Uni 3 qui_sistemas

2,613 views

Published on

Apuntes de la unidad 3 en formato de word

Published in: Education
0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total views
2,613
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3
Actions
Shares
0
Downloads
33
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Uni 3 qui_sistemas

  1. 1. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON UNIDAD III ENLACES QUIMICOS CONCEPTOS DE ENLACES QUIMICOS Los átomos actúan unos sobre otros por medio de sus electrones en sus niveles de energía másexternos. Esta interacción de electrones conduce a fuerzas de atracción llamadas enlaces químicos,que mantienen unidos a los átomos en los compuestos químicos. Un compuesto no tiene ningún parecido con los elementos que lo forman; debe considerarse comouna sustancia con atributos propios. Sus características dependen en alto grado del tipo de enlace queune a los átomos. La razón por la que algunas sustancias se componen de iones y otras de moléculas se encuentraen las estructura electrónicas y en la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos. Enesta unidad se estudiarán las relaciones entre estructura electrónica, fuerza de enlace químico ypropiedades de las sustancias. Resulta útil clasificar las fuerzas químicas en tres grupos amplios: enlacesiónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos. CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUÍMICOSENLACE IÓNICO: Se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre los iones de carga opuesta Losiones pueden formarse a partir de átomos, por la transferencia de uno o más electrones de un átomo aotro. Las sustancia iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extremaizquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles).ENLACE COVALENTE: Se presenta cuando dos átomos no metálicos comparten un par de electrones devalencia.ENLACE METALICO: Se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro y aluminio. En los metalescada átomo está unido a varios átomos vecinos y dispuestos en una estructura tridimensional. Loselectrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Losenlaces metálicos originan propiedades metálicas típicas como son la elevada conductividad eléctrica y ellustre. SIMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia. Sonlos que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada de un átomo. Los símbolos de electrón punto (llamados también símbolos de Lewis) son una forma útil demostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista en la formación de enlaces. Elsímbolo del electrón-punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más unpunto por cada electrón de valencia. Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico:arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo.Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones o de uno es arbitrario. Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismonúmero de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases noblestienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su bajaafinidad electrónica y su falta de reactividad química. Puesto que todos los gases nobles (excepto el helio)tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones también terminan con 8electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a la regla del octeto: los átomos tienden aganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Haymuchas excepciones a la regla del octeto, pero ofrece un marco de referencia útil para introducir muchosconceptos de enlaces importantes.EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: Las excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales  Moléculas con número impar de electrones.  Moléculas en las que el átomo tiene menos de un octeto  Moléculas en las que el átomo tiene más de un octeto.NUMERO IMPAR DE ELECTRONES:UNIDAD: III PAG: [ 37 ]ENLACES QUIMICOS
  2. 2. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON En casi todas las moléculas el número de electrones es par, y hay un apareamiento completo delos electrones. No obstante, en unas cuantas moléculas como ClO 2 , NO y NO2 el número de electrones esimpar. Obviamente, es imposible aparear totalmente estos electrones para lograr un octeto alrededor decada átomo, pues se requiere un número par de electrones para completar ocho. : N :: O : . ..OCTETO INCOMPLETO (MENOS DE UN OCTETO): Un segundo tipo de excepción ocurre cuando hay menos de ocho electrones alrededor de unátomo en una molécula o ión. Esta también es una situación relativamente rara y suele encontrarse en elboro y berilio. Los elementos del grupo 3ª, en particular boro y aluminio, tienden a formar compuestos enlos cuales están rodeados por menos de ocho electrones. .. .. :F :B :F : .. H : Be : H H - Be - H .. : F : .. ..OCTETO EXPANDIDO (MAS DE UN OCTETO): Una tercera clase de excepción consiste en moléculas o iones en los que hay más de ochoelectrones en la capa de valencia de un átomo. Los átomos de los elementos del segundo período no pueden tener más de ocho electrones devalencia alrededor del átomo central, pero los átomos del tercer período de la tabla periódica en adelanteforman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Ademásde los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer período también tienen orbitales 3d que se pueden utilizarpara el enlace. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido. Un compuesto muyestable que tiene un octeto expandido es el hexafluoruro de azufre, SF6. .. .. :F: .. : Cl : .. F: .. :F .. .. Cl : .. s .. : Cl .. .. :F .. F: .. .. P .. .. :F: : Cl Cl : .. .. .. SF PCl5El tamaño también desempeña6un papel importante para determinar si un átomo puede dar cabida a másde ocho electrones. Cuanto más grande sea el átomo central más electrones podrán rodearlos. Las capasde valencia expandidas ocurren con mayor frecuencia cuando el átomo central está unido a los átomosmás pequeños y más electronegativos, como F, Cl y O. FORMULAS ESTRUCTURALES DE LEWIS En la fórmulas estructurales de Lewis, el símbolo químico de un átomo está rodeado de puntoscorrespondientes al número de electrones de su capa de valencia. El par compartido se muestra como unalínea y el par sin compartir (par solitario) de denota con dos puntos. REGLAS PARA FORMAR ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLECULAS O IONES1ro. Escribir como están enlazados los átomos.2do. Determinar el número total de electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si es un iónagregar un electrón por cada carga negativa o sustraer un electrón por cada carga positiva.3ro. Unir los átomos enlazados con un par de electrones. Después colocar los restantes alrededor de losátomos en el ión de manera que se cumpla la regla del octeto.4to. Cuando no hay suficientes electrones para completar cada octeto indicar dos o tres pares deelectrones compartidos.UNIDAD: III PAG: [ 38 ]ENLACES QUIMICOS
  3. 3. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON ENLACE COVALENTE Enlace en el cual se comparte un par de electrones o más de uno entre dos átomos. El par deelectrones compartidos se representa como una sola línea y cada electrón del par compartido esatraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos los átomos.COMPARACIÓN ENTRE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES Los compuestos iónicos y covalentes difieren en sus propiedades físicas generales debido a ladistinta naturaleza de sus enlaces. Hay dos tipos de fuerzas de atracción en los compuestos covalentes.La primera es la fuerza que mantiene unidos a los átomos en una molécula. Una medida de cuantitativa deesta atracción está dada por la energía de enlace. La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas yse llama fuerza intermolecular. Como las fuerzas intermoleculares comúnmente son más débiles que lasfuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas, las moléculas de un compuesto covalenteno están unidos con fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidoso sólidos de bajo punto de fusión. Las fuerzas que electrostáticas que mantienen unidos a los iones en uncompuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos atemperatura ambiente y tienen puntos de fusión muy elevados. Muchos compuestos iónicos son solublesen agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos sonelectrolitos fuertes. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se llegan adisolver, las disoluciones acuosas por lo general no conducen la electricidad porque estos compuestos noson electrolitos. Los compuestos iónicos fundidos conducen la electricidad porque contienen cationes yaniones que se mueven libremente; los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen laelectricidad porque no hay iones presentes. En resumen, a temperatura ambiente, los compuestos iónicos son cuerpos sólidos que formanredes cristalinas. Su fórmula es la expresión de la proporción que existe entre los iones de uno y otroelemento. Son sólidos con altos puntos de fusión y dureza. La energía necesaria para separar los ionesque forman la red es elevada. Son solubles en disolventes polares como el agua e insolubles endisolventes no polares. Conducen la electricidad en estado de fusión y en disolución. Los sólidos moleculares tienen por lo general bajos puntos de fusión, porque en ellos las fuerzasintermoleculares son débiles. Son blandos, debido a que sus moléculas pueden deslizarse fácilmente y noson conductores de la electricidad, ya que no tienen portadores de carga. La mayoría son líquidos ogases. TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE Y SUS ALCANCES ENLACES COVALENTES Y TRASLAPE DE ORBITALES El modelo RPENV es una forma sencilla de predecir la forma de las moléculas, pero no explicaporque existen enlaces entre los átomos. Al desarrollar teorías de los enlaces covalentes, los químicos hanabordado el problema desde otra perspectiva, la de la mecánica cuántica. La relación del concepto deLewis de enlaces de pares de electrones con la idea de los orbitales atómicos conduce a un modelo de losenlaces químicos llamado TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA. Si extendemos este enfoque para incluirlas formas en que los orbitales atómicos pueden mezclarse entre sí, se obtiene una imagen queconcuerda con el modelo RPENV.TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA En esta teoría dos orbitales atómicas semicompletas de dos átomos (una de cada átomo) seconsideran interpenetrándose para formar uno o más enlaces covalentes entre dichos átomos, detal manera que el par electrónico ocupe ambos orbitales. A esta interpenetración de orbitales átomicasse le llama orbitales enlazantes. Los electrones que están en orbitales que no se interpenetran se llamanpares electrónicos no enlazantes. La carga electrónica concentrada en la región situada entre los núcleosgarantiza la unión de los átomos. Traslape significa que dos orbitales comparten una región común en el H Hespacio. TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIAUNIDAD: III H2 Región [ de ] PAG: 39ENLACES QUIMICOS traslape H Cl Cl Cl 1s 3p 3p 3p
  4. 4. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEONAlgunos conceptos importantes en la formación de enlaces covalentes son los siguientes:ANGULO DE ENLACE: ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de lamolécula.LONGITUD DE ENLACE: distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace.TEORIA DE LOS ORBITALES MOLECULARES En esta teoría los orbitales atómicos de átomos diferentes se combinan para formar nuevos nivelesde energía (orbitales moleculares) para toda la molécula. El número de orbitales moleculares formadosiguala el número de orbitales atómicos que se combinan. Los electrones ocupan los orbitales molecularesde las moléculas del mismo modo que ocupan los orbitales atómicos de los átomos; es decir, en su estadofundamental, una molécula tiene sus orbitales moleculares de menor energía ocupados. Algunos orbitalesmoleculares son enlazantes, mientras que otros son antienlazantes. TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES nodo orbital molecular σ *1s 1s 1s H H H2 orbital de enlace σ 1s PROPIEDADES DE LOS ENLACES COVALENTESLA FORMA DE LAS MOLÉCULAS. Cuando se escribe la estructura de Lewis para el agua parece que los átomos se disponen en línearecta. .. H: O : H ..Sin embargo, experimentalmente se determina que la forma de la molécula no es lineal. LA molécula esangular, como se muestra en la figura. H α d1 O H d2 Se entiende por forma molecular la figura geométrica obtenida al unir los núcleos de los átomosenlazados mediante líneas rectas. Estas líneas rectas representan los enlaces.UNIDAD: III PAG: [ 40 ]ENLACES QUIMICOS
  5. 5. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON ANGULOS DE ENLACE son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de losátomos de la molécula. La LONGITUD DE ENLACE es la distancia entre los núcleos de los átomos que participan en elenlace. El factor más importante que determina la longitud de enlace es el tamaño de los átomos encuestión. Si se comparan enlaces del mismo tipo (sencillos, dobles, triples), la longitud del enlace serámayor para los átomos más grandesGEOMETRÍAS MOLECULARES La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. Lageometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, elpunto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que puede participar. Hay un procedimiento quepermite predecir la geometría de las molécula y iones, si se conoce el número de electrones que rodean alátomo central, según la estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es que los pares deelectrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. La capa de valencia es la capaexterna ocupada por los electrones en un átomo; contiene los electrones que generalmente estáninvolucrados en el enlace. En un enlace covalente un par de electrones, a menudo llamado par enlazantees el responsable de mantener dos átomos juntos. Sin embargo, en una molécula poliatómica donde haydos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones delos diferentes pares enlazantes hace que se mantengan lo más alejados posible. La geometría que al finaladopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en que la repulsión es mínimaMODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA(RPECV) El enfoque anterior para estudiar la geometría molecular se denomina modelo de la repulsión delos pares de electrones de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución geométrica delos pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichospares.1.- Se considerará moléculas y iones en los cuáles un átomo central está unido a dos o más átomos.2.- Debido a que los pares de electrones se repelen entre sí, se supone que los pares de electrones en elnivel de valencia del átomo central toman posiciones lo más alejadas posible. La forma de la molécula oión es consecuencia de las repulsiones de esos pares de electrones.3.- Se consideran todos los pares de electrones del nivel de valencia del átomo central: los pares queforman los enlaces covalentes (llamados pares de enlace) y los pares que están sin compartir (llamadospares de no enlace o pares libres).4.- Los pares de no enlace ayudan a determinar la posición de los átomos en la molécula o ión. La formade la molécula o ión, sin embargo, está descrita en términos de posiciones de los núcleos y no en términosde las posiciones de los pares electrónicos Se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones) de manera sistemática. Para lograrloes conveniente dividir las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pareselectrónicos libres en el átomocentral. La secuencia parapredecir geometríasmoleculares es la siguiente a) Se dibuja la estructura deLewis. b) Se cuenta el número de pares de electrones de enlace y no enlazantes alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: (ver tabla página siguiente) c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de electrones de enlace y de no enlace.UNIDAD: III PAG: [ 41 ]ENLACES QUIMICOS
  6. 6. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEONUNIDAD: III PAG: [ 42 ]ENLACES QUIMICOS
  7. 7. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON ORBITALES HÍBRIDOS Aunque el concepto de traslape de orbitales ayuda a entender la formación de enlaces covalentes,no siempre es fácil extender estas ideas a las moléculas poliatómicas. Al aplicar la teoría del enlace deUNIDAD: III PAG: [ 43 ]ENLACES QUIMICOS
  8. 8. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON valencia a las moléculas poliatómicas se tiene que explicar tanto la formación de los enlaces de pares de electrones como la geometrías observadas de las moléculas. PUNTOS PARA ENTENDER LA HIBRIDACION 1.- El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Sólo se usa para explicar un esquema de enlace en una molécula. 2.- La hibridación es la mezcla de al menos dos orbitales atómicos no equivalentes, por ejemplo, orbitales s y p. En consecuencia un orbital híbrido no es un orbital atómico puro. Los orbitales híbridos tienen formas muy diferentes de las de los orbitales atómicos. 3.- El número de orbitales híbridos generados es igual al número de orbitales atómicos puros que participan en el proceso de hibridación. 4.- La hibridación requiere de energía, sin embargo, el sistema recobra esta energía al formarse el enlace. 5.- Los enlaces covalentes en moléculas poliatómicas se forman mediante el traslape de orbitales híbridos, o de orbitales híbridos con orbitales no hibridados. Se supone que los electrones en una molécula ocupan orbitales híbridos de los átomos individuales. Las configuraciones de estado normal del berilio (1s2 2s2), del boro (1s2 2s2 2px1), y del carbono (1s2 2s 2px12py1), sugieren que deben formar 0, 1 y 2 enlaces covalentes, respectivamente. Los hechos 2 experimentales demuestran que no es así. Berilio, Be Boro, B Carbono, C1.- Forma dos enlaces 1.- Forma tres enlaces 1.- Forma cuatro enlacescovalentes, por ejm: BeCl2 covalentes, por ejm: BeCl3 covalentes, por ejm: CH42.- En el BeCl2 o compuestos 2.- En el BeCl3 o compuestos 2.- En el CH4 o compuestossimilares ambos enlaces son similares, todos los enlaces son similares, todos los enlaces sonidénticos. idénticos. idénticos.3.- El ángulo que forman los 3.- El ángulo entre dos 3.- El ángulo entre dosdos enlaces es 180 º, la cualesquiera enlaces es 120º, la cualesquiera enlaces es 109º28’geometría molecular es lineal. geometría molecular es o 109.5 º; la geometría triangular plana. molecular es tetraédrica. C Be Cl Cl Cl H 180º 120º B C Cl H H 109.5 º H Las estructuras electrónicas de estos elementos en las moléculas no son iguales a sus estructurasen los átomos separados. Se utilizan procesos imaginarios para la formación de enlaces en estoscompuestos. Estos procesos se basan en tres etapas fundamentales:ETAPA 1: Implica la promoción de electrones de una orbital 2s completa a una orbital 2p incompleta. Estapromoción electrónica se verifica desde el estado normal más bajo del átomo , a un estado excitado deenergía más alto, por lo que se requiere una adición de energía.ETAPA 2: Consiste en la mezcla de la orbital 2s con todas las 2p, que ahora contienen un electrón. Losnúmeros de orbitales 2p que intervienen en el proceso de mezclado son: una para el berilio, dos para elboro y tres para el carbono. Después del mezclado, las orbitales dejan de tener la forma esférica de los orbitales s o la lobularde las p, pues sus formas son en parte de tipo s y en parte de tipo p. El proceso de mezclado de diferentes orbitales de un mismo átomo para formar orbitalesequivalentes se llama hibridación. A las orbitales formadas se les llama orbitales híbridas.ETAPA 3: Consiste en la interpenetración de las orbitales híbridas del Be, B y C con las orbitales atómicasdel Cl y el H respectivamente. La hibridación y la formación de enlaces deben considerarse como procesos simultáneos. En ciertosentido, las orbitales se hibridizan al acercarse a las orbitales semicompletas de los otros átomos. ORBITALES HIBRIDOS spUNIDAD: III PAG: [ 44 ]ENLACES QUIMICOS
  9. 9. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON Se conocen como orbitales sp, puesto que se consideran como el resultado de mezclar un orbital sy uno p. Para lograr el traslape máximo entre los orbitales sp del berilio y los p de los cloros, los núcleos deestos dos últimos deben encontrarse sobre los ejes de los orbitales sp, deben estar localizados en ladosexactamente opuestos del átomo de berilio. Por consiguiente, el ángulo entre los enlaces Be-Cl debe ser180º. 2p 2p 2p x y z x y z y z 2s 2s 2sp Be (estado normal) ETAPA 1 Be (estado excitado) ETAPA 2 Be (estado híbrido) ETAPA 3 Be Cl2 (estado compuesto) ORBITALES HIBRIDOS sp2 Para el boro en el trifluoruro de boro BF3, para tres enlaces se necesitan 3 electrones noapareados. Se les llama sp2, debido a que se consideran generados por la mezcla de un orbital s y dos p. Seencuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigido hacia los vértices de un triánguloequilátero, de modo que el ángulo entre dos orbitales cualesquiera es 120º. Se observa la geometría quepermite la separación máxima posible de los orbitales: un arreglo trigonal (de tres vértices). 2p 2p 2p x y z x y z z 2s 2s sp2 B (estado normal) B (estado excitado) BF3 (estado B (estado híbrido) ETAPA 1 ETAPA 2 ETAPA 3 compuesto) ORBITALES HIBRIDOS sp3 Son orbitales 2Px resultan de x mezcla de un orbital s y tres p. sp3 2P x 2Py que 2P la 2Py 2Pz sp3 Cada sp3 se 3 dirige hacia los uno spvértices de un tetraedro regular. El ángulo entre dos orbitales es 109.5º. 2s 2s x ETAPA 1 x ETAPA 2 C (estado normal) C(estado excitado) C(estado híbrido)UNIDAD: III PAG: [ 45 ]ENLACES QUIMICOS ETAPA 3 CH (estado compuesto) 4
  10. 10. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON POLARIDAD DE LOS ENLACES Los pares de electrones que se comparten entre dos átomos distintos por lo regular no secomparten equitativamente. El concepto de polaridad del enlace es útil para describir la proporción en quelos electrones se comparten. Un enlace covalente no polar es áquel en el que los electrones se comparten equitativamenteentre dos átomos, debido a que ambos tienen electronegatividades iguales. H:HEn un enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones deenlace que el otro. Si la diferencia de electronegatividades es muy grande, se forma un enlace iónico. δ+ .. δ- .. .. H:F : : Na : F : .. .. ..Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parciales positiva y negativa, respectivamente ENLACES MULTIPLES El hecho de compartir un par de electrones constituye un solo enlace covalente, al quecomúnmente se le llama enlace sencillo. H:H H-HEn muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entreellos. Cuando dos pares de electrones unen a dos átomos el enlace se llama doble enlace. O::C::O O=C=O Cuando tres pares de electrones se comparten entre dos átomos se forma un enlace triple. N:::N N=N Por regla general, la distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número depares de electrones compartidos.UNIDAD: III PAG: [ 46 ]ENLACES QUIMICOS
  11. 11. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON ENLACE IONICOFORMACION DE IONES: El enlace iónico se forma cuando un átomo gana o pierde uno o más electrones.La pérdida de un electrón por un átomo produce un ión positivo o catión. M(g) M+(g) + e-Mientras que la ganancia de un electrón produce un ión negativo o anión. X(g) + e- X -(g)El proceso general puede representarse por: M(g) X(g) M+(g) + X -(g) Los iones M+ y X- así formados se atraen entre sí porque tienen cargas eléctricas opuestas: M+(g) + X -(g) M+ X –Esta atracción se llama enlace iónico y es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los ionesen un compuesto iónico.ELEMENTOS QUE FORMAN COMPUESTOS IÓNICOS Muchas sustancias naturales, entre ellas minerales de importancia comercial, son compuestosiónicos. En estos compuestos, los cationes (con carga positiva) y aniones (con carga negativa) se atraenmutuamente por fuerzas electroestáticas: las fuerzas de atracción entre cargas positivas y negativas. Laintensidad de la atracción electrostáticas determina muchas de las propiedades de los compuestos iónicos.COMPUESTOS MOLECULARES Están formados por unidades discretas denominadas moléculas que generalmente consisten enun número pequeño de átomos no metálicos que se mantienen unidos mediante un enlace covalente.Para representar un compuesto molecular se utiliza una fórmula química, una representación simbólica,que indica: los elementos presentes y el número relativo de átomos de cada elemento.COMPUESTOS IÓNICOS La combinación química de un metal y un no metal da lugar a un compuesto iónico formado poriones positivos y negativos unidos por fuerzas electrostáticas de atracción. La unidad fórmula de uncompuesto iónico es la agrupación de iones más pequeña eléctricamente neutra. La razón de átomos(iones) de la fórmula unidad es la misma que la fórmula química. Como se encuentra incluida en una granred de iones, denominada cristal, no existe una fórmula unidad de un compuesto iónico como una unidaddiscreta. Por tanto no es adecuado llamar molécula a una unidad fórmula del cloruro de sodio sólido. El clasificar los compuestos como moleculares o iónicos es muy útil porque estos dos tipos decompuestos tienen propiedades muy diferentes y por tanto diferentes usos. Las siguientesgeneralizaciones ayudarán a predecir si un compuesto es iónico o no.1.- Los metales a menudo forman compuestos iónicos; los metales pierden electrones para formar ionespositivos.2.- Los no metales pueden formar tanto compuestos iónicos como moleculares. Estos elementos formaniones negativos monoatómicos únicamente cuando se combinan con metales. Los no metales formancompuestos moleculares cuando se combinan con no metales o metaloides.3.- Es difícil predecir cuando los metaloides formaran iones. Estos elementos forman compuestos tantoiónicos como moleculares.PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS En los sólidos iónicos los cationes y aniones se mantienen en una formación ordenada llamada redcristalina. En una red cristalina, cada catión está rodeado por aniones, y cada anión está rodeado porcationes. Este acomodo lleva al máximo la atracción entre los cationes y los aniones y minimiza larepulsión entre los iones con cargas iguales. La fórmula de un compuesto iónico únicamente indica la proporción entre el número de cationes yel número de aniones en el compuesto, utilizando los números enteros más pequeños posibles. El acomodo regular de los iones en una red cristalina confiere a los compuestos iónicos dospropiedades características: puntos de fusión elevados y formas cristalinas distintivas. Los puntos defusión se relacionan con las cargas de los iones. En el caso de iones de tamaño similar, como O-2 y F-1,cuanto más altas son las cargas, más alto es el punto de fusión, porque los iones con mayor carga seatraen más fuertemente. Los sólidos iónicos cristalinos tienen formas características porque los iones están sujetos de formamás bien rígida en sus lugares por las intensas fuerzas de atracción. Semejante alineación de los ionesUNIDAD: III PAG: [ 47 ]ENLACES QUIMICOS
  12. 12. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEONcrea planos de iones dentro del cristal. Los cristales iónicos pueden henderse con una fuerza exterior quehaga que los planos de los iones se desplacen ligeramente, de modo que los iones con la misma carga seacerquen entre sí. Esta repulsión hace que las capas en lados opuestos del plano de hendimiento seseparen y el cristal se parte. Dado que los iones de un cristal tienen libertad de movimiento muy limitada que sólo les permitevibrar alrededor de posiciones fijas, los sólidos iónicos no conducen la electricidad. En cambio, cuando elsólido se funde, los iones pueden moverse con libertad mucho mayor. Por ello, los compuestos iónicosfundidos conducen la corriente eléctrica. ESTADO SOLIDO (CRISTALINO) Una de las características más notorias de los sólidos es su existencia como cristales: cuerpossólidos limitados por superficies planas. Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos (no cristalinos). Un sólido cristalino es un sólido cuyosátomos, iones o moléculas están ordenados en disposiciones bien definidas. Estos sólidos suelen tenersuperficies planas o caras que forman ángulos definidos entre sí. El cuarzo y el diamante son ejemplos desólidos cristalinos. Un sólido amorfo (palabra que significa sin forma) es un sólido cuyas partículas no tienen unaestructura ordenada. Estos sólidos carecen de formas y caras bien definidas. Entre los sólidos amorfosmás conocidos están el hule y el vidrio. Un cristal es una disposición simétrica de átomos, iones o moléculas dispuestos en unmodelo tridimensional repetitivo. Si los centros de las unidades materiales se reemplazan por puntos, elsistema de puntos resultante se llama un reticulado o red espacial o red cristalina. Utilizando una red delíneas que unen los puntos del retículo, una red cristalina puede dividirse en partes idénticas llamadasceldas unitarias. REDES CRISTALINAS El orden característico de los sólidos cristalinos nos permite tener una imagen de todo un cristalexaminando una pequeña parte de él. Podemos imaginar que el sólido se forma apilando bloques deconstrucción idénticos. La unidad de repetición de un sólido se denomina celda unitaria. Un retículo espacial es un arreglo regular geométrico de puntos en el espacio. Un retículocristalino puede imaginarse como un retículo espacial en el que los puntos están ocupados por átomos,iones, moléculas o grupos de ellos. El arreglo de las partículas en un retículo cristalino se repiteperiódicamente en tres dimensiones hasta los límites físicos de cada cristal simple. Una celda unitaria es una pequeña porción del retículo que puede usarse para generar, oconstruir todo el retículo bajo ciertas reglas. La estructura cristalina se caracteriza por poseer una disposición ordenada en el espacio de susiones, átomos o moléculas. El cubo de color verde representa la malla, o paralelepípedo más pequeño delespacio reticularUNIDAD: III PAG: [ 48 ]ENLACES QUIMICOS
  13. 13. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON Un material con estructura cristalina se caracteriza fundamentalmente por un orden o periodicidad(repetición periódica de iones, átomos o moléculas en todas las direcciones del espacio). Ese "orden" seopone al desorden que se manifiesta en los otros estados de la materia, tales como gases o líquidos.Cuando un mineral no presenta materia cristalina (que no existe un orden regular) se denomina amorfo. Debido a la periodicidad, los cristales presentan formas más o menos regulares con definición dearistas, caras y vértices. Internamente, están constituidos por partículas que guardan entre sí relaciones ydistancias fijas; estos parámetros internos se estudian mediante rayos X, mientras que los externos serealizan midiendo los ángulos que forman sus caras. El cristalógrafo francés René Just Haüy, a finales del siglo XVIII, supuso que las diversas formas dela minerales cristalinos eran el resultado de la yuxtaposición de un mismo paralelepípedo elemental. Haüyformuló la ley que lleva su nombre, y que dice: "Tomando como eje de coordenadas las intersecciones delas tres caras de un cristal que se corten en un vértice, los cocientes de los parámetros sobre un mismo ejede todas las caras del mismo cristal vienen expresados por números racionales, en su mayoría sencillos". En 1850, Auguste Bravais, homólogo de Haüy, consiguió precisar la hipótesis que éste expusiera,definiendo la estructura cristalina como red cristalina, consistente en una estructura reticular resultadodel agrupamiento de pequeñísimos paralelepípedos formados por unos pocos átomos. Cada uno deesos pequeños paralelepípedos constituyen lo que se denomina indistintamente malla, celda elemental,celda unidad o paralelepípedo fundamental. ESTRUCTURA RETICULAR Como se dijo, la agrupación de pequeños paralelepípedos forma una estructura reticular. Losátomos que se encuentran aislados dentro de esa estructura se denominan nudos. Entre nudo y nudo, alo largo de una dirección determinada, existe una distancia llamada traslación; si se toman dos nudos a lolargo de una dirección, y se realiza una traslación indefinida a lo largo de ella (a intervalos equidistantes)se obtiene lo que se denomina fila reticular, consistente en una serie rectilínea de puntos. Si trasladamosparalelamente esta línea de puntos, igualmente mediante distancias equidistantes y sucesivas,obtendremos lo que se llama plano reticular. Finalmente, si se apilan una serie de planos reticularesseparados por una traslación también regular, se obtiene una red espacial o espacio reticular, cuya figuraes tridimensional. La malla, que como se dijo es la celda unidad o paralelepípedomás pequeño existente en el espacio reticular, se define por tresparámetros (a, b y c). Estos parámetros equivalen a la distancia que hayentre dos nudos de cada fila reticular, y los tres ángulos bc, ac, y ab.Combinando las dos traslaciones y el ángulo que forman entre sí, sólohay cinco posibles formaciones de redes planas: paralelogramo,rectángulo, cuadrado, hexágono y rombo. Si formamos una red espacialapilando estas redes planas, sólo existen catorce posibles formaciones,las llamadas redes de Bravais. La malla se define por los parámetros equivalentes a la distanciaexistente entre dos nudos de cada fila reticular, y los tres ángulos bc, ac yab. Auguste Bravais demostró que existían solamente catorce tipos distintos de redes que representanlas formas más sencillas en que puede descomponerse la materia cristalina, sin que por ello pierdan suspropiedades originales. Los ángulos y traslaciones representan la parte fundamental del cristal, los cualesse repiten indefinidamente y en todas direcciones.UNIDAD: III PAG: [ 49 ]ENLACES QUIMICOS
  14. 14. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON CARACTERÍSTICAS DE LOS SIETE SISTEMAS CRISTALINOS ESTRUCTURA EJES ANGULO ENTRE LOS EJESCúbica a=b=c Todos los ángulos son de 90ºTetragonal a=b≠c Todos los ángulos son de 90ºOrtorrómbica a≠b≠c Todos los ángulos son de 90ºHexagonal a=b≠c Dos ángulos de 90º, un ángulo de 120º Todos los ángulos son iguales y diferentesRomboédrica a=b=c de 90º Dos ángulos de 90º, un ángulo diferenteMonoclínica a≠b≠c de 90º Todos los ángulos distintos entre sí yTriclínica a≠b≠c diferentes de 90º ESTRUCTURAS CRISTALINAS CORRELACIONES PROPIEDADES – ESTRUCTURA-ENLACE QUÍMICO Los cristales están formados por átomos, iones y moléculas. Se pueden clasificar a los cristales encuatro tipos de acuerdo a la clase de partículas que forma el cristal y a las fuerzas que las mantienenjuntas. FUERZAS UNIDADES EN TIPO DE QUE LAS LOS PUNTOS PROPIEDADES GENERALES EJEMPLOS CRISTAL MANTIENEN RETICULARES JUNTASIONICO Iones positivos Atracción Duros, quebradizos, alto punto de NaCl, LiF, y negativos electrostática fusión, malos conductores del calor MgO, KNO3 y la electricidad. Conducen laUNIDAD: III PAG: [ 50 ]ENLACES QUIMICOS
  15. 15. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON electricidad en estado de fusiónMOLECULARES Moléculas London y Puntos de Fusión bajos, blandos, H2O, NH3, SO2 polares dipolo-dipolo conductores deficientes de electricidad en estado líquido Moléculas no polares London H2, Cl2, CH4REDES Átomos Enlaces Puntos de fusión elevados, muy C (diamante),CRISTALINAS covalentes duros, no conductores de la SiC, SiO2 electricidadMETALICO Iones positivos Enlace Suaves o duros, de bajos a altos Todos los y electrones metálico puntos de fusión, buenos elementos móviles conductores del calor y la metálicos electricidad, maleables y dúctiles ENLACE METALICOENLACE METALICO: Un metal está constituido por una red rígida de iones positivos alrededor de loscuales existe un “mar”, “nube” o “atmósfera” de electrones de valencia. Estos electrones están restringidosa ciertos niveles de energía. Cuando se aplica energía, estos electrones se transfieren rápidamente de unátomo a otro. Este sistema de enlace se denomina ENLACE METALICO.DESLOCALIZACION DE ELECTRONES: significa que ciertos electrones no están firmemente unidos aciertos átomos, sino que pueden migrar libremente por el cristal metálico cuando se aplica una diferenciade potencial. Se explica así la conductividad eléctrica.TEORIA DE LAS BANDAS: se utiliza para justificar la conductividad eléctrica de los metales. Según estateoría, las posiciones reticulares en un metal cristalino están ocupadas por iones metálicospositivos que están formados por los núcleos atómicos y por electrones de las capas interiores.Los electrones de las capas externas no están asociados con ningún átomo en particular sino quese encuentran en niveles de energía superiores que se agrupan en bandas. Como las bandas de valencia y de conducción son adyacentes se requiere sólo una cantidaddespreciable de energía para promover un electrón de valencia a la banda de conducción, donde adquierelibertad de moverse a través de todo el metal, dado que la banda de conducción carece de electrones. Los electrones son los portadores de la carga en los conductores, como los metales, lossemiconductores y los aislantes, mientras que los iones llevan la carga en la mayoría de los compuestosiónicos. La movilidad depende del enlace atómico, de las imperfecciones de la red, de la microestructura yen los compuestos iónicos de las velocidades de difusión. CLASIFICACION DE LOS SOLIDOS CON BASE EN SU CONDUCTIVIDAD ELECTRICARESISTENCIA ELECTRICA: es la dificultad que oponen todos los cuerpos a ser atravesados por lacorriente eléctrica.CONDUCTORES: Aquellos elementos que tienen resistividad muy baja. Ejm: cobre, plata, tugsteno,aluminio.AISLANTES: cuerpos que ofrecen una elevada resistencia a dejarse atravesar por la corriente eléctrica.Ejm: vidrio, plástico, baquelita.SEMICONDUCTORES: estos materiales son atravesados por la corriente eléctrica pero con ciertadificultad. Son malos conductores y malos aislantes. Ejm: germanio, silicio.DOPADO: Cuando se le añade una pequeña cantidad de otro elemento a un trozo puro de unsemiconductor como germanio o silicio, su conductividad aumenta extraordinariamente, de modo que pasaa convertirse en un buen conductor. A esta adición de impurezas a un material semiconductor se le llamadopado.ELECTRONES DE VALENCIA: La corriente eléctrica se establece cuando algún átomo pierde alguno desus electrones de su órbita exterior. A los electrones que facilitan los fenómenos eléctricos se les llamaelectrones de valencia.SEMICONDUCTOR TIPO N: Cuando se introducen átomos de arsénico sobre la estructura atómica delgermanio (dopado), la estructura resultante queda modificada: el arsénico tiene 5 electrones de valenciaUNIDAD: III PAG: [ 51 ]ENLACES QUIMICOS
  16. 16. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEONen su órbita exterior, el germanio tiene 4 electrones. Si se agregan átomos con más de 5 electrones devalencia a un semiconductor, se formara un semiconductor tipo N El átomo de arsénico se integra dentro de la unión covalente de los átomos de germanio, pero elelectrón sobrante no tiene ahora cabida en el sistema, de modo que queda como electrón libre. Si ahorase aplica una fuente de a corriente eléctrica se establece una vía de paso a los electrones libresintroducidos por el átomo de impureza, de modo que el cristal se hace conductor. A este tipo de cristal sele llama semiconductor tipo N (por ser negativo). Ejm. de impurezas: Fósforo, Arsénico. SEMICONDUCTOR TIPO N (Negativo)SEMICONDUCTOR TIPO P: Cuando se introducen átomos que tienen solo 3 electrones de valenciadentro de un semiconductor, por ejemplo, si dopamos germanio con indio, quedará un átomo que tendráen su órbita exterior compartida sólo 7 electrones y ello provocará inestabilidad del conjunto, por el hechode que en alguna parte del cristal hay un hueco que algún electrón ha de llenar. Ejm. de impurezas:Aluminio, indioEl átomo que tiene el hueco o falta de un electrón, suele quedarse con el electrón más próximo que quedea su alcance; en este caso el otro átomo se queda sin electrón y por lo tanto, con el hueco; esta situaciónse efectúa con gran rapidez, el hueco está continuamente desplazándose por todo el cristal; en estascondiciones de dopado, el cristal se hace conductor, pero lo que necesita son electrones y por lo tanto elcristal resulta positivo, a lo que se llama semiconductor tipo P, porque si aplicamos una fuente dealimentación se establecerá una circulación de huecos del polo positivo al negativo, es decir, loselectrones habrán enContrado la vía de los huecos para atravesar todo el cristal. SEMICONDUCTOR TIPO P (Positivo)DIFERENCIAS EN LAS POSICIONES DE LAS BANDAS EN LOS METALES, SEMICONDUCTORES O AISLANTES METAL SEMICONDUCTOR AISLANTE Banda de conducción Banda de conducción Banda de conducción Brecha energética Banda de valencia Brecha energética Banda de valenciaUNIDAD: III PAG: [ 52 ]ENLACES QUIMICOS
  17. 17. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON Banda de valencia FUERZAS INTERMOLECULARES Y SU INFLUENCIA EN LAS PROPIEDADES FÍSICAS INTRODUCCIÓN: Los átomos se mantiene juntos en las moléculas mediante enlaces covalentes, que son fuerzas dentro de las moléculas y son las responsables de la forma molecular, las energías de enlace, y muchos aspectos del comportamiento químico. Las fuerzas que existen entre las moléculas son llamadas fuerzas de atracción Intermoleculares. Estas fuerzas son las responsables de las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares. FUERZAS INTERMOLECULARES: Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónico o covalentes. Existen tres tipos de fuerzas de atracción entre las moléculas neutras: fuerzas dipolo – dipolo, fuerzas de dispersión de London y fuerzas de puente de hidrógeno. Estas fuerzas también se denominan fuerzas de Van der Waals. Otro tipo de fuerza de atracción, la fuerza ión dipolo, es importante en soluciones. Todas estas fuerzas son de naturaleza electrostática, pues implican atracciones entre especies positivas y negativas. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO Como se explico anteriormente, cuando se unen dos átomos diferentes por medio de enlaces covalentes, la densidad electrónica del enlace no está simétricamente distribuida alrededor de los dos núcleos. Esto da lugar a un extremo con carga parcial negativa y otro extremo con carga parcial positiva. Dichos extremos reciben el nombre de dipolos. Estas cargas parciales están indicadas por los símbolos δ- y δ +, para distinguirlas de largas completamente iónicas. Las fuerzas dipolo – dipolo son fuerzas se presentan en las moléculas polares. La moléculas de este tipo tienen dipolos y se alinean en un campo eléctrico. Las fuerzas dipolo-dipolo se originan por la atracción de los polos positivos y negativos de las moléculas entre sí. - + - + - + δ δ δ δ δ δ - + - + - + δ δ δ δ δ δ FUERZAS DE LONDON (FUERZAS DE DISPERSIÓN) Este tipo de fuerzas se presentan en moléculas no polares, principalmente de gases no polares. Son originadas por el movimiento electrónico. En un instante, la nube electrónica puede distorsionarse de tal forma que se produce un dipolo en el cual una parte de la molécula es ligeramente más negativa que el resto. En el instante siguiente, las posiciones de los polos negativos y positivos y positivos del dipolo serán diferentes, debido a que los electrones se han movido. Después de un período de tiempo muy corto, los efectos de estos dipolos instantáneos se cancelan de tal forma que la molécula no polar no tiene un momento dipolo permanente . Este dipolo instantáneo induce el apareamiento de dipolos en las moléculas vecinas (alineadas en la misma forma que se hallan los dipolos permanentes). Las fuerzas del London más fuertes se presentan entre las moléculas grandes y complejas que poseen grandes nubes electrónicas que se distorsionan o polarizan fácilmente.Distribución de carga Catión Dipolo instantáneo Dipolo Dipolo instantáneoesférica en un átomo dehelio La facilidad con la que la distribución de carga de una molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico externo es su polarizabilidad. Cuanto mayor es la polarizabilidad de una molécula, más fácilmente puede distorsionarse su nube de electrones para producir un dipolo instantáneo. Lo que aumenta las fuerzas de dispersión de London. FUERZAS DE PUENTE DE HIDROGENO UNIDAD: III PAG: [ 53 ] ENLACES QUIMICOS
  18. 18. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON Las atracciones intermoleculares de ciertos compuestos que contienen hidrógeno sondesusadamente fuertes (el agua es un ejemplo). Estas atracciones se presentan en compuestos en loscuales el hidrógeno está enlazado covalentemente a elementos muy electronegativos de tamaño atómicopequeño. Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre elátomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H-F, H-O o H-N) y un par de electrones nocompartido en un ión o átomo electronegativo cercano (usualmente un átomo F, O ó N de otra molécula). H O H O H O H N H H H H H Puesto que los puentes de hidrógeno son generalmente más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión, desempeñan papeles importantes en muchos sistemas químicos deimportancia biológica. Por ejemplo, los puentes de hidrógeno estabilizan la estructura de las proteínas yhacen posible la transmisión de información genética mediante el DNA. Además, las interacciones depuente de hidrógeno explican la baja densidad del hielo en comparación con el agua líquida.FUERZAS ION - DIPOLO Existe una fuerza ión dipolo entre un ión y la carga parcial de un extremo positivo y uno negativo.Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativosson atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción aumenta al incrementarse la carga delión o la magnitud del momento dipolar. Las fuerzas ión dipolo tienen especial importancia en la ssoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, por ejemplo, una solución de NaCl en agua. - - δ δ + + δ δ + - + δ - δ δ - + + δ δ δ - + + δ δ - - δESTADOS DE LA MATERIA Y FUERZAS INTERMOLECULARES: δ En la unidad I se presentó un resumen de la influencia de las fuerzas cinéticas (de movimiento) ylas fuerzas intermoleculares (de atracción) en los tres estados de la materia: sólido, líquido y gaseoso. INFLUENCIA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LAS PROPIEDADES FÍSICASEL ESTADO LIQUIDO En los gases, las moléculas se mueven rápidamente en una forma completamente desordenada.En los sólidos, las moléculas se mantienen juntas en las posiciones ordenadas, típicas de los cristales. Elestado líquido es intermedio entre el estado gaseoso y el estado sólido. En los líquidos, las moléculas se mueven más lentamente que en los gases. Por lo tanto, lasfuerzas de atracción molecular son capaces de mantenerlas juntas dentro de un volumen definido. Sinembargo, el movimiento molecular es demasiado rápido para que las fuerzas de atracción puedan fijar lasmoléculas dentro de las posiciones definidas de un retículo cristalino. Consecuentemente, un líquidoretiene su volumen, pero no su forma. Los líquidos fluyen y adquieren las formas de sus recipientes. Un cambio de presión casi no tiene efecto sobre el volumen de un líquido, puesto que hay pocoespacio libre entre las moléculas. Los líquidos son incompresibles. Un aumento en la temperatura aumentaligeramente el volumen de la mayoría de los líquidos y pro consiguiente disminuye la densidad del líquido.UNIDAD: III PAG: [ 54 ]ENLACES QUIMICOS
  19. 19. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEONVISCOSIDAD: La resistencia a fluir que presenta un líquido es su viscosidad. La viscosidad puedemedirse determinando el tiempo que cierta cantidad de líquido tarda en fluir a través de un tubo delgadobajo la influencia de la gravedad. La viscosidad tiene que ver con la facilidad con que moléculas individuales del líquido puedenmoverse unas respecto a otras; por tanto, depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas y laexistencia de características estructurales que pudieran hacer que las moléculas se enreden. Laviscosidad disminuye al aumentar la temperatura porque a temperaturas más altas el aumento en laenergía cinética de las moléculas vence más fácilmente las fuerzas de atracción entre ellas.TENSIÓN SUPERFICIAL: Es otra propiedad de los líquidos originada por las fuerzas de atracciónintermolecular. Una molécula en el centro de un líquido es igualmente atraída en todas direcciones por lasmoléculas vecinas. Sin embargo, las moléculas que están en la superficie de un líquido son atraídassolamente hacia el interior del líquido. Por consiguiente, las moléculas de la superficie son atraídas haciael interior del interior, y el área de la superficie del líquido tiende a reducirse. Esto explica la forma esféricade las gotas de un líquido. La tensión superficial es una medida de esta fuerza hacia el interior que actúasobre la superficie del líquido, la fuerza que se debe superar para ampliar el área superficial. La tensiónsuperficial se define como la energía requerida para aumentar el área superficial de un líquido en unaunidad de área. La tensión superficial disminuye con el aumento de la temperatura, puesto que el mayormovimiento molecular tiende a disminuir el efecto de las fuerzas de atracción intermoleculares. Las fuerzas intermoleculares que unen moléculas similares unas a otras, como los puentes dehidrógeno de; agua, se llaman fuerzas de cohesión. Las fuerzas intermoleculares que unen una sustanciaa una superficie se llaman fuerzas de adhesión. El agua colocada en un tubo de vidrio se adhiere al vidrioporque las fuerzas de adhesión entre el agua y el vidrio son más intensas que las fuerzas de cohesiónentre las moléculas del agua. Por ello, la superficie curva o menisco de la parte superior del agua tieneforma de U. En el mercurio, el menisco tiene una curva hacia abajo en los puntos en que el metal hacecontacto con el vidrio. En este caso las fuerzas de cohesión entre los átomos de mercurio son mucho másintensas que las fuerzas de adhesión ente los átomos de mercurio y el vidrio. Si se coloca un tubo de vidrio de diámetropequeño (un capilar) en agua, el líquido sube por eltubo. La elevación de líquidos por tubos muy angostosse denomina acción capilar. CAMBIOS DE FASE Muchas propiedades importantes de los líquidos y sólidos tienen que ver con la facilidad con quecambian de un estado a otro. Estas transformaciones se llaman cambios de fase. Dichos cambios de fasese estudiaron en la unidad I.PRESION DE VAPOR Las moléculas pueden escapar de la superficie del líquido hacia la fase gaseosa por vaporización oevaporación. La presión ejercida por el vapor en el espacio arriba del líquido comenzará a aumentar.Después de un tiempo corto, ala presión de vapor alcanzará un valor constante, que se llama presión devapor de la sustancia.PUNTO DE EBULLICION La temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa, se llamapunto de ebullición del líquido. A esta temperatura el vapor producido en el interior del líquido resulta en laformación de burbujas y turbulencia que es característica de la ebullición. La formación de burbujas esimposible a temperaturas por debajo del punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido cambia alcambiar la presión externa. El punto normal de ebullición de un líquido se define como la temperatura ala cual la presión de vapor del líquido es igual a 1 atm.UNIDAD: III PAG: [ 55 ]ENLACES QUIMICOS
  20. 20. MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON ESTADO SOLIDO Cuando un líquido se enfría, las moléculas se mueven más y más lentamente. Eventualmente, sealcanza una temperatura a la cual algunas moléculas poseen energías cinéticas suficientemente bajascomo para permitir que las atracciones intermoleculares las mantengan en el retículo cristalino. Lasustancia entonces empieza a congelarse. Gradualmente, las moléculas de baja energía adquierenposiciones en el retículo cristalino. El cambio de fase de líquido a sólido se llama solidificación, cristalización o congelación. ESTADO GASEOSO: Un gas ocupa el volumen del recipiente que lo contiene. Las partículas gaseosas están moviéndoserápidamente y no existen fuerzas de atracción entre ellas. Un gas se puede comprimir fácilmente, ya quelos gases consisten principalmente de espacio vacío, así que una muestra de gas puede reducir suvolumen sin ofrecer gran resistencia.UNIDAD: III PAG: [ 56 ]ENLACES QUIMICOS

×