Ingeniería Electromecánica

Química

Trabajo: Unidad 3

Rivera Granados Ramiro Marin

Matricula 11250038

Semestre: agosto – diciembre 2011

Profesor: Rodríguez Mendoza Cándido

UNIDAD 3 ENLACES QUIMICOS

3.1 INTRODUCCIÓN

Los electrones de valencia de los átomos, son los que forman los enlaces.

Los átomos que tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones con carga positiva.

Los átomos que tienen 5, 6 o 7 electrones de valencia pueden ganar electrones para alcanzar la configuración estable de ocho electrones en su nivel de energía más elevado y por ello se convierten en iones con carga negativa.

3.1.1 ENLACE QUÍMICO

Es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos y hace que funcione como unidad.

3.1.2 CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS

Enlace Covalente No polar Polar Coordinado o Dativo

Enlace Iónico

Enlace Metálico

Puente de Hidrógeno

3.1.3 ESTRUCTURAS DE LEWIS, REGLA DEL OCTETO

El concepto de enlace covalente o por par de electrones fue introducido por primera vez por el Químico Físico estadounidense G. N. Lewis en 1916.

Señaló que los átomos, al compartir electrones, pueden adquirir una configuración de gas noble, estable.

ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS

1.- Dibujando una estructura básica para la molécula o ión, uniendo los átomos por medio de enlaces sencillos.

2.- Conteo del número de electrones de valencia de los átomos.

3.- Descontar dos electrones de valencia por cada enlace sencillo. Distribuir los electrones restantes en forma de pares compartidos de modo que cada átomo tenga 8 electrones si es posible.FORMAS DE RESONANCIA

1.- Las formas de resonancia no denotan diferente tipo de molécula.

2.- Las formas de resonancia se pueden prever cuando sea posible escribir, para la misma geometría atómica, 2 o más estructuras de Lewis que sean casi igualmente admisibles.

3.- Al escribir las formas de resonancia, solo pueden desplazarse los electrones, no los átomos.

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

Aunque la mayor parte de las moléculas e iones poli atómicos cumple con la regla del octeto, hay algunas especies conocidas que no la cumplen, las cuales son:

a) Átomos con menos electrones de un octeto. Los átomos que poseen menos de cuatro electrones de valencia, al compartirlos para formar enlaces covalentes pueden tener menos de 8 electrones.

b) Átomos con más de 8 electrones.

c) Moléculas con número impar de electrones de valencia. En especies con un número impar de electrones es imposible escribir estructuras de Lewis en que cada átomo obedezca la regla del octeto.

3.2.1 ENLACE COVALENTE

Este tipo de enlace se efectúa entre átomos de alta electronegatividad.

Se distinguen tres tipos de covalencia:

No polar: Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace es cero; es decir cuando el enlace o enlaces son del mismo elemento.

Polar: Cuando los átomos que forman el enlace tienen valores de electronegatividad muy distintos.

Coordinado: Cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos, pero el segundo los acomoda en un orbital vacío.

3.2.1.1 ENLACE DE VALENCIA

En este método se supone que cuando dos átomos se acercan lo suficiente, sus orbitales atómicos están en una posición adecuada para superponerse. Un par electrónico puede ocupar estos orbitales de superposición para formar un enlace covalente.

Los Postulados de la Teoría son los siguientes:

1.- A mayor superposición de los orbitales atómicos, más estable es el enlace resultante.

2.- Para formar orbitales con mayor capacidad de superposición, es posible para los orbitales atómicos de un átomo dado combinarse para formar un número igual de orbitales.

3.- Cuando un átomo dado forma más de un enlace covalente con otros átomos, los ángulos de enlace deberían corresponder a los ángulos entre los orbitales que se usan para el enlace.

4.- Al compartir un par electrónico entre dos átomos en un conjunto de orbitales de superposición resulta un enlace simple, mientras que cuando se comparten dos o tres pares en dos o tres conjuntos de orbitales de superposición, respectivamente resulta un enlace doble o triple.

3.2.1.2 ORBITAL MOLECULAR

*El método del orbital molecular empieza con la superposición que los electrones en las moléculas están en orbitales que pertenecen a la molécula en conjunto.

*En seguida se efectúan combinaciones apropiadas de orbitales atómicos.

*Los resultados de tales cálculos pueden visualizarse por medio de representaciones de superficies de contorno de los orbitales moleculares.

Un orbital molecular representa una probabilidad mayor de encontrar los electrones entre los núcleos.

Esta posición produce atracción y el orbital es así un orbital molecular enlazante.

El segundo orbital molecular construido a partir de dos orbitales representa la densidad de probabilidad que tiene un plano nodal entre los núcleos. Este tipo de orbital molecular es antienlazante.

ORBITALES MOLECULARES DE ENLACE Y ANTIENLACE

Un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.

Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo engendraron.

La colocación de electrones en orbitales moleculares de enlace produce un enlace covalente estable mientras que la ubicación de electrones en orbitales moleculares de antienlace da por resultado enlaces inestables.

REGLAS QUE GOBIERNAN LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS MOLECULARES

1.- El número de orbitales moleculares que se forman es siempre igual al número de orbitales atómicos que se combinan.

2.- Entre más moléculas de enlace, menos estable será el correspondiente orbital molecular de antienlace.

3.- En una molécula estable, el número de electrones en los orbitales moleculares de enlace es siempre mayor que el de los orbitales moleculares de antienlace.

4.- Al igual que en un orbital atómico, cada orbital molecular acomoda únicamente dos electrones con espín opuesto de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli.

5.- Cuando se agregan los electrones a los orbitales moleculares de la misma energía, la distribución más estable es la predicha por la regla de HUND, esto es; los electrones ocupan estos orbitales con espines paralelos.

3.3 ENLACE IÓNICO

Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no metales; por transferencia de electrones del átomo metálico al no metálico mas electronegativo.

ENERGÍAS DE IONIZACIÓN

Es la cantidad de energía necesaria para desalojar el electrón en el orbital más alto de un átomo gaseoso o ión en estado fundamental. Al separar el electrón de un átomo, este se convierte en ión positivo.

TENDENCIAS OBSERVADAS EN LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Cuanto más elevado en energía es un orbital electrónico, menor es la cantidad de energía que se necesita añadir para la ionización de un electrón de ese orbital.

El elemento de la carga nuclear causa un aumento en la atracción de Coulomb entre los electrones y el núcleo.

Como consecuencia, se requiere más energía para ionizar cada elemento sucesivo.

ANÁLISIS POR DIFRACCIÓN DE RAYOS X

Cuando a un cristal se le hacen pasar rayos X. Estos son difractados en ángulos definidos y estos rayos difractados se pueden detectar en una placa fotográfica, entonces el ángulo de difracción puede ser medido para saber la distancia interplanares en un cristal.

La totalidad del cristal constituye una macromolécula, su fórmula es empírica solamente representa un enlace iónico.

3.4 ENLACE METALICO

El enlace metálico es la existencia de iones positivos en un “Mar o gas electrónico” debido a la movilidad de los electrones.

Este enlace se presenta en los metales y aleaciones al constituir cristales metálicos.

Su naturaleza es una red cristalina de iones metálicos y en ella los electrones de valencia se intercambian rápidamente.

Sus propiedades son puntos de fusión y ebullición generalmente elevados, brillo metálico, tenacidad, dureza, maleabilidad, ductibilidad, alta conductividad térmica y eléctrica.

En la aplicación en la industria: tiene aplicación como cables y alambres.

En un metal, los átomos no se enlazan entre sí intercambiando o compartiendo un electrón para formar una molécula.

Dentro de todo esto, se considera al radio iónico; que es el tamaño aproximado de un ión o volumen de un ión. Y se mide en amstrons.

El científico inglés William Bragg (1862-1942) estudio los rayos X y demostró que la medición de la difracción de rayos X al pasar por los cristales iónicos podía servir para calcular la distancia entre los iones del cristal.

PUENTE DE HIDROGENO

El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial

3.4.1 CONDUCTORES, AISLADORES Y SEMICONDUCTORES

La frontera de separación entre ellos es arbitraria pero generalmente se consideran conductores aquellas cuya resistividad eléctrica vale 10 ‾6 ohms-cm. o menos, semiconductores cuando su valor cae en el intervalo aproximadamente de 10‾2 a 10 ohms-cm y aislador cuando es mayor.

Aislantes:Elementos con 5 o más electrones en su última capa son buenos aislantes (tienden a captar electrones y no a cederlos).Conductores:Los átomos con cuatro electrones de valencia.

TEORÍAS DE LAS BANDAS

Cristales metálicos. La imagen más sencilla de un cristal metálico presenta a los iones positivos situados en los puntos de la red y a los electrones de valencia dispersos en el cristal formando un todo.

TEORÍA DE BANDAS EN LOS SÓLIDOS

Se ha hecho notar que algunos tipos de cristales son malos conductores de la electricidad, en tanto que los cristales metálicos son muy buenos conductores.

En un sólido, las bandas de energía se componen de un gran número de niveles de energía muy poco separados, formados por la combinación de orbitales atómicos procedentes de cada uno de los átomos dentro de la substancia.

Nota: No todos los sólidos entran dentro de estas clasificaciones ya que hay sólidos que cumplen con estas características deberemos tomar en cuenta que para se conductor y semiconductor estaremos hablando de cristales metálicos.

FUERZAS INTRAMOLECULARES

Estas fuerzas atractivas que mantienen unidos a los átomos o a los iones que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera estable, de tal manera de formar un enlace químico

FUERZAS INTERMOLECULARES

Las fuerzas de atracción entre las moléculas, llamadas “Fuerzas Intermoleculares”, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases.

Las fuerzas intermoleculares que conducen a la atracción se deben a tres acciones.

Orientación: El efecto de orientación presente solo en moléculas con dipolos eléctricos permanentes, surge de las atracciones y orientaciones que aquellos dipolos ejercen entre sí.

Inducción: La presencia de dipolos permanentes causa polarización en las moléculas vecinas y por tanto dipolos inducidos. La interacción de los dipolos inducidos y permanentes conduce a una fuerza atractiva.

Dispersión: Debido a las vibraciones de las nubes de electrones con respecto a los núcleos de los átomos en una molécula se adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido.

3.4.1.1 ECUACIÓN DE VAN DER WAALS

Es válida en un intervalo de presiones más amplio que la ley de los Gases Ideales y es más exacta.(p + n²a) (V – nb) = Nrt v²

Donde:p = PresiónV = VolumenT = Temperaturan = Molesb = Volumen efectivo de las moléculas en un mol de gasa = Constante de cada gas e independiente de la presión y la temperaturaR = Constante 0ºC

El punto de fusión de una substancia es la temperatura a la cuál existe un equilibrio entre el estado cristalino de alta ordenación y el estado líquido más desordenado.

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor líquido es igual a la presión de la atmósfera que se encuentra sobre él, por esta razón, los puntos de ebullición de los líquidos dependen de la presión.

El punto de ebullición estándar de un líquido es un punto de ebullición a una atmósfera.

3.5 Redes cristalinas y estructura

La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios. Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuidas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales.

Los cristalografos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad.

Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación que podemos definir como el número de iones de un signo que rodean a un ion de signo opuesto. Podrán existir, según los casos, índices diferentes para el catión y para el anión. El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores: • Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida en espacio de la red. • Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la electro neutralidad del cristal.

La mayor parte de los sólidos de la naturaleza son cristalinos lo que significa que los átomos, moléculas o iones que los forman se disponen ordenados geométricamente en el espacio. Esta estructura ordenada no se aprecia en muchos casos a simple vista porque están formados por un conjunto de micro cristales orientados de diferentes maneras formando una estructura policristalina, aparentemente amorfa. Este "orden" se opone al desorden que se manifiesta en los gases o líquidos. Cuando un mineral no presenta estructura cristalina se denomina amorfo. La cristalografía es la ciencia que estudia las formas y propiedades Fisicoquímicas de la materia en estado cristalino

ENERGÍA RETICULAR

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.

Cuestionario unidad 3

1.- ¿Define enlace químico?R= Es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos y hace que funcione como unidad.

2.- ¿Cómo se clasifican los enlaces químicos?R= Enlace Covalente• No polar• Polar• Coordinado o DativoEnlace IónicoEnlace MetálicoPuente de Hidrógeno

3.- ¿Define enlace covalente?R= es el que se efectúa entre elementos no metálicos, compartiendo 1, 2 o 3 pares de electrones

4.- ¿Define enlace covalente no polar?R= Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace es cero; es decir cuando el enlace o enlaces son del mismo elemento.

5.- ¿Define enlace covalente polar?R= Cuando los átomos que forman el enlace tienen valores de electronegatividad muy distintos

6.- ¿Define enlace covalente coordinado o dativo?R= Cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos, pero el segundo los acomoda en un orbital vacío.

7.- ¿Define enlace iónico?R= Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no metales; por transferencia de electrones del átomo metálico al no metálico más electronegativo.

8.- ¿Define enlace metálico?R= Es la existencia de iones positivos en un “Mar o gas electrónico” debido a la movilidad de los electrones. Este enlace se presenta en los metales y aleaciones al constituir cristales metálicos.

9.- ¿Define puente de hidrogeno?R= es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales

10.- ¿Define enlace de valencia?R= método se supone que cuando dos átomos se acercan lo suficiente, sus orbitales atómicos están en una posición adecuada para superponerse. Un par electrónico puede ocupar estos orbitales de superposición para formar un enlace covalente.

11.- ¿Cuál es el método orbital molecular?R= empieza con la superposición que los electrones en las moléculas están en orbitales que pertenecen a la molécula en conjunto.En seguida se efectúan combinaciones apropiadas de orbitales atómicos

12.- ¿Cuál es la teoría de bandas?R= La imagen más sencilla de un cristal metálico presenta a los iones positivos situados en los puntos de la red y a los electrones de valencia dispersos en el cristal formando un todo.

13.- ¿Defina fuerzas intermoleculares?R= Las fuerzas de atracción entre las moléculas, llamadas “Fuerzas Intermoleculares”, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Las fuerzas intermoleculares que conducen a la atracción se deben a tres acciones. Orientación, dispersión, inducción.

14.- ¿Defina fuerzas intramoleculares?R= Estas fuerzas atractivas que mantienen unidos a los átomos o a los iones que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera estable, de tal manera de formar un enlace químico

15.- ¿Defina redes cristalinas?R=es un conjunto regular de puntos que presenta un patrón repetitivo en un espacio bi o tridimensional

16.- ¿Cuántas redes cristalinas hay?R= 7 redes

17.- ¿Defina energía reticular?R= 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