UNIDAD DIDÁCTICA 3: LA ATMÓSFERA Unidad Didáctica 3, Parte 31.
Unidad 3 Quimika
33
UNIDAD 3 Enlace Químico 3.1 Introducción Enlace químico, fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo. 3.1.1 Concepto de Enlace Químico Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos. Los enlaces químicos se producen cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes interactúan y producdn átomos enlazados o iones que son más estables que los atomos mismos. Cuando se forma un enlace químico, se libera energía. Una de las fuerzas impulsoras en la naturaleza es la tendencia de la materia a alcanzar el estado de energía más bajo posible. Generalmente, un estado de energía más bajo implica mayor estabilidad. Cuando algo es estable, opone más resistencia al cambio que algo menos estable. Los elementos se clasifican co base a su grado de estabilidad. Los elementos como el sodio y el flúor son muy reactivos (inestables); tienden a sufrir cambios químicos espontáneos. Cuando el sodio entra en contacto con el agua, arde en llamas. El gas flúor reacciona con muchas sustancias en forma explosiva. Las sustancias reactivas como el sodio y el flúor, después de sufrir un cambio químico, generalmente se vuelven más estables. Los elementos estables no sufren cambio alguno y no reaccionan aun bajo condiciones extremas. Los gases nobles como grupo, son los elementos más estables. El helio y el neón, por ejemplo, no forman compuestos estables. 3.1.2 Clasificación de los Enlaces Químicos Sabemos que la manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace. Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico. 3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
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UNIDAD 3 Enlace Químico
3.1 Introducción
Enlace químico, fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando
dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre
los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza
es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado
un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno
o más electrones por más de un núcleo.
3.1.1 Concepto de Enlace Químico
Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos. Los
enlaces químicos se producen cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes
interactúan y producdn átomos enlazados o iones que son más estables que los atomos
mismos. Cuando se forma un enlace químico, se libera energía.
Una de las fuerzas impulsoras en la naturaleza es la tendencia de la materia a alcanzar el
estado de energía más bajo posible. Generalmente, un estado de energía más bajo implica
mayor estabilidad. Cuando algo es estable, opone más resistencia al cambio que algo
menos estable. Los elementos se clasifican co base a su grado de estabilidad. Los
elementos como el sodio y el flúor son muy reactivos (inestables); tienden a sufrir cambios
químicos espontáneos. Cuando el sodio entra en contacto con el agua, arde en llamas. El
gas flúor reacciona con muchas sustancias en forma explosiva. Las sustancias reactivas
como el sodio y el flúor, después de sufrir un cambio químico, generalmente se vuelven más
estables. Los elementos estables no sufren cambio alguno y no reaccionan aun bajo
condiciones extremas. Los gases nobles como grupo, son los elementos más estables. El
helio y el neón, por ejemplo, no forman compuestos estables.
3.1.2 Clasificación de los Enlaces Químicos
Sabemos que la manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las
propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta
pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que
mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como
unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos
se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del
enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.
Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados
y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen
tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico
(o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.
3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto
A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y
Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras
similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta
conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente
manera:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de
tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere
la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos
compuestos de los gases nobles.
Una de las claves de la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el
descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte. Los
gases nobles han sido utilizados cuando se ha hecho necesario tener una sustancia inactiva.
Los buzos normalmente usan una mezcla de nitrógeno y oxígeno a presión para respirar
bajo el agua. Sin embargo, cuando esta mezcla de gases es usada en profundidades, donde
la presión es muy alta, el gas nitrógeno es absorbido por la sangre, con la posible
consecuencia de causar desorientación mental. Para evitar este problema, se puede sustituir
por una mezcla de oxígeno y helio. El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el
inactivo helio que se disuelve en la sangre no causa desorientación mental. El único
inconveniente radica en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo de la
vibración de las cuerdas vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al del pato Donald.
3.2 Enlace Covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir
configuración electrónica de gas noble ( 8 electrones en la última capa ). Elementos situados
a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura
de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la
consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no
metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener
lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que
debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un
par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado
por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o
dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por
ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el
átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que
lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos,
independientemente de su número.
Enlace covalente no polar:
se crea de una unión de dos átomos de no metales de igual electronegatividad por medio de un par de
electrones que se comparten por igual
la diferencia de electronegatividad es cero o muy cercana a cero
se puede presentar en un estado sólido, líquido o gas
no son conductores de la electricidad
se da entre no metales
los electrones de enlace quedan en medio de los átomos
Enlace covalente polar:
se da cuando los electrones que se comparten son dos no metales distintos
existe una diferencia de electronegatividad aunque es menor que en los compuestos iónicos
tienen puntos de fusión y ebullición bajos
en general son conductores pobres de la electricidad
se da entre no metales
pueden ser presentados en los tres estados de la materia
Enlace covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de electrones de enlace
que se comparte
Enlace covalente coordinado:
Enlace covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de electrones de enlace
que se comparte
Son compuestos poco solubles en agua
Tienen puntos de fusión y ebullición bajos
En general son conductores pobres de la electricidad
Se da entre no metales
Pueden presentarse en los tres estados de la materia
Propiedades de los compuestos covalentes
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los
puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica
domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de
las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de
ebullición bajo ( ejem.: agua ). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las
sustancias covalentes son solubles en disolventes apolares y no lo son en disolventes
polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que
son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La
gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están
unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper
estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía
3.2.1 Teorías Para Explicar el enlace covalente sus alcances
Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen
moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der
Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay
varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación ( aparecen entre moléculas con
momento dipolar diferente ), fuerzas de inducción ( ion o dipolo permanente producen en
una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática
) y fuerzas de dispersión ( aparecen en tres moléculas apolares ).
ELECTROVALENCIA Y COVALENCIA
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la
valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.
La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el
átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones
desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus
electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético
superior.
3.3 Enlace Iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas
de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco
electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los
elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este
tipo de enlace se suele producir entre un no metal ( electronegativo ) y un metal (
electropositivo ).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar
la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones
electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes,
ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles,
ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit
se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una
red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices
del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda
rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de
iones de signo contrario que rodean a uno determinado en un red cristalina. En el caso del
NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos
3.3.1 Formación y propiedades de los enlaces iónicos
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las
fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace
que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto,
para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte
de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía
reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico
sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una
relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto
mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se
aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular ( distancia en la que quedan en la
red dos iones de signo contrario ), hace que los cristales iónicos sean muy poco
compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras,
mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro
de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir,
un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una
cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de
una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por
ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie
de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan
hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de
orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la
red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las
moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que
impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos
iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad
del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto
como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato
de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy
elevado.
3.3.2 Redes Cristalinas
La distancia entre partículas se llama “traslación” y pueden tener distintas direcciones.
Podemos representarlas por la “ teoría de las redes cristalinas” constituidos por nudos. Están
separadas por traslaciones (vectores), que son en cada caso una distancia fija. Una fila de
nudos forma una red monodimensional. Dos filas reticulares conjugada forman una red
bidimensional, el conjunto de las dos traslaciones forma una celda.
Si encontramos una tercera traslación forman una red tridimensional
Y los ángulos serán ð , ð , , y los módulos se llaman a, b y c
y estas son constantes reticulares.
Propiedades: debido a estas constantes reticulares son periódicas. Otra característica es
la homogeneidad, es decir, todos los nudos son idénticos, independientemente de la
posición. Además son simétricos, es decir, la operación que hace coincidir dos nudos
homólogos, esto es debido a las traslaciones. La magnitud de la traslación varía con la
dirección y por lo tanto decimos que es anisótropa.
En una red tridimensional la celda principal es un paralelogramo.
Redes planas.
Obtenemos los distintos valores para a y b y
para ð Encontramos varios tipos: oblicua, rectangular,
rómbica, hexagonal, cuadrada. Además podemos encontrar dos más, añadiendo un nudo
en la operación de centralización, pero esto sólo es válido para las redes rectangular y
rómbica, puesto que al añadir un nuevo nudo debe generar una nueva red. Así al añadir un
nudo en la red rectangular obtenemos rombos y al añadir un nudo en la red rómbica se
originan rectángulos.
En total hay siete redes planas.
Redes tridimensionales.
Las redes primitivas se les denominan con P y a las redes centradas A, B y C. Cuando
centramos todas las caras la llamamos F. Cuando además puedo centrarla en el interior la
denomino I.
3.4 Enlace Metálico
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de
coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con
coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal
compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de
cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean
a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a
un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red
cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los
cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
3.4.1 Teoría de las Bandas, Teorías para explicar el enlace y propiedades.
Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los átomos metálicos desprovistos de
sus electrones de valencia, los cuales pertenecen y unen a todos los cationes. Los metales
en estado sólido forman un retículo cristalino tridimensional, en cuyos nudos hay los cationes
metálicos, y entre ellos se mueven libremente los electrones de valencia. Puede decirse que
los orbitales atómicos de valencia se superponen en gran número dando lugar a bandas de
energía continuas en las que los electrones se desplazan libremente. Los electrones están
totalmente deslocalizados, lo que significa que el enlace es completamente adireccional. En
las sustancias metálicas, como en las iónicas, no existen moléculas, es el cristal en su
conjunto el que se considera como una molécula, ya que los enlaces se extienden en las
tres direcciones del espacio. Los sólidos metálicos son excelentes conductores eléctricos y
térmicos, debido a la existencia de electrones libres, poseen brillo metálico y son tenaces,
dúctiles y opacos.
Generalmente se considera que el enlace metálico consiste de un grupo de iones positivos
y una gran cantidad de electrones, los cuales pueden moverse libremente entre los iones.
Este comportamiento influye sobre las propiedades generales de los metales como en el
caso de su habilidad para conducir la corriente eléctrica.
Por ejemplo:
En un trozo de sodio metálico, los iones están localizados en una posición fija en el metal y
los electrones de valencia (uno por cada átomo de sodio) están libres para moverse entre
las varias nubes electrónicas.
Por tanto, en los metales las fuerzas de atracción que deben superarse para realizar la
conversión del estado sólido al estado líquido o desde el estado líquido al estado gaseoso
son bastante fuertes. Por supuesto, estas fuerzas de atracción varían de un metal a otro
pero en general son muy fuertes.
3.4.2 Clasificación De los sólidos en base a su conductividad eléctrica, aislante,
conductor, semiconductor.
RELACION DE LAS PROPIEDADES FISICAS DE LOS METALES (CONDUCTIVIDAD
TERMICA Y ELETRICA) MEDIANTE EL RECURSO DE LA TEORIA DE LAS BANDAS.
Para comprender la relación de las propiedades físicas de los metales mediante la teoría de
las bandas, primero debemos entender esta teoría.
La teoría de las bandas hace referencia al aglutinamiento de los átomos en los metales, esta
establece que los electrones deslocalizados se mueven libremente a través de las "bandas"
que se forman por el solapamiento de los orbítales moleculares. Al estar tan amontonados
los átomos de un metal, los orbítales moleculares quedan muy cerca uno de otro, tanto así
que los orbítales tienen energías tan parecidas que quedan mejor descritos como una
banda.
Entonces los niveles energéticos llenos de cada átomo, tan parecidos uno del otro,
constituyen una banda de valencia. Sobre esta banda de valencia se forma otra banda por
encima de ésta, correspondiente a los orbítales deslocalizados y vacíos que se forman por
el solapamiento de los orbítales mas externos, dicha banda recibe el nombre de "banda de
conducción".
Entonces la relación de las propiedades físicas de los metales es debido a que la banda de
valencia y la banda de conducción son adyacentes entre sí, y la cantidad de energía que se
requiere para promover un electrón de la banda de valencia a la banda de conducción es
prácticamente despreciable.
Una vez en la banda de conducción, el electrón puede desplazarse a través de todo el metal,
ya que la banda de conducción carece de electrones.
Podemos concluir con todo lo anteriormente dicho, que en todos los metales el espacio
energético entre las bandas de conducción y de valencia es prácticamente nulo, y esto
permite el fácil flujo de electrones mediante la promoción de un electrón desde la banda de
valencia hasta la banda de conducción y de allí, el flujo del electrón por todo el metal.
COMPARACION DE LOS NO METALES, METALES Y SEMI METALES EN CUANTO A SU
CONDUCTIVIDAD A TRAVES DE LA TEORIA DE LAS BANDAS.
Como ya hemos explicado antes, los metales son conductores de electricidad por excelencia
debido a su propiedad adyacente en las bandas de conducción.
Una gran cantidad de elementos son semi-conductores, o sea, que no son conductores pero
conducen la electricidad a elevadas temperaturas o cuando se combinan con una pequeña
cantidad de algunos elementos.
En los semi-conductores el espacio energético entre las bandas llenas y vacías, o sea, las
de conducción y de valencia es mucho menor que la de los metales. Debido al pequeño
espacio energético entre las bandas si se le suministra la energía suficiente, el electrón se
excita y pasa de una banda a otra.
Este comportamiento es opuesto al de los metales ya que al aumentar la temperatura en un
metal la conducción de electricidad disminuye porque los átomos en el metal empiezan a
vibrar y esto tiende a impedir o romper con el flujo de los electrones.
El caso de los no metales, la conductividad eléctrica (de un sodio) depende del
distanciamiento energético de las bandas y si el no metal considerado como aislante
entonces ese espacio energético es muy grande, por lo que se dificulta la promoción de un
electrón desde la banda de valencia hasta la banda de conducción. Es decir que se requiere
de demasiada energía para excitar un electrón hacia la banda de conducción.
SEMI CONDUCTORES
Características generales de los semi- conductores
o Para temperaturas muy bajas, tienen una resistencia comparable con la de los cuerpos aislantes.
o Para temperaturas relativamente altas tienen una resistencia comparable a la de los cuerpos
semiconductores.
o También el estado de pureza de un cuerpo semiconductor influye en su resistencia.
o En estado puro tienen una resistencia comparable a las de los materiales aislantes.
o Cuando contienen algunas impurezas (distintas para cada cuerpo semiconductor) su resistencia puede
llegar a ser como la de un conductor.
o Su comportamiento eléctrico depende esencialmente de su estructura atómica.
o Una característica fundamental de los semiconductores es de poseer 4 electrones en su orbita.
o Los elementos como el silicio (Si) y el germanio (Ge) agrupan sus átomos formando una estructura
reticular.
Clasificación de los semi- conductores.
Mientras que los cuerpos buenos conductores ofrecen escasas resistencia al paso de los
electrones y los electrones ofrecen elevadísima resistencia los semiconductores presentan
una resistencia intermedia.
Semiconductores intrínsecos
Un elemento semiconductor mas utilizados son (germanio, silicio). Estos elementos agrupan
sus átomos de modo muy particular, formando una estructura reticular. Cada átomo de silicio
ocupa siempre el centro de un cubo que posee otros 4 átomos, el átomo al estar rodeado
por otros 4 “enlace covalentes” este caso el átomo se hace estable, pues se comporta como
si tuviese 8 electrones.
Pero al aplicarle aumenta la agitación desordenada de electrones, con lo que algunos de su
periferia se salen de su orbita rompiendo sus enlace covalente, cuanta es mas alta la
temperatura, mayor es la agitación y el numero de enlaces covalentes rotos junto con la de
electrones libres, (hueco, carga positiva) dentro de estas condiciones, a una determinada
temperatura habrá dentro de la estructura cristalina una cierta cantidad de electrones libres
y la misma de huecos.
En este caso un electrón de los que forman enlaces covalentes no puede saltar fuera del
enlace bajo el único efecto de la tensión, sino las fuerzas combinadas con la temperatura.
Semiconductor extrínsecos tipo n.
Debido a la estructura reticular del germanio y el silicio, cuyos átomos forman el centro de
un cubo y este tiende a hacerse estable por lo tanto aislante, puesto que tienen bien sujetos
a sus electrones ahora hasta que no se le aplique los factores de la temperatura. Pero al
aplicarle una diferencia de potencial se consigue una débil corriente proporcional a la
temperatura ya que no es muy útil en aplicaciones
Tipo”N”
Para aumentar el numero de portadores de electrones libres a este tipo de semiconductor
(intrínseco) se le añaden impurezas estas impurezas tiende a aumentar el numero de
electrones libre.
El átomo de antimonio (Sb) se dice que es pentavalente porque dispone de 5 electrones en
su orbita mas externa. Ahora si ala estructura de ya conocida del semiconductor (intrínsecos,
germanio o silicio puro) estas impureza ocupa un lugar donde debería ir otro átomo de
(germanio o silicio) de este modo tratara de formar con el 4 enlaces covalentes necesario
para estabilizarse. U como en su orbita le sobra un electrón este tiende a soltarle y así este
pasa a ser un electrón libre. Por eso habrá más electrones libres que hueco (cargas positiva).
En este caso los portadores mayoritarios serán los electrones libres (cargas negativas).
Semiconductores intrínsecos tipo p.
El boro en un elemento trivalente, al igual que el aluminio por disponer de 3 electrones en la
orbita de valencia.
Al añadir impurezas trivalentes al semiconductor intrínseco y entrar estas a formar parte de
la estructura cristalina. Quedan dichas impurezas rodeadas por 4 átomos de silicio o
germanio con los a de formar 4 enlaces covalentes cosa que le sobrara un electrón pero en
este caso no queda libre sino que falta un electrón en su enlace covalente.
.
Por cada átomo de impureza trivalente que se añade al semiconductor intrínseco habrá un
mayor número de huecos (cargas positivas) que de electrones libres.
En este caso los huecos serán los portadores mayoritarios y los electrones libres
minoritarios. Sometiendo a una circulación de corriente al semiconductor tipo veremos una
mayor circulación de portadores mayoritarios tipo n.
Ahora si hacemos lo mismo con un semiconductor tipo p observamos que será diferente
.
En este caso como la impureza tiende a hacer que falten mas enlaces con los electrones,
estos serán atraídos por el polo negativo, se producen dos corrientes una importante que es
la de huecos y otra débil de electrones libres.
Uniones “P” Y “N”
Antes de ver este tipo de semiconductor hay que tener presente el “fenómeno de la difusión”,
y es cuando entra en contacto dos elementos de diferentes concentraciones se produce un
fenómeno de agitación térmica llamado “difusión”, que tiende a igualar las concentraciones
en ambos.
Uniones del semiconductor tipo”p” con “n”
Como hemos vistos un semiconductor tipo (p) dispone mas “huecos” libres (mayoritarios)
que de electrones libres o portadores minoritarios, pero la carga total de ellos dos es neutra.
Al colocar parte del semiconductor de tipo “p” junto a otra parte del semiconductor tipo “n”
debido a la ley de la difusión los electrones de la zona”n”,con alta concentración de los
mismo, tienden a dirigirse a la zona “ que tiene en pocos del tipo “n” y a si lo contrario. Con
los huecos en la zona “n” que tratan de dirigirse de la zona “p” a la zona “n”
La ley de difusión impulsa a los electrones de la zona “n” a fundirse hacia la zona “p” y a los
huecos de “p” a dirigirse hacia la zona “n” así produciéndose un encuentro que tiende a
neutralizar ambas cargas (huecos y electrones libres) formándose dicha unión estable y
neutra. De todas formas que la zona “n” era en principio neutra y colocarla junto con la zona
“p” pierde electrones. A esta zona se le llama “barrera de potencial” lo que impide la
continuación de la difusión.
Diodos semiconductores.
Al unir un trozo de semiconductor de tipo “n” con otro tipo “p” se forma entre ambos una
zona neutra y aislante, entre cuyos extremos existe una barrera de potencial. Una vez
detenido el fenómeno de la difusión por la barrera de potencial se puede polarizar
externamente dicha unión n-p, de forma que la tensión se oponga en la barrera de potencial.
La unión n-p se dice que esta polarizada directamente cuando se le aplica un potencial
negativo a la zona n y el potencial positivo de la zona p puesto que al anular la barrera de
potencial continua el fenómeno de la difusión pasando electrones mayoritarios de la zona n
hacia los minoritarios de la zona p y siendo absorbidos por el polo positivo de la batería y al
mismo tiempo el polo negativo repone los electrones absorbidos por el polo positivo y
asimismo el fenómeno de difusión se describe de forma indefinida.
En este caso este tipo de unión entrara en conducción cuando se le polariza directamente a
izquierda
3.5 Fuerzas Intermoleculares
Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes pueden formar moléculas. Así, por
ejemplo, sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene agua y que
cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos
mediante enlaces covalentes. Sin embargo el agua es una sustancia que además de
encontrarse en estado gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), de modo que se nos
plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el que las moléculas de agua se unen
entre sí, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre ellas el agua siempre se
encontraría en estado gaseoso. El mismo tipo de razonamientos podría hacerse para el caso
de otras sustancias covalentes como por ejemplo, el I2, que en condiciones ordinarias se
encuentra en estado sólido. Por otra parte, sabemos que muchas sustancias covalentes que
a temperatura y presión ambientales se hallan es estado gaseoso, cuando se baja la
temperatura lo suficiente pueden licuarse o solidificarse. De esta forma se puede obtener,
por ejemplo, dióxido de azufre sólido enfriando SO2 a una temperatura inferior a -76°C.
3.5.1 Van der Waals
Estas interacciones ocurren cuando las moléculas están muy próximas. Todas las fuerzas
de van der Waals son cohesivas y varían con respecto a la distancia como 1/r6. Las fuerzas
de van der Waals son consideradas como la explicación molecular para las energías
cohesivas de los líquidos y son semejantes en magnitud a las entalpías de vaporización de
muchos líquidos, su valor aproximado es de -41.84 kJ mol-1. Estas interacciones son
dominantes en reacciones en donde la proximidad es importante y se clasifican en:
Interacciones dipolo-dipolo: ocurren cuando moléculas con dipolos permanentes
interactúan, los dipolos deben orientarse y son muy sensibles a la orientación, distancia y
temperatura. Los dipolos permanentes pueden inducir µ en una molécula neutra semejante
a lo que sucede en las interacciones ion-dipolo.
Las interacciones dipolo-dipolo inducido, dependen de la polarizabilidad de la molécula
neutra. Dipolo instantáneo, µ es una medida dependiente del tiempo, por ello es capaz de
inducir una interacción dipolo inducido-dipolo inducido. A estas fuerzas se les denominan
fuerzas de London o de dispersión, estas fuerzas son importantes en moléculas con una
elevada proximidad y decaen rápidamente con la distancia.
La energía atractiva de interacción representada por las fuerzas de van der Waals a menudo
se define como:
Energía potencial =
En donde A es una constante para cada molécula. Una gráfica para la energía atractiva
muestra que la fuerza de atracción se incrementa rápidamente mientras las moléculas se
acercan hasta que entran en contacto y la energía de interacción tiende a infinito
U 5 10 15 20
distancia (nm)
Figura: representación del cambio en la energía de atracción entre moléculas.
A medida que una molécula trata de ocupar el mismo espacio que la otra, entra en juego
otro factor, la repulsión electrónica a esto se le conoce como potencial de Lennard-Jones y
tiene un comportamiento muy similar al graficado anteriormente
3.5.2 dipolo-dipolo
Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente
electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en la
molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y
positivo respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno
(HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI).
Ejemplo:
La molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio
de dos enlaces covalentes. La disposición tetraédrica de los orbitales sp3 del oxígeno
determina un ángulo entre los enlaces H-O-H aproximadamente de 104'5:, además el
oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones de
cada enlace.
Figura 1
Figura 2
Figura 3
El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número
de protones que de electrones ), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo
que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad
de carga negativa , mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos
parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva.
Por eso en la práctica la molécula de agua se comporta como un dipolo.
Fig.4
fig. 5
Así se establecen interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua,
formándose enlaces o puentes de hidrógeno, la carga parcial negativa del oxígeno de una
molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos
de hidrógeno de otras moléculas adyacentes.
Aunque son uniones débiles, el hecho de que alrededor de cada molécula de agua se
dispongan otras cuatro moléculas unidas por puentes de hidrógeno permite que se forme en
el agua (líquida o sólida) una estructura de tipo reticular, responsable en gran parte de su
comportamiento anómalo y de la peculiaridad de sus propiedades fisicoquímicas.
3.5.3 Puente de Hidrógeno
La unión intermolecular por puentes de hidrógeno se produce en moléculas formadas por
átomos de hidrógeno y elementos de elevada electronegatividad y tamaño pequeño, como
es el caso del flúor, oxigeno o nitrógeno (que son los únicos elementos cuyos átomos pueden
formar puentes de hidrógeno), el par de electrones que forma el enlace esta fuertemente
atraído por el átomo más electronegativo, produciéndose una polarización del enlace. Esto
proporciona una carga parcial positiva al átomo de H y una carga parcial negativa al otro
átomo. En virtud de estas cargas, puede establecerse atracción eléctrica entre los
hidrógenos de una molécula y los átomos electronegativos de una molécula vecina.
Como el enlace de Van der Waals, el puente de hidrógeno es mucho menos energético que
el enlace covalente o el iónico, con los valores de entre 1 y 10 Kcal/mol.
Un ejemplo lo encontramos en la molécula de agua, donde los electrones de la unión H-O
se encuentran fuertemente atraídos por el átomo de oxigeno. Por ello, el núcleo de
hidrógeno H+ va a actuar como polo positivo de gran intensidad que establece uniones de
tipo electrostático con los átomos de oxigeno de las moléculas cercanas. Gráficamente, la
unión del puente de hidrógeno se representa mediante una línea de puntos.
El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas
(representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un
enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de
hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los
átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en
un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter
fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O).
La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo
de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo
es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.
El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan
pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas
puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante
intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia
de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en
forma de vapor.
3.5.4 Electrostáticas
Las interacciones electrostáticas pueden debilitarse cuando otros iónes diferentes se
encuentran en la cercanía, modificando el campo eléctrico, o bien, cuando los iones se
disuelven en un solvente capaz de rodearlos y apantallar las cargas eléctricas (solvente
áltamente dieléctrico, propiedad que caracteriza a la cinta de aislar). Un solvente con esta
caraterística es el agua y por ello, los enlaces iónicos, de gran fuerza en un cristal de sal, se
vuelven débiles en una masa de acuosa y la sal se disuelve.
Muchas moléculas que poseen enlaces covalentes de gran polaridad pueden, en solventes
altamente dieléctricos (como el agua), reorganizar la compartición de electrones para dar
lugar a dos iones. Como estos iones son rápidamente rodeados de moléculas de agua, lejos
de permanecer unidos, se separan y permanecen independientes en la solución. El proceso
es, por supuesto, reversible y dos iones afines pueden reaccionar para regenerar el enlace
covalente. De nuevo un ejemplo de esto es el agua, cuya reacción de disociación es bien
conocida.
A pesar de que los iones en una solución acuaso tienden a permanecer solvatados y por lo
tanto sólo interaccionan brevemente, en moléculas en las que el ión está encerrado en
regiones de la molécula que tienen poco contacto con el agua, estos iones buscarán un ión
de carga opuesta para formar un puente salino, siempre que los iones puedan acecarse lo
suficiente.
En muchas proteínas, el balance de zonas polares y no polares obliga al polímero a adoptar
una estructura de tipo globular en la que extensas regiones de la proteína se encuentran
escondidas del agua (gracias a las mal llamadas interacciones hidrofóbicas). En estas
regiones los puentes salinos poseen gran importancia para mantener la estabilidad de la
conformación de la proteína. Por supuesto, cualquier condición que provoque la exposición
de las regiones interiores de la proteína, permitirá la solvatación de los iones y la ruptura de
los puentes salinos.
3.6 Aplicaciones
Principales aplicaciones industriales: corrosión y protección de metales y existencia de pilas
y baterías.
Ajuste de reacciones redox tanto en medio ácido como alcalino, pudiendo incluirse compuestos
orgánicos sencillos.
Resolver problemas estequiométricos de procesos Redox.
Predecir el sentido de una reacción redox teniendo en cuenta los potenciales estándar de electrodo.
Procesos electrolíticos (cloruro sódico fundido, agua acidulada, cobre).
Estudio cuantitativo de las Leyes de Faraday.
Cálculo de la fuerza electromotriz de una pila.
No se considera la ecuación de Nerst.
Implicaciones industriales, económicas y medioambientales de los procesos redox: corrosión y
protección de metales utilizando como referencia el hierro, baterías, proceso siderúrgico y procesos
de oxidación de los alimentos.
Principales aplicaciones de la química del carbono en la industria química.
Reacciones de polimerización y ejemplos de polímeros artificiales: PVC, nailon y caucho.
Reactividad de los compuestos orgánicos:
Reacciones en una etapa.
Definición de los principales tipos de reacciones orgánicas: sustitución, adición y eliminación.
o Se aplicará el criterio de evaluación número 18: relacionar el tipo de hibridación con la multiplicidad
y la geometría de los enlaces de los compuestos del carbono en los hidrocarburos. Formular
correctamente los diferentes compuestos orgánicos monofuncionales.
o Principales aplicaciones de la química del carbono en la industria química: aplicaciones a los
polímeros, PVC, nailon y caucho.
3.2.1.1 TEORÍAS DEL ENLACE DE VALENCIA.
Una estructura de enlace de valencia es similar a una estructura de Lewis, sin embargo,
pueden escribirse varias estructuras de enlace de valencia donde no puede escribirse
sólo una estructura de Lewis. Cada una de estas estructuras de EV representa a una
estructura de Lewis específica. La combinación de las estructuras de enlace de valencia
es el punto principal de la teoría de resonancia. La teoría del enlace de valencia
considera que el solapamiento de orbitales atómicos de los átomos participantes forma
un enlace químico. Debido al traslape, es más probable que los electrones estén en la
región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los enlaces como
orbitales débilmente apareados (traslape pequeño). Típicamente, la teoría del enlace de
valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado basal.
La teoría de enlace de valencia hoy
La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares. La
teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo
y paramagnetismo) de una forma más directa, aunque la teoría de enlace de valencia
en una forma complicada genera los mismos resultados. La teoría del enlace de valencia
ve las propiedades de aromaticidad en las moléculas que la presentan como debidas a
la resonancia entre las estructuras de Kekulé, Dewar y posiblemente iónicas, mientras
que la teoría de orbitales moleculares las ve como la deslocalización de los electrones
π. Las matemáticas subyacentes también son algo más complicadas, limitando el
tratamiento por medio de la teoría de enlace de valencia a moléculas relativamente
pequeñas. Por otra parte, la teoría del enlace de valencia provee una descripción más
fácil de visualizar de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se
rompen y se forman enlaces durante el curso de una reacción química. En particular, la
teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas
diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría de orbitales
moleculares en su forma simple predice la disociación en una mezcla de átomos y
iones.
Más recientemente, algunos grupos han desarrollado lo que frecuentemente se llamada
teoría moderna del enlace de valencia. Esta teoría reemplaza el traslape de orbitales
atómicos con el traslape de orbitales de enlace de valencia que se expande por toda la
molécula. Las energías resultantes son más competitivas cuando se introduce
correlación electrónica basada en las funciones de onda de referencia de Hartree-Fock
Aplicaciones de la teoría del enlace de valencia
Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es la condición de máximo
traslape que conduce a la formación de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se
usa para explicar la formación de enlaces covalentes en muchas moléculas.
Por ejemplo en el caso de la molécula F2, el enlace F-F está formado por el traslape de
orbitales p de dos átomos de flúor diferentes, cada uno conteniendo un electrón
desapareado. Dado que la naturaleza de los orbitales es diferente en las moléculas de
H2 y F2, la fuerza de enlace y la longitud de enlace diferirán en ambas moléculas.
En una molécula de HF, el enlace covalente está formado por el traslape del orbital 1s
del H y 2p del F, cada uno conteniendo un electrón desapareado. La compartición mutua
de los eletrones entre H y F resulta en la formación de un enlace covalente entre ambos.
3.2.1.2 HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR
Hibridación
Cuatro orbitales sp³.
En química, se habla de hibridación cuando en un átomo, se mezcla el orden de los
electrones entre orbitales creando una configuración electrónica nueva. Un orbital
híbrido es conveniente para describrir la forma en que en la realidad se disponen los
electrones para producir las propiedades que se observan en los enlaces atómicos.
Orbitales
Los electrones de un átomo tienen la tendencia de ubicarse en orbitales específicos
alrededor del núcleo, lo cual se enuncia en la ecuación de Schrödinger. Los detalles
sobre número y orientación de electrones en cada orbital depende de las propiedades
energéticas descritas por los números cuánticos. El primer orbital, el más cercano al
núcleo es el llamado 1s y solo puede ser ocupado por dos electrones. Un átomo con un
solo electrón (hidrógeno) y uno con dos electrones (helio) ubican su(s) electrón(es) en
este orbital.
Un átomo con 3 (litio) y cuatro (berilio) electrones tendrá que ubicar el tercer y cuarto
electrón en el siguiente orbital, llamado 2s, el cual también solo acepta dos electrones.
Hibridación sp³
Cuatro orbitales sp³.
El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos en
el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano
tridimensional el orbital 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el eje de las
x, dos en el eje de las y y dos electrones en el eje de las z. Los dos últimos electrones
del carbono se ubicarían uno en el 2px, el otro en el 2py y el orbital 2pz permanece
vacío (2px¹ 2py¹). El esquema de lo anterior es (cada flecha un electrón):
Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del
carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y 2py necesitarían tener dos electrones)
tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles. Para ello,
no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la naturaleza,
éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando orbitales híbridos. En el caso
del carbono, uno de los electrones del orbital 2s es extraido y se ubica en el orbital 2pz.
Así, los cuatro últimos orbitales tienen un electrón cada uno:
El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2pz es aportado por el primer electrón en
formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el
caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de llenado de los restantes
orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora
llamados sp3 (un poco de ambos orbitales):
De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del
carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se
sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la
distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un
ángulo de 109°.
Geometría molecular
Geometría de la molécula de agua.
La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la disposición tri-dimensional
de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de
las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad
biológica, etc. Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de
Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV), empleada internacionalmente
por su gran predictibilidad.
Determinación de la geometría molecular
Las geometrías moleculares se determinan mejor a temperaturas próximas al cero
absoluto porque a temperaturas más altas las moléculas presentarán un movimiento
rotacional considerable. En el estado sólido la geometría molecular puede ser medida
por Difracción de rayos X. Las geometrías se pueden calcular por procedimientos
mecánico cuánticos ab initio o por métodos semiempíricos de modelamiento molecular.
Las moléculas grandes a menudo existen en múltiples conformaciones estables que
difieren en su geometría molecular y están separadas por barreras altas en la superficie
de energía potencial.
La posición de cada átomo se determina por la naturaleza de los enlaces químicos con
los que se conecta a sus átomos vecinos. La geometría molecular puede describirse por
las posiciones de estos átomos en el espacio, mencionando la longitud de enlace de
dos átomos unidos, ángulo de enlace de tres átomos conectados y ángulo de torsión de
tres enlaces consecutivos.
Movimiento atómico
Dado que el movimiento de los átomos en una molécula está determinado por la
mecánica cuántica, uno debe definir el "movimiento" de una manera cuántica.
Los movimientos cuánticos (externos) de traslación y rotación cambian fuertemente la
geometría molecular. (En algún grado la rotación influye en la geometría por medio de
la fuerza de Coriolis y la distorsión centrífuga, pero son despreciables en la presente
discusión).
Un tercer tipo de movimiento es la vibración, un movimiento interno de los átomos en
una molécula. Las vibraciones moleculares son armónicas (al menos en una primera
aproximación), lo que significa que los átomos oscilan en torno a su posición de
equilibrio, incluso a la temperatura del cero absoluto. En el cero absoluto todos los
átomos están en su estado vibracional basal y muestran movimiento mecánico cuántico
de punto cero, esto es, la función de onda de un modo vibracional simple no es un pico
agudo, sino un exponencial de ancho finito. A temperaturas mayores, los modos
vibracionales pueden ser excitados térmicamente (en un interpretación clásica, esto se
expresa al enunciar que "las moléculas vibrarán más rápido"), pero siempre oscilan
alrededor de una geometría reconocible para la molécula.
Para tener una comprensión más clara de la probabilidad de que la vibración de una
molécula pueda ser térmicamente excitada, se inspecciona el factor de Boltzmann ,
donde ΔE es la energía de excitación del modo vibracional, k es la constante de
Boltzmann y T es la temperatura absoluta. A 298K (25 °C), unos valores típicos del factor
de Boltzmann son: ΔE = 500 cm-1 --> 0.089; ΔE = 1000 cm-1 --> 0.008; ΔE = 1500 cm-
1 --> 7 10-4. Esto es, si la energía de excitación es 500 cm-1, aproximadamente el 9%
de las moléculas están térmicamente excitadas a temperatura ambiente. La menor
energía vibracional de excitación es el modo de flexión (aproximadamente 1600 cm-1).
En consecuencia, a temperatura ambiente menos del 0,07% de todas las moléculas de
una cantidad dada de agua vibrarán más rápido que en el cero absoluto.
Como se mencionó anteriormente, la rotación influye fuertemente sobre la geometría
molecular. Pero, como movimiento mecánico cuántico, se excita a bajas temperaturas
(comparada con la vibración). Desde un punto de vista clásico, puede decirse que más
moléculas rotan más rápidamente a temperatura ambiente, esto es que tienen mayor
velocidad angular y momentum angular. En lenguaje de mecánica cuántica: más
"eigenstates" de alto momentum angular son poblados térmicamente al aumentar la
temperatura. Las energías de excitación rotacionales típicas están en el orden de unos
pocos cm-1.
Los resultados de muchos experimentos espectroscópicos están ensanchados porque
involucran una media de varios estados rotacionales. Frecuentemente es difícil obtener
las geometrías a partir de los espectros a altas temperaturas, porque el número de
estados rotacionales rastreados en el experimento aumenta al incrementarse la
temperatura. En consecuencia, muchas observaciones espectroscópicas sólo se puede
esperar que conduzcan a geometrías moleculares confiables a temperaturas cercanas
al cero absoluto.
Enlaces atómicos
Por definición, los átomos en las moléculas suelen estar unidos unos a otros con enlaces
covalentes, que involucran a enlaces simples, dobles o triples, donde un "enlace" es un
par de electrones compartidos (la otra forma de unión entre átomos se denomina enlace
iónico e involucra a cationes (iones positivos), y aniones (iones negativos).
La geometría molecular puede ser especificada en términos de longitud de enlace,
ángulo de enlace y ángulo torsional. La longitud de enlace está definida como la
distancia media entre los centros de dos átomos enlazados en una moléculada dada.
Un ángulo de enlace es el ángulo formado por tres átomos enlazados consecutivamente.
Para cuatro átomos unidos consecutivamente en una cadena línea, el ángulo torsional
es el ángulo entre el plano formado por los tres primeros átomos y el plano formado por
los tres últimos átomos.
Isómeros
Los isómeros son tipos de moléculas que comparten la misma fórmula química, pero
que tienen diferentes geometrías, resultando en propiedades muy distintas:
• Una sustancia "pura" está compuesta de sólo un tipo de isómero de una molécula
(todas tienen la misma estructura geométrica).
• Los isómeros estructurales tienen la misma fórmula química, pero diferente
ordenamiento físico, frecuentemente formando geometrías moleculares alternas con
propiedades muy diferentes. Los átomos no están enlazados (conectados) en el mismo
orden.
• Los isómeros funcionales son una clase especial de isómeros estructurales, donde
ciertos grupos de átomos exhiben un tipo especial de comportamiento, como es un éter
o un alcohol.
• La estereoisómeros pueden tener muchas propiedades físicoquímicas idénticas y, al
mismo tiempo, actividad biológica muy diferente. Esto se debe a que poseen la
quiralidad que es muy común en los sistemas vivientes. Una manifestación de esta
quiralidad es su habilidad para hacer rotar la luz polarizada en direcciones diferentes.
• Protein folding, que concierne a la compleja geometría y diferentes isómeros que las
proteínas pueden tener.
La geometría molecular se representa en una pirámide en la cual en la punta inicial hay
una molécula de oxígeno con carga negativa, quedando en las otras dos puntas dos
moléculas de hidrógeno con carga positiva, que son separadas por un ángulo de 104.5º;
el enlace que une los hidrógenos con el oxígeno se llama enlace covalente, y también
existe un enlace que une a otra pirámide idéntica a la anteriormente nombrada llamado
enlace puente hidrógeno.
Tipos de estructura molecular
Tipo de molécula Forma Disposición electrónica† Geometría‡ Ejemplos
AX1En Molécula diatómica
HF, O2
AX2E0 Lineal
BeCl2, HgCl2, CO2
AX2E1 Angular
NO2−, SO2, O3
AX2E2 Angular
H2O, OF2
AX2E3 Lineal
XeF2, I3−
AX3E0 Trigonal plana
BF3, CO32−, NO3−, SO3
AX3E1 Pirámide trigonal
NH3, PCl3
AX3E2 Forma de T
ClF3, BrF3
AX4E0 Tetraédrica
CH4, PO43−, SO42−, ClO4−
AX4E1 Balancín
SF4
AX4E2 Cuadrada plana
XeF4
AX5E0 Bipirámide trigonal
PCl5
AX5E1 Pirámide cuadrangular
ClF5, BrF5
AX6E0 Octaédrica
SF6
AX6E1 Pirámide pentagonal
XeOF—5, IOF2-51
AX7E0 Bipirámide pentagonal
IF7
3.2.1.3 TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Teoría de los orbitales moleculares
En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (OM), es un método para determinar
la estructura molecular en la que los electrones no están asignados a enlaces
individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la
influencia de los núcleos de toda la molécula.1 En esta teoría, cada molécula tiene un
grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψf del orbital
molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos
constituyentes χi, de acuerdo a la siguiente ecuación:1
Los coeficientes cij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de esta
ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se
llama combinación lineal de órbitas atómicas y se utiliza en la química computacional.
Una transformación unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la
convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teoría de los orbitales
moleculares ha sido vista como competidor de la Teoría del Enlace de Valencia en los
años 30', pero se descubrió después que los dos métodos están íntimamente
relacionados y que cuando son extendidos son equivalentes.
Visión general de la teoría
Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, los enlaces covalentes de las moléculas
se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales
moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación
de un enlace, los orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse, liberando
energía a medida que el electrón de cada átomo es atraído por la carga positiva del
núcleo del otro átomo. Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el
desprendimiento de energía y, por lo tanto, menor será la energía del orbital molecular.
Si el proceso de aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos pueden
llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema aumente. Esto
significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los núcleos se
encuentran a una distancia determinada que se conoce como longitud de enlace.2
Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, el número de orbitales moleculares es
igual al número de orbitales atómicos que se solapan. El orbital molecular de menor
energía se forma cuando se solapan dos orbitales atómicos que están en fase. Este
orbital contiene a los dos electrones y mantiene a los dos átomos unidos, por lo que se
denomina orbital molecular enlazante. Sin embargo, se forma otro orbital molecular, que
posee una energía mayor que la suma de las energías de los dos orbitales atómicos
separados. Este orbital molecular se denomina antienlazante y es destructivo, es decir,
si los electrones se encontraran en este orbital, los dos átomos se repelerían
3.3 ENLACE IÓNICO.
Enlace iónico
Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen
una diferencia de electronegatividad de ΔEN = 2 o mayor. Este tipo de enlace fue
propuesto por Walther Kossel en 1916.
En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos
electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El
cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio
y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:
NaCl → Na+Cl-
De esta manera forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un
anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces
una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos.
El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán
electrones.
En una solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los
iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y
agua se marca como: Na+ + Cl-, mientras que los cristales de cloruro de sodio se
marcan: Na+Cl- o simplemente NaCl.
Características
Enlace iónico en el NaCl.
Algunas características de este tipo de enlace son:
• Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
• Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición.
• Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no
metales de los grupos VI y VII.
• Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas.
• Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
• En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte
de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una
bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal
en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que
los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la
pila del circuito y por ello éste funciona.
3.3.1 FORMACIÓN Y PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
El sodio y el cloro uniéndose iónicamente para formar cloruro de sodio.
La definición química de un enlace iónico es: una unión de moléculas que resulta de la
presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno
fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente
electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los
átomos capta electrones del otro.
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad,
este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce
una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente
signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes
con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no
metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene
configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto
adquieren 8 electrones en su capa más exterior. La atracción electrostática entre los
iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga
opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las
propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos
cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor,
como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son
solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.1
Clasificación
Los iones se clasifican en dos tipos:
a) Anión: Es un ion con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman
tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no
metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones
más conocidos son (el número entre paréntesis pauatata indica la carga):
• F(-) fluoruro.
• Cl(-) cloruro.
• Br(-) bromuro.
• I(-) yoduro.
• S(2-) sulfuro.
• SO4(2-) sulfato.
• NO3(-) nitrato.
• PO4(3-) fosfato.
• ClO(-) hipoclorito.
• ClO2(-) clorito.
• ClO3(-) clorato.
• ClO4(-) perclorato.
• CO3(2-) carbonato.
• BO3(3-) borato.
• MnO4(-) permanganato.
• CrO4(2-) cromato.
• Cr2O7(2-) dicromato.
b) Catión: Al contrario que los aniones, los cationes son especies químicas con déficit
de electrones, lo que les otorga una carga eléctrica positiva. Los más comunes se
forman a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.
• Na(+) sodio.
• K(+) potasio.
• Ca(2+) calcio.
• Ba(2+) bario.
• Mg(2+) magnesio.
• Al(3+) aluminio.
• Pb(2+) plomo(II) o plumboso.
• Zn(2+) zinc (ó cinc).
• Fe(2+) hierro(II) o ferroso.
• Fe(3+) hierro(III) o férrico.
• Cu(+) cobre(I) o cuproso (aunque en verdad, este ion es Cu2(2+).
• Cu(2+) cobre(II) o cúprico.
• Hg(+) mercurio(I) o mercurioso (aunque en verdad, este ion es Hg2(2+).
• Hg(2+) mercurio(II) o mercúrico.
• Ag(+) plata.
• Cr(3+) cromo(III).
• Mn(2+) manganeso(II).
• Co(2+) cobalto(II) o cobaltoso.
• Co(3+) cobalto(III) o cobáltico.
• Ni(2+) níquel(II) o niqueloso.
• Ni(3+) níquel(III) o niquélico.
• NH4(+) amonio.
• NO2(+) nitronio.
• H3O(+) hidronio.
• Enlaces Químicos
• Indice
• 1. Introducción
• 2. Tipos De Enlace
• 3. Valencia
• 4. Resonancia
• 5. Conclusiones
• 6. Bibliografía
• 1. Introducción
• Cuándo hacemos leche en polvo, o cuando le echamos azúcar al té, ¿desaparece la
leche o el azúcar? Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo en el
agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué sucede? Son hechos tan comunes que
se nos olvida hacernos estas preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el
azúcar son solutos, que serán disueltos en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo
que en realidad sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas preguntas
serán respondidas en este informe.
• Este informe habla de enlaces y soluciones, pero, para entenderlos hay que empezar
por conocer el significado de estas palabras, para luego poder pasar a un lenguaje más
técnico. Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que
se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble
más cercano, para la mayoría de los elementos alcanzar ocho electrones en su último
nivel. Las soluciones son mezclas homogéneas, no se distinguen sus componentes
como separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es él que será disuelto,
y un solvente, que es él que disolverá al soluto.
• ¿Qué mantiene unidos a los Átomos?
• Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos.
La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando
agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.
• Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un o más
elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o covalentes.
• 2. Tipos De Enlace
• Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los
electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido
proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad. Véase
Metales.
• Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los
electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente
apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los
electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar -
polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente
porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas
sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
• Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los
electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones
con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.
Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces
iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido
o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales
son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
• Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico
o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la
transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a
una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más
separados están en la tabla periódica.
• Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que
cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases
nobles -grupo 18- más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1
(o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones
con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos
electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los
grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la
misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar
iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con
dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste
tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas
compartiendo los electrones covalentemente.
• El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones
del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que
el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace
covalente compartiendo dos electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el
número 18 del argón (Cl~~Cl). Es común representar un par de electrones compartido
por medio de un guión entre los átomos individuales: Cl~~Cl se escribe ClCl.
• Otros Elementos De Un Enlace
• Iones
• Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas
positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su
electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana
electrones se forman los llamados iones.
• Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo
o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo.
• En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y
en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.
• Elementos electropositivos y electronegativos
• Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder
electrones transformándose en cationes; a ese
• grupo pertenecen los metales.
• Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones
transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.
• Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema
periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada
período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose,
finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo.
• Electrones de valencia
• La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior,
que reciben el nombre de electrones de valencia.
• La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos
se introduce en la esfera electrónica del otro.
• Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene
dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran
estabilidad.
• Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el
que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.
• Valencia electroquímica
• Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un
átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es
1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.
• Esta Tabla Ejemplifica Los Tipos De Enlace
• 3. Valencia
• En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por
sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos.
Sólo los electrones del ‘exterior’ de un átomo pueden interaccionar con dos o más
núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
• El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o
grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos
un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos
electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro
para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases
nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho
electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases
nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de
valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue
enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
• El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los
elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el
hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones.
El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando
un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, HCl. El cloro, que originalmente
tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. Esos electrones de valencia
pueden representarse como: o . Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora
como o y o . Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones
de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los
compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras
electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la
parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de
estructuras de gases nobles.
• Soluciones
• Todas las soluciones están formadas por al menos un soluto y un solvente. Las
soluciones son mezclas homogéneas entre solutos y solventes. El soluto es el que se
disuelve en el solvente. El solvente debe encontrarse siempre en mayor cantidad,
excepto el agua.
• Conductibilidad
• Ningún solvente puro conduce la corriente eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la
corriente eléctrica, a menos que este en estado líquido. Pero una solución puede
conducir la corriente. Para que esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto
electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces iónicos no orgánicos) y por un
solvente polar como el agua, lo cual forma una solución electrolita.
• Las soluciones de Na Cl (sal común) o Cu SO 4 (sulfato cúprico) en agua conducen la
electricidad a toda su intensidad. Pero, el acido acetico o vinagre común (CH3-COOH)
al disolverse en agua produce iones los cuales pueden conducir la electricidad, pero
solo levemente.
• 4. Resonancia
• Una extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada resonancia, se encuentra
por ejemplo en los iones nitrato, NO3-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de
valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 +
(3 × 6) + 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis
electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse
un enlace covalente. Se sabe que el átomo de nitrógeno ocupa una posición central
rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis
aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se
observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que debe
haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los experimentos han demostrado
que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre
las observadas para los enlaces simples y los dobles en otros compuestos. La teoría
moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo Lewis,
proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones
deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.
• Definiciones
• Enlace químico: fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas.
Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de
atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros
átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos,
se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de
la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
• Enlace iónico: concepto de enlace químico. Enlace iónico. Estructuras cristalinas de
los compuestos iónicos. Límites de estabilidad. Energía de red. Ciclo de born-haber.
Propiedades generales de los compuestos iónicos.
• Enlace covalente: introducción. Teoría de Lewis. Teoría del enlace de valencia.
Carácter dirigido del enlace covalente. Orbitales híbridos. Resonancia. Teoría de
repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. Teoría de orbitales
moleculares. Moléculas diatómicas homo y heteronucleares. Transición entre el enlace
iónico y covalente: electronegatividad y polarización.
• Enlace metálico: propiedades generales de los metales. Estructuras de los metales.
Teoría de enlace. Conductores aislantes y semiconductores.
• Enlaces intermoleculares: evidencias. Enlaces por fuerzas de van del waals:
orientación, inducción y dispersión. Enlaces de hidrógeno. Propiedades de los
compuestos covalentes.
• Tipos de enlace
• En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:
• Enlace iónico, si hay atracción electrostática.
• Enlace covalente, si comparten los electrones.
• Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por
uno de ellos.
• Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los
átomos.
• 5. Conclusiones
• Bueno, como hemos visto al hacer jugo o endulzar al té se producen una serie de
reacciones químicas que nunca hubiéramos imaginado. Los enlaces, las soluciones, la
fractura de enlaces y la formación de otros, ¿quien lo hubiera imaginado? Pero ahora
que sabemos todo esto, cuando nos sentemos a tomarnos un té ya no se nos olvidara
pensar en esto.
• Bueno hasta aquí llega nuestro informe, y con estos ejemplos de lo aprendido
concluimos este informe:
Propiedades del enlace iónico
En los compuestos electrovalentes los puntos de fusión y ebullición son elevados.
Conducen la corriente eléctrica fundidos o en solución acuosa.
Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto iónico a partir de sus elementos hay
gran desprendimiento de calor.
Muchos son solubles en disolventes polares como el agua.
Formacion de un enlace ionico
Cuando se ponen en contacto, en las condiciones adecuadas, elementos de
electronegatividad muy diferentes, se produce una cesion de electrones del
elemnto menos electronegativo al mas electronegativo y se forman los
respectivos iones positivos y negativos.Este tipo de enlace suelen darse entre
elementos que estan a un extremo y otro de la tabla
Caracteristicas : Gran diferencia de electronegatividad
Carga pequena de los iones
Cation grande (ion positivo) y anion (ion negativo)pequeno
3.3.2 REDES CRISTALINAS
Redes de cristalinas
En geometría y cristalografía las redes de Bravais son una disposición infinita de puntos
discretos cuya estructura es invariante bajo cierto grupo de traslaciones. En la mayoría
de casos también se da una invariancia bajo rotaciones o simetría rotacional. Estas
propiedades hacen que desde todos los nodos de una red de Bravais se tenga la misma
perspectiva de la red. Se dice entonces que los puntos de una red de Bravais son
equivalentes.
Mediante teoría de grupos se ha demostrado que sólo existe una única red de Bravais
unidimensional, 5 redes bidimensionales y 14 modelos distintos de redes
tridimensionales.
La red unidimensional es elemental siendo ésta una simple secuencia de nodos
equidistantes entre sí. En dos o tres dimensiones las cosas se complican más y la
variabilidad de formas obliga a definir ciertas estructuras patrón para trabajar
cómodamente con las redes.
Para generar éstas normalmente se usa el concepto de celda primitiva. Las celdas
unitarias, son paralelogramos (2D) o paralelepípedos (3D) que constituyen la menor
subdivisión de una red cristalina que conserva las características generales de toda la
retícula, de modo que por simple traslación de la misma, puede reconstruirse la red al
completo en cualquier punto.
Una red típica R en tiene la forma:
donde {a1,..., an} es una base en el espacio Rn. Puede haber diferentes bases que
generen la misma red pero el valor absoluto del determinante de los Vector (espacio
euclídeo)vectores ai vendrá siempre determinado por la red por lo que se lo puede
representar como d(R).
Redes bidimensionales
Según los ángulos y la distancia entre los nodos se distinguen 5 redes distintas.
Redes tridimensionales
Cristal de sulfato de cobre. Se aprecia que el cristal no crece uniformemente sino que
existen planos que han crecido con mayor rapidez.
En función de los parámetros de la celda unitaria, longitudes de sus lados y ángulos que
forman, se distinguen 7 sistemas cristalinos.
Ahora bien, para determinar completamente la estructura cristalina elemental de un
sólido, además de definir la forma geométrica de la red, es necesario establecer las
posiciones en la celda de los átomos o moléculas que forman el sólido cristalino; lo que
se denominan puntos reticulares. Las alternativas son las siguientes:
• P: Celda primitiva o simple en la que los puntos reticulares son sólo los vértices del
paralelepípedo.
• F: Celda centrada en las caras, que tiene puntos reticulares en las caras, además de
en los vértices. Si sólo tienen puntos reticulares en las bases, se designan con las letras
A, B o C según sean las caras que tienen los dos puntos reticulares.
• I: Celda centrada en el cuerpo que tiene un punto reticular en el centro de la celda,
además de los vértices.
• C: Primitiva con ejes iguales y ángulos iguales ó hexagonal doblemente centrada en
el cuerpo, además de los vértices.
Combinando los 7 sistemas cristalinos con las disposiciones de los puntos de red
mencionados, se obtendrían 28 redes cristalinas posibles. En realidad, como puede
demostrarse, sólo existen 14 configuraciones básicas, pudiéndose el resto obtener a
partir de ellas. Estas estructuras se denominan redes de Bravais.
Sistema cristalino Redes de Bravais
triclínico
P
monoclínico
P C
ortorrómbico
P C I F
tetragonal
P I
romboédrico
(trigonal) P
hexagonal
P
cúbico
P I F
Base atómica
En el caso más sencillo, a cada punto de red le corresponderá un átomo, pero en
estructuras más complicadas, como materiales cerámicos y compuestos, cientos de
átomos pueden estar asociados a cada punto de red formando celdas unitarias
extremadamente complejas. La distribución de estos átomos o moléculas adicionales
se denomina base atómica y esta nos da su distribución dentro de la celda unitaria.
Existen dos casos típicos de bases atómicas. La estructura del diamante y la hexagonal
compacta. Para redes bidimensionales un caso ejemplar sería el grafito cuya estructura
sigue un patrón de red en panal.
Estructura a (r) Número de
coordinación Factor de
empaquetamiento Ejemplos
Cúbica simple (CS) a = 2r 6 0,52 Po
Cúbica centrada en el cuerpo (CC) a = 4r/√3 8 0,68 Fe, Ti, W, Mo, Nb, Ta, K, Na, V, Cr,
Zr
Cúbica centrada en las caras (CCC) a = 4r/√2 12 0,74 Cu, Al, Au, Ag, Pb, Ni, Pt
Hexagonal compacta (HC) a = 2r
c/a = 1,633 12 0,74 Ti, Mg, Zn, Be, Co, Zr, Cd
A pesar de la existencia de la nomenclatura española, la inglesa está mucho más
extendida. Los acrónimos ingleses son los siguientes.
sc: cúbica simple
bcc: cúbica centrada en el cuerpo
fcc: cúbica centrada en las caras
hcp: hexagonal compacta
3.3.2.1 ESTRUCTURA.
TIPOS DE ESTRUCTURAS
Son comunes tres estructuras de redes cristalinas en los metales:
Estructura cúbica centrada
Formada por un átomo del metal en cada uno de los vértices de un cubo y un átomo en
el centro. Los metales que cristalizan en esta estructura son: hierro alfa, titanio,
tungsteno, molibdeno, niobio, vanadio, cromo, circonio, talio, sodio y potasio.
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
Cada átomo de la estructura, está rodeado por ocho átomos adyacentes y los átomos
de los vértices están en contacto según las diagonales del cubo
Estructura cúbica centrada en las caras
Está constituida por un átomo en cada vértice y un átomo en cada cara del cubo. Los
metales que cristalizan en esta estructura son: hierro gama, cobre, plata, platino, oro,
plomo y níquel.
Estructura cúbica centrada en las caras
Cada átomo está rodeado por doce átomos adyacentes y los átomos de las caras están
en contacto.
Estructura hexagonal compacta
Esta estructura está determinada por un átomo en cada uno de los vértices de un prisma
hexagonal, un átomo en las bases del prisma y tres átomos dentro de la celda unitaria.
Cada átomo está rodeado por doce átomos y estos están en contacto según los lados
de los hexágonos bases del prisma hexagonal.
Los metales que cristalizan en esta forma de estructura son: titanio, magnesio, cinc,
berilio, cobalto, circonio y cadmio.
Estructura hexagonal compacta
Algunos metales sufren cambio de estructura a diferentes temperaturas como el hierro
que se presenta como cúbico centrado a temperatura normal pero cambia a centrado
en las caras a 912°C y vuelve a ser cúbico centrado a 1400°C; cuando un metal cambia
su estructura de esta manera se dice que es alotrópico.
CRISTALIZACION
El crecimiento de los cristales que se inicia en los centros o núcleos de cristalización en
el metal líquido, no puede ser uniforme a causa de los diferentes factores de la
composición del metal, la velocidad de enfriamiento y las interferencias que se producen
entre ellos mismos durante el proceso de crecimiento.
Modelo de cristalización en la solidificación de metales
La estructura final resultante está constituida por un agrupamiento de granos o cristales
de forma irregular pero guardando cada uno una orientación fija y bien determinada.
Estructura granular del acero al carbono, granos poligonales bien definidos
RESTRUCTURA ATOMICA PDF
3.3.2.2 ENERGÍA RETICULAR.
Energía reticular
Cristal de cloruro de sodio (NaCl).
La energía reticular o energía de red es la energía requerida para separar
completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. En otras
palabras, es la energía que se obtendría de la formación de un compuesto iónico a partir
de sus iones gaseosos. Muestra la estabilidad de la red cristalina. La energía reticular
presenta dimensiones de energía/mol y las mismas unidades que la entalpía estándar
(ΔHo), pero de signo contrario, es decir kJ\ /mol.
No es posible medir la energía reticular directamente. Sin embargo, si se conoce la
estructura y composición de un compuesto iónico, puede calcularse, o estimarse,
mediante la ecuación que proporciona el modelo iónico y que se basa entre otras leyes
en la Ley de Coulomb. Alternativamente, se puede calcular indirectamente a través de
ciclos termodinámicos.
[editar] Modelo iónico
El modelo iónico, es decir, el que considera al sólido iónico como formado por cationes
y aniones unidos por fuerzas electrostáticas, es un caso límite de enlace en sólidos y es
válido, solamente, cuando existe una gran diferencia de electronegatividad entre ambos
elementos.
En un sólido idealmente iónico, los electrones se encuentran completamente localizados
en los iones correspondientes y sujetos sólo a la influencia de sus núcleos respectivos.
No existe deslocalización de electrones como en el caso de los sólidos metálicos ni
compartición de los mismos como en los sólidos covalentes. Como consecuencia de
esta estricta localización de los electrones, los sólidos iónicos no conducen la corriente
eléctrica, por lo que son aislantes.
La ecuación que resulta de aplicar dicho modelo resulta ser:
Donde Na es el número de Avogadro, A la constante de Madelung, que varía
dependiendo de la estructura del compuesto iónico, Z + la carga del catión y Z − la carga
del anión, q la carga del electrón, ε0 la permitividad del vacío, d0 la distancia entre el
anión y el catión y n los exponentes de Born.
[editar] Ciclo de Born-Haber
Ciclo de Born–Haber para el NaCl.
La energía de red también se puede determinar experimentalmente de un modo
indirecto aplicando la ley de Hess, que es un caso particular del primer principio de la
termodinámica. En este caso se usa el llamado ciclo de Born-Haber que consiste en
evaluar un ciclo termodinámico que es el resultado de considerar, o bien la energía
puesta en juego en la formación del compuesto iónico sólido por un camino directo, es
decir, a partir de los elementos que forman el compuesto en su estado estándar, o bien
la energía transferida en la formación de dicho compuesto a partir de sus elementos en
estado estándar pero a través de un camino indirecto que comprende varias etapas:
1. Proceso de formación de átomos en estado gaseoso a partir de los elementos en su
estado estándar. En esta etapa generalmente habrá que tener en cuenta energías
asociadas a la sublimación, vaporización o disociación de los elementos que formarán
el compuesto iónico, y que dependerá del estado de agregación en el que estos se
encuentren.
2. Formación de los iones estables, que se encuentran en el retículo iónico, a partir de
los elementos en estado gaseoso. Están implicadas la energía de ionización y la afinidad
electrónica de dichos elementos.
Formación de la red cristalina a partir de los iones estables gaseosos. Es una energía
desprendida cuando se forma un compuesto iónico a partir de un metal y un no metal.
1.2.3 - Dopaje
Es posible variar el balance entre huecos y electrones en un cristal de silicio
totalmente puro (intrínseco), dopando este con otros átomos. Los átomos con
un electrón de valencia más que el silicio son utilizados para producir
semiconductores tipo N [Figura 5.a], mientras que los átomos con un electrón
de valencia menos se utilizan para producir semiconductores de tipo P [Figura
5.b].
Figura 5 –Dopado: a- tipo N, b-tipo P.
