Presentación para trabajar el tema de estructura atómica de la materia con nivel 2º bachillerato

1. QUÍMICA 2º BACHILLERATO
QUÍMICA 2º BACHILLERATO
TEMA 2
TEMA 2
LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA

2. ESTRUCTURA ATÓMICA
ESTRUCTURA ATÓMICA

3. ¿DE QUÉ ESTÁ FORMADA LA MATERIA?
¿DE QUÉ ESTÁ FORMADA LA MATERIA?
LO QUE SABEMOS AHORA
LO QUE SABEMOS AHORA
EL ÁTOMO
partícula símbolo Propiedades
electrón e-
Partículas de masa
muy pequeña y
carga negativa
protón p+
Partículas de masa
1800 veces mayor
que el electrón y
carga positiva, igual
en valor a la del
electrón
neutrón n
Partículas de masa
casi igual que el
protón, sin carga.
-
+
+
+
+
+
-
-
-
-
NÚCLEO
CORTEZA

4. CARACTERIZACIÓN DE LOS ATÓMOS
CARACTERIZACIÓN DE LOS ATÓMOS
¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS?
¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS?
Nº ATÓMICO (Z): Nº de protones = Nº de electrones
Nº MÁSICO (A): Nº de protones + Nº de neutrones
Al
27
13
Número másico
Número atómico

5. ISÓTOPOS
ISÓTOPOS
+
-
+
- -
+
1
H
2
1
H
3
1
H
1
Átomos de un mismo elemento (igual número
atómico) con distinto número másico (distinto
número de neutrones).

6. IONES
IONES
¿QUÉ LE OCURRE A UN ATÓMO SI PIERDE
¿QUÉ LE OCURRE A UN ATÓMO SI PIERDE
ELECTRONES?
ELECTRONES?
¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA?
¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA?
Un ion es un átomo, o grupo de átomos, con
carga eléctrica, debido a que haya perdido o
ganado electrones.
Pérdida de electrones Ion positivo CATIÓN
Ganancia de electrones Ion negativo ANIÓN
catión calcio: Ca+2
anión cloruro: Cl-

7. LOS MODELOS ATÓMICOS
LOS MODELOS ATÓMICOS
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
La materia es discontinua, formada por partículas
indivisibles, los átomos.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Esfera de carga positiva con electrones incrustados.
Leyes de las reacciones
químicas.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Experimento de la lámina
de oro y partículas alfa.
Descubrimiento del
núcleo.
Desde mediados del s. XIX el
estudio del comportamiento eléctrico
de la materia cuestiona la
indivisibilidad del átomo.
Descubrimiento del
electrón.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Ecuación de los espectros
atómicos, explicación del efecto
fotoeléctrico, hipótesis de
Planck.

8. LOS EXPERIMENTOS DE THOMSON
LOS EXPERIMENTOS DE THOMSON
EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
VER VÍDEO SOBRE
VER VÍDEO SOBRE
LOS RAYOS CATÓDICOS
LOS RAYOS CATÓDICOS
●Los rayos catódicos eran partículas con masa
y tenían carga negativa.
● A estas partículas se las llamó electrones.
● El átomo no era indivisible y debía incluir los
electrones.

9. EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON
EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Thomson imaginó que el átomo debía de ser una
masa fluida cargada positivamente, en cuyo
interior estaban incrustados los electrones.

10. EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

11. EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Rutherford supuso que el átomo estaría formado por
una parte central pequeñísima, con casi toda la
masa y toda la carga positiva, el núcleo; y una parte
externa, la corteza, prácticamente vacía y enorme
en relación al núcleo, en la que estarían girando los
electrones, en número igual al de unidades positivas
en el núcleo.
+
-
-

12. LOS ESPECTROS ATÓMICOS
LOS ESPECTROS ATÓMICOS
Espectro de
la luz visible
Espectro del
hidrógeno
El modelo de Rutherford no era capaz de explicar
los espectros de emisión de los elementos

13. RADIACIONES Y ESPECTROS
RADIACIONES Y ESPECTROS
ESPECTROS ATÓMICOS
ESPECTROS ATÓMICOS
LA ECUACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS
λ n2
1
n2
2
1 1 1
= R
n2
> n1
y R (constante de Rydberg) es una cte de valor 1,097 · 107
m-1

14. LA TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
LA TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
En 1901 Max Planck, para explicar la emisión de
luz por cuerpos calientes, propone que cada
átomo sólo puede absorber o emitir energía
radiante en pequeños paquetes energéticos
(cuantos o fotones), de valor:
ν = frecuencia de oscilación del átomo
h = constante de Planck (6.626 · 10 -34
J· s)
E = h · ν

15. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
● PRIMER POSTULADO: El electrón puede girar en
un cierto número de órbitas circulares o “estados
estacionarios” alrededor del núcleo sin emitir
energía radiante.
● SEGUNDO POSTULADO: Solo son posibles
aquellas órbitas en las que el momento angular, L,
de las mismas sea un múltiplo entero de h/2π.
L = r · m · v = n· h/2π siendo n = 1, 2, 3...
● TERCER POSTULADO: Un electrón puede pasar
de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo
energía en forma de radiación electromagnética,
cuya frecuencia viene dada por la ecuación de
Planck, ΔE = h·ν.

16. +
-
-
-
E
-
luz
-
EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
Ver vídeo
Las órbitas están caracterizadas por n (número cuántico
principal) que cuantifica el valor del radio y de la energía
de cada órbita.

17. EL MODELO ATÓMICO DE
EL MODELO ATÓMICO DE
BOHR-SOMMERFELD
BOHR-SOMMERFELD
Se observó en espectros de mayor resolución que la mayoría
de líneas eran varias muy próximas, y que bajo la acción de
un campo magnético las líneas se desdoblaban (efecto
Zeeman):

18. EL MODELO ATÓMICO DE
EL MODELO ATÓMICO DE
BOHR-SOMMERFELD
BOHR-SOMMERFELD
Sommerfeld introdujo dos modificaciones:
● Posibilidad de órbitas elípticas. Hace falta un 2º
número cuántico, secundario o azimutal, (l), que
puede variar entre 0 y n-1.
● Posibilidad de diferentes orientaciones de la órbita
en un campo magnético, introduciendo un tercer
número cuántico, llamado magnético (m) y que varía
entre – l y + l incluido el 0.

19. EL MODELO ATÓMICO DE
EL MODELO ATÓMICO DE
BOHR-SOMMERFELD
BOHR-SOMMERFELD
Posteriormente, con técnicas más sofisticadas
se observó el desdoblamiento en dos de cada
línea espectral, lo que llevó a introducir un
último número cuántico llamado de spin, s o
ms
, relacionado con el momento de giro del
electrón sobre sí mismo, y que puede tomar
valores +1/2 y – 1/2.

20. EL MODELO ATÓMICO DE
EL MODELO ATÓMICO DE
BOHR-SOMMERFELD
BOHR-SOMMERFELD
Cada electrón queda caracterizado por
cuatro números cuánticos:
n,l, m y s.
LIMITACIONES DEL MODELO

21. EFECTO FOTOELÉCTRICO
EFECTO FOTOELÉCTRICO
Einstein explicó este efecto considerando la luz
como partículas (fotones) con una energía hv
cuantizada, que era comunicada a los electrones del
metal.
hv = hv0
+ mv2
1
2
hv: energía aplicada
hv0
:energía empleada en arrancar al electrón (trabajo de extracción)
V0
: frecuencia umbral del metal
E = hv
Wextr
= hv0
Metal
e-
Ec =1/2 mc2

22. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA
DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA
En 1905 Einstein aplicó la dualidad onda-
partícula a la luz para explicar el efecto
fotoeléctrico.
En 1923 De Broglie aplicó esta hipótesis
al electrón.
E = h · ν E = m · c2
h · ν = h · c/λ = m · c2
λ =
h
m · v

23. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
El Principio de Incertidumbre de
Heisenberg, postulado en 1927,
establece que no es posible determinar
con precisión la posición del electrón y su
momento, sino que se cumple que:
Δx · Δp > h/4π
Δx = incertidumbre en la posición
Δp = incertidumbre en el momento

24. MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO
MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO
En 1926 Schrödinger, partiendo de la
dualidad onda-partícula del electrón, de la
teoría cuántica de Planck y el Principio de
incertidumbre de Heisenberg, elabora un
modelo matemático para describir el
comportamiento del electrón en el átomo.

25. MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO
MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO
Este modelo usa una función matemática,
la función de onda (Ψ), cuyo cuadrado
(Ψ2
) es una medida de la probabilidad de
encontrar al electrón en una determinada
zona del espacio.
ORBITAL ATÓMICO:
ORBITAL ATÓMICO: Región del espacio
en torno al núcleo en la cual puede
encontrarse al electrón con una
probabilidad de, al menos, el 90%.

26. MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO
MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO
La resolución de la ecuación de Schrödinger para el
átomo de hidrógeno implica la introducción de tres
números cuánticos, n, l y ml
.
símbolo
número
cuántico valores determina
n principal 1, 2, 3 ...
tamaño y energía del
orbital
l Secundario o
azimutal 0 a (n - 1) forma del orbital
ml
magnético
de + l a – l
incluido 0
orientación del orbital
s de spín +1/2 y -1/2 momento magnético

27. ORBITALES ATÓMICOS
ORBITALES ATÓMICOS
n = 1 l = 0 ml
= 0 1s
l = 0 ml
= 0 2s
ml
= 1
l = 1 ml
= 0 2p (px
, py
, pz
)
ml
= -1
n = 2
l = 0 ml
= 0 3s
ml
= 1
l = 1 ml
= 0 3p (px
, py
, pz
)
ml
= -1
ml
= 2
ml
= 1
l = 2 ml
= 0 3d
ml
= -1
ml
= -2
n = 3

28. ORBITALES ATÓMICOS
ORBITALES ATÓMICOS

29. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
● K 1s
● L 2s 2p
● M 3s 3p 3d
● N 4s 4p 4d 4f
● O 5s 5p 5d 5f
● P 6s 6p 6d
● Q 7s 7p
Distribución de los electrones en un átomo en las distintas
capas y subcapas.
Ejemplo: 17
Cl: 1s2
, 2s2
2p6
, 3s2
3p5

30. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Dos electrones del mismo átomo no pueden
tener los cuatro números cuánticos iguales.
Consecuencia: en un orbital sólo puede
haber dos electrones, uno con s = ½ y otro
con s = - ½. (electrones apareados)

31. REGLA DE HUND
REGLA DE HUND
En orbitales que tiene iguales valores de n y l
(con igual energía, orbitales p, d y f) los
electrones tenderán a ocupar el mayor
número posible de ellos (distintos valores de
ml
).
Tienden a estar lo más desapareados
posible.

32. ESTADO EXCITADO
ESTADO EXCITADO
Denominamos estado excitado a cualquier
ordenación posible de los electrones que no
siga el llena de electrones con secuencia
energética de mínima energía.
Ejemplo: 1s2
, 2s1
2p3
En lugar de: 1s2
, 2s2
2p2

33. NÚCLEO
partícula símbolo Carga (C) Masa (kg)
protón p+
1.602·10-9
1.673·10-27
neutrón n 0 1.675·10-27
CORTEZA electrón e-
1.602·10-9
9.110·10-31
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
En 1930 se predijo la existencia de
antimateria.

34. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
EL MODELO STÁNDAR
EL MODELO STÁNDAR
Intenta describir toda la materia y todas las
fuerzas existentes en el universo, excepto la
gravedad. Hay dos tipos de partículas
fundamentales:
●Partículas materiales (FERMIONES)
Quarks
Leptones
●Partículas portadoras de fuerza (BOSONES GAUGE)

35. quarks carga
u c t +2/3
d s b -1/3
p+ → 2 u + 1 d
n → 2 d + 1u

37. TABLA PERIÓDICA
TABLA PERIÓDICA
Bloque s
Bloque d
Bloque p
Bloque f

38. TABLA PERIÓDICA
TABLA PERIÓDICA
Bloque s Bloque p
grupo 1 2 13 14 15 16 17 18
Configuración ns1
ns2
ns2
np1
ns2
np2
ns2
np3
ns2
np4
ns2
np5
ns2
np6
Bloque d
grupos 3 a 12
Configuración (n-1)d1
ns2
hasta (n-1)d10
ns2
Bloque f
Configuración (n-2)f1
(n-1)s2
p6
d1
ns2
hasta (n-2)f14
(n-1)s2
p6
d1
ns2

39. PROPIEDADES PERIÓDICAS
PROPIEDADES PERIÓDICAS
- En los períodos, al avanzar hacia la derecha,
aumenta en una unidad la carga nuclear y se
añade un electrón, pero estos electrones no
apantallan con efectividad de una unidad a los
electrones de la misma capa, por lo que los
electrones de la capa de valencia serán cada vez
más atraídos por la carga positiva del núcleo.
- En los grupos, al bajar en los mismos, los
electrones entran cada vez en capas de mayor
valor de n, por lo que irá aumentando su distancia
al núcleo y por tanto, se sentirán menos atraídos.

40. PROPIEDADES PERIÓDICAS
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO
RADIO ATÓMICO
Los radios aumentarán al descender en un grupo y
disminuirán al aumentar el número atómico en un
periodo.
Periodos
Grupos
Aumenta

41. PROPIEDADES PERIÓDICAS
PROPIEDADES PERIÓDICAS
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I
I)
)
Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un
átomo de ese elemento cuando se encuentra en estado
fundamental y gaseoso, para formar un ion positivo. Se
expresa referida a 1 mol.
La E.I. aumentará al avanzar en un periodo y
disminuirá a lo largo de un grupo.
Periodos
Grupos
Aumenta

42. PROPIEDADES PERIÓDICAS
PROPIEDADES PERIÓDICAS
AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (A. E.
E.)
)
Es la energía liberada cuando un átomo en estado
fundamental y gaseoso incorpora un electrón libre, para
formar un ion negativo. Se expresa referida a 1 mol.
La A.E. aumentará al avanzar en un periodo y
disminuirá a lo largo de un grupo.
Periodos
Grupos
Aumenta

43. PROPIEDADES PERIÓDICAS
PROPIEDADES PERIÓDICAS
ELECTRONEGATIVIDAD
ELECTRONEGATIVIDAD
Es la tendencia que tiene un átomo a atraer sobre si los
electrones que comparte con otro átomo.
La electronegatividad aumentará al avanzar en un
periodo y disminuirá a lo largo de un grupo.
Periodos
Grupos
Aumenta

44. ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO

45. AGRUPACIONES DE ÁTOMOS
AGRUPACIONES DE ÁTOMOS
ENLACES:
ENLACES: Los átomos se agrupan formando
combinaciones más estables (con menos
energía) que los átomos individuales. Estas
uniones se llaman enlaces.
En la formación de enlaces se desprenderá
una energía, llamada energía de enlace.

46. ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
TEORÍA DE LEWIS
TEORÍA DE LEWIS
Cuando los átomos se unen entre sí tienden a
conseguir una configuración electrónica con la última
capa llena o con 8 electrones.
La forma de conseguirlo es compartir pares de
electrones entre los átomos que se unen para así
conseguir la configuración de gas noble en la última
capa.

47. +
9
F: 1s2
, 2s2
2p5
9
F: 1s2
, 2s2
2p5
F2
ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
Se comparten uno o más pares de electrones
para formar una agrupación más estable, la
molécula.
+

48. Cl + Cl Cl Cl
O + O O O
O O O O
O O
=
Cl Cl
_
N + N N N N N
≡
ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
DIAGRAMAS DE LEWIS
DIAGRAMAS DE LEWIS

49. ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
DIAGRAMAS DE LEWIS
DIAGRAMAS DE LEWIS
H
H C H
H
H
H N H
. .
H
O H
. .
:

50. TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.)
TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.)
ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
Se considera que el enlace covalente se forma
por solapamiento de orbitales atómicos de los
átomos que forman la molécula, produciéndose el
apareamiento de los espines electrónicos.
En algunos casos, los electrones inicialmente
apareados en sus O.A. pueden desaparearse para
participar en el enlace si existen orbitales vacíos en
la misma capa (p. e. orbitales d).

51. En general se denomina enlace σ cuando los electrones que
forman el enlace se encuentran simétricamente distribuidos con
respecto al eje que une ambos núcleos

52. Se denomina enlace π cuando los electrones que forman el enlace
se encuentran distribuidos por encima y por debajo del eje que une
ambos núcleos

53. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS
Orbitales híbridos: Son orbitales atómicos que se
forman cuando dos o más orbitales no equivalentes
del mismo átomo se combinan preparándose para
la formación del enlace covalente.
1. Los orbitales atómicos que se combinan deben tener
energías semejantes.
2. El número de orbitales híbridos obtenidos es igual al de
orbitales atómicos combinados.
3. Los orbitales híbridos son mayores que los atómicos y
su capacidad de solapamiento mayor, al estar dirigidos en
la dirección del enlace.
4. Los orbitales híbridos estarán dirigidos desde el átomo
central hacia unas direcciones determinadas dependiendo
del número de orbitales atómicos combinados.

54. HIBRIDACIÓN sp
HIBRIDACIÓN sp3
3

55. HIBRIDACIÓN sp
HIBRIDACIÓN sp2
2

56. HIBRIDACIÓN sp
HIBRIDACIÓN sp

57. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
(R. P. E. C. V.)
(R. P. E. C. V.)
●Método para predecir la geometría de
moléculas o iones.
●Supone que los pares de electrones de la capa
de valencia del átomo central del compuesto se
encuentran ordenados de manera que existe
una separación máxima y, por tanto repulsión
mínima, entre ellos determinando la geometría
de la molécula.

58. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
(R. P. E. C. V.)
(R. P. E. C. V.)
1. Calculamos el número total de electrones de valencia de la
molécula.
2. Se divide entre dos para obtener el número de pares de electrones.
3. Se asigna un par de electrones para cada enlace entre cada átomo
terminal y el central.
4. Se reparte el resto de pares de electrones empezando por los
átomos terminales y terminando por el central (para adquirir el octeto)
5. Se cuenta el número de electrones que rodean al átomo central y
se distribuyen de forma que las repulsiones sean mínimas.
6. Si todos los pares forman enlaces la geometría será la
correspondiente a esa distribución.

59. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
(R. P. E. C. V.)
(R. P. E. C. V.)

60. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
(R. P. E. C. V.)
(R. P. E. C. V.)
AB2
P
AB3
P
AB2
P2

61. RESONANCIA
RESONANCIA
Algunas moléculas pueden describirse con más de un
diagrama de Lewis válido.
Para explicar estas situaciones se propuso el concepto de
resonancia: la estructura real de la molécula es una
mezcla de todas las estructuras, llamadas formas
resonantes o canónicas.

62. POLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR
POLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR
F H
δ- δ+
Enlace polarizado
Molécula dipolar
F B F
Enlaces polarizados
Molécula apolar

63. ENLACE COVALENTE: MOLÉCULAS
ENLACE COVALENTE: MOLÉCULAS

64. ENLACE COVALENTE: CAPAS O REDES
ENLACE COVALENTE: CAPAS O REDES

65. ENLACE METÁLICO
ENLACE METÁLICO
Unión entre átomos de un metal que, convertidos
en cationes, comparten los electrones cedidos.
+ + + + +
+ + + + +
+ + + + +
+ + + + +
MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES
MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES

66. ENLACE METÁLICO
ENLACE METÁLICO
Los átomos que forman la red metálica, muy
compacta, están muy próximos, de forma que sus
orbitales atómicos de valencia se superponen
entre sí, dando lugar a un conjunto de orbitales de
energías muy parecidas que constituyen lo que se
denomina banda de niveles energéticos.
MODELO DE BANDAS
MODELO DE BANDAS
n OA
E
átomos
aislados
banda
átomos en el cristal

67. ENLACE METÁLICO
ENLACE METÁLICO
MODELO DE BANDAS
MODELO DE BANDAS
O.A
O.A
Energía
superposición
Metales
O.A
O.A
Energía
semiconductores
ΔE
pequeño
Banda
vacía
Banda
llena
O.A
O.A
Energía
aislantes
ΔE
grande
Banda
vacía
Banda
llena

68. PROPIEDADES DE LOS METALES
PROPIEDADES DE LOS METALES
● En la mayoría de los casos son sólidos de
altos puntos de fusión.
● Buenos conductores de la electricidad.
● Son dúctiles y maleables.
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
-
-
-
-
-
-
-
-
-
- -
-
-
-
-
-

69. SUPERCONDUCTIVIDAD
SUPERCONDUCTIVIDAD
Fenómeno por el cual muchos metales y otros
materiales conductores dejan de tener resistencia
eléctrica por debajo de una determinada
temperatura, llamada temperatura crítica.
La teoría BCS explica el fenómeno en función del
movimiento conjunto de pares de electrones que
interactúan con la red de iones.

70. SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES
SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES
- Aceleradores de partículas.
- Levitación magnética.
- Resonancia magnética nuclear.
- Conducción y almacenamiento de corriente
eléctrica.

71. ENLACES INTERMOLECULARES
ENLACES INTERMOLECULARES
FUERZAS DE VAN DER WAALS
- Fuerzas de orientación
- Fuerzas de dispersión
- Fuerzas dipolo-dipolo inducido.
- Fuerzas ion-dipolo
ENLACE DE HIDRÓGENO

72. FUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIÓN
FUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIÓN
(dipolo-dipolo)
(dipolo-dipolo)

73. FUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIÓN
FUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIÓN
(dipolo instantáneo-dipolo inducido)
(dipolo instantáneo-dipolo inducido)
La movilidad de las
nubes electrónicas
puede conducir a la
formación de un
dipolo instantáneo
que, a su vez, origine
dipolos inducidos en
moléculas cercanas,
produciendo
atracciones entre
ellos.

74. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO

75. FUERZAS ION-DIPOLO
FUERZAS ION-DIPOLO

76. ENLACE DE HIDRÓGENO
ENLACE DE HIDRÓGENO

77. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
COVALENTES
COVALENTES
● Se pueden presentar en los tres estados de
agregación. Los sólidos suelen ser blandos y
con puntos de fusión y ebullición bajos.

78. ● Suelen ser solubles en disolventes orgánicos y
poco solubles en agua.
● No suelen ser conductores de la electricidad
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
COVALENTES
COVALENTES

79. +
ENLACE IÓNICO
ENLACE IÓNICO
+ +
3
Li 9
F
+
+
3
Li+1
9
F-1
+1
-1
ÍNDICE DE COORDINACIÓN

80. ENERGÍA RETICULAR
ENERGÍA RETICULAR
La energía del enlace iónico dependerá de la
carga de los iones de la distancia a la que se
sitúen en la red.
Energía reticular: La energía que se
desprende al formarse un mol de cristal
iónico a partir de sus iones componentes en
estado gaseoso.

81. CICLO DE BORN-HABER
CICLO DE BORN-HABER
K (s) + ½ Br2
(l) KBr (s)
ΔHºf
½ ΔH vap
ΔH sub
EI
½ ΔH dis
AE
UR
½ Br2
(g)
Br (g)
K (g)
Br-
(g)
K+
(g) +
ΔHºf
= ΔH sub
+ EI + ½ ΔH vap
+ ½ ΔH dis
+ AE + UR

82. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
SÓLIDOS CRISTALINOS: Por la disposición de
los iones.
ELEVADOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

83. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
DUROS PERO FRÁGILES:
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84. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
SOLUBLES EN AGUA:
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85. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DISUELTOS EN
AGUA O FUNDIDOS, PERO NO SÓLIDOS:

86. Rafael Ruiz Guerrero
Departamento de Física y Química
IES Fuensanta
(Córdoba)
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www.pobrecaiman.blogspotcom
www.fqrdv.blogspot.com