anivar ivan ureña morales

HELIODORO ROSAS MELGOZA

mapa luis enrique hernandez cheguez

virginia Ivett Vazquez Diaz

roberto camargo

resumen de la semana 7 equipo5

QUIMICA: Unidad 3 Enlaces químicos

EQUIPO: 5

ELECTROMECANICA

INTEGRANTES:

Heliodoro rosas melgoza

Luis Enrique Hernández cheguez

Job Guevara Rodríguez

Roberto Camargo Pérez

Anivar Iván Ureña morales

Virginia Ivett Vázquez Díaz

3.2.1.1 TEORÍAS DE ENLACE DE VALENCIA

En química, la teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas.1 La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría del orbital molecular. Una estructura de enlace de valencia es similar a una estructura de Lewis, sin embargo, pueden escribirse varias estructuras de enlace de valencia donde no puede escribirse sólo una estructura de Lewis. Cada una de estas estructuras de EV representa a una estructura de Lewis específica. La combinación de las estructuras de enlace de valencia es el punto principal de la teoría de resonancia. La teoría del enlace de valencia considera que el solapamiento de orbitales atómicos de los átomos participantes forma un enlace químico. Debido al traslape, es más probable que los electrones estén en la región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los enlaces como orbitales débilmente apareados (traslape pequeño). Típicamente, la teoría del enlace de valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado basal. La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo y paramagnetismo) de una forma más directa, aunque la teoría de enlace de valencia en una forma complicada genera los mismos resultados. La teoría del enlace de valencia ve las propiedades de aromaticidad en las moléculas que la presentan como debidas a la resonancia entre las estructuras de Kekulé, Dewar y posiblemente iónicas, mientras que la teoría de orbitales moleculares las ve como la deslocalización de los electrones π. Las matemáticas subyacentes también son algo más complicadas, limitando el tratamiento por medio de la teoría de enlace de valencia a moléculas relativamente pequeñas. Por otra parte, la teoría del enlace de valencia provee una descripción más fácil de visualizar de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces durante el curso de una reacción química. En particular, la teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría de orbitales moleculares en su forma simple predice la disociación en una mezcla de átomos y iones. Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es la condición de máximo traslape que conduce a la formación de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se usa para explicar la formación de enlaces covalentes en muchas moléculas.

3.2.1.2Hibridación y geometría molecular

En química se habla de hibridación cuando en  un átomo se mezcla varios rbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la  teoría del enlace de valencia y justifican la geometría de  las moléculas.

Hibridación sp2

Configuración de los orbitales sp².

Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º. Los átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un  enlace de sigma y un  enlace de pi ( ). Las reglas de ubicación de los electrones en estos casos, como el  alquenos de etileno obligan a una hibridación distinta llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla sólo con dos de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p; por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp2, cada orbital nuevo produce enlaces covalentes

Geometría de la molécula del agua.

La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la disposición  tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la  reactividad,  polaridad, fase, color, magnetismo, actividad bilógica, etc. Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia empleada internacionalmente por su gran predictibilidad.

3.2.1.3Teoria del Orbital molecular

Los orbitales moleculares son (funciones matemáticas) que describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las moléculas. Estas funciones pueden usarse para calcular propiedades químicas y físicas tales como la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio. El término orbital fue utilizado por primera vez en inglés por Robert S. Mulliken en 1925 como una traducción de la palabra alemana utilizada por Erwin Schrödinger, 'Eigenfunktion'.

Configuración electrónica.

Los orbitales moleculares se utilizan para especificar la configuración electrónica de las moléculas, que permite describir el estado electrónico del sistema molecular como un producto anti simetrizado de los espín-orbitales. Para ello se suelen representar los orbitales moleculares como una combinación lineal de orbitales atómicos (también denominado LCAO-MO). Una aplicación importante es utilizar orbitales moleculares aproximados como un modelo simple para describir el enlace en las moléculas. Obtención cualitativa de orbitales moleculares.

Algunas reglas sencillas que permiten obtener cualitativamente los orbitales moleculares son:

El número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos incluidos en la expansión lineal. Los orbitales atómicos se mezclan más (es decir, contribuyen más a los mismos orbitales moleculares) si tienen energías similares. Esto ocurre en el caso de moléculas diatómicas homonucleares como el O2. Sin embargo en el caso de que se unan diferentes núcleos la desigual carga (y por tanto la carga efectiva y la electronegatividad) hacen que el orbital molecular se deforme. De esta manera los dos orbitales 1s del hidrógeno se solapan al 50% contribuyendo por igual a la formación de los dos orbitales moleculares, mientras que en el enlace H-O el oxígeno tiene un coeficiente de participación mayor y el orbital molecular se parecerá más al orbital atómico del oxígeno (según la descripción matemática de la función de onda). Los orbitales atómicos sólo se mezclan si lo permiten las reglas de simetría: los orbitales que se transforman de acuerdo con diferentes representaciones irreducibles del grupo de simetría no se mezclan.

Tipos de orbitales moleculares
Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares.

Enlazantes: Contribuyen al enlace de tal forma que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la atracción que ejerce la nube electrónica de carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia dada que se conoce como longitud de enlace.

Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión.
Los tipos de orbitales moleculares son:

Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño. Orbitales con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace.

Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos perpendiculares al eje de enlace. Electrones fuertemente des localizados que interaccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano de enlace.

Orbitales σ* Antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de los enlazantes.

Orbitales π* Antienlazantes: Orbitales π de alta energía.

Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan este orbital.

Los orbitales moleculares se "llenan" de electrones al igual que lo hacen los orbitales atómicos:

Por orden creciente del nivel de energía: Se llenan antes los orbitales enlazantes que los Antienlazantes, siguiendo entre estos un orden creciente de energía. La molécula tenderá a rellenar los orbitales de tal modo que la situación energética sea favorable.

Siguiendo el principio de exclusión de Pauli: Cuando se forman los orbitales moleculares estos podrán albergar como máximo dos electrones, teniendo estos espines distintos.
Aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund: Los orbitales moleculares degenerados (con el mismo nivel de energía) tienden a repartir los electrones desapareándolos al máximo (espines paralelos). Esto sucede para conseguir orbitales semillenos que son más estables que una subcapa llena y otra vacía debido a las intensas fuerzas repulsivas entre los electrones. Gracias a ello podemos dar explicaciones a propiedades de ciertas moléculas como el paramagnetismo del oxígeno molecular (el orbital más externo de la molécula tiene electrones desapareados que interaccionan con un campo magnético)
según estas reglas se van completando los orbitales. Una molécula será estable si sus electrones se encuentran de forma mayoritaria en orbitales enlazantes y será inestable si se encuentran en orbitales Antienlazantes:
Al combinar dos orbitales 1s del hidrógeno se obtienen dos orbitales moleculares sigma, uno enlazantes (de menor energía) y otro Antienlazantes  (de mayor energía). Los dos electrones de valencia se colocan con espines anti paralelos en el orbital σ y el orbital σ* queda vacío: la molécula es estable.
Al combinar dos orbitales 1s de helio se forman dos orbitales moleculares sigma y los cuatro electrones llenan todos los orbitales. Sin embargo los orbitales Antienlazantes fuerzan a la molécula a disociarse y se vuelve inestable, por ello no existe molécula de He2.

 3.3Enlace iónico

Se define conjunto de interacciones que mantienen unidos entre sí los átomos y/o moléculas. Los átomos tienen tendencia a adquirir la configuración electrónica de un gas noble, los electrones en estos elementos es más estable. Los elementos de transición tienen orbitales, por tanto necesitarían diez electrones para completarse y por ello estos elementos adquieren gran estabilidad con los orbitales Enlaces interatómicos ó intermoleculares: tipo de enlaces, se unen entre sí conjuntos de átomos para dar lugar a moléculas ó estructuras superiores a los átomos. Este tipo de enlace incluye el iónico, el covalente y el metálico.
Fuerzas intermoleculares: unen a las moléculas de una misma sustancia. Son más débiles que los anteriores. Incluyen  Fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno. El enlace iónico se da entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Tiene lugar una transferencia de electrones desde el elemento menor electronegativo al más electronegativo, formándose iones respectivos, que se unirán por fuerzas electrostáticas.
El enlace iónico se produce entre metales alcalinos y alcalino-térreos con halógenos y elementos del grupo del oxígeno para dar lugar a sólidos de punto de fusión elevados, que fundidos ó en disolución conducen la electricidad. Un aspecto importante dentro de los enlaces químicos iónicos es el de las fuerzas repulsivas eléctricas, mantienen la estructura con el índice de ordenación indicado debido a la fuerza de Coulomb, muy intensas, para fundir un cristal iónico se hace necesario deshacer la red cristalina, es decir 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. De esta observación se desprende una consecuencia directa, entre mayor es la energía reticular mayor es el punto de fusión. Las fuerzas que aparecen cuando las distancias son reticulares o inferiores a estas, hacen que debido a las fuerzas repulsivas intensas los cristales iónicos sean poco comprensibles.  Cuando los compuestos iónicos son fundidos  los iones, partículas cargadas móviles, conducen bien la electricidad, algo que podríamos observar en las disoluciones acuosas. Dentro de las características más importantes de los compuestos iónicos se encuentran  el hecho de altos puntos de fusión, generalmente, mayor a 400°C, gran cantidad de estos compuestos son solubles en disolventes polares como el agua, por el contrario, la mayoría es insoluble en disolvente no polares como el hexano. Las disoluciones acuosas conducen bien la electricidad por La energía reticular: es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los iones en estado gaseosos.

3.3.1Formacion y Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua. Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar como el agua, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

3.3.2Redes cristalinas

La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios. Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuidas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad. Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación que podemos definir como el número de iones de un signo que rodean a un ion de signo opuesto. Podrán existir, según los casos, índices diferentes para el catión y para el anión. El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores:

Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida en espacio de la red.

Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la electro neutralidad del cristal.

Volviendo al ejemplo anterior del cloruro de sodio vemos que la relación de cargas anión-catión es 1:1, observándose además que el ion Cl- podría rodearse de 12 iones Na+ puesto que la relación de tamaños así lo permite. Pero como alrededor de cada ion Na+ sólo caben 6 iones Cl-, este valor mínimo será el que limite el número de iones de un signo que rodearán a uno del otro (I.C. = 6).

Así, se formará una estructura de red cúbica centrada en las caras cuya fórmula debiera ser NanCln, y que por simplicidad se escribe NaCl. Otro ejemplo podría ser la red del cloruro de cesio. Su relación de cargas es también 1:1 y su índice de coordinación es 8, puesto que estos iones son de tamaño más parecido y, por tanto, cada uno permite ser rodeado por ocho iones de signo opuesto, con lo que se formará una red cúbica centrada en el cuerpo cuya fórmula proporcional sería CsnCln, que este quilométricamente formularemos como CsCl. El número de iones existentes en la red cristalina es indefinido, de manera que la fórmula con que caracterizamos una sustancia iónica sólo indica la cantidad relativa (proporción) de iones de uno u otro signo que deben existir en el cristal para mantener la neutralidad eléctrica. Podemos agrupar la mayor parte de los compuestos iónicos en una serie de estructuras:

Red	Índice de coordinación	Compuesto
Cúbica centrada en el cuerpo	8	CsCl, CsBr, Csl
Cúbica centrada en las caras	6	NaCl, NaBr, Nal, MgO, CaO
Tetraédrica	4	ZnS, BeO, BeS
Tipo fluorita	Catión = 8	CaF2, SrF2, BaCl2
	Anión = 4
Tipo rutilo	Catión = 6	TiO2, SnO2, PbO2
	Anión = 3

Energía reticular Cuando realizábamos el balance energético del proceso de formación del enlace iónico nos referimos a la energía reticular U que podemos analizar ahora detenidamente. La definiremos como la energía que se desprende al formar un mol
de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso. Un cristal iónico será, por tanto, más estable cuanto mayor sea su energía reticular.

3.3.2.1Estructura de redes cristalina

Cuarzo incoloro. La estructura cristalina es la formas solidas de cómo se ordenan y empaquetan los átomos, moléculas o iones. Estos son empaquetados de manera ordenada y con patrones de repetición que se extienden en las tres dimensiones del espacio. La cristalografía es el estudio científico de los cristales y su formación.
El estado cristalino de la materia es el de mayor orden, es decir, donde las correlaciones internas son mayores. Esto se refleja en sus propiedades entrópicas y discontinuas. Suelen aparecer como entidades puras, homogénea y con formas geométricas definidas (hábito) cuando están bien formados. No obstante, su morfología externa no es suficiente para evaluar la denominada de un material.
Estructura del diamante
si nos fijamos con detenimiento, en estos gráficos existe siempre una fracción de los mismos que se repite. Asimismo, los cristales, átomos, iones o moléculas se empaquetan y dan lugar a motivos que se repiten del orden de 1 angstrom= 10-8 cm; a esta repetitividad, en tres dimensiones, la denominamos red cristalina. El conjunto que se repite, genera toda la red (todo el cristal) y la denominamos unidad elemental o celda unidad. Diferencia entre vidrios y cristales. En ocasiones la repetitividad se rompe o no es exacta, y esto diferencia los vidrios y los cristales, los vidrios generalmente se denominan materiales amorfos (desordenados o poco ordenados). No obstante, la materia no es totalmente ordenada o desordenada (cristalina o no cristalina) y nos encontramos una gradación continua del orden en que está organizada esta materia, en donde los extremos serían materiales con estructura atómica perfectamente ordenada (cristalinos) y completamente desordenada (amorfos). 
Estructura cristalina ordenada en la estructura cristalina (ordenada) de los materiales inorgánicos los elementos que se repiten son átomos o iones  enlazados entre sí, de manera que generalmente no se distinguen unidades aisladas; estos enlaces proporcionan la estabilidad y dureza del material. En materiales orgánicos e distinguen claramente unidades moleculares aisladas, caracterizadas por uniones atómicas muy débiles, dentro de cristal. Son materiales más blandos e inestables que los inorgánicos.