REDES CRISTALINAS

1. REDES CRISTALINAS

2. ¿Qué son las redes cristalinas? • Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas.

3. Dependiendo de las fuerzas electrostáticas se forman dos tipos de sólidos cristalinos. • Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles. • Si la atracción electrostática es menor, se forman sólidos cristalinos de bajo punto de fusión y la mayoría solubles.

4. Lo encontramos representadas en la estructuración de estas diversas sustancias químicas:

5. Importancia de las redes cristinas. • Los sólidos se pueden clasificar teniendo en cuenta el arreglo interno de sus partículas, en amorfos y cristalinos. • Los sólidos cristalinos están constituidos por minúsculos cristales individuales cada uno con forma geométrica y poseen la característica de que al romperse producen caras y planos definidos, al igual presentan puntos de fusión definidos. Como ejemplos podemos destacar: el NaCl, la sacarosa, metales y aleaciones, y también algunos cerámicos. • Los átomos o iones de un sólido se ordenan en una disposición que se repite en tres dimensiones, forman un sólido del que se dice tiene una estructura cristalina, se dice también que es un sólido cristalino o un material cristalino

6. TIPOS DE ENLACES

7. ENLACE IONICO Este enlace lo forman los metales alcalinos y alcalinotérreos tiene más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, con los más aptos para formar aniones son los halógenos u oxigeno.

8. ENLACE COVALENTE Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos que solo contienen electrones covalente.

9. Regla del dueto Un átomo de hidrogeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de 2 electrones de valencia.

10. Regla del Octeto Un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de 8 electrones de valencia.

11. ELECTRONEGATIVIDAD • Una propiedad útil para distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de un enlace químico. Los elementos con electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja

12. Enlace covalente polar. • El enlace en HF se denomina enlace covalente polar, o simplemente enlace polar porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro. • Ejemplo: H – F es polar por que no comparte los mismos electrones.

13. Enlace covalente apolar. • El enlace covalente apolar o enlace apolar si comparte los mismos electrones. • Ejemplo: H - H

14. ELECTRONEGATIVIDAD • Una propiedad útil para distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de un enlace químico. Los elementos con electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja

15. Enlace covalente polar. • El enlace en HF se denomina enlace covalente polar, o simplemente enlace polar porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro. • Ejemplo: H – F es polar por que no comparte los mismos electrones.

16. Enlace covalente apolar. • El enlace covalente apolar o enlace apolar si comparte los mismos electrones. • Ejemplo: H - H

17. CARÁCTER IONICO. • la mayor parte de los compuesto no son puramente iónico ni covalente. • Para conocer el carácter iónico de una molécula o compuesto debemos analizar la tabla de electronegatividades de Pauling.

18. ESCALA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

19. ANALISIS DE LA ESCALA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING. • Los enlaces con una diferencia de electronegatividad menor a 1 se pueden considerar covalentes. • Los enlaces con una diferencia de electronegatividad mayor a 2 se pueden considerar iónicos. • Ejemplo: Enlace litio-fluor en el LiF: Li: 1.0 F: 4.0 LiF: 3.0 = IONICO.

20. COMPUESTOS BINARIOS

21. ¿Qué son los compuestos binarios? • Un compuesto binario (intercambio de electrones de valencia( es un compuesto químico formado por átomos de sólo dos elementos, como en el caso del agua, compuesta por hidrógeno y oxígeno. Se distinguen dos grupos principales de compuestos binarios: • Los compuestos iónicos binarios. • Los compuestos covalentes binarios. • Ejemplos:

23. ESTEREOQUIMICA

24. ¿Que es la estereoquímica? • La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad de un sistema molecular y macromolecular está dado, en gran parte por la forma en la cual se establecen los enlaces y las interacciones moleculares. • La estereoquímica trata del estudio conformacional de las moléculas y establece entre otras cosas, la geometría espacial y los ángulos de enlace de la gran mayoría de los scompuestos que hoy conocemos.

25. ¿Qué es la teoría de hibridación? • La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprender las interacciones atómicas, y del mismo modo; permite establecer con certeza las disposiciones espaciales de los átomos en un sistema molecular.

26. Tipos de hibridación del carbono. • Hibridación sp: Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal para experimentar la mínima repulsión. El ángulo de enlace es de 180º.

27. Tipos de hibridación. • Hibridación sp2: Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando 3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces σ y 1 enlace π. Los ángulos de enlace son de 120º.

28. Tipos de hibridación. • Hibridación sp2: Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando 3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces σ y 1 enlace π. Los ángulos de enlace son de 120º.

29. Tipos de hibridación. • Hibridación sp3: Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando 4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que existe repulsión entre éstos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4 enlaces σ y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.

30. ¿Qué es la geometría molecular? • se refiere a la disposición tri-dimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV), empleada internacionalmente por su gran predictibilidad.

33. ACTIVIDADES: I.- Determina la estructura de lewis para los siguientes átomos: • O • F • Cl • Na • C • N • Br • Be

34. ACTIVIDADES: II.- Determine la geometría molecular de las siguientes moléculas: • NH3 • PCl5 • KOH • CO2 • H2O  • PO4

35. ACTIVIDADES: Dibuja la estructura de Lewis de los siguientes compuestos IONICOS según el ejemplo: • LiF KBr • LiCl KI • LiBr MgCl2 • LiI Na2O • NaClMgO • NaBr • NaI • KCl • Na2O

37. ACTIVIDAD: