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Energía de red (reticular) en los
        compuestos iónicos ( Hu o U)
 Es la cantidad de energía desprendida en la
                                            formación
  de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus
  iones en estado gaseoso.
     Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er corresponde a
      la reacción:
                   Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu < 0)
 Es difícil de calcular
                      por lo que se recurre a métodos
  indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce
  como ciclo de Born y Haber.
Ciclo de Born-Haber
La reacción global de formación de NaCl es:
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s)         ( Hf = –411,1 kJ)
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
            Na (s) Na (g)        ( Hsubl = +107,8 kJ)
           ½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121,3 kJ)
             Cl (g) Cl– (g)       (ΔHAE = –348,8 kJ)
             Na (g) Na+ (g) (ΔHEI = +495,4 kJ)
             Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu = ?)
            Hu = Hf – ( Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)
 Hu = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) =
                              –786’8 kJ
electronegatividad
 H                                                     Elemento más
2.1                                                   electronegativo
 Li Be                                           B   C N O       F
1.0 1.5                                         2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg                                           Al Si P      S Cl
0.9 1.2                                         1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.3
Elemento menos electronegativo
electronegatividad
Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en
un enlace.

Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se
puede formar entre átomos de diferentes elementos
electronegatividad

                                             determina

                                    El tipo de enlace

                                             que

   Átomos iguales                  puede darse entre                      Átomos diferentes


                   En los cuales                                                      En los cuales

  La diferencia de E.N.                                                   La diferencia de E.N.


         Cero                                                              Diferente de cero

              y el enlace es                                             y el enlace puede ser
Covalente puro o no polar                               covalente polar                          iónico


   ejemplo.                                             Diferencia de E.N.             Diferencia de E.N.

       H2; Cl2; N2                                       Entre 0 y 1,7                    mayor que 1,7
COMPUESTOS IÓNICOS                    COMPUESTOS COVALENTES
1.        Son sólidos con punto de    1.        Son gases, líquidos o
fusión altos (por lo general, >       sólidos con punto de fusión bajos
400ºC)                                (por lo general, < 300ºC)
2.Muchos son solubles en              2.Muchos de ellos son insolubles
disolventes polares, como el agua..   en disolventes polares.
3.La mayoría es insoluble en          3.La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como el       disolventes no polares, como el
hexano C6H14.                         hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos            4. Los compuestos líquidos o
conducen bien la electricidad         fundidos no conducen la
porque contienen partículas móviles   electricidad.
con carga (iones)                     5.Las soluciones acuosas suelen ser
5.Las soluciones acuosas conducen     malas conductoras de la electricidad
bien la electricidad porque           porque no contienen partículas con
contienen partículas móviles con      carga.
carga (iones).
Enlace covalente:

Cuando un átomo no tiene 8 electrones en su última capa los puede obtener
compartiendo con otro. Se da un enlace covalente.

El enlace covalente se debe a la compartición de electrones, que experimentan
simultaneamenteatracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos o
más átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el sistema
resultante sea más estable que los átomos por separado.


Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentales
del mismo:
* Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el número
total de átomos de ésta.
* La geometría de la molécula.
* La energía de la molécula.
Representaciones de Lewis

   Se dibujan solo los electrones de valencia
   Los electrones se representan por puntos o aspas (cruces)
   Se debe procurar que se encuentren en parejas (pares
    electrónicos)
   El número de pares por los que se opte debe ser
    compatible con la valencia
   Se disponen alrededor del átomo según la TRPEV
Regla del Octeto
   1. Contar todos los electrones de valencia que cada átomo aporta a la
    molécula.
   2. Si la especie es iónica se quitan o ponen los correspondientes.
   3. Se distribuyen los electrones restantes en pares.
   4. Si se precisan enlaces múltiples estos se asignan a los elementos de
    mayor valencia.
   5. El Hidrogeno y el oxigeno ocupan la posición terminal no central.
Estructuras de Lewis: ejemplos



  Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
       Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos
        químicos. El átomo menos Electronegativo en el centro. H y F
        ocupan siempre posiciones terminales
                                 O    C    O

       Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia
    C: [He]2s22p2            1 carbono x 4 electrones = 4
    O: [He]2s22p4            2 oxígeno x 6 electrones = 12
                             número total de e-       = 16


                                               8 pares de electrones
Estructuras de Lewis: ejemplos



Ejemplo CO2
      Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos.
       Completar el octeto de los átomos enlazados al central:

                                           Hemos colocado
                     O       C     O       todos los
                                           electrones (8 pares)
                                           y el C no tiene
                                           completo su octeto

      Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el
       octeto del átomo central:
                                            Estructura de Lewis
                     O       C      O             del CO2
Estructuras de Lewis: ejemplos

Ejemplo- amoniaco NH3
   Paso 1-                   Paso 2-

       H       N   H    N: [He]2s22p3      5 e- del Nitrógeno
                        H: 1s1             3 e- de los Hidrógenos
               H        número total de e- 8 e- 4 pares de e-



      Paso 3-
                                N completa su octeto
           H       N    H      H tiene su capa completa
                                   con 2 electrones
                   H
   Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares
    libres (no enlace)


    Tipos de enlace:
        Sencillo (1 par de d electrones) H2
        Doble (2 pares de electrones) O2
        Triple (3 pares de electrones) N2



                F + F                          F       F         Pares libres


                                                   Par enlace
•   Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de Lewis
    de los elementos participantes:

             Cl     +     Cl                   Cl Cl
•   Cada par de electrones de enlace se puede reemplazar por una línea:
                                                                            H
                                               H O         H N H
                Cl Cl           H F                                       H C H
                                                 H           H
                                                                            H
CARGA            FORMAL
 La carga formal es un medio para contabilizar
los electrones de valencia.
 Para determinar la carga formal en cualquier
átomo de una molécula o ion, se asigna electrones
al átomo en la forma siguiente:
 Determinar electrones enlazantes, se dividen por
igual entre los átomos que forman los enlaces.
 Determinar los electrones no enlazantes y
asignarlos al átomo al cual pertenecen.
Carga formal
Calcular la carga formal de cada
una de las siguientes moleculas
ENLACE COVALENTE
 COORDINADO
 Un enlace covalente coordinado es un
enlace formado cuando ambos electrones del
enlace son donados por uno de los átomos.
 Consiste en la compartición de un par de
electrones, proveniente del mismo átomo.
Ejemplo:                    O
                  H    O    S    O    H
                            O
• Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S,
  formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par
  de electrones al O.




            O O              S                O
GEOMETRIA MOLECULAR
• La geometría molecular de una molécula es
la disposición de los átomos en el espacio.
•El tamaño,y la forma (geometría) de una
molécula permiten predecir la polaridad de la
molécula y por lo tanto sus propiedades
físicas y químicas.
• La forma global de una molécula está
determinada por sus ángulos de enlace, que
son los ángulos formados por las líneas que
unen los núcleos de los átomos de la
molécula.
Teoría de RPENV
• La disposición gemétrica de los átomos en
moléculas y iones puede predecirse por
medio de la teoría de repulsión del par
electrónico del nivel de valencia (RPENV).
• Los pasos para predecir geometrías
moleculares con el modelo RPENV son:
1.-Dibujar la estructura de Lewis
2.-Contar el número total de pares de
electrones que rodean al átomo central y
acomodarlos de modo tal que se minimicen
Molécula   Estructura   Enlaces     Pares       Geometría
            de Lewis              solitarios    molecular
 BeCl2
                          2           0              lineal
  AB2

  BF3
                          3           0         triangular plana
  AB3


  CH4
                          4           0           Tetraédrica
  AB4



  PCl5
                          5           0        bipirámide trigonal
  AB5



  SF6                     6           0            octaédrica
  AB6


 SnCl2                    2           1             Angular




  NH3                     3           1        pirámide trigonal
POLARIDAD DE LAS
     MOLECULAS
• La geometría de una molécula y la polaridad
de sus enlaces determinan juntas la
distribución de las densidades de cargas en las
moléculas.
• Un extremo de una molécula polar tiene una
densidad de carga negativa y el otro una
positiva. Las moléculas no polares carecen de
tal polaridad.

            H--- F
• La polaridad de una molécula la indicamos por su momento
  dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El
  momento dipolar, se define como el producto de la carga Q y
  la distancia r entre las cargas:
                               µ= Q x r
Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo
que siempre es positiva. Los momentos de Peter Debye dipolo
generalmente se expresan en unidades Debye (D), así
denominadas en honor.
• Moléculas polares
• Uno o más átomos terminales diferentes de los otros, o
• Los átomos terminales no están dispuestos simétricamente.
• ejemplo, los momentos dipolares de CF4 (m = 0 D) y CF3H (m = 1.60 D).
  Ambos tienen la misma forma molecular con sus átomos dispuestos
  tetraédricamente alrededor de un átomo de carbono central. Todos los
  átomos de flúor terminales son iguales en el CF4, así que tienen las mismas
  cargas parciales. En cambio, los átomos terminales del CF3H no son todos
  iguales; el F es más electronegativo que el H, lo que hace que el dipolo del
  enlace C¾F tenga una carga negativa parcial más grande que el de C¾H. Por
  consiguiente, el CF4 es una molécula no polar y el CF3H es polar.
Diamante   Grafito
Solidos Cristalinos
• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan
  regularmente en el espacio de la manera más
  compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando
  lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres
  direcciones del espacio.
• La geometría viene condicionada por el tamaño
  relativo de los iones y por la neutralidad global del
  cristal.
• Índice de coordinación:
  • Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion
    dado”.
  • Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su
    índice de coordinación.
• Las redes de Bravais sirven para especificar la forma en
• que átomos o grupos de ellos (llamados bases), se ordenan
• periódicamente en el espacio.
• Según la distribuición espacial de los átomos, moléculas o
  iones, los materiales sólidos pueden ser clasificados en:
• ������Cristalinos: compuestos por átomos, moléculas o iones
  organizados de una forma periódica entres dimensiones. Las
  posiciones ocupadas siguen una ordenación que se repite para
  grandes distancias atómicas (de largo alcance).
• ������Amorfos: compuestos por átomos, moléculas o iones que
  no presentan una ordenación de largo alcance. Pueden
  presentar ordenación de corto alcance.
• Conceptos sobre materiales cristalinos:
• ������Estructuracristalina. Es la forma geométrica como átomos,
  moléculas o iones se encuentran espacialmente ordenados.
• ������Átomos o iones son representados como esferas de diametro fijo.
• ������Reticulado: Arreglo tridimensional de puntos en el que cada
  punto tiene los mismos vecinos.
• ������Celda unitaria: Es el menor grupo de átomos representativo de
  una determinada estructura cristalina.
• ������Número de Coordinación :el numero de átomos que tocan a otro
  en particular, es decir el numero de vecinos mas cercanos, indica
  que tan estrechamente están empaquetados los átomos.
• ������Parámetro de Red :Longitudes de los lados de las celdas unitarias
  y los ángulos entre estos lados.
• NaCl (cúbica centrada en las caras para
  ambos iones)
   • Índice de coord. para ambos iones = 6
• CsCl (cúbica para ambos iones)
   • Índice de coord. para ambos iones = 8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el
  Ca2+ y tetraédrica para el F– )
   • Índice de coord. para el F– = 4
   • Índice de coord. para el Ca2+ = 8

                                               F   Ca2+
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica simple (sc)
   • Ejemplos : α-Po, Hg
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica simple (sc)

                             Cúbica simple

                             Nº de coordinación:6
                             Átomos por celda: 8 vértices*1/8 =1
                             Relación entre la longitud de arista y el
                             radio del átomo: 2r = a

                             Eficacia del empaquetamiento: 52%


           r                        Vocupado     4 3 r3       4 3 r3
                                                                              0.52
                                     Vcelda        a3          ( 2r ) 3   6
   a
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc)
   • Ejemplos: Fe, Cr, Mo, W, Ta, Ba
SÓLIDOS CRISTALINOS
          • Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc)
                                          Cúbica centrada en el cuerpo
                                       Nº de coordinación:8
                                                   Cúbica centrada en el cuerpo
                                       Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2
                                       Relaciónde coordinación:8 arista y el radio del átomo:
                                            Nº entre la longitud de
       c                   b
                                             3a
                                             Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2
                   c                   r
                                             4
                                             Relación entre la longitud de arista y el radio del átom
           c                   b       Eficacia del empaquetamiento: 68%
                                                   3a
                                            r
                                       Vocupado     2 4 3 r3    2 4 3 r3      3
      2        2   2                               4
     b =a +a                       b                                                  0.68
     c2=a2+b2=3a2                          Vcelda       a 3empaquetamiento: 68%
                                              Eficacia del       ( 4r   )3    8
           a                                                          3
     c= 4r =(3a2)1/2
           2       2   2                           2 4 3 r3
                                              Vocupado                   2 4 3 r3        3
        b =a +a
Cúbica centrada en el cuerpo (BCC): Fe, Cr,V W, Ta, Ba. 3
                                           Mo,
                                                                                                0.68
         2   2   2
        c =a +b =3a    2
                                            celda      a                 ( 4r   )3       8
                                                                              3
          c= 4r =(3a2)1/2
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en las caras (fcc) (Empaquetamiento compacto ABC)
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en las caras (fcc)
   • Ejemplos: NaCl
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en las caras (fcc)




  4r




   a
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda hexagonal compacta (hc) (Empaquetamiento compacto ABA)
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda hexagonal compacta (hc)
   • Ejemplos: Be, Mg, Zn, Cd, Ti
SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda hexagonal compacta (hc)
                                    Hexagonal (h.c.):
                                  Hexagonal (h.c.):
                            Nº de coordinación:12
                           Nº de coordinación:12
                            Átomos por celda: 2
                           Átomos por celda: 2
                      c
                      c     Para el hexágono (3celdas):
                           Para el hexágono (3celdas):
                            12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos
                           12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos

                           Eficacia del empaquetamiento: 74%
                            Eficacia del empaquetamiento: 74%
                           Parámetros: a = ancho del hexágono
                            Parámetros: a = ancho del hexágono
         a                             c= altura; distancia entre dos planos
     a                                      c= altura; distancia entre dos planos
                           razon axial c/a para esferas en contacto=1.633
                           Be c/a = 1.58
                            razon axial c/a para esferas en contacto=1.633
                           Cd c/a = 1.88
                            Be c/a = 1.58
ENLACE METALICO

• Los átomos de los metales se unen mediante el denominado
  enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen
  pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por
  toda la red de iones positivos
• Lo forman los metales y es un enlace
  bastante fuerte.
• Se comparten los e de valencia
  colectivamente.
• Una nube electrónica rodea a todo el
  conjunto de iones positivos, empaquetados
  ordenadamente, formando una estructura
  cristalina de alto índice de coordinación.
• Existen dos modelos que lo explican:
  • Modelo del mar de electrones:
  • Modelo de bandas:
ENLACE METALICO
•   Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace
    metálico son:

1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder
   electrones.

2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con
   facilidad
ENLACE METALICO
•   Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos
    estados energéticos principales:

1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la
   energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior.
.
ENLACE METALICO
2. La banda de conducción.

   En este modelo, la red metálica está formada por iones positivos
   fijos.  Los electrones de valencia de estos cationes no
   pertenecen a ningún átomo y son los responsables de la
   conducción eléctrica y calórica.
ATRACCIONES
      MOLECULARES
Se refieren a las interacciones entre partículas
individuales (átomos, moléculas o iones)
constituyentes de una sustancia.
Estas fuerzas son bastante débiles en relación a
las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces
covalentes y iónicos que puede presentar el
compuesto.
UNIONES
INTERMOLECULARE
S
INTERACCION DIPOLO - DIPOLO
PUENTES DE HIDRÓGENO
FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
H2O      H2 + O2
      H=920 KJ

 H2O (l)   H2O (g)
       H=40.7 KJ
INTERACCIONES DEL TIPO ION -
ION de atracción entre dos iones con cargas opuestas es
 • La energía
  directamente proporcional a sus cargas,      e   inversamente
  proporcional a la distancia de separación.

  Ley de Coulomb

                    E = -k Z Li+ . Z F-
                        r
INTERACCIONES DEL TIPO ION -
ION
• A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden,
  a medida que la cantidad de energía que se les entrega es capaz de
  vencer la energía asociada a la atracción de iones con cargas
  opuestas.

• El producto de las cargas: Z+ * Z-, aumenta a medida que las cargas
  de los iones aumentan
INTERACCIONES DEL TIPO
DIPOLO - DIPOLO
• Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de
  tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la
  carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la
  carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo -
  dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.
INTERACCIONES
 DIPOLO - DIPOLO
 Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido
 a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula
 frente al polo negativo de la otra, y viceversa.

 Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto
 influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las
 sustancias
INTERACCIONES DEL TIPO
DIPOLO - DIPOLO
• La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son
  aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces.

• Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo -
  dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores)
  que los compuestos iónicos.
INTERACCIONES
 DIPOLO - DIPOLO
       +       -         +           -

       I ---- Cl . . . . I ---- Cl

       +       -         +           -

      Br ---- F . . . . Br ---- F
FUERZAS DE DISPERSION
DE LONDON
 Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada,
 pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente
 en bajas temperaturas

 En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su
 licuefacción.
FUERZAS DE DISPERSION
DE LONDON
  Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las
  nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos
  inducidos momentáneos.


  Como la nube electrónica es móvil, por
  fracciones de segundo se distorsionan y dan
  lugar a pequeños dipolos que son atraídos o
  repelidos por los pequeños dipolos de las
  moléculas vecinas.
FUERZAS DE DISPERSION
DE LONDON
  Las fuerzas de London hacen referencia a
  moléculas no polares, cómo:


          CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3

  También se les llama fuerzas de corto alcance,
  pues solo se manifiestan cuando las moléculas
  están muy cerca unas de otras.
EL ENLACE DE HIDROGENO
Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se
encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o
enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO.
Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza
con átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno y
nitrógeno.
EL ENLACE DE HIDROGENO
                       Puentes de hidrógeno
       F- . . . . H+                      F-

  H+                          F- . . . . H+
                                               n
EL ENLACE DE HIDROGENO




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Enlace covalente clase

  • 1. Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos ( Hu o U)  Es la cantidad de energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.  Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er corresponde a la reacción: Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu < 0)  Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
  • 2. Ciclo de Born-Haber La reacción global de formación de NaCl es: Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) ( Hf = –411,1 kJ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: Na (s) Na (g) ( Hsubl = +107,8 kJ) ½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121,3 kJ) Cl (g) Cl– (g) (ΔHAE = –348,8 kJ) Na (g) Na+ (g) (ΔHEI = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu = ?) Hu = Hf – ( Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI) Hu = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ
  • 3. electronegatividad H Elemento más 2.1 electronegativo Li Be B C N O F 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2 Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.3 Elemento menos electronegativo
  • 4. electronegatividad Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos
  • 5. electronegatividad determina El tipo de enlace que Átomos iguales puede darse entre Átomos diferentes En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7
  • 6. COMPUESTOS IÓNICOS COMPUESTOS COVALENTES 1. Son sólidos con punto de 1. Son gases, líquidos o fusión altos (por lo general, > sólidos con punto de fusión bajos 400ºC) (por lo general, < 300ºC) 2.Muchos son solubles en 2.Muchos de ellos son insolubles disolventes polares, como el agua.. en disolventes polares. 3.La mayoría es insoluble en 3.La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el disolventes no polares, como el hexano C6H14. hexano C6H14. 4. Los compuestos fundidos 4. Los compuestos líquidos o conducen bien la electricidad fundidos no conducen la porque contienen partículas móviles electricidad. con carga (iones) 5.Las soluciones acuosas suelen ser 5.Las soluciones acuosas conducen malas conductoras de la electricidad bien la electricidad porque porque no contienen partículas con contienen partículas móviles con carga. carga (iones).
  • 7. Enlace covalente: Cuando un átomo no tiene 8 electrones en su última capa los puede obtener compartiendo con otro. Se da un enlace covalente. El enlace covalente se debe a la compartición de electrones, que experimentan simultaneamenteatracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos o más átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el sistema resultante sea más estable que los átomos por separado. Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentales del mismo: * Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el número total de átomos de ésta. * La geometría de la molécula. * La energía de la molécula.
  • 8. Representaciones de Lewis  Se dibujan solo los electrones de valencia  Los electrones se representan por puntos o aspas (cruces)  Se debe procurar que se encuentren en parejas (pares electrónicos)  El número de pares por los que se opte debe ser compatible con la valencia  Se disponen alrededor del átomo según la TRPEV
  • 9. Regla del Octeto  1. Contar todos los electrones de valencia que cada átomo aporta a la molécula.  2. Si la especie es iónica se quitan o ponen los correspondientes.  3. Se distribuyen los electrones restantes en pares.  4. Si se precisan enlaces múltiples estos se asignan a los elementos de mayor valencia.  5. El Hidrogeno y el oxigeno ocupan la posición terminal no central.
  • 10. Estructuras de Lewis: ejemplos  Para escribir una estructura de Lewis se siguen... Ejemplo- dióxido de carbono CO2  Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos Electronegativo en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales O C O  Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4 O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16 8 pares de electrones
  • 11. Estructuras de Lewis: ejemplos Ejemplo CO2  Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central: Hemos colocado O C O todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto  Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central: Estructura de Lewis O C O del CO2
  • 12. Estructuras de Lewis: ejemplos Ejemplo- amoniaco NH3 Paso 1- Paso 2- H N H N: [He]2s22p3 5 e- del Nitrógeno H: 1s1 3 e- de los Hidrógenos H número total de e- 8 e- 4 pares de e-  Paso 3- N completa su octeto H N H H tiene su capa completa con 2 electrones H
  • 13. Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares libres (no enlace)  Tipos de enlace:  Sencillo (1 par de d electrones) H2  Doble (2 pares de electrones) O2  Triple (3 pares de electrones) N2 F + F F F Pares libres Par enlace • Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de Lewis de los elementos participantes: Cl + Cl Cl Cl • Cada par de electrones de enlace se puede reemplazar por una línea: H H O H N H Cl Cl H F H C H H H H
  • 14. CARGA FORMAL  La carga formal es un medio para contabilizar los electrones de valencia.  Para determinar la carga formal en cualquier átomo de una molécula o ion, se asigna electrones al átomo en la forma siguiente:  Determinar electrones enlazantes, se dividen por igual entre los átomos que forman los enlaces.  Determinar los electrones no enlazantes y asignarlos al átomo al cual pertenecen.
  • 16. Calcular la carga formal de cada una de las siguientes moleculas
  • 17.
  • 18. ENLACE COVALENTE COORDINADO  Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos.  Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo. Ejemplo: O H O S O H O
  • 19. • Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par de electrones al O. O O S O
  • 20. GEOMETRIA MOLECULAR • La geometría molecular de una molécula es la disposición de los átomos en el espacio. •El tamaño,y la forma (geometría) de una molécula permiten predecir la polaridad de la molécula y por lo tanto sus propiedades físicas y químicas. • La forma global de una molécula está determinada por sus ángulos de enlace, que son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.
  • 21. Teoría de RPENV • La disposición gemétrica de los átomos en moléculas y iones puede predecirse por medio de la teoría de repulsión del par electrónico del nivel de valencia (RPENV). • Los pasos para predecir geometrías moleculares con el modelo RPENV son: 1.-Dibujar la estructura de Lewis 2.-Contar el número total de pares de electrones que rodean al átomo central y acomodarlos de modo tal que se minimicen
  • 22. Molécula Estructura Enlaces Pares Geometría de Lewis solitarios molecular BeCl2 2 0 lineal AB2 BF3 3 0 triangular plana AB3 CH4 4 0 Tetraédrica AB4 PCl5 5 0 bipirámide trigonal AB5 SF6 6 0 octaédrica AB6 SnCl2 2 1 Angular NH3 3 1 pirámide trigonal
  • 23.
  • 24.
  • 25.
  • 26.
  • 27.
  • 28. POLARIDAD DE LAS MOLECULAS • La geometría de una molécula y la polaridad de sus enlaces determinan juntas la distribución de las densidades de cargas en las moléculas. • Un extremo de una molécula polar tiene una densidad de carga negativa y el otro una positiva. Las moléculas no polares carecen de tal polaridad. H--- F
  • 29. • La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar, se define como el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas: µ= Q x r Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo que siempre es positiva. Los momentos de Peter Debye dipolo generalmente se expresan en unidades Debye (D), así denominadas en honor. • Moléculas polares • Uno o más átomos terminales diferentes de los otros, o • Los átomos terminales no están dispuestos simétricamente.
  • 30. • ejemplo, los momentos dipolares de CF4 (m = 0 D) y CF3H (m = 1.60 D). Ambos tienen la misma forma molecular con sus átomos dispuestos tetraédricamente alrededor de un átomo de carbono central. Todos los átomos de flúor terminales son iguales en el CF4, así que tienen las mismas cargas parciales. En cambio, los átomos terminales del CF3H no son todos iguales; el F es más electronegativo que el H, lo que hace que el dipolo del enlace C¾F tenga una carga negativa parcial más grande que el de C¾H. Por consiguiente, el CF4 es una molécula no polar y el CF3H es polar.
  • 31.
  • 32. Diamante Grafito
  • 33. Solidos Cristalinos • Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. • Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. • La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal. • Índice de coordinación: • Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”. • Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación.
  • 34. • Las redes de Bravais sirven para especificar la forma en • que átomos o grupos de ellos (llamados bases), se ordenan • periódicamente en el espacio. • Según la distribuición espacial de los átomos, moléculas o iones, los materiales sólidos pueden ser clasificados en: • ������Cristalinos: compuestos por átomos, moléculas o iones organizados de una forma periódica entres dimensiones. Las posiciones ocupadas siguen una ordenación que se repite para grandes distancias atómicas (de largo alcance). • ������Amorfos: compuestos por átomos, moléculas o iones que no presentan una ordenación de largo alcance. Pueden presentar ordenación de corto alcance.
  • 35. • Conceptos sobre materiales cristalinos: • ������Estructuracristalina. Es la forma geométrica como átomos, moléculas o iones se encuentran espacialmente ordenados. • ������Átomos o iones son representados como esferas de diametro fijo. • ������Reticulado: Arreglo tridimensional de puntos en el que cada punto tiene los mismos vecinos. • ������Celda unitaria: Es el menor grupo de átomos representativo de una determinada estructura cristalina. • ������Número de Coordinación :el numero de átomos que tocan a otro en particular, es decir el numero de vecinos mas cercanos, indica que tan estrechamente están empaquetados los átomos. • ������Parámetro de Red :Longitudes de los lados de las celdas unitarias y los ángulos entre estos lados.
  • 36. • NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) • Índice de coord. para ambos iones = 6 • CsCl (cúbica para ambos iones) • Índice de coord. para ambos iones = 8 • CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ) • Índice de coord. para el F– = 4 • Índice de coord. para el Ca2+ = 8 F Ca2+
  • 37. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica simple (sc) • Ejemplos : α-Po, Hg
  • 38. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica simple (sc) Cúbica simple Nº de coordinación:6 Átomos por celda: 8 vértices*1/8 =1 Relación entre la longitud de arista y el radio del átomo: 2r = a Eficacia del empaquetamiento: 52% r Vocupado 4 3 r3 4 3 r3 0.52 Vcelda a3 ( 2r ) 3 6 a
  • 39. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc) • Ejemplos: Fe, Cr, Mo, W, Ta, Ba
  • 40. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc) Cúbica centrada en el cuerpo Nº de coordinación:8 Cúbica centrada en el cuerpo Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2 Relaciónde coordinación:8 arista y el radio del átomo: Nº entre la longitud de c b 3a Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2 c r 4 Relación entre la longitud de arista y el radio del átom c b Eficacia del empaquetamiento: 68% 3a r Vocupado 2 4 3 r3 2 4 3 r3 3 2 2 2 4 b =a +a b 0.68 c2=a2+b2=3a2 Vcelda a 3empaquetamiento: 68% Eficacia del ( 4r )3 8 a 3 c= 4r =(3a2)1/2 2 2 2 2 4 3 r3 Vocupado 2 4 3 r3 3 b =a +a Cúbica centrada en el cuerpo (BCC): Fe, Cr,V W, Ta, Ba. 3 Mo, 0.68 2 2 2 c =a +b =3a 2 celda a ( 4r )3 8 3 c= 4r =(3a2)1/2
  • 41. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica centrada en las caras (fcc) (Empaquetamiento compacto ABC)
  • 42. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica centrada en las caras (fcc) • Ejemplos: NaCl
  • 43. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica centrada en las caras (fcc) 4r a
  • 44. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda hexagonal compacta (hc) (Empaquetamiento compacto ABA)
  • 45. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda hexagonal compacta (hc) • Ejemplos: Be, Mg, Zn, Cd, Ti
  • 46. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda hexagonal compacta (hc) Hexagonal (h.c.): Hexagonal (h.c.): Nº de coordinación:12 Nº de coordinación:12 Átomos por celda: 2 Átomos por celda: 2 c c Para el hexágono (3celdas): Para el hexágono (3celdas): 12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos 12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos Eficacia del empaquetamiento: 74% Eficacia del empaquetamiento: 74% Parámetros: a = ancho del hexágono Parámetros: a = ancho del hexágono a c= altura; distancia entre dos planos a c= altura; distancia entre dos planos razon axial c/a para esferas en contacto=1.633 Be c/a = 1.58 razon axial c/a para esferas en contacto=1.633 Cd c/a = 1.88 Be c/a = 1.58
  • 47. ENLACE METALICO • Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos
  • 48. • Lo forman los metales y es un enlace bastante fuerte. • Se comparten los e de valencia colectivamente. • Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación. • Existen dos modelos que lo explican: • Modelo del mar de electrones: • Modelo de bandas:
  • 49. ENLACE METALICO • Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son: 1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder electrones. 2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con facilidad
  • 50. ENLACE METALICO • Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales: 1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior. .
  • 51. ENLACE METALICO 2. La banda de conducción. En este modelo, la red metálica está formada por iones positivos fijos. Los electrones de valencia de estos cationes no pertenecen a ningún átomo y son los responsables de la conducción eléctrica y calórica.
  • 52. ATRACCIONES MOLECULARES Se refieren a las interacciones entre partículas individuales (átomos, moléculas o iones) constituyentes de una sustancia. Estas fuerzas son bastante débiles en relación a las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces covalentes y iónicos que puede presentar el compuesto.
  • 53. UNIONES INTERMOLECULARE S INTERACCION DIPOLO - DIPOLO PUENTES DE HIDRÓGENO FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
  • 54. H2O H2 + O2 H=920 KJ H2O (l) H2O (g) H=40.7 KJ
  • 55. INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION de atracción entre dos iones con cargas opuestas es • La energía directamente proporcional a sus cargas, e inversamente proporcional a la distancia de separación. Ley de Coulomb E = -k Z Li+ . Z F- r
  • 56. INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION • A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden, a medida que la cantidad de energía que se les entrega es capaz de vencer la energía asociada a la atracción de iones con cargas opuestas. • El producto de las cargas: Z+ * Z-, aumenta a medida que las cargas de los iones aumentan
  • 57. INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO • Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.
  • 58. INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa. Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias
  • 59. INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO • La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces. • Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores) que los compuestos iónicos.
  • 60. INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO + - + - I ---- Cl . . . . I ---- Cl + - + - Br ---- F . . . . Br ---- F
  • 61. FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.
  • 62. FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.
  • 63. FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo: CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3 También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.
  • 64. EL ENLACE DE HIDROGENO Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO. Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno y nitrógeno.
  • 65. EL ENLACE DE HIDROGENO Puentes de hidrógeno F- . . . . H+ F- H+ F- . . . . H+ n
  • 66. EL ENLACE DE HIDROGENO hielo agua