Transcript enlaces
Materiales I Átomo de Bohr Átomo de helio (He) núcleo electrón electrón Modelo cuántico Modelo de Bohr Modelo de Bohr Modelo cuántico Forma de los orbitales Orbital s (ℓ=0) 1 estado permitido con hasta 2 e- Número de estados permitidos: 2 ℓ + 1 Máxima cantidad de electrones: 2 * n° de estados Corte transversal Orbital p (ℓ=1): 3 estados con 2 e- cada uno (6 e- en total) Orbital p completo Orbital d (ℓ=2): 5 estados con 2 e- cada uno (10 e- en total) Orbital d completo Orbital f (ℓ=3): 7 estados con 2 e- cada uno (14 e- en total) vacío Carbono (Z=6) aumenta la energía de los electrones de valencia Los radios atómicos en la tabla periódica aumenta el número de protones en el núcleo Electronegatividad de Pauling Electronegatividad creciente Radios Iónicos Los cationes son siempre más pequeños que el átomo neutro ya que pierden los electrones de su última capa. Los aniones son siempre más grandes que el átomo neutro ya que ganan electrones para completar su última capa. Enlaces Atómicos Capa externa (puede tener hasta 8 electrones) 1° capa (puede tener hasta 2 electrones) Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones en su capa externa para quedar en configuración de gas noble H tiende a C tiende a N tiende a O tiende a ganar 1 electrón y pasa a configuración de He ganar 4 electrones ganar 3 electrones y pasa a configuración de Ne ganar 2 electrones Enlace iónico Enlace Iónico: Cloruro de Sodio NaCl Entre átomos con electronegatividades muy diferentes Enlace Iónico: Cloruro de Sodio NaCl Entre átomos con electronegatividades muy diferentes Reglas de Pauling para formar un compuesto iónico Primera regla: En la estructura, alrededor de cada catión, se forma un poliedro de aniones. Cada configuración es estable para una cierta relación entre los radios de los iones. número de coordinación (radio catión/radio anión) Lineal número de coordinación (radio catión/radio anión) Octaedro Triángular Cubo Tetraedro Segunda regla: Para que la estructura sea estable, tiene que ser electricamente neutra. Definimos la fuerza de ligadura de un compuesto iónico como la carga del catión dividida el número de coordinación. La suma de todas las fuerzas de los enlaces que llegan a un anión desde los cationes que lo rodean debe ser igual a la carga del anión. TiO2 El Ti (rojo) está con coordinación 6 y valencia 4. Cada enlace tiene una fuerza de 2/3. Entonces, cada oxigeno tiene que estar ligado a 3 Ti. Tercera regla: Se refiere a como se conectan los poliedros en la estructura. La separación entre los cationes disminuye sucesivamente si los poliedros se conectan por una esquina, por un lado o por una cara. Al disminuir la distancia, se acortan los lados y aumenta la energía de repulsión. Algunas estructuras sencillas: Comparten vértices Comparten lados Comparten caras en las columnas Cuarta regla: En una estructura cristalina con diferentes cationes, aquellos de mayor valencia y bajo número de coordinación tienden a no compartir caras entre sí (la repulsión entre un par de cationes aumenta como el cuadrado de su carga y la separación entre cationes disminuye a medida que el número de coordinación decrece). Perovskita CaTiO3 Poliédros de CaO12 comparten caras Octaédros de TiO6 comparten solo vértices Quinta regla: El número de elementos de diferente constitución que componen una estructura cristalina tiende a ser pequeño (es difícil lograr un empaquetamiento eficiente de poliédros de diferentes tamaños). Pero esta regla es la que menos se cumple… Celda unidad del Bi-2212 Estructura cristalina Constante de Madelung NaCl CsCl Zinc blend Wurtzite Fluorite Rutile 1.748 1.763 1.638 1.641 2.519 2.408 Enlace covalente Enlace entre átomos idénticos: Molécula de hidrógeno (H2) Enlace entre dos no metales: Metano CH4 Diamante (C-C) Polímeros: polietileno Entre átomos con electronegatividades similares átomos átomos se transfiere un electrón comparten electrones molécula enlace covalente direccional ión positivo (catión) ión negativo (anión) enlace iónico no direccional Enlaces mixtos covalentes e iónicos Enlaces covalentes Enlaces iónicos Todos los elementos del grupo IA y IIA y todos los metales Polarización: enlace Van der Waals • Aunque los átomos sean electricamente NEUTROS, como los electrones están en constante movimiento pueden formar MOMENTANEAMENTE pequeños DIPOLOS eléctrico. DIPOLE FORMS +e -e Un dipolo consiste en dos cargas iguales y opuestas separadas cierta distancia + - Un dipolo eléctrico se puede formar en forma espontánea en un átomo neutro debido al movimiento de los electrones alrededor del núcleo La dirección y magnitud de este dipolo fluctúa CONSTANTEMENTE, pero puede INDUCIR dipolos fluctuantes similares en otros átomos. Polarización: enlace Van der Waals Esta interacción DÉBIL entre dipolos es el origen de los enlaces del tipo Van der Waals. Se caracterizan por una ENERGÍA de cohesión BAJA y bajas temperatura de fusión. La formación de un dipolo espontáneo en un átomo induce un dipolo igual y opuesto en otro átomo vecino causando que se atraigan. Esto es el enlace Van der Waals En los planos, los 3 átomos de carbono están ligado con un enlace covalente. La ligadura entre capas es más débil (Van der Waals) Puente de hidrógeno: Otro tipo de enlace se observa en moléculas POLARES, que tienen un momento dipolar PERMANENTE. El H del HCL es ligeramente positivo y el Cl ligeramente negativo y por eso se atraen entre moléculas. Enlace de puente de hidrogeno Cuando un átomo de H en enlace covalente se junta con otro átomo muy electronegativo. Mas débil que el enlace iónico o covalente pero más fuerte que el Van der Waals Enlace entre moléculas de agua Propiedades Propiedad Explicación Temperatura de fusión Para que el sólido pase al estado líquido se tienen que romper los enlaces por la energía térmica. Alta energía de cohesión implica alta temperatura de fusión. Conductividad eléctrica Los electrones se tienen que poder mover libremente por el material, o sea no estar fuertemente ligados al enlace. Dureza y expansión térmica Hay que ver cuanta fuerza/energía se necesita para desplazar los átomos de su posición de equilibrio en el cristal. Propiedades Enlaces Estructurales Mecánicas Eléctricas Iónico covalente metálico Van der Waals Alta coordinación Baja coordinación Alta coordinación Alta coordinación No-direccional Direccional No-direccional No-direccional Fuerte Fuerte Fuerza variable Débil cristales duros y frágiles cristales muy duros Maleabilidad cristales blandos y frágiles Aislantes Aislantes en estado sólido y líquido Conductores Aislantes Muy Alta Temperatura de Fusión Temperatura de Fusión variable Baja Temperatura de Fusión Alta conducción térmica Alto coeficiente de expansión térmica (conducción iónica a alta temperatura) ó semiconductores Superconductores de alta Tc Alta Temperatura de Fusión Térmicas Bajo coeficiente expansión Bajo coeficiente expansión