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QUÍMICA 2º BACHILLER TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA - Postulados de Bhör: 1ª el electrón se mueve alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estas órbitas están cuantizadas. Mientras un electrón no cambie de órbita, no se modifica su energía. 2º Las órbitas permitidas son aquellas en las que el momento angular del electrón (mvr) es múltiplo entero de h/2Л donde h es la constante de Planck. mvr = n. h/2Л n recibe el nombre de número cuántico principal y define los niveles alrededor del núcleo. Sus valores son n= 1,2,3…. Esto significa que la energía de las órbitas y sus radios están cuantizadas. 3ª Siempre que un átomo absorbe o emite energía, lo hace mediante cuantos completos de valor h. f y es como consecuencia de que el electrón experimenta un tránsito entre niveles, que se puede resumir: Ef – Ei = h. f El modelo daba explicación a los espectros de emisión de los elementos y cumplía la expresión obtenida por Rydberg. Pero no explicaba algunas propiedades periódicas de los elementos, además con espectroscopios más precisos, se observaron dos fenómenos:

- Algunas líneas del espectro son en realidad dos, tres o más tan próximas que, cuando se observan con instrumentos poco precisos, parecen una sola.

- Zeeman observó que cada una de las líneas espectrales se desdoblaba en dos cuando la muestra se sometía a un campo magnético muy intenso.

Modificaciones a este modelo: 1ª Sommerfeld sugirió que el electrón podía describir órbitas circulares y elípticas alrededor del núcleo en un mismo nivel energético. Así se explicaba la existencia de líneas muy juntas observadas con espectrógrafos más precisos. Propuso que la energía del electrón depende de dos número cuánticos: el número cuántico principal, n y otro definido por la excentricidad de la órbita. Este número cuántico se llamó número cuantico orbital o secundario, l. Sus valores dependen de n y puede tomar todos los valores enteros comprendidos entre 0 y n-1. 2º El efecto Zeeman obligo a involucra un tercer número cuántico, al que se llamó número cuántico magnético, m, definido por las orientaciones de la órbita del electrón en el espacio. Puede tomar todos los valores entre –l a +l 3º Goudsmitt propuso la rotación del electrón sobre el mismo, que definiría un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín, ms = +1/2 y -1/2. -Orbital atómico: es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada. - Números cuánticos: los espectros de emisión están formados por grupos de líneas que fueron identificadas como K, L, M, N… y se les asignó el número cuántico n, siendo n=1 para K; n=2 para L… Cada grupo de líneas, a su vez está formado por otras, con aspectos diferentes entre ellas que se designaron como: s, p, d, f. Sommerfeld las asoció a distintos tipos de órbitas de los electrones y hoy se asocian al número cuántico, l.

- Número cuántico principal, n: está relacionado con el tamaño y la energía del orbital. El primer nivel es el de menor energía. Toma los valores, n = 1, 2 ,3… cada valor designa un nivel.

- Número cuántico orbital o del momento angular, l: está relacionado con la forma del orbital que ocupa el electrón, con el módulo del momento angular y con la energía del orbital. Toma los valores enteros entre 0 y n-1.

- Número cuántico magnético, ml: está relacionado con la orientación del orbital en el espacio. Sus valores dependen de l, de manera que puede tomar todos los valores enteros entre –l y +l incluido el 0.

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- Número cuántico de espín, ms: está relacionado con el giro del electrón respecto a su eje, lo que genera un campo magnético con dos posibles orientaciones por eso sus valores pueden ser +1/2 y -1/2.

- Cada orbital está descrito por 3 números cuánticos: n, l, m, que suelen designarse por un número, el nivel y una letra el subnivel, mientras que la descripción de cada electrón requiere 4 números cuánticos (n, m, l, ms)

TEMA 2 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS -Configuración electrónica de un átomo: es la distribución de los electrones de un átomo en orbitales. La configuración electrónica fundamental se obtiene, a partir de tres reglas o principios: 1ª regla de construcción, o de mínima energía o Aufbau que dice: la configuración electrónica fundamental se obtiene colocando los electrones uno a uno en los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía. 2ª principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. 3ª regla de la máxima multiplicidad de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (misma energía). Lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos (electrones desapareados), mientras sea posible. - Estabilidad de orbital lleno y semidesocupado: estos orbitales confieren al conjunto del átomo una estabilidad adicional que supone alguna excepción en la configuración electrónica de los elementos. Algunos elementos de transición y de transición interna tienen tendencia a ganar o perder electrones para adquirir una configuración de capa cerrada o semicerrada. De este modo se justifican las valencias de ciertos elementos, así como el hecho de que algunos alteren la configuración electrónica que cabría esperar de aplicar el principio de Aufbau. Ejemplos: Distribución electrónica del átomo Distribución electrónica del ión Mn (z=25)= [Ar] 4s2 3d5 Mn2+ = [Ar] 3d5 Fe (z=26) = [Ar] 4s2 3d6 Fe2+ = [Ar] 3d6se reordena [Ar] 4s1 3d5 Cu (z=29) = [Ar] 4s2 3d9 Cu+ = [Ar] 4s1 3d9 se reordena [Ar] 3d10 Zn (z=30) = [Ar] 4s2 3d10 Zn2+ = [Ar] 3d10 - A veces las distribuciones electrónicas reales no coinciden con las teóricas que se deducen del diagrama de llenado. Ejemplos: Configuración teórica Configuración real Cr (z=24) = [Ar] 4s2 3d4 Cr (z=24) = [Ar] 4s1 3d5 Cu (z= 29) = [Ar] 4s2 3d9 Cu(z= 29) = [Ar] 4s1 3d10 Ag (z =47) = [Kr] 5s2 4d9 Ag (z=47) = [Kr] 5s1 4d10 Au (z= 79) = [Xe] 6s2 5d9 Au (z= 79) = [Xe] 6s1 5d10 FACTORES Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Factores de los que dependen las propiedades periódicas - Carga nuclear: es la carga positiva del núcleo del átomo, es decir el número de protones, el número atómico. - Efecto de pantalla: las capas electrónicas internas del átomo, situadas entre el núcleo y la capa de valencia, provocan una repulsión sobre los e- más externos y hace disminuir el efecto de la carga nuclear.

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- Capa de valencia: esta determina la distancia de los e- más exteriores al núcleo. Existirán interacciones electrostáticas entre el núcleo (+) y los e- (-). Cuanto más alejada esté la capa, menor será la interacción. Propiedades periódicas 1.- Radio atómico: es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí. En un período al aumentar el número atómico, disminuye el radio. En un grupo, al aumentar el número atómico, aumenta el radio atómico. Al desplazarse hacia abajo en un grupo Al desplazarse hacia derecha en un período variación Radio atómico Variación Radio atómico Carga nuclear Aumenta Menor Carga nuclear Aumenta Menor Efecto pantalla Aumenta Mayor Efecto pantalla No varía No influye Capa valencia aumento Mayor Capa valencia No varía No influye resultado mayor resultado menor 2.- Radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ha ganado electrones adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Por tanto es la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón más estable, mas alejado del núcleo. - Radio catiónico en los átomos la ausencia de uno o varios electrones disminuye la F eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes provocando un acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico. -Radio aniónico en este caso es lo contrario, el exceso de carga negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para establecer el equilibrio de F eléctricas de modo que el radio iónico es mayor que el atómico. 3.- Energía de ionización, EI : es la mínima energía necesaria par que un átomo neutro de un elemento X, en estado gaseoso y fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ión monopositivo X+, también en estado gaseoso y fundamental. Unidad kJ/mol

X (g) + EI → X+ + 1 e-

Al desplazarse hacia abajo en un grupo Al desplazarse hacia derecha en un período Variación E.I Variación E.I Carga nuclear Aumenta Mayor Carga nuclear Aumenta Mayor Efecto pantalla Aumenta menor Efecto pantalla No varía No influye Capa valencia aumenta menor Capa valencia No varía No influye resultado menor resultado mayor

La E.I disminuye al bajar en un grupo y aumenta en un período al desplazarse hacia la derecha. Anomalías: el Be y el N presentan unas EI anormalmente altas porque poseen una estructura de capa y semicapa cerrada que se pierde al arrancar un electrón. 4.- Afinidad electrónica AE: es la mínima energía que cede o desprende un átomo neutro X, en estado gaseoso y fundamental, cuando capta un electrón y se transforma en un ion mononegativo X-. Unidad kJ/mol

X (g) + 1 e- → X- (g) + AE

Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico, cuanta más energía se desprenda, exotérmico, más fácilmente se formará el anión. Si el proceso es endotérmico, dar energía, más difícilmente se formará el

anión.

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Al desplazarse hacia abajo en un grupo Al desplazarse hacia derecha en un período variación AE variación AE Carga nuclear Aumenta Mayor Carga nuclear Aumenta Mayor Efecto pantalla Aumenta Menor Efecto pantalla No varía No influye Capa valencia Aumenta Menor Capa valencia No varía No influye resultado menor resultado mayor En un período aumenta de izda a derecha, a excepción de los gases nobles, y en un grupo de arriba abajo. 5.- Electronegatividad, EN: se define como la tendencia relativa de un átomo para atraer hacia él, el par de electrones de un enlace químico. Unidad kJ/mol En los períodos se incrementa al aumentar el número atómico, a excepción de los gases nobles, mientras que en los grupos disminuye al aumentar el número atómico. 6.- Comportamiento químico de los elementos - Carácter metálico: los metales más activos son los que tienen baja EI (ceden e- con facilidad) y baja AE (presentan poca tendencia a captarlos) por tanto en la parte izquierda e inferior de la tabla. Y los no metales más activos en la parte derecha y superior de la tabla. - Carácter oxidante y reductor: un elemento es oxidante, si oxida a otro y el se reduce; un elemento es reductor si reduce a otro y el se oxida. En general dos elementos químicos, en general, será más oxidante el más electronegativo y más reductor el menos electronegativo. TEMA 3: ENLACE COVALENTE. ENLACES INTERMOLECULARES -Enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman las sustancias. Se origina por la transferencia o la compartición de electrones de la capa de valencia. Se puede admitir que los átomos al enlazarse cumplen la regla del octeto: en la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de éstos sea igual a 8 en su nivel de valencia. El enlace químico puede ser de tres tipos: iónico, covalente y metálico - ENLACE IÓNICO - Enlace iónico: es la unión resultante de la presencia de F electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica. - Valencia iónica de un elemento es la carga que adquieren sus átomos al convertirse en iones positivos o negativos. - Índice de coordinación de un ión en una red cristalina iónica es el número de iones de signo contrario que le rodean a la misma distancia. - Energía de red o energía reticular, U, de un compuesto iónico es la energía del proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso cuando entre ellos no existe interacción alguna. - ENLACE METÁLICO Es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas - ENLACE COVALENTE: TRES MODELOS (LEWIS, T. REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA Y T. DE ENLACE DE VALENCIA -Enlace covalente consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. - Covalencia o valencia covalente de un elemento es su capacidad para formar enlaces covalentes.

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MODELO DE LEWIS Determinación de las estructuras de Lewis de las moléculas poliatómicas a partir de la configuración electrónica de los átomos que intervienen. El átomo central suele ser el elemento menos electronegativo. Ej: HNO3 1º Designamos el átomo central, el N, y colocamos alrededor de él los átomos de oxígeno. A uno de estos se enlaza el H. 2º Calculamos el nº total de e- de valencia, n, que necesitan los 5 átomos para que adquieran la estructura de gas noble. N = 8 e-(N)+3.8e- (O) +2e- (H) = 34 e- 3º Calculamos el nº total de e- de valencia, v, de los átomos de la molécula. v= 5e-(N)+ 3.6 e-(O)+1e-(H) = 24 e- 4º Obtenemos el nº de e- compartidos, c, restando n y v. Como sólo hay 3 átomos unidos al átomo central, habrá que colocar 2 pares enlazantes entre éste y un átomo de O. c = n-v = 34e- -24 e- = 10 e- (5 pares enlazantes). 5º Determinamos los e- libres o solitarios, s, es decir no compartidos, restando v y c. s= v-c = 24e- - 10 e- = 14 e- (7 pares no enlazantes). Los pares no enlazantes deben colocarse alrededor de cada átomo de modo que todos adquieran estructura de gas noble. - Resonancia: al confeccionar la estructura de Lewis para el HNO3 observamos que el átomo de N puede compartir 4 e- con cualquiera de los 2 átomos de O. Se dice que las estructuras son resonantes. En realidad la estructura real es intermedia entre las dos posibles. - Estructura canónica o resonante es cada una de las estructuras que representan una molécula o un ión poliatómico y que difiere de las demás en la ordenación de sus e-. MÉTODO DE REPULSIÓN DE PARES DE E- DEL NIVEL DE VALENCIA RPENV: las estructuras de Lewis no describen por sí mismas la geometría de las moléculas, pero puede determinarse con gran aproximación aplicando este método: “los pares de e- enlazantes y los libres que rodean al átomo central se orientan de tal modo que, al aproximarse al núcleo cuanto es posible, es alejan entre sí lo suficiente para que las repulsiones entre ellos sean mínimas”. La orientación adoptada determina la geometría molecular. Podemos distinguir 3 casos: a) moléculas cuyo átomo central sólo tiene pares enlazantes. b) moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres (no enlazantes) c) los iones Se ha de tener en cuenta que para determinar el nº de pares electrónicos alrededor del átomo central, los enlaces dobles y triples se consideran como simples. a) La repulsión de los pares enlazantes hace que éstos adopten diferentes distribuciones. Cada una de ellas determina una geometría molecular del mismo tipo, ya que en la dirección de cada par enlazante se sitúa un átomo. Nº de pares de e-

2 3 4 5 6

Disposición espacial y geométrica de los pares de electrones

Lineal, ángulo 180º

Triangular, Ángulos 120º

Tetraédrica, Ángulos 109,5º

Bipirámide triangular, angulos de 120º plano horizontal y el resto de 90º

Octaédrica, plano horizontal cuadrilátero y resto 90º

b) En estas moléculas además de las repulsiones entre los pares enlazantes, aparecen fuerzas repulsivas entre par enlazante y par libre, y entre par libre y par libre.

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Repulsión entre par libre y par libre > repulsión par libre y par de enlace > repulsión entre par de enlace y par de enlace. Nº pares enlazantes Nº pares libres Nº total de pares Tipo de geometría Ejemplo

2 0 2 lineal BeF2

3 0 3 triangular BF3

2 1 3 angular SnCl2

4 0 4 tetraédrica CH4

3 1 4 Pirámide trigonal NH3

2 2 4 angular H2O

5 0 5 Bipirámide triangular PCl5

4 1 5 Tetraédrica

distorsionada F4S

3 2 5 En forma de T F3Cl

2 3 5 lineal Cl2Xe

6 0 6 Octaédrica o bipirámide cuadrada

FS6

5 1 6 Pirámide cuadrada ClI5

4 2 6 Plana cuadrada F4Xe

TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA La visión del enlace covalente que da el modelo de Lewis, sólo era una primera aproximación y dejaba de resolver algunas cuestiones. El modelo mecanocuántico da respuesta mediante esta teoría. - El enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados de átomos diferentes con emparejamientos de e- de espín antiparalelo. Para que la superposición sea efectiva, los orbitales han de tener un tamaño comparable y aproximarse con una orientación adecuada. -Tipos de enlaces: a) enlace sigma (σ) se forma por solapamiento frontal de los orbitales que contienen los electrones que se van a compartir. b) enlace pi (π) se forma por solapamiento lateral de los orbitales que contienen los electrones que se van a compartir. En este tipo de enlace hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado del plano que contiene los núcleos de los átomos. Este enlace es menos fuerte que el sigma porque existe una mayor repulsión entre los núcleos atómicos cuando se produce el acercamiento lateral de los orbitales. El resto de los orbitales atómicos que no forman enlace no experimentan modificación alguna. El emparejamiento de un par de e- en un orbital común constituye un enlace covalente, mientras que en el enlace doble y en el enlace triple se emparejan 2 ó 3 pares de e-. Las posibilidades de formar enlaces covalentes que tiene un elemento dado dependen del nº de e- desemparejados que aparecen en su estructura electrónica, ya que sólo estos e- pueden formar enlaces covalentes. Esto permite definir el concepto de valencia covalente o Covalencia.

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- La valencia covalente o Covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes que puede formar, lo que depende del nº de sus e- desemparejados. - En algunos elementos, el nº de enlaces que forman es mayor que el de e- desemparejados que poseen. Esto se debe a la promoción electrónica: un e-, en un orbital completo, se sitúa en un orbital vacío de mayor E dentro del mismo nivel. Esto explica que muchos elementos tengan Covalencia múltiple, ya que pueden desemparejar un nº variable de e-. - Parámetros de enlace: Energía de enlace o entalpía de enlace de una molécula diatómica es la variación de entalpía que tiene lugar cuando se disocia un mol de moléculas en estado gaseoso en átomos en este mismo estado. Longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de los dos átomos unidos mediante un enlace covalente. Angulo de enlace es el ángulo que forman las rectas que pasan por los núcleos atómicos o direcciones de enlace. Polaridad de enlace, el enlace polar es aquel en que uno de los dos átomos, por ser más electronegativo que el otro, desplaza hacia él la carga electrónica compartida. Momento dipolar es una magnitud vectorial cuyo módulo se define como el producto de la distancia que separa dos cargas de igual magnitud y de signo contrario por el valor absoluto de una de estas cargas, su sentido es desde la carga positiva a la negativa. Moléculas poliatómicas están polarizadas si tiene un momento dipolar resultante. Este es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces presentes en la molécula, depende de la presencia de enlaces polarizados y de la orientación de los enlaces polarizados. De forma que una molécula puede no estar polarizad si la suma vectorial de estos momentos es nula. HIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES ATÓMICOS Si aplicamos el modelo de enlace de valencia por ejemplo a las moléculas de agua y amoníaco, resultan unas estructuras espaciales que no justifican los ángulos de enlace determinados experimentalmente y que eran explicados por la TRPECV. Para explicar la geometría de los enlaces, en algunos átomos hay que admitir la formación de orbitales híbridos. - Los orbitales híbridos resultan de la combinación de dos o más orbitales atómicos; en cada caso, se forman tantos orbitales híbridos (equivalentes entre sí en forma y energía) como orbitales atómicos se combinan. La disposición en el espacio de los orbitales híbridos, viene determinada por la TRPECV, su forma y orientación dependen del tipo de hibridación. La orientación adoptada por los híbridos condiciona la forma geométrica de las moléculas. Para nombrar un orbital híbrido se indican los orbitales atómicos que lo integran y en qué proporción. - Tipos de hibridación: - Hibridación sp3: hibridación de 1 orbital s y 3 orbitales p, produce 4 orbitales híbridos sp3. Los orbitales sp3 están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, formando entre sí ángulos de 109,5º. - Hibridación sp2: hibridación de 1 orbital s con 2 orbitales p se forman 3 orbitales híbridos sp2. Los nuevos orbitales están situados en un mismo plano y forman entre sí ángulos de 120º. Se mantiene un orbital p sin hibridar. - Hibridación sp: Los orbitales sp se forman por combinación de un orbital s con uno p. Los nuevos orbitales son lineales, por lo que forman un ángulo de 180º. En cada átomo se mantienen 2 orbitales sin hibridar. FUERZAS INTERMOLECULARES -Son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes. Están presentes en las sustancias covalentes en estado sólido y líquido. Cuando se reduce la temperatura, aparecen éstas, pasando a líquido o a sólido. Los ptos de fusión y ebullición proporcionan información de la intensidad de dichas fuerzas. Son de 2 tipos: F de Van der Waals y enlace de hidrógeno.

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- F de Van der Waals suelen agruparse distintas interacciones intermoleculares de naturaleza electrostática: fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas dipolo-dipolo inducido y fuerzas de dispersión. F dipolo-dipolo son F atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares. Ej HCl F dipolo- dipolo inducido: las moléculas polarizadas próximas a las moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándose en dipolos inducidos. Ej: moléculas polares de HF y los átomos de Ar. F de dispersión: son fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas. Se explica admitiendo que en un momento dado la molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónica formándose un dipolo instantáneo. Ej: entre átomos de He, moléculas de O2, de N2 Enlace de hidrógeno: tipo especial de interacción electrostática dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizado de una molécula y un átomo de pequeño tamaño muy electronegativo, como F, O, o N de otra. Las sustancias que poseen este enlace tienen ptos de fusión y ebullición anormalmente altos. TIPOS DE SUSTANCIAS COVALENTES Las sustancias covalentes pueden ser:

a) covalentes moleculares (moléculas aisladas, entre las que actúan las fuerzas intermoleculares) b) covalentes reticulares o cristalinas. Estas a su vez pueden ser: cristales moleculares y cristales

atómicos. Cristales moleculares Forman este tipo de cristal sustancias en estado de congelación, en estos cristales los nudos de la red cristalina están ocupados por átomos o moléculas y las uniones entre ellos se producen mediante fuerzas intermoleculares.

- Para el caso de cristales de gases nobles o de moléculas apolares (Ne, Ar, Cl2, I2) las fuerzas de unión son de “dispersión de London”.

- Para las moléculas polares pueden ser del tipo dipolo-dipolo (HCl, SO2, PH3) o enlaces de hidrógeno ( H2O, HF, NH3)

A medida que aumenta la fortaleza de los enlaces, la red cristalina es más fuerte y los puntos de fusión y ebullición son mayores, como el caso del agua. Cristales atómicos Estos cristales están formados por átomos unidos entre sí mediante enlaces covalentes, el cristal se puede considerar como una molécula única. La fórmula de estos cristales representa la proporción más simple en la que se encuentran unidos los átomos. Existen 3 tipos: a) de desarrollo unidimensional b) bidimensional c) tridimensional

a) Desarrollo unidimensional: los átomos se unen mediante enlaces covalentes formando cadenas de gran longitud. Las cadenas se unen por Fuerzas de Van der Waals. Ej: azufre plástico.

b) Desarrollo bidimensional: Ej: el grafito (variedad alotrópica del carbono) En el, cada átomo de C se une a otros 3, mediante enlaces covalentes, presenta hibridación sp2 y queda un orbital p sin hibridar con 1e- que puede formar enlace π. El resultado es una estructura exagonal distribuida en láminas que se unen mediante Fuerzas de Van der Waals, lo que hace que sea el grafito fácilmente exfoliante (sus láminas deslizan unas sobre otras.

c) Desarrollo tridimensional: sólo un pequeño número de sustancias lo posee, el diamante (C) el cuarzo (SiO2) el carburo de sílice (SiC) y la blenda (ZnS). En el diamante cada átomo de carbono se une a otros 4 mediante enlaces covalentes, formando una estructura tetraédrica, cada C tiene hibridación sp3. Por ser todos los enlaces fuertes presenta una gran dureza y elevados puntos de fusión y altos calores de fusión y vaporización.

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PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES Las propiedades están relacionadas con su estructura. SUSTANCIA MOLECULARES CRISTALES ATÓMICOS -Bajos puntos de fusión y ebullición cuando las fuerzas son de Van der Waals. - Más altos si son fuerzas de enlace de hidrógeno

- Elevados puntos de fusión y ebullición

No son conductores de la electricidad, ya que los e- están localizados en los enlaces interatómicos.

- Son duros pero frágiles

- Se disuelven en disolventes apolares (CCl4, CS2, C6H6), no en polares como el agua. - Algunos compuestos polares, se disuelven en agua porque reaccionan con ella (HCl, HBr, NH3)

- No son solubles en disolventes polares ni apolares

Diferencias entre estos cristales atómicos DIAMANTE GRAFITO - Puntos de fusión y ebullición muy altos - Blando - No conduce la corriente eléctrico (e- localizados) - Conduce en la dirección de las capas (e- p

deslocalizados- Conduce en la dirección de las capas (e- p deslocalizados

- Refleja las radiaciones del visible, es incoloro - Absorbe todas las radiaciones del visible, es negro.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SÓLIDAS EN FUNCIÓN DEL ENLACE QUÍMICO Propiedad Sólidos moleculares Sólidos covalentes

moleculares Sólidos metálicos Sólidos iónicos

Unidad estructural Moléculas Átomos

Átomos Cationes o aniones

Tipo de enlace Fuerzas intermoleculares entre moléculas

Covalente Metálicos Iónico

Temperatura de fusión

Baja Muy alta Variable (moderada o alta)

Alto

Solubilidad en agua En general insolubles Insolubles

Insolubles Muchos lo son

Dureza Muy blandos Muy duros

Variable (duros o blandos)

Duros

conductividad aislantes Aislantes

conductores Conductores fundidos o disueltos