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PROPIEDADES DE LOS MATERIALES (P.e., MÓDULO DE YOUNG) →CONSIDERAR MATERIALES A ESCALA ATÓMICA
HAY DOS ASPECTOS ESPECIALMENTE IMPORTANTES:(i).- LAS FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDOS A LOS ÁTOMOS (ENLACES
INTERATÓMIICOS), QUE ACTUAN COMO PEQUEÑOS MUELLES, UNIENDO UN ÁTOMO CON EL SIGUIENTE EN ESTADO SÓLIDO
(ii).- EL MODO EN QUE LOS ÁTOMOS SE EMPAQUETAN (EMPAQUETAMIENTO ATÓMICO), PUESTO QUE DETERMINA CUANTOS
MUELLES HAY POR UNIDAD DE AREA Y EL ÁNGULO DE ENLACE
ENLACE ENTRE ÁTOMOS REPRESENTADO POR UN MUELLE
EMPAQUETAMIENTO DE ÁTOMOS Y ÁNGULO DE ENLACE
LAS DISTINTAS FORMAS EN QUE LOS ÁTOMOS PUEDEN UNIRSE INCLUYEN:
ENLACES PRIMARIOS: ENLACE IÓNICO, COVALENTE Y METALICO, QUE SON RELATIVAMENTE FUERTES (LAS TEMPERATURAS DE FUSION
SUELEN ESTAR ENTRE 1000 Y 4000 K)
ENLACES SECUNDARIOS —ENLACES DE VAN DER WAALS Y ENLACES DE PUENTE DE HIDROGENO, QUE SON RELATIVAMENTE DÉBILES (LOS
PUNTOS DE FUSION SUELEN ESTAR ENTRE 100 Y 500 K).
LA COMPRENSILA COMPRENSIÓÓN DE MUCHAS PROPIEDADES FN DE MUCHAS PROPIEDADES FÍÍSICAS DE LOS SICAS DE LOS MATERIALES SE BASA EN EL CONOCIMIENTO DE LAS FUERZAS MATERIALES SE BASA EN EL CONOCIMIENTO DE LAS FUERZAS
INTERATINTERATÓÓMICAS QUE ENLAZAN LOS MICAS QUE ENLAZAN LOS ÁÁTOMOS ENTRE SI. TOMOS ENTRE SI.
METANO
AGUA
(a).- Dependencia de las fuerzas repulsiva, atractiva y resultante con la distancia interatómica entre dos átomos aislados.
(b).- Dependencia de las energías repulsiva, atractiva y potencial resultante con la distancia interatómica entre dos átomos aislados.
r0 = 3 Å
Cuando (dEN/dr)= 0, EN = E0,.
Fuerza resultante en función de la
distancia interatómica
para un enlace débil y fuerte.
EL MÓDULO DE YOUNG, E, SE PUEDE CORRELACIONAR CON LA CURVA FUERZA-DISTANCIA.
UN ENLACE FUERTE RESULTA EN UN MÓDULO ALTO, QUE SE TRADUCE EN UNA PENDIENTE ELEVADA DE LA CURVA
ANTERIOR EN SU PUNTO DE INTERSECCIÓN CON EL EJE Or, ES DECIR:
r ro
dFE
dr =
⎛ ⎞∝ ⎜ ⎟⎝ ⎠
1.- ¿POR QUÉ ALGUNOS ÁTOMOS SE ENLAZAN PARA FORMAR MOLÉCULAS, MIENTRAS QUE OTROS NO LO HACEN?. POR EJEMPLO,
DOS ÁTOMOS DE HIDRÓGENO SE COMBINAN DANDO H2, PERO EL
HELIO NO SE COMBINA DANDO UNA MOLÉCULA DEL TIPO He2ESTABLE.
2.- ¿POR QUÉ EN LAS MOLÉCULAS SE ENCUENTRAN SOLAMENTE DETERMINADAS COMBINACIONES DE ÁTOMOS? ES DECIR, ¿POR QUÉ
SE ENCUENTRA H2, Y NO H3 ? 3.- ¿POR QUÉ TOMAN LAS MOLÉCULAS UNA FORMA DETERMINADA? .
POR EJEMPLO, LOS ÁTOMOS DE OXÍGENO Y CARBONO TOMAN LA DISPOSICIÓN LINEAL EN EL CO2, MIENTRAS QUE LOS DE OXÍGENO E
HIDRÓGENO EN EL H2O TOMAN UNA DISPOSICIÓN TRIGONAL.
REGLA DEHUND
La configuración más estable en los subniveles es aquella que tenga
mayor multiplicidad, que se define como: P = 2S+1 Donde: S = Σms
Caso b:
a es más estable que b
Caso a:
LA REGLA DEL OCTETO, ENUNCIADA EN 1916 POR GILBERT NEWTON LEWIS, DICE QUE LA TENDENCIA DE LOS ÁTOMOS DE LOS ELEMENTOS DEL SISTEMA
PERIÓDICO, ES COMPLETAR SUS ÚLTIMOS NIVELES DE ENERGÍA CON UNA CANTIDAD DE 8 ELECTRONES TAL QUE ADQUIEREN LA CONFIGURACIÓN DE
UN GAS NOBLE. ESTA REGLA ES APLICABLE PARA LA CREACIÓN DE ENLACES ENTRE LOS ÁTOMOS.
EN LA FIGURA SE MUESTRAN LOS 4 ELECTRONES DE VALENCIA DEL CARBONO, CREANDO DOS ENLACES COVALENTES, CON LOS 6 ELECTRONES
EN EL ÚLTIMO NIVEL DE ENERGÍA DE CADA UNO DE LOS OXÍGENOS, CUYA VALENCIA ES 2. LA SUMA DE LOS ELECTRONES DE CADA UNO DE LOS
ÁTOMOS ES 8, LLEGANDO AL OCTETO. EXISTEN CASOS DE MOLÉCULAS CON ÁTOMOS QUE NO CUMPLEN EL OCTETO Y SON ESTABLES IGUALMENTE.
C O
ÁTOMO DE HELIO
ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Tabla 2.1 .- TIPOS DE ENLACES PRIMARIO
CRISTALMOLÉCULACRISTALFuerza
Electrostática.
RESULTADO
M---- catiónNOM ----catiónN---- anión
FORMACIÓN DE IÓNES
M cede e-Nube de e-
M y NComparten e-
M cede e-N capta e-
ELECTRONES
METALMETAL
NO METALNO METAL
METALNO METAL
TIPO DEELEMENTO
METÁLICOCOVALENTEIÓNICO
Los elementos He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn tienen la capa de electrones más externa completa y asi son muy estables y no forman enlaces con
facilidad con otros elementos. Por su parte, los elementos que no tienen la capa de electrones más externa completa no son estables e
interaccionan, de manera controlada, con otros átomos de tal modo que los electrones son compartidos o intercambiados entre dichos átomos CON EL FIN DE LOGRAR CAPAS DE ELECTRONES MÁS EXTERNAS
ESTABLES.
MOLECULA METANODIAMANTE
EL ENLACE IÓNICO ES EL MÁS FÁCIL DE DESCRIBIR Y DE VISUALIZAR Y SIEMPRE EXISTE EN COMPUESTOS FORMADOS POR
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS (UNIÓN METAL – NO METAL), O SEA, ENTRE ELEMENTOS SITUADOS EN LOS EXTREMOS
HORIZONTALES DE LA TABLA PERIÓDICA, LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS DOS
ELEMENTOS ES MUY GRANDE.
EL ELEMENTO MÁS ELECTRONEGATIVO SE LLEVA AL ELECTRÓN (ATOMO ACEPTOR) Y EL MENOS ELECTRONEGATIVO LO PIERDE (ATOMO DONOR).
PARA QUE SE FORME ENLACE IÓNICO LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES DEBE SER IGUAL O MAYOR QUE 1.7 – 1.8 .
LOS ÁTOMOS DEL ELEMENTO METÁLICO DAN FÁCILMENTE SUS ELECTRONES DE VALENCIA A ÁTOMOS DE UN NO METAL, QUE ES, A SU VEZ, UN BUEN
ACEPTOR DE ELECTRONES. EN ESTE PROCESO TODOS LOS ÁTOMOS ADQUIEREN LA
CONFIGURACIÓN ESTABLE DEL GAS INERTE, PARA ELLO SE HAN DE IONIZAR, CARGÁNDOSE ELÉCTRICAMENTE.
ENLACE IONICOENLACE IONICO
Electronegatividades de los elementos
El enlace iónicoconsiste en la
atracción electrostática entre cargas positivas y negativas.
12 neutrones
LOS ELECTRONES ESTAN UNIDOS AL NÚCLEO POR FUERZAS ELECTROSTÁTICAS Y, POR TANTO, TIENEN ENERGÍAS NEGATIVAS. PERO LA ENERGIA NO ES LA MISMA PARA TODOS LOS ELECTRONES. LOS QUE ESTAN
MÁS LEJOS DEL NÚCLEO TIENEN MAYOR ENERGIA (MENOS NEGATIVA). EL ELECTRON QUE SE PUEDE SEPARAR MÁS FACILMENTE DEL ATOMO, P.E. DE SODIO, ES EL MÁS LEJANO. SE PUEDE ARRANCAR SUMINISTRANDO 5,14
eV. ESTE ELECTRON PUEDE TRANSFERIRSE A UNA POSICIÓN VACANTE DE UN ATOMO DE CLORO, LIBERANDOSE 4,02 eV DE ENERGÍA.
POR TANTO, PODEMOS OBTENER ÁTOMOS AISLADOS DE Na+ Y Cl-
SUMINISTRANDO 5,14 eV - 4,02 eV = 1,12 eV DE ENERGIA, Ui.
1 eV = 1,6x10-19 J
HASTA AHORA, HEMOS TENIDO QUE REALIZAR TRABAJO PARA CREAR LOS IONES QUE DARAN LUGAR AL ENLACE IÓNICO. MAL COMIENZO.
SIN EMBARGO, LAS CARGAS + y - SE ATRAEN, Y SI LAS APROXIMAMOS APARECE UNA FUERZA DE ATRACCIÓN ENTRE ELLAS. ESTA FUERZA ES
LA QUE EXISTE ENTRE DOS CARGAS OPUESTAS: 21 2
20
( )4aZ Z e
F rrπε
=LA ENERGIA NECESARIA PARA ACERCAR DOS IONES DESDE EL INFINITO A UNA DISTANCIA r ES:
2 21 2
20 04 4
r r Z Z e qU Fdr dr
r rπε πε∞ ∞= = =∫ ∫
La energía disminuye a medida que r disminuye. La primera parte de la
disminución, hasta r ~1 nm para un enlace iónico típico, es el trabajo
necesario para formar los iones Na+ y Cl-
(1,12 eV). Para r < 1 nm todo es ganancia y el
enlace iónico comienza a ser cada vez más estable.
Cuando los iones están suficientemente cerca, las nubes electrónicas empiezan a
solaparse, dando lugar a una gran repulsión entre ellas.
(1 nm = 10-9 m)
2
0
( )4i n
q BU r U
r rπε= − + (El exponente n suele valer 12)
0.990.547
1.81
+
−= = =C Na
A Cl
rr
r r
Número de coordinación = 6,
OCTAEDRICA
LAS SUSTANCIAS IÓNICAS SÓLIDAS FORMAN ESTRUCTURAS CRISTALINAS O REDES CRISTALINAS
TRIDIMENSIONALES COMPACTAS, CON UN ORDENAMIENTO EN EL QUE SE ALTERNAN IONES POSITIVOS
Y NEGATIVOS EN LAS TRES DIMENSIONES DEL ESPACIO CON UN NUMERO DE COORDINACIÓN MÁXIMO.
SE LLAMA ÍNDICE DE COORDINACIÓN DE UN ION EN LA RED, AL NÚMERO DE IONES DE SIGNO CONTRARIO QUE LO RODEAN A LA
MISMA DISTANCIA.
EL TAMAÑO DE LOS IONES (RELACIÓN ENTRE EL RADIO DEL CATIÓN Y EL DEL ANIÓN) Y SUS CARGAS
DETERMINARÁN LOS DISTINTOS TIPOS DE ORDENAMIENTO.
LOS COMPUESTOS IÓNICOS NO FORMAN MOLÉCULAS AISLADAS, POR LO QUE SUS FÓRMULAS SON SIEMPRE FÓRMULAS EMPÍRICAS.
HAY DOS CARACTERÍSTICAS DE LOS IONES QUE DETERMINAN LA ESTRUCTURA CRISTALINA DE LOS COMPUESTOS ENLAZADOS
IONICAMENTE:
1.- EL VALOR DE LA CARGA ELÉCTRICA DE LOS IONES COMPONENTES. NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA ELEMENTO NECESARIOS PARA MANTENER LA
NEUTRALIDAD ELÉCTRICA
2.- LOS TAMAÑOS RELATIVOS DE LOS CATIONES Y ANIONES. LOS RADIOS IÓNICOS PUEDEN VARIAR
LIGERAMENTE DEPENDIENDO DEL NÚMERO Y TIPO DE LOS IONES CON CARGA OPUESTA QUE LOS RODEAN.
ESTRUCTURAS CRISTALINAS IESTRUCTURAS CRISTALINAS IÓÓNICASNICAS..
Los iones monovalentes del Grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) y del Grupo VIIA ( F, Cl, Br, I ) forman compuestos que
son altamente iónicos, pero tienen una resistencia relativamente baja, puntos de fusión bajos y poca dureza. Sin embargo, los compuestos iónicos formados a partir de
iones de mayor carga, como por ejemplo el Mg2+, Al3+ y Zr4+ , poseen un enlace fuerte y, por consiguiente, tienen una
resistencia alta, puntos de fusión altos y gran dureza
ENLACE COVALENTE .ENLACE COVALENTE .(DIAMANTE PURO, SILICIO, GERMANIO)
EN 1916, LEWIS PROPUSO QUE LA FORMACIÓN DE UN ENLACE COVALENTE SE PRODUCE POR LA COMPARTICIÓN DE DOS ELECTRONES ENTRE ÁTOMOS VECINOS Y NINGUNO DE LOS
ÁTOMOS:- TIENE SUFICIENTEMENTE POCA ENERGÍA EN SU CAPA DE
VALENCIA COMO PARA PERDER SUS ELECTRONES- ES SUFICIENTEMENTE ATRACTIVO PARA QUITARLE AL OTRO SUS
ELECTRONES
POR TANTO, TENDRÁN QUE COMPARTIR SUS ELECTRONES.
EL CASO MÁS TÍPICO ES EL DE DOS ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO
EL EJEMPLO MÁS SENCILLO ES LA MOLÉCULA DE HIDRÓGENO
LA COMPARTICIÓN DE ELECTRONES DA LUGAR A UNA REDUCCIÓN DE LA ENERGIA Y A UN ENLACE ESTABLE.
LA ENERGIA DE UN ENLACE COVALENTE SE PUEDE DESCRIBIR CON LA SIGUIENTE ECUACIÓN EMPIRICA:
( ) ( )m nA B
U r m nr r
= − + <
Muchas moléculas de elementos no metálicos (H2, Cl2, F2, etc.), así como muchas moléculas que contienen átomos diferentes (CH4, H2O, HNO3, HF, etc.) tienen enlaces covalentes. Además, este tipo de enlace aparece en sólidos elementales, tales, como diamante (carbono), silicio, germanio, y en compuestos sólidos formados por elementos localizados a la derecha de la tabla periódica, tales como arseniuro de galio (GaAs), antimoniuro
de iridio (IrSb) y carburo de silicio (SiC).
Los enlaces covalentes pueden ser muy fuertes, como en el caso del diamante, que es un material muy duro y tiene una
temperatura de fusión muy elevada, Tf > 3550°C (6400°F), pero también pueden ser muy débiles, como es el caso de los enlaces
del bismuto, que funde a 270 °C (518°F).
ENLACE COVALENTE .ENLACE COVALENTE .
Enlace dominante en los silicatos y vidrios. Contribuye al enlace de metales de alto punto de fusión (wolframio, molibdeno, tántalo, etc.).
También aparece en los polímeros uniendo los átomos de carbono a lo largo de las cadenas poliméricas, pero como los polímeros también
contienen otros tipos de enlaces débiles
DEPENDIENDO DE SU CAPA DE VALENCIA DOS ÁTOMOS PUEDEN FORMAR UN ENLACE SIMPLE, COMPARTIENDO UN SOLO PAR DE
ELECTRONES (ENLACE COVALENTE SENCILLO), O ENLACES MÚLTIPLES (DOBLE, TRIPLE, ETC.), COMPARTIENDO DOS O MÁS PARES. EL NÚMERO
DE PARES ELECTRÓNICOS COMPARTIDOS SE LLAMA ORDEN O MULTIPLICIDAD DE ENLACE.
H:O:H C::C H:C:::C:H..
..
H
H H
H
::
: :
SingleBonds
DoubleBond
TripleBond
H-O-H C=C H-C≡C-HH
H H
H
ENLACE COVALENTE .ENLACE COVALENTE .
EN EL ENLACE COVALENTE LOS ELECTRONES COMPARTIDOS PERTENECEN POR IGUAL A LOS DOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE. ESTA
CIRCUNSTANCIA PERMITE CONTABILIZAR A LOS ELECTRONES DE ENLACE TANTO EN UN ÁTOMO COMO EN EL OTRO, POR LO QUE CONTRIBUYEN A
COMPLETAR LOS ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA HASTA ALCANZAR EL OCTETO, LO QUE DA GRAN ESTABILIDAD A CADA ÁTOMO EN
LA MOLÉCULA.
CADA PAR DE ELECTRONES COMUNES A DOS ÁTOMOS SE LLAMA DOBLETE ELECTRÓNICO, ESTE TIPO DE ENLACE SE ENCUENTRA EN
TODAS LAS MOLÉCULAS CONSTITUIDAS POR ELEMENTOS NO METÁLICOS O COMBINACIONES BINARIAS QUE ESTOS ELEMENTOS FORMAN ENTRE SÍ, TALES COMO: HIDRUROS GASEOSOS Y EN LA
MAYORÍA DE COMPUESTOS DE CARBONO.
LOS ORBITALES DE LAS CAPAS DE VALENCIA DE AMBOS ÁTOMOS SE COMBINAN PARA FORMAR UNO SOLO QUE CONTIENE A LOS 2
ELECTRONES.
EL ENLACE COVALENTE OCURRE ENTRE NO METALES PORQUE LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES ENTRE
LOS ÁTOMOS ES CERO O MUY PEQUEÑA.
ENLACE COVALENTE .ENLACE COVALENTE .
ENLACE COVALENTE. (HIBRIDACIÓN)
ENLACE COVALENTE .ENLACE COVALENTE .
ORBITALES s: 1ORBITALES p: 3ORBITALES d: 5ORBITALES s: 7
Los orbitales 2s (1) y 2p (3) del carbono pueden combinarse para darnos 4 orbitales híbridos equivalentes no simétricos, que se denominan orbitales sp3. La geometría resultante es la de un tetraedro regular con los cuatro orbitales
ubicados hacia los respectivos vértices, generando ángulos de 109,5° entre ellos Al enlace (u orbital molecular) que forman estos orbitales atómicos sp3 al
combinarse con otro elemento se lo llama sigma (σ).
Geometría y formación de los orbitales
sp3
.
Geometría y formación de los orbitales
sp2
Geometría y formación de los orbitales sp
.
PromotionNote the single left overUnhybridized p orbital on B
Region of overlap
Enlace del trifluoruro de boro.
ENLACE COVALENTE .ENLACE COVALENTE .
EL CARBONO CENTRAL TIENE SUS 6 ELECTRONES INICIALES (1s2 2s2 2p2 )MÁS UN ELECTRÓN QUE COMPARTE CON CADA UNO DE LOS 4 CARBONOS
ADYACENTES, DANDO COMO RESULTADO UN TOTAL DE 10 ELECTRONES. SE LLENa SU CAPA MÁS EXTERNA 1s2 (2s2 2p6), QUE ES LA DEL NEÓN,
PRESENTANDO UNAS CONDICIONES MUY ESTABLES.
ENLACE COVALENTE /CARBONO.ENLACE COVALENTE /CARBONO.APLICACIONES DIAMANTE: BROCAS PARA
PERFORAR ROCAS, HERRAMIENTAS DE CORTE, MUELAS ABRASIVAS Y COJINETES DE PRECISION.
EN EL DIAMANTE SE TIENE UNA ESTRUCTURA EN LA CUAL CADA ATOMO DE CARBONO SE UNE COVALENTEMENTE A OTROS 4 ÁTOMOS DE
CARBONO EN UNA ORIENTACIÓN TETRAEDRICA
LA FORMA ASIMETRICA DE LOS ORBITALES DA LUGAR A UN ENLACE
DIRECCIONAL. TODOS LOS ENLACES COVALENTES SON
DIRECCIONALES, Y ESTE HECHO VA A INFLUIR ENLA FORMA EN QUE LOS
ATOMOS SE EMPAQUETAN PARA FORMAR LOS CRISTALES
ENLACE COVALENTE /CARBONO.ENLACE COVALENTE /CARBONO.
ESTRUCTURA DEL DIAMANTE
ESTRUCTURA GRAFITOESTRUCTURA GRAFITO
LAS CERÁMICAS COVALENTES, TIPICAMENTE, SON DURAS Y FUERTES Y TIENEN UNA TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA. SIN EMBARGO, ESO
NO SON RASGOS INHERENTES AL ENLACE COVALENTE. ASÍ, LA MAYORÍA DE LOS MATERIALES ORGANICOS TIENEN ENLACES COVALENTES Y NO
POSEEN UNA DUREZA ALTA NI UNA TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA.
EL FACTOR QUE DECIDE ES LA RESISTENCIA DEL ENLACE Y LA NATURALEZA DE LA ESTRUCTURA.
EL METANO, CH4, FORMA UNA UNIDAD ESTRUCTURAL TETRAEDRICA COMO EL DIAMANTE, PERO LOS ELECTRONES DE
VALENCIA TANTO DEL ÁTOMO CARBONO COMO DE LOS 4 ÁTOMOS DE HIDROGENO
SE SATISFACEN CON LA FORMACIÓN DE UN TETRAEDRO SIMPLE Y NO RESULTA UNA ESTRUCTURA PERIODICA. EL METANO ES
UN GAS EN LAS CONDICIONES AMBIENTALES NORMALES.
ENLACE COVALENTE.ENLACE COVALENTE.
ENLACE COVALENTE
Comparación entre las propiedades de los distintos tipos de sólidos
LA MAYOR PARTE DE LOS ENLACES NO SON NI PURAMENTE IÓNICOS NI PURAMENTE COVALENTES.
EL ENLACE IÓNICO ESTA ASOCIADO CON LAS CAPAS ELECTRONICAS , LAS CUALES TIENEN UNA DISTRIBUCIÓN DE PROBABILIDAD ESFERICA Y
SERÍA NO DIRECCIONAL SI FUERA IÓNICO PURO. SIN EMBARGO, HAY UNA TENDENCIA A QUE AUMENTE LA CONCENTRACIÓN DE ELECTRONES
ENTRE LOS CENTROS DE LOS ÁTOMOS, LO CUAL PROPORCIONA UN CIERTO GRADO DE CARÁCTER NO IONICO.
LA IONICIDAD DE UN ENLACE COVALENTE LO RELACIONAMOS CON EL CONCEPTO DE
ELECTRONEGATIVIDAD, MIENTRAS QUE EL CARÁCTER COVALENTE DE UN
ENLACE IÓNICO NOS LLEVA AL CONCEPTO DE POLARIZACIÓN.
CARCARÁÁCTER ICTER IÓÓNICO DE LOS ENLACES COVALENTES Y EL NICO DE LOS ENLACES COVALENTES Y EL CARCARÁÁCTER COVALENTE DE LOS ENLACES ICTER COVALENTE DE LOS ENLACES IÓÓNICOSNICOS..
ELECTRONEGATIVIDAD (EN).ELECTRONEGATIVIDAD (EN).
Los enlaces de moléculas homodiatomicas como el H2 son covalentes puros. En una molécula heterodiatomica como el HF, el par de enlace esta más localizado sobre el fluor, produciendo una carga parcial positiva sobre el hidrogeno, y una negativa sobre el fluor. Un enlace de este tipo se llama
polar, ya que presenta un momento dipolar eléctrico.
LA CAPACIDAD DE CADA ÁTOMO DE ATRAER LOS ELECTRONES DEL ENLACE COVALENTE DETERMINA LA DISTRIBUCIÓN DE CARGAS Y SE
LLAMA ELECTRONEGATIVIDAD.
ELECTRONEGATIVIDAD (EN).ELECTRONEGATIVIDAD (EN).
La electronegatividad se define “COMO LA TENDENCIA RELATIVA DE LOS DISTINTOS ÁTOMOS A ATRAER HACIA SÍ EL PAR DE ELECTRONES QUE
COMPARTE CON OTRO EN UN ENLACE COVALENTE”. Se trata realmente de un índice por lo que no tiene unidades.
Dicha tendencia debe estar relacionada con:
POTENCIAL DE IONIZACIÓN (PI) (energía que hay que comunicar a un átomo aislado en su configuración electrónica fundamental para arrancarle un electrón y
convertirlo en un catión) LA ELECTROAFINIDAD (EA) (energía desprendida al capturar un electrón un
átomo aislado en su configuración electrónica fundamental)
UN ÁTOMO CON UNA AFINIDAD ELECTRÓNICA MUY NEGATIVA (ENERGIA DESPRENDIDA GRANDE) Y UN POTENCIAL DE IONIZACIÓN ELEVADO,
ATRAERÁ ELECTRONES DE OTROS ÁTOMOS Y ADEMÁS SE RESISTIRÁ A DEJAR IR SUS ELECTRONES ANTE ATRACCIONES EXTERNAS,
SERÁ MUY ELECTRONEGATIVO.
XM = (PI + EA)/2MULLIKEN:
Gráfica que relaciona el carácter iónico de un enlace con la diferencia de electronegatividad de los dos átomos enlazados, según una formula
propuesta por Pauling. El carácter iónico aumenta con la diferencia entre las electronegatividades
0.25( ) 2Car cter i nico 100 1
X XBAá ó e− −⎡ ⎤= −⎢ ⎥⎣ ⎦
LOS MATERIALES METALICOS TIENEN UN GRAN NÚMERO DE ELECTRONES
DESLOCALIZADOS, QUE NO PERTENECEN A NINGÚN ÁTOMO EN CONCRETO, FORMANDO
UNA NUBE ELECTRONICA QUE POR SER ELECTRONEGATIVA COHESIONA A LOS ATOMOS CARGADOS POSITIVAMENTE (ATOMOS UNIDOS POR UNA NUBE
LECTRÓNICA)
ES ESPECIFICO DEL ENLACE METÁLICO EL CARÁCTER ANONIMO DE LA UNIÓN DE LOS ATOMOS ENTRE SI: CADA ATOMO CONCRETO NO QUEDA FIRMAMENTE LIGADO A OTRO DETERMINADO, A DIFERENCIA DE LO QUE
OCURRE CON LOS OTROS TIPOS DE ENLACE QUÍMICO.
ENLACE METENLACE METÁÁLICOLICO
LA MAYORÍA DE LAS PROPIEDADES DE LOS METALES SE ATRIBUYEN A LA MOVILIDAD DE ESTOS ELECTRONES DENTRO DE LA NUBE ELECTRÓNICA
LA FACILIDAD DE MOVIMIENTO DE LOS ELECTRONES DA LUGAR A LA ELEVADA CONDUCTIVIDAD ELECTRICA QUE PRESENTAN LOS METALES.
EL ENLACE METALICO NO ES DIRECCIONAL, POR LO QUE LOS IONES METALICOS TIENDEN A EMPAQUETARSE PARA DAR LUGAR A ESTRUCTURAS
CON ELEVADA DENSIDAD
PUENTE DE HIDROGENO
DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO INDUCIDO
DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
ION-DIPOLO INDUCIDOFUERZAS DEDISPERSION DE LONDON
DIPOLO-DIPOLOFUERZAS DEVAN DER WAALS
ION-DIPOLO
FUERZASINTERMOLECULARES
ENLACES SECUNDARIOSENLACES SECUNDARIOS
Las interacciones de Van der Waals tiene la forma:
6( ) ( 12)nA B
U r nrr
= − + ≈
ENLACES SECUNDARIOS / DIPOLO ENLACES SECUNDARIOS / DIPOLO -- DIPOLODIPOLO
Las fuerzas dipolo–dipolo son atracciones entre los dipolos eléctricos de moléculas polares (DIPOLOS PERMANENTES).
Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales.
Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta
electronegatividad. Entonces, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo, creándose dos regiones (o
polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga positivaCuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción
entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización
de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados
ENLACES SECUNDARIOS/ DIPOLOENLACES SECUNDARIOS/ DIPOLO--DIPOLODIPOLO INDUCIDOINDUCIDO
La magnitud de este enlace aumenta con los dipolos inducidos fluctuantes
LAS FUERZAS DIPOLO–DIPOLO INDUCIDO TIENEN LUGAR ENTRE UNA MOLÉCULA POLAR Y UNA MOLÉCULA APOLAR.
EN ESTE CASO, LA CARGA DE UNA MOLÉCULA POLAR PROVOCA UNA DISTORSIÓN EN LA NUBE ELECTRÓNICA DE LA MOLÉCULA APOLAR Y LA CONVIERTE, DE MODO TRANSITORIO, EN UN DIPOLO. EN ESTE MOMENTO
SE ESTABLECE UNA FUERZA DE ATRACCIÓN ENTRE LAS MOLÉCULAS.
ENLACES SECUNDARIOS/ ENLACES SECUNDARIOS/ FUERZAS DE DISPERSIFUERZAS DE DISPERSIÓÓN DE LONDONN DE LONDON
LA FORMACIÓN DE UN DIPOLO INSTANTÁNEO EN UNA MOLÉCULA ORIGINA
LA FORMACIÓN DE UN DIPOLO INDUCIDOEN UNA MOLÉCULA VECINA DE MANERA QUE SE ORIGINA UNA DÉBIL FUERZA DE
ATRACCIÓN ENTRE LAS DOS
Son atracciones debidas a los dipolos instantáneos que se forman por las fluctuaciones e irregularidades que se producen en la nube electrónica de
los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua
Las fuerzas de dispersión de LONDON son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están
presentes en las sustancias polares.
LAS FUERZAS DE LONDON DEPENDEN DE LA FORMA DE LA MOLÉCULA. PARA MOLÉCULAS
DE FORMA SEMEJANTE, CRECEN CON LA MASA MOLECULAR (TAMAÑO) Y CON LA POLARIZABILIDAD, YA QUE ESOS DOS
FACTORES FACILITAN LA FLUCTUACIÓN DE LOS ELECTRONES
ENLACES SECUNDARIOS / ENLACES SECUNDARIOS / FUERZAS IFUERZAS IÓÓNN--DDÍÍPOLO INDUCIDOPOLO INDUCIDO
TIENEN LUGAR ENTRE UN IÓN Y UNA MOLÉCULA APOLAR.LA PROXIMIDAD DEL IÓN PROVOCA UNA DISTORSIÓN EN LA NUBE ELECTRÓNICA DE LA MOLÉCULA APOLAR QUE SE CONVIERTE (DE MODO TRANSITORIO) EN UNA MOLÉCULA POLARIZADA. EN ESTE
MOMENTO SE PRODUCE UNA ATRACCIÓN ENTRE EL IÓN Y LA MOLÉCULA POLARIZADA.
Cuando tienen lugar entre un ión y una molécula polar, se denominan fuerzas ión-dipolo
ENLACES SECUNDARIOS/ ENLACES SECUNDARIOS/ ENLACE PUENTE DE HIDRENLACE PUENTE DE HIDRÓÓGENOGENO
Es una interacción primordialmente de tipo dípolo–dípolo especialmente fuerte, que se da
cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:
(I).- MUY ELECTRONEGATIVO Y CON DOBLETES ELECTRÓNICOS SIN COMPARTIR
(II).-DE MUY PEQUEÑO TAMAÑO Y CAPAZ, POR TANTO, DE APROXIMARSE AL NÚCLEO DEL
HIDRÓGENO Estas condiciones se cumplen en el caso de los
átomos de F, O y N.
Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno. Cada
molécula de agua es capaz de formar 4 puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de ebullición, ya que es necesario romper gran
cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua pase al estado gaseoso.
SIN EL, EL AGUA HERVIRIA A -80 °C Y LA VIDA EN LA TIERRA, TAL Y COMO LA
CONOCEMOS, NO EXISTIRIA.
ENLACES SECUNDARIOS/ENLACE PUENTE DE HIDRENLACES SECUNDARIOS/ENLACE PUENTE DE HIDRÓÓGENOGENO
La presencia del enlace de hidrogeno en el H2O, NH3 y HF, justifica sus anormales puntos de fusión y ebullición. Es también el
responsable de la alta capacidad calorífica molar del agua líquida, así como de sus elevados calores de vaporización y de fusión
LAS FUERZAS DE VAN DER WAALS SON MUY IMPORTANTES EN ESTRUCTURAS EN CAPAS, COMO LAS ARCILLAS, GRAFITO Y NITRURO DE
BORO HEXAGONAL. DICHAS CERAMICAS TIENEN FUERTES ENLACES PRIMARIOS EN LAS CAPAS, PERO DEPENDEN DE LAS FUERZAS DE VAN DER
WAALS QUE MANTIENEN ENLAZADAS LAS CAPAS ENTRE SI, LO QUE DA COMO RESULTADO EL QUE POSEAN ANISOTROPIA EN LA PROPIEDADES.
EN LOS MINERALES ARCILLOSOS DICHA CARACTERÍSTICA HACE POSIBLE LA PLASTICIDAD CON LA ADICIÓN DE AGUA Y FUE LA BASE DEL TEMPRANO
EMPLEO DE LA ARCILLA COMO MATERIA PRIMA CERÁMICA. DE HECHO, ERA LA BASE DE CASI TODA LA TECNOLOGÍA DE FABRICACIÓN DE CERÁMICAS ANTES DEL SIGLO VEINTE Y ES TODAVÍA UN FACTOR IMPORTANTE EN LA
FABRICACIÓN DE PORCELANA, CERAMICA BLANCA, LADRILLOS, BALDOSAS Y MUCHOS OTROS PRODUCTOS.
EL FÁCIL DESLIZAMIENTO ENTRE CAPAS EN EL GRAFITO Y EN EL NITRURO DE BORO HEXAGONAL HA DADO LUGAR A MUCHAS DE LAS APLICACIONES DE
ESOS MATERIALES. PUEDE SER MECANIZADOS CON INSTRUMENTOS DE CORTE CONVENCIONALES Y PROPORCIONAR SUPERFICIES AUTO-
LUBRICANTES DE BAJA FRICCIÓN PARA UNA AMPLIA VARIEDAD DE SELLOS. TAMBIÉN SON USADOS COMO LUBRICANTES SÓLIDOS COMO
RECUBRIMIENTOS SUPERFICIALES DE CAPAS LIMITES.
LOS ENLACES DÉBILES ENTRE LAS CAPAS DE LA MICA Y EL FÁCIL DESLIZAMIENTO ENTRE ELLAS HAN CONDUCIDO A NUEVOS USOS PARA
ESOS MATERIALES. PEQUEÑOS CRISTALES DE MICA SINTÉTICOS SON DISPERSADOS EN EL VIDRIO PARA FORMAR UN COMPUESTO NO POROSO QUE TIENE EXCELENTES PROPIEDADES DE RESISTENCIA ELÉCTRICA. LA PRESENCIA DE LA MICA PERMITE EL MECANIZADO DEL COMPUESTO CON
TOLERANCIAS AJUSTADAS SIN QUE SE PRODUZCAN FRACTURAS, UTILIZANDO ECONOMICAS MÁQUINAS HERRAMIENTAS CONVENCIONALES.
AUNQUE LAS FUERZAS DE VANDER WAALS SON DÉBILES, SON ADECUADAS PARA CAUSAR LA ADSORCIÓN DE MOLÉCULAS EN LA SUPERFICIE DE UNA PARTÍCULA. PARA LAS PARTÍCULAS DE DIMENSIONES COLOIDALES (100
ANGSTROMS A 3 MICRAS), LOS IONES ADSORBIDOS PROPORCIONAN BASTANTE CARGA EN LA SUPERFICIE DE UNA PARTÍCULA PARA ATRAER A
LAS PARTÍCULAS DE CARGA OPUESTA Y REPELER A LAS DE LA MISMA CARGA. ESTO TIENE UN IMPORTANTE EFECTO SOBRE EL REOLOGÍA (
CARACTERÍSTICAS DE FLUJO DE PARTÍCULAS SUSPENDIDAS EN UN FLUIDO) DE SUSPENSIONES DE PARTÍCULAS USADAS EN EL COLADO Y MEZCLAS
USADAS EN LA EXTRUSIÓN, EL MOLDEO POR INYECCIÓN Y OTRAS TÉCNICAS DE CONFORMADO PLÁSTICO.