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U.D. 4 - EL ENLACE QUÍMICO UD 4 -

FISICA Y QUÍMICA. 1º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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FÍSICA Y QUÍMICA. 1º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 4

EL ENLACE QUÍMICO

PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD DIDÁCTICA Conocida la composición de los átomos y la tendencia de éstos a la estabilidad mediante la pérdida o

ganancia de electrones, el planteamiento que nos podemos hacer a continuación es: ¿Por qué y cómo

aparecen las fuerzas de unión entre los átomos para que se formen las diferentes sustancias?

A estas fuerzas entre los átomos se les llama enlaces químicos y la teoría que estudia las mismas Teoría

del Enlace Químico.

En esta unidad didáctica verás cómo, según el tipo de átomos que se unan, el enlace químico puede recibir

alguno de estos tres nombres: enlace iónico, enlace covalente o enlace metálico.

Cada uno de los tres enlaces mencionados da origen a estructuras distintas: red iónica el enlace iónico,

molécula el enlace covalente (en unos pocos casos cristal covalente) y red metálica el enlace metálico.

Las propiedades de las diferentes sustancias (como punto de fusión y ebullición, solubilidad en agua o

conductividad eléctrica) están directamente relacionadas con el tipo de enlace que hay entre sus átomos.

En estas propiedades interviene directamente la diferencia de electronegatividad que existe entre dichos

átomos.

APARTADOS DE LA UNIDAD DIDÁCTICA:

1.- EL ENLACE QUÍMICO. INTRODUCCIÓN

2.- REGLA DEL OCTETO. VALENCIA IÓNICA

3.- TIPOS DE ENLACE QUÍMICO (TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO)

4.- ENLACE IÓNICO. REDES IÓNICAS

5.- ENLACE COVALENTE. ORBITALES MOLECULARES. MOLÉCULAS

5.1. EL ENLACE COVALENTE. LOS ENLACES SENCILLOS, DOBLES Y TRIPLES

5.2. LOS DIAGRAMAS DE LEWIS

5.3. LA TEORÍA DE LA VALENCIA COVALENTE

5.4. EL ORBITAL MOLECULAR

6.- ENLACE METÁLICO. REDES METÁLICAS.

7.- ENLACE COVALENTE Y ELECTRONEGATIVIDAD.

8.- FUERZAS INTERMOLECULARES

9.- PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE ENTRE SUS ÁTOMOS

9.1 - SOLUBILIDAD EN AGUA

9.2 - CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA

9.3 - TEMPERATURA DE FUSIÓN



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1.- EL ENLACE QUÍMICO. INTRODUCCIÓN

¿QUÉ TENEMOS QUE APRENDER?

Las razones que tenemos para introducir la teoría del enlace químico.

Como hemos visto en el tema 2, La Teoría Cinética nos dice que las diferentes sustancias existentes están formadas por partículas que son características para cada una de dichas sustancias, y que, según sea la disposición de dichas partículas, así será el estado de agregación en el que se encuentre la sustancia. De esta forma, una sustancia se encuentra:

en estado sólido cuando sus partículas están dispuestas en posiciones fijas, en estado líquido cuando sus partículas pueden deslizarse unas sobre otras, aunque la distancia media

entre las mismas permanece invariable, en estado gaseoso cuando las partículas tienen gran libertad de movimiento, lo que les permite ocupar

todo el volumen del recipiente que las contiene.

Si estudiamos la composición de una sustancia pura en estado sólido comprobaremos que en ella se encuentran átomos fuertemente unidos entre sí, lo que explica que dichos átomos ocupen esas posiciones fijas.

Así, por ejemplo, en la sal común (sólida en condiciones normales de presión y temperatura) nos encontramos con que los átomos que la constituyen son el sodio y el cloro en una proporción constante de uno a uno (NaCl); en el mármol los átomos son de calcio, de carbono y de oxígeno en una proporción siempre constante de 1:1:3 (CaCO3); o que el hierro (Fe) está formado por átomos del mismo elemento químico al igual que el resto de metales, como el aluminio (Al), el cobre (Cu) o el oro (Au). En todos los casos tiene que haber una explicación al hecho de que dichos átomos ocupen estas posiciones fijas, a que existan fuerzas de atracción suficientemente grandes entre los mismos para que permanezcan unidos.

También podemos hacer un estudio de las sustancias que se encuentran en estado líquido en condiciones normales y determinar cómo es la partícula que caracteriza a cada una.

Así la partícula que caracteriza al agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O); la que caracteriza al agua oxigenada por dos de hidrógeno y dos de oxígeno (H2O2); las del ácido sulfúrico por dos átomos de hidrógeno, uno de azufre y cuatro de oxígeno (H2SO4) o las del alcohol etílico por dos átomos de carbono, seis de hidrógeno y uno de oxígeno (C2H6O). En estos casos tiene que existir una explicación al hecho de que los átomos que forman las partículas características (moléculas) de estas sustancias estén fuertemente unidos entre sí, y al hecho de que entre unas moléculas y otras existan también fuerzas de atracción, aunque más débiles, que hagan que dichas moléculas puedan deslizarse unas sobre otras pero no separarse.

Incluso podemos determinar cómo son las partículas características de las sustancias que se encuentran en estado gaseoso en condiciones normales de presión y temperatura, y podemos comprobar cómo, en la mayoría de ellos, estas partículas están formadas por más de un átomo, fuertemente unidos entre sí, aunque entre las partículas las fuerzas de atracción sean prácticamente nulas.

Así, el gas oxígeno está formado por partículas (todas iguales que llamamos moléculas) que tienen cada una de ellas dos átomos de oxígeno fuertemente unidos entre sí (O2); las moléculas del dióxido de carbono están formadas por la unión de tres átomos: uno de carbono y dos de oxígeno (CO2); las de metano por un átomo de carbono y cuatro de hidrógeno (CH4) o las de amoniaco por uno de nitrógeno y tres de hidrógeno (NH3). Sólo las partículas características de los gases nobles están formadas por un sólo átomo (monoatómicas). También, para todos estos casos, se debe de encontrar una explicación que determine porqué los átomos de cada una de estas partículas están fuertemente unidos y porqué entre las partículas apenas aparecen fuerzas de atracción, lo que permite que las partículas se muevan libremente.

La teoría que nos permite explicar todo lo apuntado en los apartados anteriores es la TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO.

La teoría del enlace químico se basó en una regla de comportamiento que se comprobó en los átomos de todos los elementos químicos y que se llamó regla del octeto.



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2.- REGLA DEL OCTETO. VALENCIA IÓNICA


Cuál es la configuración electrónica estable y la regla del octeto.

La definición de valencia iónica.

La forma de determinar la valencia iónica de un elemento conociendo la configuración

electrónica de sus átomos.

Al estudiar el comportamiento de los átomos de los diferentes elementos químicos se observó que los átomos de los llamados gases nobles nunca se unían con otros átomos para formar compuestos químicos e, incluso, ni siquiera se unían entre ellos para formar estructuras. Eran gases “monoatómicos” o, lo que es lo mismo, sus partículas características estaban formadas por un solo átomo, y entre los diferentes átomos no surgían fuerzas de atracción, por lo que eran gases.

Teniendo en cuenta que el comportamiento químico de los átomos estaba íntimamente relacionado con la configuración electrónica que poseían dichos átomos se procedió a estudiar esa configuración electrónica y se observó que menos en el primero de ellos, el Helio, que tiene configuración 1s2, el resto coincide en la distribución de los átomos más energéticos: todos terminan en s2p6.

Además se comprobó que los átomos de todos los elementos químicos tienden a formar iones, es decir a ganar o perder electrones: todos menos los gases nobles. Estos últimos nunca forman iones, siempre están en estado neutro.

Y, es más, se comprobó que el número de electrones que tendían a perder o ganar los otros átomos no era un número cualquiera, sino que perdían o ganaban un número tal que la nueva configuración electrónica coincidía con la del gas noble que estuviera más cerca en la tabla periódica: todos tendían a terminar en una configuración s2p6, excepto los cercanos al helio que tendían a terminar en 1s2.

Por ejemplo, el sodio:

El sodio es el elemento cuyo número atómico es 11. En estado neutro el sodio tiene la siguiente configuración electrónica:

1s2 2s2 2p6 3s1

Su lugar en la tabla por tanto es el período 3 y la columna primera (s1). El sodio sin embargo tiene una clara tendencia a formar cationes con carga eléctrica +1, o, lo que es lo mismo, a perder un electrón.

El electrón que se pierde es lógicamente el más energético ya que los que quedan, en este caso 10, tienen que ocupar los valores energéticos más bajos que les sean posibles.

¿Cuál es por tanto la nueva configuración electrónica del sodio, ahora como catión?

1s2 2s2 2p6

¡Precisamente la del gas noble más cercano, el Neón!

Otro ejemplo, el cloro:

El cloro es el elemento cuyo número atómico es 17. En estado neutro el cloro tiene la siguiente configuración electrónica:

1s2 2s2 2p6 3s23p5

Su lugar en la tabla es el período 3 y la columna la anteúltima (p5).

¿Qué tipo de ion crees que tiene tendencia a formar el cloro?

¡Exactamente! Un anión con carga –1. Tiende a ganar un electrón y así su configuración electrónica, con un electrón más es:

1s2 2s2 2p6 3s23p6

¡La del gas noble que tiene a continuación, el Argón!



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Como ya habrás averiguado todos los elementos de la misma columna que el sodio (los alcalinos) formar cationes con carga +1 y todos los de la familia del cloro (los halógenos) forman aniones con carga –1.

¿Y los alcalino-térreos? Todos terminan en s2. ¿Qué tendencia tendrán? Si pierden dos electrones quedarían con s2p6 en su último nivel. Pero también ocurriría lo mismo si ganasen seis. Sin embargo comprenderás que es más fácil perder dos electrones que ganar seis. Por eso todos los alcalino-térreos tienden a formar cationes con carga +2.

¡Y todos los anfígenos (la familia del oxígeno y del azufre) forman aniones con carga –2! ...

¡Y por eso los gases nobles ni ganan ni pierden electrones, porque ya tienen la configuración s2p6!

Se llegó por tanto a la conclusión que la configuración s2p6 en el último nivel es una configuración electrónica especial, le da estabilidad a los átomos y la buscan ganando o perdiendo electrones.

Si al ganar electrones el átomo se acerca a esa configuración, tendrá una cierta facilidad para ganarlos; al contrario, si es perdiendo electrones como se acerca más a esa configuración tendrá tendencia a perderlos y por tanto muy escasa facilidad para ganarlos. Si nos encontramos a la izquierda del sistema periódico, al perder estos electrones, un átomo se va acercando a esa configuración, sin embargo si nos encontramos a la derecha el ganar electrones será la forma de acercarse a dicha configuración electrónica estable.

La REGLA DEL OCTETO afirma que la capacidad de combinación de los átomos de los elementos se mide por su tendencia a adquirir la configuración electrónica externa de gas noble, con ocho electrones de valencia u octeto (excepto en el nivel 1 que son sólo dos electrones).

Recuerda: los átomos a la izquierda de la línea en zigzag de la tabla periódica les llamamos metales porque tienden a formar cationes, los de la derecha no metales porque tienden a formar aniones, y los de la última columna, los gases nobles no forman ni cationes ni aniones.

Recuerda la unidad didáctica anterior: Precisamente llamamos ELECTROVALENCIA o VALENCIA IÓNICA de un elemento químico a la carga eléctrica que adquieren los átomos de ese elemento cuando ganan o pierden electrones para así conseguir la configuración electrónica estable s2p6 en su última capa. Como los metales tienen tendencia a perder electrones y adquirir así carga positiva, la valencia iónica de éstos es positiva. Como los no metales tienen tendencia a ganar electrones la valencia iónica de éstos será siempre negativa

CONTESTA Y REPASA

4.1. ¿Qué es lo que afirma la regla del octeto?

3.- TIPOS DE ENLACE QUÍMICO (TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO)


Cuáles son los enlaces químicos que existen y porqué son tres tipos.

Como quedó indicado en el primer apartado del tema la teoría del enlace químico determina cómo y por qué se producen las uniones entre los átomos que componen las distintas sustancias, por qué cada sustancia pura se distingue por una determinada y fija combinación de átomos, por qué una vez formadas las agrupaciones de átomos características de algunas sustancia (agrupaciones que hemos llamado moléculas) entre dichas agrupaciones aparecen en algunos casos fuerzas de atracción más o menos fuertes (caso de las del agua, del agua oxigenada, del alcohol o del ácido sulfúrico) y en otros casos las fuerzas son prácticamente nulas (casos del oxígeno, el dióxido de carbono, el metano o el amoniaco), y además, nos tiene que explicar el hecho de que cada sustancia pura tenga siempre las mismas propiedades fijas e invariables (algunas de las propiedades que tienen que ser explicadas son: el punto de fusión, el punto de ebullición, el estado de agregación, la solubilidad o la conductividad de la corriente eléctrica).

Precisamente a las uniones o fuerzas que hay entre los átomos para formar una sustancia estable las llamamos ENLACES QUÍMICOS.



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Teniendo en cuenta que los elementos químicos que tienden a establecer enlaces o uniones entre sus átomos los podemos dividir en dos grandes grupos con tendencias diferentes, metales y no metales (ya que los gases nobles no forman enlaces) y que las sustancias puras se caracterizan por la combinación de metales con no metales (como es el caso de la sal común NaCl, o del carbonato de potasio K2CO3) ; de no metales entre sí (como es el caso del agua : H2O, o del ácido sulfúrico : H2SO4, o, incluso, de la molécula de oxígeno O2) ; o de metales entre sí (un trozo de hierro, Fe, tiene sólo átomos metálicos fuertemente unidos entre sí), la teoría del enlace químico se divide en tres apartados que nos explican los tres tipos de uniones entre átomos posibles o enlaces químicos :

a) Enlace iónico: Unión de átomos metálicos con átomos no metálicos.

b) Enlace covalente: Unión entre átomos no metálicos.

c) Enlace metálico: Unión entre átomos metálicos.

CONTESTA Y REPASA

4.2. ¿Por qué crees que existen tres tipos de enlace diferentes? Define cada uno.

4.- ENLACE IÓNICO. REDES IÓNICAS.


En qué consiste el enlace iónico.

La forma que tienen de enlazarse los metales con los no metales.

La definición de cristal o red.

La definición de Red iónica.

El significado de la fórmula de un compuesto iónico y la manera de deducir dicha fórmula.

El ENLACE IÓNICO se forma cuando se unen átomos de elementos metálicos con átomos de elementos no metálicos.

Los metales tienen tendencia a perder electrones y los no metales a ganarlos para adquirir así la configuración electrónica s2p6 en la última capa correspondiente a la del gas noble más cercano. Para ello habrá una transferencia de electrones de los metales a los no metales convirtiéndose los metales en iones positivos o cationes y los no metales en iones negativos o aniones.

Una vez formados estos iones, los cationes, debido a su carga positiva, atraen a los aniones (partículas cargadas con diferente signo se atraen), y éstos a su vez atraen a los cationes de forma que los cationes se rodean de aniones y los aniones de cationes.

De esta forma se crean agrupaciones de iones atraídos entre sí por grandes fuerzas electrostáticas (iones con cargas de diferente signo se atraen), que ocupan posiciones fijas (son sólidos) y están ordenados de forma regular llamadas CRISTALES IÓNICOS o REDES IÓNICAS.

Un CRISTAL O RED es, en general, un conjunto de innumerables partículas estrictamente ordenadas en posiciones fijas, por lo que se trata de un sólido.

Una RED IÓNICA es, por tanto, una agrupación de iones positivos y negativos ordenados en las tres dimensiones de forma regular conformando un sólido muy estable. Estos iones se encuentran atraídos entre sí, por tanto, por grandes fuerzas electrostáticas.

Las fuerzas de unión son, por tanto, las fuerzas eléctricas de atracción entre cationes (carga positiva) y aniones (carga negativa)

Llamamos COMPUESTOS IÓNICOS a aquellos cuya estructura es una red iónica. Son por tanto los compuestos químicos formados por átomos metálicos y no metálicos en una proporción fija que identifica a cada compuesto.

RECUERDA: Para que una sustancia sea sólida es necesario que las fuerzas de atracción entre las partículas que las caracterizan sean lo suficientemente grandes como para que ocupen posiciones fijas; en el caso de



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los compuestos iónicos estas fuerzas son especialmente de gran magnitud ya que se trata de fuerzas de atracción entre partículas cargada con cargas eléctricas de diferente signo (los cationes y los aniones se atraen fuertemente entre sí). Por eso todos los compuestos iónicos son sólidos.

ENLACE IÓNICO

En el caso de un metal, como el sodio, y un no metal, como el cloro, es el metal el que pierde los electrones para cedérselos al no metal. El número de electrones que pierde cada átomo metálico y el que gana cada átomo no metálico viene determinado por su valencia iónica.

En el ejemplo, cada átomo de sodio (en naranja) pierde un electrón y cada átomo de cloro (en verde) gana uno. Por eso la proporción de los iones en la red iónica es de 1:1 (NaCl).

A la izquierda podemos observar una representación de la red iónica de cloruro de sodio. Los nudos de la red están ocupados por iones, de tal manera que las fuerzas de atracción entre los negativos (los de cloro, en verde) y los positivos (los de sodio, en naranja) hacen que permanezcan en posiciones fijas. Es lo que llamamos un cristal iónico.

Otra forma de explicarlo sería el sistema de muelles que aparece figura de la derecha: Los muelles representan las fuerzas de atracción que hay entre los iones de distinto signo que no les permite escapar de su posición.

Las fórmulas de los compuestos iónicos nos indican la proporción de cada elemento dentro de la red iónica.

Así:

el cloruro de sodio (NaCl) tiene un átomo de sodio por cada átomo de cloro;

el bromuro de aluminio (AlBr3) tiene tres átomos de bromo por cada átomo de aluminio o

el nitruro de calcio (Ca3N2) tiene tres átomos de calcio por cada dos átomos de nitrógeno.

Podemos comprobar la relación que existe entre valencia iónica y la proporción de cada uno de los elementos en el compuesto iónico:

Sea por ejemplo el bromuro de aluminio cuya fórmula es AlBr3.

La valencia iónica del Aluminio es +3, es decir cada átomo de aluminio pierde tres electrones para adquirir

una configuración electrónica estable convirtiéndose en un catión Al3+. La valencia iónica del bromo es –1,

es decir cada átomo de bromo necesita un electrón para así tener su configuración electrónica estable,

formándose un anión Br–. El electrón que necesita el átomo de bromo lo capta del átomo del aluminio, pero

cada átomo de aluminio se desprende de ¡tres electrones!, por lo que por cada átomo de aluminio que se

convierte en catión habrá tres átomos de bromo que se conviertan en aniones; por eso la fórmula es AlBr3:

por cada átomo de aluminio hay tres átomos de bromo. Fíjate que en la fórmula el subíndice que lleva el

aluminio (el uno, que no se escribe) corresponde al valor de la valencia iónica del bromo (sin el signo) y el

subíndice que lleva el bromo (el tres) corresponde a la valencia iónica del aluminio (también sin el signo).

(Por eso habrás oído la regla mnemotécnica “para escribir las fórmulas de los compuestos iónicos se escriben

los símbolos de los elementos y como subíndices se intercambian las valencias").



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Ten también en cuenta que cualquier cristal iónico tiene que ser eléctricamente neutro y que las cargas de los iones dependen del número de electrones ganados o perdido; así en el caso de tener cationes Aluminio y aniones Bromo por cada ión con carga eléctrica +3 tendrá siempre que haber tres iones con carga eléctrica -1.

IONES POLIATÓMICOS: No todos los iones están formados por un átomo que ha perdido o ganado electrones; en muchas ocasiones nos encontramos con un conjunto de átomos unidos entre sí que también ha perdido o ganado electrones. De todas maneras en ellos también podemos hablar de valencia iónica como la carga que tienen después de ganar o perder electrones. Entre los más usuales tenemos:

NH4+ Ion Amonio. Valencia iónica +1.

OH– Ion hidroxilo o hidróxido. Valencia iónica –1.

NO3– Ion Nitrato. Valencia iónica –1.

SO42– Ion Sulfato. Valencia iónica –2.

CO32– Ion Carbonato. Valencia iónica –2.

PO43– Ion Fosfato. Valencia iónica –3

Si nos encontramos que la fórmula de un compuesto químico es Ca3(PO4)2 estamos ante un compuesto iónico, el fosfato de calcio, en que habrá en la red o cristal iónico tres cationes calcio Ca2+ por cada dos aniones fosfato (PO4)3–. Al estudiar la formulación podrás ver todos los existentes.

CONTESTA Y REPASA

4.3. ¿Cuál es el significado de la fórmula de un compuesto iónico?

4.4. Deduce la fórmula del compuesto químico formado por átomos de calcio y de azufre (sulfuro de calcio). ¿Qué regla podemos seguir para escribir las fórmulas de los compuestos iónicos sin necesidad de estar deduciendo sus fórmulas?

4.5. Escribe la fórmula del compuesto químico formado por iones sulfato e iones aluminio.

4.6. ¿Por qué crees que los compuestos iónicos son sólidos?

5.- ENLACE COVALENTE. ORBITALES MOLECULARES. MOLÉCULAS.


En qué consiste el enlace covalente.

Los tres tipos de enlace covalente: Sencillo, doble y triple.

La representación de los enlaces covalentes mediante las estructuras de Lewis.

Las condiciones que tienen que tener los electrones para formar un enlace covalente:

electrones desapareados.

El concepto de valencia covalente y la tabla de las valencia covalentes.

Qué es y cómo se forma un orbital molecular.

El concepto de molécula.

Las condiciones que deben cumplir los átomos que forman parte de una molécula.

Las diferentes maneras de representarse las moléculas.



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5.1. EL ENLACE COVALENTE. LOS ENLACES SENCILLOS, DOBLES Y TRIPLES.

Un ENLACE COVALENTE se produce cuando se unen dos átomos no metálicos.

Todos los átomos no metálicos tienen tendencia a ganar electrones, luego la teoría de atracción iónica del apartado anterior no sirve para explicar cómo pueden combinarse los no metales entre sí.

El primer punto del que nos habla la teoría del enlace covalente dice que cuando se unen dos átomos no metálicos comparten electrones, y de esta manera los dos átomos ganan electrones:

Si dos átomos no metálicos comparten un par de electrones (un electrón de cada átomo) decimos que el enlace es SENCILLO O SIMPLE.

Cuando comparten dos pares de electrones el enlace es DOBLE (en este caso cada átomo aporta dos electrones).

Si comparten tres pares de electrones (tres electrones de cada átomo) el enlace es TRIPLE.

Una vez compartidos los electrones, éstos pertenecen por igual a los dos átomos y se mueven en zonas situadas entre los dos átomos.

5.2. LOS DIAGRAMAS DE LEWIS.

A principios del siglo XX, Lewis estableció la forma de representar la unión entre átomos mediante unos diagramas hoy denominados DIAGRAMAS DE LEWIS. En ellos el átomo se ve rodeado de tantos puntos como electrones de valencia tenga (los electrones que hay en el último nivel de un átomo). Cuando los puntos se sitúan entre los dos átomos que enlazan significa que los electrones que representan se encuentran compartidos. (Cada par de electrones se puede representar como ya hemos visto por una raya).

Los puntos se sitúan en los cuatro lados del símbolo del átomo. A la representación de los electrones de valencia de esta forma para cada átomo se le llama símbolo del electrón punto.

En esta tabla aparecen las representaciones electrón-punto de los elementos representativos; verás que el número de electrones de valencia de cada elemento coincide con el nombre del grupo situado en la parte de arriba de la columna.

En todos los diagramas de Lewis que tienes a continuación, puedes observar que, contando los electrones compartidos, todos los átomos cumplirían la regla del octeto. Es decir los diagramas de Lewis sirven para explicar cómo los átomos de los diferentes elementos químicos se unen entre sí compartiendo electrones llegando de esa manera a cumplirse la regla del octeto. También se utiliza para explicar la unión de átomos mediante el enlace iónico: pérdida de los electrones de valencia por parte de los metales y ganancia de electrones hasta llegar a ocho en los no metales.

El hidrógeno es un gas que se caracteriza porque cada partícula (molécula)está formada por dos átomos de hidrógeno (H2). Los dos átomos de hidrógeno se unen mediante enlace simple, aportando un electrón cada uno de ellos. La forma de escribirlo es: H – H (Enlace simple o sencillo)

Las moléculas del gas oxígeno están también formadas por dos átomos (O2). En este caso los dos átomos comparten dos pares de electrones (dos electrones de cada átomo) siendo su representación O = O (Enlace doble)

En el caso del nitrógeno las moléculas están igualmente formadas por dos átomos (N2), pero

compartiendo tres pares de electrones siendo su representación N N (Enlace triple)



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Ejemplo: molécula de oxígeno (O2)

Ejemplo: molécula de nitrógeno (N2)

Ejemplo: molécula de tetracloruro de silicio (SiCl4)

Ejemplo: molécula de metano (CH4)

Ejemplo: molécula de dióxido de carbono (CO2)

Ejemplo: molécula de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) (H2O2)

Ejemplos: Estructuras de Lewis de compuestos iónicos

Como vemos los símbolos de Lewis facilitan el recuento de electrones que intervienen en la formación del enlace y resultan muy útiles para estudiarlo.

Sin embargo los diagramas de Lewis no explican muchas de las estructuras moleculares que existen. Para solucionar estas limitaciones surgió la teoría de la valencia covalente que se completó con la teoría del orbital molecular.



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5.3. LA TEORÍA DE LA VALENCIA COVALENTE

Cuando se estableció el nuevo modelo atómico (el modelo mecánico-cuántico), en el que se introduce el concepto de orbital, fue necesario explicar cómo se producían las comparticiones de electrones teniendo en cuenta la existencia de dichos orbitales.

Por ello se propuso para los no metales una TEORÍA DE LA VALENCIA COVALENTE: la capacidad de combinación de un átomo no metálico con otros átomos no metálicos depende del número de electrones que tenga desapareados, de tal manera que comparten entre sí los electrones desapareados.

Se llegó a la conclusión de que los electrones compartidos se tenían que encontrar previamente desapareados en un orbital del átomo al que pertenece (sería un orbital semilleno) y que un átomo tenía que formar tantos enlaces covalentes como electrones desapareados tuviera, ya que los átomos consiguen una estructura de estabilidad cuando todos los electrones que se encuentran desapareados consiguen aparearse con electrones desapareados pertenecientes a otros átomos; esto es decir lo mismo que:

“para que dos átomos compartan un par de electrones, éstos tienen que estar previamente desapareados”.

De aquí surgió un nuevo concepto, el de COVALENCIA o VALENCIA COVALENTE.

RECUERDA: La COVALENCIA o VALENCIA COVALENTE es el número de electrones desapareados que puede haber en un átomo. La valencia covalente la vamos a utilizar exclusivamente para no metales, ya que éstos son los que forman el enlace covalente. Existen elementos no metálicos que tienen varios valores posibles de valencia covalente, esto es debido a que en los átomos de estos elementos cabe la posibilidad de que haya electrones desapareados en mayor o menor cantidad.

Así, por ejemplo, el Cloro tiene como posibles valencias covalentes 1, 3, 5, 7 según tengan desapareados estos números de electrones.

5.4. EL ORBITAL MOLECULAR

En esta teoría se nos dice que los elementos químicos no metálicos alcanzan su estabilidad compartiendo electrones con otros átomos, tantos como electrones desapareados tengan. Los electrones compartidos por dos átomos son, por tanto, electrones desapareados.

Como la covalencia o valencia covalente del átomo es el número de electrones desapareados que tiene o puede llegar a tener, la valencia covalente con la que está actuando un átomo no metálico nos indica el número de enlaces covalentes que tiene que efectuar cada átomo no metálico para conseguir la estabilidad. No se trata por tanto de conseguir una configuración s2p6 (en muchos casos sí es así), sino de aparear todos los electrones que se encuentren desapareados en un átomo con los electrones desapareados de otros átomos.

Podríamos decir que cada orbital que tiene un electrón desapareado es como un gancho, que tiene que agarrarse al gancho de otro átomo (un orbital con electrón desapareado), con lo que quedarán unidos (“enganchados”) los dos átomos. Cuando todos los “ganchos” quedan unidos a otros, el átomo no metálico es estable.

Para que dos átomos puedan formar un enlace covalente con sus electrones desapareados (para que los dos “ganchos” se “agarren”) tienen que acercarse, de forma que los orbitales donde se encuentren estos electrones se solapen lo máximo posible. Una vez ocurrido esto, los electrones compartidos pertenecen por igual a los dos átomos, y se mueven por una zona similar a la formada por la intersección de los orbitales atómicos que intervienen en el enlace llamada ORBITAL MOLECULAR (los dos “ganchos” u orbitales atómicos agarrados).

VALENCIAS COVALENTES DE LOS NO

METALES

H 1 HALÓGENOS F 1 Cl, Br, I 1,3,5,7 ANFÍGENOS O 2 S, Se, Te 2,4,6 NITROGENOIDEOS N 1,2,3,4,5 P, As 3,5 CARBONOIDEOS C 2,4 Si 4 BOROIDEOS B 3



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Un ORBITAL MOLECULAR es, por tanto, la zona de máxima probabilidad de encontrar a los electrones compartidos que forman parte del enlace covalente y que se caracteriza porque los electrones que en él se mueven tienen una energía determinada. En un orbital molecular tiene que haber dos electrones.

ENLACE COVALENTE

En el enlace covalente se produce la superposición de orbitales atómicos incompletos (con un electrón desapareado) para formarse un orbital molecular.

Es lo que podemos observar de la página siguiente en estas representaciones de los enlaces entre diversos átomos no metálicos: dos átomos de hidrógeno, dos de cloro, dos de flúor y uno de flúor con uno de hidrógeno:

Un conjunto de átomos unidos (o “enganchados”) entre ellos por enlaces covalentes forman una partícula independiente o agrupación de átomos que es característica para cada sustancia formada únicamente por elementos no metálicos que llamamos MOLÉCULA.

(Los átomos no metálicos que forman una molécula tienen enlazados todos los electrones desapareados: Ha formado tantos enlaces covalentes como nos indica la valencia covalente con la que actúa).

Así, por ejemplo, la molécula del agua es H2O. Esto significa que cada partícula de agua está formada por tres átomos, dos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos entre sí por enlaces covalentes y que son independientes del resto de partículas de agua (a diferencia de los compuestos iónicos en que todos los iones sin distinción forman un gran bloque o red). Lo que caracteriza al agua y lo que hace que esta sustancia tenga sus propiedades características es precisamente la agrupación de estos tres átomos. Lo mismo ocurre con el resto de sustancias covalentes como por ejemplo el amoniaco (NH3), el ácido sulfúrico (H2SO4), el oxígeno (O2), el alcohol etílico o etanol (C2H6O o como veremos en el tema de química orgánica CH3-CH2OH) o el dióxido de carbono (CO2).



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MOLÉCULAS

Para la formación de la molécula de agua son necesarios dos átomos de hidrógeno (cada uno tiene un electrón desapareado: (valencia covalente 1) y un átomo de oxígeno (dos electrones desapareados: (valencia covalente 2), tal y como se indica en la figura.

Una MOLÉCULA es una agrupación de átomos no metálicos unidos entre sí por fuerzas potentes llamadas enlaces covalentes; dicha agrupación es la unidad estructural de cada sustancia covalente e identifica a cada una de esas sustancias. En ella no puede quedar ningún átomo con los electrones desapareados.

Si se rompen las uniones entre los átomos de las moléculas de una sustancia, la sustancia dejaría de existir y se formarían sustancias nuevas al enlazarse los átomos separados con otros átomos: Se formarían moléculas diferentes (a esto lo llamaremos reacción química).

Entre las moléculas pueden aparecer fuerzas más o menos grandes que en ningún caso alcanzan el valor de las fuerzas internas de cada molécula (enlaces covalentes). Las fuerzas entre las moléculas son las responsables del estado de agregación de la sustancia covalente (lo veremos más adelante).

Las fórmulas de las moléculas se pueden representar como lo hemos hecho hasta ahora, es decir escribiendo el número de átomos de cada elemento que hay en la misma, que es lo que llamamos FÓRMULA MOLECULAR, o bien escribiendo todos los átomos que intervienen unidos entre sí, los que se encuentran enlazados, por rayas (como quedó indicado anteriormente) que vienen a representar los orbitales moleculares entre dichos átomos o, lo que es lo mismo, el par de electrones compartido. Una raya significa un par de electrones compartidos (enlace sencillo y por tanto un orbital molecular), dos rayas son dos pares de electrones compartidos (enlace doble y por tanto dos orbitales moleculares entre los dos átomos) y tres rayas representan a tres pares de electrones compartidos (enlace triple, o sea tres orbitales moleculares). A esta forma de escribir la molécula se le llama FÓRMULA DESARROLLADA O ESTRUCTURAL.

La fórmula de una sustancia covalente nos indica el número de átomos de cada elemento que hay en cada una de sus moléculas.

Las figuras siguientes representan a moléculas de hidrógeno (H2) de oxígeno (O2) y de cloruro de hidrógeno (HCl). En ellas los átomos que las forman han apareado sus electrones desapareados:

H2 O2 HCl



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EJEMPLOS DE REPRESENTACIONES MOLECULARES:

Existen diferentes formas de representar las moléculas características de cada sustancia, como son los diagramas de Lewis, la fórmula molecular, la fórmula desarrollada o las formas con modelos moleculares tridimensionales de bolas y de varillas. Algunas de estas representaciones nos dan una información bastante real de la geometría de la molécula (forma, posición de los átomos, distancias entre los mismos, ángulos de enlace...), lo que facilita el estudio de las propiedades de la sustancia que representa.

Una vez conocida la molécula es necesario conocer cuáles son las fuerzas que aparecen entre las moléculas de algunas sustancias para que éstas sean líquidas en condiciones normales e, incluso, algunas veces, sólidas. Estas fuerzas, las estudiaremos más adelante.

NOMBRE DE LA

SUSTANCIA

FÓRMULA

MOLECULAR

FÓRMULA

DESARROLLADA

VALENCIA COVALENTE DE CADA

ELEMENTO

Hidrógeno H2 H – H H: 1 (1 enlace covalente cada átomo)

Metano CH4 H

H – C – H

H

C: 4 (4 enlaces covalentes)

H: 1 (1 enlace covalente cada H)

Amoniaco NH3 H – N – H

H

N: 3 (3 enlaces covalentes)


Agua H2O O –– H

H

O: 2 (2 enlaces covalentes)


Dióxido de Azufre SO2 S O

O

S: 4 (4 enlaces covalentes)

O: 2 (2 enlace covalente cada O)

Ácido Sulfúrico H2SO4 O – H

H – O – S O

O

S: 6 (6 enlaces covalentes)



Monóxido de Carbono CO

C = O



Dióxido de Carbono CO2

O = C = O



Butano C4H10 H H H H

H – C – C – C – C – H

H H H H

C: 4 (4 enlaces covalentes cada C)


Alcohol etílico C2H6O H H

H – C – C – O – H

H H

C: 4 (4 enlaces covalentes cada C)





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CONTESTA Y REPASA

4.7. Escribe las expresiones electrón-punto de los átomos de hidrógeno, oxígeno, azufre, magnesio y carbono.

4.8. Escribe el diagrama de Lewis de la molécula de hidrógeno, de oxígeno, de nitrógeno y de dióxido de carbono. Indica qué enlaces son sencillos, cuáles dobles y cuáles triples.

4.9. Dadas las siguientes moléculas CCl4, OF2 y NCl3, dibuja su estructura de Lewis.

4.10. Explica qué es valencia covalente e indica porqué una de las valencias covalentes del Arsénico (nº at. 33) es 3.

4.11. ¿Cómo se tienen que encontrar los electrones que intervienen en un enlace covalente?

4.12. ¿A qué llamamos orbital molecular?

4.13. ¿Qué tipo de enlace se forma al combinarse los átomos de hidrógeno y de oxígeno en el agua? ¿Por qué? Explica detenidamente qué es lo que ocurre.

4.14. Las siguientes sustancias están formadas únicamente por átomos no metálicos: Escribe la fórmula de cada una de las sustancias y explica qué significa cada uno de los dibujos que representan a cada sustancia y los signos que en ellos aparecen. Escribe la estructura de Lewis de las dos sustancias.

4.15. ¿Qué es una molécula? Explícalo claramente

6.- ENLACE METÁLICO. REDES METÁLICAS.


En qué consiste el enlace metálico: cómo es y cómo se forma una red metálica.

Qué son las aleaciones.

La unión entre átomos metálicos para formar una sustancia donde todos los átomos tengan carácter metálico, no puede realizarse ni por el enlace iónico ni por el covalente, ya que todos los átomos metálicos tienen tendencia a perder electrones y formar iones con carga positiva o cationes.

Además se observa que las sustancias metálicas en general son sólidas, de gran pureza, de alto punto de fusión y de ebullición y de alta densidad, lo que significa que las uniones entre sus átomos tienen que ser muy fuertes.

La teoría del ENLACE METÁLICO tiene que explicar la formación de estos cristales o redes metálicas con las propiedades antes enunciadas, además del hecho que todos tengan un brillo característico, que sean opacos y también el que sean dúctiles (se pueden estirar en hilos) y maleables (se puede hacer con ellos láminas de espesor fino)

La explicación que la teoría del enlace da a todas estas propiedades de los metales es la siguiente: los átomos metálicos pierden los electrones más externos o electrones de valencia para conseguir una configuración electrónica estable con lo que se convierten en cationes. Estos cationes ocupan posiciones fijas que hacen que se forme una red de iones positivos o RED METÁLICA. Para que los cationes permanezcan en estas posiciones fijas y no haya repulsión entre ellos, los electrones de valencia perdidos ocupan los huecos que existen entre los iones aunque fuera de ellos y con libertad de movimiento a modo de un "gas o nube electrónica" dentro del metal, de tal forma que al ser cargas negativas atraen a los iones positivos, o sea los electrones hacen de "pegamento" de los cationes. Las fuerzas de atracción entre las partículas que forman los metales son también electrostáticas.

O = O

Oxígeno

H O H

H – C – C – C – H

H H Acetona



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Es importante fijarnos en el hecho de que los electrones tienen libertad de movimiento por toda la red metálica, aunque siempre se encuentran perfectamente repartidos por ella. La explicación al hecho de que todos los metales sean sólidos (con las únicas excepciones del mercurio, el galio, el cesio y el francio) está en la formación de la red metálica, con lo que todas las partículas (cationes) ocupan posiciones fijas.

En ocasiones nos podemos encontrar que una muestra sólida homogénea es en realidad la mezcla de dos o más metales que pueden estar en proporciones diversas (por eso lo llamamos mezcla). A estas mezclas de metales las llamamos ALEACIONES. En ellas los cationes metálicos ocupan posiciones fijas en la red metálica homogéneamente distribuidos.

En resumen : El modelo del enlace en los sólidos metálicos que explican sus propiedades es el de un enlace entre un conjunto de cationes, que ocupan los “nudos” de la red cristalina metálica, y una nube de electrones provenientes de los últimos niveles energéticos de esos átomos metálicos que los mantienen fijos en dichos “nudos”. A este enlace lo llamamos ENLACE METÁLICO.

La fórmula de un metal es el mismo símbolo que representa al elemento químico y siempre que la veamos escrita, si nos estamos refiriendo a la sustancia metálica, sabemos que se trata de un número enorme de átomos metálicos del mismo elemento unidos entre sí por enlaces metálicos (red metálica).

CONTESTA Y REPASA

4.16. El aluminio (Al) es un metal y, por tanto, sus átomos tienen tendencia a perder electrones, en concreto 3. Explica en qué se convierte el aluminio cuando pierde esos tres electrones y escribe su símbolo una vez perdidos éstos. ¿Cómo es el enlace entre los átomos de aluminio para que este metal sea, como todos sabemos, un sólido?

7.- ENLACE COVALENTE Y ELECTRONEGATIVIDAD


A qué llamamos enlace covalente puro y enlace covalente heteropolar, fijándote bien en las

diferencias entre los dos.

Qué es y cómo se forma un dipolo.

Qué son moléculas polares.

La polaridad de la molécula de agua.

Recuerda el concepto de electronegatividad que ya hemos estudiado. Decíamos que la electronegatividad mide la facilidad que tienen los átomos de cada elemento químico para atraer hacia sí los electrones. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo periodo y de abajo a arriba en una misma columna.

Cuando en un enlace covalente los electrones son compartidos por dos átomos iguales o de la misma electronegatividad, estos electrones son compartidos por los dos átomos con la misma intensidad, no se



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desplazan hacia ninguno de los dos átomos. Los enlaces covalentes en estos casos se dice que son ENLACES COVALENTES PUROS.

Cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos que no tienen la misma electronegatividad se produce un ENLACE COVALENTE HETEROPOLAR:

Los electrones del enlace covalente son, como ya ha quedado explicado, compartidos; pero, en este caso, estos electrones del enlace se ven atraídos en mayor medida por el átomo más electronegativo, es decir, existe mayor probabilidad de encontrar a estos electrones más cerca del átomo más electronegativo dentro del orbital molecular, ya que, como recordarás, el elemento más electronegativo tiene más facilidad para atraer electrones hacia sí. Esto hace que exista en el enlace un desequilibrio en la distribución de las cargas, con un predominio de carga negativa en el átomo más electronegativo y positiva en el otro átomo. Se forma así un dipolo de cargas.

Un DIPOLO es un sistema en que la distribución de las cargas eléctricas es asimétrica lo que hace que exista una zona con exceso de carga negativa y, por tanto, otra zona con exceso de carga positiva. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos mayores serán las cargas positiva y negativa del dipolo.

En el enlace entre dos átomos de hidrógeno para formar la molécula de este gas, los electrones que producen el enlace son compartidos por igual por los dos átomos, la densidad electrónica es perfectamente simétrica, o sea, se puede localizar a cualquiera de estos dos electrones con la misma probabilidad en las proximidades de un átomo como en las del otro; sin embargo en el enlace entre un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno, los dos electrones del orbital molecular no son compartidos por igual, puesto que, al ser el oxígeno más electronegativo es capaz de atraer hacia sí a estos dos electrones y la densidad electrónica es mayor en los alrededores del oxígeno; esto quiere decir que hay más probabilidad de encontrar a estos electrones en las proximidades del oxígeno, la carga negativa está desplazada hacia el oxígeno quedando el núcleo del hidrógeno algo desarropado de su electrón y formándose, por tanto, un exceso de carga negativa sobre el oxígeno y de carga positiva sobre el hidrógeno. SE HA FORMADO UN DIPOLO.

La distribución de los electrones compartidos que se produce entre los núcleos de átomos con la misma electronegatividad (como son los de Hidrógeno) que están formando un enlace covalente es perfectamente simétrica, no así la que se produce entre los núcleos de dos átomos con diferente electronegatividad (como ocurre entre el hidrógeno y el oxígeno).

En el primer caso tenemos un ENLACE COVALENTE PURO.

En el segundo caso el enlace covalente es HETEROPOLAR.

Debido a la irregular distribución de los electrones dentro de una molécula podemos dividir a éstas en moléculas POLARES Y APOLARES:

Las MOLÉCULAS POLARES son aquellas en las que aparecen zonas en la que, debido a la existencia en ella de enlaces covalentes heteropolares, se acumula en mayor medida la carga negativa (zonas en las que haya mayor densidad de electrones) y, por tanto, otras zonas en las que aparezca una cierta carga positiva (las moléculas en conjunto tienen que ser neutras), o sea, zonas en las que los electrones se hallen con menor probabilidad.

En la figura tienes representada la molécula polar de agua

En las MOLÉCULAS APOLARES no aparecen las zonas de cargas: las cargas están distribuidas homogéneamente.

Siempre tenemos que tener en cuenta siempre que la molécula es una partícula neutra (tenga las cargas simétrica o asimétricamente repartidas, la suma de protones y la suma de electrones tiene que ser la misma)



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CONTESTA Y REPASA

4.17. ¿Qué tipo de enlace se forma al combinarse el oxígeno y el hidrógeno? ¿Por qué? Explica detenidamente qué es lo que ocurre teniendo en cuenta le diferencia de electronegatividad de los dos elementos.

4.18. ¿Por qué es apolar la molécula de oxígeno (O2) y por qué es polar la molécula de fluoruro de hidrógeno (HF)?

8.- FUERZAS INTERMOLECULARES


Los tres tipos de fuerzas que pueden aparecer entre las moléculas de las sustancias covalentes.

La especial importancia de los enlaces por puentes de hidrógeno en el estado de agregación de

las sustancias que los poseen.

Acabamos de estudiar que las partículas características de las sustancias covalentes son las moléculas.

Por tanto, para que una sustancia covalente sea gas, líquida o sólida en condiciones normales va a depender de cómo sean las fuerzas de atracción que puedan existir entre dichas moléculas (FUERZAS INTERMOLECULARES)

Si la sustancia es gas significa que no existen fuerzas de atracción, o bien que éstas son muy pequeñas; si es líquida es debido a que las fuerzas de atracción tienen un valor mayor y si es sólida la magnitud de estas fuerzas se hace aún más grande.

Como hemos venido indicando en las anteriores unidades didácticas, estas fuerzas de atracción tienen que ser fuerzas de tipo electrostático: es decir atracción entre cargas eléctricas de distinto signo. Para que este tipo de fuerzas exista entre las moléculas (fuerzas intermoleculares) es necesario que en cada molécula exista una zona en la que se acumula carga negativa y otra en la que, por tanto, se acumule carga positiva (existencia de dipolos). Esto haría que la zona de un signo eléctrico de una molécula atraiga a la zona con signo distinto de otra molécula y así sucesivamente.

Existen tres tipos de fuerzas entre moléculas: las fuerzas de Van der Waals, las fuerzas de dispersión de London y los enlaces por puentes de hidrógeno.

8.1. FUERZAS DE VAN DER WAALS

Cuando un compuesto covalente está formado por moléculas polares, los polos positivos de una molécula ejercen una atracción sobre los negativos de una molécula distinta y viceversa, es decir aparecen fuerzas de atracción eléctricas entre las moléculas (fuerzas de atracción dipolo-dipolo).

Esto explica la atracción que existe entre las moléculas de algunos compuestos covalentes que hace que estos compuestos sean sólidos o líquidos en condiciones normales de presión y temperatura. Cuando en estos compuestos se alcanza la temperatura de ebullición estas atracciones entre las moléculas son vencidas por la energía cinética que van adquiriendo las moléculas lo que explica que la sustancia se convierta en gas (recuerda que decir aumento de temperatura es lo mismo que decir aumento de la energía cinética de las partículas).

Las fuerzas de atracción entre las moléculas polares no son tan grandes como las fuerzas de atracción entre los iones de los compuestos iónicos, pero suficientes como para explicar muchísimos fenómenos y propiedades de estas sustancias. A estas fuerzas las llamamos FUERZAS DE VAN DER WAALS.



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En las moléculas polares se produce una atracción entre el polo positivo de una molécula y el negativo de otra.

No podemos confundir las fuerzas

INTERMOLECULARES con los ENLACES MOLECULARES:

Las fuerzas intermoleculares se

producen por atracciones de tipo electrostático entre las moléculas,

mientras que los enlaces internos de las moléculas se producen por compartición de electrones entre los

átomos no metálicos.

8.2. FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON:

Fuerzas que se producen por aparición de DIPOLOS TEMPORALES o INSTANTÁNEOS en moléculas con muchos electrones y que se estudiarán en el próximo curso.

8.3. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO

Podríamos decir que los "ENLACES POR PUENTE DE HIDRÓGENO" son un caso particular de las fuerzas de Van der Waals:

Los ENLACES POR PUENTES DE HIDRÓGENO (ENACES DE HIDRÓGENO) se dan cuando el hidrógeno se une a un elemento fuertemente electronegativo y de pequeño tamaño como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno. En estos casos el par de electrones del enlace es muy atraído por los átomos de flúor, oxígeno o nitrógeno debido a la diferencia de electronegatividad entre estos elementos y el hidrógeno, siendo la carga positiva sobre el hidrógeno bastante grande y la negativa sobre el otro átomo también, lo que hace que la atracción entre el hidrógeno de una molécula y el flúor, oxígeno o nitrógeno de otra sea particularmente fuerte.

Hay ocasiones en que en grandes moléculas orgánicas los puentes de hidrógeno se forman incluso dentro de una misma molécula.

¡MUY IMPORTANTE!: Un claro ejemplo de atracción entre moléculas por ENLACES de hidrógeno lo podemos observar en las moléculas del agua. Estas atracciones hacen que ésta sea líquida a temperaturas habituales.



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Los puentes de hidrógeno son por tanto fuerzas de atracción entre dipolos permanentes. No podemos confundir los enlaces covalentes entre átomos (compartición de electrones con formación de orbitales moleculares produciéndose uniones muy fuertes) con los enlaces por puente de hidrógeno (simples atracciones electrostáticas entre moléculas bastante más débiles que los enlaces covalentes del interior de la molécula).

EN LA FIGURA SIGUIENE ESTÁ REPRESENTADO UN ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO ENTRE UN GRUPO -O-H Y UN GRUPO H-N<

CONTESTA Y REPASA

4.19. Explica a qué llamamos fuerzas de Van der Waals.

4.20. La molécula de monóxido de carbono (CO) decimos que es polar ¿Por qué? Sin embargo el monóxido de carbono es gas a temperatura ambiente ¿Por qué crees que es así?

4.21. ¿Por qué las fuerzas entre moléculas en las que existen enlaces covalentes del Hidrógeno con el Oxígeno, el Nitrógeno o el Flúor son mayores? ¿Qué consecuencias tiene esto para el estado de agregación de estos compuestos?

4.22. ¿Encuentras alguna razón que justifique que el agua a temperatura ambiente sea un líquido y no un gas? ¿Y que el hidrógeno, el oxígeno y el nitrógeno sean gases?



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9.- PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE ENTRE SUS ÁTOMOS


La tabla que relaciona el tipo de compuesto según su enlace, la estructura y las propiedades o

características de dichos compuestos.

Cómo es, en general, la solubilidad en agua de los compuestos iónicos, de las sustancias

covalentes y de los metales y las causas de esos diferentes valores de solubilidad.

Cómo es la conductividad eléctrica de los compuestos iónicos, de las sustancias covalentes y de

los metales y las causas de que sea así dicha conductividad.

Cómo son los puntos de fusión y de ebullición de los compuestos iónicos, de las sustancias

covalentes y de los metales y las causas de esos valores.

9.1. SOLUBILIDAD EN AGUA

Decimos que una sustancia es soluble en agua cuando sus partículas se pueden distribuir de forma homogénea en un alto porcentaje cuando se mezcla con el agua. Una sustancia es poco soluble cuando son muy pocas las moléculas que se pueden mezclar homogéneamente y muy soluble cuando el agua admite muchas moléculas de esa sustancia.

COMPUESTOS IÓNICOS: Los compuestos iónicos son, en general, muy solubles en agua; esto es debido a que las moléculas de agua tienen fuerza suficiente como para romper los enlaces iónicos que hay en las redes iónicas. Los dipolos positivos de la molécula del agua rodean entonces a los aniones y los dipolos negativos a los cationes, repartiéndose de esta manera los aniones y los cationes de forma homogénea por todo el seno del agua. Unos compuestos iónicos son más solubles que otros, ya que el agua es capaz de romper y rodear los iones de unos compuestos con más facilidad que con otros.

SUSTANCIAS COVALENTES: La solubilidad de las sustancias covalentes en agua depende de las características de sus moléculas; aquellas cuyas moléculas son apolares o aunque siendo polares son de gran tamaño son, en general, muy poco o nada solubles en agua ya que sus moléculas son incompatibles con las moléculas de agua y apenas se pueden mezclar entre ellas. Sin embargo en las sustancias covalentes con moléculas polares pequeñas (como la del agua) sí se da esta compatibilidad y por tanto sí son solubles en agua.



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METALES: Son todos insolubles en agua; esto es debido a que el agua no tiene fuerza para romper la red metálica.

SOLUBILIDAD EN AGUA DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS: Las moléculas de agua rodean a los cationes orientando hacia éstos su dipolo negativo y al contrario con los aniones. De esta forma la red iónica se desmorona y los iones quedan repartidos entre las moléculas de agua. Dependiendo de los iones que formen el compuesto iónico, éste será más o menos soluble en agua; cada tipo de ion necesitará ser rodeado por un número determinado de moléculas de agua. Cuando no haya más moléculas de agua no se disolverá más compuesto, decimos que la disolución está saturada para extraer a los iones de la red iónica y, así, se puede disolver más cantidad de compuesto.

SOLUBILIDAD EN AGUA DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES: Cuando las moléculas de la sustancia covalente son polares y no demasiado grandes, la sustancia covalente es soluble en agua. Las moléculas de agua orientan sus dipolos positivos hacia el negativo de la molécula de la sustancia y viceversa. Cuando esto ocurre las moléculas de la sustancia se mezclan perfectamente con las del agua, son moléculas “amigas” y la sustancia es soluble en agua. Esto no puede ocurrir con las moléculas apolares ni con las polares demasiado grandes. En estos casos podríamos decir que las moléculas son “enemigas”, no se mezclan entre sí y la sustancia no es soluble en agua. Solamente si las moléculas apolares son muy pequeñas (como la del agua que es muy pequeña) se pueden mezclar con las del agua aunque sólo “un poquito” En general decimos que las moléculas semejantes entre sí se pueden mezclar, y las que sean diferentes no lo hacen.

Observa en la figura la disposición de las moléculas de agua y de las moléculas polares: los dipolos positivos de una molécula se orientan hacia los negativos de otra y viceversa.

9.2. CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA

Una corriente eléctrica se produce por el movimiento de cargas eléctricas del mismo signo a la vez todas con la misma dirección y sentido.

Para que haya una corriente eléctrica tiene que haber cargas eléctricas con libertad de movimiento entre dos puntos entre los que se aplica una diferencia de potencial o voltaje que hace que dichas cargas se muevan todas a la vez entre los dos puntos. Estas cargas con libertad de movimiento pueden ser electrones o iones.

COMPUESTOS IÓNICOS: Los compuestos iónicos no son conductores de la electricidad en estado sólido, estado en el que se encuentran en las condiciones de presión y temperatura habituales. Esto es debido a que las cargas de los compuestos iónicos están en las redes iónicas en posiciones fijas y no tienen libertad de movimiento. No ocurre lo mismo cuando se encuentran en disolución. En este caso la red iónica se ha



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desmoronado y los iones que la formaban se encuentran repartidos por el seno de la disolución con libertad de movimiento, lo que hace a estas disoluciones ser conductoras de la electricidad.

SUSTANCIAS COVALENTES: No son conductores de la electricidad debido a que están formados por moléculas neutras (sean apolares o polares) y no tienen partículas cargadas eléctricamente con libertad de movimiento.

METALES: Todos los metales son buenos conductores de la electricidad ya que tienen electrones con libertad de movimiento.

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA EN UNA DISOLUCIÓN IÓNICA Cuando introducimos dos electrodos en una disolución iónica, los iones, al tener libertad de movimiento, se verán atraídos hacia el electrodo de signo contrario al suyo, lo que supone la formación de una corriente eléctrica.

9.3. TEMPERATURA DE FUSIÓN

Temperatura de fusión es aquella temperatura en la que un compuesto químico pasa de estado sólido a estado líquido. Evidentemente cuanto mayores sea las fuerzas de atracción entre las partículas características de las sustancias, más alta será la temperatura de fusión, es decir, las partículas tienen que tener una mayor energía cinética para poder superar esas fuerzas y pasar a estado líquido.

COMPUESTOS IÓNICOS: Tienen una temperatura de fusión alta ya que los iones están unidos entre sí por fuerzas de atracción muy grandes; para romper la red iónica es necesario alcanzar altas temperaturas.

SUSTANCIAS COVALENTES: La temperatura de fusión en las sustancias covalentes dependen lógicamente de las fuerzas de atracción que existan entre las moléculas. Incluso entre las moléculas polares las fuerzas de atracción son más débiles que las que unen a los iones de los compuestos iónicos o de los metales, por ello incluso los que son sólidos a temperatura normal tienen una temperatura de fusión baja. Según como sean estas fuerzas de atracción las sustancias covalentes serán gases, líquidos o sólidos en condiciones normales de presión y temperatura.

Existen algunas sustancias covalentes que incluso pueden llegar a formar cristales como es el caso del diamante.

METALES: Los metales tienen alta temperatura de fusión. Esto es debido a que las partículas de las redes metálicas (iones positivos) están fuertemente unidas por la nube de electrones, lo que hace que sea necesaria una alta temperatura para romper la red metálica. (Sólo son líquidos a temperatura ambiente normal el mercurio, el galio, el cesio y el francio)

CONTESTA Y REPASA

4.23. ¿Cuál es el comportamiento del agua, en cuanto a solubilidad se refiere, ante las sustancias formadas por diferentes enlaces químicos? ¿Por qué?

4.24. ¿Por qué crees que una grasa no es soluble en agua y el alcohol etílico sí lo es?

4.25. ¿Por qué los metales son conductores de la electricidad y los compuestos covalentes no lo son?

4.26. ¿Cuándo son conductores de la electricidad los compuestos iónicos y cuando no lo son? ¿Por qué?

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