enlace covalente
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PROPIEDADES DE LOS MATERIALES (P.e., MÓDULO DE YOUNG) →<br />
CONSIDERAR MATERIALES A ESCALA ATÓMICA<br />
HAY DOS ASPECTOS ESPECIALMENTE IMPORTANTES:<br />
(i).- LAS FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDOS A LOS ÁTOMOS (ENLACES<br />
INTERATÓMIICOS), QUE ACTUAN COMO PEQUEÑOS MUELLES,<br />
UNIENDO UN ÁTOMO CON EL SIGUIENTE EN ESTADO SÓLIDO<br />
ENLACE ENTRE ÁTOMOS<br />
REPRESENTADO POR UN MUELLE<br />
(ii).- EL MODO EN QUE LOS ÁTOMOS SE EMPAQUETAN<br />
(EMPAQUETAMIENTO ATÓMICO), PUESTO QUE DETERMINA CUANTOS<br />
MUELLES HAY POR UNIDAD DE AREA Y EL ÁNGULO DE ENLACE<br />
EMPAQUETAMIENTO DE ÁTOMOS<br />
Y ÁNGULO DE ENLACE<br />
LAS DISTINTAS FORMAS EN QUE LOS ÁTOMOS PUEDEN UNIRSE INCLUYEN:<br />
ENLACES PRIMARIOS: ENLACE IÓNICO, COVALENTE Y METALICO,<br />
QUE SON RELATIVAMENTE FUERTES (LAS TEMPERATURAS DE FUSION<br />
SUELEN ESTAR ENTRE 1000 Y 4000 K)<br />
ENLACES SECUNDARIOS —ENLACES DE VAN DER WAALS Y ENLACES<br />
DE PUENTE DE HIDROGENO, QUE SON RELATIVAMENTE DÉBILES (LOS<br />
PUNTOS DE FUSION SUELEN ESTAR ENTRE 100 Y 500 K).
LA COMPRENSIÓN N DE MUCHAS PROPIEDADES FÍSICAS F<br />
DE LOS<br />
MATERIALES SE BASA EN EL CONOCIMIENTO DE LAS FUERZAS<br />
INTERATÓMICAS QUE ENLAZAN LOS ÁTOMOS ENTRE SI.<br />
METANO<br />
AGUA<br />
r 0<br />
= 3 Å<br />
Cuando (dE N /dr)= 0, E N = E 0 ,.<br />
(a).- Dependencia de las fuerzas repulsiva, atractiva y resultante con la<br />
distancia interatómica entre dos átomos aislados.<br />
(b).- Dependencia de las energías repulsiva, atractiva y potencial<br />
resultante con la distancia interatómica entre dos átomos aislados.
Fuerza<br />
resultante en<br />
función de la<br />
distancia<br />
interatómica<br />
para un <strong>enlace</strong><br />
débil y fuerte.<br />
EL MÓDULO DE YOUNG, E, SE PUEDE CORRELACIONAR CON<br />
LA CURVA FUERZA-DISTANCIA.<br />
UN ENLACE FUERTE RESULTA EN UN MÓDULO ALTO, QUE<br />
SE TRADUCE EN UNA PENDIENTE ELEVADA DE LA CURVA<br />
ANTERIOR EN SU PUNTO DE INTERSECCIÓN CON EL EJE Or,<br />
ES DECIR:<br />
⎛dF<br />
⎞<br />
E ∝ ⎜ ⎟<br />
⎝ dr ⎠ =<br />
r ro
1.- ¿POR QUÉ ALGUNOS ÁTOMOS SE ENLAZAN PARA FORMAR<br />
MOLÉCULAS, MIENTRAS QUE OTROS NO LO HACEN. POR EJEMPLO,<br />
DOS ÁTOMOS DE HIDRÓGENO SE COMBINAN DANDO H 2 , PERO EL<br />
HELIO NO SE COMBINA DANDO UNA MOLÉCULA DEL TIPO He 2<br />
ESTABLE.<br />
2.- ¿POR QUÉ EN LAS MOLÉCULAS SE ENCUENTRAN SOLAMENTE<br />
DETERMINADAS COMBINACIONES DE ÁTOMOS ES DECIR, ¿POR QUÉ<br />
SE ENCUENTRA H 2 , Y NO H 3 <br />
3.- ¿POR QUÉ TOMAN LAS MOLÉCULAS UNA FORMA DETERMINADA .<br />
POR EJEMPLO, LOS ÁTOMOS DE OXÍGENO Y CARBONO TOMAN LA<br />
DISPOSICIÓN LINEAL EN EL CO 2 , MIENTRAS QUE LOS DE OXÍGENO E<br />
HIDRÓGENO EN EL H 2 O TOMAN UNA DISPOSICIÓN TRIGONAL.<br />
REGLA DE<br />
HUND<br />
La configuración más estable en los subniveles es aquella que tenga<br />
mayor multiplicidad, que se define como: P = 2S+1<br />
Donde: S = Σm s<br />
Caso a:<br />
Caso b:<br />
a es más estable<br />
que b
LA REGLA DEL OCTETO, ENUNCIADA EN 1916 POR GILBERT NEWTON LEWIS,<br />
DICE QUE LA TENDENCIA DE LOS ÁTOMOS DE LOS ELEMENTOS DEL SISTEMA<br />
PERIÓDICO, ES COMPLETAR SUS ÚLTIMOS NIVELES DE ENERGÍA CON UNA<br />
CANTIDAD DE 8 ELECTRONES TAL QUE ADQUIEREN LA CONFIGURACIÓN DE<br />
UN GAS NOBLE. ESTA REGLA ES APLICABLE PARA LA CREACIÓN DE<br />
ENLACES ENTRE LOS ÁTOMOS.<br />
EN LA FIGURA SE MUESTRAN LOS 4 ELECTRONES DE VALENCIA DEL<br />
CARBONO, CREANDO DOS ENLACES COVALENTES, CON LOS 6 ELECTRONES<br />
EN EL ÚLTIMO NIVEL DE ENERGÍA DE CADA UNO DE LOS OXÍGENOS, CUYA<br />
VALENCIA ES 2. LA SUMA DE LOS ELECTRONES DE CADA UNO DE LOS<br />
ÁTOMOS ES 8, LLEGANDO AL OCTETO. EXISTEN CASOS DE MOLÉCULAS CON<br />
ÁTOMOS QUE NO CUMPLEN EL OCTETO Y SON ESTABLES IGUALMENTE.<br />
C<br />
O<br />
ÁTOMO DE HELIO<br />
ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Tabla 2.1 .- TIPOS DE ENLACES PRIMARIO<br />
IÓNICO COVALENTE METÁLICO<br />
TIPO DE<br />
ELEMENTO<br />
METAL<br />
NO METAL<br />
NO METAL<br />
NO METAL<br />
METAL<br />
METAL<br />
ELECTRONES<br />
M cede e-<br />
N capta e-<br />
M y N<br />
Comparten e-<br />
M cede e-<br />
Nube de e-<br />
FORMACIÓN DE<br />
IÓNES<br />
M ----catión<br />
N---- anión<br />
NO<br />
M---- catión<br />
RESULTADO<br />
CRISTAL<br />
Fuerza<br />
Electrostática.<br />
MOLÉCULA<br />
CRISTAL<br />
Los elementos He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn tienen la capa de electrones más<br />
externa completa y asi son muy estables y no forman <strong>enlace</strong>s con<br />
facilidad con otros elementos. Por su parte, los elementos que no tienen<br />
la capa de electrones más externa completa no son estables e<br />
interaccionan, de manera controlada, con otros átomos de tal modo que<br />
los electrones son compartidos o intercambiados entre dichos átomos<br />
CON EL FIN DE LOGRAR CAPAS DE ELECTRONES MÁS EXTERNAS<br />
ESTABLES.<br />
DIAMANTE<br />
MOLECULA METANO
ENLACE IONICO<br />
EL ENLACE IÓNICO ES EL MÁS FÁCIL DE DESCRIBIR Y DE VISUALIZAR Y<br />
SIEMPRE EXISTE EN COMPUESTOS FORMADOS POR<br />
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS (UNIÓN METAL – NO<br />
METAL), O SEA, ENTRE ELEMENTOS SITUADOS EN LOS EXTREMOS<br />
HORIZONTALES DE LA TABLA PERIÓDICA,<br />
LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS DOS<br />
ELEMENTOS ES MUY GRANDE.<br />
EL ELEMENTO MÁS ELECTRONEGATIVO SE LLEVA AL ELECTRÓN (ATOMO<br />
ACEPTOR) Y EL MENOS ELECTRONEGATIVO LO PIERDE (ATOMO DONOR).<br />
PARA QUE SE FORME ENLACE IÓNICO LA DIFERENCIA DE<br />
ELECTRONEGATIVIDADES DEBE SER IGUAL O MAYOR QUE 1.7 – 1.8 .<br />
LOS ÁTOMOS DEL ELEMENTO METÁLICO DAN FÁCILMENTE SUS ELECTRONES<br />
DE VALENCIA A ÁTOMOS DE UN NO METAL, QUE ES, A SU VEZ, UN BUEN<br />
ACEPTOR DE ELECTRONES.<br />
EN ESTE PROCESO TODOS LOS ÁTOMOS ADQUIEREN LA<br />
CONFIGURACIÓN ESTABLE DEL GAS INERTE, PARA ELLO SE HAN<br />
DE IONIZAR, CARGÁNDOSE ELÉCTRICAMENTE.<br />
Electronegatividades de los elementos
El<br />
<strong>enlace</strong> iónico<br />
consiste en la<br />
atracción<br />
electrostática<br />
entre cargas<br />
positivas y<br />
negativas.<br />
12 neutrones<br />
LOS ELECTRONES ESTAN UNIDOS AL NÚCLEO POR FUERZAS<br />
ELECTROSTÁTICAS Y, POR TANTO, TIENEN ENERGÍAS NEGATIVAS. PERO LA<br />
ENERGIA NO ES LA MISMA PARA TODOS LOS ELECTRONES. LOS QUE ESTAN<br />
MÁS LEJOS DEL NÚCLEO TIENEN MAYOR ENERGIA (MENOS NEGATIVA).<br />
EL ELECTRON QUE SE PUEDE SEPARAR MÁS FACILMENTE DEL ATOMO, P.E.<br />
DE SODIO, ES EL MÁS LEJANO. SE PUEDE ARRANCAR SUMINISTRANDO 5,14<br />
eV. ESTE ELECTRON PUEDE TRANSFERIRSE A UNA POSICIÓN VACANTE DE UN<br />
ATOMO DE CLORO, LIBERANDOSE 4,02 eV DE ENERGÍA.<br />
POR TANTO, PODEMOS OBTENER ÁTOMOS AISLADOS DE Na + Y Cl -<br />
SUMINISTRANDO 5,14 eV - 4,02 eV = 1,12 eV DE ENERGIA, U i .<br />
1 eV = 1,6x10 -19 J<br />
HASTA AHORA, HEMOS TENIDO QUE REALIZAR TRABAJO PARA CREAR<br />
LOS IONES QUE DARAN LUGAR AL ENLACE IÓNICO. MAL COMIENZO.
SIN EMBARGO, LAS CARGAS + y - SE ATRAEN, Y SI LAS APROXIMAMOS<br />
APARECE UNA FUERZA DE ATRACCIÓN ENTRE ELLAS. ESTA FUERZA ES<br />
ZZe<br />
1 2<br />
Fa<br />
() r =<br />
4πε<br />
r<br />
LA QUE EXISTE ENTRE DOS CARGAS OPUESTAS: 2<br />
LA ENERGIA NECESARIA PARA ACERCAR DOS IONES<br />
DESDE EL INFINITO A UNA DISTANCIA r ES:<br />
La energía disminuye a medida que r<br />
disminuye. La primera parte de la<br />
disminución, hasta r ~1 nm para un<br />
<strong>enlace</strong> iónico típico, es el trabajo<br />
necesario para formar los iones Na + y Cl -<br />
(1,12 eV).<br />
Para r < 1 nm todo es ganancia y el<br />
<strong>enlace</strong> iónico comienza a ser cada vez<br />
más estable.<br />
Cuando los iones están suficientemente<br />
cerca, las nubes electrónicas empiezan a<br />
solaparse, dando lugar a una gran<br />
repulsión entre ellas.<br />
0<br />
2 2<br />
1 2<br />
U = ∫ Fdr = dr<br />
∞ ∫∞<br />
2<br />
4πε0r<br />
= 4πε0<br />
r r ZZe q<br />
(1 nm = 10 -9 m)<br />
2<br />
q B<br />
Ur () = Ui<br />
− n<br />
4πε<br />
r<br />
+ r<br />
(El exponente n suele valer 12)<br />
0<br />
2<br />
r<br />
r<br />
r<br />
C<br />
A<br />
r<br />
Na+<br />
0.99<br />
= = =<br />
r 1.81<br />
Cl−<br />
Número de<br />
coordinación = 6,<br />
OCTAEDRICA<br />
0.547
LOS COMPUESTOS IÓNICOS NO FORMAN MOLÉCULAS AISLADAS, POR<br />
LO QUE SUS FÓRMULAS SON SIEMPRE FÓRMULAS EMPÍRICAS.<br />
LAS SUSTANCIAS IÓNICAS SÓLIDAS FORMAN<br />
ESTRUCTURAS CRISTALINAS O REDES CRISTALINAS<br />
TRIDIMENSIONALES COMPACTAS,<br />
CON UN ORDENAMIENTO EN EL QUE SE ALTERNAN IONES POSITIVOS<br />
Y NEGATIVOS EN LAS TRES DIMENSIONES DEL ESPACIO CON UN<br />
NUMERO DE COORDINACIÓN MÁXIMO.<br />
SE LLAMA ÍNDICE DE COORDINACIÓN DE UN ION EN LA RED, AL<br />
NÚMERO DE IONES DE SIGNO CONTRARIO QUE LO RODEAN A LA<br />
MISMA DISTANCIA.<br />
EL TAMAÑO DE LOS IONES (RELACIÓN ENTRE EL RADIO<br />
DEL CATIÓN Y EL DEL ANIÓN) Y SUS CARGAS<br />
DETERMINARÁN LOS DISTINTOS TIPOS DE<br />
ORDENAMIENTO.<br />
HAY DOS CARACTERÍSTICAS DE LOS IONES QUE DETERMINAN LA<br />
ESTRUCTURA CRISTALINA DE LOS COMPUESTOS ENLAZADOS<br />
IONICAMENTE:<br />
1.- EL VALOR DE LA CARGA ELÉCTRICA DE LOS IONES<br />
COMPONENTES. NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA<br />
ELEMENTO NECESARIOS PARA MANTENER LA<br />
NEUTRALIDAD ELÉCTRICA<br />
2.- LOS TAMAÑOS RELATIVOS DE LOS CATIONES Y<br />
ANIONES. LOS RADIOS IÓNICOS PUEDEN VARIAR<br />
LIGERAMENTE DEPENDIENDO DEL NÚMERO Y TIPO DE<br />
LOS IONES CON CARGA OPUESTA QUE LOS RODEAN.
ESTRUCTURAS CRISTALINAS IÓNICASI<br />
NICAS.<br />
Los iones monovalentes del Grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs,<br />
Fr) y del Grupo VIIA ( F, Cl, Br, I ) forman compuestos que<br />
son altamente iónicos, pero tienen una resistencia<br />
relativamente baja, puntos de fusión bajos y poca dureza.<br />
Sin embargo, los compuestos iónicos formados a partir de<br />
iones de mayor carga, como por ejemplo el Mg 2+ , Al 3+ y Zr 4+ ,<br />
poseen un <strong>enlace</strong> fuerte y, por consiguiente, tienen una<br />
resistencia alta, puntos de fusión altos y gran dureza
ENLACE COVALENTE .<br />
(DIAMANTE PURO, SILICIO, GERMANIO)<br />
EN 1916, LEWIS PROPUSO QUE LA FORMACIÓN DE UN ENLACE<br />
COVALENTE SE PRODUCE POR LA COMPARTICIÓN DE DOS<br />
ELECTRONES ENTRE ÁTOMOS VECINOS Y NINGUNO DE LOS<br />
ÁTOMOS:<br />
- TIENE SUFICIENTEMENTE POCA ENERGÍA EN SU CAPA DE<br />
VALENCIA COMO PARA PERDER SUS ELECTRONES<br />
- ES SUFICIENTEMENTE ATRACTIVO PARA QUITARLE AL OTRO SUS<br />
ELECTRONES<br />
POR TANTO, TENDRÁN QUE<br />
COMPARTIR SUS ELECTRONES.<br />
EL CASO MÁS TÍPICO ES EL DE DOS<br />
ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO<br />
EL EJEMPLO MÁS SENCILLO ES LA MOLÉCULA DE HIDRÓGENO<br />
LA COMPARTICIÓN DE ELECTRONES DA LUGAR A UNA REDUCCIÓN DE LA<br />
ENERGIA Y A UN ENLACE ESTABLE.<br />
LA ENERGIA DE UN ENLACE COVALENTE SE PUEDE DESCRIBIR CON LA<br />
SIGUIENTE ECUACIÓN EMPIRICA:<br />
A B<br />
Ur () =−<br />
m<br />
+<br />
n<br />
( m<<br />
n)<br />
r r
ENLACE COVALENTE .<br />
Muchas moléculas de elementos no metálicos (H 2 , Cl 2 , F 2 , etc.), así como<br />
muchas moléculas que contienen átomos diferentes (CH 4 , H 2 O, HNO 3 , HF,<br />
etc.) tienen <strong>enlace</strong>s <strong>covalente</strong>s. Además, este tipo de <strong>enlace</strong> aparece en<br />
sólidos elementales, tales, como diamante (carbono), silicio, germanio, y<br />
en compuestos sólidos formados por elementos localizados a la derecha<br />
de la tabla periódica, tales como arseniuro de galio (GaAs), antimoniuro<br />
de iridio (IrSb) y carburo de silicio (SiC).<br />
Enlace dominante en los silicatos y vidrios. Contribuye al <strong>enlace</strong> de<br />
metales de alto punto de fusión (wolframio, molibdeno, tántalo, etc.).<br />
También aparece en los polímeros uniendo los átomos de carbono a lo<br />
largo de las cadenas poliméricas, pero como los polímeros también<br />
contienen otros tipos de <strong>enlace</strong>s débiles<br />
Los <strong>enlace</strong>s <strong>covalente</strong>s pueden ser muy fuertes, como en el caso<br />
del diamante, que es un material muy duro y tiene una<br />
temperatura de fusión muy elevada, Tf > 3550°C (6400°F), pero<br />
también pueden ser muy débiles, como es el caso de los <strong>enlace</strong>s<br />
del bismuto, que funde a 270 °C (518°F).<br />
ENLACE COVALENTE .<br />
DEPENDIENDO DE SU CAPA DE VALENCIA DOS ÁTOMOS PUEDEN<br />
FORMAR UN ENLACE SIMPLE, COMPARTIENDO UN SOLO PAR DE<br />
ELECTRONES (ENLACE COVALENTE SENCILLO), O ENLACES MÚLTIPLES<br />
(DOBLE, TRIPLE, ETC.), COMPARTIENDO DOS O MÁS PARES. EL NÚMERO<br />
DE PARES ELECTRÓNICOS COMPARTIDOS SE LLAMA ORDEN O<br />
MULTIPLICIDAD DE ENLACE.<br />
..<br />
..<br />
H<br />
H:O:H C::C H:C:::C:H<br />
Single<br />
Bonds<br />
H<br />
:<br />
:<br />
:<br />
:<br />
Double<br />
Bond<br />
H<br />
H<br />
Triple<br />
Bond<br />
H H<br />
H-O-H C=C H-C≡C-H<br />
H H
ENLACE COVALENTE .<br />
EN EL ENLACE COVALENTE LOS ELECTRONES COMPARTIDOS PERTENECEN<br />
POR IGUAL A LOS DOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE. ESTA<br />
CIRCUNSTANCIA PERMITE CONTABILIZAR A LOS ELECTRONES DE ENLACE<br />
TANTO EN UN ÁTOMO COMO EN EL OTRO, POR LO QUE CONTRIBUYEN A<br />
COMPLETAR LOS ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA HASTA<br />
ALCANZAR EL OCTETO, LO QUE DA GRAN ESTABILIDAD A CADA ÁTOMO EN<br />
LA MOLÉCULA.<br />
CADA PAR DE ELECTRONES COMUNES A DOS ÁTOMOS SE LLAMA<br />
DOBLETE ELECTRÓNICO, ESTE TIPO DE ENLACE SE ENCUENTRA EN<br />
TODAS LAS MOLÉCULAS CONSTITUIDAS POR ELEMENTOS NO<br />
METÁLICOS O COMBINACIONES BINARIAS QUE ESTOS ELEMENTOS<br />
FORMAN ENTRE SÍ, TALES COMO: HIDRUROS GASEOSOS Y EN LA<br />
MAYORÍA DE COMPUESTOS DE CARBONO.<br />
LOS ORBITALES DE LAS CAPAS DE VALENCIA DE AMBOS ÁTOMOS SE<br />
COMBINAN PARA FORMAR UNO SOLO QUE CONTIENE A LOS 2<br />
ELECTRONES.<br />
EL ENLACE COVALENTE OCURRE ENTRE NO METALES<br />
PORQUE LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES ENTRE<br />
LOS ÁTOMOS ES CERO O MUY PEQUEÑA.<br />
ENLACE COVALENTE.<br />
(HIBRIDACIÓN)
ENLACE COVALENTE .<br />
ORBITALES s: 1<br />
ORBITALES p: 3<br />
ORBITALES d: 5<br />
ORBITALES s: 7<br />
Los orbitales 2s (1) y 2p (3) del carbono pueden combinarse para darnos 4<br />
orbitales híbridos equivalentes no simétricos, que se denominan orbitales sp3.<br />
La geometría resultante es la de un tetraedro regular con los cuatro orbitales<br />
ubicados hacia los respectivos vértices, generando ángulos de 109,5° entre ellos<br />
Al <strong>enlace</strong> (u orbital molecular) que forman estos orbitales atómicos sp3 al<br />
combinarse con otro elemento se lo llama sigma (σ).
Geometría y<br />
formación de<br />
los orbitales<br />
sp 3<br />
.<br />
Geometría y<br />
formación de<br />
los orbitales<br />
sp 2
.<br />
Geometría y formación de los orbitales sp<br />
ENLACE COVALENTE .<br />
Promotion<br />
Note the single left over<br />
Unhybridized p orbital on B<br />
Region of overlap<br />
Enlace del trifluoruro de boro.
ENLACE COVALENTE /CARBONO.<br />
APLICACIONES DIAMANTE: BROCAS PARA<br />
PERFORAR ROCAS, HERRAMIENTAS DE CORTE,<br />
MUELAS ABRASIVAS Y COJINETES DE PRECISION.<br />
EN EL DIAMANTE SE TIENE UNA ESTRUCTURA EN<br />
LA CUAL CADA ATOMO DE CARBONO SE UNE<br />
COVALENTEMENTE A OTROS 4 ÁTOMOS DE<br />
CARBONO EN UNA ORIENTACIÓN TETRAEDRICA<br />
EL CARBONO CENTRAL TIENE SUS 6 ELECTRONES INICIALES (1s 2 2s 2 2p 2 )<br />
MÁS UN ELECTRÓN QUE COMPARTE CON CADA UNO DE LOS 4 CARBONOS<br />
ADYACENTES, DANDO COMO RESULTADO UN TOTAL DE 10 ELECTRONES. SE<br />
LLENa SU CAPA MÁS EXTERNA 1s 2 (2s 2 2p 6 ), QUE ES LA DEL NEÓN,<br />
PRESENTANDO UNAS CONDICIONES MUY ESTABLES.<br />
LA FORMA ASIMETRICA DE LOS<br />
ORBITALES DA LUGAR A UN ENLACE<br />
DIRECCIONAL.<br />
TODOS LOS ENLACES COVALENTES SON<br />
DIRECCIONALES, Y ESTE HECHO VA A<br />
INFLUIR ENLA FORMA EN QUE LOS<br />
ATOMOS SE EMPAQUETAN PARA FORMAR<br />
LOS CRISTALES<br />
ENLACE COVALENTE /CARBONO.
ESTRUCTURA GRAFITO<br />
ESTRUCTURA<br />
DEL DIAMANTE
ENLACE COVALENTE.<br />
LAS CERÁMICAS COVALENTES, TIPICAMENTE, SON DURAS Y FUERTES Y<br />
TIENEN UNA TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA. SIN EMBARGO, ESO<br />
NO SON RASGOS INHERENTES AL ENLACE COVALENTE. ASÍ, LA MAYORÍA<br />
DE LOS MATERIALES ORGANICOS TIENEN ENLACES COVALENTES Y NO<br />
POSEEN UNA DUREZA ALTA NI UNA TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA.<br />
EL FACTOR QUE DECIDE ES LA RESISTENCIA DEL<br />
ENLACE Y LA NATURALEZA DE LA ESTRUCTURA.<br />
EL METANO, CH 4 , FORMA UNA UNIDAD<br />
ESTRUCTURAL TETRAEDRICA COMO EL<br />
DIAMANTE, PERO LOS ELECTRONES DE<br />
VALENCIA TANTO DEL ÁTOMO CARBONO<br />
COMO DE LOS 4 ÁTOMOS DE HIDROGENO<br />
SE SATISFACEN CON LA FORMACIÓN DE UN<br />
TETRAEDRO SIMPLE Y NO RESULTA UNA<br />
ESTRUCTURA PERIODICA. EL METANO ES<br />
UN GAS EN LAS CONDICIONES<br />
AMBIENTALES NORMALES.<br />
ENLACE COVALENTE
Comparación entre las propiedades de los distintos tipos de sólidos<br />
CARÁCTER CTER IÓNICO I<br />
DE LOS ENLACES COVALENTES Y EL<br />
CARÁCTER CTER COVALENTE DE LOS ENLACES IÓNICOSI<br />
NICOS.<br />
LA MAYOR PARTE DE LOS ENLACES NO SON NI PURAMENTE IÓNICOS NI<br />
PURAMENTE COVALENTES.<br />
EL ENLACE IÓNICO ESTA ASOCIADO CON LAS CAPAS ELECTRONICAS ,<br />
LAS CUALES TIENEN UNA DISTRIBUCIÓN DE PROBABILIDAD ESFERICA Y<br />
SERÍA NO DIRECCIONAL SI FUERA IÓNICO PURO. SIN EMBARGO, HAY<br />
UNA TENDENCIA A QUE AUMENTE LA CONCENTRACIÓN DE ELECTRONES<br />
ENTRE LOS CENTROS DE LOS ÁTOMOS, LO CUAL PROPORCIONA UN<br />
CIERTO GRADO DE CARÁCTER NO IONICO.<br />
LA IONICIDAD DE UN ENLACE COVALENTE LO<br />
RELACIONAMOS CON EL CONCEPTO DE<br />
ELECTRONEGATIVIDAD,<br />
MIENTRAS QUE EL CARÁCTER COVALENTE DE UN<br />
ENLACE IÓNICO NOS LLEVA AL CONCEPTO DE<br />
POLARIZACIÓN.
ELECTRONEGATIVIDAD (EN).<br />
Los <strong>enlace</strong>s de moléculas homodiatomicas como el H 2 son <strong>covalente</strong>s<br />
puros. En una molécula heterodiatomica como el HF, el par de <strong>enlace</strong> esta<br />
más localizado sobre el fluor, produciendo una carga parcial positiva sobre<br />
el hidrogeno, y una negativa sobre el fluor. Un <strong>enlace</strong> de este tipo se llama<br />
polar, ya que presenta un momento dipolar eléctrico.<br />
LA CAPACIDAD DE CADA ÁTOMO DE ATRAER LOS ELECTRONES DEL<br />
ENLACE COVALENTE DETERMINA LA DISTRIBUCIÓN DE CARGAS Y SE<br />
LLAMA ELECTRONEGATIVIDAD.
ELECTRONEGATIVIDAD (EN).<br />
La electronegatividad se define “COMO LA TENDENCIA RELATIVA DE LOS<br />
DISTINTOS ÁTOMOS A ATRAER HACIA SÍ EL PAR DE ELECTRONES QUE<br />
COMPARTE CON OTRO EN UN ENLACE COVALENTE”.<br />
Se trata realmente de un índice por lo que no tiene unidades.<br />
Dicha tendencia debe estar relacionada con:<br />
POTENCIAL DE IONIZACIÓN (PI) (energía que hay que comunicar a un átomo<br />
aislado en su configuración electrónica fundamental para arrancarle un electrón y<br />
convertirlo en un catión)<br />
LA ELECTROAFINIDAD (EA) (energía desprendida al capturar un electrón un<br />
átomo aislado en su configuración electrónica fundamental)<br />
UN ÁTOMO CON UNA AFINIDAD ELECTRÓNICA MUY NEGATIVA (ENERGIA<br />
DESPRENDIDA GRANDE) Y UN POTENCIAL DE IONIZACIÓN ELEVADO,<br />
ATRAERÁ ELECTRONES DE OTROS ÁTOMOS Y ADEMÁS SE RESISTIRÁ A<br />
DEJAR IR SUS ELECTRONES ANTE ATRACCIONES EXTERNAS,<br />
SERÁ MUY ELECTRONEGATIVO.<br />
MULLIKEN:<br />
X M = (PI + EA)/2
Gráfica que relaciona el carácter iónico de un <strong>enlace</strong> con la diferencia<br />
de electronegatividad de los dos átomos enlazados, según una formula<br />
propuesta por Pauling. El carácter iónico aumenta con la diferencia<br />
entre las electronegatividades
Carácter iónico = 100 ⎡ 1−e − A<br />
−<br />
⎢⎣<br />
0.25( X X B<br />
)2<br />
⎤<br />
⎥⎦<br />
ENLACE METÁLICO<br />
LOS MATERIALES METALICOS TIENEN UN<br />
GRAN NÚMERO DE ELECTRONES<br />
DESLOCALIZADOS, QUE NO PERTENECEN A<br />
NINGÚN ÁTOMO EN CONCRETO, FORMANDO<br />
UNA NUBE ELECTRONICA QUE POR SER<br />
ELECTRONEGATIVA COHESIONA A LOS<br />
ATOMOS CARGADOS POSITIVAMENTE<br />
(ATOMOS UNIDOS POR UNA NUBE<br />
LECTRÓNICA)<br />
LA MAYORÍA DE LAS PROPIEDADES DE LOS METALES SE ATRIBUYEN A LA<br />
MOVILIDAD DE ESTOS ELECTRONES DENTRO DE LA NUBE ELECTRÓNICA<br />
LA FACILIDAD DE MOVIMIENTO DE LOS ELECTRONES DA LUGAR A LA<br />
ELEVADA CONDUCTIVIDAD ELECTRICA QUE PRESENTAN LOS METALES.<br />
EL ENLACE METALICO NO ES DIRECCIONAL, POR LO QUE LOS IONES<br />
METALICOS TIENDEN A EMPAQUETARSE PARA DAR LUGAR A ESTRUCTURAS<br />
CON ELEVADA DENSIDAD<br />
ES ESPECIFICO DEL ENLACE METÁLICO EL CARÁCTER ANONIMO DE LA<br />
UNIÓN DE LOS ATOMOS ENTRE SI: CADA ATOMO CONCRETO NO QUEDA<br />
FIRMAMENTE LIGADO A OTRO DETERMINADO, A DIFERENCIA DE LO QUE<br />
OCURRE CON LOS OTROS TIPOS DE ENLACE QUÍMICO.
ENLACES SECUNDARIOS<br />
ION-DIPOLO<br />
FUERZAS<br />
INTERMOLECULARES<br />
FUERZAS DE<br />
VAN DER<br />
WAALS<br />
FUERZAS DE<br />
DISPERSION<br />
DE LONDON<br />
DIPOLO-DIPOLO<br />
ION-DIPOLO INDUCIDO<br />
DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO<br />
DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO INDUCIDO<br />
PUENTE DE HIDROGENO<br />
Las interacciones de Van der Waals tiene la forma:<br />
A B<br />
Ur ( ) =− ( 12)<br />
6 n<br />
n<br />
r<br />
+ r<br />
≈
ENLACES SECUNDARIOS / DIPOLO - DIPOLO<br />
Las fuerzas dipolo–dipolo son atracciones entre los dipolos eléctricos<br />
de moléculas polares (DIPOLOS PERMANENTES).<br />
Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los<br />
electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta<br />
electronegatividad. Entonces, los electrones se encuentran preferentemente en<br />
las proximidades del átomo más electronegativo, creándose dos regiones (o<br />
polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga positiva<br />
Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción<br />
entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de<br />
atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización<br />
de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la<br />
diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados<br />
Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son<br />
más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales.<br />
ENLACES SECUNDARIOS/ DIPOLO-DIPOLO<br />
INDUCIDO<br />
LAS FUERZAS DIPOLO–DIPOLO INDUCIDO TIENEN LUGAR ENTRE UNA<br />
MOLÉCULA POLAR Y UNA MOLÉCULA APOLAR.<br />
EN ESTE CASO, LA CARGA DE UNA MOLÉCULA POLAR PROVOCA UNA<br />
DISTORSIÓN EN LA NUBE ELECTRÓNICA DE LA MOLÉCULA APOLAR Y LA<br />
CONVIERTE, DE MODO TRANSITORIO, EN UN DIPOLO. EN ESTE MOMENTO<br />
SE ESTABLECE UNA FUERZA DE ATRACCIÓN ENTRE LAS MOLÉCULAS.<br />
La magnitud de este <strong>enlace</strong> aumenta con los dipolos inducidos fluctuantes
ENLACES SECUNDARIOS/ FUERZAS DE DISPERSIÓN N DE LONDON<br />
Las fuerzas de dispersión de LONDON son fuerzas atractivas débiles que se<br />
establecen fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están<br />
presentes en las sustancias polares.<br />
Son atracciones debidas a los dipolos instantáneos que se forman por las<br />
fluctuaciones e irregularidades que se producen en la nube electrónica de<br />
los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua<br />
LA FORMACIÓN DE UN DIPOLO<br />
INSTANTÁNEO EN UNA MOLÉCULA ORIGINA<br />
LA FORMACIÓN DE UN DIPOLO INDUCIDO<br />
EN UNA MOLÉCULA VECINA DE MANERA<br />
QUE SE ORIGINA UNA DÉBIL FUERZA DE<br />
ATRACCIÓN ENTRE LAS DOS<br />
LAS FUERZAS DE LONDON DEPENDEN DE LA<br />
FORMA DE LA MOLÉCULA. PARA MOLÉCULAS<br />
DE FORMA SEMEJANTE, CRECEN CON LA<br />
MASA MOLECULAR (TAMAÑO) Y CON LA<br />
POLARIZABILIDAD, YA QUE ESOS DOS<br />
FACTORES FACILITAN LA FLUCTUACIÓN DE<br />
LOS ELECTRONES<br />
ENLACES SECUNDARIOS / FUERZAS IÓN-DÍPOLO I<br />
INDUCIDO<br />
TIENEN LUGAR ENTRE UN IÓN Y UNA MOLÉCULA APOLAR.<br />
LA PROXIMIDAD DEL IÓN PROVOCA UNA DISTORSIÓN EN LA NUBE<br />
ELECTRÓNICA DE LA MOLÉCULA APOLAR QUE SE CONVIERTE (DE<br />
MODO TRANSITORIO) EN UNA MOLÉCULA POLARIZADA. EN ESTE<br />
MOMENTO SE PRODUCE UNA ATRACCIÓN ENTRE EL IÓN Y LA<br />
MOLÉCULA POLARIZADA.<br />
Cuando tienen lugar entre un ión y una molécula polar, se<br />
denominan fuerzas ión-dipolo
ENLACES SECUNDARIOS/ ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO<br />
Es una interacción primordialmente de tipo<br />
dípolo–dípolo especialmente fuerte, que se da<br />
cuando un átomo de hidrógeno está unido<br />
<strong>covalente</strong>mente a un elemento que sea:<br />
(I).- MUY ELECTRONEGATIVO Y CON DOBLETES<br />
ELECTRÓNICOS SIN COMPARTIR<br />
(II).-DE MUY PEQUEÑO TAMAÑO Y CAPAZ, POR<br />
TANTO, DE APROXIMARSE AL NÚCLEO DEL<br />
HIDRÓGENO<br />
Estas condiciones se cumplen en el caso de los<br />
átomos de F, O y N.<br />
Muchas de las propiedades físicas y químicas del<br />
agua se deben a los puentes de hidrógeno. Cada<br />
molécula de agua es capaz de formar 4 puentes de<br />
hidrógeno, lo que explica su elevado punto de<br />
ebullición, ya que es necesario romper gran<br />
cantidad de puentes de hidrógeno para que una<br />
molécula de agua pase al estado gaseoso.<br />
SIN EL, EL AGUA HERVIRIA A -80 °C Y LA<br />
VIDA EN LA TIERRA, TAL Y COMO LA<br />
CONOCEMOS, NO EXISTIRIA.<br />
ENLACES SECUNDARIOS/ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO<br />
La presencia del <strong>enlace</strong> de hidrogeno en el H 2 O, NH 3 y HF, justifica<br />
sus anormales puntos de fusión y ebullición. Es también el<br />
responsable de la alta capacidad calorífica molar del agua líquida,<br />
así como de sus elevados calores de vaporización y de fusión
LAS FUERZAS DE VAN DER WAALS SON MUY IMPORTANTES EN<br />
ESTRUCTURAS EN CAPAS, COMO LAS ARCILLAS, GRAFITO Y NITRURO DE<br />
BORO HEXAGONAL. DICHAS CERAMICAS TIENEN FUERTES ENLACES<br />
PRIMARIOS EN LAS CAPAS, PERO DEPENDEN DE LAS FUERZAS DE VAN DER<br />
WAALS QUE MANTIENEN ENLAZADAS LAS CAPAS ENTRE SI, LO QUE DA<br />
COMO RESULTADO EL QUE POSEAN ANISOTROPIA EN LA PROPIEDADES.<br />
EN LOS MINERALES ARCILLOSOS DICHA CARACTERÍSTICA HACE POSIBLE LA<br />
PLASTICIDAD CON LA ADICIÓN DE AGUA Y FUE LA BASE DEL TEMPRANO<br />
EMPLEO DE LA ARCILLA COMO MATERIA PRIMA CERÁMICA. DE HECHO, ERA<br />
LA BASE DE CASI TODA LA TECNOLOGÍA DE FABRICACIÓN DE CERÁMICAS<br />
ANTES DEL SIGLO VEINTE Y ES TODAVÍA UN FACTOR IMPORTANTE EN LA<br />
FABRICACIÓN DE PORCELANA, CERAMICA BLANCA, LADRILLOS, BALDOSAS<br />
Y MUCHOS OTROS PRODUCTOS.<br />
EL FÁCIL DESLIZAMIENTO ENTRE CAPAS EN EL GRAFITO Y EN EL NITRURO DE<br />
BORO HEXAGONAL HA DADO LUGAR A MUCHAS DE LAS APLICACIONES DE<br />
ESOS MATERIALES. PUEDE SER MECANIZADOS CON INSTRUMENTOS DE<br />
CORTE CONVENCIONALES Y PROPORCIONAR SUPERFICIES AUTO-<br />
LUBRICANTES DE BAJA FRICCIÓN PARA UNA AMPLIA VARIEDAD DE SELLOS.<br />
TAMBIÉN SON USADOS COMO LUBRICANTES SÓLIDOS COMO<br />
RECUBRIMIENTOS SUPERFICIALES DE CAPAS LIMITES.<br />
LOS ENLACES DÉBILES ENTRE LAS CAPAS DE LA MICA Y EL FÁCIL<br />
DESLIZAMIENTO ENTRE ELLAS HAN CONDUCIDO A NUEVOS USOS PARA<br />
ESOS MATERIALES. PEQUEÑOS CRISTALES DE MICA SINTÉTICOS SON<br />
DISPERSADOS EN EL VIDRIO PARA FORMAR UN COMPUESTO NO POROSO<br />
QUE TIENE EXCELENTES PROPIEDADES DE RESISTENCIA ELÉCTRICA. LA<br />
PRESENCIA DE LA MICA PERMITE EL MECANIZADO DEL COMPUESTO CON<br />
TOLERANCIAS AJUSTADAS SIN QUE SE PRODUZCAN FRACTURAS,<br />
UTILIZANDO ECONOMICAS MÁQUINAS HERRAMIENTAS CONVENCIONALES.<br />
AUNQUE LAS FUERZAS DE VANDER WAALS SON DÉBILES, SON ADECUADAS<br />
PARA CAUSAR LA ADSORCIÓN DE MOLÉCULAS EN LA SUPERFICIE DE UNA<br />
PARTÍCULA. PARA LAS PARTÍCULAS DE DIMENSIONES COLOIDALES (100<br />
ANGSTROMS A 3 MICRAS), LOS IONES ADSORBIDOS PROPORCIONAN<br />
BASTANTE CARGA EN LA SUPERFICIE DE UNA PARTÍCULA PARA ATRAER A<br />
LAS PARTÍCULAS DE CARGA OPUESTA Y REPELER A LAS DE LA MISMA<br />
CARGA. ESTO TIENE UN IMPORTANTE EFECTO SOBRE EL REOLOGÍA (<br />
CARACTERÍSTICAS DE FLUJO DE PARTÍCULAS SUSPENDIDAS EN UN FLUIDO)<br />
DE SUSPENSIONES DE PARTÍCULAS USADAS EN EL COLADO Y MEZCLAS<br />
USADAS EN LA EXTRUSIÓN, EL MOLDEO POR INYECCIÓN Y OTRAS TÉCNICAS<br />
DE CONFORMADO PLÁSTICO.
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