enlace covalente

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
ENLACE ENTRE ÁTOMOS
REPRESENTADO POR UN MUELLE
(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
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 COMPRENSIÓN DE MUCHAS PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS
MATERIALES SE BASA EN EL CONOCIMIENTO DE LAS FUERZAS
INTERATÓMICAS QUE ENLAZAN LOS ÁTOMOS ENTRE SI.
METANO
AGUA
r0 = 3 Å
Cuando (dEN/dr)= 0, EN = E0,.
(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.
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:
dF
⎛
⎞
E∝⎜
⎟
⎝ dr ⎠ r =ro
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 He2
ESTABLE.
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 DE
HUND
La configuración más estable en los subniveles es aquella que tenga
mayor multiplicidad, que se define como: P = 2S+1
Caso a:
Caso b:
Donde: S
= Σms
a es más estable
que b
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
IÓNICO
COVALENTE METÁLICO
TIPO DE
ELEMENTO
METAL
NO METAL
NO METAL
NO METAL
METAL
METAL
ELECTRONES
M cede eN capta e-
MyN
Comparten e-
M cede eNube de e-
FORMACIÓN DE
IÓNES
M ----catión
N---- anión
NO
M---- catión
RESULTADO
CRISTAL
Fuerza
Electrostática.
MOLÉCULA
CRISTAL
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.
DIAMANTE
MOLECULA METANO
ENLACE IONICO
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
DE IONIZAR, CARGÁNDOSE ELÉCTRICAMENTE.
Electronegatividades de los elementos
HAN
El
enlace iónico
12 neutrones
consiste en la
atracción
electrostática
entre cargas
positivas y
negativas.
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 ClSUMINISTRANDO 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:
ZZ
e2
Fa (r ) =
4πε 0 r 2
1
LA ENERGIA NECESARIA PARA ACERCAR DOS IONES
DESDE EL INFINITO A UNA DISTANCIA r ES:
Z1Z 2 e2
q2
U = ∫ Fdr = ∫
dr =
∞
∞ 4πε r 2
4πε 0 r
0
r
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.
U (r ) = U i −
q2
4πε 0 r
+
B
rn
2
r
(1 nm = 10-9 m)
(El exponente n suele valer 12)
rC
rA
=
rNa+
rCl −
=
0.99
= 0.547
1.81
Número de
coordinación = 6,
OCTAEDRICA
LOS COMPUESTOS IÓNICOS NO FORMAN MOLÉCULAS AISLADAS, POR
LO QUE SUS FÓRMULAS SON SIEMPRE FÓRMULAS EMPÍRICAS.
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.
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 IÓNICAS.
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 .
(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:
U (r ) = −
A B
+
rm rn
( m < n)
ENLACE COVALENTE .
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).
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
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 .
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
..
H:
H
Single
Bonds
:H
C::C :
:
H-O-H
H
Double
Bond
H
H
H:C:::C:H
Triple
Bond
H
C=C
H
H-C≡C-H
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.
(HIBRIDACIÓN)
ENLACE COVALENTE .
ORBITALES s: 1
ORBITALES p: 3
ORBITALES d: 5
ORBITALES 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
ENLACE COVALENTE .
Promotion
Note the single left over
Unhybridized p orbital on B
Region of overlap
Enlace del trifluoruro de boro.
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
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.
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.
ESTRUCTURA
DEL DIAMANTE
ESTRUCTURA GRAFITO
ENLACE COVALENTE.
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
Comparación entre las propiedades de los distintos tipos de sólidos
CARÁCTER IÓNICO DE LOS ENLACES COVALENTES Y EL
CARÁCTER COVALENTE DE LOS ENLACES IÓNICOS.
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.
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).
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:
9POTENCIAL 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)
9 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.
MULLIKEN:
XM = (PI + EA)/2
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
Carácter iónico = 100 ⎡1 − e
⎢⎣
−0.25( X
A−XB )
2⎤
⎥⎦
ENLACE METÁLICO
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)
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
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.
ENLACES SECUNDARIOS
ION-DIPOLO
DIPOLO-DIPOLO
FUERZAS
INTERMOLECULARES
FUERZAS DE
VAN DER
WAALS
FUERZAS DE
DISPERSION
DE LONDON
ION-DIPOLO INDUCIDO
DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO INDUCIDO
PUENTE DE HIDROGENO
Las interacciones de Van der Waals tiene la forma:
U (r ) = −
A B
+ n
6
r
r
(n ≈ 12)
ENLACES SECUNDARIOS / DIPOLO - DIPOLO
Las fuerzas dipolo–dipolo son atracciones entre los dipolos eléctricos
de moléculas polares (DIPOLOS PERMANENTES).
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 positiva
Cuando 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
Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son
más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales.
ENLACES SECUNDARIOS/ DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
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.
La magnitud de este enlace aumenta con los dipolos inducidos fluctuantes
ENLACES SECUNDARIOS/ FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
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.
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
LA FORMACIÓN DE UN DIPOLO
INSTANTÁNEO EN UNA MOLÉCULA ORIGINA
LA FORMACIÓN DE UN DIPOLO INDUCIDO
EN UNA MOLÉCULA VECINA DE MANERA
QUE SE ORIGINA UNA DÉBIL FUERZA DE
ATRACCIÓN ENTRE LAS DOS
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 / FUERZAS IÓN-DÍPOLO 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/ ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO
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 HIDRÓGENO
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 AUTOLUBRICANTES 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.