1 EL ENLACE QUÍMICO Y LA CLASIFICACIÓNDE SUSTANCIAS.

2 CONCEPTO DE ENLACE Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas de los elementos (O2 y Cl2); de compuestos (CO2 y H2O) y de metales. 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. Solo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo cercano. En la formación de enlaces químicos solo intervienen los electrones de valencia.

3 Símbolos 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. 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

4 GENERALIDADES DE LOS ENLACESTIPOS DE ENLACE: Enlace Iónico Enlace Covalente Enlace Metálico

5 CLASIFICACIÓN DE SUSTANCIAS.De una manera muy general, todas las sustancias se pueden clasificar en cuatro grandes categorías

6 Enlace iónico Un enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico. La gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxigeno. Los metales alcalinos y alcalinotérreos (baja energía de ionización) son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxigeno (electroafinidad alta), los más adecuados para formar aniones.

7 Enlace iónico Ejemplo: Mediante el empleo de símbolos de Lewis, represente la reacción entre un átomo de litio y un átomo de fluor para formar LiF Fórmula empírica: LiF

8 Enlace iónico Si el catión y el anión no tienen la misma carga, las cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro. Li2O

9 Propiedades de los compuestos iónicos.Son sólidos a temperatura ambiente y tienen punto de fusión elevado (mayor a 400 ºC) porque las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones es un compuesto iónico son muy fuertes. En el estado sólido cada catión esta rodeado por un número especifico de aniones y viceversa. Son duros y quebradizos, solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad, debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes. También conducen la electricidad, en estado fundido. En estado sólido son malos conductores de la electricidad.

10 SUSTANCIAS IÓNICAS (I).Están constituidas por enormes entramados de tamaño indefinido llamados redes iónicas. La estructura de la red consiste en un número muy grande de iones de carga opuesta (aniones y cationes) interactuando eléctricamente. Ejemplos: NaCl, NH4NO3, etc. En general son sales haloideas, oxisales, ácidos e hidróxidos

11 ENERGIA EN LOS COMPUESTOS IONICOSEstos compuestos son enormes agregados de cationes y aniones que tienen una disposición espacial determinada “sistema de cristalización”. 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 =788kJ/mol

12 Las energías de red son difíciles de medir experimentalmente, por lo general se calculan empleando los ciclos de Born Haber. Los valores de las energías de red dependen de las cargas y del tamaño de los iones implicados. El proceso inverso, la formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones gaseosos es un proceso exotérmico.

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14 Entalpía: magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o sea, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. Ley de Hess “si una serie de reactivos (por ej. A y B) reaccionan para dar una serie de productos (por ej. C y D), la cantidad de calor involucrado (liberado o absorbido), es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas; siempre y cuando, las condiciones de presión y temperatura de las diferentes etapas sean las mismas”.

15 Ejercicios: Represente gráficamente la formación de los siguientes compuestos iónicos a partir de los átomos respectivos (ciclo de Born Habber): a) óxido de aluminio, b) hidruro de litio, c) nitruro de magnesio, d) fluoruro de calcio. Escriba las fórmulas de los compuestos formados

16 NOMENCLATURA DE SUSTANCIAS IONICAS BINARIASEstán formados por dos elementos clasificación HIDRACIDOS SALES HALOIDEAS

17 los metales forman cationes los no metales forman aniones Al disociarse en agua las sustancias iónicas binarias forman dos iones monoatómico (catión) y (anión). Un átomo se transforma en un ión positivo (catión) si cede electrones y en ión negativo (anión) si gana electrones. En general: los metales forman cationes los no metales forman aniones El anión se nombra usando la terminación URO El catión usando las terminaciones OSO E ICO

18 NOMENCLATURA DE SUSTANCIAS IONICAS TERNARIASEstán formados por tres elementos clasificación hidróxidos Oxácidos oxisales neutras sales ácidas de hidrácidos

19 III. Compuestos ternarios cationes y anionesAl disociarse en agua las sustancias iónicas ternarias forman un ion monoatómico (catión) y un ion poliatómico. (anión) Un átomo se transforma en un ión positivo (catión) si cede electrones y en ión negativo (anión) si gana electrones. Ión monoatómico: formado por un solo átomo. Su carga coincide con su número de oxidación. poliatómicos: formado por varios átomos. La mayoría son aniones.

20 Enlace Covalente Muchas sustancias cotidianas son como el agua, son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Otras , como la gasolina, se vaporizan fácilmente. algunas son flexibles en su forma sólida; por ejemplo, las bolsas de plástico y la parafina. Para estas sustancias que no se comportan como sustancias iónicas existe un modelo diferente para el enlace entre los átomos. G. N. Lewis razonó que un átomo podría adquirir una configuración electrónica de gas noble compartiendo electrones con otros átomos, un enlace químico que se forma compartiendo un par de electrones, se llama enlace covalente.

21 Estructuras de Lewis en el Enlace CovalenteH─H En átomos polielectrónicos, solo participan los electrones de valencia en la formación de enlaces covalentes. Los pares de electrones de valencia que no participan del enlace, o electrones no compartidos (o no enlazantes), se denominan pares libres o pares solitarios.

22 Tipos de enlaces covalentesEnlace sencillo: dos átomos se unen por medio de un par de electrones. Enlaces múltiples: dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Enlace covalente dativo: ambos electrones compartidos provienen de uno solo de los átomos enlazados

23 Tipos de enlaces covalentes según la electronegatividadEnlace covalente no polar: los electrones se comparten por igual entre dos átomos debido a que no existe diferencia de electronegatividad entre ellos. H2 y F2. Es el caso de dos átomos iguales enlazados. Enlace covalente polar: uno de los átomos (el más electronegativo) ejerce una atracción mayor sobre el par de electrones compartido que el otro. Las letras griegas  + y  - simbolizan las cargas negativas y positivas parciales creadas La molécula de cloruro de hidrógeno, es polar porque tiene un enlace covalente polar.

24 Polaridad de los enlaces y electronegatividadLa electronegatividad es una propiedad que ayuda a distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar Si existe una gran diferencia de electronegatividad entre los átomos, tenderá a formar enlaces iónicos (NaCl, CaO) Si los átomos tienen electronegatividades similares tienden a formar entre ellos, enlaces covalentes polares porque el desplazamiento de la densidad electrónica es pequeño. Solo los átomos de un mismo elemento, con igual electronegatividad pueden unirse por medio de un enlace covalente puro.

25 Ejercicios: 1.- a) Cuántos enlaces covalentes hay en una molécula de cloruro de hidrógeno?, b)Cuántos pares de electrones no compartidos tiene? 2.- Use la tabla periódica para: a) ordenar los siguientes átomos por electronegatividad decreciente: Br, Cl, Fe, K, Rb; b) marcar los átomos unidos con los enlaces con cargas parciales positivas ( +) y negativas ( -): i) Al – F y Al – Cl, ii) C – Si y C – C; iii) K – Br y Cu – Br; iv)Mg – Cl y Ca – Cl.

26 SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES (CM).No conducen la electricidad. Tienen bajos puntos de fusión. Consisten de átomos o moléculas estables interactuando muy débilmente entre sí. Pueden existir en estado Sólido, líquido o gas. En las sustancias gaseosas, la interacción entre partículas es prácticamente nula, se tratan como partículas independientes. En las líquidas, la interacción entre partículas ya es significativa, lo cual hace que estén muy cerca unas de otras aunque todavía con mucho movimiento debido a sus altas velocidades. Las sustancias sólidas de esta categoría también consisten de redes pero con la diferencia de que los puntos reticulares son ocupados por moléculas.

27 Propiedades: temperaturas de fusión y ebullición bajas.Son generalmente gases (apolares) o líquidos (polares). Son blandos, comprensibles y fácilmente deformables. Las sustancias apolares sólo se disuelven en disolventes apolares y las polares en disolventes polares como el agua. No conducen la corriente eléctrica.

28 Compuestos covalentes-PropiedadesCompuestos covalentes son aquellos que solo contienen enlaces covalentes. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua Si se llegan a disolver las disoluciones acuosas no conducen la electricidad, porque estos compuestos son no electrolitos. Al estado líquido o fundido no conducen la electricidad porque no hay iones presentes.

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30 ¿Cuál es la forma de las moléculas?La geometría molecular se refiere a la disposición tridimencional de los átomos de una molécula. Para predecir la geometría de las moléculas o iones es necesario conocer el número de electrones que rodean el átomo central según la estructura de Lewis. La disposición espacial de mínima energía es aquella que minimiza las interacciones electrostáticas repulsivas, de manera que determina la mayor separación física entre las cargas eléctricas del mismo signo. El par de electrones del enlace o del par solitario se toma como un todo electrostático. Los electrones en dobles o triples enlaces se toman, también, como un todo electrostático.

31 PASOS A SEGUIR PARA DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLÉCULAS O IONES POLIATÓMICOS1) a) Escribir un “esqueleto simétrico” para la molécula o ión poliatómico. Se elige como átomo central, el átomo con menor energía de ionización (I) o menor electronegatividad. El hidrógeno y el fluor por lo general ocupan posiciones terminales. b) Distribuir simétricamente los átomos alrededor del átomo central. c) En los oxoácidos los átomos de H se enlazan a los átomos de oxigeno, y estos átomos de oxígeno son los que están unidos al átomo central. d) Un átomo de halógeno terminal siempre presenta un enlace simple y tres pares solitarios de electrones.

32 Método del cálculo 2) Calcular los electrones de valencia necesarios (EN) para que todos los átomos de la molécula o ión consigan configuración de gas noble (8 electrones en la última capa excepto el hidrógeno que necesita dos electrones). EN = 2e- x Nº de átomos de hidrógeno + 8e- x Nº de átomos (diferente de hidrógeno) 3) Sumar los electrones de valencia disponibles (ED) para todos los átomos. Estos son los electrones que los átomos tienen en su última capa. En los aniones, sumar un electrón al total por cada carga negativa. En los cationes, restar un electrón por cada carga positiva.

33 Método del cálculo 4) Calcular el número de electrones compartidos (EC) como la diferencia entre el número de electrones necesarios (EN) y el número de electrones disponibles (ED). EC = EN – ED 5) Calcular el número de electrones no compartidos (ENC) como la diferencia entre los electrones disponibles (ED) y los electrones compartidos (EC). ENC = ED – EC. 6) Asignar un par de electrones a cada par de átomos enlazados. Usar enlaces dobles o triples solo cuando sea necesario. 7) Colocar los electrones adicionales hasta completar el octeto de cada elemento del grupo A.

34 Excepciones a la Regla del octetoa) Moléculas con número impar de electrones En moléculas como ClO2 (19 e-); NO (11 e-); y NO2 (17 e-), el número total de electrones de valencia es impar. Es imposible aparear totalmente y lograr un octeto alrededor de cada átomo. Las especies con número impar de electrones se llaman radicales y generalmente son muy reactivas, porque pueden utilizar el electrón desapareado para formar un nuevo enlace. Un birradical es una molécula con dos electrones desapareados, y estos se encuentran en átomos diferentes. Es el caso de la molécula de oxigeno.

35 b) Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octetoEl Be, B y Al, forman compuestos en los que hay menos de ocho electrones alrededor del átomo central. En compuestos como el BF3, la estructura de Lewis es: solo hay 6 electrones alrededor del átomo de boro (octeto incompleto).

36 . Medidas experimentales, sugieren que la verdadera estructura del BF3 es un híbrido de resonancia entre tres estructuras. c) Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto (Octeto expandido). Los átomos de elementos del 3° periodo de la tabla periódica, en adelante forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central, porque tienen orbítales 3d disponibles que se pueden utilizar para el enlace. Estos orbítales permiten que un átomo forme un octeto expandido.

37 Ejercicios: 1.-Dibuje las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos: BI3, b) P Cl5 , c) ClF3, d) IF5, e) Se F4 . F.) NH4+1 g.) PO4-3 2.-Qué especies tienen cantidad impar de electrones; a)Br , b)OH-, c)NO2, d)PCl2, e)PCl3 3.- Qué especies son deficientes en electrones: a) BeH2, b) CH3+, c) CH4, d) NH3, e) NH4+.

38 Octeto expandido Elementos del tercer período en adelante Cl P

39 Carga formal A veces es posible dibujar más de una estructura de Lewis no equivalentes pero en las que todos los átomos cumplen con la regla del octeto. ¿Alguna estructura es químicamente más razonable? La carga fomal es la carga que tendría cada átomo si todos los átomos tuvieran la misma electronegatividad.

40 Cómo se asignan los electronesCarga formal e- no compartidos: se asignan al átomo que los tiene e- compartidos: se dividen entre los átomos que los comparten Cómo se asignan los electrones de valencia Carga formal = Valencia – (libres + ½ compartidos)

41 Para practicar:

42 GEOMETRÍA MOLECULAR Y TEORÍAS DE ENLACELas estructuras de Lewis nada dicen acerca de la forma de las moléculas, solo indican las localizaciones aproximadas de los electrones de enlace y los pares solitarios de una molécula. La forma de una molécula esta determinada por sus ángulos de enlace, que son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula. Los ángulos de enlace y la longitud de enlace, definen el tamaño y la forma de la molécula.

43 Geometría molecular y geometría electrónicaPara facilitar la comprensión se consideran moléculas constituidas de dos clases de átomos A y B donde A es el átomo central. La geometría que adopta una molécula es aquella en la que la repulsión electrónica es mínima. La geometría molecular (GM) es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La forma de una molécula se representa indicando las posiciones de los átomos en el espacio prescindiendo de los pares solitarios que pueda tener La disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central (A) de una molécula ABn es la geometría de sus pares de electrones o geometría electrónica (GE).

44 MODELO RPECV “Modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia” explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central, en términos de la repulsión electrónica entre dichos pares. Es una forma sencilla de predecir las formas de las especies que tienen elementos de los grupos principales como átomos centrales. Según este modelo los pares de electrones estarán tan alejados entre sí en el espacio tridimensional como sea posible Este modelo propone que la forma de una molécula o ión se puede relacionar con alguna de las cinco formas de acomodamientos de los pares de electrones Podemos predecir la geometría molecular (GM) a partir de la geometría electrónica

45 Podemos predecir la geometría molecular (GM) a partir de la geometría electrónicaSi no hay pares de electrones solitarios la geometría electrónica coincide con la geometría molecular. La presencia de pares no enlazantes en una molécula, modifica el ángulo de enlace por efecto de la repulsión electrónica y por lo tanto, modifica la geometría molecular predicha por el modelo.

46 Ejemplo de GE: tetraédrica y GM diferentesLos pares enlazantes son atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. Los no enlazantes son atraídos por un solo núcleo, por lo que pueden extenderse más en el espacio. Los pares de electrones no enlazantes ejercen fuerzas de repulsión sobre los pares de electrones adyacentes y tienden a comprimir los ángulos de enlace entre los pares de electrones enlazantes.

47 Comparación de la repulsión entre pares de electronesAB4 AB3E AB2E2 pares compartidos vs. pares compartidos pares libres vs. pares libres vs. pares compartidos >

48 PREDICCIÓN DE GEOMETRÍAS EN FUNCIÓN DE LA TRPEV

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52 BeCl2 BH3 AB2 CH4 AB3 AB4

53 AB5 AB4E AB3E2 AB6 AB5E AB4E2

54 Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e- compartidos, por lo que el enlace es polar. En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ-) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ+) y por tanto se forma un dipolo. δ δ- H - Cl Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

55 Momento dipolar (cont).Dependiendo de cómo sea   de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3. Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.   = 0. Ej: CH4, CO2.

56 momento dipolar = 0 (molécula no polar) momento dipolar  0 El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces. Por lo tanto depende de su geometría. O H C O momento dipolar = 0 (molécula no polar) momento dipolar  0 (molécula polar) C Cl Ejercicios: ¿Tiene el BF3 un momento dipolar? ¿Tiene CH2Cl2 un momento dipolar? ¿Tiene el CO32- un momento dipolar? momento dipolar = 0 (molécula no polar)

57 Efecto de pares de electrones solitarios sobre el momento dipolar de la molécula

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59 Estabilidad de las moléculas y energía de enlaceLa distancia a la que se consigue mayor estabilidad (menor energía) se llama “distancia ó longitud de enlace”. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía, lo que explica que una molécula sea más estable que los átomos por separado. Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. Es siempre endotérmica (positiva). Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ,  Eenlace(H–H) = kJ

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62 APLICACIÓN DE LA ENERGIA DE ENLACE A LA TERMODINAMICA DE LAS REACCIONESUna reacción química conduce a la ruptura y formación de enlaces, al conocer las energías de enlace puede obtenerse información a cerca de la termodinámica de las reacciones. La entalpia de una reacción se puede calcular al contar el número de enlaces que se rompen y se forman y su energía. Hº =( Energía Enlaces rotos) – (Energía Enlaces formados) Ener

63 Dada la ecuación:   2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) Calcular la energía de reacción a partir de las energías de enlace Tipos de enlace rotos Cantidad Energía de Enlace (KJ/mol) Cambio de energía (KJ/mol) H - H 2 436,4 872,8 O = O 1 498,7 1371,5 Tipos de enlace formados Cantidad Energía de Enlace (KJ/mol) Cambio de energía (KJ/mol) O - H 4 460 1840 Hº = 1371,5 – 1840 = -468,5 KJ/mol reacción exotérmica

64 Ejercicios: SO3, b) ClF3, c) SeF4 .I. El amoniaco NH3 se produce directamente a partir de nitrógeno e hidrogeno mediante el proceso Haber. La reacción química es: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 Sabiendo que las entalpías de formación de enlace son: N2 = 941 KJ/mol H-H = 436 KJ/mol N-H = 391 KJ/mol Calcular la entalpía de la reacción y predecir si es endotérmica o exotérmica. II. Dibuje las estructuras de Lewis, calcule la carga formal y prediga la geometría para los siguientes compuestos: SO3, b) ClF3, c) SeF4 . III. ¿Tiene el BF3 un momento dipolar? IV. Dibuje la estructura geométrica para la siguiente molécula organica y prediga cual es el angulo aproximado entre los enlaces indicados : CH3OH (átomos centrales C y O)

65 TEORÍA DE ENLACE–VALENCIA Y GEOMETRÍA.Teoría del enlace de valencia: los enlaces se forman compartiendo electrones mediante la superposición de orbitales atómicos con un electrón cada uno. La teoría del enlace valencia y el NH3 N – 1s22s22p3 Si los enlaces se forman a partir de un traslape de 3 orbitales 2p del nitrógeno con un orbital 1s en cada átomo de hidrógeno, ¿cuál sería la geometría de la molécula del NH3? 3 H – 1s1 Con 3 orbitales 2p el ángulo sería de 90 0 El ángulo de enlace real del H-N-H es

66 Hibridación – Mezcla de 2 o más orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridosAl mezclar al menos 2 orbitales diferentes se forman los orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los originales. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbítales puros usados en la hibridación. Los enlaces covalentes están formados por: La superposición de orbitales híbridos con orbitales atómicos. La superposición de orbitales híbridos con orbitales híbridos.

67 Sea la molécula de BeCl2. La estructura de Lewis corresponde a:Cl — Be — Cl Según la TRPEV la geometría debe ser lineal. ¿qué orbitales del Be se traslapan con los del Cl para formar los enlaces Be — Cl? Diagrama orbital: Be   Cl     1s 2s p 3s p Para poder formar los enlaces el Be “debe promover” un e- del 2s al 2p      1s 2s p 1s 2s p Los electrones 2s y 2p no tienen la misma energía, ¿cómo forman entonces dos enlace iguales con Cl?       1s 2s p 1s sp p Se han creado 2 orbitales híbridos nuevos (sp) mezclando dos o más orbitales atómicos

68 Formción de los orbitales híbridos spLos orbitales híbridos sp son equivalentes en tamaño y energía, y apuntan en direcciones opuestas (180º) Ejemplo: BeCl2 Be: 1s2 2s2 2p0 Be: 1s2 2s1 2p1

69 Formción de los orbitales híbridos sp2Ejemplo: La molécula de trihidruro de boro, BH3. B: 1s2 2s2 sp1 (configuración electrónica fundamental) B: 1s2 (2sp2) 1(2sp2) 1 (2sp2) 1 2pz 0 (configuración electrónica híbrida)

70 Formción de los orbitales híbridos sp3Ejemplo: La molécula de metano. C: 1s2 2s2 2p2 (configuración electrónica fundamental) C: 1s2 (2sp3) 1(2sp3) 1 (2sp3) 1 (2sp3) 1 (configuración electrónica híbrida)

71 Formción de los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 (o d2sp3)

72 # de pares de electrones libres¿Como predecir la hibridación del átomo central? Escriba la estructura de Lewis de la molécula. Cuente el número de pares de electrones libres y el de átomos unidos al átomo central. # de pares de electrones libres + # átomos unidos Hibridación Ejemplos 2 sp BeCl2 3 sp2 BF3 4 sp3 CH4, NH3, H2O 5 sp3d PCl5 6 sp3d2 SF6

73 SUSTANCIAS METÁLICAS (M).conducen la electricidad en estado líquido y en estado sólido. están constituidas por enormes entramados de tamaño indefinido llamados redes metálicas. la estructura de la red consiste en un número muy grande de iones positivos (cationes) interactuando eléctricamente con un “mar de electrones”. ejemplos: Na, Hg,, Pb, etc. por definición, los otros 3 tipos de sustancias (iónicas, covalentes no moleculares y covalentes moleculares) se consideran no metálicas.

74 ENLACE METÁLICO Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

75 propiedades características de los Sólidos metálicosSus unidades estructurales son electrones y cationes, con cargas de +1, +2 o +3. Los cristales metálicos están formados por un conjunto ordenado de iones positivos. Estos iones están anclados en su posición, como boyas en un "mar" móvil de electrones. Los electrones no están sujetos a ningún ion positivo concreto, sino que pueden deambular a través del cristal. Esta estructura explica muchas de las propiedades características de los metales: 1. Conductividad eléctrica elevada. Por la presencia de un gran número de electrones. 2. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones. 3. Ductilidad y maleabilidad. Los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.  4. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes. Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos.

76 LA RED METALICA Los iones que forman el metal ocupan una posición fija dentro del mar de electrones móviles formando una organización conocida como red cristalina o cristal El arreglo de las unidades en un cristal metálico da como resultado cristales sencillos debido a que todas las unidades que ocupan los puntos reticulares son iguales y pueden considerar esféricos. La mayor parte de los metales tienen empaquetamiento compacto. Las esferas forman capas de modo que el espacio vacio sea mínimo.

77 Celda unitaria en 3 dimensionesUn sólido cristalino posee un ordenamiento estricto y regular. En un sólido cristalino, las unidades ocupan posiciones específicas (predecibles). Una celda unitaria es la unidad estructural esencial repetida de un sólido cristalino. En los puntos reticulares: CATIONES Punto reticular Celda unitaria Celda unitaria en 3 dimensiones

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81 Los siete tipos de celdas unitariasCúbica simple Ortorrómbica Romboédrica Triclínica Monoclínica 11.4

82 Los tres tipos de celdas cúbicasCúbica simple Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica centrada en las caras

83 Distribución de esferas idénticas en una celda cúbica simple11.4

84 Distribución de esferas idénticas en un cubo centrado en el cuerpo11.4

85 Un átomo del vértice y un átomo centrado en las caras8 celdas unitarias lo comparten 2 celdas unitarias lo comparten 11.4

86 2 átomos/celda unitaria 4 átomos/celda unitariaCúbica simple Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica centrada en las caras 1 átomo/celda unitaria 2 átomos/celda unitaria 4 átomos/celda unitaria (8 x 1/8 = 1) (8 x 1/8 + 1 = 2) (8 x 1/8 + 6 x 1/2 = 4)

87 FUERZAS INTERMOLECULARESFuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los átomos en una molécula. intermolecular contra intramolecular 41 kJ para evaporar 1 mol de agua (inter) 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intra) “Medida” de fuerza intermolecular son sus propiedades físicas punto de ebullición punto de fundición DHvap DHfus DHsub Por lo general, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares. 11.2

88 Fuerzas intermolecularesFuerzas dipolo-dipolo Fuerzas de atracción entre moléculas polares Orientación de moléculas polares en un sólido 11.2

89 Fuerzas intermoleculares entre dos sustancias de diferente naturalezaFuerzas ion-dipolo Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar Interacción ion-dipolo 11.2

90 Fuerzas intermolecularesFuerzas de dispersión de London Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas Dipolo inducido Catión Interacción ion-dipolo inducido Dipolo inducido Dipolo Interacción dipolo-dipolo inducido 11.2

91 Fuerzas intermolecularesFuerzas de dispersión continua Polarización es la facilidad con que la distribución del electrón en el átomo o molécula puede distorsionarse La polarización aumenta con: mayor número de electrones más difusa la nube del electrón Las fuerzas de dispersión normalmente aumentan con la masa molar 11.2

92 ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares existe entre cada una de las moléculas siguientes?HBr HBr es una molécula polar: fuerzas dipolo-dipolo. Hay también fuerzas de dispersión entre las moléculas HBr. CH4 CH4 es no polar: fuerzas de dispersión. S O SO2 SO2 es una molécula polar: fuerzas dipolo-dipolo. Hay también fuerzas de dispersión entre las moléculas SO2. 11.2

93 Fuerzas intermolecularesPuente de hidrógeno El Puente de hidrógeno es una interacción especial dipolo-dipolo entre ellos y el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N, o F. A H … B o A y B son N, O, o F 11.2

94 ¿Por qué el enlace de hidrógeno se considera una interacción “especial” dipolo-dipolo?Masa molar decreciente Punto de ebullición decreciente Grupo 6A Grupo 7A Punto de ebullición Grupo 5A Grupo 4A Periodo 11.2

95 Propiedades de los líquidosTensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área Fuerza intermolecular grande Alta tensión superficial 11.3

96 Propiedades de los líquidosCohesión es una atracción intermolecular entre moléculas semejantes Adhesión es una atracción entre moléculas distintas Adhesión Cohesión 11.3

97 Propiedades de los líquidosViscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir Fuerza intermolecular fuerte Alta viscosidad 11.3

98 Velocidad de condensación evaporación Equilibrio dinámico establecidoPresión de vapor de equilibrio es la presión de vapor medida cuando hay un equilibrio dinámico entre la condensación y la evaporación. H2O (l) H2O (g) Velocidad de condensación evaporación = Equilibrio dinámico Equilibrio dinámico establecido Velocidad de evaporación Velocidad Velocidad de condensación Tiempo 11.8

99 la presión de vapor de un líquidoAparatos para medir la presión de vapor de un líquido Vacío Espacio vacío Líquido Líquido Antes de la evaporación En equilibrio 11.8

100 Presión de vapor contra temperaturaCalor molar de vaporización (DHvap) es la energía requerida para evaporar 1 mol de un líquido. ln P = - DHvap RT + C Ecuación Clausius-Clapeyron P = (equilibrio) presión de vapor T = temperatura (K) R = constante de gas (8.314 J/K•mol) Presión de vapor contra temperatura Éter dietílico Agua Mercurio Presión de vapor (atm) Temperatura °C 11.8

101 El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual un líquido hierve cuando la presión externa es 1 atm. 11.8

102 SUSTANCIAS COVALENTES NO MOLECULARES (CNM)No conducen la electricidad ni en estado líquido, ni en estado sólido ni en solución acuosa. Tienen puntos de fusión muy elevados. Están constituidas por enormes entramados de tamaño indefinido llamados redes covalentes. La estructura de la red consiste en un número muy grande de núcleos y electrones conectados entre sí mediante una compleja cadena de enlaces covalentes típicos (la interacción eléctrica entre 2 núcleos y un par de electrones). Ejemplos: diamante (C), cuarzo (SiO2), etc.

103 El sólido o cristal atómico se forma cuando un átomo se une a otros, que a su vez para saturar su valencia se deben unir todavía a otros siguientes, y así sucesivamente formando una red tridimensional que es lo que se denomina cristal atómico. Es decir cada átomo está unido a los restantes por enlaces covalentes resultando una red covalente no molecular. Este es el caso del diamante.