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Enlaces químicos y el estado sólido
 

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    Enlaces químicos y el estado sólido Enlaces químicos y el estado sólido Document Transcript

    • Unidad 2: enlaces químicos y el estado sólido 2.1 INTRODUCCIÓN 2.1.1 CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO Un enlace químico es la unión entre dos o más átomos para formar una entidad de ordensuperior, como una molécula o una estructura cristalina. Para formar un enlace dos reglas deben sercumplidas regla del dueto y la regla del octeto. Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea sunaturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuraciónelectrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual seunen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertesy formar moléculas estables. Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son loselectrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y lascaracterísticas del enlace. 2.1.2 CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos: 1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática. 2. Enlace covalente, si comparten los electrones. 3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos. 4. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos. 2.2 SÍMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO Símbolos de Lewis Estructura de Lewis, también llamadas diagramas de puntos, son representaciones gráficas que muestran los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo. Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
    • Regla el Octeto La regla del octeto 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 adquiere unaconfiguración semejante a la de un gas noble, ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y soninertes, o sea que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento pese a que son elementoselectroquímicamente estables, ya que cumplen con la ley de Lewis, o regla del octeto. Esta regla esaplicable para la creación de enlaces entre los átomos. En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del Carbono, creando dos enlacescovalentes, con los 6 electrones en el último nivel de energía de cada uno de los Oxígenos, cuyavalencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto. Nóteseque existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y son estables igualmente. 2.3 ENLACE IÓNICO Es la unión que se produce entre dos átomos de electronegatividades distintas, con una diferencia igual o mayor a 1.67, en este tipo de enlace ocurre una transferencia de uno o más electrones del átomo menos electronegativo hacia el máselectronegativo. Por ende el átomo que cedió electrones queda con carga positiva y el que captóelectrones queda con carga negativa. Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe unaatracción electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce un compuesto de tipo iónico y cuyaestructura generalmente es cristalina, como es el caso del sodio y la del cloro que por susdistribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando una sal donde cada ión de cloroesta rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por seis aniones de cloro. Características:  Esta formado por metal + no metal  No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).  Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.
    • 2.3.1 ELEMENTOS QUE FORMAN COMPUESTOS IÓNICOSEl enlace iónico se presenta generalmente entre los átomos de los grupos:  I A - VII A  II A - VI A  III A - V A Forman compuestos iónicos aquellos elementos que tienen valores de electronegatividad muydiferentes. Sería el caso del F, Cl, O y S con los metales. En primer lugar nos encontramos con sustancias como el cloruro de sodio, yoduro de potasio,cloruro de magnesio, etc.… que son compuestos de aspecto cristalino, frágiles y con elevados puntosde fusión y ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y no loson en disolventes del tipo del benceno. No son conductores de la corriente en estado sólido, pero sícuando se presentan fundidos o en disolución. La existencia de este tipo de sustancias, entre las quehemos citado como ejemplos típicos a las sales, está ligada a una forma de enlace que, por razonesque luego veremos, se denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustanciascomo compuestos iónicos. 2.3.2 PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Los compuestos iónicos son grandes aglomeraciones de iones positivos y negativos que se"acoplan" en diferentes estructuras dependiendo del tamaño de los mismos. Tienen grandes temperaturas de fusión de de ebullición, por lo tanto, a temperatura ambienteson sólidos.Son muy duros, entendiendo por dureza como capacidad de un material para rayar a otro y no serrayado. Esto es una muestra de la enorme fortaleza de este tipo de enlace, resulta muy difícil separarlos iones. Son muy frágiles, cualquier pequeño golpe los hace fracturarse. Esto se justifica en base a suestructura, un pequeño golpe puede hacer desplazar una capa de iones sobre otras, haciendo que losiones de igual signo acaben enfrentados, y que prevalezca en estas circunstancias las fuerzasrepulsivas; casi podríamos decir que es una autodestrucción de la estructura. No son conductores de electricidad, aunque sí los son si están disueltos en agua. En estascircunstancias, las cargas dejan de ocupar posiciones fijas y pasan a estar en movimiento. Son solubles en agua e insolubles en disolventes orgánicos como el tetracloruro de carbono. 2.4 ENLACE COVALENTE Las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo de enlacese produce cuando existe una electronegatividad polar, se forma cuando la diferencia deelectronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia deelectrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbitaldenominado orbital molecular.  Esta basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.  Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.  Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen. Los enlaces covalentes se clasifican en:
    •  COVALENTES POLARES  COVALENTES NO POLARES  COVALENTES COORDINADO  La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar. Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dosátomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia loselectrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones yformar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayortiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo delenlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua. El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia deelectronegatividad, en términos, generales es el siguiente: Diferencia de Tipos de electronegatividad enlace Menor o igual Covalente a 0.4 no polar Covalente De 0.5 a 1.7 polar Mayor de 1.7 Iónico  Ejemplos: •H + • H -----> H:H  Enlaces múltiples  enlace sencillo: N-N  enlace doble: N=N  enlace triple2.4.1 COMPARACIÓN ENTRE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOSIÓNICOS Y COVALENTES A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia deelectrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace soncompartidos por ambos átomos. Propiedades de las sustancias iónicas: • Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tantoson sólidas. • Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. • Sonsolubles en disolventes polares como el agua. • Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta. En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muyaltos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presentauna elevada energía reticular. Propiedades de los compuestos covalentes.
    • • Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque tambiénpueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados. • La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidadconductora. • Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, sonduros, malos conductores y en general insolubles. 2.4.2 FUERZA DE ENLACE COVALENTE Fuerza del enlace iónico  Los compuestos iónicos son estables debido a la fuerza de atracción entre los iones de diferente carga.  Energía de red: es la energía necesaria para separar totalmente un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.  E = k (Q1Q2/d)  Fuerza de los enlaces covalentes  La estabilidad de una molécula tiene que ver con la fuerza de los enlaces covalentes que contiene.  La fuerza de un enlace covalente está determinada por la energía necesaria para romper esa unión.  Entalpía de enlace = es el cambio en entalpía para la ruptura de un enlace dado un mol de sustancia gaseosa. A mayor entalpía de enlace más fuerte será el enlace.  Longitud de enlace = la distancia entre los núcleos de los átomos que participan en un enlace. Al aumentar el número de enlaces entre los átomos más corto es el enlace y más fuerte. 2.4.3 GEOMETRÍAS MOLECULARES: RPECV La Geometría molecular o estructura molecular es la disposición tridimensional de los átomosque constituyen una molécula, inferida a partir de estudios espectroscópicos del compuesto químico.La geometría molecular determina varias propiedades de una sustancia, incluyendo su reactividad,polaridad, estado de agregación, color, magnetismo y actividad biológica. La geometría molecular es la distribución espacial de los átomos en una molécula, es bienimportante saber que la geometría de la molécula influye tanto en las propiedades físicas y químicasde la molécula. Normalmente las longitudes de enlaces y los ángulos entre los átomos se determinanexperimentalmente, estableciendo específicamente las atracciones y repulsiones entre pares deelectrones enlazantes y libres; la geometría que la molécula finalmente adquiere es aquella dondeexiste la mínima repulsión entre sus electrones. Modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) Este modelo explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean un átomocentral en términos de repulsión electrostática entre dichos. Los enlaces doble y triples se puedenconsiderar como un en lace sencillo, sin embargo, nosotros conocemos que en enlaces múltiples haymayor densidad electrónica y esto genera mayor repulsión. Nosotros podemos dividir la moléculas endos grupos: aquellas que no tienes pares electrónicos libres y las que si lo poseen.
    • Como utilizar el modelo de RPECV · Primero escriba la estructura de Lewis de la molécula, considerando solo los pareselectrónicos alrededor del átomo central · Contar el numero de pares electrónicos que rodean alátomo central (pares enlazantes y pares libres), los dobles y triples enlaces se cuentan como sencillos. · Predecir la geometría de los pares electrónicos y geometría de la molécula. · Determinar los ángulos de enlace. 2.4.4 ENLACES COVALENTES Y TRASLAPE DE ORBITALES El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Alcontrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, elenlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalenteocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones(generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Yaque ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementoscompartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlacecovalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen unelectrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de doselectrones, cada átomo hidrógeno ‘querrá’ recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recogerun segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar elcompuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, losátomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. Deesta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia. El concepto del traslape de los orbitales atómicos nos permite comprender por qué se formanlos enlaces covalentes. No obstante, aún debemos reconciliar la formación de enlaces a partir deorbitales atómicos, con la geometría que se observa en las moléculas. Por ejemplo la molécula de BeF 2,la teoría predice que esta molécula es lineal; más aún, los experimentos muestran que la molécula eslineal con dos enlaces Be-F idénticos. 2.4.5 ORBITALES HÍBRIDOS Se habla de hibridación cuando en un átomo, se mezcla el orden de los electrones entreorbitales creando una configuración electrónica nueva, un orbital híbrido que describa la forma en queen la realidad se disponen los electrones para producir las propiedades que se observan en los enlacesatómicos. La teoría fue propuesta por el químico Linus Pauling y tiende a describir con gran eficacia laestructura de ciertos compuestos orgánicos tales como los enlaces dobles de los alquenos.
    • Los electrones de un átomo tienen la tendencia de ubicarse en orbitales específicos alrededordel núcleo, lo cual se enuncia en la ecuación de Schrödinger. Los detalles sobre número y orientaciónde electrones en cada orbital dependen de las propiedades energéticas descritas por los númeroscuánticos. El primer orbital, el más cercano al núcleo es el llamado 1s y solo puede ser ocupado pordos electrones. Un átomo con un solo electrón (hidrógeno) y uno con dos electrones (helio) ubicansu(s) electrón(es) en este orbital. Un átomo con tres (litio) y cuatro (berilio) electrones tendrá que ubicar el tercer y cuartoelectrón en el siguiente orbital, llamado 2s, el cual también solo acepta dos electrones. Orbital híbrido.- Cada uno de los orbitales equivalentes que pueden obtenerse mediantecombinación lineal de orbitales atómicos distintos. La hibridación de orbitales da como resultadoorbital de enlace que es combinación lineal de sus componentes. Los orbitales híbridos másgeneralizados son los siguientes: sp, sp2, sp3 y spd. Los orbitales moleculares, que representan la distribución espacial de los electrones de enlaceen una molécula, son, fundamentalmente, orbitales híbridos. Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales son forzadas por losángulos entre sus átomos:  Sin hibridación: forma lineal  Hibridación sp: forma lineal con ángulos de 180°  Hibridación sp²: forma trigonal plana con ángulos de 120°. Por ejemplo BCl3.  Hibridación sp³: forma tetraédrica con ángulos de 109.5°. Por ejemplo CCl4.  Hibridación sp³d: forma trigonal bipiramidal con ángulos de 90° y 120°. Por Ejemplo PCl5.  Hibridación sp³d²: forma octaédrica con ángulos de 90°. Por ejemplo SF6. 2.4.6 MOMENTOS DIPOLARES Se define como momento dipolar químico (μ) a la medida de la intensidad de la fuerza deatracción entre dos átomos, es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica. Está definido como elproducto entre la distancia d que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargasiguales y opuestas en un enlace químico: Usualmente se encuentra expresado en Debyes (1 D = 1 A . 1 ues). El valor de q puedeinterpretarse como el grado de compartición de la carga, es decir, según las diferencias deelectronegatividad, que porcentaje (100q) de la carga compartida por el enlace covalente estádesplazada hacia la carga en cuestión. Dicho de otro modo, q representa qué parte de un electrón estásiendo "sentida" de más o de menos por las cargas en cuestión.
    • 2.4.7 ENLÁCES MÚLTIPLES Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos seunen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces múltiples, es decir,enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomoscomparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlacesurge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Formación de los enlaces covalentes. Seforma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurrecuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero o relativamentepequeña. El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo:O-H Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para formaruna molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estadofundamental 1s1, con la densidad de probabilidad para este único electrón esféricamente distribuidaen torno al núcleo del hidrógeno. Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma unenlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formandoenlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia)necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígenoforman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlacescovalentes. 2.5 ENLACE METÁLICO Y ELEMENTOS SEMICONDUCTORES Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres pordebajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones devalencia son extraídos de sus orbitales y tiene la capacidad de moverse libremente a través delcompuesto metálico, lo que otorga las propiedades eléctricas y térmicas de los metales.  Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.  Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.  Presentan brillo metálico.  Son dúctiles y maleables.  Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.  La conducción electrónica es característica de los sólidos metálicos y de los semiconductores.Para distinguir entre un metal y un semiconductor se utiliza el siguiente criterio basado en ladependencia de la conductividad eléctrica con la temperatura.
    • - Un conductor metálico es aquella sustancia cuya conductividad eléctrica disminuye alaumentar la temperatura. - Un semiconductor es aquella sustancia cuya conductividad eléctrica aumenta al hacerlola temperatura. Un sólido aislante es una sustancia que presenta una baja conductividad eléctrica; sinembargo cuando su conductividad se puede medir, ésta aumenta con la temperatura, como ocurre enlos semiconductores. A todos los efectos se pueden considerar dos comportamientos eléctricosbásicos, el metálico y el semiconductor. Los valores típicos de la conductividad eléctrica de los metales están en el rango de 10–105ohm-1 cm-1 y los aislantes presentan conductividades menores de 10–12 ohm-1 cm-1. Lossemiconductores presentan conductividades intermedias (10–5−102 ohm-1cm-1). Un superconductores una clase especial de material que presenta resistencia eléctrica cero por debajo de su temperaturacrítica. 2.5.1 TEORÍA DE LAS BANDAS Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los átomos metálicos desprovistos de suselectrones de valencia, los cuales pertenecen y unen a todos los cationes. Los metales en estado sólidoforman un retículo cristalino tridimensional, en cuyos nudos hay los cationes metálicos, y entre ellos semueven libremente los electrones de valencia. Puede decirse que los orbitales atómicos de valencia sesuperponen en gran número dando lugar a bandas de energía continuas en las que los electrones sedesplazan libremente. Los electrones están totalmente deslocalizados, lo que significa que el enlace escompletamente adireccional. En las sustancias metálicas, como en las iónicas, no existen moléculas, esel cristal en su conjunto el que se considera como una molécula, ya que los enlaces se extienden en lastres direcciones del espacio. Los sólidos metálicos son excelentes conductores eléctricos y térmicos,debido a la existencia de electrones libres, poseen brillo metálico y son tenaces, dúctiles y opacos. Generalmente se considera que el enlace metálico consiste de un grupo de iones positivos yuna gran cantidad de electrones, los cuales pueden moverse libremente entre los iones. Estecomportamiento influye sobre las propiedades generales de los metales como en el caso de suhabilidad para conducir la corriente eléctrica. Por ejemplo: En un trozo de sodio metálico, los iones están localizados en una posición fija en elmetal y los electrones de valencia (uno por cada átomo de sodio) están libres para moverse entre lasvarias nubes electrónicas. Por tanto, en los metales las fuerzas de atracción que deben superarse para realizar laconversión del estado sólido al estado líquido o desde el estado líquido al estado gaseoso son bastantefuertes. Por supuesto, estas fuerzas de atracción varían de un metal a otro pero en general son muyfuertes. 2.5.2 CLASIFICACIÓN EN BASE A SU CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA Conductores: Para los conductores la banda de conducción y la de valencia se traslapan, en estecaso, el traslape favorece ya que así los electrones se mueven por toda la banda de conducción. Aislantes: En este caso las bandas de valencia y conducción se encuentran muy bien separadaslo cual casi impide que los electrones se muevan con mayor libertad y facilidad.
    • Semiconductores: En el caso de los semiconductores estas dos bandas se encuentran separadaspor una brecha muy estrecha y esta pequeña separación hace que sea relativamente fácil moverse, nocon una gran libertad pero no les hace imposible el movimiento.  Un conductor es un material a través del cual se transfiere fácilmente la carga.  Un aislante es un material que se resiste al flujo de carga.  Un semiconductor es un material intermedio en su capacidad para transportar carga.  Un semiconductor tipo N contiene impurezas donadoras y electrones libres.  Un semiconductor tipo P esta formado por átomos aceptores y por huecos faltantes de electrones.  Los tipos de aislantes son dos: Eléctricos y Térmicos  2.6 FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES FÍSICAS Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas, se producen entre ellasdiferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen más o menosunidas a las moléculas entre sí, determinando las propiedades de las sustancias, tales como: estado deagregación, punto de ebullición, solubilidad, etc. Las fuerzas de atracción intermoleculares se denominan fuerzas de Van der Waals. Entre las fuerzas de Van der Waals se destacan:  Fuerzas de London  Dipolo-Dipolo Inducido  Dipolo-Dipolo
    • 2.6.1 VAN DER WAALS: DIPOLO-DIPOLO, LONDON, PUENTE DE PH Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlacequímico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas dedispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2átomos contiguos. En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerzade atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido. Así, el agua cuya molécula es un dipolo, produce una pequeñapolarización en la molécula no polar de OXÍGENO, la cual se transforma en undipolo inducido. Esto hace que el OXÍGENO y el DIÓXIDO DE CARBONO, que son nopolares presenten cierta solubilidad en solventes polares, como el agua. Cuando dos moléculas polares (dipolo) 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. Estas fuerzas de atracción, llamadas dipolo-dipolo, se observan en las moléculas covalentes polares, como el sulfuro de hidrógeno H2S, el metanol CH3OH, la glucosa C6H12O, etc. Estas sustancias de elevada polaridad sedisuelven en solventes polares tales como el agua. Entre las fuerzas dipolo-dipolo tiene particular importancia la: Unión puente de hidrógeno En algunas sustancias que contienen HIDRÓGENO, como fluoruro de hidrógeno HF, agua H2O ,y amoniaco NH3, se observa una forma de unión entre sus moléculas, denominada unión puente dehidrógeno. En el caso del HF, las moléculas son covalentes polares como consecuencia de la diferencia deelectronegatividad que existe entre el hidrógeno y el flúor. Esta polarización provoca la atracción de la zona positiva de una molécula con la zona negativade otra, formando un puente entre ambas moléculas. Las moléculas de agua también son dipolos a causa de la diferencia de electronegatividadentre el oxígeno y el hidrógeno, y forman entre ellas uniones puente de hidrógeno.
    • 2.6.2 INFLUENCIA FUERZAS INTERMOLECULARES EN PROPIEDADESFISICAS Las fuerzas intermoleculares de una sustancia determinan sus propiedades físicas GASES Son una colección de moléculas muy separadas entre sí, pues la energía cinética de lasmoléculas es mayor que las fuerzas atractivas entre las moléculas La ausencia de cualquier fuerzaatractiva significativa entre las moléculas, les permite expandirse hasta llenar el recipiente que locontiene Si las fuerzas atractivas empiezan a ser significativas, los gases exhiben comportamientodiferente que al del gas ideal LÍQUIDOS Las fuerzas de atracción intermolecular son suficientemente grandes como para mantener a lasmoléculas cerca unas de otras Los líquidos son más densos y menos compresibles que los gases Loslíquidos tienen un volumen definido que es independiente de la forma y tamaño del recipiente que loscontiene. Las fuerzas atractivas no son suficientes como para mantener a las moléculas vecinas enposición fija y las moléculas se mueven. De manera que los líquidos pueden vaciarse y asumen la formadel recipiente. SÓLIDOS Las fuerzas intermoleculares entre moléculas vecinas son ahora suficientemente grandes paramantenerlas en posiciones fijas unas respecto a las otras Los sólidos (como los líquidos) no soncompresibles debido a la ausencia de espacio entre las moléculas vecinas Si las moléculas en un sólidoadoptan un empaquetamiento ordenado, se dice que la estructura de las moléculas es cristalinaDebido a la magnitud de las fuerzas intermoleculares entre moléculas vecinas, los sólidos son rígidosUn examen de las propiedades de los diferentes estados de la material, nos convence de que el estadode una sustancia depende del balance entre la energía cinética de las partículas individuales quecomponen a cada sustancia (moléculas, iones o átomos) y las fuerzas intermoleculares. La Energía Cinética mantiene a las moléculas en movimiento y depende de la temperatura (estáen función de la temperatura) de la sustancia. Las fuerzas intermoleculares intentan mantener a las moléculas juntas. Los gases tienen fuerzas moleculares más débiles que los líquidos Los líquidos tienen fuerzasmoleculares más débiles que los sólidos Tanto los sólidos como los líquidos tienen sus partículas muycercanas unas a otras, por ello les llamamos fases condensadas para distinguirlas de los gases 2.7 Estructura de los materiales Sólido cristalino se puede decir que un sólido cristalino podría ser el hielo; ya que este posee unordenamiento estricto y regular, es decir, que sus átomos, moléculas o iones ocupan posicionesespecificas, estos sólidos suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre si.Los sólidos cristalinos adoptan diferentes formas y colores. Sólido amorfo.- Amorfo quiere decir que estos sólidos no tienen forma. Este sólido carece de un ordenamiento bien definido y de un orden molecular definido, algunosde estos sólidos son mezclas de moléculas que no se apilan, es decir que no pueden ir unos arriba deotros. Algún ejemplo de este tipo de sólidos son el hule y el vidrio.
    • Celda unitaria Es la unidad estructural que se repite en un sólido, cada sólido cristalino serepresenta con cada uno de los siete tipos de celdas unitarias que existen y cualquiera que se repita enel espacio tridimensional forman una estructura divida en pequeños cuadros. A un modelo simétrico,que es tridimensional de varios puntos que define un cristal se conoce como una red cristalina.Empaquetamiento de esferas. Los requerimientos geométricos generales para que se forme un cristal se entienden si seanalizan las distintas formas en que se pueden empacar varias esferas idénticas. La manera en que lasesferas se acomodan en capas determina el tipo de celda unitaria final. La estructura tridimensional segenera al colocar una capa encima y otra debajo de esta capa, de tal manera que las esferas de unacapa cubren totalmente las esferas de la capa inferior. Empaquetamiento compacto de esferas Las estructuras que los sólidos cristalinos adoptan sonaquellas que permiten el Contacto más íntimo entre las partículas, a fin de maximizar las fuerzas deatracción entre ellas, cada esfera está rodeada por otras seis en la capa. El modelo deempaquetamiento compacto de esferas trabaja con capas compactas de esferas dispuestas unas sobreotras. Este modelo es muy útil y eficaz para sistematizar y clasificar las estructuras más corrientes yusuales de los sólidos iónicos En ambos tipos de empaquetamiento cada esfera posee un número decoordinación igual a 12. En ambos tipos de empaquetamiento existe dos tipos de huecos, octaédrico(espacio vacío que queda entre seis átomos) y tetraédrico (espacio vacío que queda entre cuatroátomos). Por cada N átomos de una estructura de empaquetamiento compacto existen N huecosoctaédricos y 2N tetraédricos. Diferencias estructurales y de comportamiento de los sólidos cristalinosy materiales vítreos Cuando las moléculas que componen un sólido están acomodadas regularmente,decimos que forman un cristal. Y al sólido correspondiente le llamamos sólido cristalino o fasecristalina Existen muchos ejemplos de sólidos cristalinos como por ej., la sal de mesa (cloruro de sodio,Na Cl) y el azúcar (sacarosa, C 12 H 22 O 11?). Los sólidos como cristalinos porque las partículasmacroscópicas que los forman (los cristales) tienen formas regulares: si examinamos cristales decloruro de sodio bajo una lente de aumento, veremos que los cristales tienen forma de pequeñoscubos. El vidrio es una sustancia amorfa porque no es ni un Sólido ni un líquido, sino que se halla en unestado vítreo en el que las unidades Moleculares, aunque están dispuestas de forma desordenada,tienen suficiente Cohesión para presentar rigidez mecánica. 2.7.1 ESTADO SÓLIDO (CRISTALINO) Un sólido cristalino es aquél que tiene una estructura periódica y ordenada, como consecuenciatienen una forma que no cambia, salvo por la acción de fuerzas externas. Cuando se aumenta latemperatura, los sólidos se funden y cambian al estado líquido. Las moléculas ya no permanecen enposiciones fijas, aunque las interacciones entre ellas siguen siendo suficientemente grandes para queel líquido pueda cambiar de forma sin cambiar apreciablemente de volumen, adaptándose alrecipiente que lo contiene. Un sólido cristalino es un sólido cuyos átomos, iones o moléculas, están ordenados en arreglosbien definidos. Estos sólidos suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos unoscon otros. Los conjuntos ordenados de partículas son los que producen estas caras y también provocanque los sólidos tengan formas muy regulares. El cuarzo y el diamante son ejemplos de sólidoscristalinos.
    • 2.7.2 CONCEPTO Y CARACTERIZACIÓN DE LOS SISTEMASCRISTALINOS Un sólido cristalino la CAPA en el espacio de una estructura elemental paralelepipédicadenominada celda unitaria. En función de los parámetros de red, es decir, de las longitudes de loslados o ejes del paralelepípedo elemental y de los ángulos que forman, se distinguen siete sistemascristalinos: Ángulos entre Sistema Cristalino Ejes ejes a=b Cúbico α = β = γ = 90º; =c a=b Tetragonal α = β = γ = 90º ≠c a≠b Ortorrómbico α = β = γ = 90º ≠c≠a a=b α = β = 90º; γ = Hexagonal ≠c 120º Trigonal (o a=b α = β = γ ≠ 90º Romboédrica) =c a≠b α = γ = 90º; β ≠ Monoclínico ≠c≠a 90º α≠β≠γ a≠b Triclínico (Todos distintos ≠c≠a de 90º) 2.7.3 ANISOTROPÍA La anisotropía (opuesta de isotropía) es la propiedad general de la materia según la cualdeterminadas propiedades físicas, tales como: elasticidad, temperatura, conductividad, velocidad depropagación de la luz, etc. varían según la dirección en que son examinadas. Algo anisótropo podrápresentar diferentes características según la dirección. Propiedades anisótropas  Conductividad (térmica, electrónica, iónica...)  Elasticidad y resistencia  crecimiento cristalino  dilatación térmica  pleocromismo  Magnetismo  2.7.4 DEFECTOS CRISTALINOS Y CONSECUENCIA EN PROPIEDADESMICROSCÓPICAS Un defecto cristalino es cualquier perturbación en la periodicidad de la red de un sólidocristalino. El cristal perfecto es un modelo ideal, en el que las diferentes especies (ya sean moléculas,iones u átomos neutros) están colocados de forma periódica y regular, extendiéndose hasta el infinito.En la realidad, cualquier cristal presenta defectos en este modelo ideal, empezando por el hecho deque no hay cristales infinitos. Son estos defectos cristalinos los que dan las propiedades más interesantes de la materia,como la deformación plástica, la resistencia a la rotura, la conductividad eléctrica, el color, la difusión...
    • Según sean intrínsecos o extrínsecos En primer lugar se clasifican en intrínsecos y extrínsecos: Intrínsecos: naturales, propios del material, salto de los propios átomos. Extrínsecos: impurezas, precipitados. Según su dimensión Se distinguen 4 tipos de defectos: Puntuales: de 0 dimensiones, afectan a un punto de red, perturbando únicamente a vecinos más próximos: o Vacante o Vacancia. o Átomo intersticial. o Átomo sustitucional. o Átomo sustitucional grande. o Defecto Frenkel. o Defecto Schottky o de par iónico. o Impurezas. o Defectos de antiestructura. Defectos lineales: se extienden en una dirección, y afectan a una fila de puntos de red: o Dislocaciones Defectos de superficie: se extienden en dos dimensiones: o Superficie del cristal. o Borde, frontera o límite de grano. o Defectos de apilamiento. o Maclas. Defectos volumétricos: de 3 dimensiones, distorsionan fuertemente la red. Suelen estar formados por la agrupación de defectos puntuales: o Cavidades. o Precipitación de fases. 2.7.5 CORRELACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LA ESTRUCTURA EN ENLACE QUÍMICO Se establece cuando un elemento aporta él solo el par electrónico a otro elemento que no posee electrones para poder enlazarse con el anterior. Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos. Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que el átomo donador tenga un par de electrones en un orbital exterior y el átomo aceptor puede recibir ese par de electrones en su última capa de valencia. Este enlace es común en los óxidos no metálicos y en los iones complejos de los metales de transición, así como el H 2 SO 4, NH3, SO2.
    • 2.7.6 ESTADO VÍTREO Estado Vítreo materiales amorfos, tanto orgánicos como inorgánicos. Muchas de lassubstancias que utilizamos en nuestra vida diaria son estructuralmente materiales vítreos; tal es elcaso de polímeros, semiconductores y azúcares. El cuadro 1 indica ejemplos de aplicaciones dediferentes tipos de vidrios. En términos generales, podemos definir a un vidrio como un líquido que ha perdido suhabilidad para fluir, o bien, como un material sólido amorfo con características estructurales de líquidoy que presenta una transición vítrea. La manera más fácil de formar un vidrio es enfriando un líquido losuficientemente rápido para evitar que la cristalización ocurra. Para entender el proceso de transformación de líquido a vidrio se pueden monitorear loscambios de entalpía o volumen en función de la temperatura. Al bajar la temperatura de un líquido,dos cosas pueden ocurrir: 1. Si el líquido cristaliza, se observa una discontinuidad en la propiedad observada a la temperatura de fusión (línea punteada), correspondiente a una transformación de primer orden. 2. Si la cristalización es “ignorada”, el líquido pasa a un estado metaestable supe enfriado (línea gris obscuro) y la curva permanece con la misma pendiente. Al continuar enfriando llega un momento en que la pendiente de la curva sufre un cambio y a esta temperatura se le conoce como temperatura de transición vítrea (Tg) y es a la temperatura a la cual el vidrio es formado. 2.7.7 ESTRUCTURA AMORFA Estructura Amorfa se presenta como un amontonamiento caótico de subestructuras idénticas.La estructura cristalina se presenta en forma de repetición de subestructuras estrictamente periódicas,en las que domina el paralelismo; el cuarzo es el ejemplo más habitual. Por otra parte, en los cristalesse distingue un orden a larga distancia, con una organización rigurosamente periódica de lassubestructuras, en tanto que en las estructuras amorfas, las subestructuras siguen líneas quebradas alazar y el orden sólo se discierne a corta distancia. En la difracción también se refleja esta diferencia; laimagen que produce un haz de partículas -fotones, electrones, neutrones- que incide en un cristalamorfo conlleva un punto de impacto central, que corresponde a las partículas no desviadas, rodeadode anillos que corresponden a las distancias medias que son las más frecuentes entre los átomos. Pero,cuando el haz incide en un cristal, la perfecta periodicidad de las estructuras atómicas implicadifracciones regulares de las partículas, que tienen lugar en direcciones privilegiadas y característicasde la estructura del cristal. La imagen se asemeja a una rejilla, en la que se distinguen unos puntosespaciados de forma regular que se llaman reflexiones de Bragg. Un sólido amorfo consiste en partículas acomodadas en forma irregular y por ello no tienen elorden que se encuentra en los cristales. Ejemplos de sólidos amorfos son el vidrio y muchos plásticos.Los sólidos amorfos difieren de los cristalinos por la manera en que se funden. Si controlamos latemperatura de un sólido cristalino cuando se funde, encontraremos que permanece constante. Lossólidos amorfos no tienen temperatura de fusión bien definida; se suavizan y funden en un rango detemperatura y no tienen “punto de fusión” característico. Los sólidos amorfos, al igual que los líquidosy gases, son isotrópicos, es decir sus propiedades son iguales en todas las direcciones. Esto se debe a lafalta de regularidad en el ordenamiento de las partículas en los sólidos amorfos, lo cual determina quetodas las direcciones sean equivalentes.
    • La característica más notoria de estos materiales es la ausencia de orden de largo alcance. Estosignifica que, al contrario de lo que ocurre en un cristal, el conocimiento de las posiciones atómicas deuna región no nos permite predecir cuales serán las posiciones atómicas en otra región más o menosdistante. A corto alcance sólo en el caso de los gases se puede realmente hablar de aleatoriedad, yaque tanto en los líquidos como en los gases se observan valores de densidad que sólo son compatiblescon empaquetamientos más o menos compactos de átomos. Ahora bien, la obtención de estosempaquetamientos impone ciertas restricciones, esto es lo que nos permite hablar de orden de cortoalcance. Este orden de corto alcance está siempre presente, sin embargo entre el sólido cristalino y ellíquido hay bastantes diferencias, mientras que entre el líquido y el sólido amorfo encontramosbastantes semejanzas. Sin embargo el número de átomos que rodea a un átomo dado y la distanciainteratómica media son similares en las fases sólida y líquida como corrobora la similitud encontradaen los valores de la densidad de cada fase. Básicamente hay tres modelos que intentan explicar laestructura de un amorfo. 2.7.8 PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS DE UN MATERIAL VÍTREO Caracterización de materiales vítreos Basado en lo anterior y en el hecho de que las industriasque producen vidrios (industrias farmacéutica, de polímeros, cerámica, etcétera) han reconocido laimportancia de la determinación de Tg. Las aplicaciones potenciales de substancias similares a latrehalosa crean la necesidad de realizar una investigación sistemática a fin de determinar si éstasposeen propiedades adecuadas para su uso como encapsulantes de biomoléculas. 2.7.9 PROCESO DE CRISTALIZACIÓN Y VERIFICACIÓN Vs. PROPIEDADES FISICOQUÍMICA, MODIFICADORES DE RED La cristalización es el proceso por el cual se forma y crece un sólido cristalino a partir de un gaso un líquido o una disolución. La cristalización es un proceso empleado frecuentemente en química lahora de purificar una sustancia sólida. Se han desarrollado varias técnicas en respecto: a) enfriar unadisolución concentrada La mayoría de los sólidos es más soluble a temperaturas altas que atemperaturas bajas. Preparando una disolución concentrada a altas temperaturas y enfriándolaposteriormente se puede conseguir que cristaliza esencialmente el compuesto principalenriqueciéndose las aguas madre de las impurezas presentes en la mezcla inicial al no alcanzar sulímite de solubilidad b) añadir un disolvente peor Preparando una disolución concentrada de unasustancia en un buen disolvente y añadiendo un disolvente peor que es miscible con el primero elcomponente principal del sólido disuelto empieza a precipitar, enriqueciéndose relativamente lasaguas madres en las impurezas. c) evaporación del disolvente Evaporando l disolvente se consigueigualmente que empiecen a cristalizar los sólidos disueltos cuando se alcanza el límite de susolubilidad. Este método ha sido utilizado durante milenios en la fabricación de sal a partir de salmuerao agua marina. d) sublimación En algunos compuestos la presión de vapor de un sólido puede ser lobastante elevada como para evaporar cantidades notables de este compuesto sin alcanzar su punto defusión (sublimación). Los vapores formados condensan en zonas más frías ofrecidas por ejemplo enforma de un “dedo frío”, pasando habitualmente directamente del estado gaseoso al sólido, (resublimación), dejando atrás las posibles impurezas. De esta manera se pueden obtener por ejemplosólidos puros de cafeína, azufre elemental, ácido salicílico etc. e) enfriando un sólido fundido Paralimpiar un sólido cristalino este puede ser fundido. Del líquido obtenido cristaliza en primer lugar elsólido puro, enriqueciéndose la fase líquida de impurezas. El mismo método se utiliza por ejemplo enla obtención de los semiconductores ultrapuros donde se calienta una zona en el material sólidoobtenido en forma de cilindro con un horno eléctrico por inducción y se hace migrar la zona fundida através de toda la barra.
    • Para obtener cristales grandes de producto poco solubles se han desarrollado otras técnicas.Por ejemplo se puede hacer difundir dos compuestos de partida en una matriz gelatinosa. Así elcompuesto se forma lentamente dando lugar a cristales mayores. Forma y tamaño de los cristales pueden ser influenciados por condicionantes como eldisolvente o la concentración de los compuestos, añadiendo trazas de otros componentes comoproteínas (de esta manera p.ej. los moluscos, las diatomeas, los corales etc. consiguen depositar susconchas o esqueletos de calcita o cuarzo en la forma deseada.) La obtención de cristales con unadeterminada forma o de un determinado tamaño puede ser necesaria en multitud de aplicacionesdesde la determinación estructural química por difracción de rayos X hasta la nanotecnología, laobtención de películas especialmente sensibles debido a cristales de sales de plata planos orientadosperpendiculares a la luz.