tema 2 estructura de la materia, química 2º bachillerato

QUMICA 2 BACHILLERATO
TEMA 2

LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA

ESTRUCTURA ATMICA

DE QU EST FORMADA LA MATERIA?LO QUE SABEMOS AHORA

EL TOMO

partculasmboloPropiedades

electrne-Partculas de masa muy pequea y carga negativa

protnp+Partculas de masa 1800 veces mayor que el electrn y carga positiva, igual en valor a la del electrn

neutrnnPartculas de masa casi igual que el protn, sin carga.

-+

++++

----NCLEO

CORTEZA

Sabemos que protones y neutrones no son partculas fundamentales sino que a su vez estn formados por otras llamadas quarks.El ncleo est formado por protones y neutrones, unidos por fuerzas nucleares.En l se concentra casi toda la masa del tomo y su tamao es pequesimo comparado con el volumen total del tomo.La corteza, parte externa, est formada por electrones que se mueven en torno al ncleo a gran distancia de l.

CARACTERIZACIN DE LOS ATMOS

QU DIFERENCIA UNOS TOMOS DE OTROS?

N ATMICO (Z): N de protones = N de electrones

N MSICO (A): N de protones + N de neutrones

Al

27

13

Nmero msicoNmero atmico

IONES

QU LE OCURRE A UN ATMO SI PIERDE ELECTRONES? Y SI TIENE MS DE LA CUENTA?

Un ion es un tomo, o grupo de tomos, con carga elctrica, debido a que haya perdido o ganado electrones.

Prdida de electrones

Ion positivo

CATIN

Ganancia de electrones

Ion negativo

ANIN

catin calcio: Ca+2

anin cloruro: Cl-

LOS MODELOS ATMICOS

TEORA ATMICA DE DALTON

MODELO ATMICO DE THOMSON

Explicaba las leyes de las reacciones qumicas.

Explicaba las propiedades elctricas de la materia y rayos catdicos.

MODELO ATMICO DE RUTHERFORD

Explicaba el experimento con partculas alfa.

- Era un tomo inestable segn las leyes de la fsica clsica.- No poda explicar los espectros de emisin de los elementos.

El modelo de Rutherford y la fsica clsica no podan explicar correctamente la emisin de luz por los cuerpos calientes, los espectros de emisin ni el efecto fotoelctrico.Para mejorar el modelo planetario de Rutherford hubo que introducir la mecnica cuntica, esto es lo que hizo Bohr.

LOS ESPECTROS ATMICOS

Espectro de la luz visible

Espectro del hidrgeno

El modelo de Rutherford no era capaz de explicar los espectros de emisin de los elementos

Cuando los cuerpos slidos, lquidos o gases a alta presin son excitados convenientemente con calor o electricidad, se observan sus colores caractersticos. Estos colores constituyen un todo continuo, lo que se traduce en el rojo de la resistencia de un calefactor o en el blanco de una bombilla. Esto sucede porque existen muchos tomos excitados que emiten ondas de luz cuyas coloraciones parciales se solapan produciendo un espejismo luminoso de continuidad.Si realizamos la misma experiencia con gases a bajas presiones, es decir con pocos tomos, es posible observar como la luz emitida por ellos y dispersada luego consta de una serie de lneas, sin que exista una banda continua de colores.Esto significa que los tomos de los elementos, aislados, emiten o absorben solo una determinadas frecuencias luminosas.

LA TEORA CUNTICA DE PLANCK

En 1901 Max Planck, para explicar la emisin de luz por cuerpos calientes, propone que cada tomo slo puede absorber o emitir energa radiante en pequeos paquetes energticos (cuantos o fotones), de valor:

= frecuencia de oscilacin del tomoh = constante de Planck (6.626 10 -34 J s)

E = h

Como la energa del tomo solo puede aumentar o disminuir en cantidades enteras hv, eso significa que la energa de la radiacin es discontinua y est cuantizada en la forma E = n h v, donde n es un nmero entero y positivo. Los cuantos o fotones de energa radiante son tan pequeos que en el mundo macroscpico la luz nos parece continua, como ocurre con la materia, pero ambas son discontinuas.

EL MODELO ATMICO DE BOHR

PRIMER POSTULADO: El electrn puede girar en un cierto nmero de rbitas circulares o estados estacionarios alrededor del ncleo sin emitir energa radiante.

SEGUNDO POSTULADO: Solo son posibles aquellas rbitas en las que el momento angular, L, de las mismas sea un mltiplo entero de h/2.

L = r m v = n h/2 siendo n = 1, 2, 3...

TERCER POSTULADO: Un electrn puede pasar de una rbita a otra absorbiendo o emitiendo energa en forma de radiacin electromagntica, cuya frecuencia viene dada por la ecuacin de Planck, E = h.

+-

--

E

-

luz

-EL MODELO ATMICO DE BOHR

Ver vdeo Las rbitas estn caracterizadas por n (nmero cuntico principal) que cuantifica el valor del radio y de la energa de cada rbita.

De esta forma explic Bohr la causa de que los espectros de emisin de los tomos sean discontinuos, pues slo se pueden emitir valores de E que sean iguales a la diferencia de energa que hay entre distintas rbitas, pudindose calcular el valor de la frecuencia, v, por una ecuacin semejante a la deducida empricamente por los espectroscopistas para calcular la frecuencia de las radiaciones de los espectros de emisin de los elementos.

EL MODELO ATMICO DE BOHR-SOMMERFELD

Se observ en espectros de mayor resolucin que la mayora de lneas eran varias muy prximas, y que bajo la accin de un campo magntico las lneas se desdoblaban (efecto Zeeman):


Sommerfeld introdujo dos modificaciones:

Posibilidad de rbitas elpticas. Hace falta un 2 nmero cuntico, secundario o azimutal, (l), que puede variar entre 0 y n-1.

Posibilidad de diferentes orientaciones de la rbita en un campo magntico, introduciendo un tercer nmero cuntico, llamado magntico (m) y que vara entre l y + l incluido el 0.


Posteriormente, con tcnicas ms sofisticadas se observ el desdoblamiento en dos de cada lnea espectral, lo que llev a introducir un ltimo nmero cuntico llamado de spin, s o ms, relacionado con el momento de giro del electrn sobre s mismo, y que puede tomar valores +1/2 y 1/2.


Cada electrn queda caracterizado por cuatro nmeros cunticos:

n,l, m y s.

LIMITACIONES DEL MODELO

El modelo de Bohr solo describa correctamente al tomo de hidrgeno (el ms sencillo de todos). Para tomos ms complejos los resultados eran incorrectos.El modelo de Bohr mezclaba la fsica clsica y la mecnica cuntica. La nica fsica capaz de explicar correctamente el mundo subatmico era la fsica cuntica, que se basa en la teora de Planck y toma como punto de partida la dualidad onda-corpsculo de De Broglie y el Principio de Incertidumbre de Heisemberg.El nuevo modelo mecanocuntico que sustituyese al de Bohr debera contemplar todos estos aspectos.

DUALIDAD ONDA-PARTCULA

En 1905 Einstein aplic la dualidad onda-partcula a la luz para explicar el efecto fotoelctrico.

En 1923 De Broglie aplic esta hiptesis al electrn.

E = h

E = m c2

h = h c/ = m c2

=

h m v

En 1927 Davisson y Germer observaron que un cristal de nquel produce una dispersin de electrones similar a la que se obtendra con rayos X dispersados por el mismo cristal, comprobndose el comportamiento ondulatorio del electrn.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

El Principio de Incertidumbre de Heisenberg, postulado en 1927, establece que no es posible determinar con precisin la posicin del electrn y su momento, sino que se cumple que:

x p > h/4

x = incertidumbre en la posicinp = incertidumbre en el momento

Para observar algo hay que perturbarlo en cierto grado, hay que interaccionar con el sistema a medir.En el mundo macroscpico esta perturbacin es despreciable.Si queremos ver un electrn es necesario que un fotn interaccione con l, pero al interaccionar con l alterar su estado.Cunto menor sea el tamao de la partcula, menor ha de ser la longitud de onda que se debe utilizar para poder visualizarla correctamente, eso significa que la radiacin utilizada ser de mayor energa y alterar ms la partcula en cuestin.Como consecuencia del Ppio. Es preciso introducir el concepto de probabilidad de encontrar al electrn en un punto determinado.

MODELO ONDULATORIO DEL TOMO

En 1926 Schrdinger, partiendo de la dualidad onda-partcula del electrn, de la teora cuntica de Planck y el Principio de incertidumbre de Heisenberg, elabora un modelo matemtico para describir el comportamiento del electrn en el tomo.

Este modelo plantea para el tomo de hidrgeno una ecuacin diferencial, la ecuacin de ondas o ecuacin de Schrdinger cuyas soluciones son unas funciones llamadas funciones de onda, que dependen de 3 nmeros cunticos y llevan asociados unos valores discretos, es decir, discontinuos de energa.


Este modelo usa una funcin matemtica, la funcin de onda (), cuyo cuadrado (2) es una medida de la probabilidad de encontrar al electrn en una determinada zona del espacio.

ORBITAL ATMICO: Regin del espacio en torno al ncleo en la cual puede encontrarse al electrn con una probabilidad de, al menos, el 90%.

En el modelo ondulatorio del tomo no se puede situar al electrn en las rbitas del modelo clsico, sino que se define la probabilidad de encontrar el electrn en un punto.Cada funcin de onda recibe el nombre de orbital.Este modelo supone al electrn como una nube difusa de carga distribuida alrededor del ncleo, de manera que la densidad de dicha nube ser mayor en las zonas donde haya mayor probabilidad de que est el electrn.


La resolucin de la ecuacin de Schrdinger para el tomo de hidrgeno implica la introduccin de tres nmeros cunticos, n, l y ml.

smbolonmero cunticovaloresdetermina

nprincipal1, 2, 3 ...tamao y energa del orbital

ldel momento angular0 a (n - 1)forma del orbital

mlmagnticode + l a l incluido 0orientacin del orbital

sde spn+1/2 y -1/2momento magntico

En el modelo de Bohr, los nmeros cunticos surgan de aplicar la cuantizacin a las energas del electrn (n) o se introducan para poder explicar los espectros atmicos (l, m, s), mientras que en el modelo ondulatorio surgen matemticamente al resolver la ecuacin de Schordinger.

Todos los orbitales con el mismo valor de n pertenecen a la misma capa o nivel y todos los que tienen el mismo l a la misma subcapa o subnivel.A la capa con n = 1 se le llama capa K, a la de n = 2 capa L, a la de n = 2 capa M, as sucesivamente.

Cada orbital viene definido por los 4 nmeros cunticos.

ORBITALES ATMICOS

n = 1 l = 0 ml = 0 1s

l = 0 ml = 0 2s ml = 1 l = 1 ml = 0 2p (px, py, pz) ml = -1

n = 2

l = 0 ml = 0 3s ml = 1 l = 1 ml = 0 3p (px, py, pz) ml = -1 ml = 2 ml = 1 l = 2 ml = 0 3d ml = -1 ml = -2

n = 3

Los orbitales se nombran en funcin de l.l = 0, orbital sl = 1, orbital pl = 2, orbital dl = 3, orbiral f, a partir de este se nombran por orden alfabtico.Dentro de cada orbital se pueden localizar dos electrones, uno con s y otro con s -1/2.Al representar las soluciones de la ecuacin de Schrdinger para cada conjunto de nmeros cunticos se obtiene la forma de los distintos orbitales.

ORBITALES ATMICOS

CONFIGURACIN ELECTRNICA

K 1s

L 2s 2p

M 3s 3p 3d

N 4s 4p 4d 4f

O 5s 5p 5d 5f

P 6s 6p 6d

Q 7s 7p

Distribucin de los electrones en un tomo en las distintas capas y subcapas.

Ejemplo: 17Cl: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5

Hay algunas excepciones a este orden de llenado, debido a las repulsiones que se establecen y a la especial estabilidad de algunas configuraciones.

PRINCIPIO DE EXCLUSIN DE PAULI

Dos electrones del mismo tomo no pueden tener los cuatro nmeros cunticos iguales.

Consecuencia: en un orbital slo puede haber dos electrones, uno con s = y otro con s = - . (electrones apareados)

Consecuencia del Principio de Exclusin de Pauli es que en cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con spin y otro con spin .Electrones apareados.

REGLA DE HUND

En orbitales que tiene iguales valores de n y l los electrones tendern a ocupar orbitales con distintos valores de ml.

Tienden a estar lo ms desapareados posible.

Consecuencia del Principio de Exclusin de Pauli es que en cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con spin y otro con spin .Electrones apareados.

TABLA PERIDICA

Bloque sBloque dBloque pBloque fLa tabla es un reflejo del llenado de los orbitales.Los elementos se organizan de izquierda a derecha en orden creciente de su nmero atmico.Las filas horizontales se denominan periodos y en cada uno estn los elementos que tienen sus ltimos electrones (externos o de valencia) en el mismo nivel energtico (n). Hay 7 periodos.En las columnas o grupos se sitan los elementos que tienen la misma configuracin electrnica en su capa ms externa (variando el nmero n). Hay 18 grupos. Esta configuracin electrnica de los ltimos orbitales es la que le da a cada elemento sus propiedades qumicas, por ser los que intervienen en la formacin de los enlaces. Por ello todos los elementos de un mismo grupo se parecen qumicamente.

TABLA PERIDICA

Bloque sBloque p

grupo12131415161718

Configuracin ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5ns2np6

Bloque d

grupos3 a 12

Configuracin (n-1)d1 ns2 hasta (n-1)d10 ns2

Bloque f

Configuracin (n-2)f1(n-1)s2p6d1 ns2 hasta (n-2)f14(n-1)s2p6d1 ns2

PROPIEDADES PERIDICAS

- En los perodos, al avanzar hacia la derecha, aumenta en una unidad la carga nuclear y se aade un electrn, pero estos electrones no apantallan con efectividad de una unidad a los electrones de la misma capa, por lo que los electrones de la capa de valencia sern cada vez ms atrados por la carga positiva del ncleo.

- En los grupos, al bajar en los mismos, los electrones entran cada vez en capas de mayor valor de n, por lo que ir aumentando su distancia al ncleo y por tanto, se sentirn menos atrados.


RADIO ATMICO

Los radios aumentarn al descender en un grupo y disminuirn al aumentar el nmero atmico en un periodo.

Periodos

Grupos

Aumenta

En los metales se considera radio atmico a la mitad de su distancia internuclear.En los no metales se considera radio atmico a la mitad de la longitud del enlace molecular.

Los iones positivos tendrn un radio menor que el tomo neutro, esta contraccin ser mayor a mayor carga positiva del ion.

Los iones negativos tendrn un radio mayor que el del tomo neutro, esta expansin ser mayor cuanto mayor sea la carga negativa del ion.


ENERGA DE IONIZACIN (I)

Es la energa necesaria para arrancar un electrn a un tomo de ese elemento cuando se encuentra en estado fundamental y gaseoso, para formar un ion positivo. Se expresa referida a 1 mol.

La E.I. aumentar al avanzar en un periodo y disminuir a lo largo de un grupo.

Periodos

Grupos

Aumenta

Se puede arrancar un 2 electrn a un tomo por lo que puede haber una 2 energa de ionizacin, o una 3, etc. Estas irn siendo cada vez mayores ya que va habiendo cada vez ms carga positiva y se ir haciendo ms difcil arrancar al ltimo electrn.

En un mismo periodo va creciendo la carga nuclear y con ella la E. I.En un mismo grupo la E. I. decrece al ir aumentando el radio atmico.


AFINIDAD ELECTRNICA (A. E.)

Es la energa liberada cuando un tomo en estado fundamental y gaseoso incorpora un electrn libre, para formar un ion negativo. Se expresa referida a 1 mol.

La A.E. aumentar al avanzar en un periodo y disminuir a lo largo de un grupo.

Periodos

Grupos

Aumenta

Aqu tambin existen afinidades electrnicas sucesivas, pero en todos los casos se requerira un determinado aporte de energa, pues los electrones ya captados ejercen una repulsin sobre los que pudieran capturarse.

Los valores experimentales para la A. E. son bastante caticos y desordenados en relacin a la ordenacin peridica, aunque se pueden apreciar algunos patrones: en muchos casos disminuye a lo largo de un grupo, y en los periodos se ve una cierta tendencia al aumento.


ELECTRONEGATIVIDAD

Es la tendencia que tiene un tomo a atraer sobre si los electrones que comparte con otro tomo.

La electronegatividad aumentar al avanzar en un periodo y disminuir a lo largo de un grupo.

Periodos

Grupos

Aumenta

Aqu tambin existen afinidades electrnicas sucesivas, pero en todos los casos se requerira un determinado aporte de energa, pues los electrones ya captados ejercen una repulsin sobre los que pudieran capturarse.

Los valores experimentales para la A. E. son bastante caticos y desordenados en relacin a la ordenacin peridica, aunque se pueden apreciar algunos patrones: en muchos casos disminuye a lo largo de un grupo, y en los periodos se ve una cierta tendencia al aumento.

ENLACE QUMICO

AGRUPACIONES DE TOMOS

ENLACES: Los tomos se agrupan formando combinaciones ms estables (con menos energa) que los tomos individuales. Estas uniones se llaman enlaces.

En la formacin de enlaces se desprender una energa, llamada energa de enlace.

Es muy raro encontrar en la naturaleza tomos individuales, libres, sin unir a otros. Esto slo ocurre con algunos gases, llamados gases nobles.A excepcin de estos los tomos de los elementos siempre los encontramos unidos, bien con ellos mismos, formando las sustancias simples (como el oxgeno, nitrgeno, etc.) o formando compuestos con otros elementos.Ello se debe a que las mencionadas uniones dan un conjunto ms estables que los tomos por separado, y por ms estables debemos entender con menos energa.

ENLACE COVALENTE

TEORA DE LEWIS

Cuando los tomos se unen entre s tienden a conseguir una configuracin electrnica con la ltima capa llena o con 8 electrones.

La forma de conseguirlo es compartir pares de electrones entre los tomos que se unen para as conseguir la configuracin de gas noble en la ltima capa.

Esta es la conocida como Regla del octeto, propuesta por Lewis: un tomo diferente del hidrgeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir se forman un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que un tomo individual complete su octeto.

+

9F: 1s2, 2s2 2p5

9F: 1s2, 2s2 2p5

F2

ENLACE COVALENTE

Se comparten uno o ms pares de electrones para formar una agrupacin ms estable, la molcula.

+

Cl

+

Cl

Cl

Cl

O

+

O

O

O

O

O

O

O

O

O

=

Cl

Cl

_

N

+

N

N

N

N

N

ENLACE COVALENTE

DIAGRAMAS DE LEWIS

Se representan con puntos los electrones de la ltima capa de cada tomo enlazado (electrones de valencia), situando entre cada tomo la pareja o parejas de electrones compartidos, que pueden simplificarse con lneas.Los electrones que no forman enlace se llaman pares libres.Los tomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes: sencillo, cuando se comparte un solo par de electrones, doble, cuando se comparten dos, y triple, cuando se comparten tres.

ENLACE COVALENTE

DIAGRAMAS DE LEWIS

H

H C H

H

H

H N H

. .

H

O H

. .

:

Los tomos enlazados adquieren la configuracin de gas noble en las molculas indicadas en la figura.

TEORA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.)

ENLACE COVALENTE

Se considera que el enlace covalente se forma por solapamiento de orbitales atmicos de los tomos que forman la molcula, producindose el apareamiento de los espines electrnicos.

En algunos casos, los electrones inicialmente apareados en sus O.A. pueden desaparearse para participar en el enlace si existen orbitales vacos en la misma capa (p. e. orbitales d).

La teora de Lewis no es completa.Se utilizan dos teoras mecanocunticas para describir los enlaces covalentes: la teora de enlace valencia (EV) y la de orbitales moleculares (OM). La primera supone que los electrones de una molcula ocupan orbitales atmicos de los tomos individuales.La teora de enlace de valencia justifica la energa de enlace mediante dos factores, por el solapamiento de los orbitales atmicos y por nmero de pares electrones que forman el enlace. La geometra de la molcula la justifican por la direccin de los orbitales que solapan, el mximo solapamiento se producir en la direccin de los orbitales, el enlace covalente ser direccional, es decir, se producir en determinadas direcciones que sern las que condicionen la geometra de la molcula.

En general se denomina enlace cuando los electrones que forman el enlace se encuentran simtricamente distribuidos con respecto al eje que une ambos ncleos

Cuando los tomos estn muy alejados la interaccin entre ambos es nula, pero a medida que se van acercando comienzan a interaccionar. Por una parte se produce una atraccin mutua entre el electrn de cada uno de los tomos por parte del ncleo del otro y, por otra, comienza a establecerse una repulsin entre las partculas con carga elctrica del mismo signo de ambos tomos, especialmente entre sus ncleos. Al principio predominan las fuerzas atractivas electrn-ncleo lo que favorece el acercamiento de ambos tomos, pero a medida que ste se produce, aumentan las fuerzas repulsivas entre los ncleos hasta igualarse con las atractivas. En este momento se alcanza un mnimo de energa y un mximo de estabilidad del conjunto formado por los dos tomos de hidrgeno. Se ha formado el enlace y, como consecuencia, la molcula de hidrgeno.

Se denomina enlace cuando los electrones que forman el enlace se encuentran distribuidos por encima y por debajo del eje que une ambos ncleos

Cuando solapan los orbitales px se formar un enlace , pero si solapan los orbitales py o pz stos lo harn lateralmente y el enlace formado ya no tiene simetra cilndrica con respecto al eje internuclear, a este tipo de enlace se le denomina pi () y es lo que suele denominarse doble o triple enlace, segn el nmero de electrones que comparta, dos pares enlace doble y tres pares enlace triple.

HIBRIDACIN DE ORBITALES ATMICOS

Orbitales hbridos: Son orbitales atmicos que se forman cuando dos o ms orbitales no equivalentes del mismo tomo se combinan preparndose para la formacin del enlace covalente.

1. Los orbitales atmicos que se combinan deben tener energas semejantes.2. El nmero de orbitales hbridos obtenidos es igual al de orbitales atmicos combinados.3. Los orbitales hbridos son mayores que los atmicos y su capacidad de solapamiento mayor, al estar dirigidos en la direccin del enlace.4. Los orbitales hbridos estarn dirigidos desde el tomo central hacia unas direcciones determinadas dependiendo del nmero de orbitales atmicos combinados.

El simple solapamiento de orbitales atmicos de la teora EV no consegua explicar la geometra de molculas poliatmicas como el CH4. Para ello se introducen los orbitales hbridos.Esta teora explica no solo como se forman los enlaces, sino que prev adems la estructura espacial de las molculas. Por ello es extremadamente til, aunque bsicamente no representa una situacin real, sino que consiste en un desarrollo matemtico que indica que los orbitales que se solaparn sern una mezcla o hbrido de las funciones orbitales atmicas.

HIBRIDACIN sp3

Los orbitales hbridos sp3 se dirigirn desde el ncleo del tomo central, situado en el centro de un tetraedro, hacia los vrtices del mismo, el ngulo que formarn los citados orbitales ser de 109.5 que es el ngulo del tetraedro regular.

HIBRIDACIN sp2

Los orbitales hbridos sp2 se dirigen desde el centro del ncleo del tomo central, el cual se encuentra situado en el centro de un tringulo equiltero, hacia los vrtices del mismo. Los tres orbitales hbridos sp2 forman entre s ngulos de 120Un ejemplo de molcula BF3.

HIBRIDACIN sp

Los orbitales hbridos sp se dirigen desde el ncleo del tomo central hacia los lados opuestos del eje internuclear formando entre ellos un ngulo de 180

TEORA DE REPULSIN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.)

Mtodo para predecir la geometra de molculas o iones.

Supone que los pares de electrones de la capa de valencia del tomo central del compuesto se encuentran ordenados de manera que existe una separacin mxima y, por tanto repulsin mnima, entre ellos determinando la geometra de la molcula.

Una vez establecida la forma de la molcula se busca la hibridacin del tomo central que pueda explicarla.El modelo calcula los pares de electrones que rodean al tomo central (puede hacerse con el modelo de Lewis adecuadamente modificado). A continuacin se reparten esos pares de electrones desde el centro de una esfera hacia la superficie de la misma de forma que las repulsiones entre esos pares sean mnimas (los pares de electrones tienen cargas negativas y por tanto se repelern). Estas repulsiones aumentarn la energa de la molcula y disminuirn la estabilidad de la misma, la distribucin con menor energa dar lugar a la geometra ms probable.


1. Calculamos el nmero total de electrones de valencia de la molcula.

2. Se divide entre dos para obtener el nmero de pares de electrones.

3. Se asigna un par de electrones para cada enlace entre cada tomo terminal y el central.

4. Se reparte el resto de pares de electrones empezando por los tomos terminales y terminando por el central (para adquirir el octeto)

5. Se cuenta el nmero de electrones que rodean al tomo central y se distribuyen de forma que las repulsiones sean mnimas.

6. Si todos los pares forman enlaces la geometra ser la correspondiente a esa distribucin.

Cuando el compuesto objeto de estudio es un ion, hay que sumar al nmero total de electrones de valencia un electrn por cada carga negativa o restarle un electrn por cada carga positiva.



AB2P

AB3P

AB2P2

RESONANCIA

Algunas molculas pueden describirse con ms de un diagrama de Lewis vlido.

Para explicar estas situaciones se propuso el concepto de resonancia: la estructura real de la molcula es una mezcla de todas las estructuras, llamadas formas resonantes o cannicas.

Esta situacin ocurre en molculas con dobles enlaces, especialmente conjugados (alternados), ya que presentan diferentes formas resonantes obtenidas por la mera migracin de electrones que intervienen en sus enlaces.

POLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR

F H

-

+

Enlace polarizado

Molcula dipolar

F B F

Enlaces polarizados

Molcula apolar

En molculas heteronucleares el tomo ms electronegativo atraer ms a los electrones compartidos por lo que la distribucin del par de electrones ser asimtrica, formndose un dipolo, el enlace est polarizado.

Se define como momento dipolar qumico () a la medida de la intensidad de la fuerza de atraccin entre dos tomos. Es la expresin de la asimetra de la carga elctrica en un enlace qumico. Est definido como el producto entre la distancia "d" que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace qumico.

ENLACE COVALENTE: MOLCULAS

ENLACE COVALENTE: CAPAS O REDES

Los tomos unidos por enlaces covalentes pueden formar tambin capas o redes extensas, en este caso las propiedades cambiarn, sern siempre slidos.

ENLACE METLICO

Unin entre tomos de un metal que, convertidos en cationes, comparten los electrones cedidos.

+ + + + + + + + + + + + + + + + + + + +

MODELO DEL GAS ELECTRNICO O MAR DE ELECTRONES

Cada tomo metlico pertenece a una estructura tridimensional en la que cada uno est rodeado de otros ocho a doce tomos iguales. Se supone que cada tomo cede uno o ms electrones de valencia a la red, quedando los electrones deslocalizados, perteneciendo al conjunto.Los electrones gozan as de una gran movilidad, lo que explicara su relativa facilidad para desplazarse por la estructura metlica, lo que produce las elevadas conductividades halladas y los efectos de emisin electrnica.

ENLACE METLICO

Los tomos que forman la red metlica, muy compacta, estn muy prximos, de forma que sus orbitales atmicos de valencia se superponen entre s, dando lugar a un conjunto de orbitales de energas muy parecidas que constituyen lo que se denomina banda de niveles energticos.

MODELO DE BANDAS

n OA

E

tomos aislados

banda

tomos en el cristal

Los metales con 1 e en el orbital s, como el Li, tendrn una banda formada por la combinacin de todos los orbitales s de los tomos metlicos. Estar semillena, pues contendr la mitad de los electrones que caben en ella, ser la banda de valencia. Los electrones se situaran en la parte baja de la banda. La aportacin de una mnima cantidad de energa a dicha banda provocara una fcil movilidad de sus electrones, lo que explicara su gran conductividad.

Lo mismo ocurrir con los metales con orbitales d sin rellenar completamente, la movilidad de los electrones por la banda d formada ser grande y, por tanto, la conductividad tambin.

ENLACE METLICO

MODELO DE BANDAS

O.A

O.A

Energa

superposicin

Metales

O.A

O.A

Energa

semiconductores

E pequeo

Banda vaca

Banda llena

O.A

O.A

Energa

aislantes

E grande

Banda vaca

Banda llena

En los elementos con el orbital s lleno, la banda de valencia tambin lo estar, pero la banda superior formada por los orbitales p vacos, llamada banda de conduccin, solapa con la anterior crendose un espacio de libre movilidad electrnica con poca energa que se les comunique.

En los semiconductores las bandas no se superponen, pero la separacin energtica entre ellas es pequea, y as es posible el salto de algunos electrones con la suficiente energa.

En los aislantes la separacin entre las bandas es tan grande que impide el paso de electrones.

PROPIEDADES DE LOS METALES

En la mayora de los casos son slidos de altos puntos de fusin.

Buenos conductores de la electricidad.

Son dctiles y maleables.

++++++++++++++++++++++++++++++++

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-Slidos a T ambiente, excepto el mercurio, debido a la red de iones.Conductores debido a la movilidad de los electrones en la red.Dctiles y maleables debido a la no direccionalidad del enlace metlico y a que los "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier traccin no modifica la estructura de la red metlica, no apareciendo repulsiones internas.

SUPERCONDUCTIVIDAD

Fenmeno por el cual muchos metales y otros materiales conductores dejan de tener resistencia elctrica por debajo de una determinada temperatura, llamada temperatura crtica.

La teora BCS explica el fenmeno en funcin del movimiento conjunto de pares de electrones que interactan con la red de iones.

SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES

- Aceleradores de partculas.

- Levitacin magntica.

- Resonancia magntica nuclear.

- Conduccin y almacenamiento de corriente elctrica.

ENLACES INTERMOLECULARES

FUERZAS DE VAN DER WAALS

- Fuerzas de orientacin- Fuerzas de dispersin- Fuerzas dipolo-dipolo inducido.- Fuerzas ion-dipolo

ENLACE DE HIDRGENO

Entre las molculas deben existir fuerzas de atraccin, responsables de que los compuestos covalentes puedan licuar y solidificar.

FUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIN(dipolo-dipolo)

Se da entre molculas dipolares, el dipolo de una molcula se orientar respecto al de otra vecina. La atraccin es dbil (las cargas de los dipolos es pequea) pero a alta presin y baja temperatura puede hacer que sustancias gaseosas pasen a lquidas e incluso slidas.

FUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIN(dipolo instantneo-dipolo inducido)

La movilidad de las nubes electrnicas puede conducir a la formacin de un dipolo instantneo que, a su vez, origine dipolos inducidos en molculas cercanas, produciendo atracciones entre ellos.

Se da entre molculas dipolares, el dipolo de una molcula se orientar respecto al de otra vecina. La atraccin es dbil (las cargas de los dipolos es pequea) pero a alta presin y baja temperatura puede hacer que sustancias gaseosas pasen a lquidas e incluso slidas.

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO

Este tipo de interaccin se da cuando una molcula polar como el agua se pone en contacto con una molcula apolar como el oxigeno. La molcula polar induce un pequeo dipolo en la molcula no polar y entre el dipolo permanente (de la molcula polar) y el dipolo inducido (de la molcula apolar) se establece una pequea atraccin. Este tipo de interaccin es responsable de que molculas apolares como el oxigeno sean algo solubles en agua y permitan la vida en su seno. Este tipo de interaccin no se da entre molculas iguales.

FUERZAS ION-DIPOLO

Cuando un ion como el Na+ se pone en el seno de una sustancia polar como el agua, el dipolo del agua se sita de forma que la parte negativa del dipolo se orienta hacia el ion Na+, producindose una atraccin entre cargas de distinto signo. La atraccin del sodio no se limita a una sola molcula de agua sino que atraer molculas en todas las direcciones y la energa desprendida ser por lo tanto, mayor.Estas fuerzas son las responsables de que los compuestos con enlace inico se puedan disolver en agua. Cuando se pone cloruro de sodio en agua, tanto los iones sodio como los iones cloruro se rodearn de molculas de agua, se solvatan, y cuando la energa desprendida en esas interacciones es mayor que la energa reticular, la red se rompe y el compuesto inico se ha disuelto. Cuanta ms energa de red tenga un determinado compuesto menos soluble ser

ENLACE DE HIDRGENO

Cuando en una molcula el hidrgeno se encuentra unido a un elemento muy electronegativo que tenga un par de electrones sin compartir (N, O, F), como por ejemplo flor, en ese caso el flor atrae tanto al par de electrones que el hidrgeno casi queda desnudo (queda el ncleo). El ncleo del hidrgeno es tan pequeo que atraer hacia si al par de electrones no compartidos de un tomo de una molcula vecina.Este enlace es ms fuerte que las fuerzas de Van der Waals.Es responsable del elevado punto de fusin y ebullicin del agua, as como de la existencia de la doble hlice del ADN.Tambin es responsable de la menor densidad del hielo respecto al agua lquida, debido a la posibilidad de formacin de una estructura poco compacta.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

Se pueden presentar en los tres estados de agregacin. Los slidos suelen ser blandos y con puntos de fusin y ebullicin bajos.

En los slidos separar molculas supone romper enlaces intermoleculares, que son dbiles.En el caso de macromolculas, como el diamante, se rompen enlaces covalentes, por eso son materiales duros.Las sustancias de bajo peso molecular son gaseosas debido a la debilidad de las fuerzas intermoleculares. Al ir aumentando la masa pueden encontrarse como lquidos o como slidos.

Suelen ser solubles en disolventes orgnicos y poco solubles en agua.

No suelen ser conductores de la electricidad

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

Los que se disuelven en agua suele ser debido a la formacin de puentes de hidrgeno, como ocurre con el etanol, o a que reaccionen con ella, como ocurre con el cido clorhdrico, que forma iones H+ y Cl- rodeados por molculas de agua.Debido a la aparicin de fuerzas dipolo-dipolo inducido las sustancias apolares no son totalmente insolubles en el agua.

+

ENLACE INICO

+

+

3Li

9F

+

+

3Li+1

9F-1

+1

-1

NDICE DE COORDINACIN

Este enlace se da cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande.Un tomo con pocos electrones en su ltima capa (baja energa de ionizacin) pierde electrones y otro tomo con muchos electrones en su ltima capa (alta afinidad electrnica) los gana.El litio con un nico electrn en su capa 2 lo cede al flor, al que le falta un nico electrn para completar su capa 2. El litio se convierte en un catin con carga +1 y el flor en un anin con carga -1, atrayndose electrostticamente. Los iones Li+ y F- se van disponiendo en una red tridimensional, debido a las fuerzas electrostticas de atraccin, resultando un conjunto de gran estabilidad.El nmero de iones de signo contrario que rodean a uno dado se llama ndice de coordinacin.

ENERGA RETICULAR

La energa del enlace inico depender de la carga de los iones de la distancia a la que se siten en la red.

Energa reticular: La energa que se desprende al formarse un mol de cristal inico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso.

CICLO DE BORN-HABER

K (s) + Br2 (l)KBr (s)

Hf

H vap

H sub

EI

H dis

AE

UR

Br2 (g)

Br (g)

K (g)

Br -(g)

K+(g)

+

Hf = H sub + EI + H vap + H dis + AE + UR

Se basa en la Ley de Hess: la totalidad de las variaciones energticas deber coincidir con el calor de la reaccin qumica directa, si el conjunto de los procesos parciales coincide con ella.

Todas las variables que aparecen en la ecuacin final son fciles de obtener (suelen estar tabuladas) y de ella puede despejarse el valor de la energa reticular del cristal (U).

Los procesos que aparecen dependen de la naturaleza de las sustancias implicadas y cada uno de ellos debe multiplicarse por el factor necesario para el correcto ajuste estequiomtrico de la reaccin.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS INICOS

SLIDOS CRISTALINOS: Por la disposicin de los iones.

ELEVADOS PUNTOS DE FUSIN Y EBULLICIN

Como para fundir hay que romper la red los puntos de fusin suelen ser altos y aumentan al aumentar la carga de los iones y al disminuir la distancia entre ellos.


DUROS PERO FRGILES:

-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+-+

Para rayar un compuesto inico es necesario romper la red, por lo tanto la dureza es directamente proporcional a la energa reticular


SOLUBLES EN AGUA:

+

Ver vdeo 1 Ver vdeo 2 Para disolver un compuesto inico es necesario romper la red inica para lo que hay que suministrarle una energa equivalente a la energa reticular y esto se consigue cuando el disolvente es polar como el agua; en ese caso se establecen atracciones ion-dipolo, entre los iones de la red y el dipolo del agua. Las molculas de agua rodean los iones por su parte de carga opuesta, debilitando la atraccin de la red inica. Cuando la suma de todas esas interacciones es mayor que la energa reticular, el compuesto se disuelve.

Por lo tanto, cuanto mayor es la energa reticular menos soluble ser el compuesto.


CONDUCTIVIDAD ELCTRICA DISUELTOS EN AGUA O FUNDIDOS, PERO NO SLIDOS:

Tanto los iones fundidos como solvatados pueden moverse y desplazarse bajo la accin de un campo elctrico por lo que conducen la electricidad en ambas situaciones.

Rafael Ruiz GuerreroDepartamento de Fsica y QumicaIES Fuensanta(Crdoba)

Crditos imgenes:

- Diapositiva 68: Conductividad compuestos inicos, tomada de Kalipedia; disolucin sal, tomada de Kalipedia.- Resto de imgenes han sido elaboradas por el autor o no se ha podido determinar su procedencia, pero aqu se usan con fines puramente educativos.

Ms recursos en www.pobrecaiman.blogspotcom

www.fqrdv.blogspot.com

tema 2 estructura de la materia, química 2º bachillerato

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