Tipos de partículas y enlace químico

Enlace químico

Es la fuerza de atracción entre átomos para formar sustancias químicas estables. Se produce una transferencia total o parcial de los electrones de Valencia hasta que los átomos participantes adquieren configuración de gas noble. Modelos:

Estequimetría molecular:

nº de átomos que se unen para formar otra sustancia. Geometría molecular: distribución en el espacio de cada átomo.

Energía de enlace:

energía que mantiene unidos a los átomos. 

Curvas de Morse:

se utilizan para estudiar la estabilidad de un enlace.
Se determinan experimentalmente y expresan la variación de E en función de la distancia entre los átomos y las fuerzas que surgen entre ellos: -Si los átomos están muy separados, no hay interacción entre ellos y la fuerza es nula. -Al acercar los átomos se crean fuerzas de atracción entre los núcleos de un átomo con las nubes de carga del otro. -Cuando disminuye la distancia interatómica, aparecen fuerzas repulsivas entre las nubes de carga haciendo que el sistema sea inestable ya que aumenta la energía asintóticamente. 

Energía de disociación

E necesaria para romper un enlace químico y debe ser mayor o igual que la E de enlace.

Regla del octeto:

al formar un enlace, acda átomo consigue obtener en su capa más externa 8 electrones, consiguiendo así gran estabilidad energética. Esto permite explicar la formación de enlaces entre elementos de los 3 primeros periodos, pero tiene limitaciones: -El H, se estabiliza consiguiendo 2 e, igual que el Litio y el Berilio. -Algunos elementos a partir del 3 periodo (orbital d) se pueden rodear de más de 8 e (PCl5) -Otros s estabilizan con menos de 8 e (BF3)

ENLACE IÓNICO:

entre un elemento electronegativo (der) con uno electropositivo (izq). Se forma por la atracción electrostática entre iones debidos a la cesión y captación de e por parte de los átomos.

Nº de coordinación:

nº de iones de los que se rodea un ion de signo opuesto y dependen del tamaño y la carga de cada ión.

E. Reticular:

E desprendida cuando se forma un mol de un cristal tónico partiendo de sus correspondientes iones en estado gaseoso. Nos informa de la estabilidad de la sal tónica formada.

Ciclo de Bonr-Haber:

se estudia la reacción de formación de la red cristalina mediante la combinación de reacciones parciales que dan lugar a la formación del cristal.

Propiedades:

1.Al tratarse de estructuras cristalinas, son sólidos.
2.La dureza es elevada debido a que cuesta mucho romper los enlaces de atracción.
3. Los puntos de fusión y ebullición son elevados.
4.La conductividad eléctrica es nula debido a la imposibilidad de mover los iones de la red cristalina (sólo conducen si están disueltos) 
5. Se disuelven bien en disolventes polares gracias a que la separación de cargas de estos facilita la ruptura y separación de los iones mediante una atracción electrostática. Un proceso asociado es el de solvatación, en el que una vez extraigo el ion se rodea de moléculas de disolvente.

ENLACE COVALENTE:

al unirse 2 no metales entre sí o con H (electonegatividad parecida). Se forma por compartición de e y la molécula formada es más estable que los átomos por separado.

Enlace dativo:

un enlace covalente, pero es un átomo de la molécula el que aporta los e.

E de enlace:

aquella que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental.

Longitud de enlace:

distancia de equilibrio entre dos núcleos de átomos que corresponden al valor mínimo de E de enlace según la curva de Morse.

Ángulo de enlace:

ángulo teórico formado entre el núcleo del átomo central y los núcleos de los átomos unidos a él.

Polaridad del enlace:

es polar cuando se unen dos átomos de distinta elestronegatividad. El más electronegativo arrastra hacia sí el par de e de enlace creando un dipolo.

Teoría RPECV:

Para predecir la geometría molecular.

A

Átomo central.

X

Átomos que se unen a él.

E:

pares no enlazases de A.

AX2E0

Lineal.

AX3E0:

triangular plana.

AX4E0:

tetraédrica.

AX2E1:

angular.

AX3E1:

piramidal trigonal.

AX2E2:

Angular.

Teoría del enlace de Valencia:

en la formación del enlace se produce un acercamiento de los orbitales atómicos llegando a superponerse y solaparse aproximándose así, e con espines contrarios de átomos diferentes. De este modo, se produce un aumento de la densidad de carga en la zona internuclear.

Enlaces tipo sigma:

solapamiento frontal (+ fuerte)

Enlace tipo pi:

solapamiento lateral.

Propiedades:

Sólido, líquido o gaseoso.

Moléculas polares:

a mayor polaridad, mayor punto de fusión y ebullición. Solubles en disolventes polares y conducen la corriente eléctrica.

Moléculas apolares:

puntos de fusión y ebullición mas bien bajos. Solubles en disolventes apolares y conductividad eléctrica nula

ENLACES METÁLICOS:

entre átomos metálicos. Muy compacta, lo cual justifica la proximidad entre los núcleos metálicos y sus altos valores de densidad.

Estructura cúbica centrada en el cuerpo:

la forman todos los metales alcalinos, indice de coordinación 8.

Estructura cúbica centrada en la cara:

Aluminio, muchos alcalinotérreos. IC: 12.

Estructura hexagonal compacta:

IC. 12, Be, Mg, Zn, Cd.

Modelo del mar de electrones:

los átomos están unidos al considerar los metales como un conglomerado de cationes rodeados y bañados por un mar de e que se mueve entre los núcleos del átomo metálico. Los e de Valencia no pertenecen a ningún átomo en concreto, encontrándose desmoralizados a lo largo de roda la estructura actuando como “cemento de uníón”. Justifica la dureza, maleabilidad y ductilidad. Al ejercer una fuerza lateral sobre los núcleos, enfrentamos dichos núcleos separando una lámina.

Modelo de bandas:

los átomos están muy próximos, de forma que los orbitales se superponen, con valores de energía muy próximos formando una banda de niveles energéticos. Explica la conductividad.

Propiedades:

-Estado natural:

son sólidos (Mercurio) con patos de fusión variados

-Conductividad:

térmica y eléctrica buenas.

-Brillo:

metálico. No absorben luz, reflejando la mayor parte de la radiación luminosa que reciben.

-Ductilidad y maleabilidad:

forman hilos y láminas.

-Emisión de e:

cuando a un metal se le proporciona E en forma de calor o en forma de luz, pueden emitir electrones.

FUERZAS INTERMOLECULARES: -Puente de H:

entre moléculas que contienen H y otro átomo más electronegativo y pequeño (O, F, N). El elemento unido al H, atrae hacia él el par de electrones de enlace creando una separación de carga y provocando una atracción electrostática sobre moléculas próximas. La fortaleza es menor que la de un enlace atómico. Puntos de fusión y ebullición relativamente altos.

-Fuerzas de Van der Waalls:

son aún más débiles que las puentes de H. En moléculas aporrees se crean nipones instantáneos que generan esta débil atracción eléctrica entre ellas. Cuando la molécula es polar, la pequeña separación de carga existente provoca atracción eléctrica con las moléculas próximas (dipolo inducido)

SUPERCONDUCTIVIDAD:

fue propuesta en 1972 por Bardon, Couper y Schrietter, utilizando el modelo del mar electrónico. La nube de electrones responsable de la resistencia del metal como consecuencia de las repulsiones y los choques entre ellos, queda prácticamente detenida al rondar el 0 absoluto de tº, por lo que los e de la corriente eléctrica a penas encuentran obstáculos en su desplazamiento. El objetivo es conseguir el fenómeno de la superconductividad a tº ambiente. Supondría una nueva rev industrial. Imanes de levitación magnética. Aparatos de resonancias magnéticas en hospitales + baratos y + resolución.