Sólidos covalentes Redes covalentes Cristales Covalentes Grafito

Enlace covalente
Como ya hemos dicho, si tenemos una sustancia sólida con un muy elevado
punto de fusión, podemos suponer, sin temor a equivocarnos, que está formado
por entidades que forman redes tridimensionales, con enlaces
multidireccionales.
Para saber si estas entidades son iones o no, debemos conocer su
conductividad. Si esta sustancia no conduce en estado sólido, no es un metal.
Si esta sustancia no conduce al fundirse, no es un compuesto iónico.
Se trata entonces de una red covalente, en la cual los átomos vecinos
comparten electrones, pero éstos se encuentran restringidos entre pares de
átomos, sin poder moverse libremente en todo el material como en el caso de
los metales.
El ejemplo más clásico de este tipo de materiales es el diamante, en el cual
cada átomo de carbono se encuentra unido a otros cuatro, en un arreglo
tetraédrico. Cada átomo de carbono tiene cuatro electrones en su capa de
valencia, de modo que si sus cuatro vecinos comparten un electrón con él,
todos completarán el octeto. Hyper ( tetra y celda )
Carlos Paucar
Solid State Chemistry MIT 3.091 Archived Notes.
Pág: 12-24
Richard J.D. Tilley, Understanding solids: the
science materials John Wiley & Sons
2004.
pág: 30-44
Chang, R. Química. Mc Graw-Hill. Edición 7ª.
España 2002.
Redes covalentes
Sólidos covalentes
Fullerenos
Cristales Covalentes
Grafito
Diamante Fullereno
H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
H
C
C
C
C H
C
C
C
C
H
C
Redes covalentes son el nitruro de boro (BN)x, el cuarzo (SiO2)
y el carburo de silicio (SiC)x, todos ellos formados por no
metales con valores de electronegatividad parecidos. El
carbono elemental existe, además de en forma de diamante, en
otras formas que corresponden a diferentes arreglos entre sus
átomos: Grafito, carbón amorfo y los recientemente
descubiertos fullerenos. En el grafito, cuyo punto de fusión es
semejante al del diamante, los átomos de carbono se
encuentran dispuestos en capas de anillos hexagonales
interconectados. En este caso, cada átomo de carbono se
encuentra unido a otros tres con una distancia corta de 1.42 A°,
mientras que la distancia entre las capas es de 3.41°. Esta
estructura de capas es la que hace que el grafito, del que está
hecha la punta de los lápices, se deposite fácilmente sobre el
papel, o sobre nuestros dedos, ya que las capas se deslizan
fácilmente una sobre la otra.
C H
H
C
C C
C
H
H
H
C
C
H
H
H
H
Enlaces covalentes
Se forman cuando un electrón de
un orbital
atómicos en un átomo interactúa con un electrón en
otro orbital atómicos en otro átomo. Los electrones
ahora se comparte entre los dos, en un orbital
molecular. Esto constituye un enlace covalente. Los
electrones se han deslocalizado. Como dos
electrones están involucrados, enlaces covalentes
son también llamados par de electrones. Los
enlaces covalentes son más fuertes cuando hay
superposición entre los máximos contribuyentes de
los orbitales atómicos, por lo tanto, muy direccional,
y la unión covalente con éxito explica la geometría
de las moléculas
1. Concepto de onda mecánica
La mecánica cuántica permite describir con
rigor estos bonos para "casos muy
sencillos como la molécula de hidrógeno,
que está compuesto por dos protones y
dos electrones. Por lo tanto, puede
demostrarse que la energía potencial para
que el sistema alcance un valor mínimo
para un cierto equilibrio entre los núcleos,
con una mayor densidad electrónica entre
los núcleos. En distancias más cortas entre
los núcleos de las fuerzas repulsivas se
encuentran a aumentar muy rápidamente.
Teoría dualidad de la materia.
1924. Hipótesis: toda la materia posee
propiedades de onda y puede atribuírsele
una longitud de onda de partícula.
λp = h/mv
h: cte Planck, m: masa, v: velocidad
Físico Francés
1982 – 1987.
1924. Teoría sobre la naturaleza de onda del
electrón.
1927. Hipótesis validada, Davisson y Germer.
1929. Premio Nobel
1927. Principio de Incertidumbre. Heisenberg.
Es imposible conocer con certeza el momento (p = mv) y
la posición de una partícula simultáneamente.
(∆px)(∆x) ≥ h
1932. Premio Nobel, Heisemberg.
Conceptos
de:
Densidad
electrónica,
electrónica.
Aplicado al átomo de H, teoría de Bohr
principio de incertidumbre.
1926. Schrödinger, ecuación que describe el
comportamiento y la energía de las partículas
subatómicas. (Ψ2).
violaría el
nube
Ley del octeto.
Bohr; aporte valioso, la
energía de un e- en un
átomo está cuantizada.
Orbital atómico
2. Enlace covalente.
En principio, la unión se puede entender
si se reconoce que tanto los electrones
en la órbita de unión pasan más tiempo
entre los dos núcleos que a su
alrededor y, por tanto, deben ejercer
fuerzas atractivas que constituyen el
enlace.
2.1 Generalidades
Enlace de par de electrones.
Compartir electrones.
La estabilidad: complejidad de la atracción mutua
Tiempo y ubicación de los electrones compartidos.
Principio de exclusión de Pauli
2.3 Orbitales moleculares.
H2
0.74Ǻ
N2
O2
Cl2
Los e- compartidos se ubican en orbitales moleculares.
2.2 Notación de Lewis.
Puntos
Barras
2.3 Orbitales moleculares.
3. Enlace Covalente en las moléculas.
Dependiendo de la similitud de las moléculas
involucradas.
Conceptos:
electronegatividad,
polaridad
e
hibridación de orbitales.
Electronegatividad: tendencia de los elementos a
atraer e- durante un enlace químico. Relativa.
Formación de aniones.
Termoquímica, Pauling.
∆E > 1.7 Iónico
∆E < 1.7 Covalente
Polaridad de un enlace: se da cuando los e- pasan
más tiempo en la vecindad de un átomo.
Relación con la electronegatividad.
Determina la dirección del enlace.
Hibridación de orbitales: mezcla
de orbitales atómicos puros para
generar un conjunto de orbitales
híbridos y determina la .
Geometría del átomo central.
TRPENV
3.1 Moléculas diatómicas similares.
∆ Electronegatividad = 0. No polaridad.
Concentración de cargas entre ambos átomos.
Energía del enlace:
Solución de la ecn de Schrödinger.
Para 2 átomos idénticos, 1 orbital ejm: H2.
Ψ(molecula) = c1x1+c2x2 c: parámetros.
Energía: orbitales de enlace y antienlazante.
Principio Aufbau:
instrucciones
relacionadas a la
ubicación de e- en
los orbitales. Bhor
Diagrama orbitales, H2
Ejm: He2+. He2
x: función longitud de onda
Formación de 2 OM: energía > y < que la de los OA.
Eenlace = α+β , Eenlace = α-β
α :integral Coulomb, fn (carga
nuclear, tipo orbital). Negativa
β:interacción integral fn(³ de átomos,
tipo de orbital, grado de solape,
3.2 Moléculas diatómicas diferentes.
∆ Electronegatividad = ó ≠ 0. Polaridad ó no.
Cargas parciales.
- Máximo solape de
orbitales.
- Geometría similar.
Diagrama orbitales, O2
Pauling, determinó el componente básico de la energía
del enlace covalente.
Energía covalente está asociada a las especies
moleculares. Ejm: HCl, energía asociada a H2, Cl2.
Contribución
covalente
Energía del enlace:
Eenlace = ½(EA + EX)
Electronegatividad X > A
Diagrama orbitales. AX
Contribución
iónica.
3.3 Moléculas poliatómicas.
Pauling, energía de enlace covalente con base a la
electronegatividad
Fracción ionizada en un enlace covalente polar:
- Distorsión de los orbitales atómicos.
- Pérdida de geometría atómica.
- Hibridación.
4. Enlace Covalente: múltiples y
resonancia.
Enlace múltiples:
Unión de átomos, enlaces σ y ̟.
N2.
N:1s2 2s22p3
C: 1s2 2s22p2
C2H4
C2H2
O 2.
O:1s2 2s22p4
Resonancia:
Enlaces ̟. Deslocalización de electrones.
Moléculas orgánicas e inorgánicas, reflejan colores
intensos y propiedades electrónicas inusuales.