|
|
|
|
Enlace Químico Objetivos:
·
Predecir
el tipo de enlace químico que se formará entre dos átomos. ·
Distinguir
entre fuerzas intramoleculares e intermoleculares. ·
Dibujar
estructuras de Lewis de compuestos covalentes y de compuestos iónicos. ·
Deducir
las propiedades macroscópicas de los compuestos en base al tipo de fuerzas
intermoleculares. Interpretar la teoría de bandas para el enlace metálico. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
Levitación de un óxido superconductor: permanece suspendido
arriba de un superconductor enfriado de alta
temperatura, un fenómeno similar es
utilizado para levitar trenes sobre sus vías y
se mueven rápidamente, sin costo. |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
En condiciones terrestres, la mayor
parte de los elementos rara vez existen como átomos aislados. El
estado más generalizado es el de átomos enlazados. Por ej.: el
oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno y los halógenos, son moléculas diatómicas. El
azufre amarillo y el fósforo blanco
existen como moléculas cuyas fórmulas
son S8 y P4 respectivamente. El carbono, en forma de
diamante y grafito, así como el
fósforo rojo, son macromoléculas compuestas por muchos átomos enlazados en una red. La mayoría de los elementos metálicos,
tales como el cobre y el potasio, están formados por innumerables átomos enlazados entre sí. Los
gases nobles como el helio y el
argón, existen como átomos sin enlazar. A temperaturas superiores a
5000 °C, la mayor parte de la materia está en un estado
gaseoso monoatómico.
¿Cómo se combinan los átomos y cuáles son las fuerzas que los unen?.
Estos interrogantes son fundamentales
en el estudio
de la química, pues los
cambios químicos son esencialmente una
alteración de los enlaces químicos. De los tres tipos de fuerzas de atracción: gravitacional, magnética y
electrostática, sólo la electrostática es lo suficientemente intensa como
para justificar las energías de
enlace observadas. Una de las claves de la comprensión de
la fuerza del enlace químico,
fue el descubrimiento de los gases nobles y de su comportamiento químico
relativamente inerte. Se sugirió que los átomos interactúan cambiando el número
de electrones de tal forma que adquieren la estructura electrónica de un gas noble. Con excepción del helio, que tiene una
configuración 1s2 , cada gas noble tiene ocho electrones
con una distribución s2p6 en su nivel energético más elevado. La
necesidad de ocho electrones da el nombre de regla del octeto a este concepto. No
obstante, hay muchas excepciones a esta regla (existen elementos que no
completan su octeto mientras que otros exceden su octeto) y hasta se han
logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles. Los
enlaces químicos resultan de interacciones electrostáticas y se los
clasifican en tres grandes grupos, enlace iónico, enlace covalente y enlace
metálico. 1)
Enlace iónico: resulta de las interacciones electrostáticas entre iones de cargas
opuestas. 2)
Enlace covalente: es el resultado de compartir electrones entre dos
átomos. 3)
Enlace metálico: cada átomo está unido a varios átomos vecinos por electrones que son
relativamente libres de moverse a través de la estructura tridimensional. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Símbolos de Lewis:
En estas secciones usaremos los símbolos de Lewis
para representar los átomos. Estos
símbolos están formados por las letras
que designan al elemento y puntos que representan a los electrones del nivel energético más elevado, ya que son generalmente esos
los electrones que intervienen en los enlaces.
Este simbolismo es muy útil
para los elementos representativos pero tiene muchas dificultades al usarse
con los elementos de transición. En
el enlace de los elementos de
transición generalmente
intervienen electrones de otros niveles además del último ocupado. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
El enlace iónico surge de las
interacciones entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de
uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. Cuando los átomos
reaccionan por transferencia electrónica, el número de electrones ganados y
perdidos debe coincidir, el compuesto resultante es neutro. La formación de
un enlace iónico es muy frecuente
cuando un elemento metálico con una energía
de ionización baja, reacciona
con un elemento no metálico, de alta afinidad electrónica. Prácticamente, hablaremos de enlaces iónicos
cuando en un compuesto existan elementos de alta electronegatividad (no metales del extremo derecho superior
de la tabla periódica, excluyendo los gases nobles) y otros de baja
electronegatividad (en general metales del extremo izquierdo), en otras
palabras se trata de elementos cuya diferencia de electronegatividad (DEN) es grande, en
general, mayor de 1,7. Pasemos a considerar
ahora el tipo de enlace que resulta cuando se forma bromuro de potasio a
partir de sus elementos. Cuando un átomo de potasio K (número atómico 19)
pierde 1 electrón, se convierte en ión potasio, K+ , que tiene la
misma configuración del
argón (número atómico 18), que es un gas noble. Cuando un átomo de
bromo Br (número atómico 35), gana 1 electrón se transforma en un ión bromuro
Br- que tiene la misma configuración del gas noble Kriptón (número
atómico 36). Los iones así formados se atraerán por fuerzas electrostáticas y
el compuesto formado, KBr, se considera unido por un enlace iónico. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
ENK= 0,9 ENBr=
2,8 DEN= 1,9 |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Las estructuras de Lewis de las sustancias iónicas se
representan colocando el símbolo del elemento entre corchetes y su carga por
fuera arriba y a la derecha. En el caso de la sustancia citada anteriormente
la representación es:
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
I.- 1.- a) Propiedades de los compuestos iónicos Los
compuestos iónicos tienen como propiedad más representativa su capacidad para
conducir la corriente eléctrica cuando están fundidos: conductores de segunda
especie. Los ēestado sólido, no son conductores de la electricidad ya
que los iones solamente vibran en sus posiciones de equilibrio. Los compuestos iónicos presentan
generalmente puntos de fusión y ebullición superiores a 500 °C. Esta
propiedad es consecuencia de la gran cantidad de energía calórica que se debe
suministrar para contrarrestar la gran intensidad de las fuerzas de atracción
interiónicas. Usualmente los compuestos iónicos son quebradizos y cristalinos
y están formados por un sinnúmero de
iones positivos y negativos; es decir no existen las moléculas en las
sustancias iónicas sólidas. En la Figura II.2 se observa un ejemplo de una
sustancia que presenta enlace iónico. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
Figura II. 2 : Enlace iónico: sal. El enlace entre los átomos en la sal común
(cloruro de sodio) es un típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el
sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón
de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa). Este
intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los
átomos y iones (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha),
los iones se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es
fuertemente atraído hacia un grupo de ‘vecinos próximos’ de carga opuesta y,
en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de
todo el cristal. |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Un enlace covalente
se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. El enlace covalente
ocurre cuando la diferencia de electronegatividad de los átomos
intervinientes, (DEN) es
menor a 1,7; esto ocurre cuando se unen no metales entre sí o no metales con
hidrógeno. Los enlaces covalentes pueden clasificarse: I.- 2.- a) Enlace covalente propiamente dicho: a1) Enlace
covalente simple a2) Enlace
covalente múltiple (doble o triple) I.- 2.-
b)Enlace covalente dativo o coordinado a1) Enlace
covalente simple: El ejemplo
más simple de este tipo de situación es la combinación de dos
átomos de H para formar una molécula
de H2 . Cada átomo de H necesita un electrón para ser isoelectrónico con el átomo de He, por
lo que una transferencia de
electrones no puede satisfacer los requerimientos de ambos átomos. En vez de
esto, los dos átomos de hidrógeno comparten mutuamente sus electrones. El par compartido "pertenece" a ambos;
se puede considerar que cada átomo de hidrógeno ha ganado un electrón y ha adquirido la estructura
del helio.
En la Figura
II.3 se muestra la formación de un enlace covalente entre 2 átomos de
Hidrógeno: |
Figura II. 3: a) 2 átomos separados de H, cada uno con su
electrón. b) Se forma una
nube electrónica cuando se comparten los electrones. c) Enlace ya
formado, la nube electrónica es altamente densa entre los núcleos.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Este mecanismo de electrones
compartidos constituye un enlace
covalente, la presencia del cual se representa en las estructuras de Lewis
mediante un guión, H-H, o un par de
puntos, H:H. Una vez que se
ha formado el enlace covalente,
los dos electrones enlazantes son atraídos por los dos núcleos, en vez de
uno, y es por eso que el estado enlazado
es más estable que el no
enlazado. a2) Enlaces covalentes múltiples:
Para satisfacer la regla del octeto y
sus requerimientos de covalencia, es frecuente que dos átomos
tengan que compartir más de un par de
electrones. Esto conduce al concepto de enlaces múltiples. Si los pares
compartidos son dos, se obtiene un enlace doble; si son tres es un enlace
triple. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Por ejemplo: La molécula
de oxígeno presenta un enlace doble.
Este elemento posee 6 electrones en su último nivel, por pertenecer al grupo
VIA (16), y para lograr los 8 electrones que exige la regla, cada
átomo aporta 2 electrones al enlace, de modo que se comparten 4 electrones,
es decir, 2 pares.
La molécula
de nitrógeno posee un enlace triple.
Este elemento posee cinco electrones en su último nivel -recordemos
que se trata de un elemento del grupo V (15)- y para lograr los ocho
electrones que exige la regla, cada átomo aporta a la sociedad tres electrones, de modo que comparten
seis, es decir, tres pares:
En
general, dentro de un mismo grupo de la tabla periódica, la capacidad de
formación de enlaces múltiples, manteniendo un octeto de electrones,
disminuye al aumentar el tamaño del
átomo. Con muy pocas excepciones, tales como el S,
sólo los átomos del segundo
período, por ejemplo, C, N y O, pueden formar enlaces múltiples manteniendo
ocho electrones. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
El número de compuestos
en los cuales el azufre forma enlaces
múltiples es muy reducido, y esos enlaces son mucho más débiles que los
análogos del oxígeno.
Pasemos a considerar los efectos que
pueden resultar en la
estructura de las moléculas, la mayor o menor tendencia de sus átomos a la formación de enlaces
múltiples. Compárense los óxidos de fórmulas empíricas CO2 y SiO2 . Tanto el C como el
Si pueden compartir cuatro
pares de electrones, pero los átomos de C forman enlaces múltiples en el CO2 y los del Si del SiO2 son simples. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Para el CO2 podemos escribir la estructura de
Lewis
lo que corresponde a la
fórmula molecular CO2 que es idéntica a la
empírica. Ahora consideremos SiO2 . En ausencia de enlaces
múltiples, el Si comparte cuatro pares de electrones
y el oxígeno
comparte dos pares de electrones por lo que se satisface:
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Si empezáramos a
escribir una fórmula estructural que
pudiera satisfacer los dos requerimientos de compartir electrones,
tendríamos que escribir hasta el
infinito: la estructura no tiene fin. El dióxido de silicio, componente de las rocas y de la arena, es en efecto
una red tridimensional de átomos enlazados en el espacio denominada macromolécula, en la cual no pueden identificarse moléculas
individuales. Por consiguiente "SiO2 " es una fórmula
empírica (sólo indica la relación entre
las cantidades de los átomos
de Si y O) y no una molecular (en
cuyo caso debería representar una partícula con la
cantidad correcta de átomos de cada elemento). |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
Figura II. 4: Representación espacial del SiO2 |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
a) Enlaces covalentes coordinados o dativos En las sustancias
covalentes considerados previamente, cada átomo que tomaba parte de la formación de una unión,
contribuía al par compartido con un electrón; en ciertas
circunstancias, ambos electrones son proporcionados por uno solo
de los átomos. La unión resultante,
se denomina covalencia coordinada dativa. Se la indica en
las estructuras de las
moléculas con una flecha que se origina en el átomo que aporta los dos
electrones al enlace. Esto es sólo a los
efectos didácticos, ya que una vez establecido este enlace, es indistinguible con un enlace formado por
el aporte de un electrón por cada átomo. Por ej.: en el caso de la molécula del SO2 , cada
uno de los átomos intervinientes posee 6
electrones externos. Para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más cercano, el S se une por un
enlace covalente doble con uno de los átomos de O. Ambos átomos han logrado
el octeto, pero el segundo átomo de O, aún no se ha unido a los anteriores.
Lo hace mediante una covalencia dativa del azufre, ya que de otra manera el S
superaría los 8 electrones al compartir nuevos pares con el segundo O. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Es importante insistir
en que la unión coordinada -así como la distinción entre electrones de átomos
diferentes- es sólo un medio para lograr la estructura adecuada, pero
una vez establecida la unión es indistinguible de la unión covalente común y no le
confiere a la molécula propiedades diferenciales respecto de
ésta. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Estructuras de Lewis de los oxácidos, cuya fórmula general HxXyOz Sea X un no metal, H
Hidrógeno, O Oxígeno y x, y, z la cantidad de átomos de cada uno de estos elementos
en la fórmula química. Un mecanismo conveniente a seguir puede sintetizarse
de la siguiente manera: 1)
Colocar
el no metal en el centro y rodearlo de tantos oxígenos como indica la
fórmula. Cada átomo de Hidrógeno se coloca junto a un Oxígeno. 2)
Rodear a
cada uno de los átomos intervinientes de sus electrones de valencia (del
último nivel). 3)
Establecer los enlaces. Es conveniente comenzar por las uniones H-O ya
que solamente podrán formar un enlace covalente simple entre estos átomos; a
su vez, estos oxígenos ahora tendrán 7 electrones de valencia, pudiendo
establecer solamente enlaces simples con el átomo central. Por último, formar
los enlaces con los oxígenos restantes, si es que los hay, mediante enlace
covalente múltiple o dativos. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Ejemplo:
H3PO4
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Con los aniones
derivados de estas sustancias se
trabaja de igual manera, teniendo en cuenta que las cargas negativas se deben
a electrones adicionales que se colocan uno en cada oxígeno. Intente realizar
las representaciones de los siguientes aniones: H2PO4-
y HPO4= |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
I.- 2.- a) Enlaces covalentes polares y no polares Otra manera de clasificar los enlaces covalentes es según su
polaridad. a) Enlace
covalente apolar o no polar Entre átomos idénticos o diferentes pero de igual
electronegatividad DEN=0, los electrones se comparten de
igual forma por ambos. A este tipo de enlace se lo denomina enlace covalente
apolar. Podemos citar los
ejemplos del Hidrógeno (visto en enlace covalente simple) (Figura II.5),
oxígeno (enlace covalente doble), Nitrógeno (enlace covalente triple) o PH3
( 3 enlaces simples). |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
b)
Enlace
covalente polar En cambio, si los dos
átomos enlazados difieren como en el caso del H:Cl, o son idénticos, pero sus vecinos no lo son, como en el
caso de los dos átomos de C en H3C
¾ CCl3 , los electrones no se
comparten por igual: uno de los átomos
(el más electronegativo) atrae
electrones con más fuerza que el otro. El átomo que ejerce la mayor
atracción desarrolla una cierta carga negativa; el otro adquiere una
cierta carga positiva. Estas cargas son inferiores a la unidad, -1 o
+1 y se llaman cargas
parciales, representadas como d+ y
d-.
Así, dado que el cloro es más electronegativo que el hidrógeno, el cloruro de hidrógeno se
representa: |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
d+ d- .. H
¾ Cl : .. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Se dice, entonces, que
estos enlaces covalentes son polares, para diferenciarlos de los
enlaces Cl ¾ Cl o H ¾ H
que son no polares (Figura II.5). El caso límite de desigualdad en los
electrones compartidos es el enlace iónico en los compuestos CsF, NaCl o CaF2. Por lo tanto, el enlace covalente
no polar y el enlace iónico son casos extremos de la distribución de
un par de electrones entre dos núcleos. Entre estos dos extremos se encuentran situados los
enlaces covalentes polares. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
Figura II. 5: Enlace covalente |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Tabla II.1: Carácter iónico de un enlace según la diferencia de
electronegatividad de sus átomos. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Debido a la polaridad de
los enlaces individuales, la totalidad de la molécula puede tener centros con
cargas positiva y negativa separados. Dicha molécula constituye
entonces un dipolo. La
ilustración más simple de una
molécula polar es: |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
El dipolo se simboliza por
medio de m = q x d |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
La unidad para m es el debye (D) , llamado así en honor de Peter Debye, quien fue uno de
los primeros investigadores en
este campo. Como consecuencia del momento dipolo, las moléculas polares
tienden a orientarse en un campo eléctrico con los extremos positivos dirigidos hacia el polo negativo
del campo, y los negativos hacia el
positivo (Figura II.6). La orientación dista mucho de ser perfecta debido al
desorden que les impone la energía cinética
de las moléculas. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Las moléculas diatómicas
con enlace covalente polar presentan, obviamente, momento dipolar no nulo. En
el caso de las moléculas triatómicas, la presencia de
enlaces polares no garantiza
que la molécula sea polar. Lo
mismo ocurrirá en moléculas con mayor
número de átomos. |
Figura II.- 6: Orientación de moléculas polares: (a) sin campo eléctrico; (b) con
campo eléctrico. |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Ejemplificaremos
mediante dos moléculas triatómicas:
El CO2
presenta enlaces C-O que son polares ya que los átomos tienen distinta
electronegatividad; como la molécula es lineal (el ángulo OCO es 180° ) , los vectores momento dipolar
generados por cada enlace resultan opuestos y ,debido a que son de igual
magnitud, el momento dipolar
resultante es cero. En cambio, la molécula de H2O es angular (el
ángulo HOH es distinto de 180° ), de modo que la composición de los dos
vectores momento dipolar resulta en un
momento dipolar no nulo (en rigor, bastante elevado). |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
En base al ejemplo anterior resulta clara la necesidad de conocer la geometría molecular para
decidir si un compuesto que presenta enlaces polares será polar o no.
En realidad, debido
a que existe la posibilidad de
medir experimentalmente el momento
dipolar (o magnitudes derivadas de su presencia), se usa
precisamente esa información
para aportar datos sobre la geometría molecular. De todos modos, existen teorías que permiten predecir en algunos
casos la geometría molecular; las mismas exceden las pretensiones de
este libro. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Excepciones a la Regla del Octeto: La regla del octeto se
aplica sobre todo a elementos del
segundo período. Sin embargo, en elementos pertenecientes al tercer período en adelante puede
producirse una "expansión del octeto". Esto es debido a que pueden
ser utilizados en el enlace los subniveles d. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Ejemplo: PCl5
En esta
molécula cada uno de los 5 electrones d del P se une covalentemente a un átomo
de Cl. En consecuencia, 10 electrones rodearán al átomo central, pero se
cumple el octeto para el cloro. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Dejamos
como ejercicio para el lector la
representación de las estructuras de Lewis de
las sustancias SF6 y IF7 y la
verificación de la extensión del octeto en estos casos. Debe
hacerse notar que tanto el S como el P forman también
numerosos compuestos que
cumplen la regla del octeto. En algunos compuestos el número de
electrones que rodea al átomo central es menor que 8, constituyendo un "octeto incompleto". |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Ejemplo:
BF3 : En esta
molécula, sólo 6 electrones rodean al B, aunque los átomos de F cumplen el octeto.
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
En esta molécula 7
electrones rodean al N. Es una molécula con número impar de electrones, y
como se requiere un número par de electrones para completar 8, en estos casos
nunca se puede satisfacer la regla del octeto.
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
1.- 2.- b) Propiedades de las sustancias covalentes
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
El
enlace covalente se encuentra en dos tipos de estructuras: |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
a) Covalente
molecular, son compuestos formados por moléculas perfectamente
diferenciables. Los átomos de estas moléculas están unidos por enlaces covalentes
fuertes, pero las fuerzas entre las moléculas son débiles. Como resultado,
las moléculas se pueden separar fácilmente y debido a ello suelen ser gases,
líquidos o sólidos que subliman o bien de punto de fusión y ebullición
relativamente bajos. En general no funden a temperaturas superiores a 300°C o no
hierven a más de 600°C. Estos compuestos no conducen la
corriente eléctrica. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
b) Covalente
macromolecular, ejemplificados por el cuarzo (SiO2) y el
diamante (C). Consisten en grandes agregados tridimensionales de átomos
enlazados por enlaces covalentes. Debido a la fuerza de estas atracciones
suelen ser sólidos de punto de fusión y ebullición muy elevados. El SiO2
funde a 1700°C y su punto de ebullición es de 2200°C, en
tanto que el diamante tiene un punto de fusión de 3500°C y de
ebullición de 4200°C. Estos, en general, tampoco conducen
la corriente eléctrica. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
En
cualquier rama de la ciencia o de la ingeniería, nuestra capacidad para
lograr avances va de la mano con nuestra comprensión de las propiedades
fundamentales de los sistemas con los que trabajamos. Examinaremos ahora las
propiedades que distinguen a los metales para relacionar estas propiedades
con un modelo de los enlaces metálicos. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
I.- 3.- a)
Propiedades físicas de los metales |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Los metales comparten ciertas similitudes que nos
permiten clasificarlas como metálicas. Una superficie metálica reciente tiene
un lustre característico. Además, los metales que podemos manipular con las
manos desnudas producen una sensación fría característica relacionada con su
elevada conductividad térmica. Los metales tienen también una alta
conductividad eléctrica; la corriente eléctrica fluye fácilmente a través de
ellos. El flujo de corriente se produce sin que haya desplazamiento de átomos
dentro de la estructura metálica y se debe al flujo de electrones en el
interior del metal. La conductividad térmica de un metal es por lo común
paralela a su conductividad eléctrica. Por ejemplo, la plata y el cobre, que
poseen las conductividades eléctricas más elevadas, también muestran las
conductividades térmicas más altas. Esta observación sugiere que los dos
tipos de conductividad tienen el mismo origen en los metales. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Casi todos los metales son maleables, lo que significa
que se pueden martillar para formar hojas delgadas, y dúctiles, es decir, se
pueden estirar para formar alambres. Estas propiedades indican que los átomos
son capaces de deslizarse unos respecto de los otros. Los sólidos iónicos o
los cristales de la mayoría de los compuestos covalentes no muestran este
comportamiento. Esta clase de sólidos son típicamente quebradizos y se
fracturan con facilidad. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Casi todos los metales forman estructuras sólidas
en las que los átomos están dispuestos como esferas empacadas de manera compacta.
El número de electrones de la capa de valencia disponibles para la formación
de enlaces es insuficiente para que un átomo forme un enlace de par
electrónico con cada uno de sus vecinos. Para que cada átomo comparta sus
electrones enlazantes con todos sus vecinos, estos electrones deben ser
capaces de moverse de una región de enlace a otra. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Modelo de mar de
electrones para los enlaces metálicos |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Un modelo muy sencillo que explica alguna de las características
más importantes de los metales es el modelo de mar de electrones. En este
modelo el metal se representa como un conjunto de cationes metálicos en un
“mar” de electrones de valencia como se ilustra en la Figura II.7: |
Figura II. 7: Modelo de mar de electrones |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Los electrones deben estar confinados al metal por
las atracciones electrostáticas hacia los cationes, y están distribuidos de
manera uniforme en toda la estructura. Sin embargo, los electrones son
móviles y ningún electrón en
particular está confinado a un ión metálico específico. Cuando un alambre
metálico se conecta a los bornes de una batería, los electrones fluyen a
través del metal hacia el borne positivo y hacia el metal desde la batería en
el borne negativo. La alta conductividad térmica de los metales también se
explica por la movilidad de los electrones, la cuál permite transferir
fácilmente la energía cinética por todo el sólido. La capacidad de
deformación de los metales (maleabilidad y ductilidad) se puede explicar por
el hecho de que los átomos metálicos se pueden mover sin que se rompan
enlaces específicos. El material se adapta sin dificultad al cambio de
posición de los átomos, producto de la nueva forma del metal, a través de una
redistribución de los electrones. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
No obstante, el modelo de mar de electrones no
explica adecuadamente todas las
propiedades. Por ejemplo, según el modelo la fuerza de los enlaces entre los
átomos metálicos debería aumentar a medida que lo hace el número de
electrones de valencia, con el consecuente incremento en el punto de fusión.
en cambio, los metales del grupo 6B (Cr, Mo, W), que están |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
en el centro de los metales de transición, tienen los
puntos de fusión más altos en sus períodos respectivos. Los puntos de fusión
a uno y otro lado del centro son más bajos, lo que implica que la fuerza de
los enlaces metálicos aumenta primero al crecer el número de electrones y
luego disminuye. Se observan tendencias similares en otras propiedades
físicas de los metales, como el calor de fusión, la dureza y el punto de
ebullición. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Para explicar alguna de las propiedades físicas de los
metales, necesitamos un modelo más refinado que el mar de electrones para
describir los enlaces metálicos. Se obtiene un mejor modelo aplicando los
conceptos de la teoría de bandas a los metales. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Modelo de bandas para
los metales |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
En un
átomo aislado, los electrones posiblemente se mueven en un campo eléctrico uniforme que tiene
su centro en el núcleo.
Los electrones ocupan entonces
ciertos niveles de
energía definidos siendo los valores
de la energía los mismos para
todos los átomos aislados. Sin embargo, cuando
los átomos integran
un sólido cristalino, los
electrones se encuentran en un campo
eléctrico que no es uniforme,
ya que varía periódicamente a través de toda la red. Resulta de ello que los
niveles de energía electrónicos ya no
están nítidamente definidos, sino
que son reemplazados por bandas de niveles muy próximos que pueden ser ocupados
por los electrones (Figura II.8). Dichas bandas,
en general, están separadas por regiones
de energía prohibidas, aunque
en algunos casos
se puede producir la superposición entre bandas. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
En
un cristal metálico, las bandas más bajas están llenas, es decir, todos los
orbitales están ocupados, pero la banda más elevada, llamada banda de
conducción sólo está ocupada
parcialmente por los electrones "libres". Al aplicarse al
metal un potencial eléctrico los electrones de una banda llena no pueden ser
transferidos a otros niveles, ya que en esta banda no existen niveles
vacantes. |
Figura II. 8: Niveles de enegía
electrónico en un átomo libre simple y en átomos de la red cristalina |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Los electrones que se encuentran en
las proximidades del borde superior de la banda parcialmente llena pueden
pasar a los niveles no ocupados ligeramente superiores dentro de la misma
banda. Pueden entonces moverse libremente de un átomo (o ion) a otro,
haciéndose así posible la conducción eléctrica. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Si las bandas electrónicas del sólido están
completamente llenas, la sustancia es un aislador ya que no existen niveles
no ocupados disponibles para los electrones. Este es el caso, por ejemplo, de numerosos sólidos no metálicos,
como ser carbono (diamante), silicio, azufre, fósforo, etc., en los cuales
cada átomo tiene completo su octeto electrónico formando uniones covalentes
con todos sus vecinos más cercanos (Figura II.9). En principio, un aislador
podría convertirse en conductor si uno (o más) de los electrones de la banda
más elevada pudiera ser expulsado, dejando así un nivel vacante en esta
banda; al mismo tiempo, el electrón es llevado a una banda superior donde se
dispone de muchos niveles vacantes. En general, se necesita una gran energía
para provocar la transferencia aludida de un electrón de una banda a otra,
pero en algunos pocos casos es suficiente la energía de un fotón de luz
visible o de radiación ultravioleta. Las sustancias de este tipo, como son el
selenio y el germanio, se denominan fotoconductores. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Figura II. 9: Niveles de energía en
(A) un conductor, (B) un aislador. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Los fotoconductores forman parte en realidad de un grupo
más extenso de sustancias conocidas como semiconductores; las mismas son
normalmente aisladores, pero pueden adquirir conductividad eléctrica, aunque
en mucho menor escala que los metales, bajo ciertas circunstancias. En años
recientes se ha despertado un considerable interés en sustancias para ser
usadas como transitores, etc., que son conductores debido a la presencia de
una pequeña cantidad de impurezas. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
En los semiconductores, la banda de conducción
cuenta con electrones que ocasionalmente son promovidos a ella por excitación
de las bandas más bajas. La zona prohibida es más estrecha que en el caso de
los aislantes y, por consiguiente, constituye una barrera menos difícil para
dicha promoción. Estas sustancias exhiben conductividades eléctricas bajas.
Una elevación de la temperatura excita a los electrones a la banda de
conducción. Este enriquecimiento aumenta la conductividad eléctrica en mayor
grado que la disminución que provoca el aumento de vibración de los átomos.
El resultado neto es que la conductividad eléctrica de los semiconductores
aumenta al elevarse la temperatura. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
I.- 3.- b)
Superconductividad |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Como podemos ver en la Figura II.10 , un conductor metálico
disminuye su conductividad con la temperatura (o lo que es lo mismo aumenta
su resistencia). Un semiconductor aumenta su conductividad con la temperatura
(disminuye su resistencia). Un superconductor es una sustancia cuya
resistencia es 0 (conductividad ¥) hasta cierta temperatura, luego su resistencia se hace alta,
por lo tanto disminuye su conductividad. |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
Figura II.- 10: Grafico de resistencia respecto de la
temperatura de los conductores |
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
