DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ITS 2018

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1 SÓLIDOS ANEXO

El átomo es la mínima porción de materia que interviene en una reacción química. Está formado por un núcleo central de carga positiva (debido a los protones de carga + y los neutrones sin carga eléctrica) y un gran espacio vacío que lo rodea (periferia) donde se encuentran los electrones, con carga eléctrica negativa, ubicados en niveles de energía, con diferente capacidad de acuerdo al nivel (n=1 2 e-, n=2 8 e-..).

El número atómico Z se define como la cantidad de protones que hay en un átomo y es característico

de cada elemento. Como el átomo es eléctricamente neutro, la cantidad de electrones que tendrá será igual a la cantidad de cargas positivas en su núcleo, es decir que Z también me indica la cantidad de electrones de un átomo (esto no ocurre así en el caso de los iones en los que se debe considerar su carga).

El número másico (A) indica la cantidad de partículas que hay en el núcleo del átomo, es decir que se determina como: p+ + nº.

Por ejemplo el átomo de Germanio: 73 Ge tendrá 32 p+, 32 e- y 41 nº. 32

Como se dijo anteriormente, el número de protones es característico de cada especie elemental (es como la Cédula de Identidad del elemento), es decir que determina unívocamente al mismo.

El átomo es eléctricamente neutro en su estado fundamental, por lo que la cantidad de e- es igual a la de p+. Los átomo se pueden ionizar ya sea perdiendo o ganando e- en cuya situación se transforman en iones positivos o cationes si hay pérdida de e- o en iones negativos o aniones si hay ganancia de e- .

La cantidad de e- y su distribución tendrán algunas consecuencias visibles en el ordenamiento periódico de los elementos.

Por ejemplo, el ordenamiento de acuerdo a Z creciente determinará en la Tabla Periódica (TP) una zona de metales y otra de no metales.

RESUMIENDO: Para determinar las partículas fundamentales de una especie: p+ = Z

nº = A – Z e- = p+ - carga

A

X

siendo X el símbolo del elemento

Z

METALES

SEMIMETALES

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Las propiedades químicas de los elementos y en buena parte las físicas dependen de la estructura electrónica de los átomos, pero muy particularmente de los que se encuentran ubicados en el último nivel de energía denominado nivel de valencia y a esos electrones, electrones de valencia, cuya importancia radica en que son ellos los que determinarán esas propiedades químicas y serán los que participan en la formación de los enlaces.

Entre las propiedades periódicas de los elementos cabe destacar a la ELECTRONEGATIVIDAD (EN). Esta

se define como la fuerza de atracción entre los núcleos atómicos y los electrones de enlace que participan en el enlace covalente.

TIPOS DE ENLACE:

¿Por qué se unen las partículas y cómo lo hacen?: lo hacen a los efectos de alcanzar la estabilidad que no tienen separadamente, formando agrupaciones de mínima energía.

¿Hay algunas excepciones?: si, los llamados gases inertes o más correctamente denominados gases monoatómicos.

Entonces el enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantienen unidas a las partículas entre sí, para formar agrupaciones estables.

Existen enlaces entre átomos (interatómicos) y también entre moléculas (intermoleculares).

Trataremos primero de los enlaces interatómicos; ¿qué partículas intervienen en la formación de estos enlaces? son los electrones de valencia.

La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros y adquirir una estructura estable, está dada por la cantidad de e- que éste es capaz de ceder, aceptar o compartir.

¿Cómo adquieren esta estabilidad?: completando su nivel de valencia con 8e- (formando un octeto),

con excepción del hidrógeno que lo hace con dos, alcanzando de esta forma la estabilidad característica de los gases monoatómicos.

ENLACE IÓNICO

En el enlace iónico se establecen fuerzas electrostáticas que mantienen unidas entre sí a iones de carga opuesta (aniones y cationes).

Este se origina cuando existe transferencia de e- entre átomos con muy diferente

ELECTRONEGATIVIDAD (Δ E > 1,7), como por ejemplo: átomos de elementos metálicos con elevada tendencia a perder e- (baja electronegatividad) con átomos de elementos no metálicos con elevada tendencia a ganar e- (alta electronegatividad).

EJEMPLO: Na → Na1+ + 1e- (Na1+ catión sodio) Cl + 1e- → Cl1- (Cl1- anión cloruro)

Cada catión sodio es atraído por un anión cloruro por medio de fuerzas electrostáticas (atracción de cargas opuestas).

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Los aniones y cationes se disponen ordenadamente de forma que cada catión está rodeado por un cierto número de aniones dando una estructura ordenada de cationes y aniones o estructura cristalina, que en el caso del cloruro de sodio tiene forma cúbica. Así los sólidos iónicos no están formados por moléculas sino por iones de carga opuesta.

Propiedades de los sólidos iónicos

Dada la naturaleza

electrostática de las fuerzas de enlace iónico, las cuales son de magnitud considerable, la energía necesaria para separar a los iones es elevada, por lo que estos sólidos tendrán altos puntos de fusión,

encontrándose a temperatura

ambiente en estado sólido.

Se trata de sólidos que en general son duros y quebradizos.

Se comportan como malos

conductores de la corriente eléctrica, aunque actúan como buenos conductores de la misma cuando se funden ¿por qué?

En el estado sólido los iones se encuentran perfectamente ordenados, de modo que no podrían “moverse” bajo la influencia de un campo eléctrico, mientras que en el estado líquido la distribución de los iones es más desordenada, lo que facilita su movimiento al ser sometidos a la acción de un campo eléctrico y de ahí su conductividad.

Estos sólidos son solubles en agua; las moléculas de agua rodean a los iones (solvatación) provocando la separación de los mismos por lo que éstos se mueven libres en solución, lo que hace que estas soluciones puedan conducir la corriente eléctrica, motivo por el cual reciben el nombre de ELECTROLITOS.

El proceso de disolución de los sólidos iónicos puede ser representado de la siguiente forma: H2O

AB (s) → A+ (ac) + B- (ac)

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4 ENLACE COVALENTE:

En el caso de especies químicas formadas por la unión de átomos de elementos no metálicos, o eventualmente átomos de elementos metálico y no metálico cuya diferencia de electronegatividad sea menor a 1,7 no es posible la estabilización mediante transferencia electrónica.

En este caso la estabilización se logra compartiendo uno o más pares de e-, estableciéndose así uno o más enlaces covalentes dependiendo de los pares de e- compartidos (una unión covalente por cada par compartido).

La fuerza que mantiene unidos a los átomos enlazados por unión covalente es el resultado de la atracción entre los e- compartidos y los núcleos de los átomos enlazados.

EJEMPLOS:

Estudiemos el caso del cloro, cuyo átomo presenta 7 e- de valencia, por lo que entre dos de estos

átomos ninguno de ellos podrá ceder ningún electrón al otro, por lo que la estabilidad la alcanzarán compartiendo un par de e-, lo que dará lugar a la formación de una MOLÉCULA de dicloro (Cl 2 ) formada

por la unión covalente de dos átomos de este elemento. Esta unión puede representarse de la siguiente forma:

Por esta razón la fórmula del cloro es Cl2, es decir se trata de una molécula biatómica.

Este par de e- compartido es igualmente atraído por ambos núcleos de cloro, por lo que la densidad electrónica es simétrica alrededor de ambos núcleos.

En estos casos el enlace se denomina COVALENTE NO POLAR O APOLAR y es el resultado de la unión covalente entre átomos con similar o igual electronegatividad (Δ E ≤ 0,5).

Cuando ΔE es mayor a 0,5 y menor a 1,7 los pares de e- son compartidos en forma desigual de modo que la

densidad de carga electrónica no se encontrará uniformemente distribuida alrededor de los núcleos atómicos.

Se genera de esta forma una zona de densidad de carga negativa alrededor del átomo más electronegativo, así como una zona de densidad de carga positiva alrededor del menos electronegativo (no se forman cationes ni aniones).

Esta distribución desigual de la carga genera polos en la molécula, resultando así un enlace COVALENTE POLAR.

Un ejemplo de este tipo de unión lo constituye la molécula de agua (H2O) la

cual se dice es una molécula dipolar debido a la compartición desigual de dos pares de e- entre el átomo de oxígeno (más electronegativo) y cada uno de los dos átomos de hidrógeno (menos electronegativo).

Propiedades de los sólidos covalentes y moleculares

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Las fuerzas que mantienen unidas a las partículas son las atracciones covalentes, por lo que estos sólidos son muy duros, presentan altos puntos de fusión, son malos conductores eléctricos (excepto el carbono grafito) e insolubles en agua y en general cualquier otro solvente.

Sólidos moleculares, son aquellos sólidos que presentando uniones covalentes ya sean polares o no, entre un número discreto (pequeño) de átomos forman especies denominadas MOLÉCULAS, las que luego se atraerán entre sí por medio de enlaces o fuerzas INTERMOLECULARES.

Siempre se requiere menor energía para vencer las fuerzas intermoleculares que la requerida para vencer la fuerza covalente.

Estos sólidos entonces, tendrán menores puntos de fusión que los anteriores y serán blandos. Serán malos conductores de la corriente eléctrica, ya que no existen cargas libres.

En cuanto a la solubilidad de estos sólidos, aquellos con uniones covalentes polares serán solubles en el agua (por tener naturaleza similar: polar) e insolubles en solventes apolares como disán, queroseno y tetracloruro de carbono entre otros.

Por el contrario los sólidos apolares serán insolubles en el agua y solubles en solventes apolares como los ya mencionados.

En resumen “lo similar disuelve a lo similar”.

Ejemplos de estos sólidos moleculares son: el hielo (H2O sólido), fósforo, azufre, hielo seco (CO2 sólido).

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6 CUADRO COMPARATIVO DE DIFERENTES TIPOS DE SÓLIDOS

SÓLIDOS IÓNICOS MOLECULARES COVALENTES METÁLICOS

Partículas que lo forman

Aniones y cationes Moléculas Átomos Cationes

metálicos y electrones móviles Fuerzas de atracción entre las partículas

Electrostáticas Intermoleculares Atracción

Núcleo y e -compartidos

Atracción cationes y e-

libres

Propiedades

* Pto. de fusión alto

* No volátiles

* Duros y frágiles

* Conduct. Eléctricos

fundidos o en sol.

* Solubles en agua

* Pto. de fusión bajo

* Volátiles * Blandos

* Malos conduct. eléctricos

* Solubles en agua, solo los polares

* Pto. de fusión muy

alto

* No volátiles * Muy duros * Malos conduct. eléctricos

* No solubles en agua

* Pto. de fusión relativamente alto

* No volátiles * Dureza variable

* Maleables y dúctiles * Buenos conduct. eléctricos * No solubles en

agua Principalmente

se forman entre

Metales y no

metales (forman compuestos)

No metales entre sí y con el hidrógeno (forman

sust.simples o compuestas)

Algunos no metales Metales

Ejemplos

NaCl, KI, KNO3,

CaF2, Na2SO4

H2, O2, N2, Cl2, P4,

Gases

monoatómicos, muchos

compuestos

orgánicos, HCl,

H2O, NH3

C grafito y diamante, Si, Ge,

SiO2

Na, Fe, Cu, Al,

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