Enlace Químico
Enlace iónico: Propiedades de los compuestos iónicos
Enlace covalente: Estructuras de Lewis de los oxácidos,
de fórmula general H
xXyOz.  Enlaces covalentes polares y no polares
Propiedades de las sustancias covalentes
Enlace metálico
Propiedades físicas de los metales. Superconductividad
Fuerzas Intermoleculares:
Fuerzas dipolo-dipolo
Fuerzas ion dipolo
Fuerzas de ion-dipolo inducido
Fuerzas dipolo permanente- dipolo inducido
Enlace por puente de hidrógeno
Fuerzas de London

PROBLEMAS CAPITULO II              PROPUESTA EXPERIMENTAL

EJERCICIOS INTERACTIVOS

 

 

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.

 

I.- ENLACE QUÍMICO

 

      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.

 

 

I.- 1.- Enlace iónico

 

 

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.

 

I.- 2.- Enlace covalente

 

 

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.

 

 

Diferencia de electronegatividad

Carácter iónico porcentual

 

Diferencia de electronegatividad

Carácter iónico porcentual

0,1

0,5

1,7

51

0,2

1

1,8

55

0,3

2

1,9

59

0,4

4

2,0

60

0,5

6

2,1

67

0,6

9

2,2

70

0,7

12

2,3

74

0,8

15

2,4

76

0,9

19

2,5

79

1,0

22

2,6

82

1,1

26

2,7

84

1,2

30

2,8

86

1,3

34

2,9

88

1,4

39

3

89

1,5

43

3,1

91

1,6

47

3,2

93

 

 

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                                                donde la  flecha apunta hacia el polo negativo. Las moléculas polares poseen un momento dipolo, m , que es el producto de la magnitud de la carga  efectiva q, y la distancia d, entre los centros de cargas opuestas.

 

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.

 

 

 

 

 

     

 

I.- 3.- Enlace metálico

 

 

 

 

 

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

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

II.- FUERZAS INTERMOLECULARES

 

 

 

 

 

En las secciones anteriores se estudiaron las fuerzas de atracción entre átomos. Se considerarán ahora las fuerzas de atracción intermoleculares, es decir, las que actúan entre moléculas, iones y entre ambos. Estas fuerzas intermoleculares determinan si una sustancia existirá en forma gaseosa, líquida o sólida a cierta temperatura y presión.

 

 

 

 

 

II.- 1.-  Fuerzas dipolo-dipolo

 

 

 

Las interacciones dipolo-dipolo permanentes, existen entre las moléculas covalentes polares, debido a la atracción de la zona de densidad positiva de una molécula y la zona de densidad negativa de otra. (Figura II.11)

 
A mayor momento dipolar, mayores fuerzas, las que varían según 1/d4 siendo d la distancia intermolecular. Por lo tanto, estas fuerzas son efectivas solo a distancias cortas.  En los líquidos, las moléculas polares son libres de moverse en relación con las demás; en algunas ocasiones adoptan una orientación que es atractiva y en otras ocasiones una orientación que es repulsiva. Sin embargo, en promedio resulta en una interacción atractiva entre las moléculas.
Figura II.11:  Las moléculas polares se atraen entre sí debido a la interacción de las cargas parciales de sus dipolos eléctricos.

 

 

 

II.- 2.-   Fuerzas ión – dipolo
 

 

 

 

 

Una fuerza ion - dipolo existe entre un ión y la carga parcial de signo opuesto del extremo de una molécula polar (Figura II.12).

 

 

 

 

 

 

 

Figura II. 12: Fuerza entre un catión o un anión y un dipolo.

 

 

 

 

 

La energía de interacción, E, entre un ión y un dipolo, depende de la carga del ión, Q, y del momento dipolar, m, y de la distancia, d, del centro del ión al punto medio del dipolo:

 

 

 

 

 

E µ Qm/ d2

 

 

 

 

 

 Las fuerzas ión-dipolo son especialmente importantes en disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares. Por ejemplo, en una disolución acuosa  de NaCl, los iones Na+ y  Cl- se rodean de moléculas de agua actuando como un aislante eléctrico que mantiene a los iones separados.

 

 

 

 

II.- 3.-  Fuerzas de ión-dipolo inducido

 

 

 

 

 

Un ion puede alterar la densidad electrónica de un átomo o una molécula no polar que se encuentra en su cercanía. La distribución electrónica del átomo se distorsiona por la atracción ejercida, si el ión es positivo o por la repulsión ejercida, si el ión es negativo, resultando la formación de un dipolo inducido (Figura II.13).

 

 

 

   

Figura II. 13: Fuerzas ión - dipolo inducido

 

 

 

 

 

 La fortaleza de la interacción también depende de la carga del ion y de la polarizabilidad de la molécula. Así, cuanto más esparcida esté la nube electrónica en el volumen molecular mayor será su polarizabilidad.

 

 

 

 

II.- 4.-  Fuerzas dipolo permanente- dipolo inducido
 

 

 

 

 

Semejante al caso anterior con la diferencia que la partícula inductora es una molécula polar en lugar de un ion (Figura II.14). Estas fuerzas son sólo más importantes que las dipolo instantáneo-dipolo inducido (London).

 

 

 

 

 

Figura II. 14: Fuerza ión – dipolo.

 

 

 

 

II.- 5.-  Fuerzas  puente de hidrógeno

 

 

 

 

 

El puente de hidrógeno se produce entre un átomo de hidrógeno de un enlace muy polarizado  y un par de electrones no compartidos de un átomo muy electronegativo (F,O,N) de una molécula vecina.

 

 

 

 

 

El fluoruro de hidrógeno constituye un ejemplo importante de presencia de puentes de hidrógeno. En este caso, debido a la naturaleza fuertemente electronegativa del flúor, los electrones de la unión pasarán la mayor parte del tiempo sobre el átomo de flúor, generando una alta densidad de carga positiva sobre el hidrógeno y una alta densidad de carga negativa sobre el flúor. Esta carga negativa (prácticamente puntual ya que el átomo de flúor es pequeño) atrae al hidrógeno de una molécula vecina compartiendo con él uno de sus pares libres. De este modo el puente de hidrógeno mantendrá unida a las dos moléculas; en realidad, éste enlace se extenderá a otras moléculas vecinas formando finalmente una cadena de moléculas como se ve en el esquema siguiente, en la que se ha simbolizado con ---- al puente de hidrógeno.

 

 

 

 

 

F ¾ H - - - - -F  ¾ H - - - - - F  ¾ H - - - - F  ¾  H

 

 

 

 

 

Se puede mencionar aquí que los puentes de hidrógeno, aunque más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo, son mucho más débiles que los enlaces ordinarios, de modo que se rompen fácilmente cuando la temperatura se eleva, su valor está en el intervalo de 15 a 20 KJ/mol.

 

 

 

 

 

Este enlace es responsable de los puntos de fusión y ebullición inusualmente altos de compuestos tales como el HF, el H2O y el NH3, en comparación con compuestos del hidrógeno con los otros elementos del grupo VII A (17), VI A (16)  y V A (15) respectivamente (Figura II.15)

 

 

 

 

Figura II. 15: Gráfico de Temperatura de ebullición vs. Peso molecular para sustancias con diferentes enlaces.

 

 

 

 

 

La diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el carbono (grupo IV A) es pequeña y no hay pares de electrones no compartidos sobre el carbono; por lo tanto, el CH4 no posee enlace de hidrógeno.

 

 

 

 

 

Discutiremos ahora cómo la formación de enlaces de hidrógeno similares explica las propiedades anormales del agua. En este caso, como hay dos átomos de hidrógeno unidos a cada átomo de oxígeno, y cada uno de éstos tiene dos pares de electrones aislados donde pueden adherirse los puentes de hidrógeno, es posible que cada molécula de agua esté rodeada por otras cuatro conectadas con la molécula central por puentes de hidrógeno. Esta estructura existe, en efecto, en el hielo, donde cada cristal está formado prácticamente por una “molécula” grande, ya que cada unidad H2O se encuentra unida a otras cuatro. Después de la fusión persiste la misma estructura en gran parte en el agua líquida en la vecindad de 0º C, pero a medida que la temperatura se eleva se produce en parte la ruptura de los puentes de hidrógeno. No obstante, en el agua líquida, a temperaturas ordinarias, existe aún una complejidad considerable, puesto que en todo momento cada unidad H2O se halla unida por puentes de hidrógeno a otras dos o tres unidades. Aunque probablemente hay un continuo intercambio entre las moléculas del líquido, es evidente que existen en el agua estructuras que comprenden un gran número de moléculas, aunque no definido. Como el oxígeno es menos electronegativo que el flúor, el vapor de agua consiste en moléculas simples, sin puentes de hidrógeno; eso mismo parece suceder en el amoníaco gaseoso.

 

 

 

 

II.- 6.-  Fuerzas de London (dipolo instantáneo-dipolo inducido)

 

 

 

 

 

Las fuerzas de London, surgen de la atracción entre dos dipolos instantáneos. Los dipolos se generan debido a fluctuaciones en la ubicación de los electrones en las moléculas. Aunque los dipolos instantáneos cambian permanentemente de dirección, permanecen algún tiempo atraídos entre sí (Figura II.16)

 Figura II.16:  Fuerzas de London

 

 

 

Todos los gases, incluyendo los elementos con moléculas no polares como O2, N2  y F2 , e incluso los gases nobles, que son monoatómicos, como el Ne y el He, pueden licuarse. Esto implica la existencia de cierta fuerza de atracción incluso  entre estas moléculas no polares. Puesto que estas sustancias tienen puntos de ebullición muy bajos, las fuerzas de atracción son algo débiles y en general, casi siempre más débiles que las fuerzas dipolo-dipolo. A estas fuerzas débiles se les llama fuerzas de London, y son importantes solo a distancias extremadamente cortas ya que varian según 1/d7.

 

 

 

En una molécula de He, los electrones se mueven a cierta distancia del núcleo, en cualquier instante puede darse que la molécula tenga un momento dipolar creado por las posiciones específicas de los electrones. Este momento dipolar se llama momento instantáneo porque solo dura una fracción pequeñísima de segundo;  en el siguiente instante los electrones están en diferentes posiciones y la molécula tiene un nuevo dipolo instantáneo y así sucesivamente. Estos momentos dipolares inducidos hacen que las moléculas no polares se atraigan entre sí.

 

 

 

 

Experimentalmente se ha determinado que algunos gases nobles y moléculas no polares, revelan que el punto de ebullición aumenta con la polarizabilidad de la nube electrónica, esto puede verse, en el gráfico anterior  donde se observa que en ausencia de enlace por puente de hidrógeno, los puntos de ebullición de sustancias análogas (CH4, SiH4, GeH4, SnH4) aumentan con regularidad al aumentar el tamaño molecular.  Las fuerzas de London tienen lugar aún en caso de moléculas covalentes polares. La efectividad creciente de estas fuerzas justifica el incremento de los puntos de ebullición en la secuencia HCl  <  HBr  < HI  y  SH2 <  H2Se < H2Te, como queda evidenciado en el gráfico (Figura II .15) anteriormente citado.

 

 

 

 

 

También esta relación depende de la forma de la molécula. Esta dependencia queda demostrada al comparar los puntos de ebullición y fusión de dos sustancias de igual fórmula molecular, C5H12. Una de ellas puede considerarse como una cadena en zigzag y otra como una esfera. El acercamiento lateral de dos moléculas es más efectivo para el que tiene forma en zigzag, así las fuerzas de London son más importantes y, por consiguiente, su punto de ebullición es 27° C más alto.