Post on 07-May-2020
Contenido
o Introducción
o Enlace químicoo Enlace iónico- Energía de Redo Enlace covalenteo Estructuras de Lewiso Electronegatividado Modelo RPECVo Enlace-Valencia
o Enlace Metálicoo Aleaciones
o Fuerzas intermoleculareso Dipolo-Dipoloo Fuerzas de Dispersión de Londono Puentes de Hidrógeno
o Propiedades de los compuestosrelacionadas con el enlace
✓El desarrollo de la tabla periódica y la configuración electrónica, dieron a los químicosfundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos.
✓Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo llegan a una situacióndemínima energía, o lo que es lo mismo,máxima Estabilidad.
✓Para unirse, los átomos ceden, ganan o comparten electrones con otros átomos.
✓Los electrones más externos, o electrones de valencia son los responsables de estaunión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.
Introducción¿Por qué se unen los átomos?
Para conocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electronesno cambia en una reacción química, se emplea el sistema de puntos desarrollado por Lewis.
IntroducciónSímbolos de Lewis
✓Forma sencilla de representar los enlaces y loselectrones de valencia de los átomos.
✓Cada electrón de valencia se representa por unpunto
✓Se colocan en los 4 lados del símbolo químicodel elemento, hasta un máximo de 8electrones.
https://commons.wikimedia.org/w/index.php?title=File:Lewis_Diagram_of_HOBr.png&oldid=224704688
Enlace Químico
¿De qué depende que se forme un tipo u otro de enlace?
De la configuración electrónica de los átomos que intervienen en el enlace
Enlace Químico: Se denomina ENLACE QUÍMICO a las uniones entre átomos que surgen al ceder, ganar ocompartir electrones, con el fin de lograr la configuración electrónica más estable
✓Enlace iónico : unión entre iones de carga opuesta(Metal + No Metal)
✓Enlace covalente: unión entre átomos que comparten electrones(No Metal + No Metal)
✓Enlace metálico: unión entre elementos metálicos
Enlace QuímicoTipos de enlace químico:
https://www.flickr.com/photos/wlodi/252462355
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ethylammonium-nitrate-3D-balls.png
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Copper_crystals.jpg
Contenido
o Introducción
o Enlace químicoo Enlace iónico- Energía de Redo Enlace covalenteo Estructuras de Lewiso Electronegatividado Modelo RPECVo Enlace-Valencia
o Enlace Metálicoo Aleaciones
o Fuerzas intermoleculareso Dipolo-Dipoloo Fuerzas de Dispersión de Londono Puentes de Hidrógeno
o Propiedades de los compuestosrelacionadas con el enlace
Enlace iónico
ü Enlace debido a fuerzas electrostáticas que existen entre iones de carga opuesta
ü Formarán enlace iónico:ü átomos que tiendan a ceder electrones con facilidad (izquierda de la table
periódica)- E ionización baja
ü con átomos que tiendan a ganarlos fácilmente (derecha de la tabla periódica) –Afinidad Electrónica alta
ü Enlace iónico :Metal + No Metalü Ej: Na y Cl ( NaCl); K y Br (KBr); Li y F (LiF)
¿Cómo se forma el enlace iónico?
Ej: NaCl
Na11: 1s2 2s22p6 3s1
Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5
REGLA DEL OCTETO: Los átomos tienden a tener 8 electrones en su última capa, para adquirir la configuración más estable (gas noble)
https://www.flickr.com/photos/wlodi/252462355
Enlace iónico
Ej: NaClNa11: 1s2 2s22p6 3s1 -1 e Na+
El sodio al perder 1 electrón, se queda con 8 e- en el nivel 2
Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5 +1 e Cl-
El cloro al ganar 1 electrón, consigue 8 e- en su ultima capa.
Enlace IonicoEnlace iónico
El sodio le cedió un electrónal cloro que lo ganó
Ambas especies de signo contrario seatraen y se unen formando uncompuesto: NaCl
Se han formado los iones Na+ y Cl-
Enlace IonicoEnlace iónico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Su variación en la tabla periódica nos
ayuda a predecirqué elementos
formarán enlace iónico
Enlace iónico
La EI (energía de ionización) y la AE (afinidad electronica) se definen para procesos enfase gaseosa
Y los compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25 oC
Enlace iónico
¿Cómo evaluamos la estabilidad de un compuesto iónico?
ü Reacción Exotérmica: Reacción química que desprende energía(∆H < 0, negativa)
ü Reacción Endotérmica: Reacción química que absorbe energía(∆H > 0, positiva)
Enlace Ionico
Cantidad de energía absorbida o cedida por un sistemaSu variación es ∆H (Hf-Hi)
Enlace iónico
Usando la entalpía H
Enlace Ionico
Energía de Red: es la Energía necesaria para separar totalmente un mol de uncompuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.
NaCl (s) → Na+ (g) + Cl- (g) ∆H = - ∆H red
Enlace iónico
Iones de cargasopuestas se
atraen
Formación de red (estructura)
cristalinaLiberación de
energía
Con la Energía de Red, podemos medir la estabilidad de los compuestos iónicos
Energías en la reacción de formación del NaCl
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) R. Exotérmica
Na (s) E de sublimación Na (g) E. de Ionización Na+ (g)
½ Cl2 (g) E de Disociación Cl (g) A. Electrónica Cl- (g)
∆H > 0
∆H > 0
∆H > 0 ∆H < 0
Enlace IonicoEnlace iónico
✓ Si la mayoría de las etapas de la reacción son endotérmicas (necesitanaporte de energía para que ocurran, ¿por qué se forma el NaCl?
✓ Y ¿por qué la reacción es Exotérmica?
Variación de la E de red teniendo en cuenta carga y tamaño
La Energía de Red se puede calcular mediante al Ley de Coulomb:
La magnitud de la Energía de Red depende de:
✓ la carga de los iones✓ del tamaño de los iones
Enlace Ionico
E αQ+ Q-
r
Enlace iónico
La Energía de Red:
aumenta a medida que aumenta la carga, y
aumenta a medida que disminuye el radio
Energías de Red y puntos de Fusión
Enlace IonicoEnlace iónico
Compuesto Energía de red (kJ/mol) Punto de fusión (oC)LiF 1017 845LiCl 828 610LiBr 787 550LiI 732 450
NaCl 788 801NaBr 736 750NaI 686 662KCl 699 772KBr 698 735KI 632 680
MgCl2 2527 714Na2O 2570 Sub*MgO 3890 2800
Existe cierta correlación entre Energía de Red y Puntos de Fusión:
Enlace iónico
Compuesto Energía de red (kJ/mol) Punto de fusión (oC)LiF 1017 845
LiCl 828 610
LiBr 787 550
LiI 732 450
Mayor Ered Mayor Pfusión
Sólido + estable
Iones unidos con mayor fuerza
Mayor energíapara fundir el
sólido
Enlace iónicoAlgunas estructuras cristalinas de compuestos iónicos
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Magnesium-iodide-xtal-3D-ionic.png
MgI2
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sodium-fluoride-3D-ionic.png
NaF
CsF2
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Caesium-fluoride-unit-cell-3D-ionic.png
https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:Nacl-structure.jpg
NaCl
Propiedades de los compuestos iónicos
✓ Forman estructuras cristalinas✓ No forman moléculas✓ Los átomos ocupan posiciones muy ordenadas✓ Cada ion se rodea de iones de signo contrario✓ Son duros, pero frágiles ya que se rompen con facilidad✓ Conducen la corriente eléctrica en disolución
Enlace iónico
Contenido
o Introducción
o Enlace químicoo Enlace iónico- Energía de Redo Enlace covalenteo Estructuras de Lewiso Electronegatividado Modelo RPECVo Enlace-Valencia
o Enlace Metálicoo Aleaciones
o Fuerzas intermoleculareso Dipolo-Dipoloo Fuerzas de Dispersión de Londono Puentes de Hidrógeno
o Propiedades de los compuestosrelacionadas con el enlace
Unión entre átomos que comparten electrones para obtener la configuración electrónica masestable (8 electrones en su capa de valencia)
O [He] 2s2 2p4 O + O O2
Enlace covalente
O O O O
4 electrons compartidos
H 1s1 H. + .H H : H ó H - HH 1s1
Cl2 Cl [Ne]3s23p5
Cl [Ne]3s23p5 : Cl – Cl :
::
::
Enlace CovalenteEnlace covalente
Par de electronescompartidos
Ejemplos:
HF H 1s1
F [He]2s22p5 H– F : ::
Enlaces múltiplesCuando los átomos completan el octeto compartiendo más de un par de electrones
Comparten un par de electrones
Comparten dos pares de electrons
Comparten tres pares de electrones
Enlace covalente
::
::
: Cl-Cl : O=O.. .... .. :NΞN:
Por regla general: la distancia entre dos átomos (distancia de enlace)disminuye al aumentar el número de electrones compartidos
¿Cómo dibujamos las estructuras de Lewis?
Ejemplo: PCl3 P [Ne] 3s23p3 Cl [Ne] 3s23p5
26 electrones de valencia
2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar que átomos están unidos entre sí.
1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos
Enlace CovalenteEnlace covalente
3. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central
::
::
::
:
:
: Uso 24 electrones de los 26 de valencia
4. Colocar los electrones que sobran en el átomo central
::
::
::
:
:
::
El átomo central posee 8 electrones, entoncescompletamos el octeto
5. Si no hay suficientes electrones de valencia para que el átomo central complete elocteto, se prueba con múltiples enlaces
Enlace Covalente
Polaridad de los enlaces
Nos permite comprender como están compartidos los electrones en un enlace covalente.
Cuando los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos ENLACECOVALENTE NO POLAR
Cuando uno de los átomos ejerce más atracción sobre los electrones tenemos un ENLACECOVALENTE POLAR
Enlace covalente
Se relaciona con:
Su energía de ionización
Su afinidad electrónica
Propiedad del átomo aislado: mide la fuerza con laque se aferra a sus electrones
Propiedad del átomo aislado: mide la fuerza con la queatrae electrones adicionales
Enlace CovalenteElectronegatividad
Capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrons hacia sí
Si tiene energía de ionización muy alta y además afinidad electrónica muy alta, se negará aperder sus electrones y tenderá a ganar más
SERA MUY ELECTRONEGATIVO
Enlace CovalenteElectronegatividad
Electronegatividad y polaridad del enlace
F2 HF LiFDiferencia de Electronegatividad
0 1,9 3,0
Polaridad del enlace COVALENTE NO POLAR
COVALENTE POLAR IONICO
El F atrae parte de la densidad electrónicadejando cargas parciales
δ-δ+
Enlace CovalenteElectronegatividad
Covalente NO POLAR IONICO
Covalentes POLARESse diferencian en el grado de polaridad
Electronegatividad y polaridad del enlace
Electronegatividad
F2 HF LiFDiferencia de Electronegatividad
0 1,9 3,0
Polaridad del enlace COVALENTE NO POLAR
COVALENTE POLAR IONICO
δ-δ+
MOLECULA POLAR
+
Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero signo opuesto estánseparadas cierta distancia se establece un DIPOLO
Enlace Covalente
La medida de la magnitud se llama MOMENTO DIPOLAR (µ)
Enlace covalente
Estructuras de resonancia
O O O
:: :
:::
Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar exactamente con una únicaestructura de Lewis
La distribución de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas pero la distribuciónde los electrones no.
La molécula real esta descripta por el promedio de las dos
O O O
::
:
::
:
Enlace Covalente
Ejemplo CO32-
:
Enlace covalente
Enlace Covalente
Estructuras de resonanciaEnlace covalente
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Benzene-resonance-structures.svg
Excepciones a la Regla del Octeto
ü Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones
ü Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be ode B no llegan a tener 8 electrones
ü Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– )
Enlace CovalenteEnlace covalente
Para no-metals del 2do período en adelante existen orbitales “d”permitiendo más de 4 enlaces
composición y enlaces covalentes
: :
:
::
: :
::
::
:
Enlace CovalenteEnlace covalente
Estructura de Lewis
Disposición tridimensional
Se puede anticipar la geometría teniendo en cuenta el número de electrones que rodea al átomocentral, porque :
Los átomos se van a ubicar en el espacio de manera que “SE MOLESTEN” MENOS
Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula
Enlace covalente
La geometría afecta a sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo: punto de fusión, ebullición,la densidad, tipo de reacciones en que pueden participar…
Geometría molecular
La molécula de CCl4 queda definida geométricamente como un tetraedrocon una longitude de enlace de 1.78 Å (Tetraedro, ángulo 109º)
Las menores repulsiones entre los átomos de C-Cl se dan cuando los 4Cl se orientan en losvértices de un tetraedro
Enlace covalente
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Tetrahedral-3D-balls.png
MOLECULAS TIPO ABn
AB2 ¿Cómo orientamos una molécula de 3 átomos en el espacio?
LINEAL ANGULAR
Enlace CovalenteEnlace covalente
CO2
O=C=O
https://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Carbon-dioxide-3D-balls.png
https://en.wikipedia.org/wiki/Triatomic_molecule
H2O
H-O-H
TRIGONAL PLANA PIRAMIDE TRIGONAL
Enlace Covalente
MOLECULAS TIPO ABn
AB3
Enlace Covalente
¿Cómo orientamos una molécula de 4 átomos en el espacio?
120o
https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:AX3E0-3D-balls.png
https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:Pyramidal-3D-balls.png
Enlace covalente
MODELO RPECV
(Repulsión del par electrónico de la capa de valencia)
PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES
PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES
¿Por qué no se orientan en el plano con ángulo de 120º?
La forma también depende de los electrones no enlazantes.
Todos los electrones se orientan de manera de minimizar las repulsiones.
¿Quiénes tendrán estructura trigonal plana?
Enlace CovalenteEnlace covalente
¿Por qué la forma no es un tetraedro entonces?
Porque la geometría molecular es la disposición de los átomos en el espacio
Los electrones no enlazantes no forman enlaces, pero influyen en la geometría, estánocupando una zona del espacio, pero no forman enlaces
FORMA DEL NH3 :PIRAMIDE TRIGONAL
Enlace Covalente
MOLECULAS TIPO ABn
AB3
Enlace covalente
2. Ordenamos en el espacio, tanto electrones enlazantes como no enlazantesde manera de minimizar las repulsiones
3. Sólo consideramos los enlazantes para obtener la geometría molecular
Enlace CovalenteEnlace covalente¿Cómo predecimos la geometría molecular?
1. Dibujamos las fórmulas de Lewis
¿Qué efecto tienen los electrones NO enlazantes sobre los ángulos deenlace?
109,5o
107o 104,5o
Los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de pares deelectrones no enlazantes
¿Por qué?
Enlace covalente
Enlace CovalenteEnlace covalente
2 pares de e-enlazantes2 pares e- NO enlazantes
ANGULAR
3 pares de e-enlazantes
TRIGONAL PLANA
4 pares de e-enlazantes
TETRAÉDRICA
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Acetic_acid_atoms.svg
El modelo RPENV explica la geometría de las moléculas pero no explica porqué existeel enlace entre los átomos, MECANICA CUANTICA
La combinación del concepto de Lewis (enlaces por pares de electrones) con la idea delos orbitales atómicos da origen a un nuevo modelo
Enlace CovalenteEnlace covalente
TEORÍA DE ENLACES DE VALENCIA
La formación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital
atómico de valencia de un átomo se fusiona con el de otro átomo, ocurriendo un
solapamiento de ambos orbitales
Enlace covalente
TEORÍA DE ENLACES DE VALENCIA
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hybrydyzacja_sp.svg
Para explicar la geometría de moléculas poliatómicas suponemos que los orbitalesatómicos de un átomo se “mezclan” para formar nuevos orbitales ORBITALES HÍBRIDOS
La forma de los orbitales híbridos es diferente de la de los orbitales originales
El proceso por el cual se forman los orbitales híbridos se denomina HIBRIDACIÓN
El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitaleshíbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinan
Enlace CovalenteEnlace covalente
Orbitales hírbidos sp
BeF2 : ::
::
:
La teoría de RPECV predice que es lineal, ¿Cómo lo predecimos con la teoría de enlaces de valencia?
F [He]2s22p5 El electrón no apareado del F está en un orbital 2p
Se va a aparear con un electrón no apareado del Be pero… ¿con cuál?
Be [He]2s2
Enlace CovalenteEnlace covalente
Be (Z=4) = 1s2 2s2
No tiene electrones no apareados en su estado basal entonces no podría formar enlaces
Pero…promueve un electrón a un orbital p para poder formar el enlace, este procesorequiere energía
Pero los dos electrones no serán iguales porque uno está en un orbital 2s y el otro en uno2p
No hemos explicado la estructura del BeF2, que sabemos es lineal con ambos enlacesiguales
Enlace CovalenteEnlace covalenteBe (Z=4) = 1s2 2s2
2p1S 2S
Tenemos que hibridar el orbital 2s con uno de los orbitales 2p para generar dos nuevosorbitales idénticos
Como son idénticos y apuntan en direcciones opuestas, la moléculaes lineal
Enlace CovalenteEnlace covalente
La promoción de electrones requiere energía, entonces, ¿por qué se propone este modelo?
Estos orbitales tienen un lóbulo más grande y por lo tanto se solapan mejor a otros átomosque los orbitales atómicos no híbridos, entonces lo hacen con mayor fuerza y el resultado esun enlace más fuerte
La energía liberada por la formación del enlace compensa con creces la energía que debeintervenir en la promoción de electrones
Enlace CovalenteEnlace covalente
Orbitales hírbidos sp2 Los 3 orbitales híbridosestán en el mismo planoAngulo 120 o
120o
B:F: :F:
:F:
:
: :
2s 2p 2s 2p
sp2 2p
Promoción de e-
Hibridación
Enlace covalente
Orbitales híbridos sp3El C forma 4 enlaces, todos ellos híbridos
Cada uno tiene un lóbulo grande que apuntahacia los vértices de un tetraedro
Enlace covalente
2s 2p 2s 2p
sp3
Hibridación
Promoción de e-
Un mismo átomo puede formar más de un tipo de orbitales híbridos, por ejemplo el Cforma enlaces con orbitales sp3, sp2 y sp
Existen los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 pero no los vamos a estudiar
Muchas veces para predecir la hibridación necesitamos saber la geometría, por lo tanto sonmodelos complementarios
Enlace covalente
1. Dibujar la estructura de Lewis
2. Determinar la geometría empleando RPECV
3. Especificar los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a los pares de electrones en
base a su geometría
Enlace covalente
¿Cómo predecimos la geometría usando la teoría de RPECV y la de Enlaces de Valencia?
Enlaces multiples
Cuando la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo de la línea queconecta a los núcleos el enlace se denomina ENLACE SIGMA σ
En el caso de enlaces múltiples tenemos ENLACES PI πSe deben al resultado de solapamiento de orbitales p orientados perpendicularmente al ejeinternuclear.
Enlace covalente
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sigma-pi_bonding.png
Todos los enlaces son de 120osugiere hibridación sp2
No híbrido, orientadoperpendicular al plano quecontiene los tres orbitales sp2
Hacen más rígidas a lasmoléculas
Enlace covalente
https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:Ethene-2D-flat.png
Eteno
Molécula plana, sugiere hibridación sp
Cada carbono emplea un orbital sp paraformar el enlace C-C y dos orbitales p nohíbridos perpendiculares entre si
Enlace covalente
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Acetylene.JPG
Etino o Acetileno
Contenido
o Introducción
o Enlace químicoo Enlace iónico- Energía de Redo Enlace covalenteo Estructuras de Lewiso Electronegatividado Modelo RPECVo Enlace-Valencia
o Enlace Metálicoo Aleaciones
o Fuerzas intermoleculareso Dipolo-Dipoloo Fuerzas de Dispersión de Londono Puentes de Hidrógeno
o Propiedades de los compuestosrelacionadas con el enlace
Las fuerzas intermoleculares, son mucho más débiles que los enlaces tanto iónicoscomo covalentes
Se requiere menos energía para evaporar un líquido o fundir un sólido, que pararomper enlaces covalentes en las moléculas
Son fuerzas de atracción entre las moléculas
Son las responsables de las propiedades macroscópicas de la materia, como punto de fusión, ebullición…
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de atracción entre moléculas:
ü Fuerzas Ión- Dipolo
ü Fuerzas de Van der Waalsü Dipolo-Dipolo
ü Dispersión de London
ü Enlaces de Hidrógeno
ü
Fuerzas intermoleculares
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Schematic_of_a_cation_interacting_with_a_dipolar_molecule.png
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Dipole_interactions.png
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:3D_model_hydrogen_bonds_in_water.jpg
Fuerzas ION–DIPOLO: fuerzas de atracción entre moléculas cargadas (iones) y neutras
Entre un ión y la carga parcial de un extremo deuna molécula polar
La magnitud de la atracción aumenta
Al aumentar:✓ La carga del ion✓ y/o la magnitud del momento dipolar✓ disminuir la distancia
Fuerzas intermoleculares
+
+-
+-
+-
+ -
+-
+-
+-
+
-
Muy importante en disoluciones de
sustancias iónicas en líquidos
polares
Fuerzas químicasFuerzas intermoleculares
El agua disuelve compuestos iónicos
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:214_Dissociation_of_Sodium_Chloride_in_Water-01.jpg
FUERZAS DIPOLO – DIPOLOEntre moléculas neutras
Se atraen cuando el extremo positivo de uno de ellas esta cerca delextremo negativo de la otra
Fuerzas químicasFuerzas intermoleculares
+-
+-
+-
+ -
+ -
+-
+-
+-
+-
FUERZAS DIPOLO – DIPOLO
Fuerzas químicas
Efectivas cuando las moléculas están muy juntas
✓ Para moléculas con masas y tamaños similares, la intensidad de la atracción aumenta alaumentar la polaridad
✓ Para moléculas de polaridad similar, aumenta al disminuir el tamaño
✓ Más débiles que las ion-dipolo
Fuerzas intermoleculares
FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
ü Entre moléculas no polares no existen fuerzas DIPOLO- DIPOLO
ü Sin embargo debe existir algún tipo de interacción de atracción entre ellas
ü LONDON reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o molécula
crea un momento dipolar instantáneo
Fuerzas químicasFuerzas intermoleculares
+ -+-
+ -
+-+-
+- +
-
+ -
+-+-
+- +-+
-
Distribución temporal de los dipolos
cuando las moléculas están
separadas
Dipolos temporales complementarios cuando las
moléculas están en contacto
✓ Sólo son significativas cuando las moléculas están muy cerca una de otras
POLARIZABILIDAD: La facilidad con la que la distribución de cargas en una moléculapuede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico externo
Fuerzas intermoleculares
Las moléculas más polarizables tienen fuerzas de dispersión de LONDON más intensas
Las moléculas más grandes tienden a ser más polarizables (mayor número deelectrones y más alejados del núcleo)
INTENSIDADES RELATIVAS ENTRE ATRACCIONES DIPOLO – DIPOLO Y DE LONDON
1. Si las moléculas tienen formas y pesos moleculares similares, las fuerzas de dispersionserán aproximadamente igualesLas diferencias entre las magnitudes de las fuerzas de atracción estarán dadas por lasinteracciones dipolo – dipolo, por lo tanto las más polares tienen las interacciones másfuertes
2. Si difieren significativamente en su peso molecular, las fuerzas de dispersión de Londonsuelen ser las decisivas, las moléculas con mayor masa tendrán las atracciones másfuertes
Fuerzas intermoleculares
ENLACES DE HIDROGENO
Tipo especial de atracción intermolecular entre átomos de H de un molécula polar y un parde electrones no enlazantes en un ión o átomo electronegativo pequeño cercano
Fuerzas intermoleculares
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:3D_model_hydrogen_bonds_in_water.jpg
Fuerzas químicas
ENLACES DE HIDRÓGENOFuerzas intermoleculares
✓Generalmente se da en un enlace polar(particularmente H-F, H-O, H-N) y un par deelectrons no enlazantes de un ión o átomopequeño electronegativo cercano,usualmente de F, O o N de otra molécula
✓Son atracciones dipolo – dipolo únicas
✓Más intensas que las de dispersión deLondon
Desempeñan un papel importante en muchos sistemas biológicos
✓ Estabilizan la estructura de las proteínas
✓ Estabilizan la estructura del ADN
Fuerzas químicasFuerzas intermoleculares
https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:TRNA-Phe_yeast_1ehz.png
https://en.wikipedia.org/wiki/DNA#/media/File:DNA_Structure%2BKey%2BLabelled.pn_NoBB.png
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o Introducción
o Enlace químicoo Enlace iónico- Energía de Redo Enlace covalenteo Estructuras de Lewiso Electronegatividado Modelo RPECVo Enlace-Valencia
o Enlace Metálicoo Aleaciones
o Fuerzas intermoleculareso Dipolo-Dipoloo Fuerzas de Dispersión de Londono Puentes de Hidrógeno
o Propiedades de los compuestosrelacionadas con el enlace
Metales
Propiedades físicasü Lustre característico de la superficie metálica
ü Conductividad térmica
ü Conductividad eléctrica
ü Maleabilidad (se pueden martillar para formar hojas delgadas)
ü Ductibilidad (se estiran para formar alambres)
Los átomos son capaces de deslizarse
Sólidos iónicos ni cristales de compuestos covalentes presentanesta propiedad
Enlace metálico
Los metales forman estructuras sólidas donde los átomos están empaquetados de forma compacta
El número de electrones de valencia disponibles para formar enlace de par electrónico es insuficiente
Cada átomo metálico comparte sus e- de valencia con todos sus vecinos
Enlace metálico
Modelo de mar de electrones
Modelo 1 - Sencillo
Metal “Formación de cationes metálicos en un “mar” de electrones de valencia”
ü Electrones:
ü Confinados al metal por atracciones electrostáticasü Distribuidos uniformemente en toda la estructuraü Ningún electrón está confinado a algún ión metálico
Enlace metálico
Modelo de mar de electrones
Conductividad térmica:Se explica en función de la movilidad de los electrones (transferencia de energíacinética por todo el sólido)
Capacidad de deformación (maleabilidad y ductibilidad):Los átomos metálicos forman enlaces con muchos vecinos
Redistribución de los e- y adaptación a los cambios de posición de los átomos
Enlace metálico
Modelo de mar de electrones
Este modelo no explica muchas propiedades de los metales
Ejemplos:
Fuerza de enlace- Punto de fusiónDureza- Punto de ebullición
Debería de aumentar con el aumento del número de e- de valencia
Modelo basado en la teoría de orbitales moleculares (OM)
Enlace metálico
Modelo de OM para metales- Teoría de bandasLos e- pueden estar deslocalizados
Benceno
ENLACE METÁLICOLos orbitales de valencia se solapan con los de varios átomos vecinos y estos a su vez se superponencon orbitales atómicos (OA) de otros
Solapamiento de OA da lugar a OM de enlace y de antienlace
En metales son muchos los OA que se solapan por tanto también el de OM
Enlace metálico
Modelo de OM para metales- Teoría de bandas
✓ La interacción de todos los OA de valencia de cada átomo con los OA de los demás danorigen a un número enorme de OM que se extienden por toda la estructura del metal
✓ Diferencia de energía entre OM muy pequeña BANDA
✓ BANDA DE ENERGÍA: banda continua de estados energéticos permisibles
e- disponibles para el enlace no completan los OM disponibles
La banda de energía está parcialmente llena
Enlace metálico
Modelo de OM para metales-Teoría de bandas
✓ Banda de energía parcialmente llena es lo que confiere las propiedades metálicascaracterísticas
• Con un mínimo aporte de energía los e- pueden moverse a nivelesvacantes y así desplazarse libremente por toda la red
Conductividad térmica y eléctrica
• Punto de fusión: cantidad de OM de enlace y de antienlace
Enlace metálico
Aleaciones
Material que contiene más de un elemento y tiene propiedades características de los metales
Utilizada para modificar propiedades de metales puros
Tipos de aleaciones
En disolución: mezclas homogéneas, componentes dispersos al azar y uniformemente
Aleaciones de sustitución
Aleaciones intersticiales(con átomos no metálicos)Aumenta dureza, resistencia y reduce ductibilidad
Enlace metálico
AleacionesAleaciones intersticiales:
ACERO: aleación de Fe y C (hasta 3%) – más duro y resistente
Acero dulce: hasta 0.2% de C maleables y dúctiles (cables, clavos, cadenas)
Acero mediano: de 0.2 a 0.6% de C más tenaces (rieles y vigas)
Acero al alto carbono: de 0.6 a 1.5% de C (cuchillos, herramientas, etc)
ACERO de aleación: con V, Cr, resistencia física, a la fatiga y corrosión
ACERO INOXIDABLE: 0.4% de carbono, 18% de cromo y 1% de níquel
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Aleaciones heterogéneas:Aleaciones
Los componentes no se hallan dispersos de forma uniforme
Las propiedades dependen de la composición y además de la manera como se forma el sólidoa partir del fundido
Acero: Perlita tiene dos fases una de Fe casi puro y otra de Fe3C dispuestas en capas alternativas
Compuestos intermetálicos:Aleaciones homogéneas con propiedades y composición definidaCuAl2 duraluminioNi3Al motores de avionesCr3Pt recubrimiento de navajas de rasurar
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