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Dra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Enlace químico

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICA Dra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Concepto de enlace El enlace químico corresponde a la interacción entre

átomos a través de algunos o todos sus electrones externos.

Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Los electrones que participan en el enlace se denominan electrones de valencia.

La interacción hace que los átomos enlazados presenten mayor estabilidad que cuando no lo están (átomos separados).


Tipos de enlace


Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico

Tipos de enlace


Enlace iónico


Generalidades

La interacción entre un par de átomos que se enlazan puede ocurrir por:

Traspaso total de electrones de un átomo a otro => Enlace iónico

Electrones de valencia compartidos por parte de los átomos que se enlazan => Enlace covalente


Generalidades En el enlace iónico, un átomo dona electrones a

otro que los recibe. En el enlace covalente los átomos ponen a

disposición electrones para ser compartidos entre los átomos a enlazarse.

Estos dos tipos de enlaces corresponden a situaciones extremas de las interacciones entre átomos y por ello se los considera “modelos idealizados del enlace químico”.

En general el enlace químico es una mezcla de estos dos extremos


Simbolos de Lewis

Los símbolos de puntos o de electrón punto, llamados símbolos de Lewis son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces.

El símbolo de electrón punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento, mas un punto por cada, electrón de valencia.


Simbolos de Lewis El símbolo del elemento representa el núcleo y los

electrones internos, es decir, el interior del átomo. Los símbolos de Lewis se usan principalmente para los elementos de los bloques s y p

Ejemplo: El flúor, del grupo 17(o 7A), tiene siete electrones de valencia indicados por los 7 puntos:


Símbolos de Lewis Representación de los electrones de valencia como puntos

alrededor del símbolo químico del elemento:


Electrones de valencia Los electrones de valencia son los que se encuentran

alojados en el último nivel de energía y los que un átomo utiliza para combinarse con otros.


Regla del Octeto La estructura electrónica de los gases nobles es

particularmente estable. Al combinarse los átomos de los diferentes

elementos tratan de adquirir la estructura del gas noble más cercano: los de la izquierda de la tabla periódica pierden electrones,mientras que los de la derecha los ganan.


Regla del Octeto Todos los gases nobles excepto el He tienen una

configuración electrónica ns2np6.

Los átomos al unirse a otros tienden a ganar, perder o compartir electrones de manera tal de rodearse del mismo múmero de electrones que el Existen algunas excepciones a la regla del octeto.


Es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí.

Electronegatividad


Electronegatividad


Menor energía de ionización

Mayor afinidad electrónica

May

or a

finid

ad e

lect

róni

ca

Men

or e

nerg

ía d

e io

niza

ción

Mayor

electronegatividad

Menor electronegatividad


Polarizabilidad

Es la tendencia de la nube de electrones a deformarse respecto de su forma de equilibrio debido a fuerzas electrostáticas externas

Implica un desplazamiento de las cargas en presencia de un campo eléctrico externo.

La nube electrónica se reorienta de tal manera que el átomo se distorsiona ligeramente y pierde su simetría


Un átomo es altamente polarizable cuando su nube electrónica experimenta fácilmente grandes deformaciones, como ocurre cuando el orbital vacío o parcialmente ocupado de menor energía está próximo al orbital lleno de mayor energía.

La polarizabilidad de un átomo será alta si la separación entre sus orbitales fronteras es pequeña y por el contrario, será baja si dicha separación es grande.

Se llaman átomos o iones polarizantes a aquellos que pueden inducir grandes deformaciones en las nubes electrónicas de otros átomos o iones.

Polarizabilidad


Polarizabilidad CATIONES: a mayor carga y menor radio ⇒ más

polarizantes ⇒ enlace con mayor carácter covalente

ANIONES: a mayor radio ⇒ más polarizables ⇒ enlace con mayor carácter covalente


Polarizabilidad


Enlace iónico Es la fuerza de atracción electrostática que mantiene

unidos a los iones en un compuesto iónico. Como toda fuerza electrostática es NO DIRIGIDA. Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una

configuración electrónica más estable que se produce cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

La interacción hace que los átomos enlazados presenten mayor estabilidad que cuando no lo están (átomos separados).

En contraste con el enlace metálico, los iones de un sólido iónico se mantienen en su lugar muy rígidamente.


Enlace iónico Los electrones que participan en el enlace se

denominan electrones de valencia. Muchos de los compuestos iónicos están formados

por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxígeno ya que es característico entre elementos de baja energía de ionización y electroafinidad alta


Enlace iónico Los metales alcalinos y alcalinotérreos son los

elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxígeno los más adecuados para formar aniones.

Los átomos ACEPTAN y CEDEN electrones, no los comparten. Por lo tanto forman enormes

agregados de cationes y aniones que tienen una disposición espacial determinada.


Enlace iónico Una medida de la estabilidad de un sólido iónico es su

energía reticular, o energía de red cristalina del sólido, que se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.

NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hred =788 kJ/mol


Enlace iónico Ejemplo: reacción entre un átomo de litio y un átomo de

fluor para formar LiF con estructuras de Lewis

+×Li

Fórmula empírica: LiF

••

••

•••F

−

×++→+× ••

••

•••

••

••

••• F LiFLi


Enlace iónico Si el catión y el anión no tienen la misma carga, las

cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro.

−••

×•

•×

×•

+••

•

••

×

×

+→+

32 N 2 3MgN2Mg3

−••

••

••

×•

+••

••

••×

+→+

2

O 2LiOLi2 Li2O

Mg3N2


Propiedades de los compuestos iónicos En el estado sólido cada catión esta rodeado por un

número especifico de aniones y viceversa. Tienen temperaturas de fusión (mayor a 400 ºC) y de

ebullición muy altas, por lo tanto, a temperatura ambiente son sólidos. Esto se relaciona con que las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en estos compuestos iónicos son muy fuertes.

En estos compuestos la diferencia de electronegatividad es grande

ΔElectron > 1,7 ⇒ enlace predominantemente iónico


Propiedades de los compuestos iónicos Son muy duros, entendiendo por dureza como capacidad

de un material para rayar a otro y no ser rayado (enorme fortaleza de este tipo de enlace, resulta muy difícil separar los iones).

Son muy frágiles, cualquier pequeño golpe los hace fracturarse. Un pequeño golpe puede hacer desplazar una capa de iones sobre otras, haciendo que los iones de igual signo acaben enfrentados, y que prevalezca en estas circunstancias las fuerzas repulsivas.


Propiedades de los compuestos iónicos

En estado sólido son malos conductores de la electricidad.

Conducen la electricidad, al estado fundido ya que las cargas dejan de ocupar posiciones fijas y pasan a estar en movimiento

Son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas también conducen la electricidad, debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes.


Enlace covalente


Valencia y no oxidación El número de oxidación se define como la carga aparente (puede

que no sea real) con la que dicho átomo está funcionando en un compuesto, puede ser positivo, negativo, cero, entero y fraccionario.

En general, no representa la carga eléctrica real de un átomo en un compuesto, Para determinarlo, todos los electrones compartidos se cuentan para el átomo más electronegativo, y por lo tanto “exageran” la electronegatividad.

Por ejemplo, en el NO y en el CaO el número de oxidación del oxígeno es –2. Pero en NO no existe una carga real de –2 en el átomo de oxígeno, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente (débilmente polar). En cambio, en CaO sí hay cargas reales, porque es un compuesto iónico.


Valencia y no oxidación Ambos conceptos tienden a confundirse porque

están relacionados con el enlace químico. Ádemás, el número de oxidación en muchos casos

es la valencia con signo positivo o negativo según tome o ceda electrones en el enlace.

Es un concepto fundamental en Qca Orgánica La Química Cuántica prescinde de estos

conceptos, al no asignar los electrones a ningún átomo en particular. De hecho, considera a la molécula como un "todo" formado por protones y electrones.


Valencia y no oxidación

La definición de valencia de un elemento en un compuesto (más extendida) es el número de átomos de hidrógeno que se combinan con un átomo de dicho elemento, y por lo tanto la valencia siempre es un número natural.

También se asocia al número de electrones que comparte un átomo.

El concepto de valencia resulta útil en la formulación de compuestos binarios, mientras que el número de oxidación lo es en compuestos de tres o más elementos.


Valencia y no oxidación Veamos como ejemplo cuatro compuestos de carbono:

En todos el carbono presenta invariablemente valencia 4 (en las moléculas, el carbono se combina con otros cuatro átomos). Sin embargo, el número de oxidación del carbono es distinto en cada compuesto.

CH4 CH3Cl CH2C CCl4

En todos ellos, el hidrógeno tiene estado de oxidación +1, y el cloro -1. Dado que la molécula es neutra, el carbono tiene distintos estados de oxidación

En todos ellos, el hidrógeno tiene estado de oxidación +1, y el cloro -1. Dado que la molécula es neutra, el carbono tiene distintos estados de oxidación (-4, -2, 0 y +4 respectivamente)

CH4 CH3Cl CH2Cl2 CCl4

CH4 CH3Cl CH2Cl2 CCl4

H: +1, C: -4 H: +1, Cl -1, C: -2 H: +1, Cl -1, C: 0 Cl -1, C: +4


Enlace covalente Resulta de compartir los electrones

Ejemplo: Formación de la molécula de flúor (F2)

Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia. Cuando 2 átomos forman una molécula comparten un par de electrones


Dos tipos de sustancias covalentes Sustancias covalentes moleculares, que existen como

moléculas independiente Temperaturas de fusión y ebullición bajas. A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, y en estado

sólido son blandos Son aislantes de corriente eléctrica y calor. Pueden ser solubles en disolventes polares o en disolventes apolares

Sólidos de red covalente, que son grandes agregados de átomos unidos por enlaces covalentes (ejemplo: diamante, grafito, cuarzo) Elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Sólidos muy duros (excepto el grafito). Aislantes (excepto el grafito) . Son insolubles


Tanto el carbono-diamante como el carbono-grafito son sólidos atómicos covalentes, macromoleculares.

En el carbono-diamante hay una gran red tridimensional de tetraedros, en los que los C utilizan sus 4 electrones desapareados para enlazarse con otros C tetraédricos similares, no quedando electrones libres.

Sin embargo en el Carbono-grafito, los carbonos no son tetraédricos, sino triangulares planos, utilizando cada carbono tres de sus 4 electrones, quedando uno libre. Así, el Carbono-diamante es una gran red tridimensional de teatredros y el Carbono-grafito está formado por capas planas de triángulos.

Debido a esto, por quedar electrones libres en el Carbono-grafito, éste puede conducir la corriente eléctrica.

OPC.


Tipos de enlace

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/metalico.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/covalente.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm





Teoría de Lewis del enlace covalente En 1916 G. Lewis propone que el enlace

covalente se produce compartiendo dos electrones, teoría que es apoyada por el principio de Pauli.

Ej. Molécula de H2


H + H →H2


H H ••


Regla del Octeto En la formación de enlaces covalentes los átomos

tratan de completar sus octetos compartiendo pares de electrones


Enlaces múltiples Enlace simple: dos átomos comparten UN par de

electrones. Se dice que el orden de enlace es 1

Enlace doble: dos átomos comparten DOS pares de electrones. Orden de enlace 2

Enlace triple: dos átomos comparten TRES pares de electrones. Orden de enlace 3

Un enlace triple es más fuerte que uno doble y éste que uno simple


Energía de disociación de enlace (D) Energía necesaria para romper un mol de enlaces

- Energías de disociación C-H entre 375 y 435 KJ/ mol - La energía de enlace es casi constante (propiedad intrínseca de los dos átomos unidos y poca influencia del entorno )


Energía y longitud de enlace

Longitud de enlace: distancia entre los centros de los átomos unidos por un enlace covalente.


Estructuras de Lewis


Reglas

1. Elegir el átomo central (en general es el menos electronegativo). ¡Nunca H!

2. Distribuir los otros átomos alrededor del central (en general de manera simétrica).

3. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. 4. Formar una unión simple entre los átomos (2 electrones). 5. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo

central. 6. Colocar los electrones que sobren en los átomos que

rodean al átomo central 7. Sino alcanzan los electrones,hacer uniones múltiples.


El C es el átomo central Los Cl se sitúan alrededor de éste El C tiene 4 electrones de valencia y cada Cl tiene 7

electrones de valencia. Así hay 4 + (4x7) = 32 electrones de valencia para acomodar entre los átomos (16 pares).

Formaremos una unión covalente simple entre el átomo de carbono central y cada átomo de cloro.

Los electrones remanentes serán dispuestos como pares solitarios.

Ejemplo 1: tetracloruro de carbono (CCl4)


El N es el átomo central Los H se sitúan alrededor de éste Nro de e- de valencia: 5 + 3x1 = 8 (4 pares) Enlaces simples Completar los e- que faltan (en este caso 2, que

son un par no compartido del N)

Ejemplo 2: amoníaco (NH3)


El C es el átomo central Los O se sitúan alrededor de éste Nro de e- de valencia: 4 + 2x6 = 16 (8 pares) Enlaces simples Completar los e- que faltan (en este caso 12)

Ejemplo 3: dióxido de C (CO2)

Pero… el C no completó sus 8 electrones !!! Entonces: Enlaces dobles


Polaridad de enlaces covalentes Indica que los electrones del enlace son más atraidos por uno de los dos átomos

Moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2,, etc.) presentan enlace covalente NO POLAR

Moléculas diatómicas heteronucleares (HF, NO,, etc.) presentan enlace covalente POLAR

Enlace compuesto por dos átomos distintos: → diferencia de electronegatividades

→ polaridad


Polaridad de enlaces covalentes

Transición gradual de modelo iónico a covalente

enlace iónico: ΔEN > 1,7 enlace covalente polar: 0 < ΔEN < 1,7 enlace covalente no polar: ΔEN = 0


Enlaces polares Los electrones de enlace pueden estar más

cerca de un núcleo que del otro cuando los átomos que se combinan no son iguales:

La diferencia de electronegatividad da lugar a un enlace polar.

La densidad electrónica es mayor sobre el flúor que sobre el hidrógeno: en enlace es polar (dipolo)

H +δ F -δ


Momento dipolar El momento dipolar (μ) mide la intensidad del

dipolo. Numéricamente es el producto entre la carga y la distancia que separa los núcleos:

μ = q * r

Se indica con un vector con origen en el centro de carga positiva: Moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2, F2): no

poseen momento dipolar. Moléculas diatómicas heteronucleares (HF, HCl, CO, NO):

generalmente poseen momento dipolar

Q es el valor de la densidad de carga. La unidad más común de medida es el debye = 3,34 10-30 Coulomb* metro


Distribución de densidades electrónicas calculadas para F2 y HF. Las regiones con densidad electrónica relativamente baja se muestran en azul; las de densidad electrónica relativamente alta en rojo.


HF HCl HBr HI


μ de moléculas poliatómicas Tener en cuenta 1) La diferencia de electronegatividad para cada

enlace 2) La geometría tridimensional de la molécula


Enlace polar vs molécula polar En general el enlace entre átomos distintos es polar. Sin embargo, para moléculas con más de una región

de enlace, enlaces polares no implican molécula polar y se debe analizar la geometría: ej. los dipolos de enlace en el CO2 se cancelan entre sí porque la molécula de CO2 es lineal.


Limitaciones a las Estructuras de Lewis

Resonancia y excepciones


Limitaciones de estructuras de Lewis Las estructuras de Lewis no dan información de la

forma de las moléculas. Tampoco sirven en general para determinar si la especie química existe.

La forma de las moléculas está determinada por los ángulos de enlace.

Ejemplo: molécula de CCl4, experimentalmente se encuentra que los ángulos de enlace Cl-C-Cl son todos iguales y de 109,5°

¿Puede ser plana la molécula de CCl4?


Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Se asume que los electrones de valencia se repelen entre sí. La forma o geometría tridimensional (3D) de la molécula será la que hace mínima las repulsiones.

Ó TREPEV (teoría de repulsión de los pares electrónicos de valencia)


La polaridad de una molécula depende de su geometría.


En el agua la molécula no es lineal y los dipolos de enlace no se cancelan.

La molécula de agua es polar.

Agua (H2O)


TRPEV Teoría de Repulsiones de Pares de Electrones de Valencia

Sirve para predecir Geometría Molecular SIN usar orbitales

PASOS A SEGUIR - Se realiza la estructura de Lewis - Se cuentan las densidades electrónicas (pares libres, enlaces). - Cada par libre se cuenta como una densidad electrónica lo mismo que cada enlace independientemente que sea simple, doble o triple - Se distribuyen en el espacio de la forma más simétrica posible - Si las densidades electrónicas son de distinto tipo, se ajustan los ángulos de acuerdo al siguiente orden de repulsión creciente: enlace-enlace < enlace-par libre < par libre-par libre - Dentro de los enlaces, los múltiples repelen más que los simples


Resonancia Existen moléculas que pueden tener varias

estructuras equivalentes sin que se pueda dar preferencia a una sobre las demás

Típicamente, son estructuras donde los enlaces múltiples pueden ubicarse en forma equivalente entre distintos pares de átomos.

+

O O O

Estructura I

-

O O O

Estructura II

+ - OO

O


OO

OO

OO

Molécula de ozono


Resonancia Estructura de Lewis del ión nitrato (NO3

-)

Sin cambiar los átomos,hay más de una forma de distribuir los electrones y todas tienen la misma energía !!!

Experimentalmente no se observan enlaces diferentes ⇒ RESONANCIA La estructura real de la molécula es un híbrido de

resonancia entre las tres. OPC.


Resonancia La resonancia es una combinación de estructuras

con el mismo arreglo de átomos pero diferentes arreglos de electrones.

Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda la molécula y da como resultado una energía más baja.

Híbrido de resonancia: estructura combinada de las estructuras de

Lewis participantes.

OPC.


Excepciones - Octeto incompleto El boro el berilio y otros elementos forman

compuestos sin que se cumpla la regla del octeto. El boro tiene 6 electrones en su última capa en

lugar de 8 cuando forma enlaces covalentes.

F

B F F

OPC.


Excepciones - Octeto ampliado La regla del octeto se basa en que el último nivel la

configuración más estable es s2p6 pero a partir del tercer nivel existen otros orbitales como el d o f a los que se pueden promocionar electrones.

En estos casos se obtienen estructuras que aunque no tienen configuración de gas noble, también son estables

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

OPC.


Excepciones - Radicales Un radical es un fragmento de molécula con

algún electrón desapareado. Dos radicales importantes son el metilo y el

hidroxilo

C H

H

H

O H

OPC.


Carga Formal

Los electrones libres (no compartidos) le corresponden exclusivamente al átomo que los posee.

Los electrones compartidos se dividen por partes iguales entre los átomos unidos.

Elimina la polaridad de los enlaces

Es la carga parcial de un átomo en una molécula, asumiendo que los electrones del enlace químico se comparten por igual sin consideraciones de electronegatividad relativa

Cargas formales más pequeñas ⇒ estructura más estable.

Carga formal = V - ( L + C/2)

Electrones de valencia del

átomo libre

Electrones presentes como

pares libres

Electrones compartidos

OPC.


Carga Formal Calcular la carga formal en el dióxido de carbono 1.- Estructura de Lewis 2.- Elegir un átomo 3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia del átomo libre

(V), electrones presentes como pares libres (L) y electrones compartidos (C).

Calcular la carga formal = V - ( L + C/2)

O 1: CF = 6 - ( 4 + 4/2) = 0 C : CF = 4 - ( 0 + 8/2) = 0 O 2: CF = 6 - ( 4 + 4/2) = 0

OPC.


¿Qué pasa si son posibles varias estructuras de Lewis? ¿Cómo decidimos cuál es la más adecuada?.

OPC.

La estructura de Lewis más estable será aquella en la que: (1) los átomos tengan la carga formal más cercana a cero y (2) las que poseen las cargas negativas sobre los átomos más electronegativos.

Ejemplo: SO42- (32 e de

valencia)


Carga Formal Estructura más adecuada del ión tiocianato NCS-

Carbono, 4 - 4 = 0 Nitrógeno, 5 – 6 - 1 = -2 Azufre, 6 – 6 - 3 = +1

Carbono, 4 - 4 = 0 Nitrógeno, 5 – 4 - 2 = - 1 Azufre, 6 – 4 - 2 = 0

Carbono, 4 - 4 = 0 Nitrógeno, 5 – 2 - 3 = 0 Azufre, 6 – 6 - 1 = - 1

OPC.


Enlace metálico


Enlace metálico Es un enlace fuerte, característico de los elementos

metálicos que se forma entre elementos de la misma especie.

Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones,

Esto genera los núcleos queden rodeados de electrones y que el sólido metálico se represente como un conjunto de cationes metálicos en un “mar de electrones de valencia” que se comparten.


Enlace metálico Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos

que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que, entre los distintos átomos que los componen, hay enlaces más fuertes.

La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal.


Enlace metálico El enlace metálico se representa con un cristal metálico,

constituido por un conjunto ordenado de átomos de elementos metálicos ordenados en el espacio


Enlace metálico

Los cationes (formados por el núcleo del átomo y los electrones que no participan del enlace) se encuentran en posiciones fijas, los electrones de valencia se mueven entre ellos sin pertenecer a ningún átomo en particular, distribuidos de manera uniforme en toda la estructura.

El conjunto de electrones deslocalizados se comporta como una verdadera nube de electrones y también se los denomina “gas de electrones”.


Modelo del mar de electrones


Enlace metálico La presencia de estos electrones de valencia que

no pertenecen a ningún átomo en particular sino a todos los cationes del cristal, anula prácticamente las fuerzas repulsivas de los cationes e incrementa la estabilidad del sistema.

El enlace metálico puede considerarse como la acción estabilizante de los electrones de valencia deslocalizados entre los cationes.


Enlace metálico El enlace metálico explica muchas características físicas de

metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).

La fuerza aplicada desplaza las capas de cristal pero no cambia la atracción entre las capas. El metal cambia de forma sin romperse


Para y diamagnetismo Las sustancias que contienen electrones desapareados son débilmente

atraidas por los campos magnéticos, y se las denomina paramagnéticas

En contraste, aquellas en las que todos los electrones están apareados son débilmente repelidas por los campos magnéticos y se las denomina diamagnéticas

OPC.

Este efecto puede ser medido suspendiendo tubos llenos de sustancias en balanzas y luego colocándolos bajo el efecto de un electroimán, cuando se inicia la corriente, las sustancias paramagnéticas, como el sulfato de cobre (II) son atraidas hacia el campo.

El paramagnetismo se incrementa (por mol), cuando se incrementa el número de electrones desapareados en la sustancia. Muchos metales de transición o iones son paramagnéticos


Ferromagnetismo Los metales de la “triada del hierro”, Fe, Co y Ni son

los únicos elementos libres que exhiben ferromagnetismo.

Es un fenómeno físico en el que se produce ordenamiento magnético de todos los momentos magnéticos de una muestra, en la misma dirección y sentido.

Esta propiedad es mucho más fuerte que el paramagnetismo (varios miles de veces), y le permite a una sustancia magnetizarse permanentemente cuando se la coloca en un campo magnético

OPC.


Para que exista el ferromagnetismo los átomos deben tener un tamaño tal que permita que los electrones desapareados de los átomos adyacentes interactúen cooperativamente con los restantes, sin llegar a aparearse.

Generalmente, los ferromagnetos están divididos en dominios magnéticos, separados por superficies conocidas como paredes de Bloch. En cada uno de estos dominios, todos los momentos magnéticos están alineados, pero para que el material se vuelva ferromagnético la interacción debe extenderse por todo el sólido.

OPC.


Al someter un material ferromagnético a un campo magnético intenso, los dominios tienden a alinearse con éste, de forma que aquellos dominios en los que los dipolos están orientados con el mismo sentido y dirección que el campo magnético inductor aumentan su tamaño. Este aumento de tamaño se explica por las características de las paredes de Bloch, que “avanzan” en dirección a los dominios cuya dirección de los dipolos no coincide; dando lugar a un monodominio.

Al eliminar el campo, este dominio permanece durante cierto tiempo.

OPC.


Todos estos materiales cristalinos que presentan ferromagnetismo, solo lo hacen hasta cierta temperatura (temperatura de Curie), por encima del cual dejan de exhibir la magnetización espontánea (efecto piezoeléctrico)

El ferromagnetismo no es una propiedad que depende unicamente de la composición química de un material, sino que también depende de su estructura cristalina y su organización microscópica.

El acero eléctrico, por ejemplo, es un material cuyas propiedades ferromagnéticas han sido optimizadas para hacer uso de ellas en aplicaciones Sin embargo hay aleaciones ferromagnéticas de metal, cuyos componentes no son ferromagnéticos, o existen aleaciones no magnéticas, como muchos tipos de acero inoxidable, compuestas casi exclusivamente de metales ferromagnéticos.

OPC.


Aleaciones Las aleaciones son mezclas de más de un elemento

con propiedades metálicas. Cada metal y sus aleaciones tienen distintas

propiedades físicas. Existen aleaciones homogéneas y heterogéneas A su vez las aleaciones homogéneas se dividen en:

• Aleación de sustitución: el segundo componente de la mezcla reemplaza al primero ocupando sus posiciones. Los elementos deben tener tamaños similares.

• Aleaciones intersticiales: el segundo componente ocupa huecos o intersticios dejados por el primer componente. Uno de los elementos debe tener un radio mucho menor que el otro.

OPC.


Aleaciones Las aleaciones son mezclas de más de un elemento

con propiedades metálicas. Cada metal y sus aleaciones tienen distintas

propiedades físicas. Existen aleaciones homogéneas y heterogéneas A su vez las aleaciones homogéneas se dividen en:

• Aleación de sustitución: el segundo componente de la mezcla reemplaza al primero ocupando sus posiciones. Los elementos deben tener tamaños similares.

• Aleaciones intersticiales: el segundo componente ocupa huecos o intersticios dejados por el primer componente. Uno de los elementos debe tener un radio mucho menor que el otro.

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