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Igualmente podemos definir energía reticular a la energía necesaria para

separar totalmente los iones que forman una red cristalina hasta una

distancia infinita.

 

0

21

d

qqKU

12/04/230

21

d

qqKU

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Ej.: El enlace en la molécula de agua.

Estructuras de Lewis

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Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de

Lewis de los elementos participantes:

Cada par de electrones de enlace se puede representar por una línea:

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a) Se dibuja la estructura de Lewis.

b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del

átomo central y se colocan de forma que minimicen las

repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)

c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la

importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no

enlace.

PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE

PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace

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Nº de pares de

e- Geometría

Ángulo de enlace

2 (AX2) Lineal 180o

3 (AX3)Trigonal Planar

120o

4 (AX4) Tetraédrica 109.5o

5 (AX5)Bipirámide

Trigonal90o / 120o

6 (AX6) Octaédrica 90o

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angular

12/04/23angular

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Un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos

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Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:

1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular

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En promedio, la distribución de cargas es simétrica y no hay momento dipolar

Ejemplo: F2, Cl2, Br2, I2

Si dos partículas (átomos o moléculas) están

suficientemente cercanas, las fluctuaciones de las nubes

electrónicas se pueden influir mutuamente, oscilando en sincronía y creándose una

atracción entre las partículas.  

 

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Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre

moléculas no polares.

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Las fuerzas puente hidrógeno son 10 veces más intensas que las dipolo

permanente y estas son 10 veces más intensas que las fuerzas de

London.Las fuerzas intermoleculares son las responsables de mantener unidas

a las moléculas cuando una sustancia molecular se encuentra en el

estado líquido o sólido.

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En cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que

indica un alto grado de atracción intermolecular. En la figura se

puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 ºC más alto de

lo que cabría predecir si no hubiera puentes de hidrógeno.

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• Las sustancias polares, debido a las interacciones dipolo-dipolo,

tienen mayor fuerza de cohesión entre sus moléculas, por lo que

tienen T.F. y T.E. mayores que las sustancias apolares. Algunas, como

el agua, son líquidas a

temperatura ambiente. Otras pueden ser incluso sólidas, pero con

puntos de fusión bajos.

- Malos conductores del calor y la corriente eléctrica.

- Solubilidad:

• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares (agua,

alcohol) e insolubles (o poco solubles) en disolventes apolares.

• Las sustancias apolares son solubles en disolventes apolares

(aceites, hidrocarburos) e insolubles (o poco solubles) en disolventes

polares.

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Prueba a unir átomos con la siguiente animación

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Todos los átomos se ionizan

quedando cargados positivamente y

se ordenan en el espacio formando un

cristal. Los electrones procedentes de

la ionización se mueven entre los

cationes.

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Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las

propiedades de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones,

principalmente en la explicación de la diferente conductividad de

algunos metales.

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Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman una

banda en la que los niveles de energía, como se ha dicho

anteriormente, están muy próximos. En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los

electrones de la capa de valencia que se denomina "banda de valencia" y

otra que se llama "banda de conducción" que es la primera capa vacía.

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