Como se unen los atomos: ILAV

[ENLACES QUÍMICOS] 30 de abril de 2010

1

CATEDRATICO: LEONCIO LAIZ TRUJILLO.

CARRERA: ING. EN SISTEMAS COMPUTACIONALES

GRUPO: 203 “B”.

ALUMNA: INES LETICIA ANTONIO VELASCO.


2

RESUMEN El enlace químico es una situación de equilibrio, donde las fuerzas de atracción

entre los átomos son contrarrestadas por fuerzas equivalentes y de sentido

contrario (fuerzas de repulsión). El punto de equilibrio suele ser caracterizado

por el radio de enlace y la energía. La explicación de las fuerzas involucradas

en un enlace químico es descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica.

Sin embargo al ser un problema de muchos cuerpos se recurre con frecuencia

a teorías simplificadas. Estas teorías dan una idea más o menos buena de la

situación real.

Entre las más importantes están:

• Enlace de valencia: teoría sencilla que se completa con la regla del

octeto. Según esta teoría, cada átomo se rodea de 8 electrones, algunos

compartidos en forma de enlaces y otros propios en forma de pares

solitarios. No puede describir adecuadamente a los átomos con orbitales d 1activos, como los metales de transición, pero la teoría es muy sencilla y

describe adecuadamente un gran número de compuestos.

• Mecánica cuántica: Esta teoría es mucho más compleja que la anterior.

Da respuesta a muchos fenómenos que escapan al enlace de valencia. En

la mecánicacuántica, los enlaces de valencia no tienen un papel destacado

(sólo se tienen en cuenta las posiciones nucleares y las distribuciones

electrónicas), pero los químicos los representan para que las estructuras les

sean más familiares.

Los orbitales moleculares pueden clasificarse como enlazantes y

antienlazantes. Interacción electrostática: Útil para cristales de carácter

marcadamente ioníceso. Predice la unión entre grupos de átomos, de forma no-

direccional. La estructura de lewis consiste en la representacion de un atomo

ion o molecula mediante los simbolos quimicos de los elementos rodeados de

los electrones del ultimo nivel o capa de valencia.


3

INTRODUCCION Desde los tiempos prehispánicos los compuestos han estado ahí presentes y

en muchos casos ni les hemos puesto tanta atención por ejemplo; cuando le

echamos azúcar al té, ¿desaparece el azúcar al entrar en contacto con el te?

Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo en el agua. Pero

en realidad, ¿qué sucede? ¿Por qué sucede esto? Son hechos tan comunes

pero vemos las cosas como nos han acostumbrado a verlas sin ver mas allá de

las cosas tan normales o cotidianas que hacemos y se nos olvida hacernos

estas preguntas. En realidad lo que sucede es que el azúcar es un soluto, que

es disuelto en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo que en realidad

sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno, estas preguntas serán

respondidas en este ensayo.

El presente ensayo trata a cerca de los enlaces químicos, clasificación de los

enlaces químicos, aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto, teorías

para explicar los tipos de enlace, hibridación de los orbitales, clasificación de

los sólidos en base a su conductividad eléctrica; aislante, semiconductor,

conductor, fuerzas intermoleculares y propiedades físicas, así como también

analizaremos los elementos semiconductores (Ge, Si, Ga) y redes de bravais o

estructuras cristalinas etc. Pero alguna vez nos hemos preguntado ¿Qué es un

enlace químico? Pues entrando en un lenguaje mas técnico respecto a nuestra

materia; enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más

átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de

parecerse al gas noble más cercano, para la mayoría de los elementos

alcanzar ocho electrones en su último nivel.

Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son

tan tempranas como en el siglo XII, donde se suponía que ciertos tipos de

especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. La

teoría del enlace químico comenzó con el trabajo del químico alemán Richard

Abegg al explicar las uniones entre los átomos en términos de electrones. Mas

tarde en 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en la cual se

decía que los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".

Específicamente, después de investigar varias teorías populares, de cómo los

átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados",


4

"átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos

conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su

cohesión que: Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en

contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas

desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las

partículas. Pero claro estas solo eran teorías que con los grandes avances

tecnológicos y científicos que cabe mencionar también influyeron mucho en

este tema por ejemplo la invención de la pila voltaica en la que desarrollaron la

teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los

compuestos se mantenía unidos debido a la atracción y esta manejaba el

concepto de los polos positivo y negativo. No fue hasta en 1916, que el químico

Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, que se

explicara en el desarrollo del ensayo.

CUERPO 4.1.1 ¿Qué es un enlace químico? Los átomos se unen por moléculas ya sea intermoleculares e intramoleculares

que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. Se puede decir que este

es un proceso dieléctrico en el cual los átomos se unen de 2 o mas para

formar una entidad de orden superior, como una molécula o una estructura

cristalina. Y es en este proceso en el que los átomos ganan, pierden o

comparten electrones de las capas externas hasta conseguir la configuración

propia de un gas noble. De acuerdo a lo que se ha dicho en clase para que los

átomos se unan se necesita que los dos presenten electronegatividad es decir

un polo positivo y un polo negativo. Para formar un enlace dos reglas deben

ser cumplidas regla del dueto y la regla del octeto. Y ¿Qué caso tienen o

porque se unen los átomos? Esta es una de las preguntas que tanto se nos

hizo en la clase y pues de ahí mismo la respuesta siguiente los átomos se unen

porque eso les permite pasar a tener una situación de menor energía, lo cual

también se dice que tendrá mayor estabilidad. Cuando dos átomos se unen

formando un enlace químico, desprenden una energía llamada energía de

enlace. Esto es de gran importancia en nuestro mundo, ya que la liberación de

esa energía de enlace es la fuente de energía más utilizada hoy en el planeta.

Un enlace químico se produce como resultado de la interacción electrostática

entre los núcleos y los electrones de los átomos que se unen. Durante este

proceso solo intervienen los electrones de la capa de valencia; es decir los


5

electrones que se encuentran en la ultima capa, quedando inalterados el

núcleo y los electrones más próximos.

Cuando dos átomos se encuentran distantes, no interaccionan entre sí, pero

conforme se van aproximando aparece una atracción entre el núcleo de un

átomo y los electrones del otro. Simultáneamente, surge una repulsión entre

los dos núcleos cargados positivamente y lo mismo ocurre entre los electrones

de los dos átomos cargados negativamente. De acuerdo a algunas paginas de

internet encontré que la combinación de la atracción núcleo de un átomo

electrones del otro átomo y las repulsiones núcleo-núcleo y electrones-

electrones, hace que exista una distancia de equilibrio entre los núcleos, para

la cual la energía del sistema es mínima. Esta distancia es llamada longitud de

enlace. Para esta distancia, la energía es mínima y la estabilidad del sistema

es máxima. Por tanto, los átomos se enlazan para formar muchas sustancias

dependiendo del tipo de aleación y el tipo de elementos que se van a unir y se

dice que se unen porque adoptan una posición de energía baja y de mayor

estabilidad.

4.1.2 Clasificación de los enlaces químicos.

Para lograr ese estado ideal, los átomos suelen utilizar una o varias de estas

tres estrategias: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo

o ponerlos en común junto con otros muchos. De estas tres posibilidades

nacen los tres tipos de enlace químico: iónico, covalente, metálico y enlace de

van der waals. De acuerdo a lo que investigue en el libro de CIENCIA E

INGENIERIA DE LOS MATERIALES del autor, DONALD R. ASKELAND; en

las tres primeras estrategias, el enlazamiento se establece cuando los átomos

llenan sus niveles s y p externos. Estos enlaces son relativamente fuertes y se

les llama enlaces primarios (enlaces relativamente fuertes entre atomos

adyacentes, resultado de transferir o compartir electrones de los orbitales

externos). Los enlaces de van der waals son enlaces secundarios al igual que

los polares, no polares, que son causados por un mecanismo diferente y estos

son relativamente débiles. En seguida describiremos cada uno de estos

enlaces escritos anteriormente.


6

Enlace iónico Este es un enlace en el que como podremos ver mas adelante los átomos

ganan electrones hasta conseguir la configuración de gas noble y los que los

pierden con el mismo fin forman iones de signo contrario que pueden unirse

por fuerzas eléctricas. El enlace iónico consiste en la atracción electrostática

entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se

establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de

elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos

pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente

este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un

metal (electropositivo).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su

formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al

átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después

del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido

la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los

átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit

se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones

formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red

cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones

Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y

recíprocamente. Se llama índice de coordinaciónal número de iones de signo

contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del

NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Propiedades de los compuestos iónicos Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo

cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb,

muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con

puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que

deshacer la red cristalina, o sea separar los iones.

El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha

de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la

formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los


7

correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación

entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto

mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos

iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en

la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales

iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien

son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas.

Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las

cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un

conjunto de dos

Cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta

distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor

absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas

sustancias polares es, por ejemplo el agua. El enlace entre los átomos en la sal

común (cloruro de sodio) es un típico enlace iónico. En el enlace que se forma,

el sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón

de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa). Este

intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los

átomos antes y después del enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas

electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en

la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de ‘vecinos próximos’

de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga

opuesta a través de todo el cristal.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de

la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las

moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga

opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía

que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez

arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las

moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas

protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que,

en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares,


8

aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y

del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy

soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario,

con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar

muy elevado.

Formación de un enlace iónico Cuando se ponen en contacto, en las condiciones adecuadas, elementos de

electronegatividad muy diferentes, se produce una cesión de electrones del

elemento menos electronegativo al más electronegativo y se forman los

respectivos iones positivos y negativos. Este tipo de enlace suele darse entre

elementos que están a un extremo y otro de la tabla.

Características: Gran diferencia de electronegatividad, Carga pequeña de los

iones, Catión grande (ion positivo) y anión (ion positivo) pequeño. El enlace

iónico es aquel que tiene lugar entre un metal y un no metal, debido a que:

Los electrones de los metales están muy poco ligados al núcleo y tienden a

escapar de él, formando iones positivos (átomos con carga eléctrica positiva):

Na � Na+ + 1 e-

Los átomos de los no metales tienden a captar electrones, formando iones

negativos (átomos con carga eléctrica negativa).

Cl + 1 e- � Cl-

Como las cargas de distinto signo se atraen, el ion sodio y el ion cloruro se

unirán mediante un enlace iónico hasta la distancia que sus radios permitan,

creándose el cristal de cloruro sódico.

Los compuestos iónicos poseen punto de fusión elevado, no conducen la

electricidad y, por regla general, son solubles en agua y en disolventes polares.

Redes iónicas Los iones no forman moléculas aisladas sino que se agrupan ordenadamente

en redes en esta el numero de cargas positivas tiene que ser igual al numero

de cargas negativas.


9

Propiedades de los compuestos iónicos −Son sólidos cristalinos de elevada temperatura de fusión porque hace falta

mucha energía para liberar unos iones de la atracción de los otros y destruir la

estructura cristalina.

−En estado solido los iones no conducen la electricidad porque los iones están

en posiciones fijas.

−Por la misma intensidad de atracción son duros.

−Son solubles en disolventes polares; por ejemplo el agua.

Enlace metálico En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una

estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de

los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Si los átomos enlazados

son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son

compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido

proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y

ductilidad.

En estado solido se presentan en redes de átomos con un empaquetamiento

muy elevado. Cada atomo esta rodeado de otros 8 átomos o más. A pesar de

ello, los metales disponen de pocos electrones en su capa de valencia. Los

elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice

de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en

las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con

coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin

embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es

pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por

lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en

lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos

átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada

por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman

una nube que mantiene unido al conjunto. Por ejemplo; la plata, un metal típico,

consiste en una formación regular de átomos de plata que han perdido cada


10

uno un electrón para formar un ion plata. Los electrones negativos se

distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o

deslocalizados con los iones plata positivos. Esta estructura, conocida como

enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son

buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para

moverse de un sitio a otro, y resultan maleables (ver arriba) porque sus iones

positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.

Propiedades de algunos elementos metálicos

Propiedad Potasio (K) Cobre (Cu) Estaño (Sn)

Aspecto Plateado brillante Rojizo brillante Blanco brillante

Masa atómica 39,099 63,546 118,69

Punto de fusión (ºC) 63,4 1.083 231,9

Punto de ebullición (ºC) 757 2.582 2.270

Densidad (g/cm3) 0,856 (a 18 ºC) 8,94 (a 20 ºC) 7,29 (a 25 ºC)

Conductividad eléctrica Muy alta Muy alta Muy alta

Enlace covalente La teoría supone que un enlace covalente se forma cuando en una zona del

espacio se superponen dos orbitales atomicos cada uno de los cuales tenia un

unico electron (desaparedo).Como los dos electrones pertenecen ahora a los

dos orbitales indistintamente, estaran apareados y tienen que tener sus spines

antiparalelos para cumplir el pricipio de Pauli.

Es posible formar un enlace covalente por interseccion de un orbital lleno (2

electrones) con un orbital vacio. El enlace formado de esta particular manera se

denomina enlace covalente dativo o covalente coordinado. La formación de

enlaces covalentes puede dar lugar a dos tipos de sustancias con estructuras y

propiedades diferentes:


11

• Sólidos con redes covalentes (con átomos unidos formando un

entramado tridimendional). Algunos ejemplos de este tipo de

compuestos son:

El dióxido de silicio.

El diamante.

El grafito.

• Sustancias moleculares (moléculas individuales) unidas entre sí por

fuerzas intermoleculares débiles. Pueden presentarse en tres estados: Gases a temperatura ambiente, como, por ejemplo, el

oxígeno, el dióxido de carbono y el metano. Líquidas, como el agua, el bromo y el etanol. Sólidas, como el yodo, la sacarosa y el naftaleno.

En este tipo de enlace, los dos átomos enlazados comparten electrones. Si los

átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a

atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más

tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar.

Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los

átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este

fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o polar.

Hibridacion de orbitales atomicos y geometria molecular En algunas moleculas se presenta el problema de explicar como se pueden

formar enlaces identicos a partir de orbitales diferentes. Para explicar la

discrepancia con los resultados experimentales, hay que suponer que durante

la reaccion se produce un proceso de hibridacion, resultando unos nuevos

orbitales atomicos hibridos del tipo: sp, sp2, sp3

Regla del octeto Pasos para realizar la estructura de Lewis.

1. En primer lugar determina el número de electrones totales de

valencia. En caso de tratarse de iones sumar electrones tantos

como las cargas negativas, si se tratase de iones positivos restar

electrones tantos como las cargas positivas.


12

2. Realiza una estructura colocando al centro el elemento menos

electronegativo exceptuando al hidrogeno. Los oxígenos se

deberán colocar en la periferia.

3. Determina el número de electrones enlazantes y no enlazantes.

Cada línea representa un par electrónico o un par de electrones.

A la cantidad de electrones de valencia obtenidos en el paso 1

resta el doble de los enlaces representados en la estructura.

4. Distribuye los electrones no enlazantes con los elementos más

electronegativos. En caso de faltar electrones no enlazantes traza

dobles o triples enlaces entre los átomos que puedan participar.

De este modo, y en forma permanente, los átomos, que son en total alrededor

de noventa y dos, se combinan intentando parecerse a los gases nobles y

dando origen a las distintas sustancias que componen la materia.

Esta maravillosa tendencia es el secreto que posee la naturaleza para

conformar la diversidad del universo que nos rodea.

La regla del octeto rige al Universo ¿Será casual que el número ocho en

posición horizontal resulta ser el símbolo del Infinito?

Fuerzas intermoleculares A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias

covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan

fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden

considerarse ya como fuerzas de enlace. Las fuerzas intermoleculares tienen

lugar entre partículas individuales (átomos, iones y moléculas) de una

sustancia, siendo más débiles que las uniones intramoleculares (enlaces iónico

o covalente). Son de dos tipos:

Fuerzas de Van der Waals: este término se aplica a todas las interacciones

entre las moléculas, ya sean polares o no polares: fuerzas de London, si las

interacciones son entre moléculas no polares, y fuerzas dipolo-dipolo, si las

interacciones son entre moléculas polares.

Los enlaces por puente de hidrógeno: se forman entre las moléculas

covalentes polares que contienen hidrógeno unido a átomos pequeños muy

electronegativos (flúor, oxígeno o nitrógeno).


13

Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre

moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo

permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por

el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en

tres moléculas no polares) y estas fuerzas se describen a continuación:

Puente de hidrogeno Este tipo de enlace se da cuando un atomo de H esta unido a un atomo

notablemente mas electronegativo que el, como: O, F o N el par de electrones

que forma el enlace esta fuertemente atraído por el atomo mas electronegativo,

produciéndose una polarización del enlace. Esto proporciana una carga parcial

positiva al atomo de H y una carga parcial negativa al otro atomo. En virtud de

estas cargas, puede establecerse atracción eléctrica entre los hidrogenos de

una molecula y los átomos electronegativos de una molécula vecina.

Fuerzas de Van der Waals Estas fuerzas representan interacciones de tipo débil entre dos átomos y

moléculas. Estas interacciones pueden ser de 3 tipos:

Dipolo permanente −dipolo permanente

Dipolo permanente −dipolo inducido

Dipolo instantaneo −dipolo inducido instantáneo

Teoria de las bandas de energía Segun la teoria de orbital molecular, los electrones que forman los enlaces

estan situados en orbitales que se forman a partir de los orbitales atomicos

.Cuando se trabaja con un alto numero de orbitales al cojunto se le considera

banda de energia en vez de tratarlos individualmente.

Fuerzas de London o de dispersión

Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son

el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos

incluidos en moléculas adyacentes. Cuando los electrones de una molécula

adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en

una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido ocurre

entre moléculas "polares"


14

Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals) Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las

interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las

sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube

electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar

ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un

lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo.

Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a

los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo

inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la

carga se rebalancee y los átomos se muevan.

Polaridad de los enlaces:

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor

electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente

hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la

carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro

con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la

mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción

de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de

igual valor absoluto. .¿En qué consiste la polaridad?Cuando los átomos de

cloro se unen a átomos de potasio, forman un compuesto iónico, hay una

transferencia completa de

electrones. Cuando un átomo de cloro se une a otro átomo de cloro, comparten

el par de electrones, que se mueve -en promedio en el tiempo- en una zona

intermedia entre los dos átomos, y la nube de electrones que los rodea es

simétrica.¿Qué ocurre cuando un átomo de cloro se une a un átomo de

hidrógeno? En estos casos, el par de electrones compartido se localiza más


15

cerca del átomo más electronegativo, y la nube de electrones entre ambos

átomos no es simétrica, sino que se encuentra desplazada hacia el cloro.

De acuerdo con lo estudiado en la página anterior, si

una molécula diatómica es homonuclear (de fórmula X2), resulta no polar,

mientras que si es heteronuclear (de fórmula AX) resulta polar. Para

determinar si una molécula poliatómica es o no polar, es necesario tener en

cuenta la forma que adopta en el espacio y considerar la magnitud vectorial

llamada momento dipolar, que se denota con la letra griega µ. Se define el

vector momento dipolar de un enlace como µ = q1 . d donde q1 es la carga

transferida desde el átomo menos electronegativo al más electronegativo, y d

la distancia entre ambos átomos. En las moléculas no polares, µ es igual a

cero.

Por ejemplo, el µ para el HF es mayor que para el HCl (si se consideran

distancias aproximadamente iguales), ya que al ser más electronegativo el

flúor que el cloro, la carga transferida será mayor en el caso del HF. Para

moléculas poliatómicas, se calcula el momento dipolar total de la molécula

como suma vectorial de los momentos dipolares entre cada uno de los

átomos presentes y el átomo central. Para ello, es preciso conocer la

geometría que la molécula adopta en el espacio.

Interacción picatión La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los

electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo

aromático, y una carga positiva.


16

Redes cristalinas La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada

uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados

de iones contrarios.

Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo,

lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no

pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas

distribuídas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o

redes espaciales. Los cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete

tipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los

iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del

cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad. Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación que podemos definir como el número de iones de un

signo que rodean a un ion de signo opuesto. Podrán existir, según los casos,

índices diferentes para el catión y para el anión.

El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que

cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores:

• Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias

de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida eni

espacio de la red.

• Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se

mantenga la electro neutralidad del cristal.

Volviendo al ejemplo anterior del cloruro de sodio vemos que la relación de

cargas anión-catión es 1:1, observándose además que el ion Cl- podría

rodearse de 12 iones Na+ puesto que la relación de tamaños así lo permite.

Pero como alrededor de cada ion Na+ sólo caben 6 iones Cl-, este valor mínimo

será el que limite el número de iones de un signo que rodearán a uno del otro

(I.C. = 6).

Así, se formará una estructura de red cúbica centrada en las caras cuya

fórmula debiera ser NanCln, y que por simplicidad se escribe NaCl. Otro

ejemplo podría ser la red del cloruro de cesio. Su relación de cargas es también


17

1:1 y su índice de coordinación es 8, puesto que estos iones son de tamaño

más parecido y, por tanto, cada uno permite ser rodeado por ocho iones de

signo opuesto, con lo que se formará una red cúbica centrada en el cuerpo

cuya fórmula proporcional sería CsnCln, que estequiométricamente

formularemos como el número de iones existentes en la red cristalina es

indefinido, de manera que la fórmula con que caracterizamos una sustancia

iónica sólo indica la cantidad relativa (proporción) de iones de uno u otro signo

que deben existir en el cristal para mantener la neutralidad eléctrica. Podemos

agrupar la mayor parte de los compuestos iónicos en una serie de estructuras:

Red Índice de coordinación

Compuesto

Cúbica centrada en el cuerpo 8 CsCl, CsBr, Csl

Cúbica centrada en las caras 6

NaCl, NaBr, Nal, MgO,

CaO

Tetraédrica 4 ZnS, BeO, BeS

Tipo fluorita Catión = 8

Anión = 4

CaF2, SrF2, BaCl2

Tipo rutilo Catión = 6

Anión = 3

TiO2, SnO2, PbO2

Sistemas Cristalinos y Redes de Bravais Se llaman así en honor del francés Auguste Bravais; uno de los primeros

cristalografos. Las redes de Bravais son una disposición infinita de puntos

discretos cuya estructura es invariante bajo cierto grupo de traslaciones. En la

mayoría de casos también se da una invariancia bajo rotaciones o simetría

rotacional. Estas propiedades hacen que desde todos los nodos de una red de


18

Bravais se tenga la misma perspectiva de la red. Se dice entonces que los

puntos de una red de Bravais son equivalentes.

Mediante teoría de grupos se ha demostrado que sólo existe una única red de

Bravais unidimensional, 5 redes bidimensionales y 14 modelos distintos de

redes tridimensionales.

La red unidimensional es elemental siendo ésta una simple secuencia de

nodos equidistantes entre sí. En dos o tres dimensiones las cosas se complican

más y la variabilidad de formas obliga a definir ciertas estructuras patrón para

trabajar cómodamente con las redes.

Para generar éstas normalmente se usa el concepto de celda primitiva. Las

celdas unitarias, son paralelogramos (2D) o paralelepípedos (3D) que

constituyen la menor subdivisión de una red cristalina que conserva las

características generales de toda la retícula, de modo que por simple traslación

de la misma, puede reconstruirse la red al completo en cualquier punto. De

aquí

Se obtiene que estas redes están clasificadas en 7 sistemas cristalinos

Ejemplos de geometría de celdas:


19

Ejemplo de estructuras cerámicas:

Clasificacion de los materiales Como toda clasificación puede ser realizada en forma arbitraria según los

parámetros seleccionados.

Usos: construcción, electrónicos, etc.

Tradicionales contra avanzados.


20

Tipo: desde nuestro punto de vista es la mas conveniente, dado que tiene en

cuenta aspectos básicos de la estructura de los materiales, fundamentalmente

el tipo de enlace y la estructura.

Tipos de materiales

Los metales: sus características;

su tipo de enlace es metálico

brillo

conductividad eléctrica y térmica

maleabilidad

ductibilidad

Cerámicos

enlaces ionicos y covalentes

fragilidad

dureza

aisladores eléctricos y calóricos.

Polímeros

Cadenas de carbono unidos por enlaces de covalentes

Termoplásticos

Termorigidos

Elastómeros


21

Alta relación resistencia y peso.

Semimetales En primer lugar un semiconductor es una sustancia que se comporta como

conductor o como aislante dependiendo de la temperatura del ambiente en el

que se encuentre. Los elementos químicos semiconductores de la tabla

periódica se indican en la tabla adjunta. El silicio es un elemento químico

metaloide, número atómico 14 y situado en el grupo 4 de la tabla periódica de

los elementos formando parte de la familia de los carbonoideos de símbolo Si.

Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (27,7% en

peso) después del oxígeno. Se presenta en forma amorfa y cristalizada; el

primero es un polvo parduzco, más activo que la variante cristalina, que se

presenta en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.

Por sus propiedades semiconductoras se usa en la fabricación de transistores,

células solares y todo tipo de dispositivos semiconductores; por esta razón se

conoce como Silicon Valley (Valle del Silicio) a la región de California en la que

concentran numerosas empresas del sector de la electrónica y la informática.

El latón, es una aleación de cobre y zinc que se realiza en crisoles o en un

horno de reverbero o de cubilote. Las proporciones de Cobre y Zinc se pueden

variar para crear un rango de latones con propiedades variables

El latón es más duro que el cobre, pero fácil de mecanizar, grabar y fundir, es

resistente a la oxidación, a las condiciones salinas y es dúctil por lo que puede

laminarse en planchas finas. Su maleabilidad varía según la composición y la

temperatura, y es distinta si se mezcla con otros metales, incluso en cantidades

mínimas.

En el latón al plomo, el plomo es prácticamente insoluble en el latón, y se

separa en forma de finos glóbulos, lo que favorece la fragmentación de las

virutas en el mecanizado. También el plomo tiene un efecto de lubricante por

su bajo punto de fusión, lo que permite disminuir el desgaste de la herramienta

de corte. El latón admite pocos tratamientos térmicos y sólo se realizan

recocidos de recristalización y homogenización.

Sulfuro de plomo que es un semiconductor natural que fue usado como

rectificador. El diodo láser es un dispositivo semiconductor similar a los diodos

LED pero que bajo las condiciones adecuadas emite luz láser. A veces se los


22

denomina diodos láser de inyección, o por sus siglas inglesas LD o ILD. Leds

También se emplean en el alumbrado de pantallas de cristal líquido de

teléfonos móviles, calculadoras, agendas electrónicas, etc., así como en

bicicletas y usos similares.

Conclusión: Como vimos en este ensayo el estudio de los enlaces químicos es muy

importante debido a la gran diversidad de aplicaciones en ingeniería

principalmente en el área de electrónica e informática y nos preguntaremos

¿para que me sirve esto? Pues es muy fácil debido a que se de saber

principalmente de que materiales están compuestos nuestra computadora

como en este caso el silicio, germanio, arseniuro de galio, aluminio, entre otros

estos son semimetales y semiconductores es decir pueden y no pueden

conducir la electricidad esto depende a la temperatura a la que se encuentre se

puede comportar como conductor o aislante pero si es semiconductor ¿como

es que conducen bien la electricidad? Pues la respuesta es que estos por lo

regular se usan en aleaciones con otros metales y es aquí donde ponemos en

práctica el conocimiento de los enlaces químicos. En nuestra carrera y en otras

ingenierías es muy importante por ejemplo; los grandes barcos que se

fabricaron en el siglo XVI Y VIII probablemente se hundieron debido a que

estaban hechos con materiales poco resistentes y aun no se conocían las

aleaciones con los metales y aunque usted no lo crea presentaban:

• Diseño: deficiente por que contenía concentradores de tensión.

• Proceso: soldadura poco conocida para esta época. Y

• Material: mal seleccionado, por desconocimiento del problema.

Es por ello que me baso en este ejemplo para mostrar que como futuros

ingenieros debemos conocer muy bien para poder seleccionar los materiales

de acuerdo a sus propiedades químicas y físicas. También tomar en cuenta la

procesabilidad, la disponibilidad del material, los tipos de elementos con los

que se puede hacer aleaciones y otro factor importante es el costo. Todo esto

es para realizar un buen trabajo con ellos y por que no un buen componente de

una computadora.


23

Bibliografía

Enciclopedia Océano de Venezuela

Microsoft Encarta

Enciclopedia Genios de Venezuela Vol. III.

Ciencia e ingeniería de los materiales; cuarta edición

Donald R.Askeland

Pradeep P.Phulé.

Micrografía http://www.monografias.com/trabajos59/enlaces-quimicos-nicaragua/enlaces-quimicos-nicaragua2.shtml

http://www.profesorespalermo.com.ar/ap-qui-enlacequimico.pdf

http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_00300.html

http://zorro0072002.iespana.es/Quimica2/Tema3/red.htm

http://www.dav.sceu.frba.utn.edu.ar/homovidens/nieco/uniones‐quimicas/redes‐cristalinas‐ionicas‐1.htm

Anexos


24

Enlace de hidrógeno.


25

Sistema cristalino Redes de Bravais

P

triclínico

P C

monoclínico

P C I F

ortorrómbico

tetragonal P I

Puentes de hidrogeno

Fuerzas entre dipolos

Enlce ionico


26

P

romboédrico (trigonal)

P

hexagonal

P I F

cúbico


27

Pares de electrones compartido

s

EjemploEstructura de

Lewis Distribución de los

átomos

Ángulo de

enlace α

Geometría molecular

2 (excepción del octeto)

BeF2

180º Lineal

3 (excepción del octeto)

BF3

120º Plana trigonal

4 CH4

109,5º Tetraédrica

Geometría de las moléculas: Moléculas con dobles y triples enlaces alrededor del átomo central 1/1

Números, tipo de enlaces y

pares de electrones

EjemploEstructura de

Lewis Distribución de

electrones

Ángulo de

enlace α

Pares de electrones

Geometría molecular

2 dobles enlaces (para

TREPEV se consideran dos

enlaces simples)

CO2

180º Lineal Lineal

1 doble enlace (para TREPEV se

considera enlace simple); 1 enlace dativo;

1 par de electrones sin

compartir

SO2

Menor que 120º

Plana trigonal Angular

Como se unen los atomos: ILAV

Documents

Transcript of Como se unen los atomos: ILAV