Tema2.MaterialesCERAMICOS.Enlace.ATOMICO.2008.ppt

LA COMPRENSIÓN DE MUCHAS PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS
MATERIALES SE BASA EN EL CONOCIMIENTO DE LAS FUERZAS
INTERATÓMICAS QUE ENLAZAN LOS ÁTOMOS ENTRE SI.
METANO
AGUA
r0 = 3 Å
Cuando (dEN/dr)= 0, EN = E0,.
(a).- Dependencia de las fuerzas repulsiva, atractiva y resultante con la
distancia interatómica entre dos átomos aislados.
(b).- Dependencia de las energías repulsiva, atractiva y potencial
resultante con la distancia interatómica entre dos átomos aislados.
Fuerzas
resultante en
función de la
distancia
interatómica
para un enlace
débil y fuerte.
EL MÓDULO DE YOUNG, E, SE PUEDE CORRELACIONAR
CON LA CURVA FUERZA-DISTANCIA. UN ENLACE FUERTE
RESULTA EN UN MÓDULO ALTO, QUE SE TRADUCE EN
UNA PENDIENTE ELEVADA DE LA CURVA ANTERIOR EN
SU PUNTO DE INTERSECCIÓN CON EL EJE OR, ES DECIR:
⎛ dF ⎞
E∝⎜
⎟
⎝ dr ⎠ r =ro
1.- ¿POR QUÉ ALGUNOS ÁTOMOS SE ENGANCHAN PARA FORMAR
MOLÉCULAS, MIENTRAS QUE OTROS NO LO HACEN?. POR EJEMPLO,
DOS ÁTOMOS DE HIDRÓGENO SE COMBINAN DANDO H2, PERO EL
HELIO NO SE COMBINA DANDO UNA MOLÉCULA DEL TIPO He2
ESTABLE.
2.- ¿POR QUÉ EN LAS MOLÉCULAS SE ENCUENTRAN SOLAMENTE
DETERMINADAS COMBINACIONES DE ÁTOMOS? ES DECIR, ¿POR QUÉ
SE ENCUENTRA H2, Y NO H3 ?
3.- ¿POR QUÉ TOMAN LAS MOLÉCULAS UNA FORMA DETERMINADA? .
POR EJEMPLO, LOS ÁTOMOS DE OXÍGENO Y CARBONO TOMAN LA
DISPOSICIÓN LINEAL EN EL CO2, MIENTRAS QUE LOS DE OXÍGENO E
HIDRÓGENO EN EL H2O TOMAN UNA DISPOSICIÓN TRIGONAL.
Tabla 2.1 .- TIPOS DE ENLACES PRIMARIO
IÓNICO
COVALENTE
METÁLICO
TIPO DE
ELEMENTO
METAL
NO METAL
NO METAL
NO METAL
METAL
METAL
ELECTRONES
M cede eN capta e-
MyN
Comparten e-
M cede eNube de e-
FORMACIÓN DE
IÓNES
M ----catión
N---- anión
NO
M---- catión
RESULTADO
CRISTAL
Fuerza
Electrostática.
MOLÉCULA
CRISTAL
Los elementos He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn tienen la capa de electrones más
externa completa y asi son muy estables y no forman enlaces con
facilidad con otros elementos. Por su parte, los elementos que no tienen
la capa de electrones más externa completa no son estables e
interaccionan, de manera controlada, con otros átomos de tal modo que
los electrones son compartidos o intercambiados entre dichos átomos
CON EL FIN DE LOGRAR CAPAS DE ELECTRONES MÁS EXTERNAS
ESTABLES.
ENLACE IONICO
EL ENLACE IÓNICO ES EL MÁS FÁCIL DE DESCRIBIR Y DE VISUALIZAR Y
SIEMPRE EXISTE EN COMPUESTOS FORMADOS POR
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS (UNIÓN METAL – NO
METAL), O SEA, ENTRE ELEMENTOS SITUADOS EN LOS EXTREMOS
HORIZONTALES DE LA TABLA PERIÓDICA, ES DECIR, ESTE ENLACE SE
FORMA CUANDO
LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS DOS
ELEMENTOS ES MUY GRANDE.
EL ELEMENTO MÁS ELECTRONEGATIVO SE LLEVA AL ELECTRÓN (ATOMO
ACEPTOR) Y EL MENOS ELECTRONEGATIVO LO PIERDE (ATOMO DONOR).
PARA QUE SE FORME ENLACE IÓNICO LA DIFERENCIA DE
ELECTRONEGATIVIDADES DEBE SER IGUAL O MAYOR QUE 1.7 – 1.8 .
LOS ÁTOMOS DEL ELEMENTO METÁLICO DAN FÁCILMENTE SUS ELECTRONES
DE VALENCIA A ÁTOMOS DE UN NO METAL, QUE ES, A SU VEZ, UN BUEN
ACEPTOR DE ELECTRONES.
EN ESTE PROCESO TODOS LOS ÁTOMOS ADQUIEREN LA
CONFIGURACIÓN ESTABLE DEL GAS INERTE, PARA ELLO SE HAN DE
IONIZAR, CARGÁNDOSE ELÉCTRICAMENTE.
Electronegatividades de los elementos
Z1Z 2 e 2
Fa (r ) =
4πε 0 r 2
rC
rA
=
rNa+
rCl −
=
0.99
= 0.547
1.81
Número de
coordinación = 6,
OCTAEDRICA
LOS COMPUESTOS IÓNICOS NO FORMAN MOLÉCULAS AISLADAS, POR
LO QUE SUS FÓRMULAS SON SIEMPRE FÓRMULAS EMPÍRICAS.
LAS SUSTANCIAS IÓNICAS SÓLIDAS FORMAN ESTRUCTURAS
CRISTALINAS O REDES CRISTALINAS TRIDIMENSIONALES
COMPACTAS, CON UN ORDENAMIENTO EN EL QUE SE ALTERNAN
IONES POSITIVOS Y NEGATIVOS EN LAS TRES DIMENSIONES DEL
ESPACIO CON UN NUMERO DE COORDINACIÓN MÁXIMO.
SE LLAMA ÍNDICE DE COORDINACIÓN DE UN ION EN LA RED, AL
NÚMERO DE IONES DE SIGNO CONTRARIO QUE LO RODEAN A LA
MISMA DISTANCIA.
EL TAMAÑO DE LOS IONES (RELACIÓN ENTRE EL RADIO
DEL CATIÓN Y EL DEL ANIÓN) Y SUS CARGAS
DETERMINARÁN LOS DISTINTOS TIPOS DE
ORDENAMIENTO.
HAY DOS CARACTERÍSTICAS DE LOS IONES QUE DETERMINAN LA
ESTRUCTURA CRISTALINA DE LOS COMPUESTOS ENLAZADOS
IONICAMENTE:
1.- EL VALOR DE LA CARGA ELÉCTRICA DE LOS IONES
COMPONENTES. NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA
ELEMENTO NECESARIOS PARA MANTENER LA
NEUTRALIDAD ELÉCTRICA
2.- LOS TAMAÑOS RELATIVOS DE LOS CATIONES Y
ANIONES. LOS RADIOS IÓNICOS PUEDEN VARIAR
LIGERAMENTE DEPENDIENDO DEL NÚMERO Y TIPO DE
LOS IONES CON CARGA OPUESTA QUE LOS RODEAN.
Configuraciones estables e inestables de la coordinación
entre aniones y cationes.
CADA CATIÓN PREFIERE TENER A SU ALREDEDOR
TANTOS ANIONES VECINOS MAS PRÓXIMOS COMO SEA
POSIBLE.
LOS ANIONES TAMBIÉN DESEAN UN NÚMERO MÁXIMO DE
CATIONES COMO VECINOS MÁS PRÓXIMOS.
COORDINACIÓN ADOPTADA POR LOS CATIONES EN FUNCIÓN DE
LA RELACIÓN DE RADIOS
Números y geometrías de
coordinación para varios
cocientes entre los radios
del catión y del anión.
ESTRUCTURAS CRISTALINAS IÓNICAS.
Los iones monovalentes del Grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs,
Fr) y del Grupo VIIA ( F, Cl, Br, I ) forman compuestos que
son altamente iónicos, pero tienen una resistencia
relativamente baja, puntos de fusión bajos y poca dureza.
Sin embargo, los compuestos iónicos formados a partir de
iones de mayor carga, como por ejemplo el Mg2+, Al3+ y Zr4+ ,
poseen un enlace fuerte y, por consiguiente, tienen una
resistencia alta, puntos de fusión altos y gran dureza
PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS IÓNICOS.
1.- Hay un elemento donor de electrones y otro aceptor, para lograr la
neutralidad eléctrica.
2.- Tienen estructura cristalina y son sólidos, pues el enlace es fuerte. La
magnitud del enlace iónico es igual en todas las direcciones alrededor de
un ión y se denomina no direccional. El enlace esta asociado con las
capas electrónicas s, las cuales tienen una distribución de probabilidad
esférica.
Para que un material iónico sea estable es necesario que todos los iones
positivos tengan como vecinos más próximos, en un esquema
tridimensional, iones cargados negativamente, y viceversa. La estructura
está determinada por el tamaño de los átomos o iones y de su carga, con
una tendencia a formar las estructuras más compactas permitidas
3.- Enlace fuerte. Las energías de enlace suelen valer de 600 a 1500
kJ/mol (de 3 a 8 eV x átomo) y esta elevada cuantía se refleja en las altas
temperaturas de fusión. La resistencia del enlace aumenta cuando lo
hace la carga de los iones. Así, muchos óxidos compuestos de iones con
carga múltiple son duros y funden a altas temperatura (Al2O3, ZrO2,
Y2O3), pues la atracción electrostática será mayor.
PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS IÓNICOS.
4.- Conductividad eléctrica: Los compuestos con enlace iónico en estado
sólido no conducen la corriente eléctrica debido a que los iones están
demasiado juntos. Al fundir estas sales los iones se separan y pueden
moverse dentro de un campo eléctrico y por lo tanto conducen la
corriente eléctrica en solución (Conductividad ionica a alta temperatura)
5.- Térmicamente son aislantes (Son malos conductores del calor)
6.- Solubilidad: Son solubles en disolventes polares debido a que sus
iones se separan por atracciones electrostáticas entre las cargas de los
iones y las cargas parciales del disolvente polar formándose lo que se
llama "esfera de solvatación" que recibe el nombre de esfera de
hidratación cuando el disolvente es el agua. Na+(aq) Cl-(aq)
Por este estudio se puede llegar a la conclusión de que, debido a las
grandes fuerzas de cristal, los cristales iónicos deben ser relativamente
insolubles. Esto es así en el caso de los disolventes no polares, tales
como el benceno; pero los compuestos iónicos son solubles, en grados
diversos, en disolventes polares como el etanol, y pueden ser
extremadamente solubles en los líquidos muy polares, como el agua.
PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS IÓNICOS.
7.- Puntos de fusión y puntos de ebullición: Son valores altos debido a
que la energía de atracción en el cristal es alta y habrá que suministrar
por ejemplo energía calorífica suficiente para vencer estas fuerzas de
atracción.
8.- Son materiales transparentes a la radiación visible.
9.- Absorben la radiación infrarroja
10.- Otras propiedades debidas al enlace iónico son la dureza provocada
por lo compacto del cristal y son quebradizos (fragilidad debido a su
sistema cristalino).
ENLACE COVALENTE.
EN 1916, LEWIS PROPUSO QUE LA FORMACIÓN DE UN ENLACE
COVALENTE SE PRODUCE POR LA COMPARTICIÓN DE DOS
ELECTRONES ENTRE ÁTOMOS VECINOS Y NINGUNO DE LOS
ÁTOMOS:
- TIENE SUFICIENTEMENTE POCA ENERGÍA EN SU CAPA DE
VALENCIA COMO PARA PERDER SUS ELECTRONES
- ES SUFICIENTEMENTE ATRACTIVO PARA QUITARLE AL OTRO SUS
ELECTRONES
POR TANTO, TENDRÁN QUE COMPARTIR SUS ELECTRONES. EL
CASO MÁS TÍPICO ES EL DE DOS ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO
ENLACE COVALENTE.
DEPENDIENDO DE SU CAPA DE VALENCIA DOS ÁTOMOS PUEDEN
FORMAR UN ENLACE SIMPLE, COMPARTIENDO UN SOLO PAR
DE ELECTRONES (ENLACE COVALENTE SENCILLO), O
ENLACES MÚLTIPLES (DOBLE, TRIPLE, ETC.),
COMPARTIENDO DOS O MÁS PARES.
EL NÚMERO DE PARES ELECTRÓNICOS COMPARTIDOS SE
LLAMA ORDEN O MULTIPLICIDAD DE ENLACE.
..
H:O:H
..
H:
H
Single
Bonds
:H
C::C :
:
H
Double
Bond
H
H-O-H
Triple
Bond
H
C=C
H
H:C:::C:H
H-C≡C-H
H
ENLACE COVALENTE.
EN EL ENLACE COVALENTE LOS ELECTRONES COMPARTIDOS PERTENECEN
POR IGUAL A LOS DOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE. ESTA
CIRCUNSTANCIA PERMITE CONTABILIZAR A LOS ELECTRONES DE ENLACE
TANTO EN UN ÁTOMO COMO EN EL OTRO, POR LO QUE CONTRIBUYEN A
COMPLETAR LOS ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA HASTA
ALCANZAR EL OCTETO, LO QUE DA GRAN ESTABILIDAD A CADA ÁTOMO EN
LA MOLÉCULA.
CADA PAR DE ELECTRONES COMUNES A DOS ÁTOMOS SE LLAMA DOBLETE
ELECTRÓNICO, ESTE TIPO DE ENLACE SE ENCUENTRA EN TODAS LAS
MOLÉCULAS CONSTITUIDAS POR ELEMENTOS NO METÁLICOS O
COMBINACIONES BINARIAS QUE ESTOS ELEMENTOS FORMAN ENTRE SÍ,
TALES COMO: HIDRUROS GASEOSOS Y EN LA MAYORÍA DE COMPUESTOS DE
CARBONO.
LOS ORBITALES DE LAS CAPAS DE VALENCIA DE AMBOS ÁTOMOS SE
COMBINAN PARA FORMAR UNO SOLO QUE CONTIENE A LOS 2
ELECTRONES.
EL ENLACE COVALENTE OCURRE ENTRE NO METALES PORQUE LA
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES ENTRE LOS ÁTOMOS ES CERO O
MUY PEQUEÑA.
ENLACE COVALENTE.
Muchas moléculas de elementos no metálicos (H2, Cl2, F2,
etc.), así como muchas moléculas que contienen átomos
diferentes (CH4, H2O, HNO3, HF, etc.) tienen enlaces
covalentes. Además, este tipo de enlace aparece en sólidos
elementales, tales, como diamante (carbono), silicio,
germanio, y en compuestos sólidos formados por elementos
localizados a la derecha de la tabla periódica, tales como
arseniuro de galio (GaAs), antimoniuro de iridio (IrSb) y
carburo de silicio (SiC).
Los enlaces covalentes pueden ser muy fuertes, como en el
caso del diamante, que es un material muy duro y tiene una
temperatura de fusión muy elevada, Tf > 3550°C (6400°F),
pero también pueden ser muy débiles, como es el caso de los
enlaces del bismuto, que funde a 270 °C (518°F).
ENLACE COVALENTE.
El numero de enlaces covalentes posibles para un átomo
particular de-pende del numero de electrones de valencia.
Para N' electrones de valencia, un átomo puede enlazarse
covalentemente, como máximo, con 8 - N' átomos.
Por ejemplo, para el cloro N'= 7, y, por tanto, 8 - N'= 1, esto
significa que un átomo de cloro puede enlazarse con un solo
átomo, como en la molécula de Cl2.
Análogamente, para el carbono N'= 4, por lo que 8 - N'= 4
y así cada átomo de carbono tiene cuatro electrones para
compartir.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE ELECTRONES DE VALENCIA (TREPEV)
LA TEORÍA DE REPULSIÓN DE ELECTRONES DE VALENCIA (TREPEV),
QUE SE BASA EN EL MODELO DE LEWIS QUE ESTABLECE QUE EN UN
ÁTOMO LOS ELECTRONES FORMAN PARES QUE ESTAN
COMPARTIDOS CON OTRO ÁTOMO O SOLITARIOS, ESTABLECE QUE:
LOS PARES DE ELECTRONES SE REPELEN ENTRE SI, TANTO SI ESTAN
EN ENLACES QUIMICOS (PARES ENLAZADOS) COMO SI NO ESTÁN
COMPARTIDOS (PARES SOLITARIOS).
LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA SE
ENCUENTRAN
ORDENADOS EN TORNO AL ÁTOMO CENTRAL
DEL COMPUESTO CON ORIENTACIONES DE TAL MANERA QUE EXISTE
LA MÁXIMA SEPARACIÓN ENTRE ELLOS Y POR CONSIGUIENTE LA
MÍNIMA REPULSIÓN. LA POSICIÓN MÁS ESTABLE DE ESTOS PARES
DE ELECTRONES DETERMINA LA GEOMETRÍA DE LA MOLÉCULA.
DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES ALREDEDOR DE UN ÁTOMO CENTRAL
DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES ALREDEDOR DE UN ÁTOMO CENTRAL
DISTRIBUCIÓN DE LOS ÁTOMOS EN EL ESPACIO
(GEOMETRÍA MOLECULAR).
DISTRIBUCIÓN DE LOS ÁTOMOS EN EL ESPACIO
(GEOMETRÍA MOLECULAR).
DISTRIBUCIÓN DE LOS ÁTOMOS EN EL ESPACIO
(GEOMETRÍA MOLECULAR).
PARA CONSTRUIR UNA MOLÉCULA A PARTIR DE LA TEORÍA DE REPULSIÓN
DE ELECTRONES DE VALENCIA SE PROCEDE DEL MODO SIGUIENTE:
1. SE ESCRIBE LA ESTRUCTURA DE LEWIS PARA LA ESPECIE
2.- SE DETERMINA EL NÚMERO DE GRUPOS DE ELECTRONES QUE HAY
ALREDEDOR DEL ÁTOMO CENTRAL ESTABLECIENDO SI SON
GRUPOS ENLAZANTES O PARES SOLITARIOS
3.- SE ESTABLECE LA GEOMETRÍA DE GRUPOS DE ELECTRONES ALREDEDOR
DEL ÁTOMO CENTRAL
4.- SE DETERMINE LA GEOMETRÍA MOLECULAR DE LAS POSICIONES
ALREDEDOR DEL ÁTOMO CENTRAL OCUPADAS POR OTROS NÚCLEOS
ATÓMICOS
Teoría de los orbitales moleculares (OM).
Los enlaces se forman a partir de la interacción de orbitales atómicos para formar
orbitales moleculares, los cuales pueden ser enlazantes o antienlazantes. Un
orbital molecular enlazante tiene menos energía y mayor estabilidad que los
orbitales atómicos que lo formaron. Un orbital molecular antienlazante tiene más
energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.
ENLACE COVALENTE.
Es la combinación de dos o más orbitales diferentes. Estas combinaciones
forman orbitales híbridos. La formación de estos orbitales permite justificar los
enlaces que presentan las moléculas. Los tipos de orbitales híbridos se dan en
la tabla 3.2.2.3.1, en la que puede verse su composición y orientación.
ENLACE COVALENTE.
Geometría y
formación de
los orbitales
sp3
.
Geometría y
formación de
los orbitales
sp2
ENLACE COVALENTE.
Promotion
Note the single left over
Unhybridized p orbital on B
Region of overlap
Enlace del trifluoruro de boro.
ENLACE COVALENTE.
ENLACE COVALENTE.
.
Geometría y formación de los orbitales
Teoría de orbitales moleculares (OM)
Según la teoría de orbitales moleculares (OM), los enlaces
covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de
orbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales
moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un
átomo sólo.
La geometría de una molécula depende de cada uno de los
orbitales atómicos que participan en el solapamiento.
ENLACE COVALENTE / CARBONO
ENLACE COVALENTE.
EN EL DIAMANTE SE TIENE UNA ESTRUCTURA EN LA CUAL CADA ATOMO DE
CARBONO SE UNE COVALENTEMENTE A OTROS 4 ÁTOMOS DE CARBONO EN
UNA ORIENTACIÓN TETRAEDRICA
EL CARBONO CENTRAL TIENE SUS 6 ELECTRONES INICIALES
MÁS UN ELECTRÓN QUE COMPARTE CON CADA UNO DE LOS 4 CARBONOS
ADYACENTES, DANDO COMO RESULTADO UN TOTAL DE 10 ELECTRONES.
ESTO ES EQUIVALENTE A QUE SE LLENE SU CAPA MÁS EXTERNA Y SU
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA ES 1s2 2s2 2p6 , QUE ES LA DEL NEÓN,
PRESENTANDO UNAS CONDICIONES MUY ESTABLES.
CADA UNO DE LOS 4 ATOMOS DE CARBONO EXTERNOS DEL TETRAEDRO
ESTA ENLAZADO DIRECCIONALMENTE A TRES ÁTOMOS DE CARBONO
ADICIONALES LO QUE DA LUGAR A UNA ESTRUCTURA TETRAEDRICA
PERIODICA CON TODOS LOS ÁTOMOS DE LA ESTRUCTURA (EXCEPTO LA
CAPA MÁS EXTERNA FINAL EN LA SUPERFICIE DEL CRISTAL) COMPARTIENDO
4 ELECTRONES LOGRANDO CON ELLO LA ESTRUCTURA ELECTRONICA
ESTABLE DEL NEÓN.
ENLACE COVALENTE.
ESTRUCTURA
DEL DIAMANTE
ENLACE COVALENTE
LAS CERÁMICAS COVALENTES, TIPICAMENTE, SON DURAS Y FUERTES Y
TIENEN UNA TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA. SIN EMBARGO, ESO NO
SON RASGOS INHERENTES AL ENLACE COVALENTE. ASÍ, LA MAYORÍA DE
LOS MATERIALES ORGANICOS TIENEN ENLACES COVALENTES Y NO
POSEEN UNA DUREZA ALTA NI UNA TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA.
EL FACTOR QUE DECIDE ES LA RESISTENCIA DEL ENLACE Y
LA NATURALEZA DE LA ESTRUCTURA.
EL METANO, CH4, FORMA UNA UNIDAD
ESTRUCTURAL TETRAEDRICA COMO EL
DIAMANTE, PERO LOS ELECTRONES DE
VALENCIA TANTO DEL ÁTOMO CARBONO
COMO DE LOS 4 ÁTOMOS DE HIDROGENO
SE SATISFACEN CON LA FORMACIÓN DE UN
TETRAEDRO SIMPLE Y NO RESULTA
UNA ESTRUCTURA PERIODICA.
EL METANO ES UN GAS EN LAS
CONDICIONES AMBIENTALES NORMALES.
ENLACE COVALENTE
CIERTOS ELEMENTOS COMO EL N, EL O o EL MISMO CARBONO
PUEDEN COMPARTIR DOS PARES DE ELECTRONES, FORMANDO UNA
UNIÓN COVALENTE DOBLE.
AL COMBINARSE EL CARBONO CON OTROS DOS ÁTOMOS PARA
SATISFACER SU DEMANDA DE CUATRO ELECTRONES, ESTE SE
RODEARÁ DE TRES ÁTOMOS, SIENDO LA GEOMETRÍA MÁS ADECUADA
LA TRIANGULAR, CON TRES ORBITALES ORIENTADOS HACIA LOS
VÉRTICES DEL MISMO EN ÁNGULOS DE 120°. ESTOS TRES ORBITALES
RESULTAN DE LA “HIBRIDIZACIÓN” DE UN ORBITAL s CON DOS
ORBITALES p Y SE DENOMINAN, POR LO TANTO, ORBITALES sp2.
EN CADA UNO DE DICHOS 3 ORBITALES TENDREMOS UN ELECTRÓN
DEL CARBONO, MANTENIÉNDOSE EL CUARTO ELECTRÓN EN SU
ORBITAL P ORIGINAL, CON GEOMETRÍA PERPENDICULAR AL PLANO
DE LA MOLÉCULA.
ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes
COMPUESTOS IÓNICOS
COMPUESTOS COVALENTES
1.Son sólidos con puntos de fusión altos
(PF > 400 ºC).
1. Son gases, líquidos o sólidos con
puntos de fusión bajos (PF< 300 ºC).
2. Muchos son solubles en disolventes
polares como el agua.
2. Muchos son insolubles en disolventes
polares.
3. La mayoría es insoluble en disolventes
no polares como por ejemplo el hexano
(C6H14)
3. La mayoría es insoluble en disolventes
no polares
4. Los compuestos fundidos conducen
bien la electricidad. (Contienen
partículas móviles con carga, los iones).
4. Los compuestos líquidos o fundidos no
conducen la electricidad.
5. Las soluciones acuosas conducen bien
la electricidad (porque contienen iones)
5. Las soluciones acuosas suelen ser
malas conductoras de la electricidad
ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
CARÁCTER IÓNICO DE LOS ENLACES COVALENTES Y EL CARÁCTER
COVALENTE DE LOS ENLACES IÓNICOS.
LA MAYOR PARTE DE LOS ENLACES NO SON NI PURAMENTE IÓNICOS NI
PURAMENTE COVALENTES.
EL ENLACE IÓNICO ESTA ASOCIADO CON LAS CAPAS ELECTRONICAS ,
LAS CUALES TIENEN UNA DISTRIBUCIÓN DE PROBABILIDAD ESFERICA Y
SERÍA NO DIRECCIONAL SI FUERA IÓNICO PURO. SIN EMBARGO, HAY
UNA TENDENCIA A QUE AUMENTE LA CONCENTRACIÓN DE ELECTRONES
ENTRE LOS CENTROS DE LOS ÁTOMOS, LO CUAL PROPORCIONA UN
CIERTO GRADO DE CARÁCTER NO IONICO.
LA IONICIDAD DE UN ENLACE COVALENTE LO RELACIONAMOS
CON EL CONCEPTO DE ELECTRONEGATIVIDAD, MIENTRAS QUE
EL CARÁCTER COVALENTE DE UN ENLACE IÓNICO NOS LLEVA AL
CONCEPTO DE POLARIZACIÓN.
Electronegatividad (EN).
Los enlaces de moléculas homodiatomicas como el H2 son covalentes puros. En
una molécula heterodiatomica como el HF, el par de enlace esta más localizado
sobre el fluor, produciendo una carga parcial positiva sobre el hidrogeno, y una
negativa sobre el fluor. Un enlace de este tipo se llama polar, ya que presenta un
momento dipolar eléctrico.
La capacidad de cada átomo de atraer los electrones del enlace covalente
determina la distribución de cargas y se llama electronegatividad.
La electronegatividad se define “como la tendencia relativa de los
distintos átomos a atraer hacia sí el par de electrones que comparte con
otro en un enlace covalente”. Se trata realmente de un índice por lo que
no tiene unidades.
Dicha tendencia debe estar relacionada con el potencial de ionización (energía
que hay que comunicar a un átomo aislado en su configuración electrónica
fundamental para arrancarle un electrón y convertirlo en un catión) y la
electroafinidad (energía desprendida al capturar un electrón un átomo aislado en
su configuración electrónica fundamental.) de la siguiente forma: a medida que
aumentan ambas magnitudes el átomo querrá tomar electrones y será bastante
difícil que los pierda.
Gráfica que relaciona el carácter ionico de un enlace con la diferencia de
electronegatividad de los dos átomos enlazados, según una formula propuesta por
Pauling. El carácter iónico aumenta con la diferencia entre las electronegatividades
(
)
⎡
−0.25 X − X 2 ⎤
A
B ⎥
⎢
Caracter iónico = 100 1 − e
⎢
⎥
⎥⎦
⎣⎢
ENLACES SECUNDARIOS, FÍSICOS O DE VAN DER WAALS.
Aparte de los enlaces químicos o primarios de tipo iónico o covalente
y que constituyen el enlace atómico de la mayoría de los materiales
cerámicos, existe un segundo tipo de enlaces denominados físicos o
secundarios, que son más débiles en comparación con los primarios
o químicos, pero que tienen importantes efectos sobre las
propiedades de algunos materiales cerámicos. Estos enlaces de tipo
secundario o enlaces de Van der Waals se suelen agrupar juntos bajo
el nombre de fuerzas de Van der Waals.
Las energías de enlace características son del orden de 10 kJ/mol (0.1
eV/átomo). En realidad, existen enlaces secundarios entre todos los
átomos de las moléculas, pero su presencia puede pasar
desapercibida si concurre alguno de los tres tipos de enlaces
primarios. Este tipo de enlace, el secundario o físico, es evidente en
los gases inertes, que tienen configuración electrónica estable, y,
además, entre moléculas cuyos átomos estén unidos covalentemente.
Tipos de fuerzas intermoleculares.
ION-DIPOLO
FUERZAS
INTERMOLECULARES
FUERZAS
DE
VAN DER
WAALS
DIPOLO-DIPOLO
FUERZAS DE
DISPERSION
DE LONDON
ION-DIPOLO INDUCIDO
DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO
INDUCIDO
PUENTE DE HIDROGENO
Todas estas fuerzas intermoleculares resultan de la atracción
mutua de cargas opuestas o la repulsión mutua de cargas iguales.
INTENSIDAD DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES E INTRAMOLECULARES.
El valor de la fuerza de las interacciones es inversamente proporcional
a alguna potencia de r y, por tanto, dependen en gran medida de la
distancia entre moléculas que interaccionan.
LAS FUERZAS DE ENLACE SECUNDARIO SURGEN DE LOS
DIPOLOS ATÓMICOS O MOLECULARES.
EN ESENCIA, UN DIPOLO APARECE SI HAY ALGUNA SEPARACIÓN
ENTRE LAS REGIONES POSITIVA Y NEGATIVA DE UN ÁTOMO O
MOLÉCULA. CIERTAS PARTÍCULAS Y MOLÉCULAS NO PRESENTAN
MOMENTO DIPOLAR INTRÍNSECO PERO SON SUSCEPTIBLES DE
POLARIZARSE (DESPLAZAMIENTO DE CARGAS) POR EFECTO DE
UN CAMPO ELÉCTRICO, EN CUYO CASO DECIMOS QUE SE TRATA
DE UN DIPOLO INDUCIDO.
CUANDO EL CAMPO ELÉCTRICO QUE POLARIZA A LA MOLÉCULA
TIENE SU ORIGEN EN LA PRESENCIA DE UNA CARGA ELÉCTRICA
PRÓXIMA APARECERÁ UNA INTERACCIÓN ELECTROSTÁTICA
ENTRE LA CARGA Y EL DIPOLO INDUCIDO.
La magnitud de ese dipolo
viene definida por lo que se
conoce como momento
dipolar, y es el producto de la
carga fraccional presente
sobre cada átomo por la
distancia que las separa.
Representación del fenómeno de la inducción de un momento dipolar.
Formación de dipolos instantáneos en moléculas polarizables
En la situación A de la figura anterior se consideran dos moléculas
polarizables sin momento dipolar intrínseco muy próximas entre sí. La
carga electrónica y nuclear fluctuan y en un instante dado un
desplazamiento de carga asimétrico produce un dipolo instantáneo en
una de las moléculas (situación B). Este dipolo instantáneo induce un
dipolo en la otra molécula vecina apareciendo una fuerza atractiva entre
ambos dipolos instantáneos (situción C).
El enlace es el resultado de la atracción entre el extremo positivo de un
dipolo y la región negativa del vecino, como indica la figura.
Interacciones dipolares ocurren entre dipolos inducidos y dipolos
permanentes (que poseen las moléculas polares). El enlace por puentes
de hidrógeno, es un tipo especial de enlace secundario, aparece entre
moléculas que tienen átomos de hidrógeno en su constitución.
FUERZAS IÓN-DIPOLO
En un dipolo un lado de la molécula tiene un exceso neto de
electrones y una carga parcial negativa (δ-) mientras que el
otro lado es deficiente de electrones y tiene una carga parcial
positiva (δ+). Se forma por la diferencia de electronegatividad
entre dos átomos de una molécula polar.
La interacción depende de la carga y del tamaño del ión
como así también del momento dipolar y del tamaño de la
molécula.
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO.
Las fuerzas dipolo–dipolo se presentan en moléculas polares como
resultado de las interacciones eléctricas entre dipolos de moléculas
vecinas. Las fuerzas pueden ser de atracción o repulsión dependiendo de
la orientación de las moléculas.
La fortaleza de la interacción
dipolo-dipolo depende del
tamaño de los momentos
dipolares envueltos.
Mientras más polar sea una
sustancia, mayor será la
fortaleza de las
interacciones dipolo-dipolo.
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON.
Todos los átomos y moléculas polares y no-polares experimentan
estas fuerzas de dispersión London que resultan del movimiento de
los electrones. Se forman de dipolos instantáneos en un átomo que
puede afectar la distribución electrónica en átomos vecinos e
inducir dipolos temporales en esos átomos vecinos. Como
resultado se desarrollan fuerzas de atracción débiles.
SU MAGNITUD DEPENDE DE LA FACILIDAD CON LA CUAL LA NUBE
ELECTRÓNICA DE UNA MOLÉCULA PUEDE SER DISTORSIONADA POR
UN CAMPO ELÉCTRICO CERCANO, PROPIEDAD CONOCIDA COMO
POLARIZABILIDAD. MOLÉCULAS PEQUEÑAS O ÁTOMOS LIVIANOS
TIENDEN A SER MENOS POLARIZABLES Y TIENEN FUERZAS DE
DISPERSIÓN PEQUEÑAS PORQUE TIENEN POCOS ELECTRONES A
DIFERENCIA DE UNA MOLÉCULA GRANDE O ÁTOMO PESADO QUE
POSEA MUCHOS ELECTRONES QUE SERÁN MÁS POLARIZABLES Y
SUS FUERZAS DE DISPERSIÓN SERÁN MAYORES.
ENLACE IÓN-DIPOLO INDUCIDO.
La fuerza de enlace ión-dipolo inducido se presenta entre un ión y un
dipolo inducido que resulta del movimiento de los electrones
ENLACE DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO (MOLÉCULA POLAR)
Las fuerzas dipolo–dipolo inducido se dan entre una
molécula polar y otra no polar. La molécula polar
induce un dipolo en la no polar.
En algunas moléculas existen dipolos permanentes
como consecuencia de la distribución asimétrica de
las regiones cargadas positiva y negativamente, son
las denominadas moléculas polares. La figura es la
representación esquemática de una molécula de
fluoruro de hidrógeno, en la cual el momento dipolar
permanente se origina a partir de las cargas positiva
y negativa asociada a los extremos del hidrógeno y
del flúor en la molécula de HF (La parte de la
molécula donde se encuentra el flúor será negativa
mientras la del hidrógeno será positiva).
Las moléculas polares pueden inducir dipolos en las
moléculas apolares próximas, y el enlace es la
resultante de las fuerzas de atracción entre dos
moléculas. Además, la magnitud de este enlace
aumenta con los dipolos inducidos fluctuantes.
ENLACE DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO INDUCIDO.
En una molécula que normalmente es simétrica eléctricamente
(Figura a) se puede crear un dipolo inducido por la distribución
espacial de los electrones respecto a los núcleos cargados
positivamente, como se muestra en la figura b.
Todos los átomos están vibrando
constantemente y pueden causar
distorsiones instantáneas en la
simetría eléctrica de los átomos y
moléculas, creando pequeños dipolos
eléctricos, como se muestra en la
figura b. A su vez, los dipolos suelen
desplazar la distribución electrónica
de átomos o moléculas próximas y
generar otro dipolo que luego se
enlaza débilmente al primero. Estas
fuerzas atractivas que se originan
(a).- Atomo electricamente simétrico.
entre gran número de átomos o
(b).- Dipolo atómico inducido.
moléculas son temporales y su
magnitud fluctúa con el tiempo.
ENLACE DE PUENTE DE HIDROGENO.
El tipo de enlace secundario más fuerte y que merece
especial atención es el enlace por puente de hidrógeno, que
es un caso particular del enlace de molécula polar covalente
como el agua o el amoníaco, que poseen átomos de
hidrógeno unidos a elementos muy electronegativos como el
flúor, oxígeno o nitrógeno (Es una interacción
primordialmente de tipo dipolo–dipolo especialmente fuerte).
Representación esquemática de una molécula polar de fluoruro de
hidrógeno Enlace con dipolos permanentes
Representación esquemática del enlace de puente de hidrógeno en el AGUA
LAS FUERZAS DE VAN DER WAALS SON MUY IMPORTANTES EN
ESTRUCTURAS EN CAPAS, COMO LAS ARCILLAS, GRAFITO Y NITRURO DE
BORO HEXAGONAL. DICHAS CERAMICAS TIENEN FUERTES ENLACES
PRIMARIOS EN LAS CAPAS, PERO DEPENDEN DE LAS FUERZAS DE VAN DER
WAALS QUE MANTIENEN ENLAZADAS LAS CAPAS ENTRE SI, LO QUE DA
COMO RESULTADO EL QUE POSEAN ANISOTROPIA EN LA PROPIEDADES.
EN LOS MINERALES ARCILLOSOS DICHA CARACTERÍSTICA HACE POSIBLE LA
PLASTICIDAD CON LA ADICIÓN DE AGUA Y FUE LA BASE DEL TEMPRANO
EMPLEO DE LA ARCILLA COMO MATERIA PRIMA CERÁMICA. DE HECHO, ERA
LA BASE DE CASI TODA LA TECNOLOGÍA DE FABRICACIÓN DE CERÁMICAS
ANTES DEL SIGLO VEINTE Y ES TODAVÍA UN FACTOR IMPORTANTE EN LA
FABRICACIÓN DE PORCELANA, CERAMICA BLANCA, LADRILLOS, BALDOSAS
Y MUCHOS OTROS PRODUCTOS.
EL FÁCIL DESLIZAMIENTO ENTRE CAPAS EN EL GRAFITO Y EN EL NITRURO DE
BORO HEXAGONAL HA DADO LUGAR A MUCHAS DE LAS APLICACIONES DE
ESOS MATERIALES. PUEDE SER MECANIZADOS CON INSTRUMENTOS DE
CORTE CONVENCIONALES Y PROPORCIONAR SUPERFICIES AUTOLUBRICANTES DE BAJA FRICCIÓN PARA UNA AMPLIA VARIEDAD DE SELLOS.
TAMBIÉN SON USADOS COMO LUBRICANTES SÓLIDOS COMO
RECUBRIMIENTOS SUPERFICIALES DE CAPAS LIMITES.
LOS ENLACES DÉBILES ENTRE LAS CAPAS DE LA MICA Y EL FÁCIL
DESLIZAMIENTO ENTRE ELLAS HAN CONDUCIDO A NUEVOS USOS PARA
ESOS MATERIALES. PEQUEÑOS CRISTALES DE MICA SINTÉTICOS SON
DISPERSADOS EN EL VIDRIO PARA FORMAR UN COMPUESTO NO POROSO
QUE TIENE EXCELENTES PROPIEDADES DE RESISTENCIA ELÉCTRICA. LA
PRESENCIA DE LA MICA PERMITE EL MECANIZADO DEL COMPUESTO CON
TOLERANCIAS AJUSTADAS SIN QUE SE PRODUZCAN FRACTURAS,
UTILIZANDO ECONOMICAS MÁQUINAS HERRAMIENTAS CONVENCIONALES.
AUNQUE LAS FUERZAS DE VANDER WAALS SON DÉBILES, SON ADECUADAS
PARA CAUSAR LA ADSORCIÓN DE MOLÉCULAS EN LA SUPERFICIE DE UNA
PARTÍCULA. PARA LAS PARTÍCULAS DE DIMENSIONES COLOIDALES (100
ANGSTROMS A 3 MICRAS), LOS IONES ADSORBIDOS PROPORCIONAN
BASTANTE CARGA EN LA SUPERFICIE DE UNA PARTÍCULA PARA ATRAER A
LAS PARTÍCULAS DE CARGA OPUESTA Y REPELER A LAS DE LA MISMA
CARGA. ESTO TIENE UN IMPORTANTE EFECTO SOBRE EL REOLOGÍA (
CARACTERÍSTICAS DE FLUJO DE PARTÍCULAS SUSPENDIDAS EN UN FLUIDO)
DE SUSPENSIONES DE PARTÍCULAS USADAS EN EL COLADO Y MEZCLAS
USADAS EN LA EXTRUSIÓN, EL MOLDEO POR INYECCIÓN Y OTRAS TÉCNICAS
DE CONFORMADO PLÁSTICO.
FORMAS POLIMORFICAS. TRANSFORMACIONES POLIMORFICAS.
Dentro de los materiales cerámicos y refractarios existen materiales, que
pueden presentar diferentes formas alotrópicas (Elementos) o
polimórficas (Compuestos), lo cual en muchos casos influye de una
manera decisiva en las aplicaciones de dichos materiales. Un ejemplo lo
constituye la circona (Oxido de circonio, ZrO2). A temperatura ambiente,
la estructura cristalina estable es la forma polimórfica monoclínica, la
cual se transforma en la tetragonal cuando al ir aumentando la
temperatura esta llega a, aproximadamente, 1100 ºC.
La transformación:
ZrO2 (Monoclinico ) ⇔ ZrO2 (Tetragonal )
ΔV = −(3 − 5) %
FORMAS POLIMORFICAS. TRANSFORMACIONES POLIMORFICAS.
FORMAS POLIMORFICAS. TRANSFORMACIONES POLIMORFICAS.
FORMAS POLIMORFICAS. TRANSFORMACIONES POLIMORFICAS.
Transfomaciones por
desplazamiento o
militares y
transformaciones por
reordenación o
difusionales.
FORMAS POLIMORFICAS. TRANSFORMACIONES POLIMORFICAS.
Transformaciones polimórficas y variedades de la sílice.