Enlaces quimicos

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Enlaces quimicos

  1. 1. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUÍMICA GENERAL Carreras: Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería enAgrimensura, Licenciatura en Física, Prof. en Física Unidad IV: Enlace Químico
  2. 2. CONCEPTO DE ENLACELos enlaces químicos son las fuerzas quemantienen unidos a los átomos en lasmoléculas de los elementos (O2 y Cl2); decompuestos (CO2 y H2O) y de metales. Los átomos se combinan con el fin de alcanzaruna configuración electrónica más estable.La estabilidad máxima se produce cuando unátomo es isoelectrónico con un gas noble.Solo los electrones externos de un átomopueden ser atraídos por otro átomo cercano. En la formación de enlaces químicos solointervienen los electrones de valencia. valencia
  3. 3. Símbolos de LewisLos símbolos de puntos o de electrón punto,llamados símbolos de Lewis son una forma útilde mostrar los electrones de valencia de losátomos y de seguirles la pista durante la formaciónde enlaces. El símbolo de electrón punto para un elementoconsiste en el símbolo químico del elemento, masun punto por cada, electrón de valencia. El símbolo del elemento representa el núcleoy los electrones internos, es decir, el interior delátomo. Los símbolos de Lewis se usanprincipalmente para los elementos de losbloques s y p
  4. 4. 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 estánformados por un metal del grupo IA o IIA y unhalógeno u oxigeno.Los metales alcalinos y alcalinotérreos (baja energíade ionización) son los elementos con más posibilidadde formar cationes y los halógenos y el oxigeno(electroafinidad alta), los más adecuados paraformar aniones.
  5. 5. Enlace iónicoEjemplo: Mediante el empleo de símbolos deLewis, represente la reacción entre un átomo delitio y un átomo de fluor para formar LiF − × ••  ••  Fórmula Li+ • F•• → Li + +  × F••  •• •  ••  empírica: LiF  
  6. 6. Enlace iónico Si el catión y el anión no tienen la misma carga, las cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro . 2− × • •• •× •  + •• Li2O 2 Li+ O → 2Li +  • O •  ••  ••  3− × • •• • 2+ × •  ••3 Mg + 2 N → 3Mg + 2  • N×  × •  •× 
  7. 7. 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 en 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, al estado fundido. •Al estado sólido son malos conductores de la electricidad.
  8. 8. Estos compuestos son enormes agregados decationes y aniones que tienen una disposiciónespacial determinada. Una medida de laestabilidad de un sólido iónico es su energíareticular, o energía de red cristalina del sólido,que se define como la energía requerida paraseparar completamente un mol de un compuestoiónico sólido en sus iones en estado gaseoso.NaCl (s)  Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hred =788kJ/mol
  9. 9. Las energías de red son difíciles de medirexperimentalmente, por lo general se calculanempleando los ciclos de Born Haber. Los valores de las energías de red dependen de lascargas y del tamaño de los iones implicados.El proceso inverso, la formación de un compuestoiónico sólido a partir de sus iones gaseosos es unproceso exotérmico.Ejercicios:Describa la formación de los siguientes compuestosiónicos a partir de los átomos respectivos:a) óxido de aluminio, b) hidruro de litio, c) nitruro demagnesio, d) fluoruro de calcio. Escriba las fórmulas delos compuestos formados.
  10. 10. Enlace CovalenteG. Lewis propuso que los enlaces químicos en lasmoléculas se forman cuando los átomos compartenpares de electrones externos. Un átomo puedeadquirir la configuración electrónica de gas noble,compartiendo electrones con otros átomos. Lewissupuso que los electrones no compartidos también seaparean. Sugirió que los grupos de ocho electrones(octetos) en torno a los átomos tienen granestabilidad.I. Langmuir sugirió el nombre de enlace covalentepara un par compartido de electrones. El enlacequímico que se forma compartiendo un par deelectrones se llama enlace covalente.
  11. 11. Enlace CovalenteLos símbolos de Lewis se combinan en estructuras deLewis, o estructuras de puntos por electrones. • •Ejemplo: la molécula de H2 • H+ H→H H • H─ H El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de H dos electrones adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio.
  12. 12. Enlace CovalenteEn el enlace covalente cada electrón del parcompartido es atraído por los núcleos deambos átomos. Esta atracción mantieneunidos a los dos átomos en la moléculade H2 y es la responsable de la formaciónde enlaces covalentes en otras moléculas.
  13. 13. Enlace CovalenteEn átomos polielectrónicos, solo participanlos electrones de valencia en laformación de enlaces covalentes.Los pares de electrones de valencia que noparticipan del enlace, o electrones nocompartidos (o no enlazantes), se denominanpares libres o pares solitarios. •• •• •• ••• •• •• F • + •F • → • F • •F • • •• •• •• • • •• •• • •F− F • •• •• Pares libres
  14. 14. Estructuras de LewisUna estructura de Lewis es la representación deun enlace covalente, donde el par electrónicocompartido se indica con líneas o como pares depuntos entre átomos, y los pares libres, nocompartidos se indican como pares de puntosalrededor de los átomos individuales. Solo semuestran los electrones de valenciaEjemplo: molécula de H2O •• •• H × •O • × H o H- O -H •• ••
  15. 15. REGLA DE OCTETOREGLA DE OCTETO, formulada por Lewis:”Un átomo diferente del hidrogeno tiende aformar enlaces ganando, perdiendo ocompartiendo electrones, hasta quedar rodeadopor ocho electrones de valencia”.Un octeto significa tener cuatro pares de electronesde valencia dispuestos alrededor del átomo. La regladel octeto funciona principalmente para loselementos del segundo periodo de la tablaperiódica. Estos elementos tienen subniveles 2s y 2pque pueden contener un total de ocho electrones.
  16. 16. Tipos de enlaces covalentes •Enlace 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 no polar: los electrones se comparten por igual entre dos átomos, por ejemplo: 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. •Enlace covalente dativo: ambos electrones compartidos provienen de uno solo de los átomos enlazados →  δ+ δ− Las letras griegas δ + y δ - H : Cl H− F simbolizan las cargas negativas y positivas parciales creadasLa molécula de cloruro de hidrógeno, es polar porque tiene unenlace covalente polar.
  17. 17. Compuestos covalentes-Propiedades Compuestos covalentes son aquellos que solo contienen enlaces covalentes.•La mayoría de los compuestos covalentes soninsolubles en agua• Si se llegan a disolver las disoluciones acuosas noconducen la electricidad, porque estos compuestosson no electrolitos.•Al estado líquido o fundido no conducen laelectricidad porque no hay iones presentes.
  18. 18. Tipos de compuestos covalentesa) Moleculares: existen como moléculasindependientes, se presentan en estado gaseoso(ejemplo Cloro), líquido (ejemplo: bromo), o sólido(ejemplo yodo)b) Macromoleculares: son grandes agregados deátomos que se hallan unidos por enlaces covalentes(ejemplo: diamante, grafito, cuarzo), poseenelevado punto de fusión, son poco volátiles.Con excepción del grafito, no conducen la corrienteeléctrica.
  19. 19. Polaridad de los enlaces y electronegatividadLa electronegatividad es una propiedad que ayuda adistinguir el enlace covalente no polar del enlacecovalente polarSi existe una gran diferencia de electronegatividadentre los átomos, tenderá a formar enlaces iónicos(NaCl, CaO)Si los átomos tienen electronegatividades similarestienden a formar entre ellos, enlaces covalentespolares porque el desplazamiento de la densidadelectrónica es pequeño.Solo los átomos de un mismo elemento, con igualelectronegatividad pueden unirse por medio de unenlace covalente puro.
  20. 20. Ejercicios:1.- a) Cuántos enlaces covalentes hay en unamolécula de cloruro de hidrógeno?, b) Cuántos paresde electrones no compartidos tiene?2.- Use la tabla periódica para: a) ordenar lossiguientes átomos por electronegatividaddecreciente: Br, Cl, Fe, K, Rb; b) marcar los átomosunidos con los enlaces con cargas parciales positivas(δ +) y negativas (δ -): i) Al – F y Al – Cl, ii) C – Si yC – C; iii) K – Br y Cu – Br; iv)Mg – Cl y Ca – Cl.
  21. 21. PASOS A SEGUIR PARA DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLÉCULAS O IONES POLIATÓMICOS1) a) Escribir un “esqueleto simétrico” para lamolécula o ión poliatómico. Se elige como átomocentral, el átomo con menor energía de ionización (I) omenor electronegatividad. El hidrógeno y el fluor por logeneral ocupan posiciones terminales.b) Distribuir simétricamente los átomos alrededor delátomo central.c) En los oxoácidos los átomos de H se enlazan a losátomos de oxigeno, y estos átomos de oxígeno son losque están unidos al átomo central.d) Un átomo de halógeno terminal siempre presentaun enlace simple y tres pares solitarios de electrones.
  22. 22. Método del cálculo2) Calcular los electrones de valencianecesarios (EN) para que todos los átomos de lamolécula o ión consigan configuración de gas noble(8 electrones en la última capa excepto elhidrógeno que necesita dos electrones).EN = 2e- x Nº de átomos de hidrógeno + 8e- xNº de átomos (diferente de hidrógeno)3) Sumar los electrones de valenciadisponibles (ED) para todos los átomos. Estos sonlos electrones que los átomos tienen en su últimacapa. En los aniones, sumar un electrón al totalpor cada carga negativa. En los cationes, restar unelectrón por cada carga positiva.
  23. 23. Método del cálculo4) Calcular el número de electronescompartidos (EC) como la diferencia entre elnúmero de electrones necesarios (EN) y el númerode electrones disponibles (ED). EC = EN – ED5) Calcular el número de electrones nocompartidos (ENC) como la diferencia entre loselectrones disponibles (ED) y los electronescompartidos (EC). ENC = ED – EC.6) Asignar un par de electrones a cada par deátomos enlazados. Usar enlaces dobles o triples solocuando sea necesario.7) Colocar los electrones adicionales hasta completarel octeto de cada elemento del grupo A.
  24. 24. Excepciones a la Regla del octetoa) Moléculas con número impar de electronesEn moléculas como ClO2 (19 e-); NO (11 e-); y NO2(17 e-), el número total de electrones de valencia esimpar. Es imposible aparear totalmente y lograr unocteto alrededor de cada átomo.Las especies con número impar de electrones sellaman radicales y generalmente son muyreactivas, porque pueden utilizar el electróndesapareado para formar un nuevo enlace.Un birradical es una molécula con dos electronesdesapareados, y estos se encuentran en átomosdiferentes. Es el caso de la molécula de oxigeno.
  25. 25. b) Moléculas en las que un átomo tiene menos deun octetoEl Be, B y Al, forman compuestos en los que haymenos 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).
  26. 26. Medidas experimentales, sugieren que la verdadera.estructura del BF3 es un híbrido de resonancia entretres 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 orbitales 3d disponibles que se pueden utilizar para el enlace. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido.
  27. 27. Ejercicios:1.-Dibuje las estructuras de Lewis para lossiguientes compuestos:a) Al I3, b) P Cl5 , c) ClF3, d) IF5, e) Se F4 .2.-Qué especies tienen cantidad impar deelectrones; a) Br2 , b) OH-, c) NO2, d) PCl2, e) PCl33.- Qué especies son deficientes en electrones: a) BeH2, b) CH3+, c) CH4, d) NH3, e) NH4+.
  28. 28. GEOMETRÍA MOLECULAR Y TEORÍAS DE ENLACELa forma de una molécula esta determinada por susángulos de enlace, que son los ángulos formadospor las líneas que unen los núcleos de los átomosde la molécula.Los ángulos de enlace y la longitud de enlace,definen el tamaño y la forma de la molécula.Las estructuras de Lewis nada dicen acerca de laforma de las moléculas, solo indican laslocalizaciones aproximadas de los electrones deenlace y los pares solitarios de una molécula.
  29. 29. Geometría molecular y geometría electrónicaLa geometría que adopta una molécula esaquella en la que la repulsión electrónica esmínima.La geometría molecular (GM) es la distribucióntridimensional de los átomos de una molécula.La forma de una molécula se representa indicandolas posiciones de los átomos en el espacioprescindiendo de los pares solitarios que puedatener .La disposición de los pares de electronesalrededor del átomo central (A) de una moléculaABn es la geometría de sus pares de electroneso geometría electrónica (GE).
  30. 30. MODELO RPECV o RPENV“Modelo de la repulsión de los pareselectrónicos de la capa de valencia” explica ladistribución geométrica de los pareselectrónicos que rodean al átomo central, entérminos de la repulsión electrónica entredichos pares. Es una forma sencilla de predecirlas formas de las especies que tienenelementos de los grupos principales comoátomos centrales.
  31. 31. Según este modelo los pares de electronesestarán tan alejados entre sí en el espaciotridimensional como sea posible.Este modelo propone que la forma de unamolécula o ión se puede relacionar conalguna de las cinco formas deacomodamientos de los pares de electronessiguientes:
  32. 32. Podemos predecir la geometría molecular (GM) a partirde la geometría electrónica
  33. 33. Pasos a seguir para predecir la geometría molecular con el modelo RPECV :1) Escribir la estructura de Lewis de la molécula o ion.2) Contar el número total de pares de electrones querodean al átomo central (contando los átomos y los pares nocompartidos) y acomodarlos de modo tal que se minimicenlas repulsiones entre pares de electrones. Recordar que lospares no compartidos ocupan más espacio que loscompartidos.3) Describir la geometría molecular en términos de ladisposición angular de los pares enlazantes.4) Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazanteal predecir la geometría.Las predicciones del modelo de repulsión suelen ser bastanteexactas, aunque hay excepciones y a veces se deducenformas equivocadas de algunas moléculas.
  34. 34. Si no hay pares de electrones solitarios lageometría electrónica coincide con lageometría molecular.La presencia de pares no enlazantes en unamolécula, modifica el ángulo de enlace porefecto de la repulsión electrónica y por lotanto, modifica la geometría molecularpredicha por el modelo.
  35. 35. Ejemplo de GE: tetraédrica y GM diferentesLos pares enlazantes son atraídos por los dosnúcleos de los átomos enlazados. Los noenlazantes son atraídos por un solo núcleo, por loque pueden extenderse más en el espacio. Lospares de electrones no enlazantes ejercen fuerzasde repulsión sobre los pares de electronesadyacentes y tienden a comprimir los ángulos deenlace entre los pares de electrones enlazantes.
  36. 36. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV) Esta teoría explica los enlaces covalentes en términos de orbitales atómicos. Supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. La TEV establece que una molécula se forma a partir de la reacción de los átomos, los cuales al unirse aparean sus electrones y traslapan (solapan) sus orbitales. El solapamiento de orbitales permite a dos electrones con espines opuestos, compartir el espacio común entre los núcleos y formar así un enlace covalente. Los electrones de la región de solapamiento, son atraídos simultáneamente por ambos núcleos, lo que mantiene unidos a los átomos y forma un enlace covalente.
  37. 37. Todos los enlaces covalentes sencillos consisten en unenlace σ; en el mismo, dos electrones apareados seencuentran entre dos átomos. Un enlace σ se puedeformar al aparearse dos electrones de orbitales s (Ej: H2),un orbital s y uno p (Ej: HCl) o dos orbitales p (Ej: Cl2).
  38. 38. HIBRIDACIÓN DE ORBITALESLa hibridación es una manera teórica dedescribir los enlaces necesarios para explicaruna estructura molecular determinada.Es una interpretación de la forma molecular; laforma de la molécula no es una consecuenciade la hibridación.● Orbitales híbridos sp
  39. 39. Ejemplo: BeCl2El modelo de RPENV predice que es una moléculalineal.Configuración electrónica del Be: 1s2 2s2En su estado fundamental, por tener suselectrones apareados no forma enlaces covalentescon el Cl.Se recurre a la hibridación para explicar elcomportamiento de los enlaces del Be. 1 OA 2s + 1 OA 2p → 2 OAH spLa hibridación es un proceso en el que se mezclan dos omás orbítales atómicos de un átomo. Los orbitaleshíbridos sp son equivalentes entre si pero apuntan endirecciones opuestas.
  40. 40. Orbitales híbridos sp
  41. 41. ● Orbitales híbridos sp2 ↑ 2s 2pEjemplo BF3. El modelo de RPECV predice una geometría planatrigonal. B: 1s2 2s2 2p1 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
  42. 42. Se mezcla el orbital 2s con los dos orbítales 2p y segeneran 3 orbítales híbridos sp2, los que estánorientados hacia los vértices de un triángulo equilátero.Los tres orbítales atómicos híbridos sp 2 están en elmismo plano, con una separación de 120°, forman tresenlaces equivalentes con los tres átomos de fluor, paraproducir la geometría molecular plana trigonal del BF 3.El orbital p no hibridado es importante para explicar losdobles enlaces.
  43. 43. ● Orbítales híbridos sp3Ejemplo CH4 C: 1s2 2s2 2px1 2py1Un orbital s puede mezclarse con los tres orbítales p de lamisma subcapa.
  44. 44. Hibridación con participación de orbítales “d” Para comprender la formación de moléculas con geometría bipiramidal trigonal y octaédrica, se deben incluir orbítales “d” en el concepto de hibridación. Hibridación sp3d 1 OA “s” + 3 OA “p” + 1 OA “d” → 5 OAH sp3d Los cinco orbítales atómicos híbridos sp3d están orientados hacia los vértices de una bipirámide trigonal. Ejemplo átomo de fósforo en PF5 . Configuración electrónica del P: 3s2 3p3 3d0 Hibridación sp3d2 1 OA”s” + 3 OA “p” + 2 OA “d” → 6 OAH sp3d2 Estos seis orbítales atómicos híbridos están orientados hacia los vértices de un octaedro. Ejemploátomo de S en SF6 Configuración electrónica del S: 3s2 3p4 3d0
  45. 45. Resumen del procedimiento a seguir para la hibridación de orbítales atómicos1) Se dibuja la estructura de Lewis de la molécula2) Se determina la geometría de pares electrónicos(considerar tanto los pares de electrones enlazantescomo los pares libres) empleando el modelo deRPENV.3) Se deduce la hibridación del átomo central,relacionando la geometría electrónica con ladistribución de orbítales híbridos, para dar cabida alos pares electrónicos.Ejercicio: Por aplicación de la TEV, explique la formaciónde enlaces en los siguientes compuestos: a) BeF2, b) BCl3, c)CCl4, d) PCl5, e) SCl6
  46. 46. Teoría del orbital molecular (TOM)El magnetismo y otras propiedades de las moléculas seexplican mejor mediante otra propuesta de la mecánicacuántica conocida como teoría del orbital molecular(TOM). Esta teoría describe los enlaces covalentes enfunción de orbitales moleculares (OM).Los OM son el resultado de la interacción de losorbítales atómicos (OA) de los átomos que se enlazan yestán relacionados con la molécula entera (a diferenciadel OA que solo se relaciona con un átomo).Igual que los OA contienen un máximo de dos electrones,con espines opuestos (Principio de Exclusión de Pauli) ytienen energías definidas.El número de orbítales moleculares formados es igualal numero de orbítales atómicos combinados.
  47. 47. Orbítales moleculares de enlace y de antienlaceMolécula de H2De acuerdo a TOM, el solapamiento de los orbitales 1s de dosátomos de hidrogeno conduce a la formación de dosorbítales moleculares: un OM de enlace (σ) y un OM deantienlace (σ*).El OM de enlace, tiene menor energía y mayorestabilidad que los orbítales atómicos que lo formaron.Un OM de antienlace, tiene mayor energía y menorestabilidad que los orbítales atómicos que lo formaron.Se representa con un asterisco (*)Por combinación de OA 1s de los átomos de hidrogeno, seforma un OM σ1s de enlace y un OM σ*1s de antienlace.En un OM σ, la densidad electrónica, se concentrasimétricamente alrededor de una línea entre los núcleos de losátomos que se enlazan.En el OM σ* de antienlace, hay un nodo entre los núcleosdonde la densidad electrónica es cero.
  48. 48. Solapamiento Orbitales “p”En el caso de orbítales “p” el proceso es más complejo porque pueden interactuar de dos formas diferentes:a) dos orbítales “p” se pueden acercar entre si a través de sus extremos para producir un OM σ de enlace y un OM σ* de antienlace.b) dos orbítales “p” pueden solaparse lateralmente para generar un OM π de enlace y otro de antienlace π*.En un orbital π (de enlace o de antienlace) la densidad electrónica se concentra arriba y debajo de una línea imaginaria entre los dos núcleos que se enlazan.Un doble enlace es la suma de: 1OM σ + 1 OM πUn triple enlace es la suma de : 1OM σ + 2 OM π
  49. 49. Orden de enlace Se define como la cantidad de enlaces entre dos átomos de una molécula y se puede calcular en TOM según el siguiente cálculo: 1Orden de enlace (OE) = (n° de electrones de enlace − n° de electrones de antienlace) 2 La diferencia se divide por dos, porque los enlaces se forman por pares de electrones. Orden de enlace = 1 ⇒ enlace sencillo Orden de enlace = 2 ⇒ doble enlace Orden de enlace = 3 ⇒ triple enlace Como la TOM también explica el enlace en moléculas con un numero impar de electrones, es posible obtener Ordenes de enlace fraccionarios: 1/2 ,3/2, 5/2.
  50. 50. Reglas para llenar Orbítales Moleculares con electronesa) El número de orbítales moleculares que se forman essiempre igual al número de orbitales atómicos que secombinan.b) Los orbitales moleculares se llenan de menor a mayorenergía. Los electrones se acomodan primero en un orbitalmolecular de enlace, de menor energía, luego en el deantienlace de mayor energía.c) Cada orbital molecular puede aceptar dos electrones conespines opuestos, de acuerdo con el Principio de Exclusiónde Pauli.d) Cuando se agregan electrones a orbítales moleculares de lamisma energía, la Regla de Hund predice la distribución másestable (los electrones ocupan los orbítales moleculares conespines opuestos).e) el número de electrones en los orbítales moleculares esigual a la suma de todos los electrones de los átomos que seenlazan.
  51. 51. Fuerzas intermolecularesLas moléculas se mantienen unidas entre si gracias a lasfuerzas (atracciones) intermoleculares. A veces estasfuerzas se denominan fuerzas de Van der Waals (JohanesVan der Waals estudió este efecto en gases reales).Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que losenlaces iónicos o covalentes.La intensidad de las atracciones intermoleculares disminuyeal aumentar la distancia entre las moléculas, por lo que noson importantes en los gases pero cobran importancia en loslíquidos y sólidos.Estudiaremos tres tipos principales de fuerzasintermoleculares:a) Fuerzas de London.b) Interacción dipolo- dipolo.c) Enlace de hidrogeno.
  52. 52. Fuerzas de London (fuerzas de dispersión de London)Las fuerzas de London son atracciones entre moléculasdebidas a dipolos temporales causados por el movimiento delos electrones. Actúan entre cualquier tipo de moléculas,polares o apolares. En el caso de las moléculas no polares, es laúnica fuerza que actúa entre ellas.Cuando los electrones se mueven de un lado para otro, generan unmomento dipolar instantáneo, pasajero. Los electrones puedenacumularse a un lado de una molécula, dejando el núcleoparcialmente al descubierto al otro lado. Un extremo de la moléculatendrá carga negativa parcial pasajera y el otro extremo cargapositiva parcial también pasajera.Las cargas parciales instantáneas de las moléculas se atraen entre si yasí pueden unirse unas con otras.La magnitud de la fuerza de London aumenta con el peso molecular.Esto explica porque el F2 y Cl2 son gases, el Br2 es liquido y el I2 unsólido a temperatura ambiente.Esta interacción es efectiva entre moléculas muy cercanas.
  53. 53. Fuerzas de London (fuerzas de dispersión de London)
  54. 54. Interacción dipolo- dipoloEs la que se da entre moléculas neutras polares. Lasmoléculas polares poseen cargas parciales permanentes,además de las cargas parciales instantáneas motivadas porlas fluctuaciones de sus nubes electrónicas. Las cargasparciales de una molécula polar pueden interaccionarcon las cargas parciales de una molécula vecina yoriginar una interacción dipolo-dipolo. Esta interacciónexiste además e independientemente de las fuerzas deLondon.La magnitud de estas interacciones depende, de lasmagnitudes de los dipolos que interaccionan y de la forma dela molécula.Las moléculas polares forman líquidos y sólidos en parte comoresultado de las interacciones dipolo-dipolo, o sea, laatracción entre las cargas parciales de sus moléculas.
  55. 55. Atracciones dipolo-dipolo (líneas punteadas) entremoléculas de BrCl.
  56. 56. Enlace de hidrogenoEl enlace de hidrogeno es un tipo especial de atracciónintermolecular que existe entre el átomo de hidrogenode un enlace polar (por ejemplo: H-F; H-O ó H-N) y unpar de electrones no compartido en un ión o átomoelectronegativo cercano (generalmente un átomo defluor, oxigeno, nitrógeno de otra molécula).Esta fuerza intermolecular es la que da al H2O suspropiedades características. Su punto de ebullición es muchomás alto que el esperado de acuerdo a su peso molecular,tiene punto de fusión, calor especifico y calor de vaporizaciónaltos. Estas propiedades indican que las fuerzas entre lasmoléculas de agua son anormalmente intensas.En el NH3, y el HF ocurre lo mismo.
  57. 57. Enlace de hidrogenoUn enlace de hidrogeno se representa con puntos (-------) paradiferenciarlo de un verdadero enlace covalente que serepresenta mediante una línea continua (  ). δ- δ+ δ - δ+ δ- δ+ δ- δ+ Ejemplos: F  H----- F  H----- F  H----- F  H
  58. 58. ENLACE METÁLICOLas propiedades de los metales: alta conductividadtérmica y eléctrica, brillo, maleabilidad, ductilidad, sonconsecuencia del enlace metálico que se da entre susátomos.Modelo del Mar de ElectronesEn este modelo, el sólido metálico se representa como unconjunto de cationes metálicos en un “mar de electronesde valencia”.Los cationes (formados por el núcleo del átomo y los electronesque no participan del enlace) se encuentran en posiciones fijas,los electrones de valencia se mueven entre ellosdeslocalizadamente es decir por todo el cristal metálico, sinpertenecer a ningún átomo en particular (están distribuidos demanera uniforme en toda la estructura).
  59. 59. Modelo del Mar de ElectronesEl conjunto de electrones deslocalizados se comporta comouna verdadera nube de electrones y también se losdenomina como “gas de electrones”.La presencia de estos electrones de valencia que nopertenecen a ningún átomo en particular sino a todos loscationes del cristal, anula prácticamente las fuerzas repulsivasde los cationes e incrementa la estabilidad del sistema.El enlace metálico puede considerarse como la acciónestabilizante de los electrones de valenciadeslocalizados entre los cationes.Para describir el enlace metálico hace falta un cristal metálico,constituido por un conjunto ordenado de átomos de elementosmetálicos ordenados en el espacio y no dos átomos como en elcaso de los enlaces iónicos y covalentes.
  60. 60. Modelo del Mar de Electrones
  61. 61. Teoría de Bandas de los sólidosEn un átomo aislado:• Los electrones se encuentran sometidos a lainfluencia del campo eléctrico del núcleo atómico,uniforme y esférico.•Cada electrón tiene un valor de energía según elnivel-subnivel en que se encuentra en el átomoaislado (1s, 2s2p, 3s…).En los sólidos cristalinos (como son los metales)•En el cristal se presentan gran cantidad de átomosordenados (moles) y con ellos, gran cantidad denúcleos atómicos.•Los electrones se encuentran moviéndose en elcampo eléctrico de gran cantidad de núcleos, razónpor la cual, el campo eléctrico en el que se mueven, noes uniforme.
  62. 62. De acuerdo con TOM, por interacción de Norbitales atómicos se formarán N orbitalesmoleculares. De la interacción de un mol deátomos de sodio, la interacción de 6,022x1023orbitales atómicos 3s producirá 6,022x1023 orbitalesmoleculares muy poco espaciados.En lugar de los pocos orbitales moleculares conenergías ampliamente espaciadas típicas demoléculas pequeñas, la inmensa cantidad deorbitales en un metal hace que estén tan cercaentre sí en energía que forman una banda casicontinua. Estas bandas continuas de orbitalespertenecen al cristal como un todo.
  63. 63. A la banda de menor energía, se la denomina banda devalencia y es una banda de orbitales moleculares llenos.La otra banda, la de niveles más altos de energía, sedenomina banda de conducción que es una banda vacía ollena incompletamente de orbitales moleculares.La teoría de bandas, explica que según el tipo de sustancia,las bandas de valencia y de conducción pueden o no estarseparadas por bandas de energía de valores prohibidos. Paralos cristales no metálicos, la representación gráfica incluyeuna banda prohibida. Esta banda prohibida implica unadiferencia energética muy grande para que los electrones lapuedan superar y así poder llegar a la banda de conducción.
  64. 64. Conductor metálico: es unconductor electrónico en el cual laconductividad eléctrica disminuye a medida que aumenta la temperatura. Ejemplo: metales y otros sólidos como el grafito.Semiconductor: es un conductor electrónico en el cual la conductividad eléctrica se incrementa a medida queaumenta la temperatura. Ejemplo: un cristal puro de silicio que contenga una pequeñísima cantidad de arsénico o de indio.
  65. 65. Superconductor: es un conductor electrónico que tieneuna resistencia nula por debajo de una determinadatemperatura.Hasta 1987, la mayor parte de superconductores eranmetales, como el plomo, o compuestos enfriados atemperaturas próximas al cero absoluto. A partir de eseaño, se informó sobre los primeros superconductores de altatemperatura que podían ser utilizados a una temperaturacercana a los 100 K. Estos son materiales cerámicos, concomplicadas estructuras de óxidos iónicos. Lossuperconductores pueden hacer levitar vehículos con imanesincorporados.
  66. 66. La conductividad eléctrica de un metal disminuye amedida que la temperatura aumenta porque el aumentode temperatura provoca la agitación térmica de los ionesmetálicos (vibran más vigorosamente) y colisionan conlos electrones impidiendo el flujo de electrones cuando seaplica un campo eléctrico.Los semiconductores tienen bandas de valencia llenasque están ligeramente por debajo (muy próximas enenergía), pero que no se solapan, con bandas deconducción vacías. No conducen la electricidad atemperaturas bajas, pero un pequeño aumento de latemperatura alcanza para excitar a algunos de loselectrones de energía más elevada hacia la banda deconducción vacía, donde pueden moverse a través detodo el sólido.
  67. 67. La capacidad de un semiconductor para transportar unacorriente eléctrica puede también ser amplificada por adición deelectrones a la banda de conducción o por remoción de algunosde la capa de valencia. Esta modificación es llevada a caboquímicamente mediante dopado del sólido, o diseminandocantidades pequeñas de impurezas a través de élPor agregado de una diminuta cantidad de arsénico (grupo 15)al silicio muy puro, el arsénico incrementa la cantidad deelectrones en el sólidoLos electrones adicionales entran a la banda de conducciónsuperior normalmente vacía del silicio y le permiten al sólidoconducir. Este tipo de material se denomina semiconductortipo n, debido a que contiene exceso de electrones cargadonegativamente.
  68. 68. Cuando el silicio es mezclado con indio (grupo 13) en lugar dearsénico, el sólido tiene menos electrones de valencia que elsilicio puro, por lo tanto el enlace de valencia no estácompletamente lleno, se dice que contiene “huecos”.Debido a que la banda de valencia no está completamentellena, ha sido convertida en una banda conductora y lacorriente eléctrica puede fluir.Este tipo de semiconductor se llama semiconductor tipo pporque la ausencia de electrones cargados negativamente esequivalente a la presencia de huecos cargados positivamente.Los dispositivos electrónicos en estado sólido, como diodos,transistores y circuitos integrados, contienen uniones p-n enlas cuales un semiconductor tipo p está en contacto con unsemiconductor tipo n

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