TEMA-5. ESTRUCTURA DE LA MATERIA
A- MODELOS ATÓMICOS
B- TABLA PERIÓDICA
C- ENLACE QUÍMICO
A- MODELOS ATÓMICOS ,
1- MODELOS ATÓMICOS
1.1- Modelo atómico de THOMPSON
Thompson descubrió el electrón. Llegó a esta conclusión utilizando un tubo de rayos catódicos y aplicando una diferencia de potencial a los electrodos de éste. Si el tubo tenía una presión baja se producían una serie de descargas de distintas coloraciones, según fuera el gas que había en su interior. Al ir disminuyendo la presión del gas se producía una fluorescencia en la parte opuesta al cátodo. Si además se colocaba un obstáculo, se originaba una sombra dentro de la fluorescencia, que indicaba la presencia de unos rayos (rayos catódicos) que partían del cátodo (-) hacia el ánodo (+). Estos rayos estaban cargados negativamente.
Con estos datos, Thompson llegó a la conclusión de que esos rayos debían estar constituidos por algo universal: el electrón, y elaboró un nuevo modelo atómico, el cual decía que era una esfera maciza, positiva y con electrones en su interior, lo que hacía que el conjunto tuviera carga neutra.
1.2- Modelo atómico de RUTHERFORD
Rutherford hizo un experimento que consistió en bombardear con partículas
α
una lámina metálica muy delgada.Dispuso una pantalla fluorescente para poder observar los impactos de las partículas cuando salían de la lámina metálica. El resultado fue que una gran parte de las partículas
α
atravesaban la lámina sin prácticamente ninguna desviación, otras se desviaban ángulos no demasiado grandes, mientras que había algunas que rebotaban hacia atrás.Estos resultados eran inexplicables según el modelo de Thompson, porque si el átomo era macizo, cuando una partícula
α
con una masa y velocidad importantes chocara con él, se desplazaría y saldría desviada. Pero, ¿cómo se podría explicar que la mayoría pasara sin ninguna desviación y algunas rebotaran hacia atrás?En este modelo atómico planetario la fuerza de atracción entre el núcleo y
los electrones debía seguir la ley de Coulomb: 22 R q K F =
Los electrones se encuentran girando en órbitas concéntricas y fijas y para que no caigan sobre el núcleo como resultado de la atracción electrostática, se supuso que debían girar con un movimiento rápido.
Modelo atómico de RUTHERFORD: El átomo consta de un núcleo en el que se encuentra la totalidad de la masa atómica y toda la carga positiva. En torno a este núcleo y a gran distancia de él giran los electrones con una velocidad tal que su fuerza centrífuga, compensa a la fuerza de atracción
electroestática (ley de Coulomb) 2
2 2 R q K F R V m
Fcentrífuga= = .
Objeciones a este modelo:
a) El giro rápido para que no fuera atraído por el núcleo, la partícula sería inestable y emitiría energía, el electrón caería sobre el núcleo.
b) No explica la discontinuidad de los espectros
c) No conocía los neutrones, por lo que los cálculos numéricos eran erróneos. (Chadwick fue quien descubrió la existencia de los neutrones, que son los causantes de la estabilidad del núcleo del átomo, partículas con masa, pero sin carga)
Conceptos elementales
• Número atómico: Es el nº de protones que hay en un átomo. Se representa con la letra “Z”.
• Número másico: Es la suma del nº de protones y neutrones de un átomo. Se representa con la letra “A”. A = Z + N (N = Neutrones). AX
Z
• Isótopos: Son átomos de un mismo elemento que tienen igual nº atómico pero diferente nº másico, es decir, los isótopos se diferencian entre sí en el nº de neutrones. Así, por ejemplo: el hidrógeno tiene tres isótopos: H H 3H
1 2 1 1
1 ; ;
Masa atómica =
100 % %
%1⋅M1+ 2⋅M2 + 3⋅M3
. (Masa atómica es la media
ponderada de las masas de los isótopos de un determinado elemento)
1.3- Teoría de los cuantos de Planck:
Estudió la energía emitida por la materia al calentarse, llego a la conclusión que la energía no es divisible indefinidamente, sino que existe una ultima porción de energía a la que llamo “cuanto”. La radiación emitida ó absorbida por un cuerpo sólo puede ser un número entero de cuantos.
“La energía emitida en forma de radiación electromagnética, se hace en forma de cuantos de energía, los cuales no pueden tomar todos los valores imaginarios, sino que es siempre múltiplo entero del producto de una constante por la frecuencia de la radiación” E =h⋅f c = f.λ
Donde: E = energía h = cte. de Planck = 6´62 · 10-34 J · s
1.4- ESPECTROS ATÓMICOS
Un espectro atómico es el conjunto de radiaciones que emiten los cuerpos. Pueden ser:
• De emisión: Se obtienen al pasar la luz de cualquier cuerpo sólido incandescente a través de un prisma óptico.
• De absorción: Se forman cuando una radiación luminosa compuesta pasa a través de una sustancia y ésta lo absorbe total o parcialmente. Pueden ser continuos o discontinuos.
Espectro atómico de emisión: Cuando los átomos se calientan emiten luz de longitudes de onda características, que pueden ser recogidas (una placa fotográfica) y estudiadas. El espectro de emisión del Hidrógeno presenta un gran número de líneas, desde el ultravioleta hasta el infrarrojo lejano. Se agrupó cierto número de líneas en lotes (series espectrales) y se estableció una fórmula que permitía el cálculo de las longitudes de onda de las líneas de cada lote
1 7 2
2 1,09 10
1 1
1 = ⋅ −
−
= R m
n n
R h
i f h
λ ; c=λ⋅ f; E=h⋅f
Rh = Constante de Ryberg nf = nivel final; ni = nivel inicial
El electrón en su estado fundamental no emite energía, es estable, pero además el electrón puede tomar varios estados excitados, cuando se le comunica energía, en estos estados el electrón es inestable y cuando cesa la energía vuelve al estado fundamental, emitiendo energía ΛE=h⋅f . Así pues cada línea espectral procede de la emisión de una energía. El estudio de los espectros nos permite obtener información sobre los estados de energía que son posibles en el átomo.
diferencia de energía entre estos dos estados estacionarios, que son aquellos en los que el átomo ni absorbe ni emite energía.
Series espectrales
• Lyman: Se produce cuando los electrones caen directamente sobre la 1ª órbita desde la órbita en la que se encuentren. Solo se puede ver con la frecuencia de la luz ultravioleta.
• Balmer: Los electrones caen desde las órbitas en la que se encuentran a la 2ª órbita. Se ve a simple vista.
• Paschen: Los electrones caen desde sus órbita a la 3ª. Las rayas del espectro están en la zona del infrarrojo, cerca de la luz visible.
• Brackett: Los electrones caen a la 4ª órbita. • Pfun: Los electrones caen a la 5ª órbita. Ejercicios: Datos: R =1,09⋅107m−1
h , h = 6´62 · 10
-34 J.s, c = 3 · 108 m/s
1) Calcular la longitud de onda, la frecuencia y la energía de la radiación emitida cuando un electrón del átomo de hidrógeno pasa de un nivel de energía de número cuántico principal n = 4 a otro de n = 2 (línea de la serie Balmer)
2) Determinar la energía de ionización del átomo de hidrógeno.
1.5- MODELO ATÓMICO DE BOHR PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
A pesar de que el modelo atómico de Rutherford había supuesto un gran avance en el estudio del átomo, este modelo tenía importantes fallos.
Uno de ellos es que según las leyes electromagnéticas clásicas, el electrón al girar alrededor del núcleo debía emitir energía, con lo cual, al ir perdiendo energía, al final caería sobre el núcleo. Además, este modelo no explicaba los espectros de los átomos que son discontinuos.
Bohr era discípulo de Rutherford y propone un modelo atómico que soluciona los fallos de la teoría de su maestro.
El modelo atómico de Bohr se basa en el conocimiento de los espectros atómicos y en la teoría de los cuantos de Planck. Este modelo propone unos postulados que no se pueden demostrar pero que cumplen las condiciones impuestas:
• 1º POSTULADO: El átomo consta de una parte central (núcleo) en la que se halla localizada la carga positiva, así como casi la totalidad de la masa, entorno a este núcleo y a gran distancia de él, gira el electrón en una orbita circular, sin emitir energía radiante
2 2 2 r e K r V
m = ; → 2 (1)
2
mv e k r =
• 2º POSTULADO: Introduce la idea de la discontinuidad y dice: El impulso angular del electrón en su órbita está cuantizado, de forma que de las infinitas órbitas dadas por la ecuación (1) sólo son posibles aquellas en las que el impulso angular del electrón es un múltiplo entero de h/2п.
π
2 nh r v
m⋅ ⋅ = ; 2
2 2
2
4 me n
k h
r= ⋅
π n = 1,2 ,3….
Si n = 1 r=0.52⋅10−10m. Radio del primer nivel
• 3º POSTULADO: Las órbitas electrónicas que cumplen con los dos postulados anteriores son estacionarias, y el electrón cuando se mueve en ellas no radia energía. “La energía liberada al saltar el electrón de una órbita activada a otra inferior de menor o nula activación es igual a la diferencia de energía entre los estados.
f h E = ⋅ Λ
Como sólo son posibles un nº determinado de órbitas, cuando un electrón salta desde una órbita más externa, de mayor energía, a otra órbita más interna, de menor energía, emite la diferencia de energía en forma de radiación electromagnética, constituyendo una raya del espectro.
Según Bohr, los espectros son radiaciones de energía electromagnética correspondientes a los saltos de electrones desde las órbitas más externas, de mayor energía, a órbitas más internas, de menor energía.
(Energía de cada nivel: E = -K/n2; K = 2.174.10-18 J) Limitaciones de la teoría de Bohr:
Sólo es aplicable al átomo de hidrógeno Sólo explica la existencia de órbitas circulares No es aplicable a átomos con más electrones
No explica las líneas espectrales dentro un mismo nivel No explica el efecto Zeeman
1.6- PRIMERA CORRECCIÓN AL ÁTOMO DE BOHR. CORRECCIÓN DE SOMMERFELD
A medida que fue mejorando la calidad técnica y óptica de los espectroscopios se encontró que dentro de un mismo nivel existían subniveles, por la aparición de nuevas líneas en el espectro atómico.
A pesar de los resultados sorprendentes de la teoría de Bohr, al aplicarla al hidrógeno, dicha teoría era incompleta, ya que cuando un cuerpo gira alrededor de otro, por lo que tiene fuerzas atractivas inversamente proporcionales al cuadrado de la distancia que los separa, la trayectoria es una elipse:
Sommerfeld amplía la teoría de Bohr para hacerla extensible a órbitas elípticas, con el núcleo del átomo sobre uno de los focos, mediante un segundo número cuántico “l”
Para una circunferencia se precisa solo 1 variable, que es el radio. Para una elipse se necesitan 2 variables: semieje mayor y semieje menor.
Por tanto, para el radio de Bohr solo existía una variable “n”. Ahora existen 2 variables: “n” y “l”. La variable n pasa a ser el nº cuántico principal, que indica el nivel en el que se encuentra el electrón. Los posibles valores de n son 1, 2, 3, 4…
Y “l” pasa a ser el nº cuántico secundario o azimutal, que nos indica la forma de la elipse. Toma los siguientes valores: l = 0, 1, 2,…..n-1.
1.7- SEGUNDA CORRECCIÓN AL ÁTOMO DE BOHR. EFECTO ZEEMAN
Este desdoblamiento de las rayas del espectro se explicó teniendo en cuenta que al ser las órbitas elípticas, éstas podían tener distinta orientación espacial. Los orbitales degenerados (orbitales con la misma energía), al aplicarle un campo magnético se desdoblan, dando lugar a nuevas líneas espectrales. El hecho de que las líneas espectrales se desdoblan en un número finito de líneas, indica que sólo son posibles un cierto número de orientaciones.
Fue necesario, pues, un tercer nº cuántico que indicará la orientación de la órbita en el espacio. Este 3º nº cuántico se denominó “magnético”, se le representó con la letra “m” y se le dieron los siguientes valores: m = -l ..0.. +l
1.8- TERCERA CORRECCIÓN AL ÁTOMO DE BOHR. EFECTO ZEEMAN ANÓMALO
Posteriormente al volver a mejorar los espectroscopios se encontró que cada raya de Zeeman eran en realidad 2 juntas. A este efecto se le denominó “efecto Zeeman anómalo”, y se consideró que se debía al sentido de giro del electrón dentro de la órbita.
Aparece, pues, un 4º nº cuántico, llamado “spin”, que significa giro en inglés, y que indica el sentido de giro del electrón y que para cada valor de m toma los valores:
s = + 1/2 y s = -1/2,
n = 4;
l = 0,1,2,3. l = 0 (s); l = 1 (p); l = 2 (d); l = 3 (f) l = 0; m = 0 (un orbital s)
l = 1; m = -1, 0, 1 (tres orbitales p) l = 2; m = -2,-1,0,1,2 (cinco orbitales d) l = 3; m = -3,-2,-1, 0,1, 2, 3 (siete orbitales f)
En cada orbital caben como máximo dos electrones 2 1 + − = s
Capa o nivel cuántico es un estado de energía definido por el valor de n
Subcapa o subnivel cuántico es un estado de energía definido por los valores de n y l Orbital es un nivel o estado de energía definido por n, l, m
1.9- IDEAS MODERNAS SOBRE LA ESTRUCTURA ATÓMICA
Toda la teoría de Bohr y las modificaciones posteriores se basan en que en un momento determinado se puede localizar con exactitud y precisión a un electrón dentro de un átomo. Sin embargo, esto no es posible.
Heisemberg formula el principio de incertidumbre en el que indica que no es posible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.
Por tanto, sólo podemos hablar de la probabilidad de que en un instante determinado un electrón se encuentre en una zona determinada del átomo.
Esto nos lleva a un modelo de estructura atómica llamado “modelo de nube de carga”.
Mientras que en la teoría de Bohr se hablaba de órbitas, en esta teoría se habla de orbitales. El término orbital se emplea para describir aquellas zonas dentro del átomo donde hay una alta probabilidad de encontrar al electrón.
Estos orbitales se definen mediante los 3 primeros números cuánticos: • “n” representa el volumen del orbital
• “l” representa la forma del orbital:
Si l = 0 el orbital es de tipo “s” y su forma es circular: Si l = 1 el orbital es de tipo “p” y su forma es:
Si l = 2 el orbital es de tipo “d” Si l =3 el orbital es de tipo “f” • “m” indica la posición del orbital en el espacio
• Para localizar al electrón dentro del átomo es necesario, además de estos 3 nº cuánticos, el 4º nº cuántico, el nº cuántico de spin “s”, que indica el giro del electrón
Al electrón dentro del átomo se le aplica el principio de dualidad onda-corpúsculo de Louis de Broglie, según el cual, el electrón como onda-corpúsculo lleva asociado en su movimiento una onda. La longitud de esa onda asociada se obtendrá de la siguiente forma:
• Si el electrón se comporta como una partícula, su energía viene dada por la siguiente ecuación:E = p⋅c (p=m⋅c)
• Si el electrón se comporta como una onda, su energía vendrá dada por esta otra ecuación:E=h⋅ f ; (c=λ⋅ f )
• Si igualamos ambas ecuaciones: p h =
λ
Esta será su longitud de onda si se mueve a la velocidad de la luz, pero si no se mueve a la velocidad de la luz, utilizaremos la misma fórmula solo que la “c” no la emplearemos. Lo que emplearemos será la “v” que es la velocidad que lleve.
Ecuación de onda de Schrödinger: Basándose en la naturaleza ondulatoria del electrón y en el principio de incertidumbre, encontró que se obtenía una descripción satisfactoria del átomo a partir de la ecuación de onda, a cuya solución la llamó función de onda Ψ. La Ψ2da la posibilidad de encontrar al electrón en un punto.
La imagen de la partícula en una órbita de la teoría atómica clásica, ha sido reemplazada por una nube de carga electrónica y la función de onda al cuadrado Ψ2 describe como se distribuyen en el espacio la densidad de la nube de carga.
Órbita: Línea seguida por el electrón Orbital: Superficie o densidad de carga.
2.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Representar la configuración electrónica de un átomo consiste en distribuir sus electrones en niveles energéticos. Esta distribución se basa en los siguientes principios:
• Principio de exclusión de Pauli: Establece que en un mismo átomo no pueden existir 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales.
• Regla de Hund: Siempre que sea posible, los electrones se colocarán en cada orbital con los spines desapareados.
• Principio de mínima energía (Aufban): Los electrones entran siempre en los niveles más bajos de energía.
elementos del Sistema Periódico. El orden de llenado para todos los orbitales se describe en la siguiente tabla:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6 8s2
Ejemplos: 11Na; 11Na+; 17Cl; 17Cl-; 26Fe; 26Fe2+
B- TABLA PERIÓDICA
1.1- TABLA PERIÓDICA EVOLUCIÓN HISTÓRICA:
Dobereinez observó que la masa atómica de los elementos que tenían propiedades semejantes variaban de una manera regular, por ejemplo Cl, Br y I tienen propiedades semejantes Ma (Br) =
2
) ( )
(Cl Ma I
Ma +
Newlands da la ley de las octavas: Al colocar los elementos en orden creciente de masas atómicas relativas, el octavo elemento a partir de uno dado tiene propiedades semejantes al primero.
Mendeleiev fue el primero en colocar los elementos en forma de tabla. Los dispuso en orden creciente de masas atómicas, colocando en cada familia o grupo aquellos elementos que tenían propiedades semejantes. Las propiedades que consideró principalmente fueron la formación de óxidos e hidruros, por ejemplo, todos los óxidos de la primera familia tenían la forma X2 O, 2º familia X O, 3º familia X2 O3, 4º familia X O2, 5º familia X2 O5, 6º familia X O3, 7º familia X2 O7.
Dejó huecos en algunas familias por ser elementos desconocidos y predijo las propiedades de estos elementos. Si embargo había anomalías, algunas masas atómicas no eran conocidas con exactitud en esa época, el Au ( Ma = 196.2) debería anteceder al Pt (Ma = 196.7), pero sus propiedades químicas requerían una inversión de este orden.
En resumen Mendeleiev, demostró que las propiedades químicas de los elementos variaban periódicamente con la masa atómica relativa de los elementos.
1.2- SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
Las propiedades químicas de un elemento dependen casi exclusivamente de la distribución electrónica del nivel energético más externo, es decir, de la configuración electrónica de la última capa.
En la tabla periódica a las columnas se les denominan “grupos o familias” y a las filas “periodos”. Hay 18 grupos y 7 periodos
Los elementos del grupo 1 se denominan metales alcalinos, los del grupo 2 metales alcalino-térreos, los del grupo 3 térreos, los del grupo 4 carbonoideos, los del grupo 5 nitrogenoideos, los del grupo 6 anfígenos y los del grupo 7
halógenos (formadores de sales). Los elementos del grupo 8 son los llamados
gases nobles o inertes ya que no reaccionan con ningún otro elemento debido a su gran estabilidad electrónica.
Los gases nobles tienen todos ellos, menos el Helio, una configuración electrónica del tipo ns² np6, es decir, tienen completa la última capa electrónica, lo que los hace muy estables.
Los elementos de los grupos 1 y 2 se caracterizan por tener el último electrón en un orbital s.
Los elementos de los grupos 3, 4, 5, 6 y 7 tienen el último electrón en un orbital p.
A estos elementos que están completando los orbitales “s” y “p” del último nivel se llaman elementos representativos o elementos típicos.
Los elementos de los grupos 1B al 8B se denominan elementos de transición. Todos ellos son metales. En cuanto a su configuración electrónica, son elementos que completan orbitales “d” del nivel n-1
Los lantánidos y actínidos se denominan elementos de transición interna y van llenando orbitales f del nivel n-2.
1.3- PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas propiedades que se repiten periódicamente.
Radio atómico
Se define como la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de un mismo átomo unidos por un enlace covalente puro. H2
A medida que bajamos por un grupo del Sistema Periódico el radio atómico (R.A.) aumenta porque aumenta el nº de niveles.
A lo largo de un periodo el radio atómico disminuye a medida que avanzamos por el periodo ya que va aumentando el nº de protones del núcleo y el de electrones de la corteza, pero los electrones están todos en el mismo nivel, con lo cual, al ser la carga del núcleo mayor atrae a los electrones con más fuerza, con lo que radio disminuye.
Radio iónico
Es el radio de un átomo que se ha convertido en un ion por pérdida o ganancia de electrones. Por lo demás, los radios iónicos varían a lo largo del S.P. igual que los radios atómicos, para iones con la misma carga. F- < Cl- < Br-. Na+ < K+ < Rb+
Para un mismo elemento el radio iónico aumenta al aumentar la carga negativa y disminuye al aumentar la positiva. X2+ < X+ < X < X- <X2-.
Para iones isoelectrónico (iones o átomos con el mismo número de electrones) tiene mayor radio el de menor número atómico: 20Ca2+ < 19K+ < 18Ar < 17Cl- < 16S2- Todos tienen 18 electrones.
Potencial o Energía de Ionización
Es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el electrón más débil retenido.
X(g) + Ei → X+(g) + e-
A lo largo de un periodo del S.P. el potencial de ionización aumenta debido a que a medida que nos vamos acercando a la derecha del S.P, los elementos tienen tendencia a captar electrones y no a cederlos (al aumentar la carga nuclear), por tanto la energía necesaria para arrancar un electrón será muy alta.
A lo largo de un grupo, el potencial de ionización disminuye ya que el electrón al estar más alejado del núcleo se encuentra menos atraído por éste.
La E. de ionización se expresa en “electrón-voltio”, “julios” o “kilojulios por mol”. 1 ev = 1´6. 10 -19 Julios.
Afinidad Electrónica
Es la energía que desprende un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental al captar un electrón, formándose un ion gaseoso con carga negativa. (Los gases nobles al tener completo el último nivel no ganan electrones).
X(g) + e- → X- (g)+ Af
La afinidad electrónica va disminuyendo de arriba a abajo a lo largo de un grupo. A lo largo de un periodo va aumentando de izquierda a derecha.
Esta propiedad es contraria a la energía de ionización y varia igual por idénticos motivos.
Los átomos de los elementos que tienen una energía de ionización baja tienden a ceder electrones, no a captarlos, por lo que presentan una afinidad electrónica baja
Los átomos de los elementos que tienen un potencial de ionización elevado tienden a captar electrones, no a cederlos, por lo que su afinidad electrónica es elevada.
Se mide en ev por átomo o en KJ por mol.
Electronegatividad
La define Pauling: Como la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones compartidos en el enlace. (Los gases nobles al tener completo el último nivel no forman enlaces)
La Electronegatividad varía igual que la afinidad electrónica y por los mismos motivos.
Carácter metálico
Los metales son aquellos elementos capaces de formar iones positivos (cationes) por tanto el carácter metálico es lo contrario que la electronegatividad y varía al contrario.
A lo largo de un grupo aumenta de arriba a abajo y a lo largo del periodo disminuye de izquierda a derecha.
El carácter metálico y no metálico de los elementos se define en función de su electronegatividad. Un elemento se considera metal si cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos. Por lo tanto, los metales son poco electronegativos (son electropositivos). Al contrario, los no metales ceden difícilmente los electrones y lo que tienden es a ganarlos, son pues, muy electronegativos. Los no metales ocupan la parte derecha y ángulo superior del S:P y los metales la parte izquierda y central del S.P.
Los gases nobles no manifiestan carácter metálico ni no metálico.
Hay una serie de elementos que están en la línea de separación de los metales y no metales, se llaman elementos semimetálicos.
El carácter metálico o no metálico de los elementos esta íntimamente unido a sus propiedades reductoras y oxidantes, así como el carácter ácido o básico de sus óxidos.
Los metales, por su tendencia a ceder electrones, son buenos reductores (se oxidan) aumentando el poder reductor igual que el carácter metálico.
Los metales tienden a formar óxidos básicos: Na2O + H2O → 2 NaOH Los no metales tienden a formar óxidos ácidos: CO2 + H2O → H2CO3
El Potencial de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad aumentan en la tabla periódica en el sentido de las flechas:
El radio atómico y el carácter metálico aumentan en la tabla periódica en el sentido de las flechas:
C- Enlace químico
0.- INTRODUCCIÓN
La unión de los átomos entre sí se realiza mediante el enlace químico. La causa de que se produzca el enlace es la búsqueda de la estabilidad. Los átomos tienden a la estructura de gas noble, y para ello ceden, captan o comparten electrones con otros átomos.
En general los enlaces pueden agruparse en dos grandes grupos:
• Enlaces intramoleculares o interatómicos: Estos son los que mantienen unidos entre sí a un conjunto de átomos para dar lugar a una molécula. Estos enlaces se subdividen en 3 grandes grupos: enlace iónico, covalente y metálico.
Es típico de la combinación de metales con no metales por transferencia de electrones del metal al no metal (NaCl, MgF2,…)
• Enlace covalente: Es característico de las uniones entre elementos no metálicos. La unión interatómica se debe a la compartición de pares de electrones entre átomos contiguos (HCl, H2O, H2…)
• Enlace metálico: Es típico de los metales. En este enlace también se comparten electrones, pero de una forma colectiva: entre todos los átomos que componen el metal (Cu, Al, Mg,…)
1.- Enlace iónico:
El enlace iónico, heteropolar o electrovalente, es el tipo de interacción más simple desde el punto de vista físico, procede de la atracción electrostática que se produce entre iones positivos e iones negativos.
Estos iones se forman por completa transferencia de electrones entre los átomos. La electrovalencia o valencia iónica es el número de electrones que gana o pierde un átomo. Ejemplo: Ca2+ electrovalencia = +2 (el átomo de calcio a perdido dos electrones); O 2-electrovalencia = -2 (el átomo de oxígeno a ganado dos electrones);
Este tipo de enlace se da entre elementos de muy diferente electronegatividad (unión de elementos metálicos con no metálicos)
La fuerza de atracción entre los iones viene dada por la Ley de Coulomb.
2 2
d e Z Z K
F= + −
El enlace iónico es un enlace no direccional y se caracteriza por formar redes cristalinas (ordenación en el espacio de los iones), por lo tanto son sólidos.
Los rayos X permiten conocer la posición de los iones en la red cristalina.
Índice de coordinación: El tipo de red iónica determina el índice de coordinación, es decir, el número de iones de signo opuesto que rodea a un ion dado. En la red tipo CsCl, el índice de
coordinación es 8:8 (ocho cationes rodean a un anión, y viceversa). En la red tipo NaCl, el índice de coordinación es 6:6.
El índice de coordinación así como el tipo de estructura en que cristaliza un compuesto iónico depende del tamaño de los iones y su carga.
Las estructuras más corrientes:
Tipo de red cristalina Índice de coordinación Compuesto representativo Cúbica centrada en el cuerpo 8 CsCl
Cúbica centrada en las caras 6 NaCl
1.1- Naturaleza del enlace iónico Energía Reticular:
Para el estudio de las estructuras cristalinas indicadas en el apartado anterior se
considera la hipótesis de Kossel, según la cual los iones son esferas rígidas y podrán rodearse de todos los iones que quepan a su alrededor. Sin embargo la experiencia nos dice que la idea de Kossel no es cierta del todo, pues si los iones fueran esferas rígidas la distancia de enlace do (distancia entre los núcleos de iones de signo contrario, do = r+ + r-) sería la mínima. Se comprueba que al ejercer una fuerza sobre los cristales estos se comprimen y cuando cesaba dicha presión, el cristal volvía a su posición inicial, lo que nos pone de manifiesto, que además de la fuerza electrostática de atracción entre los iones, existían otras fuerzas independientes de la carga de los iones que son repulsivas.
Energía Reticular o Energía de Red (U): La energía desprendida en la formación de un mol de un compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso
) n 1 1 ( d
AN e Z Z U
0 2
− −
= + −
A = constante de Madelung, que depende del tipo de red d0 = distancia de enlace
n= factor de compresibilidad, debido a que los iones no son esfera rígidas Z = carga de los iones
N = Número de Avogadro, por estar definida la energía reticular por mol
La energía reticular es la característica fundamental del enlace iónico. Cuanto mayor sea la carga de los iones y menor la distancia de enlace mayor será la energía reticular y más estables será el compuesto iónico
En la practica, para determinar la U, no se utiliza la formula dada. La U se determina mediante el ciclo de Born-Haber, que se basa en la Ley de Hees (El calor que interviene en una reacción química es el mismo, tanto si la reacción se verifica en una sola etapa, como si se realiza indirectamente en varios pasos.
La formación de un cristal puede hacerse por 2 caminos:
1. Por combinación directa de los elementos que forman el cristal. Se libera el calor de formación Qf.
2. A través de una serie de etapas:
• Sublimación del metal para obtener átomos gaseosos del mismo. Se necesita una energía Es. • Disociación del no metal para obtener átomos gaseosos del mismo. Se necesita una energía
Ed.
• Ionización de los átomos del metal. La energía necesaria es la Energía de Ionización Ei • Ionización de los átomos del no metal. Se libera una energía, Afinidad Electrónica AE. • Formación del cristal por atracción electrostática de los iones anteriores. Se desprende la
energía reticular Uo.
Ciclo de Born-Haber del cloruro sódico
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl(S)
-QF
+SNa + ½ DCll2
- Uo
+ EiNa
Na (g)) + Cl (g) Na+ (g) + Cl –(g)
– AECl
Donde: QF = calor de formación (Energía liberada en la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos)
S = sublimación (Energía necesaria que para pasar de sólido a estado gaseoso)
D = disociación (energía necesaria para romper los enlace entre los átomos de una molécula) PI = energía de ionización
AE = afinidad electrónica Uo = energía reticular
Explicación del enlace iónico mediante el cloruro de sodio ( NaCl)
En primer lugar hallamos las configuraciones electrónicas de los elementos que componen dicha sal: el cloro y el sodio.
Na (11) = 1s2 2s2 p6 3s1 Cl (17) = 1s2 2s2 p6 3s2 p5
Al cloro le falta 1 electrón para adquirir la configuración de gas noble y al sodio le sobra 1. Si el electrón que le sobra al sodio lo coge el cloro, los dos quedan convertidos en iones que se atraen eléctricamente constituyendo un enlace que en este caso es iónico, ya que se produce entre iones.
Ahora bien, no es corriente la interacción de solo dos iones pues la ionización se produce en muchos millones de átomos y por tanto se establecen en el espacio un gran conjunto de atracciones eléctricas que se orientan adecuadamente.
Un ion positivo se rodea del mayor nº posible de iones negativos e igualmente, uno negativo se rodea de positivos y como consecuencia, se consigue una estructura ordenada que recibe el nombre de cristal. Por tanto, como consecuencia del enlace iónico no se obtienen moléculas, se obtienen cristales iónicos.
Como ya se ha indicado se llama índice de coordinación al nº de iones de un signo que rodean a un ion de signo contrario.
Todo proceso que se realiza espontáneamente en la naturaleza ha de ir acompañado por una disminución de la energía potencial del sistema para que sea estable.
Por tanto, la unión entre el cloro y el sodio tendrá lugar espontáneamente solamente si el cloruro sódico formado tiene menor energía potencial que la que poseían en total el Cl y el Na antes de unirse; y como consecuencia de ello al formarse el enlace se libera energía. Esta energía liberada recibe el nombre de energía reticular. Se representa por Uo y es la misma energía que tendremos que darle a 1 mol de sustancia si queremos separar los iones que la forman.
Por tanto, un compuesto iónico será tanto mas estable cuanto mayor sea su energía reticular.
1.2- Propiedades de los compuestos iónicos
• Dureza: Debido a la fortaleza del enlace, éstos sólidos presentan una elevada resistencia a ser rayados. Tanto mayor cuanto mayor sea su energía reticular (menor sea la distancia de enlace y mayor la carga de los iones) NaCl > KI
• Fragilidad: Los sólidos iónicos son bastante frágiles ya que cuando actúan fuerzas exteriores sobre el cristal se produce un deslizamiento de un plano del cristal sobre otro lo que hace que se enfrenten iones del mismo signo. Esto provoca la aparición de fuerzas repulsivas que contribuyen a la fractura de dicho cristal.
• Solubilidad: Para disolver un compuesto iónico es necesario suministrar energía suficiente para vencer la energía reticular. Esa energía que vence a la reticular se denomina energía de hidratación si el disolvente es el agua o energía de solvatación si se trata de otro disolvente. Los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares como el agua, a pesar de su elevada energía reticular.
• Conductividad: Los iones están fijos dentro de la red, por lo que la inmovilidad de las cargas hace que los compuestos iónicos, en estado sólido, no sean conductores de la electricidad. En cambio en disolución o fundidos sí son conductores de la electricidad ya que los iones quedan libres.
• Puntos de fusión y ebullición: Estos son altos ya que el enlace iónico es fuerte.
• Dilatación Térmica: La dilatación térmica es un aumento de volumen, lo cual supone un aumento de la distancia de enlace. Cuanto mayor sea la energía reticular, mayor sera la térmica necesaria para provocar la dilatación.
2.- Enlace Covalente
Se produce este enlace entre átomos de electronegatividades parecidas y por tanto no se produce cesión de electrones de un átomo a otro ya que ambos átomos necesitan ganar electrones para adquirir la configuración de gas noble.
Este enlace se da fundamentalmente entre no metales y consiste en la compartición de electrones.
Parámetros físicos de las moléculas: Las moléculas son agregados de estructura fija y permanente formados por un número definido de átomos, unidos entre sí por enlaces covalentes, que tienen existencia independiente y estable (O2, NH3, H2O,…).Su fórmula química indica la composición exacta de la molécula y no puede simplificarse.
Las moléculas no son rígidas. En las moléculas los enlaces vibran (se alargan, se acortan y se flexionan). La amplitud de las vibraciones aumenta con la temperatura y si ésta es suficientemente alta, la vibración de un enlace puede provocar su rotura y la molécula se fracciona.
2.1-Teorías del enlace covalente:
2.1.1- Teoría de Lewis: La teoría de Lewis se basa en el modelo atómico de Bohr y consiste en dividir a los electrones en dos grupos: internos y de valencia. Los electrones compartidos mejoran la configuración electrónica de los átomos, pues hacen que coincidan con la de los gases nobles, que tienen ocho electrones en la última capa (salvo el Helio). Esta tendencia general es la llamada regla del octeto. Cada átomo se indica con su símbolo rodeado de unos puntos que representan los electrones del último nivel (capa de valencia). La fórmula o estructura de Lewis es una combinación de símbolos que representa un enlace químico, por compartición de electrones.
· · · · · · · ·
: Cl · + · Cl :-- > : Cl - Cl : (Cl2) · · · · · · · ·
· · · · · ·
Ejemplos: H - N - H (NH3) O = O (O2) | · · · ·
H · · · ·
Cada símbolo está rodeado por ocho electrones (regla del octeto), que corresponden a los electrones de valencia (último nivel), y que pueden estar, bien compartidos en enlaces covalentes (-), o bien no compartidos (:), también llamados solitarios o no enlazantes. La regla del octeto no es de utilidad general. Los elementos de transición cuando forman enlaces iónicos y covalentes incumplen de forma sistemática esta regla. Esto es debido a que el subnivel que se está completando es el d, con capacidad para otros 10 electrones.
• Octeto incompleto. Hipovalencia: Algunos elementos ligeros, especialmente el Be y B, tienen tendencia a quedar hipovalentes, o sea, con una estructura electrónica que no llega a la de gas noble. Incumplen la regla del octeto por defecto. Ejemplos:
· · · · · · · ·
: Cl – Be – Cl : (BeCl2) : F – B – F : (BF3) · · · · · · | · ·
: F : · ·
• Octeto expandido. Hipervalencia: En ciertas moléculas, el átomo central incumple la regla del octeto por exceso y tiene 10 o 12 electrones de valencia: el octeto está expandido. Decimos que el átomo está hipervalentes.
La hipervalencia sólo es posible en elementos del tercer periodo (P,S,Cl,…) Ejemplos:
(PCl5) (SF6)
Las estructuras de Lewis nos muestran que átomos están unidos entre sí y cuál es el orden de cada enlace, pero no indican la forma geométrica de las moléculas.
Enlace covalente coordinado o dativo: Un enlace covalente se denomina coordinado o dativo cuando el par de electrones compartido ha sido aportado por uno solo de los átomos; es decir, el OM del enlace procede del solapamiento de dos OA, de los cuales hay uno inicialmente lleno y otro vacío:
A + :B Æ A : B
Son ejemplos de este tipo de unión los siguientes compuestos: SO2, NH4+, H3O+
Longitud de enlace y multiplicidad: La longitud del enlace es la distancia media de separación entre los núcleos de los átomos enlazados. Cuanto mayor es el orden de un enlace, más fuertemente están enlazados los átomos y más próximos están los núcleos (un enlace múltiple tendrá menor longitud que uno sencillo).
2.1.2- Teoría de RPECV (Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia):
Ya dijimos que los diagramas de Lewis muestran una imagen de la estructura de la molécula, pero no reflejan su geometría molecular. Esta geometría se puede obtener mediante el método RPECV que se basa en simples consideraciones electrostáticas (no en la mecánica cuántica):
“Los pares de electrones no enlazante del átomo central distorsiona la geometría de la molécula”. Ejemplos: CCl4, NH3, H2O y SnCl2
Moléculas cuyo átomo central carece de pares de electrones solitarios: La aplicación del método RPECV es muy sencilla ya que la forma geométrica de la molécula coincide con la distribución de las nubes electrónicas.
Moléculas tipo AB4: Son sustancias tridimensionales, no planas. Las cuatro zonas electrónicas que rodean al átomo central se orientan en los vértices de un tetraedro. Ejemplos: CH4,CCl4. La molécula es tetraédrica con ángulos de enlace de 109º
CCl4 (Geometría Tetraédrica, ángulo de enlace 109º)
Moléculas cuyo átomo central tienen pares de electrones solitarios: En este caso, la geometría molecular no coincide con la distribución de las nubes electrónica.
Si usamos el símbolo E para describir los pares de electrones solitarios del átomo central, tendríamos, por ejemplo, para el caso AB2E el SnCl2, para el caso AB3E podríamos considerar los casos del NH3 y para el caso de AB2E2 nos serviría el H2O.
NH3 (Geometría Piramidal, ángulo de enlace 107º)
H2O (Geometría Angular, ángulo de enlace 104º)
2.1.3- Teoría del enlace de valencia (TEV): Las teorías modernas del enlace emplean la mecánica cuántica y el papel que desempeña el concepto de orbital. En la TEV, la molécula es entendida como un conjunto de átomos enlazados. Consiste en el desarrollo cuántico natural de la teoría de Lewis.
Los enlaces se forman como consecuencia del solapamiento de los orbitales atómicos (OA) con un solo electrón.. Es un enlace direccional; para que el proceso sea favorable, los OA que solapan espacialmente han de tener electrones desapareados y con espines opuestos.
En el caso del H2. Como consecuencia del solapamiento de las nubes electrónicas de cada átomo de H, se forma un OM, donde se aloja la pareja de electrones apareados, que son compartidos por los átomos que se unen.
• Simetría de los orbitales moleculares: En la TEV, los orbitales moleculares se forman por solapamiento de los OA. La simetría de estos OM depende de qué orbitales atómicos participen de qué forma solapen. Existen dos posibilidades:
Enlace tipo sigma (σ): La línea que une los núcleos actúa como un eje de simetría para el OM. Esta situación se da cuando los orbitales atómicos solapan frontalmente.
Enlace tipo pi (π): Ocurre cuando los OA solapan lateralmente. El plano de simetría, en el cual la probabilidad de encontrar al electrón es nula, se denomina plano nodal.
Para la formación de enlaces múltiples, se necesita que varios OA de un átomo solapen simultáneamente con otros tantos OA de un segundo átomo; pero la forma y tamaño de los OA hacen que no pueda haber más de un solapamiento frontal. Este solapamiento origina un OM tipo σ (que es el más favorable energéticamente y el único existente en enlaces sencillos) y varios OM de tipo π que son los responsables de los enlaces múltiples. Por eso, cuando existen enlaces múltiples, el primero de los pares de electrones compartidos se aloja en un OM de tipo σ, pero los siguientes se alojan en OM de tipo π. Este caso se da en las moléculas de O2 y N2.
Valencia química y promoción: La valencia de un elemento químico es la capacidad que tienen sus átomos para enlazarse con otros. La valencia iónica (Electrovalencia) es la valencia de un elemento cuando forma compuestos iónicos. Tiene signo, ya que nos indica la carga de los iones estables que forma ese elemento. Por ejemplo, el potasio (+1), el hierro (+2,+3), Con frecuencia, la valencia iónica indica cuántos electrones le faltan o le sobran a un elemento para alcanzar la configuración de gas noble. Los metales de transición incumplen habitualmente este criterio.
La valencia covalente o covalencia indica cuántos enlaces covalentes forma un elemento, es decir, cuántos pares de electrones comparte o pueden compartir. Esta valencia, que no tiene signo, coincide con el número de electrones desapareados que tiene el átomo antes de enlazarse. Así, por ejemplo, las covalencias de F, el O y el N serán respectivamente, 1, 2 y 3.
La TEV resuelve esta anomalía con el concepto de promoción, según el cual un átomo podrá promocionar electrones a un nivel energético superior si la energía necesaria que debe adquirir no es muy elevada y “la devuelve” cuando se forman los enlaces. Es decir: La promoción solo es posible a orbitales energéticamente próximos, o sea, de la misma capa electrónica. Los elementos del tercer periodo y siguientes muestran más covalencias que los del segundo, porque disponen de los orbitales d para promocionar electrones. Por eso el azufre (Z=16): [Ar] 2s2p4, presenta covalencias 2, 4 y 6, y el oxígeno, no.
2.1.4- Teoría de la hibridación de orbitales atómicos: La combinación de la teoría de Lewis con el método RPECV permite predecir con muy buena aproximación la estructura electrónica y la configuración geométrica de moléculas. Sin embargo, este método tiene dos carencias. En primer lugar, es un tratamiento cualitativo; es decir, no sirve para realizar cálculos matemáticos de las energías, longitudes y ángulos de enlace. Pero, además, al no estar basado en la mecánica cuántica, sino en simples consideraciones electrostáticas, no utiliza un concepto cuántico fundamental: los orbitales.Ya vimos que la TEV es una teoría cuántico del enlace químico, que justifica la formación del enlace covalente por medio del solapamiento favorable de dos orbitales atómicos que contienen electrones desapareados. Para explicar la geometría molecular esta teoría usa como herramienta fundamental el concepto de orbital híbrido. Los orbitales híbridos se forman por combinación de los orbitales atómicos
TIPOS DE HIBRIDACIONES:
Hibridación sp o lineal o plana, ángulo de enlace 180º ejemplo BeCl2 Hibridación sp² o triangular, ángulo de enlace 120, ejemplo BCl3 Hibridación sp³ o tetraédrica, ángulo de enlace 109º, ejemplo CH4
Hibridación sp
Consideremos la molécula de BeF2. La configuración electrónica del átomo central, Be: 1s22s2, parece que no permite la formación de enlace por la falta de electrones desapareados; pero la cercanía energética de los orbitales 2s y 2p permite la promoción electrónica de un orbital a otro:
BeF2 F 1s2 2s2p5
Be 1s2 2s2
Hibridación de orbitales
Ahora, el átomo de berilio sí puede formar dos enlaces covalentes con sendos átomos de Cl. Sin embargo, estos dos enlaces Be-Cl no serían idénticos, ya que no solapa de la misma manera un orbital s que un orbital p. Sin embargo los datos experimentales revelan que los dos enlaces Be-Cl son idénticos y que el ángulo de enlace Cl-Be-Cl vale exactamente 180º.
Be Orbitales sp híbridos
Orbitales p
Para resolver eso la TEV supone que el átomo Be no usa los orbitales atómicos puros 2s y 2p, sino un nuevo tipo de orbitales atómicos, llamados orbitales híbridos, que proceden de la combinación de ambos. Como en este caso combinamos un orbital s y uno p, los nuevos orbitales se denominan híbridos sp. Todos los orbitales de un mismo tipo son idénticos en energía y forma. Los orbitales híbridos son altamente direccionales, o sea, la zona con alta densidad electrónica está muy concentrada en una determinada dirección. Por tanto, solapan muy eficazmente con orbitales atómicos ( o híbridos) de otro átomo y los enlaces que se obtienen con ellos son más fuertes que utilizando orbitales atómicos puros.
En el caso de los elementos del segundo periodo, la combinación de los orbitales 2s y 2p origina tres posibles tipos de orbitales híbridos: sp, sp2 y sp3.
La hibridación sp3 es fundamental en la química del carbono, ya que es la más frecuente en este elemento. La combinación del orbital 2s y los tres orbitales 2p del C origina cuatro orbitales híbridos sp3. Por ejemplo, podemos explicar la formación del metano:
Hibridación sp3
Promoción hibridación CH4 C 1s2 2s2p2
1 orbital s 3 orbitales p
4 orbitales sp3
(distribución tetraédrica)
Un ejemplo de la hibridación sp2 lo tenemos en el átomo de boro cuando forma la molécula BF3:
Hibridación sp2
BF3 Promoción hibridación B 1s2 2s2p1
1 orbital s 2 orbitales p
3 orbitales sp2
Los elementos del tercer periodo y siguientes disponen, también, de los orbitales d para la formación de enlaces, porque la promoción de electrones a estos resulta accesible. Podemos obtener hibridaciones del tipo: PCl5 bipirámide trigonal sp3d; SCl6 octaédrica sp3d2
•Aplicación a enlaces múltiples: La teoría de la hibridación también se aplica a la formación de enlaces covalentes múltiples, siendo los casos más importantes los que se dan entre átomos de carbono.
Como regla general podemos decir que en los enlaces dobles aislados se utiliza hibridación sp2, y que los enlaces triples y los enlaces dobles consecutivos requieren híbridos de tipo sp.
En la siguiente figura se indican los tres tipos de enlaces covalentes de la molécula de etileno: un enlace σ (solapamiento Csp2-Csp2), un enlace σ
(solapamiento Csp2-H1s) y el enlace π (solapamiento Cp-Cp):
Etileno CH2=CH2 Hibridación sp2
Promoción hibridación
Acetileno CH≡CH Hibridación sp
El acetileno es un gas de fórmula molecular C2H2. La molécula de acetileno es lineal y se puede explicar admitiendo que cada átomo de carbono presenta una hibridación sp. Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital atómico 2s con un orbital atómico 2p, quedando sin hibridizar los otros dos orbitales atómicos 2p. Para
El solapamiento frontal de dos orbitales híbridos sp genera el enlace σ C-C de la molécula de acetileno. Los dos orbitales híbridos sp restantes se solapan con los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno para dar lugar a dos enlaces covalentes C-H de tipo σ. El sistema de orbitales σ de la molécula de acetileno se indica a continuación:
Sobre cada átomo de carbono quedan dos orbitales atómicos p que se solapan lateralmente para dar lugar a dos enlaces de tipo
Los tres tipos de enlaces que constituyen la molécula de acetileno, enlace σ (solapamiento Csp-Csp), enlace σ (solapamiento Csp-H1s) y enlaces π (solapamiento Cp-Cp) se representan en la figura que se da a continuación:
En el caso de los heteronucleares, la nube electrónica se deforma, es asimétrica y hay excesos y defectos de carga negativa. En este caso, decimos que el enlace covalente es polar. Ejemplo HCl
La magnitud física que mide la polaridad se llama momento dipolar,
La electronegatividad nos permite predecir si un enlace covalente va a ser polar o no. Si los átomos que se unen tienen electronegatividades similares, el enlace es apolar; si no polar. Si los átomos son iguales el enlace es no polar (O2, H2, Cl2) y si son diferente el enlace es polar (HCl, CO)
2.3.- Polaridad de la molécula: Decimos que una molécula es apolar cuando no contiene polos eléctricos. Esto ocurre cuando el centro geométrico de la distribución de las cargas positivas coincide con el de las cargas negativas. Esto ocurre por ejemplo en el caso de las moléculas biatómicas homonucleares (H2, O2, …) y en otras muchas poliatómicas (CO2., BeCl2, CO2, CH4, …)
Para que una molécula sea polar, es imprescindible (pero no suficiente) que contenga enlaces covalentes polarizados. Por ejemplo, un caso sencillo sería el HCl. Los enlaces covalentes se caracterizan, como ya dijimos, por el momento dipolar. Aunque el vector va dirigido de la carga negativa del dipolo hacia la carga positiva, sin embargo, es costumbre representar gráficamente los momentos bipolares de los enlaces con sentido opuesto, ya que así se pone más énfasis en mostrar hacia qué átomo se han desplazado los electrones del enlace. Para evitar confusiones, los vectores utilizados comienzan con un signo +, que nos recuerda que la flecha se dirige de la zona positiva hacia la zona negativa.
Una molécula diatómica es polar siempre que su enlace covalente lo sea; sin embargo, en moléculas triatómicas y superiores, la presencia de enlaces polares no garantiza que la molécula en conjunto lo sea. Esto es debido a que, al tratarse de una magnitud física vectorial, los momentos bipolares de varios enlaces pueden anularse mutuamente (por ejemplo en el CO2, o el BF3).
NH3 CO2
µ = 0 D µ= 1.47 D
H2O CCl4
2.4.- Propiedades de los compuestos covalentes
Los compuestos covalentes son normalmente gaseosos o líquidos. Sin embargo los sólidos formados por redes covalentes son sustancias duras y de alto punto de fusión y de ebullición. Tales son el diamante, el carburo de silicio y la sílice (dióxido de silicio).
2.4.1- Propiedades de las sustancias moleculares: Son sustancias moleculares aquellas constituidas por moléculas, unidas entre sí por fuerzas intermoleculares. Se incluyen a los gases nobles. Como las fuerzas intermoleculares son débiles, la agitación térmica de las moléculas es suficiente para desordenarlas y separarlas, incluso a bajas temperaturas. Luego, los puntos de fusión y ebullición son bajos o muy bajos. A temperaturas ambiente, todos los gases y líquidos que usamos habitualmente, con la excepción del mercurio, son sustancias moleculares puras o disoluciones en las que el disolvente es molecular.
Los compuestos covalentes suelen ser insolubles en agua con algunas excepciones como los alcoholes y los azúcares. Sin embargo los compuestos covalentes son solubles en disolventes orgánicos. Estos compuestos son malos conductores de la electricidad por no tener electrones libres.
Propiedades de los sólidos moleculares: Cuando las moléculas son lo suficientemente grandes, las fuerzas intermoleculares que las mantienen unidas son tan intensas que estas sustancias son sólidas a temperatura ambiente (I2, S8, glucosa,…).Los sólidos moleculares presentan baja densidad, son blandos y frágiles, además de malos conductores del calor y la electricidad.
2.4.2-Propiedades de los compuestos covalentes que forman redes atómicas:
En este segundo grupo de sustancias covalentes no hay moléculas. Los átomos conforman una red tridimensional perfectamente ordenada que se llama cristal covalente. Pertenecen a este grupo las dos formas cristalinas de carbono puro, grafito y diamante y SiO2 En estas sustancias no hay electrones libres. Los electrones de valencia están compartidos en los fuertes enlaces covalentes localizados que unen a los átomos. Las propiedades más importantes son las siguientes: (sólidos covalentes), los que tienen redes tridimensionales, como el diamante, son muy duros, son muy rígidos y su estructura no permite la deformación así a grandes presiones se fracturan, en general son buenos aislantes eléctricos y malos conductores del calor y son insolubles en todo tipo de disolventes, polares y apolares.
3.- Enlace metálico:
Los enlaces de los metales no pueden explicarse con los tipos de enlace estudiados hasta ahora. Se requiere una forma diferente de unión química denominada enlace metálico. Por otra parte, los metales son un grupo muy homogéneo de sustancia con un gran número de propiedades en común, la más llamativa de las cuales es la conductividad eléctrica. Por eso, se han propuesto diversos modelos para este tipo de enlace químico.
• Modelo del gas de electrones: Las hipótesis del modelo son:
Los átomos del metal ionizados por la pérdida de sus electrones de valencia, se han convertido en cationes de forma esférica.
Los electrones de valencia, que ya no pertenecen a cada átomo sino al cristal entero, rodean la red positiva como si fueran un gas, nube o mar de electrones y neutralizan la carga positiva.
El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red catiónica, pero no puede escapar de ella por su potencial eléctrico atractivo.
En el enlace metálico se puede considerar como una aglomeración de iones positivos formando una red catiónica, y entorno a los cationes se mueven los electrones libres de valencia (nube o gas electrónico)
Los elementos que forman este tipo de enlaces son los Metales, que se caracterizan por tener baja energía de ionización (pueden ceder con facilidad electrones) y orbitales de valencia vacíos (que permiten la movilidad de los electrones)
Tienen elevado índice de coordinación, por lo que la mayoría tiene alta densidad. Mg = Red hexagonal compacta índice de coordinación =12
Cu = Red cúbica centrada en las caras, índice de coordinación = 12
Este modelo tan simple, se aplica a los elementos con baja energía de ionización. Para el resto debemos tener en cuenta otros modelos cuánticos como el de teoría de bandas.
3.1-Propiedades del enlace metálico
• El enlace metálico existe solamente en los estados sólido y líquido desapareciendo en el estado gaseoso en donde los metales se encuentran en forma de átomos.
• Conductividad eléctrica alta debido a la existencia de electrones libres.
• Conductividad térmica alta ya que el calor produce un aumento de la energía cinética de los electrones y al estar éstos libres transmiten la energía a todo el metal.
• Densidad alta debido a que los iones metálicos se encuentran empaquetados en unas estructuras que ocupan poco espacio, por su alto índice de coordinación.
m d = — V
• Puntos de fusión y de ebullición elevados ya que el enlace es fuerte. • Poseen brillo metálico
• Suelen ser dúctiles (propiedad de estirarse en forma de hilos) y maleables (pueden formar láminas)
• La dureza es media y baja.
• Los puntos de fusión son muy variables, pero la mayoría de los metales tienen puntos de fusión altos.
4.- Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son aquellas que mantienen unidas a las moléculas de los distintos compuestos. Son más débiles que las intramoleculares.
Dentro de ellas tenemos:
• Enlace por puente de hidrógeno o Enlace de hidrógeno
Cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo más electronegativo que él como el oxígeno, flúor o nitrógeno, el par de electrones del enlace covalente está atraído por el átomo más electronegativo produciéndose una polarización del enlace. Esto proporciona una carga parcial positiva al hidrógeno y una carga parcial negativa al otro átomo.
Como consecuencia de estas cargas se establece una atracción eléctrica entre el hidrógeno de una molécula y el átomo electronegativo de una molécula vecina.
Esta atracción eléctrica débil constituye el enlace por puentes de hidrógeno, y es la causa de que las moléculas de H2O, NH3 y HF se polimericen (un polímero es la unión de muchas moléculas)
Vamos a ver como ejemplo la molécula de ácido fluorhídrico:
δ+ δ - δ+ δ - δ+ δ - δ+ δ -H - F ... -H - F ...-H - F ...-H - F
Ejercicios: 1) Indica cuales de los siguientes compuesto tiene enlace de hidrógeno: CH4, BH3, H2S, CH3-NH2, H2Se, H2Te, CO, H2O
2) Las temperaturas de ebullición de los hidruros del grupo del oxígeno son:
H2O = 100 ºC; H2S = -60 ºC; H2Se = -42 ºC; H2Te = -1,8 ºC, lo que nos indica que todas las sustancia son gases a temperatura ambiente menos H2O. ¿Por qué?
• Enlaces por fuerzas de Van Der Waals
El resto de las moléculas covalentes se unen entre sí por el enlace intermolecular denominado “fuerzas de Van Der Waals”.
Estas fuerzas son de tipo eléctrico y son débiles. Unen entre sí a moléculas covalentes polares o que se han polarizado, con lo cual la parte negativa de una molécula se aproxima a la parte positiva de otra molécula atrayéndose débilmente y originando el enlace por fuerzas de Van Der Waals.
Por ejemplo, la entalpía de vaporización del cloro es 21kJ/mol mientras que disociar el átomo de cloro implica una energía de 242kJ/mol, en el caso del agua su entalpía de vaporización es de 41kJ/mol, mientras que la rotura de los dos enlaces H-O necesita de una energía de 930kJ/mol.
Las fuerzas de Van Der Waals, pueden ser de tres tipos:
2- Fuerzas de inducción: Atracción entre moléculas polares y no polares. Son fuerzas entre dipolos permanentes y dipolos inducidos. Ejemplo HCl …..Cl2
3- Fuerzas de Dispersión: Atracción entre moléculas no polares. Son fuerzas entre dipolos instantáneos. Ejemplo Cl2 …. Cl2
En general las Fuerzas de Van Der Waals son muy débiles y estas fuerzas aumentan con el volumen de la molécula, las moléculas más voluminosas se deforman mejor (formando dipolos más fuertes)
Ejercicio: Ordenar razonadamente de menor a mayor las temperaturas de ebullición de los siguientes compuestos: H2Te, H2S, H2Se,
Ejercicios:
1.- Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos.
b) Un electrón de cierto átomo presenta los números cuánticos (3, 2, -3, 1/2).
c) Los iones 802-,9F-,y 13Al3+ presentan el mismo número de electrones y ,por tanto tienen la misma Energía de ionización.
d) Una molécula con enlaces polares no siempre es polar.
2.- A partir de los elementos de números atómicos 12, 17 y 37. Responde a las cuestiones siguientes: a) ¿Qué elementos son: nombre, símbolo, familia y periodo?
b) ¿Cuántos electrones desapareados tiene cada uno de ellos en su estado fundamental? c) ¿Cuáles serían los iones más estables que se obtendrían a partir de los mismos? d) ¿Cuál es el más electronegativo?
3.- Teniendo en cuenta los datos recogidos en la tabla adjunta, referente a los átomos de tres elementos desconocidos: X, Y, Z. Indica:
ELEMENTO
ELEMENTO Z A
X 5 11 Y 19 39 Z 35 80
a) La composición de los núcleos de X e Y.
b) Las configuraciones electrónicas de X y Z, de que elementos se tratan. c) Dos posibles isótopos de Y. Represéntalos.
d) El tipo de enlace y la fórmula más probable de la unión de X con Z.
4.- Dados los elementos A(Z=19), B(Z=35) y C(Z=38). Se pide: a) ¿Qué elementos son: nombre, familia y periodo?. b) ¿Qué iones más estables formarían cada uno de ellos?. c) ¿Cuál de ellos es el más electronegativo?.
d) ¿Cuál de ellos tendría mayor radio atómico?.
5- Indica, de forma razonada, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Los números cuánticos (2,2,0,1/2) representan un orbital 2s.
b) El radio de un elemento A es siempre menor que el radio de su ion A+.
6) De las siguientes configuraciones electrónicas indicar las que son permitidas, la que corresponda a su estado fundamental, a un estado excitado y las que sean de un mismo elemento:
a) 1s22s22p7 b) 1s22s23p1 c) 1s22s22p1
7) Indicar los cuatro números cuánticos del electrón diferencial del orbital 4d7
