Estructura de los metales.

La belleza de la cristalización, en cámara rápida y al microscopio.

La cristalización es un método de separación para mezcla homogéneas, especialmente  cuando el soluto es un sólido.

Veamos el proceso:

1. Si partimos de una disolución diluida, a través de la superficie libre de la disolución líquida, se evaporan moléculas de disolvente. ¿Y qué ocurre? Que la disolución tiene el mismo soluto disuelto que al principio, y cada vez menos disolvente, por lo que su concentración aumenta.

2. Si por el contrario, partimos de una disolución muy concentrada, casi a punto de saturación (es decir que no admite más soluto disuelto a la temperatura de trabajo) podemos realizar dos procesos para conseguir el que soluto disuelto pase a la fase sólida:

• Bajar la temperatura, por ejemplo metiendo nuestra disolución concentrada en el frigorífico. En este caso, la solubilidad disminuye y el exceso de soluto disuelto, pasará a formar parte de una fase sólida:

• Si el enfriamiento es muy rápido, obtendremos un precipitado en el que el tamaño de los cristales es muy pequeño. Este precipitado lo veremos en el fondo del vaso, o del tubo de ensayo, como sólido y podremos separarlo mediante filtración, centrifugación... Os muestro algunos ejemplos:
  
• Si el enfriamiento se realiza lentamente, formaremos un cristal, es decir una red tridimensional de aspecto regular.
• Evaporar disolvente. En este caso la concentración de la disolución alcanza el valor de la solubilidad y el exceso de soluto que no puede permanecer disuelto (no hay suficiente disolvente para mantenerlo disuelto), pasará a la fase sólida. Al igual que antes, la velocidad de evaporación es la clave


• Si la eliminación de disolvente es muy rápida, tendremos un precipitado (cristales minúsculos que sólo se aprecian al microscopio). Similares a los ejemplos anteriores.
• Si la eliminación del disolvente es muy lenta, obtendremos cristales regulares que en muchos casos serán de gran tamaño y de gran belleza, como los cristales de sulfato de cobre (II), obtenidos en el laboratorio. Recuerda que para ver los cristales tuvimos que esperar algunos días.

Para acabar os sugiero que observéis este maravilloso vídeo (en pantalla completa y con altavoces), en el que se observa en cámara rápida  y al microscopio la cristalización de diversas sustancias. La grabación de la cristalización que verás en pocos segundos, en realidad ha durado horas.

Beautiful Reactions: Crystallization from Beauty of Science on Vimeo.
Crystallization2 from Beauty of Science on Vimeo.

¿Te has fijado? 

En un par de ellos aparace un aspecto destacable, y es que los critales formados tienen la misma geometría que la celdilla unidad, es decir la red formada por el menor número de átomos que guardan la simetría de la red global.....La naturaleza tiene memoria, y las sustancias puras siempre cristalzan del mismo modo (siempre pque no cambien la presión y la temperatura).

Observa:

Fuerzas intermoleculares para diseñar robots superfuertes: "La unión hace la fuerza"

Este vídeo muestra un sorprendente robot pequeñito que es capaz de arrastrar un objeto de un peso 100 veces mayor que el suyo...una vez más el hombre aprende por imitación de la naturaleza.
El fundamento de este sorprendente robot, no es sólo tecnológico, o físico, sino químico, ya que es el mismo que utilizan las salamandras para quedarse "pegadas" en el techo....

La clave está en un tipo de fuerzas intermoleculares, de magnitud muy inferior a cualquier enlace químico. 

Estas fuerzas tan débiles, llamadas fuerzas de Van der Waals, tiene carácter eléctrico, se producen por la aparición de "cargas temporales" en la superficie molecular, es decir por la formación de dipolos temporales que actúan entre sí. Quizá lo más importante es que estas fuerzas, se multiplican cuando aumenta la superficie de contacto, es decir cuando "la unión hace la fuerza". 

Para saber más...

2. Enlace químico

Contenidos

1.  Concepto de enlace químico y estabilidad energética
2. Enlace iónico
1.  Propiedades de las sustancia iónicas
3. Enlace covalente
1. Parámetros moleculares
2. Teoría del enlace valencia TEV
3. Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV)
4. Hibridación
5. Propiedades de las sustancias covalentes
4. Fuerzas intermoleculares
5. Enlace metálico
1. Teorías del enlace metálico
2. Propiedades de las sustancias metálicas 

MAPAS ENCADENADOS DE LA UNIDAD

Argumentando las actividades

FUNDAMENTOS DEL ENLACE QUÍMICO
 
PRESENTACIÓN DE CLASE

Enlace Químico

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Problemas complementarios

2.1 - ENLACE QUÍMICO - CUESTIONES RESUELTAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD (I) by rosana_quesada

 

2.2 - ENLACE QUÍMICO - CUESTIONES RESUELTAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD (II) by rosana_quesada

Interacciones de NO enlace: fuerzas intermoleculares

 Como recordarás existen diferentes interacciones:

1. Entre átomos, es decir interatómicas. Son los verdaderos enlaces químicos: iónicos, covalentes o metálicos.
2. Interacciones intermoleculares, que engloban a aquellas interacciones de "no enlace". Entre ellas encontramos:
• Enlaces por puentes de hidrógeno. Explican las anomalías en las propiedades físicas, químicas o estructurales de moléculas covalentes que presenten alguno o varios de estos enlaces: H-F, H-O, H-N
• Fuerzas de Van der Waals que aparecen:

• Entre moléculas polares, es decir entre dipolos permanentes. A estas las llamaremos fuerzas de orientación.
• Entre una molécula polar (dipolo permanente) y una molécula apolar en la que se puede inducir un dipolo. Por ejemplo: $$HCl\quad (polar)\quad y\quad C{ H }_{ 4 }\quad (apolar)$$
  

 

• Entre moléculas apolares en las que se pueda inducir un dipolo mediante la formación de un dipolo temporal. A estas las llamaremos fuerzas de dispersión o fuerzas de London. Son las mas débiles de todas, y por ello en muchos casos, incluso a temperatura ambiente si siquera podemos manifestarlas debido a que la agitación molecular las destruye.

En esta presentación se explica con muchísima claridad:

El último caso es la solvatación de iones mediante moléculas polares. Serían interacciones ión-dipolo, que darían lugar a que los iones  se rodean de moléculas polares (dipolos permanentes) que se orientan de acuerdo con la carga del ión.

Visualizador de moléculas simples, cristales, bio-moléculas

Extraordinario visualizador CANVAS que permite exportar imágenes de biomoléculas, moléculas sencillas, estructuras del C y algunos cristales. Por supuesto se pueden mover y crear diferentes modelos:

Adn

Cristal de fluorita

Morfina

 C-60

Geometría molecular por T.R.P.E.C.V.

Esta simulación sencilla, muestra todas las geometrías de las moléculas más habituales

Ejercicios:
 

Regla:

¿Motivos? Los electrones no compartidos están más localizados, y para minimizar repulsiones es preciso que se encuentren lo más alejado posible. 

Geometría  según tipo de molécula:

 
Visualizando moléculas según VSEPR (Muy bueno):

Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) Theory from the Wolfram Demonstrations Project by Guenther Gsaller

Con este otro  visualizador de moléculas en 3D se pueden observar las geometrías de las moléculas más habituales:

• Lineal
• Angular
• Trigonal plana
• Pirámide trigonal
• Tetraedro
• Bipirámide trigonal
• Ver vio (See Saw) ¿?
• Forma de T
• Pirámide cuadrada
• Cuadrada plana
• Octaédrica

Gracias al Dr. John Pollard y colaboradores por sus animaciones

Formulas and Structures for Some Simple Molecules from the Wolfram Demonstrations Project by S. M. Blinder

Tareas para el tema 2: enlace químico

Introducción
En el desarrollo de esta unidad hemos repetido muchas veces que los modelos teóricos que describen el enlace químico entre átomos, deben justificar las propiedades de las sustancias. Es hora de someterlos a juicio y comprobar si son (o no) capaces de justificar o predecir las propiedades de las sustancias. 

Para ello vamos a realizar pruebas experimentales a diferentes sustancias, anotaremos los resultados y trataremos de justificar las propiedades observadas mediante los modelos estudiados de enlace iónico, covalente o metálico.

Actividades

1. Laboratorio de dureza. 
Experimenta en este laboratorio de dureza y ordena los materiales de MAYOR a menor dureza. Para finalizar, completa en tu informe de laboratorio, el tipo de enlace de cada una de las sustancias y la explicación de esta escala de dureza.




 
2. Laboratorio de conductividad eléctrica
En este caso comprobaremos quñe materiales conducen la corriente eléctrica y cuáles no. En cada grupo interpretaremos los hechos exprementales mediante el tipo de enlace que presentes los átomos que forman parte de esa sustancia.



3. Laboratorio de solubilidad
En este caso debes realizar las actividades que te proponen:

1-  Determina la solubilidad de las sustancias A,B,C,D a 25ºC y a 50ºC
2- Dibuja la gráfica solubilidad temperatura para la sustancia D.
Y además:
3.Justificar el tipo de enlace que presentan A, B, C y D en relación con la solubilidad que has observado. 

4. Grafeno y sus aplicaciones
El grafeno es un material nuevo de innumerables aplicaciones. Tras ver este vídeo:

• Elabora dos listas de este material: 
• aplicaciones científicas y tecnológicas
• propiedades.
• Describe brevemente desde el punto de vista del enlace químico y de su estructura interna, la justificación de estas propiedades

 
Informe de actividades
 Tras realizar las actividades propuestas, elabora un documento (en formato pdf) y lo subes según el procedimiento indicado en este blog. Dicho informe será evaluado y discutido en la clase.

Introducción al enlace químico

1. Tipos de sustancias.
Una web sobre enlace con animaciones microscópicas (Premiada en CNICE)

2. Interacciones atractivas y repulsivas que originan las curvas de estabilidad (curvas de Morse) .

Click para iniciar

3. Características de los enlaces

4. Construyendo moléculas.

Polaridad del enlace covalente y polaridad de la molécula

1. POLARIDAD DE UN ENLACE

La polaridad de un enlace entre los átomos A-B se determina mediante el valor del momento dipolar.

 El momento dipolar de un enlace depende pues de dos factores:

• Carga que soporta cada átomo enlazado (separación de carga originada por la diferencia de electronegatividad)
• Distancia entre los átomos enlazados. En ocasiones este factor será opuesto al anterior, pero será menos relevante frente a la separación de carga originada por la diferencia de electronegatividad. 

POLARIDAD DE UN ENLACE Y DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

 

2. POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA 

Viene determinada por la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace

 

Por ello, hay que tener cuidado de los aspectos siguientes:

1. ¿Son iguales entre si?
2. ¿Están simétricamente distribuidos en el espacio?

Click to Run

 

Hibridación

Paso 1: Formación de orbitales híbridos en el átomo central

• Híbridos sp: s-  p- p- p-  (4 OA)   dará lugar a sp- sp- p- p-  (2 oh + 2oa no hibridados). 
• 2 OH sp: disposición lineal (ángulo de 180º)
• 2 OA p, perpendiculares entra si y a los OH sp
• Híbridos sp2: s-  p- p- p-  (4 OA)   dará lugar a sp2- sp2- sp2- p-  (3 oh + 1oa no hibridados)
• 3 OH sp2: disposición triangular plana (ángulo de 120º)
• 1 OA p, perpendicular a los híbridos sp2
• Híbridos sp3: s-  p- p- p-  (4 OA)   dará lugar a  sp3- sp3- sp3- sp3- (4 oh) 
•  4 OH sp3: disposición tetraédrica (ángulo de 109,5º)

Paso 2: Solapamientos de OH con OA de otros átomos o con OH  de otros átomos.

 Etano

C(OH sp3)- C(OH sp3) = solapamiento sigma

C(OH sp3) - H(OA s) = solapamiento sigma (x3 veces) 

 

Eteno

C(OH sp2)- C(OH sp2) = solapamiento sigma

C(OA p) - C(OA p) = solapamiento pi 

C(OH sp2) - H(OA s) = solapamiento sigma (x2 veces) 

Etino

C(OH sp)- C(OH sp) = solapamiento sigma

C(OA p) - C(OA p) = solapamiento pi (x 2 veces en planos perpendiculares)

C(OH sp2) - H(OA s) = solapamiento sigma

Extraordinario vídeo que explica la disposición de orbitales híbridos enlazantes (con ppar de enlace pe) o híbridos con pares de electrones no enlazantes (pne = psolitario = par no compartido).

Hybrid Orbitals in Organic Chemistry from the Wolfram Demonstrations Project by Guenther Gsaller