CONTENIDO Enlaces químicos Geometría molecular e hibridación de orbitales atómico. Tipos de enlaces. Numero de coordinacion. Enlaces sigma y Pi Polaridad.

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1 CONTENIDO Enlaces químicos Geometría molecular e hibridación de orbitales atómico. Tipos de enlaces. Numero de coordinacion. Enlaces sigma y Pi Polaridad. Comparación molecular de Gases, líquidos y sólidos Fuerzas intermoleculares e intramoleculares. Estructura cristalina. Clasificación de las disoluciones. Propiedades coligativas. Osmosis. Presión Osmótica. Coloides

2 Enlaces químicos Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos

3 ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?
Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometria y geometría de las sustancias químicas.

4 ENLACE QUÍMICO Teoría de Lewis. Enlace iónico.
Enlace covalente. Enlace covalente polar. Escrituras de las estructuras de Lewis. Resonancia. Excepciones a la regla del octeto. La forma de las moléculas. Teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV). Teoría de enlace de valencia (TEV). Hibridación de los orbitales atómicos. Enlaces covalentes múltiples.

5 TEORIAS SOBRE LA FORMACION DE UN ENLACE QUIMICO
Teoría del octeto de Lewis Teoría de la repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPCV) Teoria de orbitales moleculares (OM) Teoría del enlace de valencia – valencia dirigida (TEV-VD)

6 VISIÓN GENERAL DE LA TEORÍA DE LEWIS
Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico. La transferencia de electrones conduce a los enlaces iónicos. Cuando se comparten uno o más pares de electrones se forma un enlace covalente. Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: el octeto. Gilbert Newton Lewis ( ).

7 ESTRUCTURAS DE LEWIS Un símbolo químico representa el núcleo y los electrones internos de un átomo. Los puntos situados alrededor del símbolo representan a los electrones de valencia o electrones más externos. Ejemplos de diferentes tipos de enlaces: - Enlace iónico (MgO; BaCl2). - Enlace covalente (H2; Cl2). - Enlace covalente coordinado (NH4+). - Enlace covalente múltiple (O2; N2). - Enlace covalente polar (HCl).

8 Enlace covalente

9 Estructuras de Lewis Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 Estructuras de Lewis Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los átomos unidos) · enlaces sencillos · enlaces dobles · enlaces triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

10 FORMULAS DE PUNTOS DE LEWIS
En las fórmulas de puntos de Lewis, se muestra el número de electrones de valencia, el número y tipo de enlace y el orden en que los átomos se encuentran conectados. Pueden emplearse tanto para átomos o iones monoatómicos como para moléculas o iones poli atómicos, teniendo en cuenta el número de pares electrónicos que se comparten pero sin tener en cuenta hasta el momento cuáles son los orbitales que participan en el enlace.

11 Estructuras de Lewis ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. 2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos. 3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles. 4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo. Ejemplo 1: CH4 2) Ejemplo 2: H2CO C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- x2= 2e- O: 1s22s2p4  6e- 12e- 1) 3) e- de v. libres: 12-6= 6 4) 1) C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- x4= 4e- 8e- 2)

12 Estructuras de Lewis Formas Resonantes
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa. Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

13 Estructuras de Lewis Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones Formas resonantes No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo. Las estructuras son equivalentes. Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos. Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.

14 Repaso de los tipos de enlaces
Intramoleculares: Iónico. Covalente. Intermoleculares: Fuerzas de Van de Waals Enlaces de hidrógeno. Metálico.

15 Teoría de Lewis Recordando... 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 octete). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

16 COMO ESCRIBIR LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
Todos los electrones de valencia de los átomos de una estructura de Lewis deben aparecer en ella. Generalmente, todos los electrones están apareados. Generalmente, cada átomo requiere un octeto: H sólo requiere 2 e-. Algunas veces son necesarios enlaces covalentes múltiples: Los átomos de C, N, O, P y S son los que más fácilmente forman enlaces covalentes múltiples.

17 ESQUELETO DE LA ESTRUCTURA
Distinguir entre los átomos centrales y los átomos terminales. Ejemplo: escribir la estructura de Lewis del etanol CH3CH2OH. H C O

18 Los átomos de H son siempre átomos terminales, requieren sólo dos electrones para tener configuración estable. En los ácidos e hidróxidos, los átomos de hidrógeno están generalmente unidos a oxígeno. Los átomos centrales suelen ser los de menor electronegatividad. Los átomos de C son casi siempre átomos centrales. Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí (salvo en los peróxidos). Las estructuras suelen ser compactas y simétricas.

19 En un enlace iónico se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. Lo que hace el enlace covalente es que los dos átomos no metálicos compartan un electrón, es decir se unen por uno de sus electrones del último orbital el cual depende del número atómico del átomo del que estamos hablando.

20 En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro. El enlace iónico es un enlace químico de dos o más átomos que tienen una diferencia de electronegatividad de 1,7 ó mayor. En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo: NaCl → Na+Cl-

21 Enlace iónico [He] [Ne] 1s22s1 1s22s22p6 1s22s22p5
La energía de red cristalina (Uo) es la energía que se requiere para separar completamente un mol de un compuesto sólido en sus iones gaseosos.

22 ENLACE IONICO Por el enlace iónico se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones. En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+Cl-" o simplemente "NaCl".

23 CARACTERISTICAS DEL ENLACE IONICO
Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. Altos puntos de fusión y ebullición los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII. Son solubles en disolventes polares. Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad En estado solido no conducen la electricidad. (Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá . Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona

24 Clasificación a) Anión: Es un ion con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. b) Catión: Al contrario que los aniones, los cationes son especies químicas con déficit de electrones, lo que les otorga una carga eléctrica positiva. Los más comunes son formados a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.

25 ENLACE IONICO Es necesario que para que pueda darse dicho enlace uno de los átomos debe poder ceder electrones y por el contrario el otro debe poder ganar electrones, es decir, se produce la unión entre átomos que pasan a ser cationes y aniones. Este tipo de enlace generalmente se produce entre un elemento metálico (electropositivo) y elemento no metálico (electronegativo).

26 Número de coordinación
El número de coordinación lo podemos definir como el número de pares electrónicos que acepta un ácido de Lewis (por lo general es un centro metálico), es decir, si un compuesto de coordinación tiene dos especies que estén donando pares de electrones, entonces tendrá número de coordinación dos, ejemplo: En el ejemplo anterior se puede ver al amoniaco que es una base de Lewis porque tiene un par de electrones libres que se coordina a un ion Ag+ y en total se unen dos moléculas de amoniaco por lo que el total de pares electrónicos que esta aceptando el ion Ag+ es de dos.

27 Número de coordinación para compuestos Con diferentes ligandos
El ion central, Cu2+, esta rodeado por cuatro moléculas de amoniaco. Como cada amoniaco dona un par de electrones el número total de pares electrónicos que recibe el cobre es de cuatro, por lo que su número de coordinación es de cuatro

28 ENLACE IONICO El cloruro de sodio forma una red cristalina, cuya red es cúbica , en cuyos vértices de  los paralelepípedos alternan iones de  Cl- y Na+, con tal estructura cada ión de cloro Cl- queda rodeado de seis iones Na+. Dentro de la terminología utilizada para el  manejo de redes cristalinas observaremos que esta característica indicara que el índice de coordinación es 6.

29 ENLACE IONICO Generalmente, un elemento alcalino o del Grupo I A  ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr )  y  un  elemento halógeno o del Grupo VII A  ( F, Cl, Br, I ) , formarán cristales iónicos. (El enlace se da entre un metal y un no metal).

30 ENLACE IONICO Los enlaces químicos iónicos tienen fuerzas repulsivas eléctricas, muy intensas, lo cual permite puntos de fusión elevados, para fundir un cristal iónico se hace necesario separar los iones. El rompimiento de enlaces de este tipo implica un aporte de energía térmica, el cual ha de ser igual a la energía reticular. Entre mayor es la energía reticular mayor es el punto de fusión. Cuando los compuestos iónicos son fundidos  los iones, partículas cargadas móviles, conducen bien la electricidad, como se observa en las disoluciones acuosas

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32 ENLACE COVALENTE Un enlace covalente sencillo es un enlace en el que los átomos se mantienen unidos por compartición de dos electrones. Entre dos átomos hay tendencia a formar enlaces covalentes cuando la pérdida de electrones por uno de los átomos y/o la ganancia de electrones por el otro átomo no es fácil; en otras palabras, cuando es improbable el enlace iónico o metálico

33 ENLACE COVALENTE Se constituye entre átomos iguales o entre átomos que difieren poco en carácter electronegativo; es decir, átomos de no metales. A estas agrupaciones de átomos formadas mediante enlaces covalentes se las llama moléculas.

34 El flúor, por ejemplo, tiene siete electrones; por tanto, le falta uno para conseguir los mismos que el neón. Si un átomo de flúor cede un electrón a otro átomo del mismo elemento, y, a cambio, el segundo le cede parcialmente otro de los suyos al primero, el resultado es que los dos consiguen, compartiendo este par de electrones, rodearse de ocho electrones, los mismos que el neón.

35 Si consideramos dos átomos de hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable. Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.

36 ENLACE COVALENTE Aplicación del modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de Oxígeno Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE. formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante el modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos completen el octeto.

37 Propiedades del enlace
Longitud de los enlaces covalentes Longitud Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple

38 Energías de enlace. Por definición corresponde a la cantidad de calor necesaria para romper el enlace en una molécula. Energía de enlace, DX-Y H2 (g) H (g) + DH0 = kJ Cl2 (g) Cl (g) + DH0 = kJ HCl (g) H (g) + Cl (g) DH0 = kJ O2 (g) O (g) + DH0 = kJ O N2 (g) N (g) + DH0 = kJ N

39 Características de los enlaces Sigma y Pi:
Los hidrocarburos no saturados tienen como características de poseer en su estructura enlaces Pi y enlaces Sigma. Los enlaces Pi son relativamente débiles, de ahí que los compuestos de doble o triple enlace son más reactivos que compuestos de simple enlace (sigma).

40 Energía de enlace Enlace Sencillo < Enlace Doble < Enlace Triple

41 ENLACE COVALENTE Cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que éstos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquél que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad, y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

42 POLARIDAD Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo. Enlaces covalentes polares Enlaces covalentes no polares H-H F-F El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

43 H2O CO2 Polaridad de las Moléculas
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal, sino bent. H2O CO2 Cada dipolo C-O se anula porque la molécula es lineal

44 Polaridad de las Moléculas
Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

45 MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE
μ = Q x r Q es la carga r es la distancia entre las cargas 1 D = 3.34 x C m

46 Sustancias no polares Sustancias polares
Las flechas indican la dirección del momento dipolar.

47 ENLACE COVALENTE Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones, formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico .

48 ENLACE COVALENTE Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente; para una diferencia de electronegatividades de 1,7 el carácter iónico alcanza ya el 50%, y para una diferencia de 3, será del 95%.

49 ENLACE COVALENTE Así pues, para diferencias de electronegatividades mayores de 1,7 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H.

50 Carga Formal y estructura de Lewis
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos). X= nº de e- de valencia Cf = X – (Y + Z/2) Y= nº de e- no compartidos Z= nº de e- compartidos En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma molécula: Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de Lewis más probable:  El valor de Cf sea mas próximo a 0  La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo I II

51 Carga Formal y Estructuras de Lewis
- Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0 - Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0 Correcta! II) - Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1 - Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1 Otro ejemplo: - Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1 - Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0

52 Estructuras de Lewis Formas Resonantes
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa. Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

53 Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones
Formas resonantes No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo. Las estructuras son equivalentes. Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos. Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.

54 Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete: Moléculas con nº de e- impar. NO (5+6=11 e- de valencia) Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete. BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). Ej.: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

55 Excepciones a la regla del octeto
c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete. La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos. XeF4 PCl5 nº de e- de v  5+7x5= 40 e- nº de e- de v  8+7x4= 36 e- Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

56 Fuerzas intramoleculares : Enlaces químicos
Fuerzas intermoleculares : Interacciones entre moléculas. Son responsables de la existencia de los estados condensados de la materia (líquidos y sólidos) Fuerzas entre moléculas polares Fuerzas entre moléculas no polares

57 Fuerzas entre moléculas polares
Interacción dipolo-dipolo

58 Enlace de hidrógeno Unión formada por un átomo de hidrógeno situado entre dos átomos muy electronegativos. Se precisa: 1. Átomos de H unidos a átomos muy electronegativos 2. Electrones no enlazantes en el átomo electronegativo (N, O, F)

59 Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas. Las fuerzas intramoleculares mantienen juntos los átomos de una molécula. Intermolecular vs intramolecular 41 kJ para vaporizar 1 mol de aqua (intermolecular) 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intramolecular) H2O(líquido) H2O(vapor) intermolecular H2O H ½ O2 intramolecular Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares.

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61 Comparación molecular de Gases, líquidos y sólidos
Los gases consisten en una colección de moléculas separadas por grandes distancias y en constante movimiento. La energía cinética media de las moléculas es mucho mayor que la energía media de atracciones entre ellas, la falta de fuerzas atractivas permite a un gas expandirse hasta llenar el recipiente que lo contiene.

62 Comparación molecular de Gases, líquidos y sólidos
En los líquidos las fuerzas de atracción intermoleculares son lo bastante fuertes como para mantener juntas las moléculas. Así, los líquidos son mucho más densos y mucho menos compresibles que los gases. Los líquidos tienen un volumen definido, independiente del tamaño y la forma de su recipiente. En los sólidos las fuerzas de atracción intermoleculares son lo bastante intensas, no sólo para mantener unidas las moléculas, sino para fijarlas en determinadas posiciones de la red cristalina. Llamamos a los sólidos y líquidos fases condensadas.

63 …… … Cl Cl Fuerzas Intermoleculares H H
Enlace Covalente(Fuerte) Cl Cl H …… … H 16 Kj/mol Atracción Intermolecular (Débil) Energía de enlace = D(H-Cl) = 431 KJ/mol HCl(g) → H(g)+Cl(g) ΔH = 431KJ/mol

64 El estado líquido En el estado líquido las moléculas se mueven en relación a sus vecinas, pero no pueden escapar completamente de ellas. Características de los líquidos: Tendencia a fluir. La resistencia a fluir se denomina viscosidad Tendencia a presentar una superficie mínima Tensión superficial: Energía necesaria para aumentar el área de la superficie. Tendencia a evaporarse. Presentan una presión de vapor

65 Sólidos Sólidos amorfos: los completamente desordenados Sólidos cristalinos: los perfectamente ordenados. Sólidos moleculares: Formados por moléculas (CH4) Sólidos covalentes: Red de átomos unidos por enlaces covalentes (diamante, grafito) Sólidos metálicos: Iones positivos en un mar de electrones (Cu).

66 Las fuerzas responsables de la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas (como en el NaCl), covalentes (como en el grafito o los cristales metálicos), de van der Waals (en el iodo), de enlaces de hidrógeno (hielo) o una combinación de ellas. Las estructuras cristalinas se determinan por lo regular mediante la técnica de difracción de rayos X. Esta técnica se basa en el hecho de que los espaciados atómicos en los cristales son del mismo orden de magnitud que la longitud de onda de los rayos X (del orden de 1 Å ) y por lo tanto un cristal actúa como una rejilla de difracción ante el haz de radiación. El patrón de dispersión que se obtiene será característico de cada cristal y a partir de él se puede deducir el arreglo de las partículas en el retículo sólido.

67 Los sólidos amorfos son en realidad líquidos sobre enfriados, enfriados muy por abajo de sus puntos de congelación (debido a que tienen el mismo desorden molecular de los líquidos y por supuesto carecen de una organización a nivel atómico regular), sin que realmente se congelen. Son sólidos sin formas geométricas regulares y se les llama: Vidrios.

68 Sólidos iónicos: Formados por iones
Sólidos iónicos: Formados por iones .En la estructura cristalina (ordenada) de los materiales inorgánicos, los motivos repetitivos son átomos o iones enlazados entre sí, de modo que generalmente no se distinguen unidades aisladas y de ahí su estabilidad y dureza (cristales iónicos, fundamentalmente)... Estructura cristalina de un material inorgánico: el alfa-cuarzo

69 ESTRUCTURA CRISTALINA
El hielo es un solido cristalino donde sus átomos, moléculas e iones ocupan posiciones especificas. Las fuerza netas de atracción intermolecular son máximas. Una celda unitaria es la unidad estructural repetida de un solido cristalino. Se trata de un arreglo espacial de átomos que se repite en el espacio tridimensional definiendo la estructura del cristal.

70 ESTRUCTURA CRISTALINA
El grafito es negro, blando y un lubricante excelente, lo que sugiere que sus átomos deben estar distribuidos (empaquetados) de un modo que puedan entenderse sus propiedades. Sin embargo, el diamante es transparente y muy duro, por lo que debe esperarse que sus átomos estén muy fijamente unidos. En efecto, sus estructuras sub-microscópicas (a nivel atómico) dan cuenta de sus diferencias... Diamante, Con estructura muy compacta Grafito con estructura atómica en laminas

71 Solido molecular Solido metálico Solido iónico NaCl α-Fe Agua H2O Átomos, iones o moléculas Solido atómico o covalente Grafito (C) UNIDAD BASICA.

72 Si en una celda unitaria, se centra en los átomos, iones o moléculas un punto en el centro de cada una de las posiciones atómicas (por ejemplo), se recibe este el nombre de punto reticular, y el orden geométrico de estos puntos reticulares se llama estructura cristalina. Punto reticular Considerando que únicamente nos interesa el estudio del sistema cúbico, la geometría del sistema es el siguiente: SISTEMA. EJES ANGULOS AXIALES. CUBICO a = b = c Todos los ángulos=900

73 a).- Sistema cúbico simple. b).- sistema cúbico de cuerpo centrado.
Los tipos más sencillos de celdas unitarias es la celda cúbica del sistema cúbico, este tipo de sistemas se encuentra a su vez dividido en: a).- Sistema cúbico simple. b).- sistema cúbico de cuerpo centrado. c).- Sistema cúbico de caras centradas. Para determinar el número de átomos por celda unitaria, se debe tener en cuenta que los átomos en las esquinas o caras son compartidos con celdas contiguas.

74 Un átomo es compartido por 8 celdas unitarias en cada una de las esquinas en los tres tipos de celdas unitarias, y 2 celdas unitarias comparten un átomo cuando el sistema es cúbico de aras centradas como se muestra en la figuras. 2 CELDAS UNITARIAS COMPARTEN UN ATOMO. 8 CELDAS UNITARIAS COMPARTEN UN ATOMO.

75 Estado gaseoso Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.

76 FASE Fase es toda porción de un sistema con la misma estructura o arreglo atómico, con aproximadamente la misma composición y propiedades en todo el material que la constituye y con una interface definida con toda otra fase vecina. Puede tener uno ó varios componentes. Debe diferenciarse del concepto de componente, que se refiere al tipo de material que puede distinguirse de otro por su naturaleza de sustancia química diferente.

77 FASE Por ejemplo, una solución es un sistema homogéneo (una sola fase) pero sin embargo está constituida por al menos dos componentes. Por otro lado, una sustancia pura (un solo componente) puede aparecer en dos de sus estados físicos en determinadas condiciones y así identificarse dos fases con diferente organización atómica y propiedades cada una y con una clara superficie de separación entre ella (interface).

78 EQUILIBRIO SOLIDO-VAPOR
Los sólidos experimentan evaporación y por esto tienen una presión de vapor. Cuando las moléculas pasan de solido a vapor se llama sublimación, el paso de vapor a solido se llama deposición. La energía para sublimar un solido se llama calor molar de sublimación (∆HSub) y es igual a la suma de los calores de fusión y de vaporización ∆Hsub = ∆Hfus + ∆Hvap

79 La diferencia entre calor y temperatura es que el calor depende de la masa y la temperatura no, ya que la temperatura es la medida del promedio de las energías cinéticas de las moléculas y el calor es la suma de las energías cinéticas de las moléculas. El cambio de fase de sólido a líquido se llama fusión y la temperatura a la cual este cambio ocurre se le llama punto de fusión. El cambio de fase de líquido a vapor se llama vaporización y la temperatura asociada con este cambio se llama punto de ebullición de la sustancia. Cuando cambiamos la dirección de la transferencia de calor y ahora se quita calor, el vapor regresa a su fase líquida, a este proceso se le llama condensación, el calor de condensación es equivalente al calor de vaporización.

80 Se denomina Diagrama de Fase a la representación gráfica de las fronteras entre diferentes estados de la materia de un sistema, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo. Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado. Lo importante es comprender que los diagramas termodinámicos, también llamados de fase, son la descripción del comportamiento de las sustancias puras en sus tres estados de agregación: Sólido, líquido, gas y sus respectivos equilibrios físicos.

81 SOLUCIONES DEFINICIÓN: sistema homogéneo formado por 2 o mas componentes. Solución = soluto + solvente Solvente: componente mayoritario de las soluciones. Soluto: componente minoritario de las soluciones SOLUBILIDAD: cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de solvente.

82 Clasificación de las disoluciones
Dependiendo de la naturaleza de la fase: Sólida Líquida Gaseosa

83 clasificación Por su concentración: Por su estado físico:
Soluciones no saturadas Soluciones saturadas Soluciones sobresaturadas Por su estado físico: Liquidas: salmuera, agua con azúcar Sólidas: bronce (Sn/Cu) Gases: aire.

84 Ejemplo de soluciones Estado de la Estado del Estado del Ejemplo
solución disolvente soluto GAS GAS GAS AIRE LÍQUIDO LÍQUIDO GAS O2 en H2O LÍQUIDO LÍQUIDO LÍQUIDO Alcohol en H2O LÍQUIDO LÍQUIDO SÓLIDO SAL en H2O SÓLIDO SÓLIDO GAS H2 en Pd SÓLIDO SÓLIDO LÍQUIDO Hg en Ag SÓLIDO SÓLIDO SÓLIDO Ag EN Au

85 Solución saturada

86 Formas de expresar concentración
1 mol Molalidad Fracción molar Molaridad

87 Presión de vapor de un líquido
Es el valor de la presión que ejerce el vapor en equilibrio con el líquido.

88 PROPIEDADES COLIGATIVAS
Son aquellas que dependen de la cantidad de partículas de soluto disuelto y no de su identidad (tipo de soluto). Descenso de la presión de vapor Descenso crioscópico Ascenso ebulloscopio Presión Osmótica

89 Ley de Raoult PA = XA P°A PA : Presión de vapor del componente A
XA : Fracción molar de A P°A : Presión de vapor de A puro

90 Para un soluto no volátil: la presión de vapor disminuye según:
Descenso de la presión de vapor Para un soluto no volátil: la presión de vapor disminuye según: P = P°A XB donde: P : Disminución de la presión de vapor XB : fracción molar del soluto B no volátil P°A : presión de vapor del solvente A puro DP = P – P°A = P solvente – P solución XB = n° de moles de B / n° de moles totales

91 DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN
DESCENSO CRIOSCOPICO DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, el punto de congelación de éste disminuye. Pto. Cong. solución < Pto. Cong. solvente puro

92 Tf = Tf solvente - Tf solución
Tf = Kf • m Donde: Tf = Disminución del punto de congelación Kf = Constante molal de descenso del punto de congelación. m = molalidad (moles de soluto/1Kg de solvente) Tf = Tf solvente - Tf solución

93 AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN
Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, el punto de ebullición de éste aumenta. Pto. Eb. ss > Pto. Eb. solvente puro

94 Te = Te solución - Te solvente
Te = Ke • m Donde: Te = Aumento del punto de ebullición Ke = Constante molal de elevación del punto de ebullición. m = molalidad de la solución Te = Te solución - Te solvente

95 OSMOSIS El solvente tiende a migrar desde el compartimiento donde se encuentra puro (mas concentrado) hacia el compartimiento de la solución (menor concentración de solvente) Osmosis Normal Agua pura Disolución Se genera así un aumento en la presión del compartimiento de la solución, impidiendo el pasaje de solvente.

96 PRESIÓN OSMÓTICA P P >  Agua pura Disolución Osmosis inversa

97 Se define la presión osmótica como el proceso, por el que el disolvente pasa a través de una membrana semipermeable, y se expresa como:  = n R T V R= atm L / (mol K) Como n/V es molaridad (M), entonces:  = M • R • T

98 Membrana semipermeable
Soluto Solvente Membrana semipermeable

99

100 OSMOSIS Y DIALISIS ósmosis (del griego “empujar”): pasaje espontáneo de solvente a una solución mas concentrada, cuando ambas se hallan separadas por una membrana semipermeable. Diálisis: es el pasaje de iones de una solución mas concentrada a una mas diluída.

101 PRESIÓN OSMÓTICA P P >  Agua pura Disolución Osmosis inversa

102 .V = n R T R= 0.0821 atm L / (mol K)  = M • R • T
Podemos definir entonces a la presión osmótica como la presión resultante del movimiento de solvente hacia una solución más concentrada, cuando los compartimientos que las contienen están separados por una membrana semipermeable. Como n/V es molaridad (M), entonces:  = M • R • T

103 SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Electrolito: sustancia cuya solución conduce la corriente eléctrica. Son compuestos químicos que se disocian produciendo iones, de esta manera el número de partículas disuelta, AUMENTA NaCl (s)  Na+ (ac) + Cl- (ac) AlCl3 (s)  Al+3 (ac) + 3 Cl- (ac) Al2S3 (s)  2 Al+3 (ac) + 3 S-2 (ac)

104 SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Se debe por lo tanto corregir el valor de la propiedad coligativas, ingresando a la ecuación el coeficiente de Van’t Hoff “i” i = nº de especies que produce NaCl: i = 2 AlCl3: i = 4 Al2S3; i = 5

105 Influencia del factor i de Van’t Hoff
Propiedad Solución de no Solución de coligativa electrolito electrolito Descenso de la D P = (n /n + n ). P D P = (n i /n + n ). P 2 1 2 2 1 2 presión de vapor Descenso D T = K . m D T = i K . m f f crioscópico Ascenso D T = K . m D T = i K . m e e ebulloscópico Presión osmótica p p = = M R T i M R T

106 CONCEPTO DE COLOIDE (Graham, 1861)
Soluciones viscosas, lentamente difusibles, que no atraviesan membranas semipermeables. PROPIEDADES CLASICAS No se ven al microscopio óptico común Presentan efecto Tyndall Poseen carga eléctrica INCLUYEN Emulsiones y Suspensiones Agregados moleculares (micelas) Soluciones de macromoléculas Sistemas biológicos

107 Coloides Un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema físico-químico compuesto por dos fases: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas, de tamaño mesoscopico (a medio camino entre los mundos macroscópico y microscópico). Así, se trata de partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula.

108 COLOIDES El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa que puede pegarse. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o formar coagulos.

109 COLOIDES Aunque el coloide por excelencia es aquel en el que la fase continua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículas sólidas, pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación.

110 COLOIDES En las dispersiones coloidales se distinguen dos partes : Fase dispersa : las llamadas micelas. Fase dispersante : en las que están dispersas las partículas coloidales. Las partículas coloidales tienen un tamaño diminuto, tanto que no pueden separarse de una fase dispersante por filtración. Las disoluciones son transparentes, por ejemplo : azúcar y agua. Tenemos una dispersión cuando las partículas son del tamaño de 2.000Å, y las partículas se pueden separar por filtración ordina

111 Tipos de sistemas coloidales
Medio de dispersión Fase dispersa Nombre Ejemplos Gas Líquido Sólido Aerosol líquido Aerosol sólido Niebla, nubes, polvo, humo. Espuma Emulsión Sol Espumas (de jabón , cerveza, etc.), nata batida. Leche, mahonesa. Pinturas, tinta china, goma arábiga, jaleas Espuma sólida Emulsión sólida Sol sólido Piedra pómez. Mantequilla, queso. Algunas aleaciones, piedras preciosas coloreadas

112 Propiedades de los coloides
Movimiento browniano: Movimiento de partículas rápido. Se chocan las partículas dispersas con las del medio. Efecto Tyndal. Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide Adsorcion Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande.

113 Emulsiones Se llama emulsión a una dispersión coloidal de un líquido en otro inmiscible con él, no suelen ser estables y tienen a asentarse en reposo, para impedirlo, durante su preparación se añaden pequeñas cantidades de sustancias llamadas agentes emulsificantes Soles Las soluciones coloidales con un medio de dispersión líquido se dividen en dos clases: soles liófobos (que repelen los líquidos), y soles liófilos (que atraen a los líquidos) Los soles liófobos son relativamente inestables , los liófilos tienen una estabilidad coconsiderable Geles Cuando se enfrían algunos soles liófilos todo el sistema se cuaja formando una jalea aparentemente homogénea que recibe el nombre de gel Se forman geles cuando se intentan preparar soluciones relativamente concentradas de grandes polímeros lineales. La formación de los geles se llama gelación