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MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON

UNIDAD IIIUNIDAD IIIENLACES QUIMICOS ENLACES QUIMICOS

CONCEPTOS DE ENLACES QUIMICOSCONCEPTOS DE ENLACES QUIMICOSLos átomos actúan unos sobre otros por medio de sus electrones en sus niveles de energía más

externos. Esta interacción de electrones conduce a fuerzas de atracción llamadas enlaces químicos, que mantienen unidos a los átomos en los compuestos químicos.

Un compuesto no tiene ningún parecido con los elementos que lo forman; debe considerarse como una sustancia con atributos propios. Sus características dependen en alto grado del tipo de enlace que une a los átomos.

La razón por la que algunas sustancias se componen de iones y otras de moléculas se encuentra en las estructura electrónicas y en la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos. En esta unidad se estudiarán las relaciones entre estructura electrónica, fuerza de enlace químico y propiedades de las sustancias. Resulta útil clasificar las fuerzas químicas en tres grupos amplios: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos.

CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUÍMICOSCLASIFICACION DE LOS ENLACES QUÍMICOSENLACE IÓNICO: Se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre los iones de carga opuesta Los iones pueden formarse a partir de átomos, por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancia iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles).ENLACE COVALENTE: Se presenta cuando dos átomos no metálicos comparten un par de electrones de valencia.ENLACE METALICO: Se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro y aluminio. En los metales cada átomo está unido a varios átomos vecinos y dispuestos en una estructura tridimensional. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos originan propiedades metálicas típicas como son la elevada conductividad eléctrica y el lustre.

SIMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETOSIMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETOLos electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia. Son

los que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada de un átomo.Los símbolos de electrón punto (llamados también símbolos de Lewis) son una forma útil de

mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista en la formación de enlaces. El símbolo del electrón-punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones o de uno es arbitrario.

Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad electrónica y su falta de reactividad química. Puesto que todos los gases nobles (excepto el helio) tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones también terminan con 8 electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Hay muchas excepciones a la regla del octeto, pero ofrece un marco de referencia útil para introducir muchos conceptos de enlaces importantes.

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: Las excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales Moléculas con número impar de electrones. Moléculas en las que el átomo tiene menos de un octeto Moléculas en las que el átomo tiene más de un octeto.

NUMERO IMPAR DE ELECTRONES:

UNIDAD: III PAG: [ 37 ] ENLACES QUIMICOS


En casi todas las moléculas el número de electrones es par, y hay un apareamiento completo de los electrones. No obstante, en unas cuantas moléculas como ClO2 , NO y NO2 el número de electrones es impar. Obviamente, es imposible aparear totalmente estos electrones para lograr un octeto alrededor de cada átomo, pues se requiere un número par de electrones para completar ocho.

OCTETO INCOMPLETO (MENOS DE UN OCTETO):Un segundo tipo de excepción ocurre cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un

átomo en una molécula o ión. Esta también es una situación relativamente rara y suele encontrarse en el boro y berilio. Los elementos del grupo 3ª, en particular boro y aluminio, tienden a formar compuestos en los cuales están rodeados por menos de ocho electrones.

OCTETO EXPANDIDO (MAS DE UN OCTETO):Una tercera clase de excepción consiste en moléculas o iones en los que hay más de ocho

electrones en la capa de valencia de un átomo.

Los átomos de los elementos del segundo período no pueden tener más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central, pero los átomos del tercer período de la tabla periódica en adelante forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer período también tienen orbitales 3d que se pueden utilizar para el enlace. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido. Un compuesto muy estable que tiene un octeto expandido es el hexafluoruro de azufre, SF6.

El tamaño también desempeña un papel importante para determinar si un átomo puede dar cabida a más de ocho electrones. Cuanto más grande sea el átomo central más electrones podrán rodearlos. Las capas de valencia expandidas ocurren con mayor frecuencia cuando el átomo central está unido a los átomos más pequeños y más electronegativos, como F, Cl y O.

FORMULAS ESTRUCTURALES DE LEWISFORMULAS ESTRUCTURALES DE LEWISEn la fórmulas estructurales de Lewis, el símbolo químico de un átomo está rodeado de puntos

correspondientes al número de electrones de su capa de valencia. El par compartido se muestra como una línea y el par sin compartir (par solitario) de denota con dos puntos.

REGLAS PARA FORMAR ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLECULAS O IONES1ro. Escribir como están enlazados los átomos.2do. Determinar el número total de electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si es un ión agregar un electrón por cada carga negativa o sustraer un electrón por cada carga positiva.3ro. Unir los átomos enlazados con un par de electrones. Después colocar los restantes alrededor de los átomos en el ión de manera que se cumpla la regla del octeto.4to. Cuando no hay suficientes electrones para completar cada octeto indicar dos o tres pares de electrones compartidos.


:..O ::

.N:

H- Be - H H:Be : H

:..

..F :B:

..

..F:

: ..

..F:

:..F:

s :

..

..F

..

..F:

..

..F:

:..

..F

:..F:

:..Cl:

P :

..

..Cl

..

..Cl:

..

..Cl:

:..

..Cl

SF6 ClP 5


ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTEEnlace en el cual se comparte un par de electrones o más de uno entre dos átomos. El par de

electrones compartidos se representa como una sola línea y cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos los átomos.

COMPARACIÓN ENTRE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTESLos compuestos iónicos y covalentes difieren en sus propiedades físicas generales debido a la

distinta naturaleza de sus enlaces. Hay dos tipos de fuerzas de atracción en los compuestos covalentes. La primera es la fuerza que mantiene unidos a los átomos en una molécula. Una medida de cuantitativa de esta atracción está dada por la energía de enlace. La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y se llama fuerza intermolecular. Como las fuerzas intermoleculares comúnmente son más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas, las moléculas de un compuesto covalente no están unidos con fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Las fuerzas que electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión muy elevados. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se llegan a disolver, las disoluciones acuosas por lo general no conducen la electricidad porque estos compuestos no son electrolitos. Los compuestos iónicos fundidos conducen la electricidad porque contienen cationes y aniones que se mueven libremente; los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen la electricidad porque no hay iones presentes.

En resumen, a temperatura ambiente, los compuestos iónicos son cuerpos sólidos que forman redes cristalinas. Su fórmula es la expresión de la proporción que existe entre los iones de uno y otro elemento. Son sólidos con altos puntos de fusión y dureza. La energía necesaria para separar los iones que forman la red es elevada. Son solubles en disolventes polares como el agua e insolubles en disolventes no polares. Conducen la electricidad en estado de fusión y en disolución.

Los sólidos moleculares tienen por lo general bajos puntos de fusión, porque en ellos las fuerzas intermoleculares son débiles. Son blandos, debido a que sus moléculas pueden deslizarse fácilmente y no son conductores de la electricidad, ya que no tienen portadores de carga. La mayoría son líquidos o gases.

TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE Y SUS ALCANCESENLACES COVALENTES Y TRASLAPE DE ORBITALES

El modelo RPENV es una forma sencilla de predecir la forma de las moléculas, pero no explica porque existen enlaces entre los átomos. Al desarrollar teorías de los enlaces covalentes, los químicos han abordado el problema desde otra perspectiva, la de la mecánica cuántica. La relación del concepto de Lewis de enlaces de pares de electrones con la idea de los orbitales atómicos conduce a un modelo de los enlaces químicos llamado TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA. Si extendemos este enfoque para incluir las formas en que los orbitales atómicos pueden mezclarse entre sí, se obtiene una imagen que concuerda con el modelo RPENV.

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIAEn esta teoría dos orbitales atómicas semicompletas de dos átomos (una de cada átomo) se

consideran interpenetrándose para formar uno o más enlaces covalentes entre dichos átomos, de tal manera que el par electrónico ocupe ambos orbitales. A esta interpenetración de orbitales átomicas se le llama orbitales enlazantes. Los electrones que están en orbitales que no se interpenetran se llaman pares electrónicos no enlazantes. La carga electrónica concentrada en la región situada entre los núcleos garantiza la unión de los átomos. Traslape significa que dos orbitales comparten una región común en el espacio.


H H

H2 Región de

traslapeH Cl

1s 3p

Cl

3p 3p

Cl

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA


Algunos conceptos importantes en la formación de enlaces covalentes son los siguientes:ANGULO DE ENLACE: ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.LONGITUD DE ENLACE: distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace.

TEORIA DE LOS ORBITALES MOLECULARES En esta teoría los orbitales atómicos de átomos diferentes se combinan para formar nuevos niveles de energía (orbitales moleculares) para toda la molécula. El número de orbitales moleculares formados iguala el número de orbitales atómicos que se combinan. Los electrones ocupan los orbitales moleculares de las moléculas del mismo modo que ocupan los orbitales atómicos de los átomos; es decir, en su estado fundamental, una molécula tiene sus orbitales moleculares de menor energía ocupados. Algunos orbitales moleculares son enlazantes, mientras que otros son antienlazantes.

PROPIEDADES DE LOS ENLACES COVALENTESLA FORMA DE LAS MOLÉCULAS.

Cuando se escribe la estructura de Lewis para el agua parece que los átomos se disponen en línea recta.

Sin embargo, experimentalmente se determina que la forma de la molécula no es lineal. LA molécula es angular, como se muestra en la figura.

Se entiende por forma molecular la figura geométrica obtenida al unir los núcleos de los átomos enlazados mediante líneas rectas. Estas líneas rectas representan los enlaces.


TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES

H H

1s 1s

H2

nodo orbital molecular σ *

1s

orbital de enlace σ1s

H:..

..O : H

O H

H α

d2

d1


ANGULOS DE ENLACE son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.

La LONGITUD DE ENLACE es la distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace. El factor más importante que determina la longitud de enlace es el tamaño de los átomos en cuestión. Si se comparan enlaces del mismo tipo (sencillos, dobles, triples), la longitud del enlace será mayor para los átomos más grandesGEOMETRÍAS MOLECULARES

La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que puede participar. Hay un procedimiento que permite predecir la geometría de las molécula y iones, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central, según la estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. La capa de valencia es la capa externa ocupada por los electrones en un átomo; contiene los electrones que generalmente están involucrados en el enlace. En un enlace covalente un par de electrones, a menudo llamado par enlazante es el responsable de mantener dos átomos juntos. Sin embargo, en una molécula poliatómica donde hay dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de los diferentes pares enlazantes hace que se mantengan lo más alejados posible. La geometría que al final adopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en que la repulsión es mínimaMODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV)

El enfoque anterior para estudiar la geometría molecular se denomina modelo de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares.1.- Se considerará moléculas y iones en los cuáles un átomo central está unido a dos o más átomos.2.- Debido a que los pares de electrones se repelen entre sí, se supone que los pares de electrones en el nivel de valencia del átomo central toman posiciones lo más alejadas posible. La forma de la molécula o ión es consecuencia de las repulsiones de esos pares de electrones.3.- Se consideran todos los pares de electrones del nivel de valencia del átomo central: los pares que forman los enlaces covalentes (llamados pares de enlace) y los pares que están sin compartir (llamados pares de no enlace o pares libres).4.- Los pares de no enlace ayudan a determinar la posición de los átomos en la molécula o ión. La forma de la molécula o ión, sin embargo, está descrita en términos de posiciones de los núcleos y no en términos de las posiciones de los pares electrónicos

Se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones) de manera sistemática. Para lograrlo es conveniente dividir las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares electrónicos libres en el átomo central.

La secuencia para predecir geometrías moleculares es la siguiente

a) Se dibuja la estructura de Lewis.

b) Se cuenta el número de pares de electrones de enlace y no enlazantes alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: (ver tabla página siguiente)

c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de electrones de enlace y de no enlace.



ORBITALES HÍBRIDOSAunque el concepto de traslape de orbitales ayuda a entender la formación de enlaces covalentes,

no siempre es fácil extender estas ideas a las moléculas poliatómicas. Al aplicar la teoría del enlace de



valencia a las moléculas poliatómicas se tiene que explicar tanto la formación de los enlaces de pares de electrones como la geometrías observadas de las moléculas.

PUNTOS PARA ENTENDER LA HIBRIDACION1.- El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Sólo se usa para explicar un esquema de enlace en una molécula.2.- La hibridación es la mezcla de al menos dos orbitales atómicos no equivalentes, por ejemplo, orbitales s y p. En consecuencia un orbital híbrido no es un orbital atómico puro. Los orbitales híbridos tienen formas muy diferentes de las de los orbitales atómicos.3.- El número de orbitales híbridos generados es igual al número de orbitales atómicos puros que participan en el proceso de hibridación.4.- La hibridación requiere de energía, sin embargo, el sistema recobra esta energía al formarse el enlace.5.- Los enlaces covalentes en moléculas poliatómicas se forman mediante el traslape de orbitales híbridos, o de orbitales híbridos con orbitales no hibridados. Se supone que los electrones en una molécula ocupan orbitales híbridos de los átomos individuales.

Las configuraciones de estado normal del berilio (1s2 2s2), del boro (1s2 2s2 2px1), y del carbono (1s2

2s2 2px12py

1), sugieren que deben formar 0, 1 y 2 enlaces covalentes, respectivamente. Los hechos experimentales demuestran que no es así.

Berilio, Be1.- Forma dos enlaces covalentes, por ejm: BeCl22.- En el BeCl2 o compuestos similares ambos enlaces son idénticos.3.- El ángulo que forman los dos enlaces es 180 º, la geometría molecular es lineal.

Boro, B1.- Forma tres enlaces covalentes, por ejm: BeCl32.- En el BeCl3 o compuestos similares, todos los enlaces son idénticos.3.- El ángulo entre dos cualesquiera enlaces es 120º, la geometría molecular es triangular plana.

Carbono, C1.- Forma cuatro enlaces covalentes, por ejm: CH4

2.- En el CH4 o compuestos similares, todos los enlaces son idénticos.3.- El ángulo entre dos cualesquiera enlaces es 109º28’ o 109.5 º; la geometría molecular es tetraédrica.

C Be Cl Cl Cl H 180º 120º B

C Cl H H

109.5 º HLas estructuras electrónicas de estos elementos en las moléculas no son iguales a sus estructuras

en los átomos separados. Se utilizan procesos imaginarios para la formación de enlaces en estos compuestos. Estos procesos se basan en tres etapas fundamentales:

ETAPA 1: Implica la promoción de electrones de una orbital 2s completa a una orbital 2p incompleta. Esta promoción electrónica se verifica desde el estado normal más bajo del átomo , a un estado excitado de energía más alto, por lo que se requiere una adición de energía.ETAPA 2: Consiste en la mezcla de la orbital 2s con todas las 2p, que ahora contienen un electrón. Los números de orbitales 2p que intervienen en el proceso de mezclado son: una para el berilio, dos para el boro y tres para el carbono.

Después del mezclado, las orbitales dejan de tener la forma esférica de los orbitales s o la lobular de las p, pues sus formas son en parte de tipo s y en parte de tipo p.

El proceso de mezclado de diferentes orbitales de un mismo átomo para formar orbitales equivalentes se llama hibridación. A las orbitales formadas se les llama orbitales híbridas.

ETAPA 3: Consiste en la interpenetración de las orbitales híbridas del Be, B y C con las orbitales atómicas del Cl y el H respectivamente.

La hibridación y la formación de enlaces deben considerarse como procesos simultáneos. En cierto sentido, las orbitales se hibridizan al acercarse a las orbitales semicompletas de los otros átomos.

ORBITALES HIBRIDOS sp



Se conocen como orbitales sp, puesto que se consideran como el resultado de mezclar un orbital s y uno p. Para lograr el traslape máximo entre los orbitales sp del berilio y los p de los cloros, los núcleos de estos dos últimos deben encontrarse sobre los ejes de los orbitales sp, deben estar localizados en lados exactamente opuestos del átomo de berilio. Por consiguiente, el ángulo entre los enlaces Be-Cl debe ser 180º.

ORBITALES HIBRIDOS sp2

Para el boro en el trifluoruro de boro BF3, para tres enlaces se necesitan 3 electrones no apareados.

Se les llama sp2, debido a que se consideran generados por la mezcla de un orbital s y dos p. Se encuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigido hacia los vértices de un triángulo equilátero, de modo que el ángulo entre dos orbitales cualesquiera es 120º. Se observa la geometría que permite la separación máxima posible de los orbitales: un arreglo trigonal (de tres vértices).

ORBITALES HIBRIDOS sp3

Son orbitales que resultan de la mezcla de un orbital s y tres p. Cada uno se dirige hacia los vértices de un tetraedro regular. El ángulo entre dos orbitales es 109.5º.


ETAPA 1

2p x y z

Be (estado normal)

2s

2p x y z

Be (estado excitado)

2s

ETAPA 2Be (estado híbrido)

2p

2sp

y z

ETAPA 3

Be Cl2

(estado compuesto)

2p x y z

B (estado excitado)

2p x y z

B (estado normal)

2p zsp2

ETAPA 1

2s 2s

ETAPA 2B (estado híbrido)

ETAPA 3BF3 (estado compuesto)

ETAPA 1 ETAPA 2

ETAPA 3

2Px

2Py 2Px

2s

x

C (estado normal) C(estado excitado) C(estado híbrido)

2Px

2Py 2Pz

2s

x

CH4

(estado compuesto)

sp3

sp3 sp3 sp3


POLARIDAD DE LOS ENLACESLos pares de electrones que se comparten entre dos átomos distintos por lo regular no se

comparten equitativamente. El concepto de polaridad del enlace es útil para describir la proporción en que los electrones se comparten.

Un enlace covalente no polar es áquel en el que los electrones se comparten equitativamente entre dos átomos, debido a que ambos tienen electronegatividades iguales.

En un enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro. Si la diferencia de electronegatividades es muy grande, se forma un enlace iónico.

Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parciales positiva y negativa, respectivamenteENLACES MULTIPLES

El hecho de compartir un par de electrones constituye un solo enlace covalente, al que comúnmente se le llama enlace sencillo. H : H H - HEn muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre ellos.

Cuando dos pares de electrones unen a dos átomos el enlace se llama doble enlace.O : : C : : O O = C = O

Cuando tres pares de electrones se comparten entre dos átomos se forma un enlace triple.N:::N N = N

Por regla general, la distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número de pares de electrones compartidos.


H : H

-δδ :..

..F :H+ :

..

..F : ....Na:


ENLACE IONICOENLACE IONICOFORMACION DE IONES: El enlace iónico se forma cuando un átomo gana o pierde uno o más electrones. La pérdida de un electrón por un átomo produce un ión positivo o catión.

M(g) M+(g) + e-

Mientras que la ganancia de un electrón produce un ión negativo o anión.X(g) + e- X -

(g) El proceso general puede representarse por:

M(g) X(g) M+(g) + X -

(g)

Los iones M+ y X- así formados se atraen entre sí porque tienen cargas eléctricas opuestas:M+

(g) + X -(g) M+ X –

Esta atracción se llama enlace iónico y es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.

ELEMENTOS QUE FORMAN COMPUESTOS IÓNICOSMuchas sustancias naturales, entre ellas minerales de importancia comercial, son compuestos

iónicos. En estos compuestos, los cationes (con carga positiva) y aniones (con carga negativa) se atraen mutuamente por fuerzas electroestáticas: las fuerzas de atracción entre cargas positivas y negativas. La intensidad de la atracción electrostáticas determina muchas de las propiedades de los compuestos iónicos.COMPUESTOS MOLECULARES

Están formados por unidades discretas denominadas moléculas que generalmente consisten en un número pequeño de átomos no metálicos que se mantienen unidos mediante un enlace covalente. Para representar un compuesto molecular se utiliza una fórmula química, una representación simbólica, que indica: los elementos presentes y el número relativo de átomos de cada elemento.COMPUESTOS IÓNICOS

La combinación química de un metal y un no metal da lugar a un compuesto iónico formado por iones positivos y negativos unidos por fuerzas electrostáticas de atracción. La unidad fórmula de un compuesto iónico es la agrupación de iones más pequeña eléctricamente neutra. La razón de átomos (iones) de la fórmula unidad es la misma que la fórmula química. Como se encuentra incluida en una gran red de iones, denominada cristal, no existe una fórmula unidad de un compuesto iónico como una unidad discreta. Por tanto no es adecuado llamar molécula a una unidad fórmula del cloruro de sodio sólido.

El clasificar los compuestos como moleculares o iónicos es muy útil porque estos dos tipos de compuestos tienen propiedades muy diferentes y por tanto diferentes usos. Las siguientes generalizaciones ayudarán a predecir si un compuesto es iónico o no.1.- Los metales a menudo forman compuestos iónicos; los metales pierden electrones para formar iones positivos.2.- Los no metales pueden formar tanto compuestos iónicos como moleculares. Estos elementos forman iones negativos monoatómicos únicamente cuando se combinan con metales. Los no metales forman compuestos moleculares cuando se combinan con no metales o metaloides.3.- Es difícil predecir cuando los metaloides formaran iones. Estos elementos forman compuestos tanto iónicos como moleculares.

PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOSEn los sólidos iónicos los cationes y aniones se mantienen en una formación ordenada llamada red

cristalina. En una red cristalina, cada catión está rodeado por aniones, y cada anión está rodeado por cationes. Este acomodo lleva al máximo la atracción entre los cationes y los aniones y minimiza la repulsión entre los iones con cargas iguales.

La fórmula de un compuesto iónico únicamente indica la proporción entre el número de cationes y el número de aniones en el compuesto, utilizando los números enteros más pequeños posibles.

El acomodo regular de los iones en una red cristalina confiere a los compuestos iónicos dos propiedades características: puntos de fusión elevados y formas cristalinas distintivas. Los puntos de fusión se relacionan con las cargas de los iones. En el caso de iones de tamaño similar, como O-2 y F-1, cuanto más altas son las cargas, más alto es el punto de fusión, porque los iones con mayor carga se atraen más fuertemente.

Los sólidos iónicos cristalinos tienen formas características porque los iones están sujetos de forma más bien rígida en sus lugares por las intensas fuerzas de atracción. Semejante alineación de los iones



crea planos de iones dentro del cristal. Los cristales iónicos pueden henderse con una fuerza exterior que haga que los planos de los iones se desplacen ligeramente, de modo que los iones con la misma carga se acerquen entre sí. Esta repulsión hace que las capas en lados opuestos del plano de hendimiento se separen y el cristal se parte.

Dado que los iones de un cristal tienen libertad de movimiento muy limitada que sólo les permite vibrar alrededor de posiciones fijas, los sólidos iónicos no conducen la electricidad. En cambio, cuando el sólido se funde, los iones pueden moverse con libertad mucho mayor. Por ello, los compuestos iónicos fundidos conducen la corriente eléctrica.

ESTADO SOLIDO (CRISTALINO)Una de las características más notorias de los sólidos es su existencia como cristales: cuerpos

sólidos limitados por superficies planas.Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos (no cristalinos). Un sólido cristalino es un sólido cuyos

átomos, iones o moléculas están ordenados en disposiciones bien definidas. Estos sólidos suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre sí. El cuarzo y el diamante son ejemplos de sólidos cristalinos.

Un sólido amorfo (palabra que significa sin forma) es un sólido cuyas partículas no tienen una estructura ordenada. Estos sólidos carecen de formas y caras bien definidas. Entre los sólidos amorfos más conocidos están el hule y el vidrio.

Un cristal es una disposición simétrica de átomos, iones o moléculas dispuestos en un modelo tridimensional repetitivo. Si los centros de las unidades materiales se reemplazan por puntos, el sistema de puntos resultante se llama un reticulado o red espacial o red cristalina. Utilizando una red de líneas que unen los puntos del retículo, una red cristalina puede dividirse en partes idénticas llamadas celdas unitarias.

REDES CRISTALINASEl orden característico de los sólidos cristalinos nos permite tener una imagen de todo un cristal

examinando una pequeña parte de él. Podemos imaginar que el sólido se forma apilando bloques de construcción idénticos. La unidad de repetición de un sólido se denomina celda unitaria.

Un retículo espacial es un arreglo regular geométrico de puntos en el espacio. Un retículo cristalino puede imaginarse como un retículo espacial en el que los puntos están ocupados por átomos, iones, moléculas o grupos de ellos. El arreglo de las partículas en un retículo cristalino se repite periódicamente en tres dimensiones hasta los límites físicos de cada cristal simple.

Una celda unitaria es una pequeña porción del retículo que puede usarse para generar, o construir todo el retículo bajo ciertas reglas.

La estructura cristalina se caracteriza por poseer una disposición ordenada en el espacio de sus iones, átomos o moléculas. El cubo de color verde representa la malla, o paralelepípedo más pequeño del espacio reticular



Un material con estructura cristalina se caracteriza fundamentalmente por un orden o periodicidad (repetición periódica de iones, átomos o moléculas en todas las direcciones del espacio). Ese "orden" se opone al desorden que se manifiesta en los otros estados de la materia, tales como gases o líquidos. Cuando un mineral no presenta materia cristalina (que no existe un orden regular) se denomina amorfo.

Debido a la periodicidad, los cristales presentan formas más o menos regulares con definición de aristas, caras y vértices. Internamente, están constituidos por partículas que guardan entre sí relaciones y distancias fijas; estos parámetros internos se estudian mediante rayos X, mientras que los externos se realizan midiendo los ángulos que forman sus caras.

El cristalógrafo francés René Just Haüy, a finales del siglo XVIII, supuso que las diversas formas de la minerales cristalinos eran el resultado de la yuxtaposición de un mismo paralelepípedo elemental. Haüy formuló la ley que lleva su nombre, y que dice: "Tomando como eje de coordenadas las intersecciones de las tres caras de un cristal que se corten en un vértice, los cocientes de los parámetros sobre un mismo eje de todas las caras del mismo cristal vienen expresados por números racionales, en su mayoría sencillos".

En 1850, Auguste Bravais, homólogo de Haüy, consiguió precisar la hipótesis que éste expusiera, definiendo la estructura cristalina como red cristalina, consistente en una estructura reticular resultado del agrupamiento de pequeñísimos paralelepípedos formados por unos pocos átomos. Cada uno de esos pequeños paralelepípedos constituyen lo que se denomina indistintamente malla, celda elemental, celda unidad o paralelepípedo fundamental.

ESTRUCTURA RETICULAR Como se dijo, la agrupación de pequeños paralelepípedos forma una estructura reticular. Los átomos que se encuentran aislados dentro de esa estructura se denominan nudos. Entre nudo y nudo, a lo largo de una dirección determinada, existe una distancia llamada traslación; si se toman dos nudos a lo largo de una dirección, y se realiza una traslación indefinida a lo largo de ella (a intervalos equidistantes) se obtiene lo que se denomina fila reticular, consistente en una serie rectilínea de puntos. Si trasladamos paralelamente esta línea de puntos, igualmente mediante distancias equidistantes y sucesivas, obtendremos lo que se llama plano reticular. Finalmente, si se apilan una serie de planos reticulares separados por una traslación también regular, se obtiene una red espacial o espacio reticular, cuya figura es tridimensional.

La malla, que como se dijo es la celda unidad o paralelepípedo más pequeño existente en el espacio reticular, se define por tres parámetros (a, b y c). Estos parámetros equivalen a la distancia que hay entre dos nudos de cada fila reticular, y los tres ángulos bc, ac, y ab. Combinando las dos traslaciones y el ángulo que forman entre sí, sólo hay cinco posibles formaciones de redes planas: paralelogramo, rectángulo, cuadrado, hexágono y rombo. Si formamos una red espacial apilando estas redes planas, sólo existen catorce posibles formaciones, las llamadas redes de Bravais.

La malla se define por los parámetros equivalentes a la distancia existente entre dos nudos de cada fila reticular, y los tres ángulos bc, ac y ab. Auguste Bravais demostró que existían solamente catorce tipos distintos de redes que representan las formas más sencillas en que puede descomponerse la materia cristalina, sin que por ello pierdan sus propiedades originales. Los ángulos y traslaciones representan la parte fundamental del cristal, los cuales se repiten indefinidamente y en todas direcciones.



CARACTERÍSTICAS DE LOS SIETE SISTEMAS CRISTALINOSESTRUCTURA EJES ANGULO ENTRE LOS EJES

Cúbica a=b=c Todos los ángulos son de 90ºTetragonal a=b≠c Todos los ángulos son de 90ºOrtorrómbica a≠b≠c Todos los ángulos son de 90ºHexagonal a=b≠c Dos ángulos de 90º, un ángulo de 120º

Romboédrica a=b=cTodos los ángulos son iguales y diferentes de 90º

Monoclínica a≠b≠cDos ángulos de 90º, un ángulo diferente de 90º

Triclínica a≠b≠cTodos los ángulos distintos entre sí y diferentes de 90º

ESTRUCTURAS CRISTALINAS

CORRELACIONES PROPIEDADES – ESTRUCTURA-ENLACE QUÍMICOLos cristales están formados por átomos, iones y moléculas. Se pueden clasificar a los cristales en

cuatro tipos de acuerdo a la clase de partículas que forma el cristal y a las fuerzas que las mantienen juntas.

TIPO DE CRISTAL

UNIDADES EN LOS PUNTOS

RETICULARES

FUERZAS QUE LAS

MANTIENEN JUNTAS

PROPIEDADES GENERALES EJEMPLOS

IONICO Iones positivos y negativos

Atracción electrostática

Duros, quebradizos, alto punto de fusión, malos conductores del calor y la electricidad. Conducen la

NaCl, LiF, MgO, KNO3



electricidad en estado de fusiónMOLECULARES Moléculas

polares

Moléculas no polares

London y dipolo-dipolo

London

Puntos de Fusión bajos, blandos, conductores deficientes de electricidad en estado líquido

H2O, NH3, SO2

H2, Cl2, CH4

REDES CRISTALINAS

Átomos Enlaces covalentes

Puntos de fusión elevados, muy duros, no conductores de la electricidad

C (diamante), SiC, SiO2

METALICO Iones positivos y electrones móviles

Enlace metálico

Suaves o duros, de bajos a altos puntos de fusión, buenos conductores del calor y la electricidad, maleables y dúctiles

Todos los elementos metálicos

ENLACE METALICO ENLACE METALICO: Un metal está constituido por una red rígida de iones positivos alrededor de los cuales existe un “mar”, “nube” o “atmósfera” de electrones de valencia. Estos electrones están restringidos a ciertos niveles de energía. Cuando se aplica energía, estos electrones se transfieren rápidamente de un átomo a otro. Este sistema de enlace se denomina ENLACE METALICO. DESLOCALIZACION DE ELECTRONES: significa que ciertos electrones no están firmemente unidos a ciertos átomos, sino que pueden migrar libremente por el cristal metálico cuando se aplica una diferencia de potencial. Se explica así la conductividad eléctrica.TEORIA DE LAS BANDAS: se utiliza para justificar la conductividad eléctrica de los metales. Según esta teoría, las posiciones reticulares en un metal cristalino están ocupadas por iones metálicos positivos que están formados por los núcleos atómicos y por electrones de las capas interiores. Los electrones de las capas externas no están asociados con ningún átomo en particular sino que se encuentran en niveles de energía superiores que se agrupan en bandas.

Como las bandas de valencia y de conducción son adyacentes se requiere sólo una cantidad despreciable de energía para promover un electrón de valencia a la banda de conducción, donde adquiere libertad de moverse a través de todo el metal, dado que la banda de conducción carece de electrones.

Los electrones son los portadores de la carga en los conductores, como los metales, los semiconductores y los aislantes, mientras que los iones llevan la carga en la mayoría de los compuestos iónicos.

La movilidad depende del enlace atómico, de las imperfecciones de la red, de la microestructura y en los compuestos iónicos de las velocidades de difusión.

CLASIFICACION DE LOS SOLIDOS CON BASE EN SU CONDUCTIVIDAD ELECTRICARESISTENCIA ELECTRICA: es la dificultad que oponen todos los cuerpos a ser atravesados por la corriente eléctrica.CONDUCTORES: Aquellos elementos que tienen resistividad muy baja. Ejm: cobre, plata, tugsteno, aluminio.AISLANTES: cuerpos que ofrecen una elevada resistencia a dejarse atravesar por la corriente eléctrica. Ejm: vidrio, plástico, baquelita.SEMICONDUCTORES: estos materiales son atravesados por la corriente eléctrica pero con cierta dificultad. Son malos conductores y malos aislantes. Ejm: germanio, silicio.

DOPADO: Cuando se le añade una pequeña cantidad de otro elemento a un trozo puro de un semiconductor como germanio o silicio, su conductividad aumenta extraordinariamente, de modo que pasa a convertirse en un buen conductor. A esta adición de impurezas a un material semiconductor se le llama dopado.ELECTRONES DE VALENCIA: La corriente eléctrica se establece cuando algún átomo pierde alguno de sus electrones de su órbita exterior. A los electrones que facilitan los fenómenos eléctricos se les llama electrones de valencia.

SEMICONDUCTOR TIPO N: Cuando se introducen átomos de arsénico sobre la estructura atómica del germanio (dopado), la estructura resultante queda modificada: el arsénico tiene 5 electrones de valencia



en su órbita exterior, el germanio tiene 4 electrones. Si se agregan átomos con más de 5 electrones de valencia a un semiconductor, se formara un semiconductor tipo N

El átomo de arsénico se integra dentro de la unión covalente de los átomos de germanio, pero el electrón sobrante no tiene ahora cabida en el sistema, de modo que queda como electrón libre. Si ahora se aplica una fuente de a corriente eléctrica se establece una vía de paso a los electrones libres introducidos por el átomo de impureza, de modo que el cristal se hace conductor. A este tipo de cristal se le llama semiconductor tipo N (por ser negativo). Ejm. de impurezas: Fósforo, Arsénico.

SEMICONDUCTOR TIPO N (Negativo)

SEMICONDUCTOR TIPO P: Cuando se introducen átomos que tienen solo 3 electrones de valencia dentro de un semiconductor, por ejemplo, si dopamos germanio con indio, quedará un átomo que tendrá en su órbita exterior compartida sólo 7 electrones y ello provocará inestabilidad del conjunto, por el hecho de que en alguna parte del cristal hay un hueco que algún electrón ha de llenar. Ejm. de impurezas: Aluminio, indio El átomo que tiene el hueco o falta de un electrón, suele quedarse con el electrón más próximo que quede a su alcance; en este caso el otro átomo se queda sin electrón y por lo tanto, con el hueco; esta situación se efectúa con gran rapidez, el hueco está continuamente desplazándose por todo el cristal; en estas condiciones de dopado, el cristal se hace conductor, pero lo que necesita son electrones y por lo tanto el cristal resulta positivo, a lo que se llama semiconductor tipo P, porque si aplicamos una fuente de alimentación se establecerá una circulación de huecos del polo positivo al negativo, es decir, los electrones habrán enContrado la vía de los huecos para atravesar todo el cristal.

SEMICONDUCTOR TIPO P (Positivo)

DIFERENCIAS EN LAS POSICIONES DE LAS BANDAS EN LOS METALES, SEMICONDUCTORES O AISLANTES

METAL SEMICONDUCTOR AISLANTE

Banda de conducción Banda de conducción Banda de conducción

Brecha energética Banda de valencia Banda de valencia


Brecha energética


Banda de valencia

FUERZAS INTERMOLECULARES Y SU INFLUENCIA EN LAS PROPIEDADES FÍSICASINTRODUCCIÓN:

Los átomos se mantiene juntos en las moléculas mediante enlaces covalentes, que son fuerzas dentro de las moléculas y son las responsables de la forma molecular, las energías de enlace, y muchos aspectos del comportamiento químico. Las fuerzas que existen entre las moléculas son llamadas fuerzas de atracción Intermoleculares. Estas fuerzas son las responsables de las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares.FUERZAS INTERMOLECULARES:

Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónico o covalentes.

Existen tres tipos de fuerzas de atracción entre las moléculas neutras: fuerzas dipolo – dipolo, fuerzas de dispersión de London y fuerzas de puente de hidrógeno. Estas fuerzas también se denominan fuerzas de Van der Waals. Otro tipo de fuerza de atracción, la fuerza ión dipolo, es importante en soluciones. Todas estas fuerzas son de naturaleza electrostática, pues implican atracciones entre especies positivas y negativas.

FUERZAS DIPOLO – DIPOLOComo se explico anteriormente, cuando se unen dos átomos diferentes por medio de enlaces

covalentes, la densidad electrónica del enlace no está simétricamente distribuida alrededor de los dos núcleos. Esto da lugar a un extremo con carga parcial negativa y otro extremo con carga parcial positiva. Dichos extremos reciben el nombre de dipolos. Estas cargas parciales están indicadas por los símbolos δ-

y δ +, para distinguirlas de largas completamente iónicas. Las fuerzas dipolo – dipolo son fuerzas se presentan en las moléculas polares. La moléculas de este tipo tienen dipolos y se alinean en un campo eléctrico. Las fuerzas dipolo-dipolo se originan por la atracción de los polos positivos y negativos de las moléculas entre sí.

δ - δ + δ - δ + δ - δ +

δ - δ + δ - δ + δ - δ +

FUERZAS DE LONDON (FUERZAS DE DISPERSIÓN)Este tipo de fuerzas se presentan en moléculas no polares, principalmente de gases no polares.

Son originadas por el movimiento electrónico. En un instante, la nube electrónica puede distorsionarse de tal forma que se produce un dipolo en el cual una parte de la molécula es ligeramente más negativa que el resto. En el instante siguiente, las posiciones de los polos negativos y positivos y positivos del dipolo serán diferentes, debido a que los electrones se han movido.

Después de un período de tiempo muy corto, los efectos de estos dipolos instantáneos se cancelan de tal forma que la molécula no polar no tiene un momento dipolo permanente . Este dipolo instantáneo induce el apareamiento de dipolos en las moléculas vecinas (alineadas en la misma forma que se hallan los dipolos permanentes).

Las fuerzas del London más fuertes se presentan entre las moléculas grandes y complejas que poseen grandes nubes electrónicas que se distorsionan o polarizan fácilmente.

La facilidad con la que la distribución de carga de una molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico externo es su polarizabilidad. Cuanto mayor es la polarizabilidad de una molécula, más fácilmente puede distorsionarse su nube de electrones para producir un dipolo instantáneo. Lo que aumenta las fuerzas de dispersión de London.FUERZAS DE PUENTE DE HIDROGENOUNIDAD: III PAG: [ 53 ] ENLACES QUIMICOS

Distribución de carga esférica en un átomo de helio

Catión Dipolo instantáneo Dipolo Dipolo instantáneo


Las atracciones intermoleculares de ciertos compuestos que contienen hidrógeno son desusadamente fuertes (el agua es un ejemplo). Estas atracciones se presentan en compuestos en los cuales el hidrógeno está enlazado covalentemente a elementos muy electronegativos de tamaño atómico pequeño.

Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H-F, H-O o H-N) y un par de electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano (usualmente un átomo F, O ó N de otra molécula).

Puesto que los puentes de hidrógeno son generalmente más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión, desempeñan papeles importantes en muchos sistemas químicos de importancia biológica. Por ejemplo, los puentes de hidrógeno estabilizan la estructura de las proteínas y hacen posible la transmisión de información genética mediante el DNA. Además, las interacciones de puente de hidrógeno explican la baja densidad del hielo en comparación con el agua líquida.FUERZAS ION - DIPOLO

Existe una fuerza ión dipolo entre un ión y la carga parcial de un extremo positivo y uno negativo. Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción aumenta al incrementarse la carga del ión o la magnitud del momento dipolar. Las fuerzas ión dipolo tienen especial importancia en la s soluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, por ejemplo, una solución de NaCl en agua.

ESTADOS DE LA MATERIA Y FUERZAS INTERMOLECULARES:En la unidad I se presentó un resumen de la influencia de las fuerzas cinéticas (de movimiento) y

las fuerzas intermoleculares (de atracción) en los tres estados de la materia: sólido, líquido y gaseoso.INFLUENCIA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LAS PROPIEDADES FÍSICAS

EL ESTADO LIQUIDOEn los gases, las moléculas se mueven rápidamente en una forma completamente desordenada.

En los sólidos, las moléculas se mantienen juntas en las posiciones ordenadas, típicas de los cristales. El estado líquido es intermedio entre el estado gaseoso y el estado sólido.

En los líquidos, las moléculas se mueven más lentamente que en los gases. Por lo tanto, las fuerzas de atracción molecular son capaces de mantenerlas juntas dentro de un volumen definido. Sin embargo, el movimiento molecular es demasiado rápido para que las fuerzas de atracción puedan fijar las moléculas dentro de las posiciones definidas de un retículo cristalino. Consecuentemente, un líquido retiene su volumen, pero no su forma. Los líquidos fluyen y adquieren las formas de sus recipientes.

Un cambio de presión casi no tiene efecto sobre el volumen de un líquido, puesto que hay poco espacio libre entre las moléculas. Los líquidos son incompresibles. Un aumento en la temperatura aumenta ligeramente el volumen de la mayoría de los líquidos y pro consiguiente disminuye la densidad del líquido.


H

H

O H

H

O H

H

O H

H

N H

δ -

δ +

δ -

δ -δ

-

δ +

δ + δ

+

+

δ -

δ +

-

δ -

δ +

δ -

δ +


VISCOSIDAD: La resistencia a fluir que presenta un líquido es su viscosidad. La viscosidad puede medirse determinando el tiempo que cierta cantidad de líquido tarda en fluir a través de un tubo delgado bajo la influencia de la gravedad.

La viscosidad tiene que ver con la facilidad con que moléculas individuales del líquido pueden moverse unas respecto a otras; por tanto, depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas y la existencia de características estructurales que pudieran hacer que las moléculas se enreden. La viscosidad disminuye al aumentar la temperatura porque a temperaturas más altas el aumento en la energía cinética de las moléculas vence más fácilmente las fuerzas de atracción entre ellas.

TENSIÓN SUPERFICIAL: Es otra propiedad de los líquidos originada por las fuerzas de atracción intermolecular. Una molécula en el centro de un líquido es igualmente atraída en todas direcciones por las moléculas vecinas. Sin embargo, las moléculas que están en la superficie de un líquido son atraídas solamente hacia el interior del líquido. Por consiguiente, las moléculas de la superficie son atraídas hacia el interior del interior, y el área de la superficie del líquido tiende a reducirse. Esto explica la forma esférica de las gotas de un líquido. La tensión superficial es una medida de esta fuerza hacia el interior que actúa sobre la superficie del líquido, la fuerza que se debe superar para ampliar el área superficial. La tensión superficial se define como la energía requerida para aumentar el área superficial de un líquido en una unidad de área. La tensión superficial disminuye con el aumento de la temperatura, puesto que el mayor movimiento molecular tiende a disminuir el efecto de las fuerzas de atracción intermoleculares.

Las fuerzas intermoleculares que unen moléculas similares unas a otras, como los puentes de hidrógeno de; agua, se llaman fuerzas de cohesión. Las fuerzas intermoleculares que unen una sustancia a una superficie se llaman fuerzas de adhesión. El agua colocada en un tubo de vidrio se adhiere al vidrio porque las fuerzas de adhesión entre el agua y el vidrio son más intensas que las fuerzas de cohesión entre las moléculas del agua. Por ello, la superficie curva o menisco de la parte superior del agua tiene forma de U. En el mercurio, el menisco tiene una curva hacia abajo en los puntos en que el metal hace contacto con el vidrio. En este caso las fuerzas de cohesión entre los átomos de mercurio son mucho más intensas que las fuerzas de adhesión ente los átomos de mercurio y el vidrio.

Si se coloca un tubo de vidrio de diámetro pequeño (un capilar) en agua, el líquido sube por el tubo. La elevación de líquidos por tubos muy angostos se denomina acción capilar.

CAMBIOS DE FASEMuchas propiedades importantes de los líquidos y sólidos tienen que ver con la facilidad con que

cambian de un estado a otro. Estas transformaciones se llaman cambios de fase. Dichos cambios de fase se estudiaron en la unidad I.

PRESION DE VAPORLas moléculas pueden escapar de la superficie del líquido hacia la fase gaseosa por vaporización o

evaporación. La presión ejercida por el vapor en el espacio arriba del líquido comenzará a aumentar. Después de un tiempo corto, ala presión de vapor alcanzará un valor constante, que se llama presión de vapor de la sustancia.

PUNTO DE EBULLICIONLa temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa, se llama

punto de ebullición del líquido. A esta temperatura el vapor producido en el interior del líquido resulta en la formación de burbujas y turbulencia que es característica de la ebullición. La formación de burbujas es imposible a temperaturas por debajo del punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido cambia al cambiar la presión externa. El punto normal de ebullición de un líquido se define como la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a 1 atm. UNIDAD: III PAG: [ 55 ] ENLACES QUIMICOS


ESTADO SOLIDOCuando un líquido se enfría, las moléculas se mueven más y más lentamente. Eventualmente, se

alcanza una temperatura a la cual algunas moléculas poseen energías cinéticas suficientemente bajas como para permitir que las atracciones intermoleculares las mantengan en el retículo cristalino. La sustancia entonces empieza a congelarse. Gradualmente, las moléculas de baja energía adquieren posiciones en el retículo cristalino.

El cambio de fase de líquido a sólido se llama solidificación, cristalización o congelación.

ESTADO GASEOSO:Un gas ocupa el volumen del recipiente que lo contiene. Las partículas gaseosas están moviéndose

rápidamente y no existen fuerzas de atracción entre ellas. Un gas se puede comprimir fácilmente, ya que los gases consisten principalmente de espacio vacío, así que una muestra de gas puede reducir su volumen sin ofrecer gran resistencia.


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