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11/4/2019

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Química I – Tecnólogo en Minería

Enlace Químico

Contenido

o Introducción

o Enlace químico

o Enlace iónico‐ Energía de Red

o Enlace covalenteo Estructuras de Lewiso Electronegatividado Modelo RPECVo Enlace‐Valencia

o Enlace Metálicoo Aleaciones

o Fuerzas intermoleculares

o Dipolo‐Dipolo

o Fuerzas de Dispersión de London

o Puentes de Hidrógeno

o Propiedades de los compuestosrelacionadas con el enlace

✓El desarrollo de la tabla periódica y la configuración electrónica, dieron a los químicosfundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos.

✓Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo llegan a una situacióndemínima energía, o lo que es lo mismo,máxima Estabilidad.

✓Para unirse, los átomos ceden, ganan o comparten electrones con otros átomos.

✓Los electrones más externos, o electrones de valencia son los responsables de estaunión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

Introducción¿Por qué se unen los átomos?

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Para conocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electronesno cambia en una reacción química, se emplea el sistema de puntos desarrollado por Lewis.

IntroducciónSímbolos de Lewis

✓Forma sencilla de representar los enlaces y loselectrones de valencia de los átomos.

✓Cada electrón de valencia se representa por unpunto

✓Se colocan en los 4 lados del símbolo químicodel elemento, hasta un máximo de 8electrones.

https://commons.wikimedia.org/w/index.php?title=File:Lewis_Diagram_of_HOBr.png&oldid=224704688

IntroducciónEjemplos de símbolos de Lewis

H 1s1

C [He] 2s2 2p2

O [He] 2s2 2p4

Ne [He]2s2 2p6

Enlace Químico

¿De qué depende que se forme un tipo u otro de enlace?

De la configuración electrónica de los átomos que intervienen en el enlace

Enlace Químico: Se denomina ENLACE QUÍMICO a las uniones entre átomos que surgen al ceder, ganar ocompartir electrones, con el fin de lograr la configuración electrónica más estable

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✓Enlace iónico : unión entre iones de carga opuesta(Metal + No Metal)

✓Enlace covalente: unión entre átomos que comparten electrones(No Metal + No Metal)

✓Enlace metálico: unión entre elementos metálicos

Enlace Químico

Tipos de enlace químico:

https://www.flickr.com/photos/wlodi/252462355

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ethylammonium‐nitrate‐3D‐balls.png

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Copper_crystals.jpg

Contenido

o Introducción

o Enlace químico





o Dipolo‐Dipolo




Enlace iónico

Enlace debido a fuerzas electrostáticas que existen entre iones de carga opuesta

Formarán enlace iónico: átomos que tiendan a ceder electrones con facilidad (izquierda de la table

periódica)‐ E ionización baja

con átomos que tiendan a ganarlos fácilmente (derecha de la tabla periódica) –Afinidad Electrónica alta

Enlace iónico :Metal + No Metal

Ej: Na y Cl ( NaCl); K y Br (KBr); Li y F (LiF)

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¿Cómo se forma el enlace iónico?

Ej: NaCl

Na11: 1s2 2s22p6 3s1

Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5

REGLA DEL OCTETO: Los átomos tienden a tener 8 electrones en su última capa, para adquirir la configuración más estable (gas noble)

https://www.flickr.com/photos/wlodi/252462355

Enlace iónico

Ej: NaCl

Na11: 1s2 2s22p6 3s1 ‐1 e Na+

El sodio al perder 1 electrón, se queda con 8 e‐ en el nivel 2

Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5 +1 e Cl‐

El cloro al ganar 1 electrón, consigue 8 e‐ en su ultima capa.

Enlace Ionico

Enlace iónico

El sodio le cedió un electrónal cloro que lo ganó

Ambas especies de signo contrario seatraen y se unen formando uncompuesto: NaCl

Se han formado los iones Na+ y Cl‐

Enlace Ionico

Enlace iónico

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Energía de ionización

Afinidad electrónica

Su variación en la tabla periódica nosayuda a predecirqué elementosformarán enlace

iónico

Enlace iónico

La EI (energía de ionización) y la AE (afinidad electronica) se definen para procesos enfase gaseosa

Y los compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25 oC

Enlace iónico

¿Cómo evaluamos la estabilidad de un compuesto iónico?

Reacción Exotérmica: Reacción química que desprende energía(∆H < 0, negativa)

Reacción Endotérmica: Reacción química que absorbe energía(∆H > 0, positiva)

Enlace Ionico

Cantidad de energía absorbida o cedida por un sistemaSu variación es ∆H (Hf‐Hi)

Enlace iónico

Usando la entalpía H

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Enlace Ionico

Energía de Red: es la Energía necesaria para separar totalmente un mol de uncompuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.

NaCl (s) → Na+ (g) + Cl‐ (g) ∆H = ‐ ∆H red

Enlace iónico

Iones de cargasopuestas se

atraen

Formación de red (estructura) cristalina

Liberación de energía

Con la Energía de Red, podemos medir la estabilidad de los compuestos iónicos

Energías en la reacción de formación del NaCl

Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) R. Exotérmica

Na (s) E de sublimación Na (g) E. de Ionización Na+ (g)

½ Cl2 (g)E de Disociación Cl (g) A. Electrónica Cl‐ (g)

∆H > 0

∆H > 0

∆H > 0 ∆H < 0

Enlace IonicoEnlace iónico

✓ Si la mayoría de las etapas de la reacción son endotérmicas (necesitanaporte de energía para que ocurran, ¿por qué se forma el NaCl?

✓ Y ¿por qué la reacción es Exotérmica?

Variación de la E de red teniendo en cuenta carga y tamaño

La Energía de Red se puede calcular mediante al Ley de Coulomb:

La magnitud de la Energía de Red depende de:

✓ la carga de los iones✓ del tamaño de los iones

Enlace Ionico

E αQ+ Q-

r

Enlace iónico

La Energía de Red:

aumenta a medida que aumenta la carga, y

aumenta a medida que disminuye el radio

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Energías de Red y puntos de Fusión

Enlace IonicoEnlace iónico

Compuesto Energía de red (kJ/mol) Punto de fusión (oC)

LiF 1017 845

LiCl 828 610

LiBr 787 550

LiI 732 450

NaCl 788 801

NaBr 736 750

NaI 686 662

KCl 699 772

KBr 698 735

KI 632 680

MgCl2 2527 714

Na2O 2570 Sub*

MgO 3890 2800

Existe cierta correlación entre Energía de Red y Puntos de Fusión:

Enlace iónico

Compuesto Energía de red (kJ/mol) Punto de fusión (oC)

LiF 1017 845

LiCl 828 610

LiBr 787 550

LiI 732 450

Mayor Ered Mayor Pfusión

Sólido + estable

Iones unidos con mayor fuerza

Mayor energíapara fundir el

sólido

Enlace iónico

Algunas estructuras cristalinas de compuestos iónicos

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Magnesium‐iodide‐xtal‐3D‐ionic.png

MgI2

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sodium‐fluoride‐3D‐ionic.png

NaF

CsF2

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Caesium‐fluoride‐unit‐cell‐3D‐ionic.png

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https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:Nacl‐structure.jpg

NaCl

Propiedades de los compuestos iónicos

✓ Forman estructuras cristalinas✓ No forman moléculas✓ Los átomos ocupan posiciones muy ordenadas✓ Cada ion se rodea de iones de signo contrario✓ Son duros, pero frágiles ya que se rompen con facilidad✓ Conducen la corriente eléctrica en disolución

Enlace iónico

Contenido

o Introducción

o Enlace químico





o Dipolo‐Dipolo




Unión entre átomos que comparten electrones para obtener la configuración electrónica masestable (8 electrones en su capa de valencia)

O [He] 2s2 2p4 O + O O2

Enlace covalente

O O O O

4 electrons compartidos

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H 1s1 H. + .H H : H ó H ‐ HH 1s1

Cl2 Cl [Ne]3s23p5

Cl [Ne]3s23p5 : Cl – Cl :

::

::

Enlace CovalenteEnlace covalente

Par de electronescompartidos

Ejemplos:

HF H 1s1

F [He]2s22p5 H– F : ::

Enlaces múltiples

Cuando los átomos completan el octeto compartiendo más de un par de electrones

Comparten un par de electrones

Comparten dos pares de electrons

Comparten tres pares de electrones

Enlace covalente

::

::

: Cl‐Cl : O=O.. ..

.. .. :NΞN:

Por regla general: la distancia entre dos átomos (distancia de enlace)disminuye al aumentar el número de electrones compartidos

¿Cómo dibujamos las estructuras de Lewis?

Ejemplo: PCl3 P [Ne] 3s23p3 Cl [Ne] 3s23p5

26 electrones de valencia

2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar que átomos están unidos entre sí.

1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos


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3. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central

::

::

::

:

:

:Uso 24 electrones de los 26 de valencia

4. Colocar los electrones que sobran en el átomo central

::

::

::

:

:

: El átomo central posee 8 electrones, entoncescompletamos el octeto

5. Si no hay suficientes electrones de valencia para que el átomo central complete elocteto, se prueba con múltiples enlaces

Enlace Covalente

Polaridad de los enlaces

Nos permite comprender como están compartidos los electrones en un enlace covalente.

Cuando los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos ENLACECOVALENTE NO POLAR

Cuando uno de los átomos ejerce más atracción sobre los electrones tenemos un ENLACECOVALENTE POLAR

Enlace covalente

Se relaciona con:

Su energía de ionización

Su afinidad electrónica

Propiedad del átomo aislado: mide la fuerza con laque se aferra a sus electrones

Propiedad del átomo aislado: mide la fuerza con la queatrae electrones adicionales

Enlace CovalenteElectronegatividad

Capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrons hacia sí

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Si tiene energía de ionización muy alta y además afinidad electrónica muy alta, se negará aperder sus electrones y tenderá a ganar más

SERA MUY ELECTRONEGATIVO


Electronegatividad y polaridad del enlace

F2 HF LiF

Diferencia de Electronegatividad

0 1,9 3,0

Polaridad del enlace COVALENTE NO POLAR

COVALENTE POLAR IONICO

El F atrae parte de la densidad electrónicadejando cargas parciales

δ‐δ+


Covalente NO POLAR IONICO

Covalentes POLARESse diferencian en el grado de polaridad

Electronegatividad y polaridad del enlace

Electronegatividad

F2 HF LiF

Diferencia de Electronegatividad

0 1,9 3,0

Polaridad del enlace COVALENTE NO POLAR

COVALENTE POLAR IONICO

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δ-δ+

MOLECULA POLAR

+

Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero signo opuesto estánseparadas cierta distancia se establece un DIPOLO

Enlace Covalente

La medida de la magnitud se llamaMOMENTO DIPOLAR (µ)

Enlace covalente

Estructuras de resonancia

O O O

::

:

:::

Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar exactamente con una únicaestructura de Lewis

La distribución de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas pero la distribuciónde los electrones no.

La molécula real esta descripta por el promedio de las dos

O O O

::

:

::

:

Enlace Covalente

Ejemplo CO32‐

:

Enlace covalente

Enlace Covalente

Estructuras de resonancia

Enlace covalente

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Benzene‐resonance‐structures.svg

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Excepciones a la Regla del Octeto

Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones

Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be ode B no llegan a tener 8 electrones

Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– )


Para no‐metals del 2do período en adelante existen orbitales “d”permitiendo más de 4 enlaces

composición y enlaces covalentes

: :

:

::

: :

::

::

:


Estructura de Lewis

Disposición tridimensional

Se puede anticipar la geometría teniendo en cuenta el número de electrones que rodea al átomocentral, porque :

Los átomos se van a ubicar en el espacio de manera que “SE MOLESTEN” MENOS

Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula

Enlace covalente

La geometría afecta a sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo: punto de fusión, ebullición,la densidad, tipo de reacciones en que pueden participar…

Geometría molecular

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La molécula de CCl4 queda definida geométricamente como un tetraedrocon una longitude de enlace de 1.78 Å (Tetraedro, ángulo 109º)

Las menores repulsiones entre los átomos de C‐Cl se dan cuando los 4Cl se orientan en losvértices de un tetraedro

Enlace covalente

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Tetrahedral‐3D‐balls.png

MOLECULAS TIPO ABn

AB2 ¿Cómo orientamos una molécula de 3 átomos en el espacio?

LINEAL ANGULAR


CO2

O=C=O

https://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Carbon‐dioxide‐3D‐balls.png

https://en.wikipedia.org/wiki/Triatomic_molecule

H2O

H‐O‐H

TRIGONAL PLANA PIRAMIDE TRIGONAL

Enlace Covalente

MOLECULAS TIPO ABn

AB3

Enlace Covalente

¿Cómo orientamos una molécula de 4 átomos en el espacio?

120o

https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:AX3E0‐3D‐balls.pnghttps://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:Pyramidal‐3D‐balls.png

Enlace covalente

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MODELO RPECV(Repulsión del par electrónico de la capa de valencia)

PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES

PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES

¿Por qué no se orientan en el plano con ángulo de 120º?

La forma también depende de los electrones no enlazantes. Todos los electrones se orientan de manera de minimizar las repulsiones.

¿Quiénes tendrán estructura trigonal plana?


¿Por qué la forma no es un tetraedro entonces?

Porque la geometría molecular es la disposición de los átomos en el espacio

Los electrones no enlazantes no forman enlaces, pero influyen en la geometría, estánocupando una zona del espacio, pero no forman enlaces

FORMA DEL NH3 :PIRAMIDE TRIGONAL

Enlace Covalente

MOLECULAS TIPO ABn

AB3

Enlace covalente

2. Ordenamos en el espacio, tanto electrones enlazantes como no enlazantesde manera de minimizar las repulsiones

3. Sólo consideramos los enlazantes para obtener la geometría molecular

Enlace CovalenteEnlace covalente¿Cómo predecimos la geometría molecular?

1. Dibujamos las fórmulas de Lewis

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Geometría de dominios

electrónicos enfunción del

número de pares de electronesenlazantes

Geometríamolecular con 2, 3 y 4 pares de electrones

¿Qué efecto tienen los electrones NO enlazantes sobre los ángulos deenlace?

109,5o

107o 104,5o

Los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de pares deelectrones no enlazantes

¿Por qué?

Enlace covalente

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2 pares de e‐enlazantes2 pares e‐ NO enlazantes

ANGULAR

3 pares de e‐enlazantes

TRIGONAL PLANA

4 pares de e‐enlazantes

TETRAÉDRICA

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Acetic_acid_atoms.svg

El modelo RPENV explica la geometría de las moléculas pero no explica porqué existeel enlace entre los átomos, MECANICA CUANTICA

La combinación del concepto de Lewis (enlaces por pares de electrones) con la idea delos orbitales atómicos da origen a un nuevo modelo


TEORÍA DE ENLACES DE VALENCIA

La formación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital

atómico de valencia de un átomo se fusiona con el de otro átomo, ocurriendo un

solapamiento de ambos orbitales

Enlace covalente

TEORÍA DE ENLACES DE VALENCIA

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hybrydyzacja_sp.svg

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H2

HF

H 1s1

F [He]2s22p5

Enlace Covalente

H. H.

1s1 1s1

H H:

Enlace covalente

Para explicar la geometría de moléculas poliatómicas suponemos que los orbitalesatómicos de un átomo se “mezclan” para formar nuevos orbitales ORBITALES HÍBRIDOS

La forma de los orbitales híbridos es diferente de la de los orbitales originales

El proceso por el cual se forman los orbitales híbridos se denomina HIBRIDACIÓN

El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitaleshíbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinan


Orbitales hírbidos sp

BeF2 : ::

::

:

La teoría de RPECV predice que es lineal, ¿Cómo lo predecimos con la teoría de enlaces de valencia?

F [He]2s22p5 El electrón no apareado del F está en un orbital 2p

Se va a aparear con un electrón no apareado del Be pero… ¿con cuál?

Be [He]2s2


Be (Z=4) = 1s2 2s2

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No tiene electrones no apareados en su estado basal entonces no podría formar enlaces

Pero…promueve un electrón a un orbital p para poder formar el enlace, este procesorequiere energía

Pero los dos electrones no serán iguales porque uno está en un orbital 2s y el otro en uno2p

No hemos explicado la estructura del BeF2, que sabemos es lineal con ambos enlacesiguales

Enlace CovalenteEnlace covalenteBe (Z=4) = 1s2 2s2

2p1S 2S

Tenemos que hibridar el orbital 2s con uno de los orbitales 2p para generar dos nuevosorbitales idénticos

Como son idénticos y apuntan en direcciones opuestas, la moléculaes lineal


La promoción de electrones requiere energía, entonces, ¿por qué se propone este modelo?

Estos orbitales tienen un lóbulo más grande y por lo tanto se solapan mejor a otros átomosque los orbitales atómicos no híbridos, entonces lo hacen con mayor fuerza y el resultado esun enlace más fuerte

La energía liberada por la formación del enlace compensa con creces la energía que debeintervenir en la promoción de electrones


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Orbitales hírbidos sp2Los 3 orbitales híbridosestán en el mismo planoAngulo 120 o

120o

B:F: :F:

:F:

:

: :

2s 2p 2s 2p

sp2 2p

Promoción de e‐

Hibridación

Enlace covalente

Orbitales híbridos sp3

El C forma 4 enlaces, todos ellos híbridos

Cada uno tiene un lóbulo grande que apuntahacia los vértices de un tetraedro

Enlace covalente

2s 2p 2s 2p

sp3

Hibridación

Promoción de e‐

Enlace covalente

https://en.m.wikipedia.org/wiki/File:Sp3_hybridization_of_H2O.jpg

Ejemplo H2O

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Un mismo átomo puede formar más de un tipo de orbitales híbridos, por ejemplo el Cforma enlaces con orbitales sp3, sp2 y sp

Existen los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 pero no los vamos a estudiar

Muchas veces para predecir la hibridación necesitamos saber la geometría, por lo tanto sonmodelos complementarios

Enlace covalente

1. Dibujar la estructura de Lewis

2. Determinar la geometría empleando RPECV

3. Especificar los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a los pares de electrones en

base a su geometría

Enlace covalente

¿Cómo predecimos la geometría usando la teoría de RPECV y la de Enlaces de Valencia?

Enlaces multiples

Cuando la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo de la línea queconecta a los núcleos el enlace se denomina ENLACE SIGMA σ

En el caso de enlaces múltiples tenemos ENLACES PI πSe deben al resultado de solapamiento de orbitales p orientados perpendicularmente al ejeinternuclear.

Enlace covalente

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sigma‐pi_bonding.png

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Todos los enlaces son de 120o

sugiere hibridación sp2

No híbrido, orientadoperpendicular al plano quecontiene los tres orbitales sp2

Hacen más rígidas a lasmoléculas

Enlace covalente

https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:Ethene‐2D‐flat.png

Eteno

Molécula plana, sugiere hibridación sp

Cada carbono emplea un orbital sp paraformar el enlace C‐C y dos orbitales p nohíbridos perpendiculares entre si

Enlace covalente

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Acetylene.JPG

Etino o Acetileno

Contenido

o Introducción

o Enlace químico





o Dipolo‐Dipolo




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Las fuerzas intermoleculares, son mucho más débiles que los enlaces tanto iónicoscomo covalentes

Se requiere menos energía para evaporar un líquido o fundir un sólido, que pararomper enlaces covalentes en las moléculas

Son fuerzas de atracción entre las moléculas

Son las responsables de las propiedades macroscópicas de la materia, como punto de fusión, ebullición…

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de atracción entre moléculas:

Fuerzas Ión‐ Dipolo

Fuerzas de Van der Waals

Dipolo‐Dipolo

Dispersión de London

Enlaces de Hidrógeno


https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Schematic_of_a_cation_interacting_with_a_dipolar_molecule.png

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Dipole_interactions.png

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:3D_model_hydrogen_bonds_in_water.jpg

Fuerzas ION–DIPOLO: fuerzas de atracción entre moléculas cargadas (iones) y neutras

Entre un ión y la carga parcial de un extremo deuna molécula polar

La magnitud de la atracción aumenta

Al aumentar:✓ La carga del ion✓ y/o la magnitud del momento dipolar✓ disminuir la distancia


+ +‐

+‐

+ ‐

+‐

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Muy importante en disoluciones desustancias iónicas en líquidospolares

Fuerzas químicasFuerzas intermoleculares

El agua disuelve compuestos iónicos

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:214_Dissociation_of_Sodium_Chloride_in_Water‐01.jpg

FUERZAS DIPOLO – DIPOLOEntre moléculas neutras

Se atraen cuando el extremo positivo de uno de ellas esta cerca delextremo negativo de la otra


FUERZAS DIPOLO – DIPOLO

Fuerzas químicas

Efectivas cuando las moléculas están muy juntas

✓ Para moléculas con masas y tamaños similares, la intensidad de la atracción aumenta alaumentar la polaridad

✓ Para moléculas de polaridad similar, aumenta al disminuir el tamaño

✓Más débiles que las ion‐dipolo


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FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON

Entre moléculas no polares no existen fuerzas DIPOLO‐ DIPOLO

Sin embargo debe existir algún tipo de interacción de atracción entre ellas

LONDON reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o moléculacrea un momento dipolar instantáneo


Distribución temporal de los dipoloscuando las moléculas estánseparadas

Dipolos temporales complementarios cuando las moléculas están en contacto

✓ Sólo son significativas cuando las moléculas están muy cerca una de otras

POLARIZABILIDAD: La facilidad con la que la distribución de cargas en una moléculapuede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico externo


Las moléculas más polarizables tienen fuerzas de dispersión de LONDON más intensas

Las moléculas más grandes tienden a ser más polarizables (mayor número deelectrones y más alejados del núcleo)

INTENSIDADES RELATIVAS ENTRE ATRACCIONES DIPOLO – DIPOLO Y DE LONDON

1. Si las moléculas tienen formas y pesos moleculares similares, las fuerzas de dispersionserán aproximadamente igualesLas diferencias entre las magnitudes de las fuerzas de atracción estarán dadas por lasinteracciones dipolo – dipolo, por lo tanto las más polares tienen las interacciones másfuertes

2. Si difieren significativamente en su peso molecular, las fuerzas de dispersión de Londonsuelen ser las decisivas, las moléculas con mayor masa tendrán las atracciones másfuertes


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ENLACES DE HIDROGENO

Tipo especial de atracción intermolecular entre átomos de H de un molécula polar y un parde electrones no enlazantes en un ión o átomo electronegativo pequeño cercano


https://commons.wikimedia.org/wiki/File:3D_model_hydrogen_bonds_in_water.jpg

Fuerzas químicas

ENLACES DE HIDRÓGENO


✓Generalmente se da en un enlace polar(particularmente H‐F, H‐O, H‐N) y un par deelectrons no enlazantes de un ión o átomopequeño electronegativo cercano,usualmente de F, O o N de otra molécula

✓Son atracciones dipolo – dipolo únicas

✓Más intensas que las de dispersión deLondon

Desempeñan un papel importante en muchos sistemas biológicos

✓ Estabilizan la estructura de las proteínas

✓ Estabilizan la estructura del ADN


https://es.m.wikipedia.org/wiki/Archivo:TRNA‐Phe_yeast_1ehz.png

https://en.wikipedia.org/wiki/DNA#/media/File:DNA_Structure%2BKey%2BLabelled.pn_NoBB.png

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Contenido

o Introducción

o Enlace químico





o Dipolo‐Dipolo




Usos de metalesEnlace metálico

Metales

Propiedades físicas

Lustre característico de la superficie metálica

Conductividad térmica

Conductividad eléctrica

Maleabilidad (se pueden martillar para formar hojas delgadas)

Ductibilidad (se estiran para formar alambres)

Los átomos son capaces de deslizarse

Sólidos iónicos ni cristales de compuestos covalentes presentanesta propiedad

Enlace metálico

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Los metales forman estructuras sólidas donde los átomos están empaquetados de forma compacta

El número de electrones de valencia disponibles para formar enlace de par electrónico es insuficiente

Cada átomo metálico comparte sus e‐ de valencia con todos sus vecinos

Enlace metálico

Modelo de mar de electrones

Modelo 1 ‐ Sencillo

Metal “Formación de cationes metálicos en un “mar” de electrones de valencia”

Electrones:

Confinados al metal por atracciones electrostáticas Distribuidos uniformemente en toda la estructura Ningún electrón está confinado a algún ión metálico

Enlace metálico


Conductividad térmica:Se explica en función de la movilidad de los electrones (transferencia de energíacinética por todo el sólido)

Capacidad de deformación (maleabilidad y ductibilidad):Los átomos metálicos forman enlaces con muchos vecinos

Redistribución de los e‐ y adaptación a los cambios de posición de los átomos

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Este modelo no explica muchas propiedades de los metales

Ejemplos:

Fuerza de enlace‐ Punto de fusiónDureza‐ Punto de ebullición

Debería de aumentar con el aumento del número de e‐ de valencia

Modelo basado en la teoría de orbitales moleculares (OM)

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Modelo de OM para metales‐ Teoría de bandas

Los e‐ pueden estar deslocalizadosBenceno

ENLACE METÁLICO

Los orbitales de valencia se solapan con los de varios átomos vecinos y estos a su vez se superponencon orbitales atómicos (OA) de otros

Solapamiento de OA da lugar a OM de enlace y de antienlace

En metales son muchos los OA que se solapan por tanto también el de OM

Enlace metálico

Modelo de OM para metales‐ Teoría de bandas

✓ La interacción de todos los OA de valencia de cada átomo con los OA de los demás danorigen a un número enorme de OM que se extienden por toda la estructura del metal

✓ Diferencia de energía entre OM muy pequeña BANDA

✓ BANDA DE ENERGÍA: banda continua de estados energéticos permisibles

e‐ disponibles para el enlace no completan los OM disponibles

La banda de energía está parcialmente llena

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Modelo de OM para metales‐Teoría de bandas

✓ Banda de energía parcialmente llena es lo que confiere las propiedades metálicascaracterísticas

• Con un mínimo aporte de energía los e‐ pueden moverse a nivelesvacantes y así desplazarse libremente por toda la red

Conductividad térmica y eléctrica

• Punto de fusión: cantidad de OM de enlace y de antienlace

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Aleaciones

Material que contiene más de un elemento y tiene propiedades características de los metales

Utilizada para modificar propiedades de metales puros

Tipos de aleaciones

En disolución: mezclas homogéneas, componentes dispersos al azar y uniformemente

Aleaciones de sustitución

Aleaciones intersticiales(con átomos no metálicos)Aumenta dureza, resistencia y reduce ductibilidad

Enlace metálico

AleacionesAleaciones intersticiales:

ACERO: aleación de Fe y C (hasta 3%) – más duro y resistente

Acero dulce: hasta 0.2% de C maleables y dúctiles (cables, clavos, cadenas)

Acero mediano: de 0.2 a 0.6% de C más tenaces (rieles y vigas)

Acero al alto carbono: de 0.6 a 1.5% de C (cuchillos, herramientas, etc)

ACERO de aleación: con V, Cr, resistencia física, a la fatiga y corrosión

ACERO INOXIDABLE: 0.4% de carbono, 18% de cromo y 1% de níquel

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Aleaciones heterogéneas:Aleaciones

Los componentes no se hallan dispersos de forma uniforme

Las propiedades dependen de la composición y además de la manera como se forma el sólidoa partir del fundido

Acero: Perlita tiene dos fases una de Fe casi puro y otra de Fe3C dispuestas en capas alternativas

Compuestos intermetálicos:

Aleaciones homogéneas con propiedades y composición definidaCuAl2 duraluminioNi3Al motores de avionesCr3Pt recubrimiento de navajas de rasurar

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Aleaciones comunes

Bronce: Cu y Sn

Latón: Cu y Zn

Amalgamas de odontología: Hg, Ag, Sn y Cu

Nitinol®: Ni, Ti (acrónimo de Ni‐Ti‐Naval Ordnance Laboratory)

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