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UNIDAD 3 ENLACES QUÍMICOS

3.1.1 Concepto de enlace químico.

Enlaces químicos: el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.

Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes del electromagnetismo.

Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.

En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos.

Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto:

Enlace iónico (o electrovalente): El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones relativamente fáciles (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).

Ejemplo: Na + Cl = NaCl

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Propiedades: 

No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas. Para separar los iones de la red se requiere bastante energía.

Son sólidos no conductores. (Cargas estáticas en la red). Elevado punto de fusión. Duros y quebradizos. Se llama valencia iónica de un elemento al número de electrones que gana o que

pierde al enlazarse iónicamente.

Enlace covalente: El enlace covalente, se dará entonces entre átomos de similar EN (afinidad por los electrones), compartiendo pares de electrones (aportando al par un electrón cada átomo), en número necesario para que cada átomo disponga después de establecido el enlace de 8 electrones en la última capa (recordar que 8 electrones en la última capa proporciona la máxima estabilidad posible para un átomo). Si los átomos que se unen formando este tipo de enlace son iguales se llamará enlace covalente homonuclear y si son diferentes se llamará enlace covalente heteronuclear.

Ejemplo:

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto.

La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forma un compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto.

Aplicaciones de la regla del octeto

Esta regla establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable similar a la de un gas noble. En general, podemos aceptar esta regla para los átomos que están a distancia de cuatro o menos números atómicos de un gas raro. Muchos otros átomos no siguen la regla del octeto y contienen seis, diez o hasta catorce electrones.

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Existen excepciones a esta regla. Los átomos que no cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: Carbono, Nitrógeno, Oxigeno y Azufre. En algunos casos estos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el Carbono y el Nitrógeno.

Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis.

Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p.

1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones para Be.

2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA, especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementos IIIA.

3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia.

4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6.

Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de electrones necesario.

Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los electrones extra sobre el elemento central.

3.2 Enlace Covalente.

Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

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El enlace covalente se debe a la compartición de electrones, que experimentan simultáneamente atracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos o más átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el s i s t e m a resultante sea más estable que los átomos por separado.

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances.

Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentales del mismo:

1. Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el número total de átomos de ésta.

2. La geometría de la molécula.3. La energía de la molécula.

Sólo mediante teorías cuánticas es posible abordar de manera satisfactoria el estudio del enlace covalente, porque la disminución de energía por formación del mismo es debida fundamentalmente a que es imposible localizar un cierto electrón en un determinado sitio, lo que origina el concepto de compartición de electrones. Las atracciones electrostáticas también intervienen en el enlace, pero en mucha menor medida.

En principio, el procedimiento correcto sería establecer la ecuación de Schrødinger del sistema y resolverla:

Donde

Pero, puesto que para sistemas de más de un electrón esta ecuación no se puede resolver exactamente, hay que recurrir a métodos aproximados. Existen dos fundamentales:

1) Teoria del enlace de valencia (ev).2) Teoría de orbitales moleculares (om). Combinacion lineal de orbitales atómicos (cloa)

Ambos métodos son radicalmente diferentes en cuanto al enfoque inicial del problema,pero conducen a resultados análogos y, frecuentemente, con una coincidencia cuantitativamuy notable entre ellos y con los datos experimentales.

3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia.

Esta teoría parte de los átomos individuales situados a una distancia infinita unos de otros y los acerca hasta la distancia de enlace, calculándose las interacciones de todo tipo que se producen entre ellos. Para ello se toma una función de onda aproximada y se minimiza la energía de la misma para obtener el estado más estable. Para el caso de la molécula de H2 los núcleos se denominan A y B; y los electrones 1 y 2. Las distancias se indican en la siguiente figura:

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A distancia infinita, tenemos dos átomos de H completamente separados e independientes, por lo que la energía del sistema será dos veces la de cada átomo aislado,E = 2E0; la función de onda que describe el sistema será el producto de las funciones 1s de cada H, referidas cada una de ellas a sus propias coordenadas:

Al ir acercando los átomos, cuando se aproximan lo suficiente para formar una molécula, éstos se verán afectados el uno por el otro y aparecen una serie de interacciones:

A. Interacciones electrostáticas.

B. Fenómenos de canje (o resonancia).

C. Otros efectos: efecto pantalla, polarización de orbitales.

D. Participación de formas iónicas.

3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular.

Hibridación

El concepto del traslapo de los orbitales atómicos también se aplica a moléculas poliatómicas

Sin embargo, un esquema satisfactorio del enlace también debe explicar la geometría molecular. Se estudiarán tres ejemplos de la explicación de EV para los enlaces en moléculas poliatómicas.

Hibridación Sp3

Considere la molécula de CH4 . Analizando sólo los electrones de valencia es posible representar el diagrama orbital del C como:

Debido a que el átomo de carbono tiene dos electrones desapareados (uno en cada uno de los dos orbitales 2p) en su estado fundamental, podría formar sólo dos enlaces con el hidrógeno. A pesar de que sí se conoce la especie CHz, es muy inestable. Para explica)" los cuatro enlaces C - H del metano, se puede promover (es decir, excitar energéticamente) un electrón del orbital 2s al 2p:

Hibridación sp

El modelo RPECV predice que el cloruro de berilio (BeCI2) es una molécula lineal. El diagrama orbital de los electrones de valencia del Be es

Se sabe que el Be en estado fundamental no forma enlaces covalentes con el Cl porque sus electrones están apareados en el orbital 2s. Así que se recurre a la hibridación para explicar el

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comportamiento de los enlaces del Be. Primero se promueve un electrón del orbital 2s a un orbital 2p, de lo que resulta

Ahora el Be tiene dos orbitales disponibles para el enlace, el 2s y el 2p. Sin embargo, si dos átomos de Cl se combinan con el Be en este estado excitado, un átomo de Cl compartiría un electrón 2s; en tanto que el otro Cl compartiría un electrón 2p, formándose dos enlaces BeCl no equivalentes. Este esquema contradice las evidencias experimentales. En la molécula real de BeCI2, los dos enlaces BeCl son idénticos en todos los aspectos. Así, los orbitales 2s y 2p se deben mezclar, o llevar a cabo una hibridación, para formar dos orbitales híbridos sp equivalentes:

Hibridación Sp 2A continuación se analizará la molécula de BF3 (trifluoruro de boro). Se sabe, con base en el modelo RPECV, que tiene una geometría plana. Al considerar sólo los electrones de valencia, el diagrama orbital del B es

Primero se promueve un electrón 2s a un orbital vacío 2p:

Mezclando el orbital 2s con los dos orbitales 2p se generan tres orbitales híbridos Sp2:

Estos tres orbitales Sp2 están en un plano, y el ángulo entre cualquier par de ellos es de 120°. Cada uno de los enlaces BF se forma por el traslapo de un orbital híbrido Sp2 del boro con un orbital2p del flúor. La molécula de BF3 es plana, con todos los ángulos FBF iguales a l20°. Este resultado concuerda con los datos experimentales y también con las predicciones del modelo de RPECV.

Procedimiento para la hibridación de orbitales atómicos

Antes de analizar la hibridación de los orbitales d, se especificará lo que es necesario saber para aplicar la hibridación al enlace en las moléculas poliatómicas en general. En esencia, la hibridación amplía la teoría de Lewis y el modelo de RPECV. Para asignar una hibridación conveniente al átomo central de una molécula debe tenerse cierta idea sobre la geometría de la molécula. Los pasos son los siguientes:

1. Se dibuja la estructura de Lewis de la molécula.

2. Se predice la distribución global de los pares de electrones (tanto los pares enlazantes como los pares libres) utilizando el modelo RPECV.

3. Se deduce la hibridación del átomo central relacionando la distribución de los pares de electrones con la distribución de los orbitales híbridos. 1

Geometría molecular

La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas; por ejemplo, el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que

1 CHANG, Raymond. “Química”. Ed. McGraw-Hill Interamericana. México D.F. 2007. Pág.417-420

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pueden participar. En general, la longitud y el ángulo de los enlaces se deben determinar de manera experimental. Sin embargo, existe un procedimiento sencillo que permite predecir la geometría de las moléculas o iones con bastante éxito, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central, según su estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es la suposición de 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 electrones en un átomo; contiene los electrones que generalmente están implicados 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 diferentes pares enlazantes hace que se mantengan lo más alejados que sea posible. La geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en la que la repulsión es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo de la repulsión de los pares electrónicos 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. Dos reglas generales para la aplicación del modelo RPECV son:

1. Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los enlaces dobles y los triples se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos. Éste es un buen enfoque con propósitos cualitativos. Sin embargo, se debe observar que, en realidad, los enlaces múltiples son "mayores" que los enlaces sencillos; es decir, como hay dos o tres enlaces entre dos átomos, la densidad electrónica ocupa mayor espacio.

2. Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, es posible aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas. Por lo general, las cargas formales no se muestran. Con este modelo en mente 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.2

3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular.

La teoría del enlace valencia es una de las dos propuestas de la mecánica cuántica para explicar los enlaces en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad del enlace covalente en términos del traslapo de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría del enlace valencia puede explicar la geometría molecular predicha por el modelo RPECV. Sin embargo, la suposición de que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales, es sólo una aproximación, ya que cada electrón enlazante en una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo.

En algunos casos la teoría de enlace valencia no explica satisfactoriamente algunas de las propiedades observadas de las moléculas. Considere la molécula del oxígeno, cuya estructura de Lewis es:

0:0

De acuerdo con esta descripción, todos los electrones en el O2 están apareados y la molécula debería ser diamagnética. Los experimentos han demostrado que la molécula de oxígeno es paramagnética, con dos electrones desapareados. Este hallazgo sugiere una deficiencia fundamental en la teoría de enlace valencia, lo que justifica la búsqueda de una propuesta alternativa que explique las propiedades del O2 y de otras moléculas que no justifica la teoría de enlace valencia.

2 Ibídem pág. 400

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En ocasiones, el magnetismo, así como otras propiedades de las moléculas, se explican mejor mediante otra propuesta de la mecánica cuántica llamada teoría del orbital molecular (QM). La teoría del orbital molecular describe los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares, que son el resultado de la interacción de los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera. La diferencia entre un orbital molecular y un orbital atómico es que el orbital atómico está relacionado sólo con un átomo.3

3.3 Enlace iónico.

La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico.

Por ejemplo, la reacción entre litio y flúor produce fluoruro de litio, un polvo blanco venenoso que se usa para disminuir el punto de fusión de la soldadura y en la fabricación de cerámica.

La configuración electrónica del litio es ls22s ~ y la del flúor es ls22s22ps. Cuando estos átomos entran en contacto, el electrón de valencia 2s1 del litio se transfiere al átomo de flúor. Al usar los símbolos de puntos de Lewis, la reacción se representa como:

. Li + :F' L · + -------3> 1 : F : - (o LiF)

Por conveniencia, imagine que esta reacción sucede en dos pasos. Primero se ioniza el litio:

. Li -------3> Li ++ e

Y en seguida el flúor acepta un electrón:

Luego, suponga que los dos iones separados se enlazan para formar la unidad de LiF:

. . . .

Li+ + : F:- -------3> Li+ : F :-

Observe que la suma de estas tres reacciones es:

.. . .

. Li + : F · -------3> Li+ : F :-

la cual es la misma que la ecuación que la primera. El enlace iónico en el LiF es la atracción electrostática entre el ion litio con carga positiva y el ion fluoruro con carga negativa. A su vez, el compuesto es eléctricamente neutro.

Numerosas reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, la combustión de calcio en oxígeno produce óxido de calcio:

2Ca(s) + 02(g) -------3> 2CaO(s)

Suponga que la molécula diatómica de oxígeno O2 se separa primero en átomos de oxígeno (las características energéticas de este paso se estudiarán después), entonces se puede representar la reacción con los símbolos de Lewis:

. Ca· + . O· -------3> Ca2 + : O :2-

[Ar]4s2 Is22s22p4 [Ar] [Ne]

3 Ibídem Pág. 429

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Hay una transferencia de dos electrones del átomo de calcio al átomo de oxígeno. Advierta que el ion calcio (Ca2+) tiene la configuración electrónica del argón, el ion óxido (02-) es isoelectrónico con el neón y el compuesto (CaO) es eléctricamente neutro.4

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos.

Se forma entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura, resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones del espacio, no formándose moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.

Propiedades de los compuestos iónicos.

Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor energía reticular), ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente.

Gran dureza por la misma razón, ya que para rayar un cristal es necesario romper su estructura cristalina.  Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U) puesto que dichos disolventes al presentar cargas son capaces de introducirse en la estructura cristalina y estabilizar los iones por atracción ión-dipolo. Por la misma razón, presentan insolubilidad en disolventes apolares.

 Conductividad en estado disuelto o fundido ya en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo contrario. Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad.

 Fragilidad, pues al golpear ligeramente el cristal produciendo el desplazamiento de tan sólo un átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulasivas al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo.5

3.3.2 Redes cristalinas.

La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios. Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuidas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad.

 Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación que podemos definir como el número de iones de un signo que rodean a un ion de signo opuesto.

4 Ibídem Pág. 359 5 FRESNO. “Química 2”. Extraído el 12 de mayo del 2012

http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_8.htm

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Podrán existir, según los casos, índices diferentes para el catión y para el anión.  El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores:

• Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida en el espacio de la red.

• Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la electro neutralidad del cristal.6

3.3.2.1 Estructura.

Principales tipos de estructura cristalina:

NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones es 6.

CsCl (cúbica  para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones = 8 CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ).Índice de

coordinación para el F– = 4 y para el Ca2+= 8.

3.3.2.2 Energía reticular.

Cuando realizábamos el balance energético del proceso de formación del enlace iónico nos referimos a la energía reticular U que podemos analizar ahora detenidamente. La definiremos como la energía que se desprende al formar un molde cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso. Un cristal iónico será, por tanto, más estable cuanto mayor sea su energía reticular.

El cálculo de dicha energía reticular se puede hacer con ayuda de la fórmula siguiente: 

Donde Z1 y Z2 son las cargas de los iones, e es el valor de la carga del electrón, NA es el número de Avogadro d0 es la distancia entre los iones, A es la constante de Madelung y n el factor de compresibilidad o coeficiente de Born.7

6Montenegroripoll. “Química 2”. Extraído el 12 de mayo del 2012.

http://www.montenegroripoll.com/Quimica2/Tema3/red.htm

7 RIPOLL, Enric. “Física e Química con TIC's”. Extraído el 12 de mayo del 2012

http://www.montenegroripoll.com/Quimica2/Tema3/red.htm

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Investiga

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Investiga # 1

¿Qué es la temperatura?

La temperatura es una magnitud referida a las nociones comunes de caliente, tibio, frío que puede ser medida, específicamente, con un termómetro. En física, se define como una magnitud escalar relacionada con la energía interna de un sistema termodinámico, definida por el principio cero de la termodinámica. Más específicamente, está relacionada directamente con la parte de la energía interna conocida como "energía cinética", que es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema, sea en un sentido trasnacional, rotacional, o en forma de vibraciones. A medida de que sea mayor la energía cinética de un sistema, se observa que éste se encuentra más "caliente"; es decir, que su temperatura es mayor.

Dicho lo anterior, se puede definir la temperatura como la cuantificación de la actividad molecular de la materia.

¿Qué es el calor?

El calor es el proceso de transferencia de energía entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una bebida fría dejada en una habitación se entibia).

La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convección, aunque en la mayoría de los procesos reales todos se encuentran presentes en mayor o menor grado.

¿Qué es la difusión?

Proceso mediante el cual ocurre un flujo de partículas (átomos, iones o moléculas) de una región de mayor concentración a una de menor concentración, provocado por un gradiente de concentración. Si se coloca un terrón de azúcar en el fondo de un vaso de agua, el azúcar se disolverá y se difundirá lentamente a través del agua, pero si no se remueve el líquido pueden pasar semanas antes de que la solución se aproxime a la homogeneidad.

Se denomina difusión simple al proceso por el cual se produce un flujo neto de moléculas pasa a través de una membrana permeable sin que exista un aporte externo de energía. Este proceso, que en última instancia se encuentra determinado por una diferencia de concentración entre los dos medios separados por la membrana; no requiere de un aporte de energía debido a que su principal fuerza impulsora es el aumento de la entropía total del sistema.

El proceso de difusión simple se encuentra descrito por las Leyes de Fick, las cuales relacionan la densidad del flujo de las moléculas con la diferencia de concentración entre los dos medios separados por la membrana, el coeficiente de difusión de las mismas y la permeabilidad de la membrana.

El proceso de difusión simple es de vital importancia para el transporte de moléculas pequeñas a través de las membranas celulares. Es el único mecanismo por el cual el oxígeno ingresa a las células que lo utilizan como aceptor final de electrones en la cadena respiratoria y uno de los principales mecanismos de regulación osmótica en las células.

¿Qué es la transferencia de calor?

Transferencia de calor, en física, proceso por el que se intercambia energía en forma de calor entre distintos cuerpos, o entre diferentes partes de un mismo cuerpo que están a

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distinta temperatura. El calor se transfiere mediante convección, radiación o conducción. Aunque estos tres procesos pueden tener lugar simultáneamente, puede ocurrir que uno de los mecanismos predomine sobre los otros dos. Por ejemplo, el calor se transmite a través de la pared de una casa fundamentalmente por conducción, el agua de una cacerola situada sobre un quemador de gas se calienta en gran medida por convección, y la Tierra recibe calor del Sol casi exclusivamente por radiación.

El calor puede transferirse de tres formas: por conducción, por convección y por radiación. La conducción es la transferencia de calor a través de un objeto sólido: es lo que hace que el asa de un atizador se caliente aunque sólo la punta esté en el fuego. La convección transfiere calor por el intercambio de moléculas frías y calientes: es la causa de que el agua de una tetera se caliente uniformemente aunque sólo su parte inferior esté en contacto con la llama. La radiación es la transferencia de calor por radiación electromagnética (generalmente infrarroja): es el principal mecanismo por el que un fuego calienta la habitación.

¿Qué es u proceso y que es un proceso químico?

Un proceso es un conjunto de actividades o eventos (coordinados u organizados) que se realizan o suceden (alternativa o simultáneamente) bajo ciertas circunstancias con un fin determinado. Este término tiene significados diferentes según la rama de la ciencia o la técnica en que se utilice.

Un proceso químico es un conjunto de operaciones químicas o físicas ordenadas a la transformación de unas materias iníciales en productos finales diferentes. Un producto es diferente de otro cuando tenga distinta composición, esté en un estado distinto o hayan cambiado sus condiciones.

¿Qué es un enlace sencillo covalente?

Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

¿Qué es un enlace covalente múltiple?

Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña. El enlace covalente se representa con

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una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo: O-H Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad para este único electrón esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno

Investiga #2

¿Qué es la fermentación?

La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, que no requiere oxígeno, siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones.

Fue descubierta por Louis Pasteur, la fermentación típica es llevada a cabo por las levaduras.

El proceso de fermentación es anaeróbico ya que se produce en ausencia de oxígeno; ello significa que el aceptor final de los electrones del NADH producido en la glucólisis no es el oxígeno, sino un compuesto orgánico que se reducirá para poder re-oxidar el NADH a NAD+.

En los seres vivos, la fermentación es un proceso anaeróbico y en él no interviene la mitocondria ni la cadena respiratoria. Son propias de los microorganismos, como algunas bacterias y levaduras. También se produce la fermentación en la mayoría de las células de los animales, excepto en las neuronas que mueren rápidamente si no pueden realizar la respiración celular; algunas células, como los eritrocitos, carecen de mitocondrias y se ven obligadas a fermentar; el tejido muscular de los animales realiza la fermentación láctica cuando el aporte de oxígeno a las células musculares no es suficiente para el metabolismo aerobio y la contracción muscular.

Desde el punto de vista energético, las fermentaciones son muy poco rentables si se comparan con la respiración aerobia, ya que a partir de una molécula de glucosa sólo se obtienen 2 moléculas de ATP, mientras que en la respiración se producen 36. Esto se debe a la oxidación del NADH, que en lugar de penetrar en la cadena respiratoria, cede sus electrones a compuestos orgánicos con poco poder oxidante.

En la industria la fermentación puede ser oxidativa, es decir, en presencia de oxígeno, pero es una oxidación aeróbica incompleta, como la producción de ácido acético a partir de etanol.

Las fermentaciones pueden ser: naturales, cuando las condiciones ambientales permiten la interacción de los microorganismos y los sustratos orgánicos susceptibles; o artificiales, cuando el hombre propicia condiciones y el contacto referido.

¿Qué es el ácido acético?

El ácido acético, ácido metilencarboxílico o ácido etanoico, se puede encontrar en forma de ion acetato. Éste es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. Su fórmula es CH3-COOH (C2H4O2). De acuerdo con la IUPAC se denomina sistemáticamente ácido etanoico.

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Es el segundo de los ácidos carboxílicos, después del ácido fórmico o metanoico, que sólo tiene un carbono, y antes del ácido propanoico, que ya tiene una cadena de tres carbonos.

Es de interés para la química orgánica como reactivo, para la química inorgánica comoligando, y para la bioquímica como metabolito (activado como acetil-coenzima A). También es utilizado como sustrato, en su forma activada, en reacciones catalizadas por las enzimas conocidas como acetiltransferasas, y en concreto histona acetiltransferasas.

¿Qué son las soluciones verdaderas?

Una solución verdadera es una mezcla homogénea y una no verdadera es heterogénea.

La solución verdadera es homogénea debido a que una vez mezclados sus componentes no se pueden distinguir a simple vista y estos solo se pueden separar por métodos físicos (filtración, decantación, destilación etc.). Un ejemplo de esta sería la solución de agua con tang: en donde el tang es el soluto y el agua el solvente, estos a simple vista no se podrían distinguir uno de otro y para separarlos se necesitaría de un método como la destilación en donde se evapora el agua y por diferencia de puntos de ebullición entre soluto y solvente el agua se evaporaría primero dejando en el recipiente solamente al soluto. 

¿Qué son las disoluciones saturadas?

Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.

¿Qué son las disoluciones insaturadas?

Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.

¿Qué son las disoluciones sobresaturadas?

Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

¿Qué es un coeficiente?

 Los coeficientes (también llamados coeficientes estequiométricos) indican la cantidad de moles de partículas (moléculas, átomos, pares iónicos) que reaccionan o se obtienen de cada sustancia. Por convención se colocan a la izquierda de la fórmula de cada sustancia.

¿Qué es un osmosis?

Fenómeno que consiste en el paso del solvente de una solución de menor concentración a otra de mayor concentración que las separe una membrana semipermeable, a temperatura constante. En la ósmosis clásica, se introduce en un recipiente con agua un tubo vertical con el fondo cerrado con una membrana semipermeable y que contiene una disolución de azúcar. A medida que el agua pasa a través de la membrana hacia el tubo, el nivel de la disolución de azúcar sube visiblemente. Una membrana semipermeable idónea para este experimento es la que existe en el interior de los huevos, entre la clara y la cáscara. En este experimento, el agua pasa en ambos sentidos a través de la membrana. Pasa más cantidad de agua hacia donde se encuentra la disolución concentrada de azúcar, pues la concentración de agua es mayor en el

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recipiente con agua pura; o lo que es lo mismo, hay en ésta menos sustancias diluidas que en la disolución de azúcar. El nivel del líquido en el tubo de la disolución de azúcar se elevará hasta que la presión hidrostática igual al flujo de moléculas de disolvente a través de la membrana en ambos sentidos. Esta presión hidrostática recibe el nombre de presión osmótica. Numerosos principios de la física y la química intervienen en el fenómeno de la ósmosis en animales y plantas.

¿Qué es la estructura de Lewis?

Se basa en las siguientes hipótesis:

 Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Excepciones a la teoría de Lewis

Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. Moléculas tipo BeCl2 o  BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de

Be o de B no llegan a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central puede tener 5 o 6 enlaces (10 o

12 e–). Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.8

¿Qué es el agua destilada?

El agua destilada es aquella cuya composición se basa en la unidad de moléculas de H2O. Es aquella a la que se le han eliminado las impurezas e iones mediante destilación. La destilación es un método en desuso para la producción de agua pura a nivel industrial. Esta consiste en separar los componentes líquidos de una mezcla.

Propiedades

Debido a su relativamente elevada pureza, algunas propiedades físicas de este tipo de agua son significativamente diferentes a las del agua de consumo diario. Por ejemplo, la conductividad del agua destilada es casi nula (dependiendo del grado de destilación) pues a diferencia del agua del grifo común, carece de muchos iones que producen la conductividad, habitualmente cloruros, calcio, magnesio y fluoruros.

En la experimentación química, un fenómeno que existe en cualquier líquido o disolución que esté libre de impurezas macroscópicas como el caso del agua destilada, es que puede ser calentado en un horno microondas por encima de su punto de ebullición sin hervir. Sólo cuando este líquido es agitado violentamente o se le añaden impurezas como partículas de polvo o cristales (por ejemplo cloruro sódico (sal común) o azúcar), hierve de forma repentina y explosiva, pudiendo causar quemaduras.

Consumo: agua destilada y agua potabilizada

La potabilización del agua se aplica a aguas no aptas para el consumo humano, las cuales a veces sufren procesos para matar microorganismos y extraer partículas y metales que puedan

8 Op.cit. FRESNO. “Química 2”.

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ser dañinos al organismo y transformarlas en agua potable. El agua destilada, al estar libre de estos compuestos, no requiere de potabilización.

En la potabilización se utiliza a menudo una muy pequeña cantidad de cloro que no es perjudicial para la salud de una persona. Su ingesta es considerada médicamente inadecuada excepto como recurso para la potabilización y evitar males peores.

El consumo de agua destilada para el organismo es indistinto del agua de grifo. El organismo no aprecia diferencias entre una mineralización pobre a ninguna.

Uso del agua destilada como bebida

La potabilización del agua corriente así como el mercado del agua embotellada, hace que el uso de agua destilada como bebida no sea más frecuente. No obstante, muchos fabricantes de bebidas la usan como base de sus productos para asegurarse su pureza y buen sabor. También se puede encontrar embotellada en supermercados, lista para beber. El uso de técnicas de purificación de agua, como la destilación, es común en lugares donde no hay una fuente de agua potable asequible o el agua que se puede obtener no es apta para ser bebida.

En muchos hogares es común el uso de filtros, como las resinas de intercambio iónico que le quitan parte de los iones calcio y magnesio que "endurecen" el agua para potabilizarla o quitarle el olor, pero la aparición de dispositivos domésticos de ósmosis inversa ha permitido el consumo de agua mucho más pura y casi destilada. El dispositivo doméstico que asegura un agua totalmente destilada al 100% es la destiladora, si bien no parece ser muy común en el mercado.

Investiga #3

¿Qué es CO2?

El dióxido de carbono, también denominado óxido de carbono (IV), gas carbónico y anhídrido carbónico, es un gas cuyas moléculas están compuestas por dos átomos de oxígeno y uno de carbono. Su fórmula química es CO2.

Su representación por estructura de Lewis es: O=C=O.

Es una molécula lineal y no polar, a pesar de tener enlaces polares. Esto se debe a que, dada la hibridación del carbono, la molécula posee una geometría lineal y 

Ciclo del carbono

El ciclo del dióxido de carbono comprende, en primer lugar, un ciclo biológico donde se producen unos intercambios de carbono (CO2) entre la respiración de los seres vivos y la atmósfera. La retención del carbono se produce a través de la fotosíntesis de las plantas, y la emisión a la atmósfera, a través de la respiración animal y vegetal. Este proceso es relativamente corto y puede renovar el carbono de toda la Tierra en 20 años.

En segundo lugar, tenemos un ciclo biogeoquímico más extenso que el biológico y que regula la transferencia entre la atmósfera y los océanos y el suelo (litosfera).

Finalmente, el CO2 vuelve a la atmósfera durante las erupciones volcánicas, al fusionarse en combustión las rocas con los restos de los seres vivos. Los grandes depósitos de piedra caliza en el lecho del océano así como en depósitos acotados en la superficie son verdaderos reservorios de CO2.

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Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno para el fuego.

En la industria alimentaria, se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia.

También se puede utilizar como ácido inocuo o poco contaminante. La acidez puede ayudar a cuajar lácteos de una forma más rápida y por tanto barata, sin añadir ningún sabor, y en la industria se puede utilizar para neutralizar residuos alcalinos sin añadir otro ácido más contaminante como el sulfúrico.

En agricultura, se puede utilizar como abonado. Aunque las plantas no pueden absorberlo por las raíces, se puede añadir para bajar el pH, evitar los depósitos de cal y hacer más disponibles algunos nutrientes del suelo.

También en refrigeración se utiliza como una clase de líquido refrigerante en máquinas frigoríficas o congelado como hielo seco. Este mismo compuesto se usa para crear niebla artificial y apariencia de hervor en agua en efectos especiales en el cine y los espectáculos.

Características físicas y químicas del agua

Propiedades Físicas Del Agua

Estado físico: sólida, liquida y gaseosa Color: incolora Sabor: insípida Olor: inodoro Densidad: 1 g./c.c. a 4°C Punto de congelación: 0°C Punto de ebullición: 100°C Presión crítica: 217,5 atm. Temperatura critica: 374°C

Las propiedades físicas del agua se atribuyen principalmente a los enlaces por puente de hidrógeno, los cuales se presentan en mayor número en el agua sólida, en la red cristalina cada átomo de la molécula de agua está rodeado tetraédricamente por cuatro átomos de hidrógeno de otras tantas moléculas de agua y así sucesivamente es como se conforma su estructura.

El agua químicamente pura es un líquido inodoro e insípido; incoloro y transparente en capas de poco espesor, toma color azul cuando se mira a través de espesores de seis y ocho metros, porque absorbe las radiaciones rojas.

Propiedades Químicas del Agua

Reacciona con los óxidos ácidos Reacciona con los óxidos básicos Reacciona con los metales Reacciona con los no metales Se une en las sales formando hidratos

Los anhídridos u óxidos ácidos reaccionan con el agua y forman ácidos oxácidos. Los óxidos de los metales u óxidos básicos reaccionan con el agua para formar hidróxidos. Muchos óxidos no se disuelven en el agua, pero los óxidos de los metales activos se combinan con gran facilidad. El agua forma combinaciones complejas con algunas sales, denominándose hidratos.

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Propiedades físicas y químicas del metal, y sus usos

Propiedades Físicas

Los metales muestran un amplio margen en sus propiedades físicas. La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto (Bi) es rosáceo, el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. En otros metales aparece más de un color, y este fenómeno se denomina pleocroismo.

Otras propiedades serían:

Densidad: relación entre la masa del volumen de un cuerpo y la masa del mismo volumen de agua.

Estado físico: todos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el Hg. Brillo: reflejan la luz. Maleabilidad: capacidad de lo metales de hacerse láminas. Ductilidad: propiedad de los metales de moldearse en alambre e hilos. Tenacidad: resistencia que presentan los metales a romperse por tracción. Conductividad: son buenos conductores de electricidad y calor.

Propiedades químicas  Es característico de los metales tener valencias positivas en la mayoría de sus compuestos. Esto significa que tienden a ceder electrones a los átomos con los que se enlazan. También tienden a formar óxidos básicos. Por el contrario, elementos no metálicos como el nitrógeno, azufre y cloro tienen valencias negativas en la mayoría de sus compuestos, y tienden a adquirir electrones y a formar óxidos ácidos

Los metales tienen energía de ionización baja: reaccionan con facilidad perdiendo electrones para formar iones positivos o cationes. De este modo, los metales forman sales como cloruros, sulfuros y carbonatos, actuando como agentes reductores (donantes de electrones).

Propiedades de los compuestos metálicos.

Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e–vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e–  de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre.

Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.

Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda, que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

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¿Quién fue Michael Faraday?

Michael Faraday,  fue un físico y químico británico que estudió elelectromagnetismo y la electroquímica, conocido principalmente por su descubrimiento de la inducción electromagnética, que ha permitido la construcción de generadores y motores eléctricos, y de las leyes de la electrólisis, por lo que es considerado como el verdadero fundador del electromagnetismo y de la electroquímica.

En 1831 trazó el campo magnético alrededor de un conductor por el que circula una corriente eléctrica (ya descubierta por Oersted), y ese mismo año descubrió la inducción electromagnética, demostró la inducción de una corriente eléctrica por otra, e introdujo el concepto de líneas de fuerza, para representar los campos magnéticos. Durante este mismo periodo, investigó sobre la electrólisis y descubrió las dos leyes fundamentales que llevan su nombre:

La masa de la sustancia liberada en una electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través del electrolito masa = equivalente electroquímico, por la intensidad y por el tiempo (m = c I t).

Las masas de distintas sustancias liberadas por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes.

Con sus investigaciones se dio un paso fundamental en el desarrollo de la electricidad al establecer que el magnetismo produce electricidad a través del movimiento.

Se denomina faradio (F), en honor a Michael Faraday, a la unidad de capacidad eléctrica del SI de unidades. Se define como la capacidad de un conductor tal que cargado con una carga de un culombio, adquiere un potencial electrostático de un voltio. Su símbolo es F.1

Efecto faraday

Faraday llevó a cabo este descubrimiento en 1845. Consiste en la desviación del plano de polarización de la luz como resultado de un campo magnético, al atravesar un material transparente como el vidrio. Se trataba del primer caso conocido de interacción entre el magnetismo y la luz.

Investiga #4

¿Qué es la estequiometria molecular?

Es la parte de la Química que se encarga de los cálculos necesarios para determinar: el peso molecular, los moles, el número de moléculas, la cantidad en masa de reactivos y productos en una reacción química, el reactivo limitante, entre otras cosas.

Por ejemplo, para obtener 10 gramos de sulfuro férrico, la estequiometría te ayuda a calcular los gramos de fierro y azufre que se deben hacer reaccionar para obtener esa cantidad de producto.

La estequiometria es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química. Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.  

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¿Qué es un ion?

Se define al ion o ión como un átomo o molecula que perdió su neutralidad eléctrica por que ha ganado o perdido electrones de su dotación, originalmente neutra, fenómeno que se conoce como ionización.

Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes

¿Qué es un efecto químico?

Efecto químico, cambio de forma por interacción de sustancias, mezclas, funciones, electrolisis, osmosis, sintetización, acides, alcalinidad, cambios moleculares de estructura, cambios nucleares, radiactividad etc.

Efecto mecánico, torsión, compresión, tensión, elasticidad, ductilidad, fagilidad, momento de par d inercia, momento dinámico, coreolis, todo aquel cambio físico que puede deformar, plástica o elásticamente.

¿Qué es la descomposición?

La descomposición es un proceso común en biología y química. En biología, el término descomposición refiere a la reducción del cuerpo de un organismo vivo a formas más simples de materia. El proceso es esencial para reciclar materia finita que se encuentra en un bioma. Aunque no hay dos organismos que se descompongan de la misma manera, todos sufren las mismas etapas secuenciales de descomposición. La ciencia que estudia la descomposición es generalmente referida a la Tafonomía que viene de la palabra griegataphos, que significa entierro.

Uno puede diferenciar entre descomposición abiótica y biótica (biodegradación). El primero significa «degradación de una sustancia por proceso físico o químico; ej: hidrólisis. El segundo significa «la ruptura metabólica de materiales en componentes simples por organismos vivos».

En química, se refiere a la ruptura de moléculas largas formando así moléculas más pequeñas o átomos y se le denomina descomposición química.

¿Qué son las fuerzas de Van Der Waals?

En fisicoquímica, las fuerzas de Van der Waals (o interacciones de Van der Waals), denominada así en honor al científico neerlandés Johannes Diderik van der Waals, es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras. El término incluye:

Fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente (fuerzas de Keesom o interacción dipolo-dipolo)

Fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido (fuerzas de Debye) Fuerzas dipolo inducido instantáneo-dipolo inducido (fuerzas de dispersión de London) También se usa en ocasiones como un sinónimo para la totalidad de las fuerzas

intermoleculares.

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¿Qué son las redes cristalinas?

Redes cristalinas son ordenamientos regulares en forma geométrica de los átomos, moléculas o iones de una sustancia en una estrúctura cristalina interna que se va repitiendo de forma indefinida hasta ser visible en el exterior.

La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios.

¿Qué es la energía reticular?

La energía reticular o energía de red es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. En otras palabras, es la energía que se obtendría de la formación de un compuesto iónico a partir de sus iones gaseosos. Muestra la estabilidad de la red cristalina. La energía reticular presenta dimensiones de energía/mol y las

mismas unidades que la entalpía estándar ( ), pero de signo contrario, es decir kJ\ /mol.

No es posible medir la energía reticular directamente. Sin embargo, si se conoce la estructura y composición de un compuesto iónico, puede calcularse, o estimarse, mediante la ecuación que proporciona el modelo iónico y que se basa entre otras leyes en la Ley de Coulomb. Alternativamente, se puede calcular indirectamente a través de ciclos termodinámicos.

¿Qué es la Hibridación y geometría molecular?

En química, se habla de hibridación cuando en un átomo se mezcla varios orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría las moléculas.

Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridación”, que se basa en que los orbitales atómicos de distinto tipo de un mismo átomo pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual energía entre sí, que se sitúan en el espacio de manera que la repulsión sea mínima, cuando los átomos van a formar un enlace.

No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la hibridación tenga lugar es necesario que bien se trate de:

Orbitales atómicos que vayan a formar a formar enlaces. Orbitales atómicos con parejas de e– sin compartir.

Por el contrario, no se hibridan:

Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace. Los orbitales atómicos vacíos.9

9 UNAM. “Enlaces”. Extraído el 12 de mayo del 2012. http://www.cneq.unam.mx/paidoteca/enlaces/orbitales_hibridos.htm

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Tipos de hibridación

Los principales tipos de hibridación son los siguientes:

Hibridación sp3. Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p”. Se forman cuatro orbitales con orientación dirigida hacia los vértices de un tetraedro.

4 enlaces sencillos.                                                    Ejemplo: metano

3 enlaces sencillos + 1 par  e– sin compartir.  Ejemplo: NH3

2 enlaces sencillos + 2 par  e–  sin compartir. Ejemplo: H2O

Hibridación sp2. Se hibridan un orbital “s” y dos orbitales “p”. Se forman tres orbitales dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero.

3 enlaces sencillos.                                                    Ejemplo: BF3

1 enlace doble y 2 sencillos.                                      Ejemplo: eteno

Hibridación sp Se hibridan un orbital “s” y un orbital “p”. Se forman dos orbitales que forman entre sí un ángulo de 180º.10

2 enlaces sencillos.                                                    Ejemplo: BeF2

2 enlaces dobles.                                                      Ejemplo: CO2

1 enlace triple y 1 sencillo.                                        Ejemplo: etino

10  Anaya, Santillana y Ecir. El enlace químico. QUÍM ICA. 2º de Bachillerato. Extraído el 12 de mayo del

2012. http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_8.htm

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Geometría

La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la disposición tri-dimensionalde los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV), empleada internacionalmente por su gran predictibilidad.

Investiga #5

Investigar ¿cuál es la importancia de la hibridación de orbitales?

Es un proceso mediante el cual se unen dos especies diferentes para formar una nueva a fin de obtener funciones de onda para los nuevos orbitales atómicos híbridos con diferentes formas y orientaciones11

Investigar ¿cuál es la aplicación en la industria de este conocimiento?

Para mejorar la producción y reproducción de una especie, por ejemplo en plantas, el maíz hibrido es, mejor que el maíz puro ya que tiene mejor calidad y un ofrecimiento más veloz los cerdos o becerros híbridos, dan mejor carne o son mejores reproductores para la industria ganadera. Recuerda que todas las especies al ser reproducidas adquieren el llamado vigor hibrido es decir son mejores que sus antecesores12

 

11 ULA. “Ciencias”. Extraído el 12 de mayo del 2012. http://webdelprofesor.ula.ve/ciencias/silviac/reac-11.pdf

12 Radio Dent. “Química orgánica”. Extraído el 12 de mayo del 2012. http://www.radiodent.cl/quimica/quimica_organica.pdf

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Conclusión

En el trabajo se incluyen diverso tema, para comenzar el del el enlace en términos de la teoría de Lewis. El cual estudia la forma, o geometría, de las moléculas. La geometría tiene una influencia importante en las propiedades físicas y químicas de las moléculas, por ejemplo, el punto de fusión, el punto de ebullición y la reactividad. Se aprenderá a predecir la forma de las moléculas con bastante exactitud con un método sencillo que se basa en las estructuras de Lewis.

La teoría de Lewis sobre el enlace químico, a pesar de ser útil y fácil de aplicar, no indica cómo y por qué se forman los enlaces. Una interpretación adecuada del enlace proviene de la mecánica cuántica. Por esa razón, en la segunda parte de este capítulo se aplicará la mecánica cuántica al estudio de la geometría y la estabilidad de las moléculas.

La geometría molecular se puede predecir a partir del número de pares de electrones de enlace y de pares libres. Los pares libres repelen a otros pares con más fuerza que los pares enlazantes y por lo tanto distorsionan los ángulos de enlace de lo que sería la geometría ideal

Para resumir el estudio sobre la hibridación, su concepto no se aplica a átomos aislados. Es un modelo teórico que se utiliza sólo para explicar el enlace covalente. La hibridación es la mezcla de por lo menos dos orbitales atómicos no equivalentes, por ejemplo, orbitales s y p. Como consecuencia, un orbital híbrido no es un orbital atómico puro. Los orbitales híbridos y los orbitales atómicos puros tienen formas muy diferentes. El número de orbitales híbridos generados es igual al número de orbitales atómicos i:mros que participan en el proceso de hibridación. La hibridación requiere de energía; sin embargo, el sistema recupera de sobra esta energía durante la formación del enlace. Los enlaces covalentes en ias moléculas y en los iones poliatómicos se forman por el traslapo de orbitales híbridos, o de orbitales híbridos con orbitales puros. Como consecuencia, el esquema de hibridación en el enlace está aún en el contexto de la teoría del enlace valencia; se supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales híbridos de los átomos individuales.

En la teoría del enlace valencia, los orbitales atómicos híbridos se forman mediante la combinación y reorganización de los orbitales del mismo átomo. Los orbitales híbridos tienen todos igual energía y densidad electrónica, y el número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos puros que se combinan.

La expansión de capa de valencia se puede explicar suponiendo la hibridación de los orbitales s, p y d.

En la hibridación sp, los dos orbitales híbridos se encuentran sobre una línea recta; en la hibridación Sp2, los tres orbitales híbridos se dirigen hacia los vértices de un triángulo equilátero; en la hibridación Sp3, los cuatro orbitales híbridos se dirigen hacia los vértices de un tetraedro; en la hibridación sp3d2, los cinco orbitales híbridos se dirigen hacia los vértices de una bipirámide trigonal; en la hibridación sp3d2 , los seis orbitales híbridos se dirigen hacia los vértices de un octaedro.

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Bibliografía

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