miércoles, 25 de febrero de 2009

Enlace Metálico

ENLACE METÁLICO
Este enlace se presenta en los metales y aleaciones al constituir cristales metálicos.
Naturaleza del enlace: Red cristalina de iones metálicos (elementos muy electropositivos) donde los electrones de valencia se intercambian rápidamente.
Ejemplos se substancias que lo presentan: todos los metales, Au, Na, Fe, Ag, aleaciones como aceros, amalgamas de mercurio, cobre y sus aleaciones Cu — Zn, Cu—Ni, Cu — Sn, etc.
Propiedades derivadas de este tipo de enlace. Puntos de fusión, ebullición elevada, brillo metálico, dureza, maleabilidad (laminados, estiraje, doblado), ductilidad (hilos, alambres), alta conductividad térmica y eléctrica.
Otra manera de describir el enlace metálico es la existencia de iones positivos en un “mar o gas electrónico” debido a la movilidad de los electrones, esta movilidad se explica por la conducción eléctrica y la maleabilidad.
En el “modelo de gas electrónico” de los metales, una red ordenada regularmente de iones metálicos cargados positivamente está rodeada de electrones que se pueden mover libremente. La fácil movilidad del gas electrónico es responsable de la buena conductividad electrónica y térmica de los metales.








Si se desplazan partes de un cristal metálico, una respecto de la otra mediante una acción mecánica (a). Cada componente encuentra en cada nueva posición la misma vecindad anterior, por consiguiente, el desplazamiento, y con ello la maleabilidad de un metal, son fácilmente posibles sin que se pierda la cohesión. Por el contrario, en un cristal iónico (b) los componentes, al desplazarse, encuentran partes con la misma carga: la repulsión recíproca promueve fácilmente una rotura del cristal.


(a)

(b)
Nota: los ejemplos serán vistos en clase para que visualices los diagramas, ya que no acepta dibujos el Blog.

martes, 24 de febrero de 2009

Enlace covalente

La unión entre dos átomos que comparten los electrones de enlace.
Por ejemplo, la formación de la molécula de cloro, que existe como molécula diatómica (Cl2). Su unión como enlace iónico no es posible, debido a que un átomo de cloro no puede transferir un electrón para que otro átomo, también de cloro complete su octeto, pues el primero se quedaría con seis electrones en su capa de valencia.
Para explicar el enlace de esta molécula y de otras en las cuales se unen átomos de igual o similar electronegatividad. Lewis propuso que un enlace químico se puede formar cuando dos átomos comparten un par de electrones, de tal manera que ambos átomos completan su octeto en la capa de valencia.
17Cl 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p1
Cl2 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p2

17Cl 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p1
En esta forma de unión, los dos átomos de cloro tienen 8 electrones en su capa de valencia. Esta unión se conoce como enlace covalente. Este enlace se presenta cuando la electronegatividad de los dos átomos que se unen es igual o diferente (recodemos que la electronegatividad es la fuerza con la cual un átomo atrae a los electrones de enlace).
Es necesario considerar que el elemento más electronegativo es el átomo de Fluor, con un valor que Lewis considero arbitrariamente de (4). Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es demasiado grande los electrones de enlace se transfieren totalmente al átomo más electronegativo, formando un enlace iónico; cuando esta diferencia es pequeña, quiere decir que los átomos tienen fuerza de atracción similar sobre los electrones, por lo que los compartirán, formando un enlace covalente.
Enlace covalente no polar, polar y coordinado.
• Covalencia no polar. Cuando la diferencia de electronegatividad es cero, el enlace es covalente y la nube electrónica del enlace está perfectamente distribuida alrededor de los dos núcleos de los átomos que se unen. Cuando esto sucede, se dice que se trata de una covalencia no polar. Por lo general se forman por dos átomos iguales; por ejemplo, las moléculas de hidrogeno (H2), cloro (Cl2), flúor (F2). Representar estos ejemplos mediante la estructura de Lewis y el diagrama de esfera, la molécula de flúor.
Diagrama de Lewis:




Enlace covalente

Nube electrónica de enlace


Núcleos

Covalencia polar
• La covalencia polar se presenta cuando la diferencia de electronegatividades es mayor que cero pero menor que 1.7. analicemos la formación de la molécula de bromuro de hidrógeno, HBr. De la tabla de electronegativades (se encuentra en los libros de Química en el capítulo de enlace químico), obtenemos el valor de cada átomo y así podemos determinar la diferencia de electronegatividad.
• Br ₌ 2.8

H ₌ 2.1

0.7 Diferencia de electronegatividad
El átomo de bromo atraerá con mayor fuerza al par electrónico y la densidad electrónica será mayor en este átomo, como se muestra:


Representación de la nube electrónica de
Una molécula polar




De este análisis, podemos deducir que la covalencia polar es aquella que se presenta cuando los dos átomos que se unen por enlace covalente presentan una separación de cargas eléctricas parciales (δ₊ y δ⁻), originada por la diferencia de electronegatividades.
δ₊ δ⁻
H — Br
Covalencia coordinada
Este tipo de enlace existe cuando uno de los dos átomos aporta el par de electrónico. Recibe este nombre porque hay una coordinación entre los dos átomos para que ambos puedan cumplir con la regla del octeto.
Este enlace se presenta cuando un átomo tiene un par de electrones libres (por ejemplo, el nitrógeno, el oxigeno y el azufre, entre otros) y los comparte con otro átomo que necesita de ese par electrónico para completar con ocho electrones su capa de valencia.
Un ejemplo de enlace covalente coordinado es la formación del ion amonio (NH4₊) a partir del amoniaco (NH3₊), en el cual el nitrógeno comparte el par de electrones con un protón (H₊), que necesita del par de electrones para estabilizarse.
El diagrama y explicación lo presentara el docente en clase.

Enlace Iónico

Se define como:
· El tipo de enlace que se forma por la transferencia completa de electrones.
· Es la fuerza electrostática que une a dos iones de carga opuesta.
Ejemplo: El LiCl (cloruro de litio) en éste caso el litio transfiere un electrón al átomo de cloro y de esa manera ambos adquieren la configuración de un gas noble.
3Li 17Cl
1s2 2s1 ₊ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1

Transferencia de un electrón

Los átomos de los metales alcalinos (gripo IA) sólo pueden proporcionar un electrón: el que tienen en su capa de valencia. Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) pueden transferir dos o más electrones. Existen átomos, como los halógenos (grupo VIIA), que necesitan sólo un electrón para completar su octeto, y otros como el oxigeno, el azufre que necesitan más de un electrón.

Al perder electrones, los átomos se convierten en iones positivos, también llamados cationes, y al ganar se convierten en iones negativos o aniones. Existen entre ambos una atracción electrostática, siendo esta fuerza la que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.

Li₊ ₊ Cl⁻ Li₊ Cl⁻
Catión Anión Sal
(Litio) (Cloruro) (Cloruro de sodio)

Ejecute los siguientes ejemplos:

K ₊ I Yoduro de potasio KI

2Rb ₊ O Óxido de rubidio

Ca ₊ S Sulfuro de calcio

Mg ₊ Br Bromuro de magnesio

Al ₊ Cl cloruro de aluminio

Los compuestos iónicos se forman al reaccionar átomos de elementos menos electronegativos; por ejemplo: los del grupo IA, IIA, algunos elementos del grupo IIIA, con elementos más electronegativos, como los del grupo VIA y VIIA.
Nota: Debido a la dificultad de representar aquí la formación de compuestos iónicos mediante estructuras de Lewis, esta será presentada por el docente en el salón de clases. Sin embargo, después de estudiarlas representa a partir de sus átomos y mediante estructura de Lewis, la formación de los siguientes compuestos iónicos.

1. MgO

2. Na2S

3. Al2O3

4. KL

5. CaCl2

6. BaS

domingo, 22 de febrero de 2009

Estabilidad de los átomos

ENLACE QUÍMICO
Estabilidad de los átomos
Desarrollo los siguientes orbitales atómicos.
2He 1s2
10Ne 1s2 2s2 2p6
18Ar 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6
36Kr 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6
54Xe 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
86Rn 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6

1s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
2s 2p llena estos orbitales con el número de electrones
3s 3p 3d correspondientes.
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f

¿Cómo se forma la molécula de agua?
Tanto el hidrogeno como el oxigeno adquieren su estabilidad compartiendo los electrones de enlace.
8O +2O
1s2 2s2 2p2 2p1 2p1 + 1s1 +1s1 1s2 2s2 2p2 2p2 2p2 + H- H-
El oxigeno gano dos electrones por eso lleva el sub índice +2 y el hidrogeno perdió cada uno 1 electrón por eso lleva el sub índice -1.
Ejemplos:
Escribe la configuración electrónica de cada uno de los siguientes iones;
26Fe
17Cl
53I
47Ag
29Cu
Señala quien gano y quien perdió electrones
Subraya los iones que poseen una configuración electrónica de gas noble;
-2O 1s2 2s2 2p6
+2Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
+3Fe (Ar) 4s2 3d3
-3P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
-3N 1s2 2s2 2p6
Podemos concluir que un átomo adquiere la estabilidad de un gas noble al ganar, perder o compartir los electrones de su capa de valencia cuando se combina con otro átomo formando enlaces químicos. Si los electrones de valencia son los que participan en la combinación de los átomos, entonces, definiremos a la valencia como:
LA CAPACIDAD DE COMBINACIÓN DE UN ÁTOMO

Valencia

VALENCIA
Es la capacidad de combinación de un átomo. Para determinar la valencia de un átomo, se toma como referencia al átomo de hidrógeno, debido a que cuando se encuentra formando un compuesto binario (compuesto formado por dos elementos diferentes) nunca está en combinación con más de un átomo de otro elemento, razón por la cual se le da una capacidad de combinación de 1; es decir su valencia es de 1.
Ejemplo:
El cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico, HCl un átomo de hidrogeno se combina con uno de cloro; así la valencia de cloro es también de 1.
Cl17 H1 Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1 + 1s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p2
H+
Por tanto, la valencia del hidrogeno es +1 y la del cloro es -1.
En la molécula d agua (H2O) el oxigeno se combina con dos átomos de hidrogeno; por tanto, su valencia es de -2.
O8 O-2
1s2 2s2 3p2 3p1 3p1 + 1s1 + 1s1 1s2 2s2 3p2 3p2 3p2
H+ H+
Determina la valencia de los siguientes compuestos:
LiCl,
CaCl2,
AlCl3
Los metales (grupo IA) y alcalinotérreos (grupo IIA) tienen una valencia fija de +1, +2 respectivamente. También hay otros elementos que tienen más de una valencia o valencia variable;
Ejemplo:
El monóxido de carbono (CO) la valencia del carbono es +2 debido a que está combinado con un átomo de oxigeno, cuya valencia es -2; en el caso del dióxido de carbono (CO2) el carbono tiene una valencia de +4, pues está combinado con dos átomos de oxigeno, en estos casos la valencia del carbono es de +2 y +4.
Determina la valencia de los siguientes compuestos:
N2O
NO
NO2
N2 O3
N2 O5
Las valencias del nitrógeno son 1, 2, 4, 3, 5 respectivamente.
El NÚMERO DE OXIDACIÓN es otro concepto que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un átomo. Este es un número entero que puede ser positivo o negativo y que describe la capacidad de combinación de un átomo, además de indicar el comportamiento de los electrones en n compuesto.
En el compuesto cloruro de litio (LiCl), el litio, al perder un electrón, queda como ion (Li+) con una carga eléctrica o iónica de +1, que es igual al número de oxidación, mientras que el cloro, al ganar ese electrón, se transforma en ion (CL-) con carga eléctrica o número de oxidación de -1. Como podrás observar al combinarse estos dos átomos, uno pierde un electrón y el otro gana, esto indica el comportamiento del electrón, es decir, el número de oxidación.
ENLACES ENTRE ÁTOMOS
Relación entre energía de ionización y número atómico.
En la formación y ruptura de los enlaces químicos, la energía de ionización y los electrones juegan un papel muy importante. Como sabemos, el potencial o energía de ionización es la energía necesaria para extraer un electrón del átomo; esa energía deberá ser capaz de romper la fuerza de atracción que existe entre los electrones y los protones del núcleo. Dicha fuerza es inversamente proporcional a la distancia entre ambos, es decir, entre más alejado esté un electrón del núcleo, la fuerza de atracción será menor.
Cuando un electrón absorbe energía proveniente del exterior del átomo pasa a un nivel energético más alto (estado excitado) del que se encontraba (estado basal), por lo tanto, la distancia respecto del núcleo aumenta y la fuerza de atracción disminuye requiriéndose menor energía para extraerlo.
La energía de ionización en la Tabla periódica disminuye de arriba abajo en un grupo y aumenta de izquierda a derecha en un periodo analizando este último párrafo y observando la posición de los elementos en la tabla periódica, para aquellos que en un periodo se encuentran más cerca de los gases nobles, se requiere de más energía para quitarles un electrón que aquellos que se encuentran al inicio del periodo; es decir, los primeros tienden a ganar electrones y los segundos a perderlos.
Por tanto antes de iniciar el estudio de los enlaces químicos, analizaremos las ideas sobre las uniones químicas que aportaron los científicos Kossel y Lewis.

miércoles, 18 de febrero de 2009

Enlace Químico

ENLACE QUÍMICO
En la unidad I conocimos que la Química es una de las ciencias que se encarga de estudiar la materia y sus transformaciones; definimos además al átomo como la partícula más pequeña que existe de un elemento, que está compuesta de electrones, protones y neutrones y que puede participar en una reacción química. Ahora analizaremos el enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos átomos o iones con carga opuesta. Sin embargo al unirse los átomos, la materia sufre una transformación; de igual forma, si rompemos esta unión, estamos realizando un cambio en la estructura de la materia, por lo que podemos decir que toda transformación que sufre la materia existe formación o ruptura de enlaces químicos, de ahí la importancia de comprender cómo se forma un enlace.
DEFINICIÓN DE ENLACE QUÍMICO.
Es la fuerza que mantiene unidos a dos átomos o iones con carga opuesta.
ENLACES QUÍMICOS
1. Iónico
2. Covalente. No polar; Polar; Coordinado
3. Metálico
4. Fuerzas intermoleculares. Puente de hidrogeno; fuerzas de Van der Waals
Es importante recordar que en los enlaces, los electrones juegan un papel importante, pues para que se formen debe haber ganancia, pérdida o compartición de electrones entre los átomos que se unen.
Ejemplo: Observemos la estructura o configuración electrónica del elemento Litio (Li):
Li3 1s2 2s1 capa de valencia
Si la comparamos con la del gas noble Helio (He):
He2 1s2
Nos damos cuenta que el litio, para adquirir la configuración del helio, le sobra un electrón. Si el litio elimina de alguna forma un electrón, se quedara con un protón de más y, por lo tanto, con una carga eléctrica de + 1; entonces tendrá la configuración electrónica estable de un gas noble:
Li3 1s2 2s1 Li+ 1s2
He 1s2
Ahora trabajemos con la configuración electrónica del cloro (Cl):
Cl17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ar18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Para que el cloro adquiera la configuración del argón, le falta un electrón. Si de alguna forma el cloro obtiene el electrón que necesita para lograr la configuración del argón, tendrá a un electrón de más y, por tanto, una carga eléctrica de -1. Es decir:
Cl17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + e- Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ar18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ahora si se combina el litio, que necesita eliminar un electrón, con el cloro que requiere un electrón, ambos adquieren la configuración estable de gas noble; de esta forma se obtiene el llamado cloruro de litio:
Li· + Cl Li+ Cl-
1s2 2s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6