valencia son libres, deslocalizados, móviles y no están asociados con ningún átomo en particular. Este modelo puede dar cuenta de:

Conductividad

Dado que los electrones son libres, si los electrones de una fuente externa fueran empujados hacia un extremo de un cable de metal, los electrones se moverían a través del cable y saldrían por el otro extremo a la misma velocidad (la conductividad es el movimiento de carga).

Maleabilidad y ductilidad:

El modelo del mar de electrones de los metales no solo explica sus propiedades eléctricas, sino también su maleabilidad y ductilidad. El mar de electrones que rodea a los protones actúa como un colchón, por lo que cuando se martilla el metal, por ejemplo, la composición general de la estructura del metal no se daña ni cambia. Los protones pueden reorganizarse, pero el mar de electrones se ajustará a la nueva formación de protones y mantendrá intacto el metal. Cuando una capa de iones en un mar de electrones se mueve a lo largo de un espacio con respecto a la capa debajo de ella, la estructura cristalina no se fractura, sino que solo se deforma.

Capacidad calorífica:

Esto se explica por la capacidad de los electrones libres para moverse por el sólido.

Brillo:

Los electrones libres pueden absorber fotones en el "mar", por lo que los metales tienen un aspecto opaco. Los electrones en la superficie pueden hacer rebotar la luz a la misma frecuencia que la luz golpea la superficie, por lo tanto, el metal parece estar brillante.

Sin embargo, estas observaciones son solo cualitativas y no cuantitativas, por lo que no se pueden probar. La teoría del "Mar de electrones" se presenta hoy solo como un modelo simplificado de cómo funciona el enlace metálico.

Efecto de los electrones de valencia en las propiedades metálicas

Se sabe que el punto de fusión del magnesio (650 °C) es más alto que el del sodio (97,79 °C). El magnesio tiene la estructura electrónica externa 3s². Ambos electrones se deslocalizan, por lo que el "mar" tiene el doble de densidad de electrones que el sodio. Los "iones" restantes también tienen el doble de carga (si va a usar esta vista particular del enlace metálico) y, por lo tanto, habrá más atracción entre los "iones" y el "mar".

De manera más realista, cada átomo de magnesio tiene 12 protones en el núcleo en comparación con los 11 del sodio. En ambos casos, el núcleo está protegido de los electrones deslocalizados por la misma cantidad de electrones internos: los 10 electrones en los orbitales 1s² 2s² 2p⁶. Eso significa que habrá una atracción neta del núcleo de magnesio de 2+, pero solo 1+ del núcleo de sodio.

Así que no sólo habrá un mayor número de electrones deslocalizados en el magnesio, sino que también habrá una mayor atracción hacia ellos desde los núcleos de magnesio. Los átomos de magnesio también tienen un radio ligeramente más pequeño que los átomos de sodio, por lo que los electrones deslocalizados están más cerca de los núcleos. Cada átomo de magnesio también tiene doce vecinos cercanos en lugar de los ocho del sodio. Ambos factores aumentan aún más la fuerza del vínculo.

Los metales de transición tienden a tener puntos de fusión y puntos de ebullición particularmente altos. La razón es que pueden involucrar a los electrones 3d en la deslocalización así como a los 4s. Cuantos más electrones pueda involucrar, más fuertes tienden a ser las atracciones y más altos los puntos de fusión.

8. Enlace covalente y su representación | 🔗 Enlace químico | Joseleg

La gran mayoría de las sustancias químicas no tienen las características de los materiales iónicos. La mayoría de las sustancias con las que entramos en contacto a diario, como el agua, suelen ser gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión y ebullición bajos. Muchos, como la gasolina, se vaporizan fácilmente. Muchos son flexibles en sus formas sólidas, por ejemplo, bolsas de plástico y cera.

Para la gran clase de sustancias que no se comportan como sustancias iónicas, necesitamos un modelo diferente para describir el enlace entre los átomos. G. N. Lewis razonó que los átomos podrían adquirir una configuración electrónica de gas noble al compartir electrones con otros átomos. Un enlace químico formado al compartir un par de electrones es un enlace covalente.

La molécula de hidrógeno, H₂, proporciona el ejemplo más simple de un enlace covalente. Los átomos de H₂ se mantienen unidos principalmente porque los dos núcleos positivos son atraídos por la concentración de carga negativa entre ellos. En esencia, el par de electrones compartidos en cualquier enlace covalente actúa como una especie de "pegamento / puente" para unir los átomos.

Estructuras de Lewis

Normalmente emplearemos las estructuras de Lewis para modelar el enlace covalente, donde un par de electrones van a funcionar como el puente electrónico entre los dos átomos. La clave era aquí radica en que los dos electrones que constituyen el puente van a funcionar como electrones de valencia para los dos átomos unidos. Así por ejemplo, para explicar la molécula de cloro elemental que tiene dos átomos de cloro unidos Cl₂, cada átomo de cloro compromete un electrón en el puente covalente, de forma tal que los dos electrones que forman el enlace cuentan para ambos átomos, lo que nos obliga a contar ocho electrones de valencia en cada cloro.

Figura 8‑1. Representación por estructura de Lewis de la molécula de cloro elemental. A la izquierda a la forma de punto y enlace; y a la derecha la forma de guion y enlace.

Los pares de electrones no enlazantes que quedan dibujados alrededor de los átomos son importantes debido a que generan cargas electrostáticas negativas que pueden atraer a estructuras positivas a su alrededor débilmente.

Para los no metales, el número de electrones de valencia en un átomo neutro es el mismo que el número de grupo que emplean la nomenclatura CAS desde IA hasta VIIIA. Por lo tanto, uno podría predecir que los elementos VIIA, como flúor, formarían un enlace covalente para lograr un octeto; Los elementos VIA, como el O, formarían dos enlaces covalentes; Los elementos VA, como N, formarían tres; y los elementos IVA, como C, formarían cuatro. Estas predicciones se confirman en muchos compuestos, como en, por ejemplo, los compuestos con hidrógeno de los no metales de la segunda fila de la tabla periódica.

Figura 8‑2. Representación por estructura de punto y enlace Lewis de las moléculas de HF, H₂O, NH₃, y CH₄.

Enlaces múltiples

Un par de electrones compartidos constituye un enlace covalente simple, generalmente denominado simplemente enlace simple. En muchas moléculas, los átomos alcanzan octetos completos al compartir más de un par de electrones. Cuando dos pares de electrones son compartidos por dos átomos, se dibujan dos líneas en la estructura de Lewis, que representan un doble enlace. En el dióxido de carbono, por ejemplo, el enlace se produce entre el carbono, con cuatro electrones de valencia, y el oxígeno, con seis:

Figura 8‑3. Representación por estructura de punto y enlace Lewis para la formación de la molécula de CO₂.

Como muestra el diagrama, cada átomo de oxígeno adquiere un octeto al compartir dos pares de electrones con el carbono. En el caso del CO₂, el carbono adquiere un octeto al compartir dos pares de electrones con cada uno de los dos átomos de oxígeno; cada doble enlace implica cuatro electrones. Un enlace triple corresponde a la compartición de tres pares de electrones, como en la molécula N₂:

Figura 8‑4. Representación por estructura de punto y enlace Lewis para la formación de la molécula de N₂.

Debido a que cada átomo de nitrógeno tiene cinco electrones de valencia, se deben compartir tres pares de electrones para lograr la configuración del octeto. Las propiedades del N₂ están en completo acuerdo con su estructura de Lewis. El nitrógeno es un gas diatómico con una reactividad excepcionalmente baja que resulta del enlace nitrógeno-nitrógeno muy estable. Los átomos de nitrógeno están separados por solo 1.10 Å. La corta distancia de separación entre los dos átomos de N es el resultado del triple enlace entre los átomos. Como regla general, la longitud del enlace entre dos átomos disminuye a medida que aumenta el número de pares de electrones compartidos.

Muchas excepciones al octeto

Ese modelo es muy bonito para los átomos de los grupos representativos, es decir los del grupo IA hasta VIII A, pero no es muy bueno para representar los elementos que se encuentran en los metales de transición y tierras raras, o cuando algunos elementos de los grupos representativos hibridan y cambian su estado de oxidación para tener un poder de enlace diferente del que se produce con la regla del octeto.

7. Energía reticular | 🔗 Enlace químico | Joseleg

La formación de cloruro de sodio a partir de sodio y cloro es muy exotérmica, como lo indica la gran entalpía negativa del valor de formación ∆H_f° = — 410.9 kJ. Tenga en cuenta que un valor negativo en una entalpía estándar de formación es igual a decir que el calor de reacción se emite. Si analizamos la siguiente tabla de entalpias estándar de formación para compuestos iónicos nos daremos cuenta de que tienen calores de reacción negativos o exotérmicos. ¿Qué factores hacen que la formación de compuestos iónicos sea tan exotérmica?

La conservación de la energía para iones infinitamente separados

En la Ecuación 6.2 representamos la formación de NaCl como la transferencia de un electrón de Na a Cl. Recuerde que la pérdida de electrones de un átomo es siempre un proceso endotérmico. Retirar un electrón de Na(g) para formar Na⁺(g), por ejemplo, requiere 496 kJ/mol.

Cuando un no metal gana un electrón, el proceso generalmente es exotérmico, como se ve por las afinidades electrónicas negativas de los elementos. Agregar un electrón a Cl(g), por ejemplo, libera 349 kJ/mol. A partir de las magnitudes de estas energías, podemos ver que la transferencia de un electrón de un átomo de Na a un átomo de Cl no sería exotérmica; el proceso general sería un proceso endotérmico que requiere 496 - 349 = 147 kJ/mol.

Este proceso endotérmico corresponde a la formación de iones de sodio y cloruro que están infinitamente separados; en otras palabras, el cambio de energía positivo supone que los iones no interactúan entre sí, lo cual es bastante diferente de la situación en los sólidos iónicos.

La conservación de la energía para una matriz iónica

La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables es la atracción entre iones de carga opuesta. Esta atracción une a los iones, liberando energía y haciendo que los iones formen una matriz sólida, o red, como la que se muestra:

Figura 7‑1. La estructura cristalina del cloruro de sodio. Si no se proporcionara ninguna clave de color, ¿cómo sabría qué bola de color representaba Na⁺y cuál representaba Cl^-? La respuesta radica en el tamaño relativo de los iones, cuando el cloro absorbe electrones su electronegatividad disminuye y por lo tanto su volumen atómico se expande, por el contrario, cuando el sodio pierde electrones su electronegatividad aumenta y su ion se contrae, de allí que el ion cloruro sea más pequeño que el ion sodio.

Una medida de cuánta estabilización resulta de disponer iones de carga opuesta en un sólido iónico está dada por la energía reticular, que es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.

Para imaginar este proceso para el NaCl, imagine que la estructura de la Figura 7.1 se expande desde adentro, de modo que las distancias entre los iones aumentan hasta que los iones están muy separados. Este proceso requiere 788 kJ/mol, que es el valor de la energía reticular. Note que este proceso es altamente endotérmico. El proceso inverso, la unión de Na⁺(g) y Cl^-(g) para formar NaCl(s), es por lo tanto altamente exotérmico ∆H = -788 kJ/mol.

Observe que, dadas las unidades, esta es una energía reticular estándar, pues está definida para un mol de sustancia, y en consecuencia, dependiendo de la cantidad de sustancia podremos tener diferentes valores. De hecho, otra cantidad de sustancia que es muy común de emplear en este contexto aparte de un mol es una partícula, de allí que tendremos energías de red definidas para una sola partícula iónica. Aunque conceptualmente la diferencia no parece ser muy grande, numéricamente lo sí que lo es, esto se debe a que ambas están separadas por un número de Avogadro de distancia, lo cual nos puede llevar a cometer el error de calcular la energía reticular para una sola partícula y creer que cometimos operaciones incorrectas cuando lo que pasa es que estamos comparando con una tabla que tiene las energías de red, pero ponderadas para un mol de sustancia.

Energía de una red iónica o energía reticular

Por lo anterior, modificaremos la ecuación que nos da los libros de texto para calcular la energía reticular, en una función que nos permita calcular específicamente la energía reticular estándar o molar, en términos de parámetros que sean indiferentes con respecto a si estamos analizando partículas o moles de sustancia. el parámetro de carga que es indiferente ante esas dos situaciones es la carga relativa z, que normalmente usamos como sinónimo del estado de oxidación.

(Deducción) Expresar la función de cálculo de la energía reticular de un enlace iónico en términos de las cargas relativas de los iones, y expresar el cálculo en términos de una constante única que nos arroje el resultado en unidades de energía molar o energía estándar J/mol.

Con lo que obtenemos:

Tenga en cuenta que, como se ve en la deducción, la constante de proporcionalidad en este sistema de ecuaciones no es la misma en todos los casos, de allí el subíndice que le damos κ₃, Dado que existen otras dos versiones de esa obstante. La ecuación 7.1 indica que la interacción de atracción entre dos iones de carga opuesta aumenta a medida que aumentan las magnitudes de sus cargas y disminuye la distancia entre sus centros. Por lo tanto, para una disposición dada de iones, la energía de la red aumenta a medida que aumentan las cargas de los iones y disminuyen sus radios. La variación en la magnitud de las energías de la red depende más de la carga iónica que del radio iónico porque los radios iónicos varían solo en un rango limitado en comparación con las cargas.

El radio más estable o r₀

Como se mencionó anteriormente la separación entre dos iones de una sustancia iónica puede variar dependiendo de las condiciones energéticas del sistema.

Figura 7‑2. El efecto de la carga y la distancia sobre la fuerza de las interacciones electrostáticas. A medida que aumenta la carga de los iones o disminuye la distancia entre los iones, también lo hace la fuerza de las interacciones atractivas (−…+) o repulsivas (−…− o +…+). La fuerza de estas interacciones está representada por el grosor de las flechas.

Para iones de carga opuesta, la atracción aumenta a medida que aumenta la carga y disminuye a medida que aumenta la distancia entre los iones.

Figura 7‑3. Gráfica de energía potencial (kJ) versus distancia internuclear (pm o 10^-12 m) para la interacción entre iones con diferentes cargas de un ion gaseoso de Na+ y un ion gaseoso de Cl−. La energía del sistema alcanza un mínimo a una distancia particular (r₀) cuando las interacciones de atracción y repulsión están balanceadas.

Como muestra la curva verde en la mitad inferior de la Figura 7.3, predice que la energía máxima se libera cuando los iones están infinitamente cerca uno del otro, en r = 0. Debido a que los iones ocupan espacio y tienen una estructura con el núcleo positivo siendo rodeados de electrones, sin embargo, no pueden estar infinitamente juntos. A distancias muy cortas, las interacciones repulsivas electrón-electrón entre electrones en iones adyacentes se vuelven más fuertes que las interacciones atractivas entre iones con cargas opuestas, como lo muestra la curva roja en la mitad superior de la Figura 7.3. La energía total del sistema es un equilibrio entre las interacciones atractivas y repulsivas. La curva morada de la figura 7.3 muestra que la energía total del sistema alcanza un mínimo en r₀, el punto donde las repulsiones y atracciones electrostáticas están exactamente equilibradas. Esta distancia es la misma que la distancia de enlace medida experimentalmente.

LibreChem 4.1.0. Calcule la cantidad de energía liberada cuando se forma 1 mol de pares de iones Na(+) y Cl(-) gaseosos a partir de los iones separados. Asuma que la distancia internuclear observada en la fase gaseosa es de 236 pm .

LibreChem 4.1.1. Calcule la cantidad de energía liberada cuando se forma 1 mol de pares de iones Li+F− gaseosos a partir de los iones separados. La distancia internuclear observada en la fase gaseosa es de 156 pm.

LibreChem 4.1.2. Calcule la cantidad de energía liberada cuando se forma 1 mol de pares de iones MgO gaseosos a partir de los iones separados. La distancia internuclear en la fase gaseosa es de 175 pm.

Sin embargo, hasta ese punto hemos obtenido valores contradictorios de la energía reticular para el cloruro de sodio en 2 fuentes diferentes. y eso se debe a que la ecuación 7.1 es un valor teórico, mientras que el valor dado por el libro de texto de Brown es un valor medido experimentalmente, lo cual implica necesariamente que la ecuación 7.1 está incompleta. la razón de esa incompletitud radica en que los iones no sólo forman redes, sino que dichas redes tienen características propias dependiendo de las interacciones de los elementos que no son predecibles fácilmente, de allí que habrá diferencias entre los valores esperados y medidos.

Radio desconocido

Algunas variantes de ejercicios de lápiz y papel para estas situaciones incluyen análisis cualitativos donde nos ofrecen el valor de la distancia entre los iones. Para estos casos deberemos emplear el radio iónico de los elementos involucrados.

Figura 7‑4. Radios de los iones más comunes de algunos elementos de la tabla periódica. tenga en cuenta que la tendencia periódica para el radio es opuesta que la de la electronegatividad, esto se debe a que cuando un elemento muy electronegativo absorbe electrones pierde electronegatividad y por lo tanto su nube electrónica se distiende debido a una menor atracción de electrones hacia el núcleo aumentando su radio.

Teniendo en cuenta los elementos de un mismo grupo columna aquellos que tienen un mayor número atómico también tendrán un mayor radio iónico. Adicionalmente deberemos asumir que entre mayor sea el radio iónico mayor será la separación entre los guiones en la red iónica.

Dado lo anterior dado que r₀ se encuentra en el denominador, entre más grande es el ion, más pequeña es la energía reticular y viceversa. Por lo tanto, si no nos dan valores numéricos el algoritmo de solución es el siguiente:

👉 estimar primero el producto de números de carga relativo (estados de oxidación), pues este término afecta más profundamente a la energía reticular que cualquier otro. Entre mayor sea el producto mayor será la energía reticular.

👉 si el producto de números de carga relativa es igual, entonces indagamos la suma de radios iónicos.

👉 si no tenemos acceso a los valores numéricos de los radios iónicos, determinamos la posición relativa en la columna de la tabla periódica. Normalmente en ejercicios de lápiz y papel las sustancias a comparar deberán permitir un análisis sencillo en términos de una columna, entre más abajo se encuentra un elemento en su columna, su radio iónico va a ser más grande.

Brown muestra 8.1. Ordene los compuestos iónicos NaF, CsI y CaO en orden creciente de energía reticular.

Brown Práctica 8.1.1. Determine cual de los siguientes órdenes de energía reticular es correcto. (a) NaCl > MgO > CsI > ScN, (b) ScN > MgO > NaCl > CsI, (c) NaCl > CsI > ScN > CaO, (d) MgO > NaCl > ScN > CsI, (e) ScN > CsI > NaCl > MgO.

Brown Práctica 8.1.2. ¿Qué sustancia espera que tenga la mayor energía reticular: MgF2, CaF2 o ZrO2?

6. Símbolos de Lewis y el octeto | 🔗 Enlace químico | Joseleg

Los electrones involucrados en el enlace químico son los electrones de valencia, que, para la mayoría de los átomos, son los que se encuentran en la capa más externa ocupada. El químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946) sugirió una manera simple de mostrar los electrones de valencia en un átomo y rastrearlos durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de puntos de electrones de Lewis o simplemente símbolos de Lewis. El símbolo de Lewis para un elemento consta del símbolo químico del elemento más un punto para cada electrón de valencia. El azufre, por ejemplo, tiene la configuración electrónica Ne3s²3p⁴ y, por lo tanto, seis electrones de valencia.

Figura 6‑1. Modelo de puntos de Lewis para el átomo de azufre

Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo (arriba, abajo, izquierda y derecha) y cada lado puede acomodar hasta dos electrones. Los cuatro lados son equivalentes, lo que significa que la elección de en qué lado colocar dos electrones en lugar de uno es arbitraria. En general, separamos los puntos tanto como sea posible. En el símbolo de Lewis para S, por ejemplo, preferimos la disposición de puntos que se muestra en lugar de la disposición que tiene dos electrones en tres de los lados y ninguno en el cuarto. Las configuraciones electrónicas y los símbolos de Lewis para los elementos del grupo principal de los períodos 2 y 3 se muestran en la tabla:

Tabla 6‑1. Configuraciones electrónicas y modelos de punto de Lewis para los elementos de los periodos 2 y 3 de la tabla periódica.

Observe que el número de electrones de valencia en cualquier elemento representativo es el mismo que el número de grupo del elemento empleando la nomenclatura CAS, aunque no concordará con las nomenclaturas de grupo de la IUPAC. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para oxígeno y azufre, miembros del grupo 6ª en la nomenclatura CAS, muestran seis puntos.

La regla del octeto

Ten en cuenta que se denomina regla y no ley por una razón fundamental, tiene una enorme cantidad de excepciones, sin embargo, hace parte importante de la historia de la química que ha sido traducida a los libros de texto y por ende es un concepto que es irrenunciable, aunque en lo personal no me gusta.

Los átomos a menudo ganan, pierden o comparten electrones para lograr la misma cantidad de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen arreglos de electrones muy estables, como lo demuestran sus altas energías de ionización, baja afinidad por electrones adicionales y falta general (pero no total como lo revelan algunos compuestos de xenón) de reactividad química. Debido a que todos los gases nobles, excepto el He, tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que experimentan reacciones terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha llevado a una directriz conocida como la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que están rodeados por ocho electrones de valencia.

Una primera excepción son los elementos cuyo gas noble más cercanos el helio, allí la regla del octeto pasa a ser de dueto, es decir los elementos tendrán la tendencia a configurarse en dos electrones de valencia en su capa más externa.

Un octeto de electrones consta de subcapas s y p completas en un átomo. En un símbolo de Lewis, un octeto se muestra como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del símbolo del elemento, como en los símbolos de Lewis para Ne y Ar. Hay excepciones a la regla del octeto, como veremos más adelante en el capítulo, pero proporciona un marco útil para introducir muchos conceptos importantes de enlace.

Estructuras de Leweis para compuestos iónicos

Las sustancias iónicas generalmente resultan de la interacción de los metales en el lado izquierdo de la tabla periódica con los no metales en el lado derecho (excluyendo los gases nobles). Por ejemplo, cuando el sodio metálico, Na(s), si se pone en contacto con cloro gaseoso, Cl₂(g), y un agente desestabilizante de la estructura iónica del metal, como una gota de agua se produce una reacción violenta. El producto de esta reacción muy exotérmica es el cloruro de sodio, NaCl(s): Na(s) + Cl₂(g) → NaCl(s) ∆H_f° = —410.9 kJ/mol.

El cloruro de sodio se compone de iones Na⁺ y Cl^- dispuestos en una matriz tridimensional. La formación de Na⁺ a partir de Na y Cl^- a partir de Cl₂ indica que un átomo de sodio ha perdido un electrón y un átomo de cloro lo ha ganado; decimos que ha habido una transferencia de electrones del átomo de Na al átomo de Cl.

Tres de las propiedades atómicas nos dan una indicación de la facilidad con la que ocurre la transferencia de electrones: la energía de ionización, que indica la facilidad con la que se puede eliminar un electrón de un átomo; la afinidad electrónica, que mide cuánto quiere un átomo ganar un electrón; y la electronegatividad que indica la facilidad con la que un núcleo atómico atrae electrones propios o ajenos.

La transferencia de electrones para formar iones de carga opuesta ocurre cuando un átomo cede fácilmente un electrón (baja energía de ionización/ baja electronegatividad) y otro átomo gana fácilmente un electrón (alta afinidad electrónica / alta electronegatividad). Así, el NaCl es un compuesto iónico típico porque consiste en un metal de baja energía de ionización y un no metal de alta afinidad electrónica. Usando símbolos de puntos de electrones de Lewis (y mostrando un átomo de cloro en lugar de la molécula de Cl₂), podemos representar esta reacción como:

Figura 6‑2. Modelo de puntos de Lewis para la ionización de sodio metálico y cloro elemental.

La flecha púrpura indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl. Cada ion tiene un octeto de electrones, siendo el octeto de Na⁺ los electrones 2s²2p⁶ que se encuentran debajo del único electrón de valencia 3s del átomo de Na. Hemos puesto un paréntesis alrededor de ambos iones para enfatizar que han dejado de ser átomos libres y se han transformado en iones con cargas electrostáticas permanentes.

Las sustancias iónicas poseen varias propiedades características. Suelen ser sustancias quebradizas con puntos de fusión elevados. Suelen ser cristalinos. Además, los cristales iónicos a menudo se pueden escindir; es decir, se separan a lo largo de superficies lisas y planas. Estas características son el resultado de fuerzas electrostáticas que mantienen los iones en una disposición tridimensional rígida y bien definida.

Formación del enlace iónico

Aunque no siempre sucede, dependiendo de particularidades de cada elemento, lo común es que si tenemos iones positivos e iones negativos, esos actúen como enormes monopolios qué se atraen mutuamente hice auto organizan en una estructura estable cristalina que intercala la posición positiva y la posición negativa de manera tridimensional, en otras palabras se genera el enlace iónico.

Figura 6‑3. Modelo que representa el enlace iónico.

Observe que cuando representamos el enlace iónico no dibujamos un enlace entre los 2 átomos pues no existe, lo que une a los átomos es la carga electrostática opuesta, no el hecho de que existan electrones en medio de ellos que los mantengan unidos.

Configuración electrónica de un ion en elementos de grupos representativos

La energía de la formación de enlaces iónicos ayuda a explicar por qué muchos iones tienden a tener configuraciones electrónicas de gas noble. Por ejemplo, el sodio pierde fácilmente un electrón para formar Na⁺, que tiene la misma configuración electrónica que el Ne:

( 4.1 ) Cambio en la configuración electrónica del sodio cuando éste se ioniza.

Aunque la energía reticular aumenta con el aumento de la carga iónica, nunca encontramos compuestos iónicos que contengan iones Na²⁺. El segundo electrón eliminado tendría que provenir de una capa interna del átomo de sodio, y eliminar electrones de una capa interna requiere una gran cantidad de energía. El aumento de la energía de la red no es suficiente para compensar la energía necesaria para eliminar un electrón de la capa interna. Por lo tanto, el sodio y los otros metales del grupo 1A se encuentran en sustancias iónicas solo como iones (1+).

Aunque en el libro de textos nos dice que para ello un cloro el caso similar y nos pone en un caso hipotético para los iones cloruro(1-) y el hipotético Cl(2-), con un argumento energético, el cual es correcto, omite un gran detalle, el cloro a diferencia del sodio puede hibridarse, que es la capacidad que tienen los orbitales de combinarse con otros para alterar su capacidad de perder o capturar electrones.

Si el cloro siguiera la ley del octeto a rajatabla sólo debería tener un estado de oxidación posible (-1), y lo único que podría hacer es capturar da un electrón por cloro, sin embargo, el cloro también es capaz de perder electrones, y esa capacidad para perder electrones no es explicada por la ley del octeto.

Sin embargo, en términos de resolución de ejercicios de lápiz y papel lo que nos van a preguntar es cuál es el ion que se va a generar con mayor probabilidad, siendo estos iones monoatómicos, y en tales casos la regla del octeto sí que es útil. En consecuencia para ejercicios de lápiz y papel vamos a aplicar el siguiente algoritmo de solución:

👉 el ion más probable va a ser aquel que es semejante a su gas noble más cercano.

👉 para metales de los grupos representativos (ignorando metales de transición y tierras raras) eso implica retirar los electrones que quedan sobrando desde la configuración electrónica del gas noble anterior, luego agregar la magnitud de esos electrones como cargas positivas en súper índices con una estructura en la cual se coloca primero la magnitud y luego el símbolo positivo, ignorando los uno.

👉 para no metales eso implica agregar los electrones que quedan faltando para alcanzar a su gas noble siguiente, luego agregar la magnitud de esos electrones como cargas negativas en súper índices con una estructura en la cual se coloca primero la magnitud y luego el símbolo negativo, ignorando los uno.

Brown13 muestra 8.2. Prediga el ion generalmente formado por (a) Sr, (b) S, (c) Al

Brown13 muestra 8.2.1. ¿Cuál de estos elementos es más probable que forme iones con una carga de 2+? (a) Li, (b) Ca, (c) O, (d) P, (e) Cl.

Brown13 muestra 8.2.2. Prediga las cargas de los iones formados cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno.

Configuración electrónica de un ion en elementos de transición y tierras raras

Debido a que las energías de ionización aumentan rápidamente por cada electrón eliminado, las energías reticulares de los compuestos iónicos son generalmente lo suficientemente grandes como para compensar la pérdida de hasta tres electrones de los átomos. Así, encontramos cationes con cargas de 1+, 2+ o 3+ en compuestos iónicos. La mayoría de los metales de transición, sin embargo, tienen más de tres electrones más allá de un núcleo de gas noble. La plata, por ejemplo, tiene una configuración electrónica (Kr)4d¹⁰5s¹. Los metales del grupo 1B (Cu, Ag, Au) a menudo se presentan como iones 1+ (como en CuBr y AgCl). Al formar Ag+, el electrón 5s se pierde, dejando una subcapa 4d completamente llena. Como en este ejemplo, los metales de transición generalmente no forman iones que tengan una configuración de gas noble. La regla del octeto, aunque útil, tiene un alcance claramente limitado.

Recuerde que cuando se forma un ion positivo a partir de un átomo, los electrones siempre se pierden primero en la subcapa que tiene el mayor valor de número cuántico principal. Por lo tanto, al formar iones, los metales de transición pierden primero los electrones de la capa de valencia y luego tantos electrones d como sean necesarios para alcanzar la carga del ion mas estable. Por ejemplo, al formar Fe²⁺ a partir de Fe, que tiene la configuración electrónica (Ar)3d ⁶4s², los dos electrones 4s se pierden, lo que lleva a una configuración (Ar)3d⁶. La eliminación de un electrón adicional da Fe³⁺, cuya configuración electrónica es (Ar)3d⁵.