Redes cristalinas

En geometría y cristalografía las redes de Bravais son una disposición infinita de puntos discretos cuya estructura es invariante bajo cierto grupo de traslaciones. En la mayoría de casos también se da una invariancia bajo rotaciones o simetría rotacional. Estas propiedades hacen que desde todos los nodos de una red de Bravais se tenga la misma perspectiva de la red. Se dice entonces que los puntos de una red de Bravais son equivalentes.

Mediante teoría de grupos se ha demostrado que sólo existe una única red de Bravais unidimensional, 5 redes bidimensionales y 14 modelos distintos de redes tridimensionales.

La red unidimensional es elemental siendo ésta una simple secuencia de nodos equidistantes entre sí. En dos o tres dimensiones las cosas se complican más y la variabilidad de formas obliga a definir ciertas estructuras patrón para trabajar cómodamente con las redes.

Para generar éstas normalmente se usa el concepto de celda primitiva. Las celdas unitarias, son paralelogramos (2D) o paralelepípedos (3D) que constituyen la menor subdivisión de una red cristalina que conserva las características generales de toda la retícula, de modo que por simple traslación de la misma, puede reconstruirse la red al completo en cualquier punto.

Las redes cristalinas se caracterizan fundamentalmente por un orden o periodicidad. 

La estructura interna de los cristales viene representada por la llamada celdilla unidad o elemental que es el menor conjunto de átomos que mantienen las mismas propiedades geométricas de la red y que al expandirse en las tres direcciones del espacio constituyen una red cristalina.

El tamaño de esta celdilla viene determinado por la longitud de sus tres aristas (a, b, c), y la forma por el valor de los ángulos entre dichas aristas (, , ).

Red cúbica centrada en el cuerpo (BCC)

La red representa un cubo cuyo parámetro es a, y los átomos están dispuestos en los vértices y en el centro del cubo.

DENSIDAD DE COMPACTACIÓN: 68%

ÍNDICE DE COORDINACIÓN: 8

EJEMPLOS: Fe, Mo, Na,

Red cúbica centrada en las caras (FCC)

La red tiene forma de cubo, de parámetro a, con 8 átomos en los vértices del cubo y 6 en los centros de cada una de las caras.

DENSIDAD DE COMPACTACIÓN: 74%

ÍNDICE DE COORDINACIÓN: 12

EJEMPLOS: Feγ, Ni, Co, Cu, Al, Ti

Red hexagonal compacta (HCP)

La red tiene forma de prisma recto cuya base es un hexaedro. Tiene dos parámetros, los lados de la base del prisma a y su altura c. Doce átomos están dispuestos en los vértices de la red, 2 átomos en el centro de la base y 3 átomos en el interior de la red.

DENSIDAD DE COMPACTACIÓN: 74%

ÍNDICE DE COORDINACIÓN: 12

EJEMPLOS: Ti, Co, Cd, Mg,

Formación de un compuesto iónico

Formación de un compuesto iónico

El fluroruro de litio (LiF) es un compuesto iónico. Al estar compuesto por litio y flúor, estos elementos se han tenido que combinar para formarlo. Analicemos cada elemento por separado:

Li, elemento del grupo 1, tiene un electrón de valencia y tendencia a formar cationes (perdiendo un electrón). Si el litio pierde un electrón, adquiere la configuración electrónica del helio (gas noble), formando el catión Li⁺.

F, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia y tendencia a formar aniones (ganando un electrón). Si el flúor gana un electrón, adquiere la configuración electrónica del neón (gas noble), formando el anión F^-.

Por tanto, si entre ellos se combinan y el litio transfiere su electrón de valencia al flúor, ambos ganan una gran estabilidad. Se estará formando el compuesto iónico LiF, según la siguiente ecuación:

Observa la configuración electrónica de cada elemento después de la transferencia de electrones (lado derecho de la ecuación). Ambos elementos han alcanzado la configuración del gas noble más cercano.

Formación y propiedades de los compuestos iónicos.

a) Puntos de fusion y ebullicion elevados

b) Solidos duros y quebradizos

c) Baja conductividad electrica y termica al estado solido

Propiedades de las sustancias iónicas:

•Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.

•Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.

•Son solubles en disolventes polares como el agua.

•Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida

en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular ( distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario ), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.

Enlace iónico

Enlace iónico

El enlace iónico está presente en todos los compuestos iónicos, es decir, aquellos formados por la unión de un catión y un anión.

Recuerda que:

·         Forman cationes aquellos elementos con baja energía de ionización (izquierda de la tabla), principalmente los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica.

·         Por otro lado, los elementos con alta energía de ionización (no metales de la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones y, por tanto, forman con facilidad aniones, al ganar un electrón.

En consecuencia, el enlace iónico se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. El metal se vuelve catión, alcanzando la configuración de gas noble, y el no metal, aceptando electrones, completa su octeto, adquiriendo también una configuración más estable. La atracción entre catión y anión es una fuerza electrostática, denominada enlace iónico.

Teoría del Orbital Molecular

Teoría del Orbital Molecular

En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (OM), es un método para determinar el enlace químico en la que los electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula.¹ En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψ_f del orbital molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos constituyentes χ_i, de acuerdo a la siguiente ecuación:¹

Los coeficientes c_ij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de esta ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas atómicas y se utiliza en la química computacional. Una transformación unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teoría de los orbitales moleculares ha sido vista como competidor de la Teoría del Enlace de Valencia en los años 30', pero se descubrió después que los dos métodos están íntimamente relacionados y que cuando son extendidos son equivalentes.

Hibridación y Geometría molecular

Hibridación y Geometría molecular

Los orbitales s son no direccionales y los orbitales p están orientados 90º uno respecto al otro. Experimentalmente se encuentra que los ángulos de enlace en los compuestos orgánicos normalmente son próximos a 109º,120º o 180°.
Una forma de explicar esos enlaces es mediante la teoría de la repulsión de los pares de electrones   de la capa de valencia (RPECV): los pares de electrones se repelen unos de otros y los electrones y pares solitarios que se encuentran alrededor del átomo   central generalmente están separados formando un ángulo   la más grande posible

Orbitales Híbridos sp
Los orbitales atómicos pueden interaccionar para formar nuevos orbitales. Sea utilizado este principio para formar orbitales moleculares mediante la adición o sustracción de orbitales atómicos de átomos diferentes, pero se pueden también adicionar o sustraer orbitales pertenecientes al mismo átomo.
Los ángulos entre los orbitales p son todos de 90° pero pocos compuestos orgánicos   tienen ángulos de enlace de 90°, sus ángulos de enlace normalmente están próximos a 109°,120° o 180°.

Teorías del Enlace de Valencia

Teorías del Enlace de Valencia 

La Teoría del Enlace de Valencia fue la primera teoría, basada en la mecánica cuántica, que se desarrolló para explicar el enlace en las moléculas covalentes. Se puede considerar que expresa el concepto de Lewis del enlace en términos de las funciones de ondas. En 1927, Heitler y London propusieron un tratamiento mecano-cuántico para la molécula de hidrógeno, que fue posteriormente desarrollado por investigadores como Pauling y Slater, entre otros. Lo que aparece a continuación es un resumen del trabajo de Pauling y Coulson.

Como primera aproximación, considérense dos átomos de hidrógeno que se encuentran muy separados entre sí, a distancia infinita, de forma que no hay interacción posible entre ellos.

Variación de la energía frente a la distancia internuclear.

La función de onda Ψ representa un enlace σ (sigma). Este orbital presenta simetría cilíndrica alrededor del eje internuclear. La siguiente figura muestra la variación de la energía potencial para la molécula de H₂ en función de la distancia internuclear. Esta curva presenta un mínimo que corresponde a la distancia de equilibrio (o de enlace) en esta molécula.

                                    

             Enlaces s y p para la molécula de N₂                                       Enlace p

Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances

Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances

Normal

Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten".

Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo.

Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono.

Cada doblete de electrones (representado por el signo :) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura.

En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones.

Coordinado

Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados.

En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor.