6. Los Enlaces Atómicos.pdf

INGENIERÍA DE MATERIALES Los elementos, compuestos y enlaces químicos

Clasificación de la materia Materia

Mezclas

Heterogeneas

Separación por métodos físicos

Homogeneas

Substancias puras

Compuestos

Elementos

Separación por métodos químicos

Naturaleza de la materia La materia es una condensación eléctrica de estructura granular, por lo tanto, es discontinua y está formada por partículas, átomos y moléculas. 1.  El átomo es la menor parte de materia que se puede obtener por procedimientos químicos. 2.  La molécula es la porción más pequeña de un cuerpo que conserva sus propiedades específicas. 3.  Si la molécula está formada por átomos iguales se tiene un cuerpo simple o elemento. 4.  Si la molécula está formada por átomos diferentes se tiene un cuerpo compuesto.

La comprensión del comportamiento de la materia se basa en el entendimiento de los conceptos involucrados en los enlaces químicos y la configuración electrónica de los átomos.

Niveles de energía atomicos Niveles de Energía de Bohr

s

Subniveles de de Schrödinger

sp

spd

spd f

spd

f sp d

sp

El origen de los sólidos y los enlaces experiencia

sólido

Resistencia y direccionalidad

resistente elástico denso

cohesión atómica

Enlaces primarios: enlaces interatómicos Enlaces secundarios: enlaces intermoleculares

•  Las fuerzas de atracción en los enlaces primarios se debe a los electrones de valencia. •  El orbital de los electrones de valencia esta en un estado de alta energía y, por lo tanto, es relativamente inestable.

Enlace químico – Generalidades •  El enlace químico es la unión de dos o más átomos. •  En todos los materiales, los átomos están unidos por enlaces químicos, únicamente los gases nobles y los metales en fase vapor presentan átomos aislados. •  Los átomos de los elementos se combinan entre si y ceden, aceptan o comparten electrones de valencia, con la finalidad de lograr una configuración mas estable. •  Cuando dos átomos se acercan, sufren fuerzas de atracción y repulsión. Cuando las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas se produce un enlace. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo. •  El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula o arreglo atómico.

Fuerza y energía entre átomos Fa =

A rM

A B F(t) = M − N ; N〉M r r

Ft r

Fr =

Er

B rN

! A$ r0 = # & "B% U(r) = −

energía de enlace

r Et

Ea

1 N−M

a b − n ; m r r

n〉m

a " m% U min = − m $1− ' r0 # n &

Tipos de enlace El estudio de la estructura sólida revela que hay tres tipos principales de enlaces primarios: iónico, covalente y metálico. Los átomos al ceder, aceptar o compartir electrones definen el tipo de enlace químico obtenido. •  Los electrones de los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo, electrones de valencia, pueden interaccionar con dos o más núcleos. •  La regla del octeto, G. N. Lewis (1916), los elementos tienden a completar la configuración electrónica de los gases nobles (8 electrones en su nivel más externo), para volverse estables. •  La notación de Lewis es una representación de los electrones de valencia que hay en el último orbital. •  La diferencia en electronegatividad permite predecir el tipo de enlace.

Δelectronegatividad

tipo de enlace

mayor a 1.7

iónico

de 0.5 a 1.7

covalente polar

menor a 0.5

covalente puro o no polar

Diferencia en electronegatividad y tipo de enlace •  Tomando como base la diferencia de electronegatividad entre los átomos, se puede predecir el tipo de enlace que estos formarán. 100

NaCl

LiF KF iónico

50

25

covalente polar

covalente

% carácter iónico

75

HBr

0 0

IBr CH4

HF

H 2O HCl

1

2

3

diferencia de electronegatividad

Enlace iónico Generalidades: Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número mayor o menor de electrones que de protones (Ca+2 ion calcio, NH4+ ion amonio: Br– ion bromuro, ClO2– ion clorito) Átomo de sodio

Ion de sodio

Na0

è

Na+

+

1e-

1s2 2s22p63s-1

è

1s2 2s22p6

+

1e-

Átomo de cloro

•  •  • 

Ion cloruro

Cl0

+

1e-

è

Cl-

1s2 2s22p63s23p5

+

1e-

è

1s2 2s22p63s23p6

El enlace iónico está formado por: metal (electropositivo) + no metal (electronegativo). Los metales ceden uno o mas electrones formando cationes, los no metales aceptan uno o mas electrones formando aniones. Estos se atraen electrostáticamente. No forman moléculas verdaderas, producen un agregado de aniones y cationes, formando poliedros de coordinación. No tiene direccionalidad.

Características de los sólidos iónicos •  Son sólidos a temperatura ambiente, duros y frágiles •  Fuerte atracción electrostática con altos puntos de fusión y ebullición. •  Son buenos conductores del calor y la electricidad cuando son disueltos en agua o fundidos. •  En el estado sólido, presentan aspecto cristalino, no conductores debido a nula movilidad de iones en la red. •  La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua. H

O H

H

O H

H

H

O

H

O

H

H O

H

H O

H

•  La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano. •  Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.

Ciclo de Born-Haber 1 mol Na+ + 1 mol Cl-

1

 Na    -­‐  1e  -­‐                            Na+                                PI  =  496 kJ/mol

1. Ionización 147 KJ

X    +  1e  -­‐                                    X-­‐                                AE

Cl    +  1e  -­‐                            Cl-­‐                                AE  =  -349 kJ/mol

1 mol Na + 1 mol Cl

2. Atracción de Coulomb - 493 KJ

2

Energía reticular - 786 KJ

Energía neta - 639 KJ

kq1q2 r2 q1 = q2 = −1.602 ×10 −19 E=

r = 2.8210 −10

E= 3. Formación de sólido - 293 KJ

C

k = 8.99 ×10 9 JmC 2

1 mol Na+Cl-

1 mol NaCl(s)

   M    -­‐  1e  -­‐                                M+                                PI1

3

m

kq1q2 −1 × N = −493 kJmol r2

Energía que se produce al pasar dos iones en forma gaseosa a un sólido cristalino

Na+(g)  +  Cl-­‐(g)                            NaCl  (s)          

Ae 2 B U(r) = − − n r r

Racionalización de la estructura iónica Principios de Laves -1955, Crystal Structure and Atomic Size •  Principio del espacio. El espacio tridimensional se ocupa de la manera más eficiente posible. •  Principio de la simetría. La simetría que se adopta es la más alta posible. •  Principio de la conexión. El número de coordinación será el más alto posible.

e-

Na

Cl

Na+

Cl-

Otros enlaces iónicos

e-

Cs + Cs + O è 2Cs+ + O2ee-

e-

Al + Cl + Cl + Cl è Al3+ + 3Cle-

. Mg . .. . Br . . . .. .. . Br . . . ..

è

Mg2+

è

Br-

è

Br-

¿Cuantos iones rodean a otro? Número de coordinación: número de aniones que rodean un catión.

12

8

4

6

3

2

Relación de radios y poliedros de coordinación En un compuesto MXn, el poliedro de coordinación viene determinado por el tamaño relativo del catión (M) y el anión (X).

ra 2 = ra + rc 2 = 1+

rc ra

2 −1 =

rc ra

rc ra

ra 3 = ra + rc 3 = 1+

rc ra

3 −1 =

rc ra

rc ra

rc = 0.4142 ra

rc = 0.732 ra

rcatión/ranión

No. C.

Tipo de coordinación

Estructura tipo

<0.15

2

lineal

BF2

0.15 - <0.22

3

trigonal

BF3

0.22 - <0.41

4

tetraédrica

ZnS

0.41 - <0.73

6

octaédrica

NaCl

0.73 - <1.0

8

cúbica

CsCl

1

12

HCP o CCP

HCP o CCC

Coordinación 4 - tetráhedrico

r 3

Coordinación 6 - octáhedrico

Coordinación 8 - cúbico

Coordinación 12 – hcp, ccc

Enlace covalente Generalidades: Involucra el compartimiento de un par de electrones por un par de átomos. Ocurre entre átomos que poseen poca diferencia de electronegatividad Disminución de energía por la superposición de las nubes electrónicas de los dos átomos. Los electrones compartidos por un enlace covalente pertenecen simultáneamente a los orbitales moleculares de los dos átomos que lo forman. 5.  Alta direccionalidad.

Energía

1.  2.  3.  4. 

distancia interatómica

Esquema del enlace covalente Cl

Cl

1s2 2s22p63s23p5

superposición de orbitales

Cl2 d0= 2 A0 (En Ar repulsión de Pauli - d0= 3.76 A0)

La superposición orbital 1.  La disminución de la energía de los electrones es proporcional al grado de superposición de los orbitales de unión. 2.  La longitud de enlace disminuye y la energía de enlace aumenta con el número de electrones compartidos. 3.  A mayor superposición (menor energía), mayor resistencia de enlace. 4.  La repulsión electrostática y el principio de exclusión de Pauli controlan la superposición . 5.  El spin de los electrones compartidos esta orientado en direcciones opuestas. 6.  En el estado sólido, los enlaces covalentes mas estables ocurren entre átomos no metálicos: N, O, C, F y Cl. 7.  Elementos que forman enlace parcialmente covalente son: Si, Ge, As y Se

Carácter Iónico del enlace Covalente. Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico

O

O

δ−

F

H

Covalente no polar

Covalente polar

Δe= 0

Δe= 1.9

δ+

Características de compuestos covalentes •  Forman moléculas estables. •  Las propiedades físicas de los compuestos moleculares se deben al enlace covalente entre los átomos, y al tipo de interacción entre sus moléculas. •  Pueden ser gases, líquidos o sólidos. •  Sus puntos de fusión y de ebullición son mas bajos que los de los cristales iónicos. •  Los sólidos cristalinos covalentes tienden a ser duros, frágiles y transparentes. •  No se deforman se fracturan por clivaje. •  La mayoría son aislantes (no poseen electrones libres o iones negativos). •  Son insolubles en solventes polares como el agua. •  Son solubles en solventes no polares (covalentes) como el benceno y hexano. •  Las moléculas gigantes no son solubles debido a su gran tamaño.

Elementos en el grupo IV A 14 IV A

C6

•  •  •  •  •  •  • 

diamante

Si14

diamante

Ge32 diamante

Sn50 diamante

Pb82 fcc

•  •  •  • 

Propiedades muy variables. C, no metal; Si y Ge, metaloides; Sn y Pb, metales. C, diamante, material más duro con clivaje. Aislante Si y Ge, semiconductores. Sn , blando, dúctil y resistente a la oxidación. Pb, blando y dúctil. Elementos extremadamente covalentes y cristalizan en la estructura de diamante tetraédrica coordinada, excepto Pb. Cada átomo participa con cuatro enlaces covalentes con sus cuatro vecinos. Estos enlaces son extremadamente direccionales y difíciles de torcer. Esto proporciona al material dureza y resistencia inusual. La naturaleza direccional fuerte de los enlaces covalentes descarta empaquetamientos compactos y aumenta el vacío en los cristales covalentes. Por ejemplo, la fracción de volumen de un cristal de diamante efectivamente ocupado por átomos es 0.34 que es el 46 por ciento del valor de las estructuras compactas FCC y HCP. En vista de este hecho, la red del diamante se llama la red vacía.

Enlace metálico Generalidades: 1.  Ocurre entre metales. Los metales, de un modo general, son poco electronegativos. 2.  Los electrones de valencia o conductancia, ligados débilmente al núcleo, son considerados electrones libres que se mueven por todo el volumen del metal. 3.  La nube de electrones libres sirve como unión. 4.  Los núcleos se consideran cationes, rodeados (neutralizados) por una nube electrónica. 5.  Los núcleos atómicos definen retículos cristalinos con alto número de coordinación. 6.  Enlace fuerte y no direccional. 7.  Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

Características del enlace metálico •  Sólidos a temperatura ambiente, excepto Hg. •  Las energías de enlace y las temperaturas de fusión definen un rango muy amplio, por ejemplo, las energías van desde 64 x 103 kJ/kmol (0,7 eV/átomo) para mercurio hasta 850 x 103 kJ/kmol (8,8 eV/átomo) para tungsteno. Sus respectivos puntos de fusión son -39 y 3410 ° C. •  Puntos de fusión de moderados a altos, es decir, inferiores a las de los cristales iónicos. •  Debido a un gran número de electrones libres, los cristales metálicos tienen altas conductividades eléctrica y térmica. •  Son maleables y dúctiles. •  Poseen brillo característico, son opacos. •  Los metales son opacos ya que la energía de la luz es absorbida por los electrones libres.

Esquema del enlace metálico

Energía de enlace vs Temperatura de fusión

Energía de enlace(Kcal mol-1

1000 iónico covalente metálico van der Waalls hidrógeno

800 600 400 200 0 0

500

1000

1500

2000

2500

Temperatura de fusión (k)

3000

3500

4000

Estructura cristalina de los elementos