Conceptos relacionados con química inorgánica
Esta presentación contiene información importante acerca del curso de química inorgánica que te sera muy útil a ti futuro químico . Dale click en empezar y ven a divertirte en el mundo de la química
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Karen Dayanna Gutiérrez Martínez-161104603Universidas de los Llanos Ing de procesos Doc. María Helena García
Contenido temático
Función de onda
Espectro electromagnético
Fotón
Números cuánticos
Carga nuclear efectiva
Principio de exclusión de Pauli
Energía de Ionización
Regla de Hund
Estado de oxidación
Resonancia
Estructura de Lewis
Enlace iónico
Enlace covalente
Enlace metálico
Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
Enlace sigma
Enlace Pi
Hibridación
TEV
TRPECV
CLOA
Orden de enlace
TOM
Paramagnético y diamagnético
Solidos amorfos y critalinos
Clasificación de los solidos por el tipo de enlace
Celda unitaria
Redes de Bravais
Red Cristalina
Intersticios
Direcciones en celdillas cubicas
Bases de Lewis
Teoría ácido- base
Teoría ácido- base Arrhenius
Fluido suprecrítico
Espectro electromagnético
El espectro electromagnético es la distribución de energías de las radiaciones electromagnéticas. Se puede expresar en términos de energía aunque más comúnmente se hace en términos de la longitud de onda y frecuencias de las radiaciones. Se extiende desde las radiaciones con menor longitud de onda (los rayos gamma) hasta las de mayor longitud de onda (las ondas de radio).
Fotón
Se podría definir al fotón como la unidad básica, la partícula elemental que contiene en sí misma todas las formas de radiación electromagnética. En efecto, cuando hablamos de propiedades de la luz, estamos hablando de propiedades de los fotones, ya que son ellos quienes portan la luz ultravioleta, los rayos gamma, los rayos X, la luz ultravioleta, la luz infrarroja, la luz visible por el ser humano y, en definitiva, todos los tipos de radiación electromagnética.
Función de onda
Una función de onda se define como una función que describe la probabilidad del estado cuántico de una partícula en función de la posición, el momento, el tiempo y/o el espín. Las funciones de onda se denotan comúnmente por la variable Ψ. Se puede usar una función de onda para describir la probabilidad de encontrar un electrón dentro de una onda de materia.
Las series espectrale
Las series espectrales consisten en un conjunto de líneas de colores sobre fondo oscuro, o bien de franjas brillantes separadas por zonas oscuras que emite la luz proveniente de todo tipo de sustancias.
Estas líneas se visualizan con ayuda de un espectrómetro, aparato que consiste en un prisma o de una rejilla finamente dividida, capaz de separar las distintas componentes de la luz.
Carga nuclear efectiva
La carga nuclear efectiva es la fuerza de atracción de los protones en el núcleo de un átomo sobre un electrón después de factorizar la fuerza repulsiva de los electrones del átomo. El valor numérico de esta carga se encuentra mediante la fórmula matemática simple, Z (efectivo) = ZS, donde Z es la carga positiva y S es el número de electrones en orbitales completamente ocupados. En los átomos neutros, la carga nuclear efectiva es igual al número de electrones en el orbital más externo, que se denominan electrones de valencia.
Números Cuánticos
Los números cuánticos se identifican con las letras: “n”, “l”, “m” y “s”, y son valores que describen algunas de las características de los electrones de un átomo. Principalmente, permiten localizar las zonas donde es más probable encontrar un electrón.
Principio de exclusión de Pauli
Cuando se habla del principio de exclusión de Pauli, se hace referencia a un método destinado al estudio de la configuración electrónica de los átomos. De esta manera, su enunciado declara que cuando dos partículas, reconocidas como fermiones, se encuentran en un mismo sistema cuántico, ambas deben poseer diferentes números cuánticos. En el caso de que sean iguales, estos no podrán coexistir.
Regla de Hund
La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tienen igual energía, por lo que podemos decir que hay tres orbitales de tipo p, cinco orbitales atómicos de tipo d y siete orbitales de tipo f. La partícula analizada será más estable (es decir, tendrá menos energía), cuando los electrones estén en modo desaparecido, con giros colocados en paralelo, pero tendrá más energía cuando los electrones estén emparejados, es decir, los electrones estén colocados de forma antiparalela o con giros de tipo opuesto. Para entender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales de una capa deben estar ocupados por al menos un electrón, antes de que se añada un segundo electrón. Es decir, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben estar en paralelo antes de que la órbita se llene completamente. Cuando la órbita adquiere el segundo electrón, debe emparejarse con el anterior.
Energía de Ionización
Se refiere a la cantidad mínima de energía que se requiere para poder producir el desprendimiento de un electrón que estaba introducido en un átomo en fase gaseosa. Esta energía se suele expresar en unidades de kilojoules por mol.
Estructura de Lewis
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya
diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es
una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces
entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que
puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y
compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una
base importante, estable y relativa. En esta fórmula se muestran enlaces
químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente
indicando la ordenación de los átomos en el espacio.
Resonancia
Es la suma o mezcla de todas las estructuras de Lewis posibles para la misma. La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta.
La resonancia molecular es un componente clave en la teoría del enlace covalente y su aparición crece cuando existen enlaces dobles o triples en la molécula, numerosos compuestos orgánicos presentan resonancia, como en el caso de los compuestos aromáticos.
Estado de oxidación
Es el número total de electrones que son removidos u obtenidos en un elemento o bien, un átomo, en una reacción donde la materia se reduce o se oxida. Junto a esta cifra siempre se coloca un signo positivo o negativo para definir el comportamiento que tendrá el elemento, ya sea dar o recibir las partículas cargadas negativamente.
¿Cómo se define al enlace iónico?
Son un tipo de enlaces químicos que se dan entre metales y no metales, lo que sucede en este tipo de enlaces es que los metales transfieren electrones a los no metales. Cuando se transfieren electrones, si el metal pierde electrones se quedara con carga positiva porque tendrá más protones, y el no metal si gana electrones, tendrá más cargas negativas; entonces será un catión.
¿Qué tipo de átomos participan en la formación del enlace iónico?
-Iones positivos, átomos con carga eléctrica positiva. Ejemplo: Na ® Na+ + 1 e-
-Iones negativos, átomos con carga eléctrica negativa. Ejemplo: Cl + 1 e- ® Cl-
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Enlace Covalente
Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. La condición para que el enlace tenga un elevado carácter covalente es que la diferencia de electronegatividad entre ambos átomos sea cero o muy pequeña. El enlace covalente es una fuerza que une a dos átomos de elementos no metálicos para formar una molécula. Lo fundamental en esa unión es el hecho de que los átomos comparten pares de electrones de su capa más superficial (llamada capa de valencia) para lograr la estabilidad de la molécula que se ha formado con el enlace. ( Covalente-ciencia,2021 )
Átomos que participan en la formación de enlaces covalentes
Los enlaces covalentes se forman de la unión de dos atómos que no son metálicos y que tienen electronegatividad identicos o relativamente cercanos. Cuando dos no metales se unen, comparten sus electrones, siempre intentando alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.
El enlace covalente está limitado exclusivamente a no metales. Un metal (como sodio o hierro) no puede formar un enlace covalente.
(Euston,2021)
En la siguiente imagen podemos observar los elementos NO metales (destacados en morado) que forman enlaces covalentes.
Tipos de enlaces covalentes
Enlace covalentes polares
Es el resultado de la acción de compartir electrones que pertenecen a distintas átomos, y por lo tanto sucede de forma desigual. Es decir, uno de los átomos participantes en el enlace tiene una electronegatividad que en comparación es mayor al del otro átomo. Por lo tanto, en esta relación se observa que la atracción es mayor por parte de uno de los electrones.
Enlace covalente no polar
Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular (O2) no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno. Este tipo de enlace se da cuando existen diferencias de electronegatividades iguales o inferiores a 0,4
Enlace covalente simple
Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa electrónica (un electrón cada uno). Se representa por una línea en el compuesto molecular. Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro)
-Enlace covalente doble
Los átomos enlazados aporta cada uno dos electrones de su última capa de energía, formando un enlace de dos pares de electrones. Se representa por dos líneas paralelas, una arriba y una abajo, similar al signo matemático de igualdad. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).
-Enlace covalente triple
Este enlace se forma por tres pares de electrones, es decir, cada átomo aporta 3 electrones de su última capa de energía. Se representa por tres líneas paralelas, ubicadas una arriba, otra en el medio y la otra debajo. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).
-Enlace covalente dativo
Es un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno. Se representa con una flecha en el compuesto molecular. Por ejemplo el ión amonio.
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Enlace metálico
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (Unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí.
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Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
El triángulo de enlace, también conocido como triángulo de Van Arkel- Ketelaar, se utiliza para enseñar distintos compuestos en diferentes grados según los tipos de enlace, covalente, iónico o metálico, de manera que a través del símbolo del triángulo, los enlaces se encuentran interconectados.
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Enlace Sigma
El enlace sigma es un tipo de enlace covalente, que se forma por hibridación de orbitales atómicos. El enlace sigma puede formarse como producto de la hibridación de dos orbitales s, un orbital s y uno p, o dos orbitales p que se hibridan lateralmente
El enlace sigma es uno de los enlaces más fuertes, con mayor estabilidad. La densidad electrónica se dispone de manera simétrica entre los núcleos de los átomos
Según los orbitales que se hayan hibridado para formar el enlace sigma, éste tipo de enlace se puede clasificar en:
Enlace sigma p. Se obtiene cuando se traslapan dos orbitales p en sentido longitudinal.
Enlace sigma s. Es el formado por la hibridación de dos orbitales s.
Enlace sigma sp. Formado por la hibridación de un orbital s y uno p.
• Enlace sigma. Cuando el solapamiento es frontal.
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Enlace Pi
Enlace Pi
El enlace pi (π) es un enlace covalente formado por la hibridación de dos orbitales atómicos p. Los orbitales d también pueden participar en este tipo de enlace.
Este tipo de enlace no posee tanta energía como el enlace sigma, dado que los electrones que los forman se encuentran más alejados del núcleo, y por eso la fuerza de atracción entre los electrones y el núcleo es menor. Desde el punto de vista de la mecánica cuántica, este fenómeno se puede explicar por el grado menor de traslape de los orbitales p para formar el enlace π, dada la orientación en paralelo de los mismos.
• Enlace pi. Cuando el solapamiento es lateral. Se produce entre orbitales p.
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Hibridación de orbitales
La hibridación es la teoría que nos dice que los orbitales de los átomos se fusionan con el objetivo de poder formar orbitales híbridos para influir en la geometría molecular y en las propiedades que están relacionadas con la unión.
El término fue introducido por el científico conocido como Pauling, quien revolucionó el concepto de hibridación en 1931 describiéndolo como un tipo de redistribución de la energía que tenían los orbitales ubicados en los átomos para dar paso a la formación de nuevos orbitales con energía equivalente, fue así como les dio el nombre de orbitales híbridos.
Las principales características de la hibridación son las siguientes:
Permite la formación de enlaces y de orbitales con mayor estabilidad.
Los orbitales que se mezclan están en un estado de excitación.
Los orbitales atómicos híbridos poseen diferentes tipos de formas y de orientaciones.
Esta teoría no puede ser aplicada a átomos que se encuentren aislados.
Es un tipo de modelo teórico que busca explicar los enlaces covalentes.
Hibridación sp
En este tipo de hibridación se da la combinación de un orbital S con un orbital P. Esto se realiza con el objetivo de poder crear dos orbitales híbridos que además cuenten con un tipo de orientación lineal. Tienen la capacidad de formar un ángulo que mida 180° y puede ser encontrado en compuestos que poseen enlaces triples, como por ejemplo, en el acetileno que es además un alcalino. Tiene además dos orbitales pi.
Hibridación sp2
La hibridación sp2 sucede cuando un átomo puede combinar correctamente dos orbitales p y un orbital s, lo que al final resulta en la creación de tres orbitales híbridos sp2. Este tipo de orbital posee un piso plano trigonal y posee además vértices que se encuentran separados por medio de ángulos que miden 120° y que se ubican en forma perpendicular a una barra. Los orbitales de este tipo también pueden formar enlaces sigma.
Hibridación sp3
En esta hibridación, la geometría molecular cuenta con la formación de cuatro orbitales sp3, los cuales además se encuentran separados a 109,5° y apuntan siempre hacia los vértices de un tetraedro. Los orbitales se encargan de establecer un entorno eléctrico alrededor del átomo.
Equipo
TRPECV
La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. Es muy importante conocer correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc.
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí.
Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo.
N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres
Teoria del Orbital Molecular
La TOM propone que cuando dos átomos forman un enlace, se ven involucrados en él todos los orbitales atómicos de cada átomo, de forma que en la molécula no existen ya esos orbitales atómicos sino que todos los electrones disponibles se distribuyen en orbitales moleculares que corresponden a los niveles energéticos de la molécula formada. Cada combinación lineal de dos orbitales atómicos, cada uno de un átomo, produce dos orbitales moleculares.
Se combinan linealmente los orbitales atómicos de energía similar y orientación adecuada.
Según las características de los orbitales moleculares obtenidos pueden ser clasificados en:
• Orbitales moleculares enlazantes: poseen una energía menor que los orbitales atómicos de partida y representan un aumento de la probabilidad de encontrar al electrón en la zona internuclear.
• Orbitales moleculares antienlazantes: tienen un contenido energético mayor que los orbitales atómicos que se combinan y se corresponden con una disminución de la probabilidad de encontrar el electrón en la zona situada entre los núcleos de los átomos que se enlazan.
Tanto los orbitales enlazantes como los antienlazantes pueden dividirse en función de la distribución espacial de las zonas con alta probabilidad de encontrar a los electrones del enlace:
• Orbitales σ, con las zonas de alta densidad electrónica simétricas respecto de la línea que une los núcleos.
• Orbitales π, con zonas de densidad electrónica por encima y por debajo del plano que contienen a los núcleos de la molécula.
La Teoría del orbital molecular, propuesta por Hund y Mulliken, comporta la utilización de un aparato matemático complejo que dificulta su uso en la determinación de estructuras moleculares en el caso de moléculas con más de dos átomos. Por ello, y porque la TEV es más intuitiva, su utilización es muy reducida a niveles básicos, si bien aporta explicaciones muy claras a algunos fenómenos como las propiedades magnéticas de algunas moléculas.
Considera que los electrones se encuentran deslocalizados por toda la molécula
Combina orbitales atómicos para formar orbitales moleculares (σ, σ*, π, π*)
Produce interacciones enlazantes o antienlazantes en base a los orbitales que se han llenado de electrones
Predice la disposición de electrones en la molécula.
PRINCIPIOS DE LA TOM
El comportamiento de un electrón en una molécula se describe por una función de onda ψ de manera similar a como ocurre en los átomos aislados. También en la molécula los estados de energía del electrón están cuantizados.
La región del espacio en la que es probable que se encuentre un electrón de valencia en una molécula se llama orbital molecular (Ψ2). Un orbital molecular estará lleno cuando sea ocupado por dos electrones.
Los orbitales moleculares se forman por combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO). La combinación de funciones de onda puede venir acompañada de interferencia constructiva o destructiva que daría lugar a regiones con alta probabilidad de densidad electrónica o regiones con densidad electrónica nula (nodos)
Teorias que explican la formación y el comportamiento de los enlaces covalentes
Tal como hemos mencionado antes, tanto la Teoría del enlace de valencia como la Teoría del orbital molecular, aprovechan el modelo cuántico ondulatorio del átomo para explicar cómo se producen enlaces entre átomos. En ambas teorías se usa una estrategia de base matemática consistente en realizar combinaciones lineales de los orbitales atómicos para describir el enlace. Sin embargo, mientras la TEV considera solamente los electrones de valencia, la Teoría del orbital molecular (TOM) tiene en cuenta todos los electrones de los átomos que se enlazan.
Cloa
Una combinación lineal de orbitales atómicos o LCAO es una superposición cuántica de orbitales atómicos y una técnica para calcular orbitales moleculares en química cuántica . En mecánica cuántica, las configuraciones electrónicas de los átomos se describen como funciones de onda . En un sentido matemático, estas funciones de onda son el conjunto básico de funciones, las funciones básicas, que describen los electrones de un átomo dado. En las reacciones químicas , las funciones de onda orbitales se modifican, es decir, se cambia la forma de la nube de electrones , según el tipo de átomos que participan en el enlace químico .
Orden de enlace
El orden de enlace se puede definir como el número de enlaces existentes entre dos átomos. El orden de enlace está muy relacionado con la longitud del enlace y la energía del mismo. Por lo general, a mayor orden de enlace, mayor es la energía y la fuerza de dicho enlace y menor su longitud. Estos factores también están asociados a la estabilidad de un enlace.
Paramagnetico
El paramagnetismo ocurre debido a la presencia de electrones no pareados en el sistema. Cada elemento tiene un número diferente de electrones, y eso define su carácter químico. Según cómo estos electrones se llenan en los niveles de energía alrededor del núcleo del átomo respectivo, algunos electrones permanecen sin par. Estos electrones no apareados actúan como pequeños imanes que causan propiedades magnéticas bajo la influencia de un campo magnético aplicado externamente. En realidad, es el giro de estos electrones lo que causa el magnetismo.
Diamagnetico
Algunos materiales tienden a mostrar un comportamiento magnético repelente cuando se ponen en contacto con un campo magnético externo. Estos son los materiales diamagnéticos. Crean campos magnéticos que se oponen en la dirección del campo magnético externo y, por lo tanto, muestran el comportamiento repelente. En general, todos los materiales tienen propiedades diamagnéticas, lo que contribuye de manera débil al comportamiento magnético del material cuando se lo somete a un campo magnético externo.
Sólidos Amorfos y Cristalinos
Sólido AMORFO
Sólido Cristalino
¿Qué es una celda unitaria?
La estructura atómica influye en la forma en que los átomos se unen entre sí; esto además nos
ayuda a comprender la clasificación de los materiales como metales, semiconductores,
cerámicos y polímeros.
La estructura electrónica del átomo, que queda descrita por cuatro números cuánticos ayuda a
determinar la naturaleza de los enlaces atómicos y las propiedades físicas y mecánicas de los materiales.
Es la unidad estructural que se repite en un sólido, cada solido cristalino se representa con cada uno de los siete tipos de celdas unitarias que existen y cualquiera que se repita en el espacio tridimensional forma una estructura dividida en pequeños cuadros.
Clasificación de los solidos por el tipo de enlace
Sólidos moleculares
Sólidos iónicos
Sólidos metálicos
Sólidos covalentes
¿cuántos tipo distintos de celdas unitarias existen?
Existen 14 tipos de diferentes celdas unitarias agrupadas en 7 sistemas cristalográficos
Nombre del autor/a
Tipo P: Se denomina primitiva y tiene puntos de red en los vértices de la celda.
Tipo I: Red centrada en el interior. Esta presenta puntos de red en los vértices de la celda y en el centro de la celda.
Tipo F: Red centrada en todas las caras. Presenta puntos de red en los centros de todas las caras, así como en los vértices.
Tipo C: Red centrada en la base. Una red tipo C se refiere al caso en el que la simetría traslacional coloca puntos de red en los centros de las caras delimitados por las direcciones A y B así como en el origen.
Intersticios
El intersticio es cada uno de los espacios vacíos que quedan entre los nudos de una red cristalina, así como también el espacio hueco entre los granos de una roca. El espacio que queda libre entre las mallas de los cristales mide sólo unos cuantos angstroms. No obstante, es lo suficientemente grande como para que puedan introducirse en ellos los átomos extraños que constituyen las impurezas de los cristales.
¿Que son las redes cristalinas?
Ordenamientos regular en forma geométrica de los átomos, moléculas o iones de una sustancia en una estructura cristalina interna que se va repitiendo de forma indefinida hasta ser visible en el exterior. 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.
Numero de coordinación cristalino
El número de coordinación lo podemos definir como el número de pares electrónicos que acepta un ácido de Lewis (por lo general es un centro metálico), es decir, si un compuesto de coordinación tiene dos especies que estén donando pares de electrones, entonces tendrá número de coordinación dos,
Direcciones en celdas cúbicas
Para los cristales cúbicos, los índices de las direcciones cristalográficas son los componentes del vector de dirección descompuesto sobre cada eje de coordenada y reducidos a mínimos enteros. Para indicar una dirección en una celda unitaria cúbica, se dibuja un vector de dirección desde un origen, que generalmente es un vértice de la celda cúbica, hasta que emerge a la superficie del cubo.
Oxidación y reducción
La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta
su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se
puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente: Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultaneameante
disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con
número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación
y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
Bases de Lewis
Una base de Lewis es un donante de pares de electrones. Debido a que la base de Lewis dona electrones, también podemos decir que es un nucleófilo , que es una sustancia que se comporta como donante de electrones. Entonces, cuando miramos una reacción ácido-base , la base de Lewis dona un par de electrones no enlazados al ácido. Podemos pensar en los electrones no enlazados como monedas sueltas. Podemos regalarlo o donarlo fácilmente. En la siguiente reacción química, la base de Lewis (que se muestra en rojo) dona su par de electrones no enlazados al ácido. Como resultado, forma un enlace con el ácido.
Teoría de Brönsted y Lowry de Ácidos y Bases
Teoría de Brönsted y Lowry de Ácidos y Bases. En 1923, Brönsted y Lowry expusieron de manera independiente una definición de ácidos y bases más amplia que la Teoría de Arrhenius ya que podía aplicarse también a medios no acuosos.
Según esta teoría, los ácidos y las bases se pueden definir de la siguiente manera:-Un ácido es una especie que dona un protón H+ -Una base es una especie química que acepta un protón H+ (del ácido)
Teoría Ácido-Base de Arrhenius
Svante Arrhenius, un científico sueco, realizó importantes descubrimientos en química, sobre todo relacionado con las disociaciones de compuestos en disolución acuosa (lo que le valió ser galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903). Dentro de lo más importante que formulo este químico se encuentra su Teoría ácido-base, la cual se verá aquí muy superficialmente, tan solo dando las conclusiones de su estudio. Según Svante, un ácido era aquella sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso, mientras que una base era aquella sustancia química capaz de dejar iones hidroxílos en disolcuión acuosa.
Fluido supercrítico
Un fluido supercrítico es cualquier sustancia a una temperatura y presión por arriba de su punto crítico. Esos fluidos pueden difundirse a través de sólidos como si fueran un gas y disolver materiales como un líquido. Cerca del punto crítico, pequeños cambios de presión o de temperatura dan como resultado grandes cambios de densidad, lo que permite que muchas propiedades de un fluido supercrítico sean “mejoradas”. Los fluidos supercríticos frecuentemente son sustitutos adecuados de disolventes orgánicos en diversos procesos industriales y de laboratorio.
Referencias
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Cúbica centrada en las caras (CCC) – Estructuras Cristalinas. (s. f.). http://www.derematerialia.com/estructuras-cristalinas/cubica-centrada-en-las-caras-ccc/#:%7E:text=En%20la%20estructura%20c%C3%BAbica%20centrada,de%20Bravais%20del%20mismo%20nombre. La Teoría de Bandas. (s. f.).https://rodas5.us.es/file/dc3b91ee-0f7c-2f88-4176-5d95b43de30f/1/tema9_word_SCORM.zip/page_23.htm brillo. (s. f.). https://www2.uned.es/cristamine/mineral/prop_fis/brillo.htm#:%7E:text=El%20brillo%20met%C3%A1lico%20es%20propio,totalmente%20opacos%20a%20la%20luz.&text=Por%20ello%20los%20materiales%20con,sulfuros%20pertenecen%20a%20este%20grupo. Thermal Conductivity and the Wiedemann-Franz Law. (s. f.). http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/thermo/thercond.html 3.4. Enlace covalente. (n.d.). Retrieved April 17, 2021, from Edu.pe website: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/34-enlace-covalente.html 15 Ejemplos de Enlaces simples, dobles y triples. (2016, November 29). Retrieved April 17, 2021, from Ejemplos.co website: https://www.ejemplos.co/15-ejemplos-de-enlaces-simples-dobles-y-triples/ Enlace Covalente - Concepto, tipos y ejemplos. (2018, August 30). Retrieved April 17, 2021, from Concepto.de website: https://concepto.de/enlace-covalente/
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Conceptos relacionados con química inorgánica
Esta presentación contiene información importante acerca del curso de química inorgánica que te sera muy útil a ti futuro químico . Dale click en empezar y ven a divertirte en el mundo de la química
EMPEZAR
Karen Dayanna Gutiérrez Martínez-161104603Universidas de los Llanos Ing de procesos Doc. María Helena García
Contenido temático
Función de onda
Espectro electromagnético
Fotón
Números cuánticos
Carga nuclear efectiva
Principio de exclusión de Pauli
Energía de Ionización
Regla de Hund
Estado de oxidación
Resonancia
Estructura de Lewis
Enlace iónico
Enlace covalente
Enlace metálico
Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
Enlace sigma
Enlace Pi
Hibridación
TEV
TRPECV
CLOA
Orden de enlace
TOM
Paramagnético y diamagnético
Solidos amorfos y critalinos
Clasificación de los solidos por el tipo de enlace
Celda unitaria
Redes de Bravais
Red Cristalina
Intersticios
Direcciones en celdillas cubicas
Bases de Lewis
Teoría ácido- base
Teoría ácido- base Arrhenius
Fluido suprecrítico
Espectro electromagnético
El espectro electromagnético es la distribución de energías de las radiaciones electromagnéticas. Se puede expresar en términos de energía aunque más comúnmente se hace en términos de la longitud de onda y frecuencias de las radiaciones. Se extiende desde las radiaciones con menor longitud de onda (los rayos gamma) hasta las de mayor longitud de onda (las ondas de radio).
Fotón
Se podría definir al fotón como la unidad básica, la partícula elemental que contiene en sí misma todas las formas de radiación electromagnética. En efecto, cuando hablamos de propiedades de la luz, estamos hablando de propiedades de los fotones, ya que son ellos quienes portan la luz ultravioleta, los rayos gamma, los rayos X, la luz ultravioleta, la luz infrarroja, la luz visible por el ser humano y, en definitiva, todos los tipos de radiación electromagnética.
Función de onda
Una función de onda se define como una función que describe la probabilidad del estado cuántico de una partícula en función de la posición, el momento, el tiempo y/o el espín. Las funciones de onda se denotan comúnmente por la variable Ψ. Se puede usar una función de onda para describir la probabilidad de encontrar un electrón dentro de una onda de materia.
Las series espectrale
Las series espectrales consisten en un conjunto de líneas de colores sobre fondo oscuro, o bien de franjas brillantes separadas por zonas oscuras que emite la luz proveniente de todo tipo de sustancias. Estas líneas se visualizan con ayuda de un espectrómetro, aparato que consiste en un prisma o de una rejilla finamente dividida, capaz de separar las distintas componentes de la luz.
Carga nuclear efectiva
La carga nuclear efectiva es la fuerza de atracción de los protones en el núcleo de un átomo sobre un electrón después de factorizar la fuerza repulsiva de los electrones del átomo. El valor numérico de esta carga se encuentra mediante la fórmula matemática simple, Z (efectivo) = ZS, donde Z es la carga positiva y S es el número de electrones en orbitales completamente ocupados. En los átomos neutros, la carga nuclear efectiva es igual al número de electrones en el orbital más externo, que se denominan electrones de valencia.
Números Cuánticos
Los números cuánticos se identifican con las letras: “n”, “l”, “m” y “s”, y son valores que describen algunas de las características de los electrones de un átomo. Principalmente, permiten localizar las zonas donde es más probable encontrar un electrón.
Principio de exclusión de Pauli
Cuando se habla del principio de exclusión de Pauli, se hace referencia a un método destinado al estudio de la configuración electrónica de los átomos. De esta manera, su enunciado declara que cuando dos partículas, reconocidas como fermiones, se encuentran en un mismo sistema cuántico, ambas deben poseer diferentes números cuánticos. En el caso de que sean iguales, estos no podrán coexistir.
Regla de Hund
La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tienen igual energía, por lo que podemos decir que hay tres orbitales de tipo p, cinco orbitales atómicos de tipo d y siete orbitales de tipo f. La partícula analizada será más estable (es decir, tendrá menos energía), cuando los electrones estén en modo desaparecido, con giros colocados en paralelo, pero tendrá más energía cuando los electrones estén emparejados, es decir, los electrones estén colocados de forma antiparalela o con giros de tipo opuesto. Para entender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales de una capa deben estar ocupados por al menos un electrón, antes de que se añada un segundo electrón. Es decir, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben estar en paralelo antes de que la órbita se llene completamente. Cuando la órbita adquiere el segundo electrón, debe emparejarse con el anterior.
Energía de Ionización
Se refiere a la cantidad mínima de energía que se requiere para poder producir el desprendimiento de un electrón que estaba introducido en un átomo en fase gaseosa. Esta energía se suele expresar en unidades de kilojoules por mol.
Estructura de Lewis
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. En esta fórmula se muestran enlaces químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente indicando la ordenación de los átomos en el espacio.
Resonancia
Es la suma o mezcla de todas las estructuras de Lewis posibles para la misma. La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta.
La resonancia molecular es un componente clave en la teoría del enlace covalente y su aparición crece cuando existen enlaces dobles o triples en la molécula, numerosos compuestos orgánicos presentan resonancia, como en el caso de los compuestos aromáticos.
Estado de oxidación
Es el número total de electrones que son removidos u obtenidos en un elemento o bien, un átomo, en una reacción donde la materia se reduce o se oxida. Junto a esta cifra siempre se coloca un signo positivo o negativo para definir el comportamiento que tendrá el elemento, ya sea dar o recibir las partículas cargadas negativamente.
¿Cómo se define al enlace iónico?
Son un tipo de enlaces químicos que se dan entre metales y no metales, lo que sucede en este tipo de enlaces es que los metales transfieren electrones a los no metales. Cuando se transfieren electrones, si el metal pierde electrones se quedara con carga positiva porque tendrá más protones, y el no metal si gana electrones, tendrá más cargas negativas; entonces será un catión.
¿Qué tipo de átomos participan en la formación del enlace iónico?
-Iones positivos, átomos con carga eléctrica positiva. Ejemplo: Na ® Na+ + 1 e- -Iones negativos, átomos con carga eléctrica negativa. Ejemplo: Cl + 1 e- ® Cl-
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Enlace Covalente
Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. La condición para que el enlace tenga un elevado carácter covalente es que la diferencia de electronegatividad entre ambos átomos sea cero o muy pequeña. El enlace covalente es una fuerza que une a dos átomos de elementos no metálicos para formar una molécula. Lo fundamental en esa unión es el hecho de que los átomos comparten pares de electrones de su capa más superficial (llamada capa de valencia) para lograr la estabilidad de la molécula que se ha formado con el enlace. ( Covalente-ciencia,2021 )
Átomos que participan en la formación de enlaces covalentes
Los enlaces covalentes se forman de la unión de dos atómos que no son metálicos y que tienen electronegatividad identicos o relativamente cercanos. Cuando dos no metales se unen, comparten sus electrones, siempre intentando alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.
El enlace covalente está limitado exclusivamente a no metales. Un metal (como sodio o hierro) no puede formar un enlace covalente.
(Euston,2021)
En la siguiente imagen podemos observar los elementos NO metales (destacados en morado) que forman enlaces covalentes.
Tipos de enlaces covalentes
Enlace covalentes polares
Es el resultado de la acción de compartir electrones que pertenecen a distintas átomos, y por lo tanto sucede de forma desigual. Es decir, uno de los átomos participantes en el enlace tiene una electronegatividad que en comparación es mayor al del otro átomo. Por lo tanto, en esta relación se observa que la atracción es mayor por parte de uno de los electrones.
Enlace covalente no polar
Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular (O2) no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno. Este tipo de enlace se da cuando existen diferencias de electronegatividades iguales o inferiores a 0,4
Enlace covalente simple
Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa electrónica (un electrón cada uno). Se representa por una línea en el compuesto molecular. Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro)
-Enlace covalente doble
Los átomos enlazados aporta cada uno dos electrones de su última capa de energía, formando un enlace de dos pares de electrones. Se representa por dos líneas paralelas, una arriba y una abajo, similar al signo matemático de igualdad. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).
-Enlace covalente triple
Este enlace se forma por tres pares de electrones, es decir, cada átomo aporta 3 electrones de su última capa de energía. Se representa por tres líneas paralelas, ubicadas una arriba, otra en el medio y la otra debajo. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).
-Enlace covalente dativo
Es un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno. Se representa con una flecha en el compuesto molecular. Por ejemplo el ión amonio.
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Enlace metálico
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (Unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí.
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Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
El triángulo de enlace, también conocido como triángulo de Van Arkel- Ketelaar, se utiliza para enseñar distintos compuestos en diferentes grados según los tipos de enlace, covalente, iónico o metálico, de manera que a través del símbolo del triángulo, los enlaces se encuentran interconectados.
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Enlace Sigma
El enlace sigma es un tipo de enlace covalente, que se forma por hibridación de orbitales atómicos. El enlace sigma puede formarse como producto de la hibridación de dos orbitales s, un orbital s y uno p, o dos orbitales p que se hibridan lateralmente El enlace sigma es uno de los enlaces más fuertes, con mayor estabilidad. La densidad electrónica se dispone de manera simétrica entre los núcleos de los átomos
Según los orbitales que se hayan hibridado para formar el enlace sigma, éste tipo de enlace se puede clasificar en:
Enlace sigma p. Se obtiene cuando se traslapan dos orbitales p en sentido longitudinal.
Enlace sigma s. Es el formado por la hibridación de dos orbitales s.
Enlace sigma sp. Formado por la hibridación de un orbital s y uno p.
• Enlace sigma. Cuando el solapamiento es frontal.
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Enlace Pi
Enlace Pi El enlace pi (π) es un enlace covalente formado por la hibridación de dos orbitales atómicos p. Los orbitales d también pueden participar en este tipo de enlace. Este tipo de enlace no posee tanta energía como el enlace sigma, dado que los electrones que los forman se encuentran más alejados del núcleo, y por eso la fuerza de atracción entre los electrones y el núcleo es menor. Desde el punto de vista de la mecánica cuántica, este fenómeno se puede explicar por el grado menor de traslape de los orbitales p para formar el enlace π, dada la orientación en paralelo de los mismos.
• Enlace pi. Cuando el solapamiento es lateral. Se produce entre orbitales p.
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Hibridación de orbitales
La hibridación es la teoría que nos dice que los orbitales de los átomos se fusionan con el objetivo de poder formar orbitales híbridos para influir en la geometría molecular y en las propiedades que están relacionadas con la unión.
El término fue introducido por el científico conocido como Pauling, quien revolucionó el concepto de hibridación en 1931 describiéndolo como un tipo de redistribución de la energía que tenían los orbitales ubicados en los átomos para dar paso a la formación de nuevos orbitales con energía equivalente, fue así como les dio el nombre de orbitales híbridos.
Las principales características de la hibridación son las siguientes: Permite la formación de enlaces y de orbitales con mayor estabilidad. Los orbitales que se mezclan están en un estado de excitación. Los orbitales atómicos híbridos poseen diferentes tipos de formas y de orientaciones. Esta teoría no puede ser aplicada a átomos que se encuentren aislados. Es un tipo de modelo teórico que busca explicar los enlaces covalentes.
Hibridación sp
En este tipo de hibridación se da la combinación de un orbital S con un orbital P. Esto se realiza con el objetivo de poder crear dos orbitales híbridos que además cuenten con un tipo de orientación lineal. Tienen la capacidad de formar un ángulo que mida 180° y puede ser encontrado en compuestos que poseen enlaces triples, como por ejemplo, en el acetileno que es además un alcalino. Tiene además dos orbitales pi.
Hibridación sp2
La hibridación sp2 sucede cuando un átomo puede combinar correctamente dos orbitales p y un orbital s, lo que al final resulta en la creación de tres orbitales híbridos sp2. Este tipo de orbital posee un piso plano trigonal y posee además vértices que se encuentran separados por medio de ángulos que miden 120° y que se ubican en forma perpendicular a una barra. Los orbitales de este tipo también pueden formar enlaces sigma.
Hibridación sp3
En esta hibridación, la geometría molecular cuenta con la formación de cuatro orbitales sp3, los cuales además se encuentran separados a 109,5° y apuntan siempre hacia los vértices de un tetraedro. Los orbitales se encargan de establecer un entorno eléctrico alrededor del átomo.
Equipo
TRPECV
La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. Es muy importante conocer correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc. Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí. Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo. N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres
Teoria del Orbital Molecular
La TOM propone que cuando dos átomos forman un enlace, se ven involucrados en él todos los orbitales atómicos de cada átomo, de forma que en la molécula no existen ya esos orbitales atómicos sino que todos los electrones disponibles se distribuyen en orbitales moleculares que corresponden a los niveles energéticos de la molécula formada. Cada combinación lineal de dos orbitales atómicos, cada uno de un átomo, produce dos orbitales moleculares. Se combinan linealmente los orbitales atómicos de energía similar y orientación adecuada. Según las características de los orbitales moleculares obtenidos pueden ser clasificados en: • Orbitales moleculares enlazantes: poseen una energía menor que los orbitales atómicos de partida y representan un aumento de la probabilidad de encontrar al electrón en la zona internuclear. • Orbitales moleculares antienlazantes: tienen un contenido energético mayor que los orbitales atómicos que se combinan y se corresponden con una disminución de la probabilidad de encontrar el electrón en la zona situada entre los núcleos de los átomos que se enlazan. Tanto los orbitales enlazantes como los antienlazantes pueden dividirse en función de la distribución espacial de las zonas con alta probabilidad de encontrar a los electrones del enlace: • Orbitales σ, con las zonas de alta densidad electrónica simétricas respecto de la línea que une los núcleos. • Orbitales π, con zonas de densidad electrónica por encima y por debajo del plano que contienen a los núcleos de la molécula.
La Teoría del orbital molecular, propuesta por Hund y Mulliken, comporta la utilización de un aparato matemático complejo que dificulta su uso en la determinación de estructuras moleculares en el caso de moléculas con más de dos átomos. Por ello, y porque la TEV es más intuitiva, su utilización es muy reducida a niveles básicos, si bien aporta explicaciones muy claras a algunos fenómenos como las propiedades magnéticas de algunas moléculas.
Considera que los electrones se encuentran deslocalizados por toda la molécula Combina orbitales atómicos para formar orbitales moleculares (σ, σ*, π, π*) Produce interacciones enlazantes o antienlazantes en base a los orbitales que se han llenado de electrones Predice la disposición de electrones en la molécula.
PRINCIPIOS DE LA TOM El comportamiento de un electrón en una molécula se describe por una función de onda ψ de manera similar a como ocurre en los átomos aislados. También en la molécula los estados de energía del electrón están cuantizados. La región del espacio en la que es probable que se encuentre un electrón de valencia en una molécula se llama orbital molecular (Ψ2). Un orbital molecular estará lleno cuando sea ocupado por dos electrones. Los orbitales moleculares se forman por combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO). La combinación de funciones de onda puede venir acompañada de interferencia constructiva o destructiva que daría lugar a regiones con alta probabilidad de densidad electrónica o regiones con densidad electrónica nula (nodos)
Teorias que explican la formación y el comportamiento de los enlaces covalentes
Tal como hemos mencionado antes, tanto la Teoría del enlace de valencia como la Teoría del orbital molecular, aprovechan el modelo cuántico ondulatorio del átomo para explicar cómo se producen enlaces entre átomos. En ambas teorías se usa una estrategia de base matemática consistente en realizar combinaciones lineales de los orbitales atómicos para describir el enlace. Sin embargo, mientras la TEV considera solamente los electrones de valencia, la Teoría del orbital molecular (TOM) tiene en cuenta todos los electrones de los átomos que se enlazan.
Cloa
Una combinación lineal de orbitales atómicos o LCAO es una superposición cuántica de orbitales atómicos y una técnica para calcular orbitales moleculares en química cuántica . En mecánica cuántica, las configuraciones electrónicas de los átomos se describen como funciones de onda . En un sentido matemático, estas funciones de onda son el conjunto básico de funciones, las funciones básicas, que describen los electrones de un átomo dado. En las reacciones químicas , las funciones de onda orbitales se modifican, es decir, se cambia la forma de la nube de electrones , según el tipo de átomos que participan en el enlace químico .
Orden de enlace
El orden de enlace se puede definir como el número de enlaces existentes entre dos átomos. El orden de enlace está muy relacionado con la longitud del enlace y la energía del mismo. Por lo general, a mayor orden de enlace, mayor es la energía y la fuerza de dicho enlace y menor su longitud. Estos factores también están asociados a la estabilidad de un enlace.
Paramagnetico
El paramagnetismo ocurre debido a la presencia de electrones no pareados en el sistema. Cada elemento tiene un número diferente de electrones, y eso define su carácter químico. Según cómo estos electrones se llenan en los niveles de energía alrededor del núcleo del átomo respectivo, algunos electrones permanecen sin par. Estos electrones no apareados actúan como pequeños imanes que causan propiedades magnéticas bajo la influencia de un campo magnético aplicado externamente. En realidad, es el giro de estos electrones lo que causa el magnetismo.
Diamagnetico
Algunos materiales tienden a mostrar un comportamiento magnético repelente cuando se ponen en contacto con un campo magnético externo. Estos son los materiales diamagnéticos. Crean campos magnéticos que se oponen en la dirección del campo magnético externo y, por lo tanto, muestran el comportamiento repelente. En general, todos los materiales tienen propiedades diamagnéticas, lo que contribuye de manera débil al comportamiento magnético del material cuando se lo somete a un campo magnético externo.
Sólidos Amorfos y Cristalinos
Sólido AMORFO
Sólido Cristalino
¿Qué es una celda unitaria?
La estructura atómica influye en la forma en que los átomos se unen entre sí; esto además nos ayuda a comprender la clasificación de los materiales como metales, semiconductores, cerámicos y polímeros. La estructura electrónica del átomo, que queda descrita por cuatro números cuánticos ayuda a determinar la naturaleza de los enlaces atómicos y las propiedades físicas y mecánicas de los materiales.
Es la unidad estructural que se repite en un sólido, cada solido cristalino se representa con cada uno de los siete tipos de celdas unitarias que existen y cualquiera que se repita en el espacio tridimensional forma una estructura dividida en pequeños cuadros.
Clasificación de los solidos por el tipo de enlace
Sólidos moleculares
Sólidos iónicos
Sólidos metálicos
Sólidos covalentes
¿cuántos tipo distintos de celdas unitarias existen? Existen 14 tipos de diferentes celdas unitarias agrupadas en 7 sistemas cristalográficos
Nombre del autor/a
Tipo P: Se denomina primitiva y tiene puntos de red en los vértices de la celda. Tipo I: Red centrada en el interior. Esta presenta puntos de red en los vértices de la celda y en el centro de la celda. Tipo F: Red centrada en todas las caras. Presenta puntos de red en los centros de todas las caras, así como en los vértices. Tipo C: Red centrada en la base. Una red tipo C se refiere al caso en el que la simetría traslacional coloca puntos de red en los centros de las caras delimitados por las direcciones A y B así como en el origen.
Intersticios
El intersticio es cada uno de los espacios vacíos que quedan entre los nudos de una red cristalina, así como también el espacio hueco entre los granos de una roca. El espacio que queda libre entre las mallas de los cristales mide sólo unos cuantos angstroms. No obstante, es lo suficientemente grande como para que puedan introducirse en ellos los átomos extraños que constituyen las impurezas de los cristales.
¿Que son las redes cristalinas?
Ordenamientos regular en forma geométrica de los átomos, moléculas o iones de una sustancia en una estructura cristalina interna que se va repitiendo de forma indefinida hasta ser visible en el exterior. 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.
Numero de coordinación cristalino
El número de coordinación lo podemos definir como el número de pares electrónicos que acepta un ácido de Lewis (por lo general es un centro metálico), es decir, si un compuesto de coordinación tiene dos especies que estén donando pares de electrones, entonces tendrá número de coordinación dos,
Direcciones en celdas cúbicas
Para los cristales cúbicos, los índices de las direcciones cristalográficas son los componentes del vector de dirección descompuesto sobre cada eje de coordenada y reducidos a mínimos enteros. Para indicar una dirección en una celda unitaria cúbica, se dibuja un vector de dirección desde un origen, que generalmente es un vértice de la celda cúbica, hasta que emerge a la superficie del cubo.
Oxidación y reducción
La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente: Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultaneameante disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
Bases de Lewis
Una base de Lewis es un donante de pares de electrones. Debido a que la base de Lewis dona electrones, también podemos decir que es un nucleófilo , que es una sustancia que se comporta como donante de electrones. Entonces, cuando miramos una reacción ácido-base , la base de Lewis dona un par de electrones no enlazados al ácido. Podemos pensar en los electrones no enlazados como monedas sueltas. Podemos regalarlo o donarlo fácilmente. En la siguiente reacción química, la base de Lewis (que se muestra en rojo) dona su par de electrones no enlazados al ácido. Como resultado, forma un enlace con el ácido.
Teoría de Brönsted y Lowry de Ácidos y Bases
Teoría de Brönsted y Lowry de Ácidos y Bases. En 1923, Brönsted y Lowry expusieron de manera independiente una definición de ácidos y bases más amplia que la Teoría de Arrhenius ya que podía aplicarse también a medios no acuosos. Según esta teoría, los ácidos y las bases se pueden definir de la siguiente manera:-Un ácido es una especie que dona un protón H+ -Una base es una especie química que acepta un protón H+ (del ácido)
Teoría Ácido-Base de Arrhenius
Svante Arrhenius, un científico sueco, realizó importantes descubrimientos en química, sobre todo relacionado con las disociaciones de compuestos en disolución acuosa (lo que le valió ser galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903). Dentro de lo más importante que formulo este químico se encuentra su Teoría ácido-base, la cual se verá aquí muy superficialmente, tan solo dando las conclusiones de su estudio. Según Svante, un ácido era aquella sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso, mientras que una base era aquella sustancia química capaz de dejar iones hidroxílos en disolcuión acuosa.
Fluido supercrítico
Un fluido supercrítico es cualquier sustancia a una temperatura y presión por arriba de su punto crítico. Esos fluidos pueden difundirse a través de sólidos como si fueran un gas y disolver materiales como un líquido. Cerca del punto crítico, pequeños cambios de presión o de temperatura dan como resultado grandes cambios de densidad, lo que permite que muchas propiedades de un fluido supercrítico sean “mejoradas”. Los fluidos supercríticos frecuentemente son sustitutos adecuados de disolventes orgánicos en diversos procesos industriales y de laboratorio.
Referencias
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