Enlaces Químicos y Fuerzas Intermoleculares

Enlace Covalente

Un enlace covalente es la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. La covalencia es la capacidad de un elemento para formar enlaces covalentes.

Características de los enlaces:

• Todos los enlaces covalentes tienen una longitud específica.
• Las moléculas con resonancia son más estables de lo normal.

Teoría del Enlace de Valencia

Un enlace se forma por el solapamiento entre dos orbitales atómicos semillenos.

• Valencia iónica: Cargas que adquieren los iones mediante enlaces iónicos.
• Covalencia: Número de electrones desapareados que tiene un átomo.

Parámetros de Enlace

• Energía de enlace: Energía que se desprende cuando se forma un enlace.
• Longitud de enlace: Distancia entre los núcleos de los átomos que forman el enlace.
• Ángulo de enlace

Polaridad del Enlace

Las moléculas tienen distinto comportamiento en campos diferentes.

1. Moléculas diatómicas homonucleares: (H₂, F₂, Cl₂) No tienen polaridad (ambos elementos tienen la misma electronegatividad).
2. Moléculas diatómicas heteronucleares: (HCl, HF, CO, NO) Son polares si la electronegatividad de los átomos que la forman es distinta. Su polaridad se mide a través del momento dipolar (vector con módulo, dirección y sentido).
3. Moléculas poliatómicas: Con más de dos átomos. Están polarizadas si tienen un momento dipolar resultante (suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace).

Hibridación de Orbitales Atómicos

• sp: Para moléculas lineales (ej: BeH₂). Sus enlaces son idénticos.
• sp²: Para moléculas con plano triangular (ej: BH₃).
• sp³: Para moléculas tetraédricas (ej: CH₄).

Enlace Metálico

Es la fuerza que se produce entre átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades de redes cristalinas metálicas. Se produce entre átomos como Cu y Na.

Características de los metales:

• Pocos electrones en las capas de valencia.
• Baja energía de ionización.
• Baja afinidad electrónica.
• Baja electronegatividad.
• Forman iones positivos con facilidad.

En el interior de los metales hay iones positivos.

Modelos del Enlace Metálico

1. Enlaces covalentes deslocalizados: La deslocalización electrónica explica la unión del átomo o ion central con los átomos que lo rodean.
2. Gas electrónico (Modelo de Drude): Los átomos neutros pierden electrones, que quedan libres y se mueven por todo el cristal.
3. Modelo de bandas de energía: Conjunto de orbitales moleculares con energía similar y deslocalizados. Los electrones son libres y pueden saltar por todo el cristal.

Fuerzas Intermoleculares

Son las fuerzas de atracción entre las moléculas de sustancias covalentes.

• Puentes de hidrógeno
• Fuerzas de Van der Waals: dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido, dipolo instantáneo-dipolo inducido.

No son enlaces, sino fuerzas débiles que unen moléculas.

Son responsables de explicar las temperaturas de ebullición extrañas.

Puentes de Hidrógeno

Se dan cuando un H está unido a un átomo pequeño muy electronegativo (F, O, N) con pares de electrones sin compartir.

Fuerzas de Van der Waals

1. Dipolo-dipolo: Entre moléculas polares (ej: H-Cl).
2. Dipolo-dipolo inducido: Entre sustancias con moléculas polares y no polares (ej: H-Cl y Br₂).
3. Dipolo instantáneo-dipolo inducido: Entre moléculas no polares a temperaturas muy bajas.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Estabilidad térmica: Sólidos a temperatura ambiente, con puntos de fusión y ebullición altos.
• Solubilidad: Solubles en disolventes polares (ej: H₂O).
• Calor de disolución: Calor desprendido o absorbido en la disolución de un mol de compuesto en un disolvente. ΔH_disolución = ΔH_solvatación – U.
• Conductividad eléctrica: No conducen en estado líquido (iones fijos), pero sí cuando están disueltos o fundidos (iones libres).

Compuestos Covalentes

1. Moleculares: Formadas por moléculas individuales. Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Puntos de fusión y ebullición no muy altos. Poco o nada solubles en disolventes polares. No conductores.
2. Atómicos: Forman redes de átomos (ej: diamante y grafito). Muy duros, no conductores e insolubles. Puntos de fusión entre 1200 y 3600 °C.

Metales

• Puntos de fusión y ebullición elevados.
• Alta conductividad eléctrica en estado sólido (electrones libres).
• Alta conductividad térmica.
• Solubles.
• Propiedades mecánicas.
• Densidad elevada.

Termodinámica

Entalpía

Medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico (energía que un sistema intercambia con su entorno).

• Endotérmico: Absorbe calor (ΔH > 0).
• Exotérmico: Desprende calor (ΔH < 0).

Sistema Termodinámico

Parte del Universo que se aísla para su estudio.

• Sistema aislado: No intercambia materia ni energía con su entorno.
• Sistema cerrado: Intercambia energía pero no materia.
• Sistema abierto: Intercambia materia y energía con su entorno.

Entorno: Ambiente o alrededores, lo que no es el sistema.

Variables Termodinámicas

Magnitudes que describen el estado del sistema. q y w no son funciones de estado.

Funciones de Estado

Variables termodinámicas cuyo valor depende del estado actual del sistema y no del procedimiento (ej: p, V, T).

Proceso Termodinámico

Transformación en la que un sistema intercambia energía con su entorno, pasando de un estado inicial a uno final en equilibrio.

Equilibrio Termodinámico

Estado en el que el sistema no muestra tendencia a realizar cambios en sus propiedades (incluye equilibrio térmico y mecánico).

Procesos Reversibles e Irreversibles

• Proceso reversible: Infinitamente lento, a través de una sucesión de equilibrios. Se puede invertir cambiando ligeramente las condiciones.
• Proceso irreversible: Cambia rápidamente, sin reestablecer el equilibrio con su entorno.

Primer Principio de la Termodinámica

La energía ni se crea ni se destruye, la cantidad total de energía del universo es constante.

Variación de Energía Interna (ΔU)

Es igual a la suma del calor (q) intercambiado entre el sistema y el entorno, y el trabajo (w) realizado por el sistema o sobre él.

El sistema gana energía interna si el calor absorbido es mayor que el trabajo realizado, o si el calor cedido es menor que el trabajo realizado sobre él.

Tipos de Procesos

• Isotérmico: Temperatura constante (ΔU = 0, Q = -W).
• Adiabático: No hay transferencia de calor (Q = 0, ΔU = W).
• Isocórico: Volumen constante (ΔU = Q_v).
• Isobárico: Presión constante (W = -pΔV, Q_p = Q_v + pΔV).

Si T es constante: pΔV = ΔnRT

Ley de Hess

La variación de entalpía de una reacción es igual a la suma de las entalpías de reacción de las etapas intermedias.

Entalpía Estándar de Reacción

Suma de las entalpías molares estándar de formación de los productos menos la suma de las entalpías molares estándar de formación de los reactivos, multiplicadas por sus coeficientes estequiométricos.

Entalpía de Enlace

Diferencia entre la suma de las entalpías de los enlaces que se rompen en los reactivos y la suma de las entalpías de los enlaces que se forman en los productos.

Entropía (S)

Función de estado que mide el grado de desorden molecular de los sistemas. No depende del camino seguido, sino de los estados inicial y final. Irreversible: ΔS > q_irrev/T.

Entropía Molar Estándar

Entropía de un mol de sustancia a 1 atm y 25 °C.

Variación de Entropía Estándar en una Reacción

Suma de las entropías molares estándar de los productos menos la suma de las entropías molares estándar de los reactivos, multiplicadas por sus coeficientes estequiométricos.

Energía Libre de Gibbs (ΔG)

Mide la energía libre. ΔG de formación: variación cuando se sintetiza un proceso a partir de sus elementos en estado estándar. ΔG de reacción: los reactivos en estado estándar se transforman en productos en estado estándar.

Variación de energía: Suma de las energías libres de formación de los productos menos la suma de las energías libres de formación de los reactivos, multiplicadas por sus coeficientes estequiométricos.

• ΔH – y ΔS +: ΔG – a cualquier temperatura.
• ΔH – y ΔS -: ΔG – a T baja, ΔG + a T alta.
• ΔH + y ΔS -: ΔG + a cualquier temperatura.
• ΔH + y ΔS +: ΔG – a T alta, ΔG + a T baja.

No metales: 1 H,Li,Na,K,Rb,Cs,Fr 2 Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra Metales: 3 B,Al,Ga,In,Ti,4 C, Si, Ge,Sn,Pb 5N,P,As,Sb,Bi 6 O,S,Se,Te,Po 7F,Cl,Br,I,At Gas noble: He, Ne ,Ar, Kr, Xe Rn.

Complejo activo: Debe haber colisiones entre las partículas de los reactivos. No todas las colisiones son eficaces. Para que sea eficaz, debe tener suficiente energía y orientación adecuada.

Modelos Atómicos

Modelo de Thomson

• Átomo como una esfera maciza.
• No tiene núcleo.
• Carga positiva.
• Electrones incrustados (girando en órbitas circulares).
• Átomo neutro (misma cantidad de electrones y protones).

Modelo de Rutherford

• Núcleo: Muy pequeño, con toda la carga positiva (protones).
• Alrededores: Electrones con carga negativa, moviéndose a gran velocidad en órbitas circulares alrededor del núcleo.

Experimento de Rutherford:

Lanzó partículas alfa hacia una lámina de oro y observó:

1. Algunas partículas no se desviaban.
2. Otras se desviaban al atravesar la lámina.
3. Pocas rebotaban.

Explicación:

1. Las partículas que pasaban lejos del núcleo no se desviaban.
2. Las que pasaban cerca del núcleo se desviaban por la repulsión de cargas positivas.
3. Las que iban directas al núcleo rebotaban.

Fallos de la teoría de Rutherford:

• No concuerda con la teoría cuántica del electromagnetismo.
• No explica los espectros.

Modelo de Bohr

Experimentó con átomos hidrogenoides (un electrón y varios protones).

• Núcleo: Concentra casi toda la masa y la carga positiva (protones).
• Alrededores: Electrón girando en órbitas circulares.
• El electrón puede saltar de una órbita a otra.
• Al darle energía, el electrón salta a una órbita superior. Al dejar de darle energía, vuelve a su órbita original, desprendiendo energía.

Efecto Fotoeléctrico

Al iluminar la superficie de un metal con radiaciones, se emiten electrones.

• Mayor energía en la radiación = mayor velocidad de los electrones.
• Mayor intensidad en la radiación = mayor emisión de electrones (pero no mayor velocidad).
• Cada metal tiene una frecuencia umbral (V₀) por debajo de la cual no hay emisión de energía.

Espectro: Fotografía de las radiaciones emitidas por una molécula, partícula o átomo.

Raya: Salto electrónico entre dos niveles.

Según Einstein:

• Los electrones en el metal están como en un pozo.
• La radiación golpea el electrón. Si tiene suficiente energía, el electrón salta hasta salir. Si no, salta y vuelve a caer al pozo.

Función de trabajo (W): Energía necesaria para sacar al electrón del pozo.

Números Cuánticos

Orbital: Región donde hay mayor probabilidad de encontrar el electrón.

Ψ: Probabilidad de encontrar el electrón en una región del espacio alrededor del núcleo.

• n: Tamaño y energía del orbital (1, 2, 3…).
• l: Forma del orbital (0 a n-1). 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.
• m_l: Orientación del orbital (-l…0…+l).
• m_s: Spin del electrón (+½ o -½).

Ácidos y Bases

Base fuerte: Na, K.

Ácido fuerte: Cl^–, NO₃^–.

Base débil: NH₄⁺.

Ácido débil: CO₃^2-, HCO₃^–, CH₃COO^–, CN^–.

Ácidos y sus bases conjugadas:

• HClO₄ – ClO₄^–
• HI – I^–
• HBr – Br^–
• HCl – Cl^–
• H₂SO₄ – HSO₄^–
• HNO₃ – NO₃^–
• H₃O⁺ – H₂O
• HSO₄^– – SO₄^2-
• HF – F^–
• HNO₂ – NO₂^–
• HCOOH – HCOO^–
• CH₃COOH – CH₃COO^–
• NH₄⁺ – NH₃
• H₂O

Cationes comunes:

• Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH₄⁺ (+1)
• Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd (+2)
• B, Al, Ga, In, Ti, Sc, Y, La (+3)

Aniones comunes:

• F (-1)
• Cl, Br, I, Mn (-1, 1, 3, 5, 7)
• S, Se, Te (-2, 4, 6)
• O (-2, 4, 6)
• O en peróxidos (-1)
• N, P, As, Sb, Bi (-3, 3, 5)
• C, Si, Ge, Sn, Pb (-4, 4)

H con no metales: +1

H con metales: -1