Objetivo Identificar los enlaces químicos para relacionar las propiedades de los elementos y sus usos, enfocados a aplicaciones en dispositivos electrónicos.
Introducción Los enlaces se forman entre átomos que conforman a un compuesto. Los electrones de valencia de los átomos, son los que forman los enlaces. Los átomos que tienen 1,2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones con carga positiva como los metales, los átomos que tienen 5, 6 o 7 electrones de valencia pueden ganar electrones para alcanzar la configuración estable de 8 electrones en su nivel de energía más elevada y por ello se convierten en iones con carga negativa (aniones) como los no metales. Los átomos de los elementos de valencia tienden a compartirlos intentando obtener los 8 electrones de valencia en su nivel de energía más alto, por esta razón se dice que la regla del octeto es la más importante en los enlaces químicos.
Concepto de enlace químico Es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos y hace que funcione como unidad.
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Clasificación de los elementos químicos
No Polar Polar Coordinado o Dativo
Covalente
Enlaces
Iónico Metálico Puente de Hidrogeno
Aplicaciones y Limitaciones de la Regla del Octeto Los átomos, al compartir electrones, pueden adquirir una configuración de gas noble, estable ejemplo: cuando dos átomos de hidrogeno, cada uno con un electrón se combinan para formar una molécula de hidrogeno
H + H
H
H
Cada átomo de hidrogeno toma una parte de los electrones y adquiere en ese sentido, la configuración electrónica del gas noble helio (numero atómico 2).
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De igual forma sucede con los átomos del flúor, con 7 electrones en su último nivel de energía que al combinarse para formar una molécula de adquiere la estructura del neón Ne. Las estructuras anteriores se conocen como estructuras de Lewis, en la escritura de una estructura o una molécula, solo se incluyen los electrones del nivel de energía más externo principal, los llamados electrones de valencia.
Escritura de las estructuras de Lewis
Dibuje una estructura básica para la molécula o ion, uniendo los átomos por medio de enlaces sencillos. En algunos casos solo una disposición de los átomos es posible.
Conteo del número de electrones de valencia de los átomos. para un anión poliatomico se suman electrones para considerar carga negativa. Para un catión poliatomico, se debe de restar un número de electrones igual a la carga positiva.
Descuente dos electrones de valencia por cada enlace sencillo escrito en el paso 1. Distribuya los electrones restantes en forma de pares compartidos de modo que cada átomo tenga 8 electrones si es posible. si se encuentran pocos electrones por repartir convertir los enlaces sencillos en enlaces múltiples. Enlaces dobles resultado de una deficiencia de 2 electrones, un triple enlace, deficiencia de 4 electrones.
Excepciones de la regla del octeto Aunque la mayor molécula de iones poliatomico cumple con la regla del octeto, hay algunas especies desconocidas que no la cumplen, las cuales son:
Átomos con menos electrones de un octeto
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Los átomos de cuatro electrones de valencia, al compartirlos para formar enlaces covalentes pueden tener menos de 8 electrones. El boro (B), que pertenece al grupo IIIA y tiene tres electrones de valencia, cuando se une al flúor para formar el trifloruro de boro (B ), solo tiene 7 electrones, esta hace que tienda a seguir reaccionando para completar su octeto.
F B +3 F
F
B
F
Átomos con más de 8 electrones La regla del octeto se cumple con átomos del segundo periodo de la tabla periódica, sin embargo los elementos del tres y subsiguiente periodo tienen más orbitales disponibles en sus niveles electrónicos externos. En algunos compuestos, estos elementos pueden formar 4, 5,6 pares de electrones cuando se unen.
F
F
F
F
F
F
S
S
Moléculas con número impar de electrones de valencia(NO,N )
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NO: numero de electrones de valencia = 11 N : numero de electrones de valencia = 17 En tales especies con un número impar de electrones (llamados radicales libres) es imposible escribir estructuras de Lewis en que cada átomo obedezca la regla del octeto.
Enlace covalente Este tipo de enlace se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es decir, entre los no metales y siempre por compartición de pares de electrones, se distinguen tres tipos de covalencias: a) No Polar b) Polar c) Coordinado
No Polar
Cuando la diferencia de la electronegatividad entre los átomos forman el enlace es cero, es decir cuando el enlace o enlaces son del mismo elemento. Ejemplo:
Electronegatividad
, ,
etc.
H
H
2.1 -- 2.1 = 0
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Polar
Cuando los átomos que forma el enlace tienen valores de electronegatividad muy distintos. Ejemplo:
Electronegatividad HF
4 -- 2.1 = 1.9
Coordinado
Cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos, pero el segundo los acomoda en un orbital vacio, se dice entonces que el primer átomo da un par de electrones o que ambos átomos se coordinan para completar su octeto. Ejemplo:
Acido Sulfurico
O H O S O H O
O H O S O
H
O
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Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances. Postulados de la teoría:
1. A mayor superposición de los orbitales atómicos, más estables es el enlace resultante 2. Para formar orbitales con mayor capacidad de superposición, es posible para
los
orbitales
atómicos
de
un
átomo
dado
combinarse,
(matemáticamente) para formar un número igual de orbitales. Híbridos. 3. Cuando un átomo dado formar más de un enlace covalente con otros átomos, los ángulos de enlace deberían corresponder a los ángulos entre los orbitales que se usan para el enlace. 4. Al compartir un par electrónico entre dos átomos en un conjunto de orbitales de superposición resulta un enlace simple, mientras que cuando se comparan 2 o 3 pares en 2 o 3 conjuntos de orbitales de superposición, respectivamente resulta un enlace doble o triple.
Teorías del enlace de Valencia En el enlace de valencia se supone que cuando dos átomos se acercan lo suficiente, sus orbitales atómicos están en una posición adecuada para superponerse. Un par electrónico (con espines opuestos) puede ocupar estos orbitales de superposición para formar un enlace covalente. Los postulados de la teoría son los siguientes: 1. A mayor superposición de los orbitales atómicos, más estable es el enlace resultante.
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2. Para formar orbitales con mayor capacidad de superposición, es posible para los orbitales atómicos de un átomo dado combinarse para formar un número igual de orbitales híbridos. 3. Cuando un átomo dado forma más de un enlace covalente con otros átomos, los ángulos de enlace deberían corresponder a los ángulos entre los orbitales que se usan para el enlace
4. Al compartir un par electrónico entre dos átomos en un conjunto de orbitales de superposición resulta un enlace siempre mientras que cuando se comparten dos o tres pares conjuntos de orbitales de superposición, respetivamente, resulta un enlace doble o triple.
En la formación de la molécula de , los orbitales 1s se superponen y los electrones que se encuentran en ellos se aparean. El par se comparte entonces entre los átomos. Si dos átomos de helio se acercan hasta que los orbitales se superpusieran, no ocurriría ninguna reacción ya que los electrones en los orbitales atómicos 1s ya están apareados. Por lo tanto, no es una molécula estable. En la formación de una molécula de a partir de un razonamiento análogo al emplear con el no se espera que existiera la molécula de , ni tampoco se le encuentra.
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Hibridación y geometría molecular Los enlaces covalentes formados por otros elementos pueden describirse utilizando orbitales híbridos; por ejemplo, véase en el átomo del nitrógeno en la metilamina, un derivado orgánico del amoniaco , y la sustancia responsable del olor del pescado descompuesto El ángulo de enlace en la metilamina medio experimentalmente es de 107.1◦ y el ángulo de enlace es de 110.3◦, los cuales son cercanos al ángulo tetraédrico de 109.5◦ encontrado en el metano; por tanto se asume que el
nitrógeno se hibrida para formar cuatro orbitales , tal como lo hace el carbono. Uno de los cuatro orbitales esta ocupado por dos electrones no enlazados, y los otros tres orbitales híbridos tienen un electrón cada uno. El trasplante de estos orbitales llenados a la mitad del nitrógeno con los orbitales llenados a la mitad de otros átomos ( ), da como resultado la metilamina. Nótese que el par de electrones no enlazado en el cuarto orbital hibrido del nitrógeno ocupa tanto espacio como el de un enlace y es de gran importancia en la química de la metilamina y de otras moléculas orgánicas que contienen nitrógeno La geometría tridimensional de las moléculas está determinada por la orientación relativa de sus enlaces covalentes. En 1957 el químico canadiense Ron Gillespie basándose en trabajos previos de Nyholm desarrolló una herramienta muy simple y
sólida
para
predecir
la
geometría
(forma)
de
las
moléculas.
La teoría por él desarrollada recibe el nombre Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de Valencia (TRPEV) y se basa en el simple argumento de que los grupos de electrones se repelerán unos con otros y la forma que adopta la molécula será aquella en la que la repulsión entre los grupos de electrones sea mínima. Los grupos de electrones pueden ser:
un simple enlace
un doble enlace
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un triple enlace
un par de electrones no enlazante
La forma molecular está determinada por: Distancia de enlace: es la distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados. Ángulo de enlace: Es el ángulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común.
Teoría del Orbital molecular El método del orbital molecular empieza con la superposición que los electrones en las moléculas están en orbitales que pertenecen a la molécula en conjunto. Estos orbitales moleculares se definen matemáticamente, principiando con los núcleos retrospectivos ubicados en las posiciones de la molécula donde se observan experimentalmente. En seguida se efectúan combinaciones apropiadas de orbitales atómicos. Como se mostrara más adelante, los resultados de tales cálculos pueden visualizarse por medio de representaciones de superficies de contorno de los orbitales moleculares. Si se combinan dos orbitales, uno de cada uno de los átomos diferentes, se producirán dos orbitales moleculares. Uno de estos tendrá una energía más baja y el otro una más alta que cualquiera de los orbitales atómicos. Como en el caso de los orbitales atómicos, cada orbital molecular puede contener dos electrones como espines opuestos, un electrón o ninguno. También análogo a los orbitales atómicos, en los casos donde los orbitales moleculares son degenerados, los electrones ocuparan cada orbital individualmente hasta que los orbitales degenerados queden a medio llenar, luego se aparearan electrones sucesivos en los orbitales, estos principios se ilustran en los diversos ejemplos que se dan a continuación:
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La construcción de orbitales moleculares para la molécula de hidrogeno donde los dos núcleos de hidrogeno se ubican a la distancia internuclear conocida de la molécula de y los dos orbitales moleculares se construyen por combinaciones de sus orbitales representan una probabilidad mayor de encontrar los electrones entre los núcleos. Esta posición produce atracción y el orbital es así un orbital molecular enlazante. El segundo orbital molecular construido a partir de los núcleos 1s representa la densidad de probabilidad muy pequeña de encontrar los electrones entre los núcleos en este orbital y como resultado hay una apreciable repulsión intermolecular. Este tipo de simétricos alrededor de una línea imaginaria llamad eje de enlace, que conecta los dos núcleos. Los orbitales en una simetría se denominan orbitales o (sigma). Los orbitales antienlazantes se designan convencionalmente con un asterisco, de tal modo que en el caso citado los dos orbitales:
Orbital enlazante
Dos orbitales atómicos
Plano nogal
Separados
Orbital antienlazante
Se rotulan 1s y *1s donde los subíndices que se formaron a partir de orbitales atómicos 1s.La energía del orbital molecular 1s es más baja que la del orbital 1s del átomo de hidrogeno. A la inversa, la energía del orbital *1s es más alta que la
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del orbital atómico 1s del hidrogeno. En la molécula de hidrogeno, los dos electrones que tienen espines opuestos entran en el orbital 1s, puesto separados, la molécula de se encuentra en un estado energético menor y por lo tanto, es estable con respecto a los dos átomos de hidrogeno no enlazados. O*1s
1s Átomo
1s Átomo O1s
Molécula
El mismo conjunto de orbitales y el diagrama de niveles de energía pueden usarse para discutir la posible existencia de H . En vista de que cada atomo de helio tiene dos electrones 1s, debe acomodarse un total de cuatro electrones en los orbitales. Dos electrones podrían entrar en el orbital 1s y dos electrones en el orbital *1s. Puesto que el primer orbital es enlazante en tanto que el último es aun más antienlazantes, la ocupación igual de estos orbitales por electrones no daría como resultado un enlace neto. Por lo tanto, la molécula de H no es estable con respecto a dos atomos de He separados. El procedimiento anterior puede ampliarse para incluir átomos con electrones de valencia que tienen números cuánticos principales más elevados. En las moléculas diatomicas homonucleares (con dos átomos idénticos), la combinación de dos orbitales atómicos 2s producirán un orbital 2s y *2s. Estos orbitales moleculares son análogos a las orbitales 1sy *1s. La combinación de dos orbitales en p en orbitales puede lograrse de dos maneras. Se supone que los dos núcleos atómicos se aproximan entre sí a lo largo de un eje Z mutuo. A una distancia apropiada a la longitud de enlace, los orbitales pz se combinan para dar dos orbitales moleculares. Uno de estos tiene una densidad de
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probabilidad máxima entre los dos núcleos y se encuentra, por lo tanto a una energía más baja, es un orbital enlazante. El otro tiene un plano nodal entre los núcleos, posee una energía más elevada y es antienlazante. Los orbitales atómicos px son perpendiculares a los orbitales pz, pero a la distancia intermolecular en una molécula ellos aun pueden combinarse para formar orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes. Hay una densidad de probabilidad máxima para el orbital molecular enlazante, entre los núcleos a pesar del hecho de que este orbital molecular antienlazante tiene un plano nodal que incluye la línea que une los núcleos. Por otra parte el orbital molecular antienlazante tiene un plano nodal entre los núcleos así como uno que incluye el eje intermolecular. Debe recalcarse que la última distribución de probabilidad algo compleja representa solo un orbital molecular. Los orbitales que tienen un plano nodal que incluye el eje intermolecular se llaman orbitales (pi). Por lo tanto los orbitales enlazantes y antienlazante construidos a partir de los orbitales 2px se conocen como y , respectivamente. La combinación de los orbitales atómicos 2 py producen así mismo orbitales moleculares . Estos están siuados a 90° alrededor del eje intermolecular a partir del orbital .
El orbital enlazante tiene una energía mas baja que los orbitales y , que forman un par degenerado. A la inversa, el orbital tiene una energía mas alta que los orbitales y .
Pz
Pz 13
Orbital enlazante
Orbital antienlazante
Px
Px
Plano nodal
Orbital enlazante 14
Plano nodal
Plano nodal
Orbital antienlazante Enlace iónico Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no metales, ya que por transferencia de electrones del átomo metálico al (no metálico) mas electronegativo. En esta transferencia se formaran iones que después se atraen fuertemente por diferencia de cargas eléctricas.
METAL + NO METAL M
+
X
Compuesto Iónico
Dado que las electronegatividades de los átomos participantes son muy diferentes, existe una alta diferencia de electronegatividad que en promedio es de 1.7 o mayor.
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Ejemplos:
Na
x Cl
El cloro de sodio está compuesto de iones Na+ y Cl- ,Así los átomos del sodio transfieren electrones a los átomos de cloro para formar los iones de sodio Na+ y cloro Cl-. Esta sustancia solida resultante es muy resistente, tiene un punto de fusión de 800 °C. La gran fuerza del enlace se debe a las atracciones entre los iones de carga opuesta, que se encuentran muy cercanos entre sí.
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Formación y propiedades de los compuestos iónicos Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida
En la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (Distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua. Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar como el agua, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que,
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si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el
, es muy soluble en disolventes
como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.
Redes cristalinas La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios. Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuídas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete
tipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad. Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación que podemos definir como el número de iones de un signo que rodean a un ion de signo opuesto. Podrán existir, según los casos, índices diferentes para el catión y para el anión.
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El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores: • Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias
de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida eni espacio de la red. • Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga
la electroneutralidad del cristal Red
Índice do coordinación
Compuesto
Cúbica centrada en el
8
6
Tetraédrica
4
Tipo Fluorita
Catión=8
2, 2
cuerpo Cúbica centrada en las caras
Anión=4 Tipo Rútilo
Catión=6
2, 2, 2
Anión=3
Teoría de las bandas Cristales
metálicos.
La imagen más sencilla de un cristal metálico presenta a los iones positivos (núcleos mas electrones centrales) situados en los puntos de la red y a los electrón de valencia dispersos en el cristal formando un todo. Las partículas del solido se mantienen unida por la atracción electrostática formando un mar de electrones, donde los electrones se pueden mover libremente haciendo que el metal sea un buen conductor con características tales como alto grado de fusión, dureza, maleabilidad, etc.
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Teoría de bandas en los sólidos Se ha hecho notar que algunos tipos de cristales (molecular, iónico y covalente) son malos conductores de la electricidad, en tanto que los cristales metálicos son muy buenos conductores. Hay substancias que pueden compartirse como en los dos casos mencionados anteriormente, estos son, Ge y el Si, para lo cual se desarrollo la teoría d bandas en los sólidos la cual nos ayudara a comprender como se logra saber si un cristal de un sólido es o no conductor o si se comporta como semiconductor o aislante. En un solido En un sólido las bandas de energía se comportan de un gran número de niveles de energía muy poco separados, formados por la combinación de orbitales atómicos (de energía semejante) procedentes de cada uno de los átomos dentro de la substancia, por ejemplo: Pongamos al sodio los orbitales atómicos 15 (uno por cada átomo) se combinan, para formar una banda 1s que se extiende en tres dimensiones por todo el sólido, los mismo ocurre en los orbitales 2s, 2p, etc. de manera que dentro de la red se tienen bandas 2s, 2p, etc. De esta manera tendremos que la banda 1s, 2s, 2p estarán saturadas por lo cual no podrán adquirir ni donar electrones , pasando a la banda 3s veríamos que no está totalmente saturada la cual podrá saturarse, semisaturarse o libere y dejar pasar libres a los electrones esto dependerá del solido del que se trate. Como ya se ha visto los aislantes tendrán en su banda 2s o 3p de 6 a 8 electrones por lo cual podrán dejar pasar una cierta cantidad de electrones tomando en cuenta que al aumentar su temperatura aumentaríamos su grado de conductividad por parte de los conductores, tendrán en su última capa de 4 a menos de cuatro electrones por lo cual es más fácil soltarlos y a completar la banda.
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Estructura La estructura química de una sustancia química aporta información sobre el modo en que se enlazan los diferentes átomos o iones que forman una molécula, o agregado atómico. Incluye la geometría molecular, la configuración electrónica y, en su caso, la estructura cristalina . La geometría molecular se refiere a la ordenación espacial de los átomos en una molécula (incluyendo distancias de enlace y ángulos de enlace) y los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. La geometría molecular debe explicar la forma de las moléculas más simples como las de oxígeno o nitrógeno diatómicos, hasta las más complejas, como una molécula de proteína o de ADN. Con este término también podemos referirnos a estructuras donde no existen moléculas propiamente dichas. Los compuestos iónicos o covalentes no formas moléculas sino redes tridimensionales, enormes agregados de átomos o iones, con una estructura regular, simétrica y periódica.
Energía reticular La energía reticular (U) se define como la energía liberada cuando los iones positivos y negativos que forman las sustancias iónica se acercan desde sustancia infinita para formar un mol de solido iónico. U=
Donde U = Energía reticular N = Numero de Abogadro E = Carga del electrón
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α = Atracción mutua entre cada dos átomos (carga de los iones)
M = Constante de Madelung (valor especifico para cada red cristalina) = Distancia de enlace en el cristal
Evidente mente que la energía reticular depende de varios factores:
Mientras mayores sean las cargas se los iones mayor es la fuerza electrostática que los une en el cristal y por tanto, mayor es la energía reticular.
En la medida en que son mayores los radios de los iones que constituyen un cristal, menor es la energía reticular.
Se ha comprobado además, que las sales constituidas por cationes con 18 electrones en su último nivel tienen energías reticulares mayores que aquellas constituidas por 8 electrones en el último nivel.
La relación que existe entre el valor de la energía reticular y la estabilidad del solido iónico es directamente proporcional, es decir que cuando la energía reticular es mayor, la estabilidad del solido iónico es mayor.
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Bibliografía
GRAN ENCICLOPEDIA UNIVERSAL TOMO. 1,2 Y 6 AUTOR. ENRIQUE SORDO ED.: NAUTA DICCIONARIO ESPAÑOL TOMO. 6 Y 8 AUTOR Y EDICION. ARGOS VERGARA ENCICLOPEDIA UNIVERSAL PARA NIÑOS TOMO: 2 AUTOR Y EDICION: READER’S DIGEST
http://fai.unne.edu.ar/atomo/varia_prop.htm http://fai.unne.edu.ar.htm http://www.monografias.com/trabajos6/tape/tape.shtml#ele http://cursos.puc.cl/citela/www.cti.espol.edu.ec/related/proyectos/ec/gg/ciencias/co ntenido.htm. http://fai.unne.edu.ar.htm. http://www.mitecnologico.com.htm. http://www.monografias.com/trabajos6/tape/tape.shtml#ele
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Cuestionario 1. ¿Qué es un enlace químico? R= Es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos y hace que funcione como unidad. 2. ¿Cómo se forman los enlaces? R= Los enlaces se forman entre átomos que conforman a un compuesto. Los electrones de valencia de los átomos, son los que forman los enlaces. 3. ¿Qué pasa con los átomos que tienen de 1 a 8 o menos electrones de valencia? R= Los átomos que tienen 1,2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones con carga positiva como los metales, los átomos que tienen 5, 6 o 7 electrones de valencia pueden ganar electrones para alcanzar la configuración estable de 8 electrones en su nivel de energía más elevada y por ello se convierten en iones con carga negativa (aniones) como los no metales. 4. ¿Cómo están clasificados los enlaces? R= Covalente (No Polar, Polar, Coordinado o Dativo), Iónico, Metálico, Puentes de Hidrogeno 5. ¿Cuál es la regla del octeto y cuáles son sus restricciones? R= Restricciones de la Regla Átomos con menos electrones de un
octeto
Los átomos de cuatro electrones de valencia, al compartirlos para formar enlaces covalentes pueden tener menos de 8 electrones. Átomos con más de 8 electrones
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La regla del octeto se cumple con átomos del segundo periodo de la tabla periódica, sin embargo los elementos del tres y subsiguiente periodo tienen más orbitales disponibles en sus niveles electrónicos externos. En algunos compuestos, estos elementos pueden formar 4, 5,6 pares de electrones cuando se unen. Moléculas con número impar de electrones de valencia En tales especies con un número impar de electrones (llamados radicales libres) es imposible escribir estructuras de Lewis en que cada átomo obedezca la regla del octeto. 6. ¿Cómo se hace la estructura de Lewis? R= Dibuje una estructura básica para la molécula o ion, uniendo los átomos por medio de enlaces sencillos. En algunos casos solo una disposición de los átomos es posible. Conteo del número de electrones de valencia de los átomos. Para un anión poliatomico se suman electrones para considerar carga negativa. Para un catión poliatomico, se debe de restar un número de electrones igual a la carga positiva. Descuente dos electrones de valencia por cada enlace sencillo escrito en el paso 1. Distribuya los electrones restantes en forma de pares compartidos de modo que cada átomo tenga 8 electrones si es posible. Si se encuentran pocos electrones por repartir convertir los enlaces sencillos en enlaces múltiples. Enlaces dobles resultado de una deficiencia de 2 electrones, un triple enlace, deficiencia de 4 electrones. 7. ¿Cómo se efectúa u enlace covalente? R= Este tipo de enlace se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es decir, entre los no metales y siempre por compartición de pares de electrones
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8. ¿En qué consisten los enlaces No Polar, Polar y Coordinado o dativo? R= No
Polar
Cuando la diferencia de la electronegatividad entre los átomos forman el enlace es cero, es decir cuando el enlace o enlaces son del mismo elemento. Polar Cuando los átomos que forma el enlace tienen valores de electronegatividad muy distintos. Coordinado Cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos, pero el segundo los acomoda en un orbital vacio, se dice entonces que el primer átomo da un par de electrones o que ambos átomos se coordinan para completar su octeto. 9. ¿Cuál es la teoría del enlace de valencia? R= En el enlace de valencia se supone que cuando dos átomos se acercan lo suficiente, sus orbitales atómicos están en una posición adecuada para superponerse. Un par electrónico (con espines opuestos) puede ocupar estos orbitales de superposición para formar un enlace covalente. 10. ¿Cómo funciona la teoría Orbital Molecular? R= El método del orbital molecular empieza con la superposición que los electrones en las moléculas están en orbitales que pertenecen a la molécula en conjunto. Si se combinan dos orbitales, uno de cada uno de los átomos diferentes, se producirán dos orbitales moleculares. Uno de estos tendrá una energía más baja y el otro una más alta que cualquiera de los orbitales atómicos. . Como en el caso de los orbitales atómicos, cada orbital molecular puede contener dos electrones como espines opuestos, un electrón o ninguno. También análogo a los orbitales atómicos, en los casos donde los orbitales moleculares son degenerados, los electrones ocuparan cada orbital individualmente hasta que los orbitales degenerados queden a medio llenar, luego se aparearan electrones sucesivos en los orbitales.
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11. ¿Cómo se efectúa un enlace iónico? R= Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no metales, ya que por transferencia de electrones del átomo metálico al (no metálico) mas electronegativo. En esta transferencia se formaran iones que después se atraen fuertemente por diferencia de cargas eléctricas. 12. ¿Qué es una estructura química? R= De una sustancia química aporta información sobre el modo en que se enlazan los diferentes átomos o iones que forman una molécula 13. ¿Qué es la geometría molecular? R= Se refiere a la ordenación espacial de los átomos en una molécula (incluyendo distancias de enlace y ángulos de enlace) y los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. 14. ¿Cómo pueden ser los grupos de electrones? R= un simple enlace, un doble enlace, un triple enlace, un par de electrones no enlazante 15. ¿Que es distancia de enlace? R= Es la distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados. 16. ¿Qué es ángulo de enlace? R= Es el ángulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común.
17. ¿Qué es la energía reticular?
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R= La energía reticular (U) se define como la energía liberada cuando los iones positivos y negativos que forman las sustancias iónica se acercan desde sustancia infinita para formar un mol de solido iónico. 18. ¿Cuál es la formula? R= U =
19. ¿De qué depende la energía reticular? R= Evidente mente que la energía reticular depende de varios factores:
Mientras mayores sean las cargas se los iones mayor es la fuerza electrostática que los une en el cristal y por tanto, mayor es la energía reticular.
En la medida en que son mayores los radios de los iones que constituyen un cristal, menor es la energía reticular.
Se ha comprobado además, que las sales constituidas por cationes con 18 electrones en su último nivel tienen energías reticulares mayores que aquellas constituidas por 8 electrones en el último nivel.
20. ¿Qué relación existe entre el valor de la energía reticular y la estabilidad del solido? R= La relación que existe es directamente proporcional, es decir que cuando la energía reticular es mayor, la estabilidad del solido iónico es mayor.
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