Revista quimioisabel by isabel

QUIMIOISABEL

Enlace químico

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Compuestos • Es una sustancia pura que se descompone en elementos. • La parte más pequeña de un compuesto es una molécula. • La molécula es la unión de varios átomos. • Dos o más átomos pueden formar diferentes compuestos.

•

Los compuestos se representan mediante FORMULAS. Antonie Lavoisier plantea las siguientes leyes:

Ley de proporciones definidas:

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Un compuesto dado contiene siempre los mismos elementos unidos en las mismas proporciones de masa 3

Representación de los compuestos Fórmula empírica: Es la fórmula más simple de un compuesto. Muestra la relación más sencilla entre los átomos de los elementos.

Fórmula molecular: Indica en sus subíndices, el número de átomos presentes en la molécula de un compuesto. Siempre es un número entero de la fórmula empírica. Empírica

H2O CH2 O

H2O

Molecular H2O C6 H12 O6

CH2 O QUIMIOISABEL

Fórmula estructural Establece además, la posición de los átomos en las moléculas. Pueden existir moléculas con misma fórmula molecular pero distinta estructural: isómeros.

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Enlace químico • Es la fuerza de atracción que mantiene unido a dos átomos. • Se unen con el fin de ser más estables… • Tener 8 electrones de valencia… cumplir con la regla del octeto.

Una teoría de enlace debe explicar… 1.

El porqué las moléculas presentan diferentes formas geométricas.

2. Por qué los compuestos poseen fórmulas definidas. 3. Cómo se forman los diferentes enlaces…

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Tipos de enlace químicos ENLACE IONICO  Es el enlace que se forma por la trasferencia de uno o más electrones de un átomo a otro, al compuesto resultante se le llama iónico.  Se presentan entre átomos que poseen baja energía de ionización con elementos de alta afinidad electrónica (un metal y un no metal)

 Se da por la unión electrostática de iones de carga opuesta.  Para determinarlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes debe ser mayor a 1.7 Ej: En el LiF F= 4 Li = 1 de EN es

4-1 = 3

La diferencia mayor a 1.7.

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Propiedades de los compuestos iónicos • Todos son sólidos a temperatura ambiente. • Generalmente poseen altos puntos de fusión y están por encima de los 350°C. • Son frágiles y duros. • La mayoría son solubles en agua e insolubles en disolventes orgánicos como benceno, éter y alcohol. • Son buenos conductores en disolución y fundidos. QUIMIOISABEL

Enlace covalente Es un enlace donde dos electrones son compartidos por dos átomos, los compuestos covalentes son formados por este tipo de enlace. El par de electrones se representan con una línea. H H

Pares no enlazantes = libres QUIMIOISABEL

Estructura de Lewis: Es la representación de los enlaces mediante puntos y líneas.

 Se presenta entre átomos no metálicos, con una alta y parecida afinidad electrónica y EN.  Los átomos se unen por medio de un enlace dirigido de un átomo a otro.  Para determinarlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes debe ser de 0 a 1.7 NH3 N = 3 H = 2.1 La diferencia de EN es 0.9 QUIMIOISABEL

Menor a 1.7

Propiedades de los compuestos covalentes (moleculares) • A temperatura ambiente incluyen los tres estados. • La mayor parte son solubles en compuestos orgánicos. • No conducen la corriente eléctrica. • La mayoría tienen puntos de fusión bajo los 350 °C • Casi todos son combustibles e inflamables. • Los sólidos son suaves y cristalinos. QUIMIOISABEL

Tipos de enlace covalente • Por número de enlace

multiples

• Simple

Doble • Triple

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Por polaridad • No polar o puro: Se presenta en elementos de igual electronegatividad. En este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran: H2 , Cl2 , O2 , N2 , F2 y otras moléculas diatómicas. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay

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• Enlace polar: se presenta entre átomos de diferente electronegatividad, el enlace resultante es polar. Si la diferencia de electronegatividad es alta el enlace es de tipo iónico. El carbono y el oxígeno presentan diferente electronegatividad la cual no es marcada ya que ambos son no metales, esto permite que se forme un enlace covalente polar.

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Energía de enlace y longitud de enlace • Energía: energía que se libera al disociarse un enlace. • Longitud: distancia que existe entre dos átomos.

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Coordinado o dativo โ ข Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los รกtomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El รกtomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor.

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Enlace metálico

• Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red.

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1. De acuerdo con la diferencia de electronegatividad, indique si las siguientes partículas están formadas por enlaces iónicos, covalente polar o no polar. Justifique su respuesta. a. Cl2 b. HBr c. MgBr2 d. KCl e. NH3 g. O2 h. CO2 i. CH4

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ESTEQUIOMETRÍA

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Introducción Definición: La estequiometría es el área de la química que se preocupa de estimar las cantidades exactas de reactivos y productos obtenidos en una reacción química.

La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.

Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) QUIMIOISABEL

LEYES PONDERALES (Fundamentos de la Estequiometría)  LAVOISIER: Ley de conservación de la masa

"En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultantes de la reacción."

Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS, es decir, tener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

N2 + 3 H2 QUIMIOISABEL

2 NH3 27

Ley de las proporciones definidas  Esta ley fue formulada y probada por J. L. Proust en 1799 "Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en una relación de masa constante, independientemente del proceso seguido para su formación".  Por lo tanto, diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen

los mismos elementos en la misma proporción

+ 10,0 g Cu

15,06 g CuS

5,06 g S

+ 7,06 g S

10,0 g Cu

+ 20,0 g Cu

5,06 g S

2,00 g S

15,06 g CuS

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15,06 g CuS

10,0 g Cu28

Ley de las proporciones múltiples Formulada por Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que:

“Las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.”

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REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:

Coeficientes estequiométricos

Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen. En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA

Cu + 2Ag+

Cu2+ + 2Ag QUIMIOISABEL

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento, el número de moléculas de cada compuesto y también nos informa del N° de moles de cada compuesto que intervienen en la reacción.

2 H2

C3H8

5 O2

2 H2O

3 CO2 QUIMIOISABEL

4 H2O 31

CONCEPTO DE MOL Los átomos y las moléculas son objetos muy pequeños y requieren una unidad de cantidad de sustancia muy grande.

“El Mol” 1 docena: Un conjunto de 12 unidades o elementos 1 Centena : Un conjunto de 100 unidades o elementos 1 mol : Un conjunto de 6.022x1023 unidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.)

602.200.000.000.000.000.000.000 unidades QUIMIOISABEL

Definición Mol: Un mol se define como la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas u otros) como átomos hay exactamente en 12 gramos de Carbono-12. Este número fijo se conoce como el número de Avogadro. Su valor, obtenido experimentalmente es de 6,022 x 10 23 unidades.

1 mol de átomos de Cu : 6.022x1023 átomos de Cobre 1 mol de moléculas de agua (H2O) : 6.022x1023 moléculas de agua (H2O)

1 mol de iones cloruro (Cl-) : 6.022x1023 iones cloruro (Cl-) QUIMIOISABEL

Masa molar de los átomos La masa molar (M) de un átomo es la masa contenida en un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos por mol (g/mol).

Por ejemplo: Masa molar de 1 mol de átomos de azufre: 32 g/mol

Masa molar de 1 mol de átomos de cloro: 35,5 g/mol

Elemento H He C O

Masa molar Número de átomos 1,008 g 6,022x1023 4,003 g 6,022x1023 12,01 g 6,022x1023 16,00QUIMIOISABEL g 6,022x1023 34

Masa molar de los compuestos La masa molar (M) de un compuesto se define como la masa contenida en un mol de ese compuesto, y se determina sumando las masas molares de cada uno de los รกtomos que lo componen. Por ejemplo: Para el agua (H2O), la masa molar serรก: M = 2(1,008 g/mol) + 1(16,00 g/mol) M = 18,02 g/mol Masa molar del agua es 18,02 g/mol

Ejemplo 2: Calcule la masa molar del hidrรณxido de calcio, Ca(OH)2. R: 74,10 g/mol

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Conociendo el número de Avogadro y la masa molar de un elemento es posible calcular la masa de cada átomo individual. También puede determinarse el número de átomos en una muestra pesada de cualquier elemento.

Ejemplo: Cuando se añade selenio (Se) al vidrio, éste adquiere un brillante color rojo. Calcule: (masa molar Se, M = 79 g/mol) a) La masa de un átomo de selenio. b) El número de átomos de selenio en una muestra g del elemento.

1000

R: a) 1,311 x 10-22 g de selenio (Se) b) 76,24 x 1023 átomos de selenio (Se)

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Gracias a las relaciones estequiométricas se pueden establecer relaciones mas complejas y desconocidas. Por ejemplo:

Ejercicio: ¿Cuántos moles de metano (CH4) son necesarios para formar 70 g de CO2 al reaccionar con la cantidad apropiada de oxigeno?

R: 1,59 moles de CH4

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ConversiĂłn Mol-Gramo Con frecuencia resulta necesario convertir los moles de una sustancia a masa en gramos o viceversa. Dichas conversiones se realizan utilizando la siguiente relaciĂłn:

m Mď&#x20AC;˝ n Donde: M es la masa molar en gramos/mol (g/mol) m representa la masa en gramos (g) n

es la cantidad de sustancia expresada en moles (mol) QUIMIOISABEL

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gases

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Leyes de los gases • Ley de Boyle-Mariotte (a “T” constante). p · V = constante; p1 · V1 = p2 · V2 • Ley de Charles Gay-Lussac (a “p” constante). •

V V1 V2 — = constante ; —— = —— T T1 T2 QUIMIOISABEL

Ecuación general de los gases ideales. • Igualmente puede demostrarse que a V constante: • P — = constante ; T • Con lo que uniendo las tres fórmulas queda: • P·V ——— = constante ; T QUIMIOISABEL

Ecuación general de los gases ideales. • La constante depende de la cantidad de gas. Para 1 mol Para “n” moles • P·V P·V ——— = R ; ——— = n · R T T • que suele escribirse de la siguiente forma:

p ·V = n ·R ·T • R = 0’082 atm·l/mol·K = 8’31 J/mol·K QUIMIOISABEL

Condiciones normales • Se denominan condiciones normales (C.N.) a las siguientes condiciones de presión y temperatura: • P = 1 atmósfera • T = 0 ºC = 273 K

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Ejemplo: A la presión de 3 atm y 20 ºC, una cierta masa gaseosa ocupa un volumen de 30 litros. Calcula el volumen que ocuparía en condiciones normales.

p1·V1 p2· V2 p1·V1·T2 ——— = ————  V2 = ————— = T1 T2 p2·T1 3 atm · 30 l · 273 K V2 = —————————— = 83’86 litros 1 atm · 293 K

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Ejercicio: Calcula la masa molecular de un gas, sabiendo que 32,7 g del mismo ocupan a 50ºC y 3040 mm de Hg de presión un volumen de 6765 ml

m n =——  M

Como

m p · V = —— · R · T M

Despejando M queda: m ·R ·T 32,7 g ·0’082 atm ·L ·323 K 760 mm Hg M= ———— =——————————————— ·————— — p·V mol ·K· 6,765 L ·3040 mm Hg 1 atm

M = 32,0 g/mol QUIMIOISABEL

Ejercicio: ¿Qué volumen ocupará un mol de cualquier gas en condiciones normales?

• Despejando el volumen:

•

n · R · T 1 mol · 0’082 atm · L · 273 K V= ————— = ——————————————— = p mol · K 1 atm • = 22’4 litros • El volumen de un mol (V/n) se denomina Volumen molar que se expresa como 22’4 L/mol y es idéntico para todos los gases tal y como indica la hipótesis de Avogadro. QUIMIOISABEL

Ejercicio: La densidad del gas butano (C4H10) es 1,71 g · l-1

cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra 640 mm Hg. Calcula su masa molar. • Como: n = m / M(C4H10) y densidad: d = m / V • P · V = n · R · T = (m/M) · R · T • de donde: m·R·T d·R·T M = —————— = ———— P·V p

• 1,71 g · 0,082 atm · L · 348,15 K 760 mm Hg M = ———————————————— · —————— = L · mol · K · 640 mm Hg 1 atm • M= 58 g/mol que coincide con el valor numérico calculado a partir de Mat: • M (C4H10) = 4 Mat(C) +10 Mat(H)= 4 ·12 u + 10 ·1 u = 58 u

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Teoría cinética de los gases (postulados). • Los gases están formados por partículas separadas enormemente en comparación a su tamaño. El volumen de las partículas del gas es despreciable frente al volumen del recipiente. • Las partículas están en movimiento continuo y desordenado chocando entre sí y con las paredes del recipiente, lo cual produce la presión. QUIMIOISABEL

Teoría cinética de los gases (postulados). • Los choques son perfectamente elásticos, es decir, en ellos no se pierde energía (cinética). • La energía cinética media es directamente proporcional a la temperatura.

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Presión parcial • Cuando existe una mezcla de gases se denomina “presión parcial” de un gas a la presión ejercida por las moléculas de ese gas como si él solo ocupara todo el volumen. • Se cumple, por tanto la ley de los gases para cada gas por separado Si, por ejemplo hay dos gases A y B pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T QUIMIOISABEL

Presión parcial (continuación). • pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T • Sumando miembro a miembro ambas ecuaciones: • (pA + pB) ·V = (nA+ nB) · R · T • Como la suma de la presiones parciales es la presión total: ptotal = pA+ pB • se obtiene que • p ·V = n ·R ·T (ecuación general)

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Características Macroscópicas de los Sólidos • Tienen forma y volumen propio. • Son prácticamente incompresibles. • No fluyen.

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Características corpusculares de los sólidos. • Las fuerzas intermoleculares son bastante intensas como para mantener las partículas en posiciones casi fijas. • No son compresibles porque las partículas no tienen mucho espacio libre entre ellas.

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Cambios de estado:

o condensaciรณn

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Cambios de fase

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Obtención del estado sólido

• Una sustancia pura en estado líquido

• Un solido

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Tipos de sólidos • Cristalinos: las partículas que los forman se encuentran en una disposición ordenada, fija y regular. Ej. Cuarzo y Diamante • Amorfos: las partículas no ocupan posiciones regulares. Ej.: hule y vidrio.

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Pirita, Fluorita y Amatista, ejemplos de sรณlidos cristalinos.

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Sólidos amorfos Amorfo: sin forma Las partículas que los componen no presentan una distribución ordenada. La magnitud de las fuerzas intermoleculares varía de un punto a otro del sólido. Las propiedades presentan rangos de variación según las diferentes zonas del sólido. No presentan punto de fusión definido

Carecen de forma y caras definidas

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Sรณlido cristalino

Sรณlido amorfo

Vidrio

Cuarzo (SiO2)

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Las propiedades de un sólido dependerán de:

El tipo de partículas que lo formen. El ordenamiento de las partículas. La naturaleza y magnitud de las fuerzas intermoleculares que existan entre ellas. Iónicos Covalentes Tipos de sólidos cristalinos

Moleculares Metálicos

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Isomorfismo Dos compuestos se denominan isomorfos cuando adoptan la misma estructura cristalina Condiciones para el isomorfismo: Misma fórmula Las unidades estructurales no deben diferir en más de un 15% en su tamaño Sus cargas no deben diferir en más de una unidad, ej. +1 y +2 Si los aniones son poliatómicos, deben tener la misma geometría molecular

Ejemplos: NaNO3 y CaCO3; NaNO3 y NaClO3 QUIMIOISABEL

Polimorfismo Un compuesto presenta polimorfismo cuando puede adoptar mรกs de una estructura

cristalina Ejemplo: SiO2 cuarzo

~1200K

tridimita

~1800K

cristobalita

Tres arreglos espaciales diferentes de รกtomos de Si y O Otos ejemplos: ZnS: blenda y wurtzita CaCO3: calcita y aragonita QUIMIOISABEL

Sólidos cristalinos Dependiendo del tipo de unión entre las partículas se pueden clasificar en: • Moleculares (fuerzas intermoleculares) • Iónicos (enlace iónico) • Covalentes (enlace covalente) • Metálicos (enlace metálico) QUIMIOISABEL

Moleculares

MolĂŠculas

Fuerzas intermoleculares de Van der Waals Puentes de H, dipolodipolo, dispersiĂłn

Blandos, PF bajos, malos conductores del calor y la electricidad

Hielo, naftalina, hielo seco (CO2) QUIMIOISABEL

Sรณlidos moleculares H2O (hielo)

P4 (fรณsforo blanco)

S8 (azufre rรณmbico)

I2 (iodo) QUIMIOISABEL

Sólidos moleculares

• Ej. Hielo seco. CO2

Cada molécula Apolar se une a las otras por fuerzas de London(dispersión) adoptando una estructura cristalina de tipo cúbico.

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Sólidos moleculares

• Ej.2 Hielo H2O

Cada molécula está enlazada por enlace de hidrógeno a otras dos adoptando una estructura cristalina de tipo hexagonal.

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Sรณlidos iรณnicos

โ ข Estรกn formados por disposiciones ilimitadas de iones positivos y negativos unidos por atracciรณn electrostรกtica.

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Iónicos

Cationes y aniones

Fuerzas electrostáticas

Duros, quebradizos, altos PF, solubles en agua baja conductividad térmica y eléctrica

Pero buenos conductores en solución o fundidos

NaCl, Ca(NO3)2

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Sรณlidos iรณnicos

CsCl

ZnS (blenda)

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CaF2 (fluorita)

Ejemplo: Cloruro de Sodio Cloruro de Sodio : cloruro de sodio

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NaCl

Sólidos metálicos • Consisten en redes tridimensionales de iones metálicos positivos, rodeados por electrones de valencia deslocalizados de todos los átomos partícipes de la red.

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Metálicos

Cationes y electrones libres

Fzas. electrostáticas entre los cationes y el mar de electrones

Desde blandos hasta muy duros PF desde bajos hasta muy altos

Excelente conductividad térmica y eléctrica

Todos los QUIMIOISABEL elementos metálicos

Sรณlidos metรกlicos

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Fragilidad de los sรณlidos iรณnicos

Maleabilidad de los metales

La atracciรณn entre electrones y capas de cationes no se modifica QUIMIOISABEL

Sรณlidos metรกlicos

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Sรณlidos metรกlicos

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Sólidos covalentes • diamante • Las partículas se • Cada átomo de carbono unen entre si por se une a otros cuatro enlaces covalentes tetraédricamente, formando una red tridimensional.

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Covalentes

Átomos

Enlaces covalentes

Muy duros, PF muy altos, insolubles en agua, baja conductividad térmica y eléctrica

C (diamante), cuarzo (SiO2)

Grafito Diamante

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Sólidos covalentes: grafito Estructura del grafito

• Formado también por átomos de carbono. Pero en este caso los átomos se unen en forma covalente formando hexágonos, los cuales se agrupan por interacciones débiles.

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Estructuras cristalinas Los cristales tienen formas geométricas definidas debido a que los átomos o iones, están ordenados según un patrón tridimensional definido. Mediante la técnica de difracción de Rayos X, podemos obtener información básica sobre las dimensiones y la forma geométrica de la celda unidad, la unidad estructural Celda Unidad más pequeña, que repetida en las tres dimensiones del espacio nos genera el cristal .

Celdas unidad en el sistema cristalino cúbico

Cúbica sencilla Cúbica centrada en el cuerpo

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Cúbica centrada en las caras

Estructuras cristalinas Cloruro de Cesio - C.U: cúbica centrada en el cuerpo - Nº de coordinación para ambos iones es 8

Cloruro de Sodio - C.U: cúbica centrada en las caras para los aniones - Nº de coordinación para ambos

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iones es 6 - Los cationes ocupan todos los 88 huecos octaédricos

Estructuras cristalinas ZnS (blenda de zinc) CaF2 (fluorita)

- C.U: cúbica centrada en las caras para los - C.U: cúbica centrada en las caras para los cationes - Nº de coordinación para ambos iones es 4 - Nº de coordinación para el anión y el - Los cationes ocupan la mitad de los huecos catión son 8:4 tetraédricos - Los aniones ocupan todos los huecos QUIMIOISABEL 89 tetraédricos

aniones

Estructuras cristalinas TiO2 (rutilo)

- C.U: hexagonal compacto para aniones - Nº de coordinación para el catión y el anión son 2:4 - Los cationes ocupan la mitad de los huecos octaédricos QUIMIOISABEL

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ECUENTRA LAS DIFERENCIAS

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