Estabilidad entre metales y no metales

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Tema 2: Enlace atómico

1) Enlace químico. Estabilidad electrónica

Estabilidad electrónica

La configuración electrónica de todos los gases nobles acaba en s2p6 (con la excepción del helio, que es 1 s2). Es decir, todos tienen 8 electrones de valencia, 2 en el orbital s y otros 6 en el p. Por tanto, tienen llenos los orbitales s y p. El helio es la excepción porque solo tiene 2 electrones de valencia, esto es así porque en el nivel uno no existen los orbitales p.

Puesto que estos átomos no se enlazan entre sí, se comprende que su configuración electrónica debe ser de una enorme estabilidad, es decir, de muy baja energía (cuanto menor sea la energía de un sistema material, más estable es).

Enlace entre átomos

Los elementos distintos a los gases nobles no tienen esta configuración electrónica tan estable, y tiende a buscarla ganando o perdiendo parte de sus electrones, o también compartiendo electrones con otros átomos, intentando de esta manera, encontrar la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica. Así, hay átomos que para llegar a una estabilidad electrónica se ionizan o se enlazan con otros átomos. En esta labor, Pueden formar uno o varios enlaces atómicos (enlaces entre átomos), originando moléculas o cristales.

Por consiguiente, los elementos que no son gases nobles tienden a conseguir una configuración electrónica como la del gas noble más cercano. Puesto que esta consiste en tener 8 electrones de valencia (salvo para el He), se ha denominado regla del octeto. Así, unos elementos tenderán a ganar electrones y otros a cederlos dependiendo de los electrones de valencia que tengan inicialmente. Veremos que dependiendo de cómo lo hagan, los átomos se unirán mediante enlace iónico, enlace covalente o enlace metálico.

Como vemos, los núcleos atómicos no juegan ningún papel en los procesos químicos en los cuales los átomos se enlazan unos con otros, ni siquiera los electrones interiores, sino que son los electrones más externos; los de valencia.

2) Enlace iónico

Estabilidad entre metales y no metales

Es la manera en la que se une un elemento metálico con otro no metálico. Imaginemos el sodio, que es un metal cuya configuración electrónica es 1s2 2s2p6 3s1. Este átomo tiene tendencia a perder este último electrón, así consigue la configuración electrónica de un gas noble (la del neón). Cuando lo haga, quedará con: 1s2 2s2p6. Ahora, al sodio le falta un electrón, luego se ha transformado en un catión; Na+.

El cloro es un elemento no metálico, cuya configuración electrónica es 1s2 2s2p6 3s2p5. Si consigue un electrón tendrá una estructura estable de gas noble (la del argón), transformándose en un

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Segundo ejemplo: el flúor (no metal) se une con el berilio (metal) por enlace iónico. La configuración electrónica del berilio es 1s2 2s2, luego tiene tendencia a perder sus dos electrones de valencia, así consigue la estructura electrónica del helio (1s2). El berilio quedará ionizado doblemente positivo: Be2+. La configuración electrónica del flúor es 1s2 2s2p5. Luego tiene tendencia de ganar un electrón y conseguir una configuración electrónica como la del neón; 1s2 2s2p6. Por consiguiente, cuando ponemos átomos de berilio en contacto con átomos de flúor se produce la transferencia electrónica: cada átomo de berilio suelta dos electrones, que son captados cada uno de ellos por un átomo de flúor. Después, se unirán por fuerzas electrostáticas formando una red cristalina (red ordenada de iones). Por cada átomo de berilio hay dos de flúor. De esta manera se forma el BeF2.

Tercer ejemplo: el azufre (no metal) se une con el potasio (metal) por enlace iónico. La configuración electrónica del potasio es 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1, luego tiene tendencia a perder su electrón de valencia, consiguiendo la estructura electrónica del argón (1s2 2s2p6 3s2p6). El potasio quedará ionizado positivamente: K+. La configuración electrónica del azufre es 1s2 2s2p6 3s2p4. Luego tiene tendencia de ganar dos electrones y conseguir una configuración electrónica como la del argón; 1s2 2s2p6 3s2p6. Por tanto, cuando ponemos átomos de potasio en contacto con átomos de azufre se produce la transferencia electrónica: cada átomo de azufre captura dos electrones, cada uno de ellos cedido por un átomo de potasio. Después, se unirán por fuerzas electrostáticas formando una red cristalina (red ordenada de iones). Por cada átomo de azufre hay dos de potasio. De esta manera se forma el K2S.

Cuarto ejemplo: el selenio (no metal) se une con el magnesio (metal) por enlace iónico. La configuración electrónica del magnesio es 1s2 2s2p6 3s2, luego tiene tendencia a perder sus dos electrones de valencia, consiguiendo la estructura electrónica del neón (1s2 2s2p6). El magnesio quedará ionizado positivamente: Mg2+. La configuración electrónica del selenio es 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p4. Luego tiene tendencia de ganar dos electrones y conseguir una configuración electrónica como la del kriptón; 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6. Entonces, cuando ponemos átomos de magnesio en contacto con átomos de selenio se produce la

transferencia electrónica: cada átomo de selenio captura dos electrones, que son cedidos por un átomo de magnesio. Después, se unirán por fuerzas electrostáticas formando una red cristalina (red ordenada de iones). Por cada átomo de magnesio hay otro de selenio. De esta manera se forma el MgSe.

Como vemos, la fórmula de los compuestos iónicos no indica que se trate de moléculas, sino que nos indica la proporción en la que se encuentran los distintos elementos en la red cristalina.

Propiedades genéricas de los compuestos iónicos

El enlace iónico es muy intenso, por eso, las sustancias formadas mediante enlace iónico tienen una temperatura de fusión y de ebullición muy elevadas, haciendo que a temperatura ambiente sean sólidas. Son muy duras (difíciles de rayar) en estado sólido, pero sin embargo frágiles; no soportan golpes ya que se desequilibra las fuerzas entre iones apareciendo fuerzas de repulsión que rompe en trozos el cristal. Por lo general, se disuelven bastante bien en agua. No conducen la electricidad, pero disueltas en agua o fundidas sí lo hacen (ya que existen partículas cargadas con libertad de movimiento). Estas sustancias son principalmente las sales binarias neutras.

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3) Energía de ionización

Alcalinos

Las configuraciones electrónicas de los alcalinos (grupo 1) es:

También se pueden escribir como:

Cuando pierdan su único electrón de valencia alcanzarán la configuración electrónica del gas noble más cercano:

Para arrancar un electrón de un átomo hay que aplicarle energía, A esta energía se le llama energía de ionización (EI). Se define la energía de ionización (EI), a la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo.

Los alcalinos son elementos con una gran tendencia a perder su último electrón. Esto quiere decir que su energía de ionización es muy pequeña. En consecuencia, los alcalinos son los que tienen una energía de ionización más baja, ya que su electrón de valencia necesita muy poca energía para escapar. Prácticamente, con la energía térmica ambiente se consigue arrancar el electrón, y en la naturaleza nos los encontramos ya ionizados.

Alcalinotérreos

Los elementos del grupo 2 (alcalinotérreos) son los siguientes. Es decir, tienen una energía de ionización baja, pero no tanto como los del grupo 1. El motivo es que estos elementos tienen dos electrones de valencia, y por tanto, tienen tendencia a perderlos, pero cuando pierdan el primero no habrán alcanzado la estabilidad puesto que les quedará perder otro.

La configuración electrónica de los alcalinotérreos es:

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Dentro de un mismo grupo, cuanto más abajo esté el elemento menor es su energía de ionización ya que al estar más lejos el electrón del núcleo, está más débilmente unido. Así, en general, podemos decir que la energía de ionización de los elementos es mayor cuanto más a la derecha esté y cuanto más arriba dentro de un grupo.

4) Afinidad electrónica

Si un átomo captura un electrón, libera energía. A esta energía desprendida se la denomina afinidad electrónica.

Halógenos

Los elementos de la tabla periódica con una mayor afinidad electrónica son los del grupo 17 (halógenos). La configuración electrónica de estos elementos es:

Puesto que les falta capturar un único electrón para alcanzar una gran estabilidad (una baja energía), quiere decir que una vez que lo hagan, nos costará mucha energía arrancar ese electrón, que es la misma cantidad de energía que emitió cuando lo capturó.

La configuración electrónica que estos elementos alcanzarían, una vez ionizados, será la del gas noble más próximo:

Anfígenos

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Cuando ganen dos electrones alcanzarán la estabilidad del gas noble más cercano:

En general, la afinidad electrónica va disminuyendo conforme nos desplazamos a grupos de más a la izquierda en la tabla periódica. Dentro de un grupo, disminuye al ir bajando, puesto que el electrón que se captura se queda más lejano al núcleo, es decir, menos estable. Así, podemos recordar que en general, la afinidad electrónica aumenta para la derecha en la tabla periódica, y dentro de un grupo aumenta hacia arriba.

5) Enlace covalente

Es la manera en la que se une un elemento no metálico con otro no metálico (que puede ser el mismo). Se trata de átomos que quieren conseguir electrones para alcanzar su estructura electrónica estable. Y lo consiguen mediante la compartición de uno o varios electrones.

Para visualizarlo, utilizamos los diagramas de Lewis:

Se dibujan los símbolos de los elementos rodeados de tantos puntitos como electrones de valencia tiene el elemento.

El hidrógeno tiene configuración 1s1, por tanto tiene un electrón de valencia: El carbono tiene 1s22s2p2, tiene cuatro electrones de valencia:

El nitrógeno tiene 1s22s2p3, tiene cinco electrones de valencia: El oxígeno tiene 1s22s2p4, tiene seis electrones de valencia: El cloro tiene 1s22s2p63s2p5, tiene siete electrones de valencia:

Por ejemplo, el cloro tiene tendencia a capturar un electrón para conseguir ocho electrones de valencia. Lo que hace es aportar un electrón para compartirlo con otro átomo de cloro. Y el segundo átomo de cloro, hace lo mismo. Esto lo representamos así con los diagramas de Lewis.

Ahora cada átomo de cloro tiene ocho electrones, aunque dos de ellos estén compartidos.

Hay un diagrama de Lewis más simplificado, en el que se omiten los electrones de valencia que no intervienen en los enlaces, y cada par de electrones de un enlace, se representa por un pequeño segmento.

La fórmula molecular del cloro es Cl2.

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O de manera más simplificada:

La fórmula de la molécula de oxígeno es O2.

Incluso, se pueden compartir tres electrones, como ocurre en la molécula de nitrógeno, donde cada nitrógeno comparte tres electrones.

O de manera más simplificada:

Resultando la molécula N2.

No existen cuádruples enlaces o superiores. El diagrama de Lewis de la molécula de agua es:

O más simplemente:

Por eso, la fórmula molecular del agua es H2O.

El diagrama de Lewis para el metano (CH4) es:

O más simple:

Y la molécula de dióxido de carbono es:

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Resultando su fórmula molecular, CO2.

Todos estos ejemplos dan como resultados moléculas, pero también, algunas veces pueden formar redes ordenadas de átomos, como por ejemplo el cuarzo, que es dióxido de silicio (SiO2) o el diamante, que es

carbono. Gráficamente, la estructura de Lewis del carbono sería una cosa así:

Extendiéndose en las tres dimensiones.

En la realidad, el carbono puede formar una estructura así, formando el diamante:

O así, formando el grafito:

La red del cuarzo tiene esta apariencia (por cada átomo de silicio hay dos de oxígeno):

Hay que tener muy claro, que los diagramas de Lewis no nos permiten averiguar la forma de las moléculas o de las redes cristalinas, sino que sólo nos dicen cómo se comparten los electrones en los enlaces.

Propiedades de las sustancias covalentes cristalinas

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intensas. Por eso, estas sustancias se encuentran sólidas a temperatura ambiente, ya que tiene su temperatura de fusión y ebullición altísimas. Son los sólidos duros que se conocen, aunque frágiles. No se disuelven en agua. No conducen la electricidad.

6) Enlaces polares. Electronegatividad

Cuando se produce un enlace covalente, el par de electrones compartidos no queda normalmente en la zona intermedia de los dos átomos a igual distancia, puesto que lo normal es que unos de los átomos tire más fuertemente de esos electrones hacia él. Por eso, el enlace queda negativo por un lado (donde está el par de electrones), y positivo por el otro (donde faltan los electrones). A este tipo de enlace covalente, se le denomina polar. Por supuesto que existen enlaces covalentes apolares, éstos se producen cuando se une un átomo con otro del mismo elemento. En este caso, los dos átomos tiran del par de electrones con la misma intensidad, quedando por tanto, en medio.

A esta propiedad que tienen los elementos de atraer hacia sí el par de electrones del enlace covalente, se le llama electronegatividad. La electronegatividad varía en la tabla periódica igual que la afinidad electrónica. Así, la electronegatividad crece hacia la derecha en la tabla, y dentro de un grupo hacia arriba.

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad de los dos elementos que se unan, el enlace será más o menos polar. Muchas veces se considera en enlace iónico como un enlace polar al 100%.

Debido a los enlaces polares, muchas moléculas resultan con una carga neta negativa en una zona de ella y positiva en la zona contraria, a pesar de seguir siendo neutras. A estas moléculas se la llama polares. El agua es un ejemplo de molécula polar.

7) Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción, en general muy débiles, que se ejercen las moléculas entre sí. Estas fuerzas son de carácter eléctrico, y en general son debidas a la atracción entre la parte negativa de una molécula polar y la positiva de otra.

Propiedades de las sustancias covalentes moleculares

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8) Enlace metálico

Es la manera en la que se unen elementos metálicos entre sí. Los metales son elementos con mucha tendencia a ceder electrones, ya que tienen pocos electrones de valencia, y si los pierden, se quedan con una configuración electrónica como la de los gases nobles.

Así, cuando se ponen muchos átomos metálicos en contacto, estos ceden sus electrones de valencia, quedando una estructura de cationes ordenada donde los electrones se mueven con libertad entre estos cationes. Esta nube electrónica negativa que envuelve a los cationes hace de “pegamento”, manteniendo las cargas positivas unidas.

Propiedades de los metales

Estás fuerzas son suficientemente intensas como para mantener a estas sustancias en estado sólido a temperatura ambiente (excepto el mercurio), y tener una temperatura de fusión y ebullición bastante elevadas. Son buenos conductores del calor y de la electricidad (debido a que tienen electrones con libertad de movimiento). Son dúctiles y maleables, en definitivas cuentas, esto significa que se pueden moldear dándole golpes o aplicando presión. Poseen un brillo característico y exclusivo de ellos, llamado brillo metálico. Puesto que las redes de cationes son muy compactadas, son sustancias con densidades bastantes grandes.

9) Elementos semimetales y el hidrógeno

Hay elementos, denominados semimetales (boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te), polonio (Po), astato (At)) que tienen algunas propiedades de metales y otras de no metales. Por consiguiente, algunas veces se comportarán como metales, enlazándose como ellos, y otras como no metales.

Por otra parte, el hidrógeno es un elemento que no tiene una posición fija en la tabla periódica, puesto que a veces se comporta como un metal, y otras como un no metal.

Por ejemplo, cuando el hidrógeno se enlaza con un elemento del grupo 1 o 2 (excepto el berilio), que como sabemos son metales, forma un enlace iónico. Luego el hidrógeno se está comportando como un no metal. Se forman sólidos blandos a temperatura ambiente. Son hidruros metálicos salinos.

Cuando el hidrógeno se enlaza con elementos del grupo 3 al 12 (incluyendo el berilio), que son metales, forma enlaces metálicos. Luego se comporta como un metal. Se forman sólidos quebradizos que conducen la electricidad.

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Referencias