3) Energía de ionización Las configuraciones electrónicas de los alcalinos es:2

513  Descargar (0)

Texto completo

(1)

TEMA 2: Enlaces atómico

1) Enlace químico. 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 solo tiene 2 electrones de valencia en el orbital s, 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 (de muy baja energía).

Los elementos distintos a los gases nobles no tienen esta configuración electrónica tan estable, pero tienden a alcanzarla uniéndose con otros elementos o ionizándose. Así, pueden formar uno o varios enlaces atómicos (enlaces entre átomos), originando moléculas o cristales.

Por consiguiente, el resto de elementos 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 sus características para conseguir esos 8 electrones. 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

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 anión ; Cl-, cuya configuración electrónica es 1s2 2s2p6 3s2p6. Por tanto, cuando se juntan estos dos

elementos, aparece una transferencia de electrones desde los átomos de sodio hacia los de cloro. Seguidamente, estos iones se atraen por fuerzas eléctricas muy intensas, ordenándose y formando una estructura cristalina (red ordenada de cationes y aniones). Así es como se forman las sales. En este ejemplo se forma el cloruro sódico, NaCl.

(2)

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). 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). 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 los átomos de magnesio. Después, se unirán por fuerzas electrostáticas formando una red cristalina (red ordenada de iones). 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. Se disuelven muy 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.

3) Energía de ionización

(3)

También se pueden escribir como:

Cuando pierdan ese electrón, alcanzarán la configuración electrónica del gas noble más cercano:

Por tanto, los alcalinos son elementos con una gran tendencia a perder su último electrón. Para poder arrancar un electrón de un átomo hay que darle la energía suficiente para que salte. En el caso de los alcalinos, el electrón se escapará con muy poca energía que se le proporcione.

Se define la energía de ionización (o potencial de ionización) a la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo. 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.

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 alcalino térreos es:

Cuando pierdan sus dos electrones de valencia quedarán con la configuración electrónica del gas noble más cercano:

Dentro de un mismo grupo, cuanto más abajo esté el elemento menor es su energía de ionización ya que al estar más lejos del núcleo, está más débilmente unido.

(4)

4) Afinidad electrónica

Si un átomo captura un electrón, libera energía. A esta energía desprendida se la denomina afinidad electrónica. 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 liberarán mucha energía al capturar este electrón. Esto les conferirá una gran estabilidad. Si quisiéramos arrancarle de nuevo el electrón para dejarlos como estaban al principio, tendríamos a aplicar la misma cantidad de energía que liberó al capturar el electrón.

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

El grupo 16 (anfígenos) es el siguiente grupo en tener una gran afinidad electrónica, pero no tanta como la de los elementos del grupo 17. La configuración electrónica es:

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.

(5)

5) Enlace covalente

Es la manera en la que se unen 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 unos 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 1s1, por tanto tiene un electrón de valencia:

El carbono tiene 1s2 2s2p2, tiene cuatro electrones de valencia:

El nitrógeno tiene 1s2 2s2p3, tiene cinco electrones de valencia:

El oxígeno tiene 1s2 2s2p4, tiene seis electrones de

valencia:

El cloro tiene 1s2 2s2p6 3s2p5, 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.

(6)

Puede ocurrir que un átomo comparta dos de sus electrones. Esto ocurre, por ejemplo, en la molécula de oxígeno, donde cada oxígeno comparte dos electrones. Así, se forma un doble enlace entre estos dos átomos.

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:

(7)

Y la molécula de dióxido de carbono es:

Y más simplemente:

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. La estructura del carbono sería una cosa así:

Hay que tener muy claro, que los diagramas de Lewis no nos especifica las formas de las moléculas o de las redes cristalinas, sino que sólo nos dice cómo se comparten los electrones en los enlaces. Propiedades de las sustancias covalentes cristalinas

El enlace covalente es aún más intenso que el iónico, por eso, las sustancias covalentes que forman cristales, tienen sus átomos muy fuertemente unidos. Así, si queremos separarlos, habría que vencer estas fuerzas tan 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 que el otro. 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.

(8)

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad de los dos elementos que se unan, el enlace será más o menos polar. Muchas vece 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

Las sustancias covalentes moleculares son sustancias cuyos átomos están unidos mediante enlaces covalentes. Estos enlaces son muy fuertes. Pero las fuerzas que atraen a las moléculas entre sí (fuerzas intermoleculares), son por lo general fuerzas muy débiles. Por este motivo, tienen temperatura de fusión y ebullición muy bajas, de tal manera que a temperatura ambiente, se han vencido estas fuerzas intermoleculares, y estas sustancias se encuentran en estado gaseoso o líquido. Cuando se encuentran en estado sólido, forman una red cristalina de moléculas unidas por fuerzas intermoleculares, que al ser débiles hacen que estos sólidos sean blandos. No conducen la corriente eléctrica (no hay cargas con libertad de movimiento). La vida, tal y como la conocemos, está basada en moléculas, grandes moléculas formadas por cadenas de carbono.

8) Enlace metálico

(9)

Así, cuando se ponen muchos átomos metálicos en contacto, estos ceden sus electrones de valencia, quedando una estructura de cationes ordenada, y que se mantienen unidos gracias a la nube de electrones que se mueven libremente entre ellos. Los electrones que forman la nube (negativa) tienen libertad de movimiento, y actúan como “pegamento” para mantener los cationes unidos. 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 (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 u 2 (excepto el berilio), que como sabemos son metales, forma un enlace iónico, luego el hidrógeno se está comportando como un no metal, cuya valencia es -1. 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. Su valencia es -1. Son los hidruros metálicos.

Figure

Actualización...

Referencias