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Fuerzas químicas. Las propiedades químicas dependen en forma importante de las denominadas fuerzas químicas (interacciones entre atomos e iones) Los aspectos.

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Presentación del tema: "Fuerzas químicas. Las propiedades químicas dependen en forma importante de las denominadas fuerzas químicas (interacciones entre atomos e iones) Los aspectos."— Transcripción de la presentación:

1 Fuerzas químicas

2 Las propiedades químicas dependen en forma importante de las denominadas fuerzas químicas (interacciones entre atomos e iones) Los aspectos de cada tipo de fuerza son su fuerza relativa, su dependencia de la distancia y si son direccionales o no lo son. Distancias internucleares y radios atómicos Ya que la distancia de enlace es un parámetro muy importante para determinar la fuerza de un enlace es importane determinar el radio de los átomos en un enlace. Desafortunadamente se habla de muchos radios: covalente, ionico, metálico, enlazado, no enlazado y van der Waals. Esta gran cantidad de radios reflejan que es necesario simplificar por una única medida de radio atómico, pero todo tratamiento generalizador conlleva muchos errores.

3 A continuación se van analizar cada uno de estos radios Radio de van der Waals Si dos átomos de gases nobles se fuerzan a estar juntos sin energía cinética que los separe, ellos van a permanecer unidos. Las fuerza que los sostienen son las débiles fuerzas de London (dipolos instantáneos) La distancia internuclear será la que balancea ls fuerzas de atraccione con las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas. Cuando los dos atómos son idénticos, la mitad de la distancia entre los dos átomos se denomina radio de van der Waals o radio de no enlace. Por ejemplo en xenon sólido consiste de átomos separados a una distancia de 436 pm por lo que el radio del xenon es 218 pm.

4 Para trabajar con gases a menudo conviene utilizar el radio de Lennar Jones, que es la mitad de la distancia del mayor acercamietno de dos moléculas que no tienen más energía cinética que la obenida de las fuerzas de atracción entre ellas. En la siguiente figura se muestra la diferencia entre el radio de van der Waals y el de Lennar Jones. E eq E=0 r LJr Eq

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6 Radio covalente La distancia internuclear de la molécula de Fluor es 142 pm, que es un valor menor a la suma de dos radios de van del Waals La diferencia se debe a que la distancia entre los atómos se hace menor cuando es mayor la sobreposición de los orbitales, dando como resultado la formación de una molécula (distancia de enlace) Las interacciones entre las moléculas son más débiles y las distancias mayores (de no enlace) Dd vW R r cov = dc/2D d c r vW = d vW /2

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10 Los radios covalentes se calculan en moléculas homonucleares (mismos atómicos) y cuando se utilizan para calcular moléculas heteronucleares las distancias obtenidas son mayores a las experimentales Esto se debe a la diferencia de electronegatividad que aporta un factor de enlace iónico que disminuye la distancia rAB = rA + rB –9 = diferencia de electronegatividad

11 H Li Be BCN O F Na 0.9 Al 1.5 Si P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Ba 0.9 Ca 1.0 Sr 1.0 Ga 1.6 In 1.7 Tl 1.8 Pb 1.8 Sn 1.8 Ge 1.8 As 2.0 Sb 1.9 Bi 1.9 Po 2.0 Te 2.1 Se 2.4 Br 2.8 I 2.5 Xe 3.1 Mg Valores de Electronegatividad para los elementos representativos

12 Radio atómico Este término tiene muchos significados pues se aplica a radios covalentes y a radios de van der Waals Sin embargo, Bragg y Slater dos investigadores observaron que no importando el tipo de enlace se pueden obtener buenas aproximaciones de las distancias entre nucleos utilizando los radios atómicos calculados por ellos, considerando que son las capas internas electrónicas quienes determinan finalmente el tamaño Estos radios son similares a los covalentes y 85 pm más grandes que los de los cationes y 85 pm mas pequeños que los aniones

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14 Tipos de enlace Covalente Direccional y se basa en la superpisición de los orbitales atómicos } La relación de la energía con la distancia no permite escribir una función simple como en otros casos. Sin embargo, se puede plantear que la fuerza del enlace decrece rápidamente cuando la distancia aumenta (short-range force) Iónico E= Z + Z - /4 E o r Ión dipolo

15 Interacciones ión- dipolo Interacciones dipolo p-dipolo p

16 Interacciones ion-dipolo inducido E = 1 Z 2 __ ____ 2 r

17 Interacciones dipolo p-dipolo inducido E = 2 -___ r 6 Interacciones dipolos instántaneos E = 2 - ___ r 6 _ E = 3I - ___ 4r

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24 H Li 1.23 Be BC N O F Na 1.57 Mg 1.36 Al 1.25 Si P 1.10 S 1.04 Cl 0.99 Ne Ar He Radio covalente o metálico, Å H N O F Cl S P Na Mg 2+ Al 3+ Si 4+ Li + Be BC 0.60 Ar Cl Ne Radio iónico, Å

25 Na Radio metálico del sodio Cl Radio covalente del cloro gas Cl - Na + El radio iónico del Na + en sal es menor que el radio metálico del Na; el radio iónico del Cl - es mayor que el radio covalente del Cl Cl Radio de van der Waals

26 AUMENTA RADIO COVALENTE H Li 1.23 Be BC N O F Na 1.57 Al 1.25 Si P 1.10 S 1.04 Cl 0.99 K 2.03 Rb 2.16 Cs 2.35 Ba 1.98 Ca 1.74 Sr 1.91 Ga 1.25 In 1.50 Tl 1.55 Pb 1.54 Sn 1.40 Ge 1.22 As 1.21 Sb 1.40 Bi 1.50 Po 1.53 Te 1.37 Se 1.17 Br 1.14 I 1.33 Xe 1.30 Mg Radio metálico o covalente, en Å, de los elementos representativos H N O F Cl S P Na Mg 2+ Al 3+ Si 4+ Li + Be BC 0.60 Ar Cl Ne Radio iónico, Å Z r n a ef * 2 0

27 Efectos de las fuerza químicas Puntos de fusión y eblullición Fuerzas covalentes que se rompen = muy altos puntos de fusión y ebullición ( oC)c Diamante sublima a 3700o Silice funde y ebulle a 2200 Cuando son polímeros y los enlaces que se rompen son los más debiles los puntos de fusión bajan drásticamente a pocos cientos de grados

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29 Fósforo blanco Fósforo negro

30 Si en compuestos covalentes se rompen fuerzas de London o van der Waals los puntos de fusión y ebucción varían de muy bajos a bajos (-300 hasta 50oC) Fuerzas iónicas depende de la Uo y el grado de polarizabilidad pero son relativamente altas ( oC) KF = 880 oC KCl = 776 oC KBr = 730 oC AgF = 435 oC AgCl = 455 oC AgBr= 434 oC

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35 G = H –T S Para H = 0 G =–T S S = R ( nA ln A + nB ln B ) donde A, B sonlas fracciones molares del soluto y del solvente. Disoluciones ideales en que la energía de los enlaces rotos y formados son aproximadamente iguales SOLUBILIDAD

36 H Li Be BCN O F Na 0.9 Al 1.5 Si P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Ba 0.9 Ca 1.0 Sr 1.0 Ga 1.6 In 1.7 Tl 1.8 Pb 1.8 Sn 1.8 Ge 1.8 As 2.0 Sb 1.9 Bi 1.9 Po 2.0 Te 2.1 Se 2.4 Br 2.8 I 2.5 Xe 3.1 Mg Valores de Electronegatividad para los elementos representativos

37 SOLUBILIDAD En los compuestos iónicos hay que considerar varios factores La energía de los enlaces rotos igual a la energía de latice con signo positivo La energía de los enlaces que se forman de hidratación entre el agua y los iones La suma nos da la entalpía de disolución la cual sumada con el aumento de entropía por la temperatura debe dar un valor negativo

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39 M + (g) + X - (g) M (H 2 O) + x + X (H 2 O) - y M + X - (s) + H 2 O -U 0 H solvatación catión + anión

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44 H solubilidad = Hsoluto-solvente – Hsoluto-soluto – Hsolvente solvente H solubilidad= 0 se disuelve H solubilidad 0 también se disuelve H solubilidad> 0 y mayor que T S no se disuelve Se puede calentar hasta 100 grados no más a presión ambiental

45 Al Solución ácida 3- Al 3 + H 2+ Al 3 + H 1+ Al 3 + H 0 Solución neutra (insoluble) Al 3 + H 1-1- Solución básica Al 3 + H 2-2- H Hidrógeno Oxígeno Al(OH) Al(H 2 O)(OH) Al(H 2 O) 2 (OH) Al(H 2 O) 3 (OH) 3 Al(H 2 O) 4 (OH) 2 1+ Al(H 2 O) 5 (OH) 2+ Al(H 2 O) 6 3+

46 H F + H H O F Li H H H H C NH 3, 27% iónico H H H N HF, 41% iónico F H LiF, 87% iónico F Li H 2 O, 33% iónico H H O Molécula Distribución de la carga Momento dipolar 0.0 D 1.85 D 1.82 D 6.33 D

47 O 2 - Na+ H H O H H O 2 - Na+ ion óxido ion sodio H O Na+ H O H O H O H O H O O H H O H H H + ion hidróxido 2 - q x r = 1e - x 1Å = 4.8 D + Una carga +1 y otra -1, con una separación de 1 angstrom, tienen un momento dipolar de 4.8 debye (D). El momento dipolar se incrementa con tamaño de las cargas y el aumento de la distancia entre ellas. MOMENTO DIPOLAR ( CH CH ) n n Å) Color Incoloro Amarillo pálido Amarillo verdoso Amarillo-anaranjado Anaranjado Anaranjado-café Cobrizo-bronceado Cobrizo azulado Electrones en movimiento, color y brillo metálico

48 Temperatura ºC Li Be B C O NFNe ClCl Ar Si Al Mg Na P S K Ca Ga Ge Se Br Kr As Te Sb Sn In Sr RbXe I Pb Bi Po At Rn Tl Ba Cs PUNTOS DE FUSION DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

49 Irr Empaque cerrado (12)* Empaque cara centrada (8) Cúbico Simple (6) Empaque Irregular Icosahedro Boro (5+) Diamante (4) Estructura de Hojas (3) Cadenas Helicoidales (2) Moléculas Tetraédricas (3) Anillos (2) Moléculas Monoatómicas Moléculas Diatómicas Moléculas Diatómicas (1) * Numero de vecinos más cercanos EMPAQUETAMIENTO DE ATOMOS METALICOS ENLACES COVALENTES DE SOLIDOS SOLIDOS MOLECULARES GASES

50 Moléculas gaseosas O O NN Moléculas sólidas S S S S S S S S P P P P

51 N N Triple Enlace N2N2 Cl Cl 2 F F Enlace Sencillo F2F2 OO Doble Enlace O2O2 S8S8 S S S S S S S S P4P4 P P P P

52 ELECTRONEGATIVIDAD ENLACE COVALENTE HC H 2. 1 C 2.5 ELECTRONEGATIVIDAD ENLACE COVALENTE HF H 2.1 F 4.0 ELECTRONEGATIVIDAD ENLACE COVALENTE Li + F Li 2.1 F 4.0

53 MoléculaNo. Oxidación del ClHClOSuma HCl Cl 2 HClO HClO 2 HClO 3 HClO (+1) + (-1) = 0 (0) + (0) = 0 (+1) + (+1) + (-2) = 0 (+1) + (+3) + 2(-2) = 0 (+1) + (+5) + 3(-2) = 0 (+1) + (+7) + 4(-2) = 0 Estados de Oxidación Número de Familia Elemento (Fila 4 ) No. de e - s y d ESTADOS DE OXIDACION DE LOS METALES DE TRANSICION DE LA FILA 4 IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBIBIIB ScTiVCrMnFeCoNiCuZn

54 Cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un número de oxidación de -1. El cloro comparte electrones con otra molécula de cloro; número de oxidación 0. Cloro "pierde" un electrón para el oxígeno; número de oxidación es ahora +1. El cloro "pierde" 3 electrones; número de oxidación es ahora +3. Cloro "pierde" 5 electrones; número de oxidación es +5. Cuando el cloro "pierde" todos sus electrones (7); su número de oxidación es +7. HCl Cl 2 HClO HClO 2 HClO 4 HClO 3 Cl H O H O O H O O O O H O H O O Molécula Núm. Oxidación del Cl H Cl O Suma HCl Cl 2 HClO HClO 2 HClO 3 HClO (+1) + (-1) = 0 (0) + (0) = 0 (+1) + (+1) + (-2) = 0 (+1) + (+3) + 2(-2) = 0 (+1) + (+5) + 3(-2) = 0 (+1) + (+7) + 4(-2) = 0 Estados de oxidacion para el cloro

55 NN OO Ne NitrógenoOxígenoFlúorNeón Gases moleculares Gas monoatómico F F MetalesNo metales Período 2LiBeBCNOFNe Período 3NaMgAlSiPSClAr SólidoGas C B B B BB B B B B C C C C C C C C C Número atómico 3456 LitioBerilioBoroCarbono Sólidos metálicosSólidos covalentes

56 H F + H H O F Li H H H H C NH 3, 27% iónico H H H N HF, 41% iónico F H LiF, 87% iónico F Li H 2 O, 33% iónico H H O Molécula Distribución de la carga Momento dipolar 0.0 D 1.85 D 1.82 D 6.33 D

57 O 2 - Na+ H H O H H O 2 - Na+ ion óxido ion sodio H O Na+ H O H O H O H O H O O H H O H H H + ion hidróxido 2 - q x r = 1e - x 1Å = 4.8 D + Una carga +1 y otra -1, con una separación de 1 angstrom, tienen un momento dipolar de 4.8 debye (D). El momento dipolar se incrementa con tamaño de las cargas y el aumento de la distancia entre ellas. MOMENTO DIPOLAR ( CH CH ) n n Å) Color Incoloro Amarillo pálido Amarillo verdoso Amarillo-anaranjado Anaranjado Anaranjado-café Cobrizo-bronceado Cobrizo azulado Electrones en movimiento, color y brillo metálico


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