Enlace metálico

FUERZAS INTERMOLECULARES

Enlace Metálico

Metales y Enlace Metálico

Metales y Enlace Metálico

�Propiedades generales de los metales�Carácter estructural de los metales�Enlace Metálico�Conductores ,aisladores y semiconductores

�Enlaces por Fuerzas de Van derWaals�Enlaces por Puentes de Hidrógeno

Bibliografía

� Ander y Sonnessa. Principios de Química. Introducción a los conceptos teóricos. Ed.Limusa

� Barnard, A. Química Inorgánica. Ed. Urmo

� Gutierrez Rios, E. Química Inorgánica. Ed. Reverté

� Lozano ,JJ. Vigata, J.L. Fundamentos de Química General. Ed. Alhambra.

Propiedades de los Metales

� Un metal es un elemento que tienecomparativamente pocos electrones en las capas devalencia de sus átomos y por ello tiende a ser decarácter electropositivo.

� Elevada conductividad eléctrica y térmica� Brillo metálico� Dúctiles y maleables� Emiten e- al ser irradiados con radiación de altafrecuencia y al ser calentados a elevadastemperaturas.

� Densidades elevadas, ya que la estructura de loscristales resulta ser muy compactas.

Carácter Estructural de los Metales

�Las estructuras cristalinas de los metales son principalmente tres:

�Estructura cúbica centrada en el cuerpo

�Estructura cúbica compacta

�Estructura hexagonal compacta

Estructuras Cristalinas de los Metales

Estructura centrada en el cuerpo: Todos los metales alcalinos, Ba, Ra,V,Nb,Ta,Cr,Mo,W,Fe y Eu.

Estructura cúbica compacta: Ni, Cu,Rh,Pd,Ag,Ir,Pt,Au,Ac entre otros.

Estructura hexagonal compacta: Be, Mg, Ca, Sr, Y, Ti, Zr, Hf, Co, Tc, Re, Ru, Rh, Zn, Cd, Tl

Estructura Hexagonal Compacta

La celda unidad es un prisma recto debase hexagonal que tiene una esferaen cada uno de sus vértices delprisma; una esfera en el centro decada una de las dos bases del prisma ;y tres esferas simétricamentesituadas en el interior del prisma y enel plano ecuatorial del mismo.

Cada una de estas tres esferasinteriores se localiza en el hueco, enforma de prisma triangular,delimitado por tres esferas de la basesuperior y tres esferas de la baseinferior.

Estructura Hexagonal Compacta

3 + 12 x 1/6 + 2 x ½ = 6

El nº de coordinación es de 12.

El factor de ocupación es del 74%.

Estructura de los metales

Con excepción de Mn, Hg, Ga, In, Ge y Sn todos los metales poseen una de las tres estructuras que se indican .

Enlace Metálico

� Teorías :� E.V. Modelo del gas electrónico� O.M. Modelo de las bandas de los sólidos.

� Modelo del gas electrónico: La red metálica estaría formadapor los átomos del metal que han perdido sus electrones devalencia, en posiciones fijas y los electrones se encuentrandeslocalizados en torno a todo el cristal.

� Los electrones actúan a modo de pegamento electrónicomanteniendo unidos los iones metálicos.

� Este modelo sencillo explica: La conductividad eléctrica; elbrillo metálico y la maleabilidad y ductilidad de los metales.

Teoría de las bandas de los sólidos

� Esta teoría supone que los orbitales átomicos delos metales se combinan para dar lugar a losorbitales moleculares,

� Si disponemos de N átomos y cada uno tiene unorbital 2s (con los estados correspondientes delos espines +1/2 y -1/2) el cristal tendrá unnúmero de estados totales 2s igual a 2N.

� Al ser tan elevados el número de estados, losniveles energéticos poseen poca separación entresí y constituyen la banda de energía del sólido, loque significa que la energía puede considerarseno cuantizada , es decir contínua.

Teoría de las bandas de los sólidos

� ¿Qué factores determinan la separaciónentre las bandas?

� - Diferencia energética entre orbitalesatómicos

� - Distancia entre átomos adyacentes en elsólido.

� Si los orbitales atómicos individuales tienenenergía semejantes o si los átomos estáncerca, las bandas, se superpondrán entre sí yviceversa.

Formación de los niveles de energía con menor separación entre sí,conforme aumenta la cantidad de átomos en la estructura. Con unnº muy grande de átomos, los niveles de energía sumamentecercanos unos a otros, producen las bandas energéticas. Estasbandas se forman mediante la superposición de los orbitalesatómicos.

Diagrama esquemático de la energía potencial en función de la separación internuclear.

Conductores, Aisladores y Semiconductores

� Conductor: Un conductor metálico posee unabanda de valencia parcialmente llena osuperpuesta a una banda de conducción.

En los conductores un aumento de la temperatura reduce la conductividad ya que el mayor movimiento térmico de los núcleos dificulta la conductividad de los electrones por tropezar con ellos.


Aisladores: se caracterizan por una conduccióneléctrica extremadamente baja o nula. No hay flujode electrones al aplicar una tensión pero suelehaber un desplazamiento de los centros degravedad de electrones y núcleos llamadopolarización. Ejemplo el Carbono.


� Semiconductores: Son sólidos que presentanconductividad muy débil a baja a temperaturapero que aumenta al aumentar la temperatura.Ejemplos el Si y Ge. Se les llama intrísecos.


IÓNICOCOVALENTEMETÁLICO

ENLACES INTRAMOLECULARES DE GRAN ENERGÍA

Se originan entre átomos o iones para construir moléculas o cristales

moleculares

Las interacciones que estudiaremos seguidamente son de caráctermás débil, electrones intermoleculares, siendo las responsables deque las moléculas neutras se asocien y se produzcan cambios deestado incluso en los gases.

FUERZAS DE VAN DER WAALSENLACES POR PUENTES DE HIDRÓGENO

Evidencia de las fuerzas de Van der Waals

� Separación de la conducta ideal de los gases reales

� Efecto Joule-Thomson: Un gas que fluye por un tabique poroso, de tal forma que sufra una expansión libre , se enfría generalmente, lo que indica que en el trascurso de la expansión deben vencerse las fuerzas de atracción.

� Gases Nobles : Son incapaces de formar enlaces covalentes normales, aunque pueden condensarse a estado líquido y sólido con liberación de energía, lo que indica que operan fuerzas de cohesión.

Fuerzas de Van der Waals

� Estas fuerzas atractivas o de cohesión se conocencomo fuerzas de Van der Waals. Poseen doscaracterísticas principales:

� A) Son muy débiles, si se comparan con las fuerzasnormales de valencia.

� B) En la mayoría de los casos las Fuerzas de Vander Waals son aditivas, y no pueden saturarse ,como los enlaces normales o de valencia.

Naturaleza de la Fuerzas de Van der Waals

Fuerzas de Orientación: Dipolo-Dipolo.Las moléculas polares tienden a orientarse por símismas, de tal forma que estén adyacentes losextremos con cargas opuesta de distintas moléculas.Este efecto ocasiona una atracción electrostática quese extiende por toda la masa de la muestra.

Interacción Dipolo-Dipolo


Fuerzas de Inducción: Dipolo-Dipolo Inducido.Una molécula polar induce un dipolo en otra molécula nopolar; originándose, de esta forma, la atracción electrostática.Esta fuerza explica la disolución de algunos gases apolares (Cl2)en disolventes polares.Fuerzas de Inducción: Ión-Dipolo.En este caso el ión se va rodeando de las moléculas polares.Estas fuerzas son importantes en los procesos de disolución desales.

Fuerzas de Inducción: Ión-Dipolo Inducido. En este caso el iónva a inducir un dipolo en una molécula no polar.Produciéndose entre ellos una interacción.

Ión-Dipolo Inducido

Dipolo- Dipolo Inducido


Fuerzas de Dispersión. Moléculas no polares.Fuerzas de atracción que se generan por los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas.


Las fuerzas de dispersión aumentan con la masamolar. Como las moléculas con mayor masa molartienden a tener más electrones, las fuerzas dedispersión aumentan con el número de electrones.Además , una mayor masa molar a manudo reflejaun átomo más grande, y es más fácil alterar sudistribución electrónica porque el núcleo atrae conmenos fuerza a los electrones externos.

Aunque este tipo de fuerzas se dan entre moléculasno polares, existen entre especies de todo tipo, yasean neutras, con carga neta, polares o no polares.

Puntos de fusión de compuestos no polares semejantes

Compuesto Punto de fusión (ºC )

CH4 -182,5

CF4 -150,0

CCl4 -23,0

CBr4 90,0

CI4 171,0

Aumenta la masa Molar

Ejercicio de aplicación

¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen entre lossiguientes pares? a) HBr y H2S; b) Cl2 y CBr4 ; c) I2 y NO3-

d) NH3 y C6H6 .

•Tanto el HBr como el H2S son moléculas polares. De ahí queentre ellas se establecen fuerzas dipolo-dipolo, además defuerzas de dispersión.•Tanto el Cl2 como el CBr4 son moléculas no polares, de modoque entre ellas sólo existen fuerzas de dispersión.• El I2 es no polar, de modo que las fuerzas de atracción entreésta molécula y el ión NO3- son del tipo ión-dipolo inducido yfuerzas de dispersión.•El NH3 es polar y el C6H6 es no polar. Entre estas especies seestablecen fuerzas del tipo dipolo-dipolo inducido y fuerzas dedispersión.

Enlace por Puentes de Hidrógeno

� Cuando las moléculas poseen grupos –FH ; -OH ; -NH , se encuentra que la energía de interacción entre ellas es mucho mayor que la que cabría esperar debido a los efectos de las fuerzas de Van der Waals.

Comparación de los puntos de ebullición de algunos hidruros de los grupos 14, 15, 16 y 17.

Señalar los valores para el H2O, HF y NH3 son anormalmente altos comparados con los de otros miembros de sus grupos.

Puentes de Hidrógeno en el agua

Estructura del Hielo

Los enlaces por puentes de hidrógeno son los responsables de la estructura del hielo.Cada Molécula de agua se rodea de cuatro construyendo una estructura voluminosa, que hace que el hielo sea menos denso que el agua líquida.

Naturaleza del Enlace de Hidrógeno

� Interacción electrostática� Efectos de polarización

� Fuerzas repulsivas� Fuerzas de Van der Waals

Los cuatro efectos están íntimamente relacio-nados entre sí yaque existe una interacción entre las especies originales (a), perocuando estas especies se acerquen , aparecerá una polarizaciónmutua (b) haciendose entonces importantes las fuerzas deVander Waals (d) y cuando las distáncias interiatómicas seanmuy cortas, aparecerá una repulsión entre las nubeselectrónicas (c).Por tal motivo, es artificial separa las cuatro partesmencionadas , aunque es más fácil su estudio por separado.

Puentes de Hidrógeno en el agua

Interacción electrostática

Efectos de Polarización

Enlace de Hidrógeno y Estructura Cristalina

� Aunque la fuerza predominante en el puente dehidrógeno es electrostática, difiere este en la delos puramente electrostáticos en que estádirigido en la dirección del átomo de hidrógeno.En otras palabras posee carácter electrostático-covalente a la vez. Como consecuencia que elenlace es dirigido, cabe esperar que el efecto delpuente de hidrógeno sea importante en laestructura cristalina que lo contiene.

� Los ejemplos siguientes confirman lo dicho másarriba.


� Estructuras monodimensionales: HF existen cadenas indefinidas zig-zag, con ángulo de 120º enlazándose entre sí las cadenas por fuerzas de Van der Waals.

� Estructuras bidimensionales : H3 BO3presenta una estructura en capas. Las capas se enlazan entre sí por fuerzas de Van derWaals por lo que el cristal presente una exfoliación pronunciada.

� Estructuras tridimensionales: NH4F cristaliza en una estructura tipo Wurtzita.


Estructura en capas del ácido ortobórico: H3BO3•Indica átomos de boro°Indica átomos de oxígeno---- Indica enlaces por puentes de hidrógeno

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