6-El enlace quimico

I.E.S. JOSÉ PLANES Departamento de Física y Química José Frutos Lorca

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Física y química – 3º E.S.O. Pag. 1 / 25

6. EL ENLACE QUÍMICO

¿Cómo se unen los átomos entre sí?

A.1. Anteriormente hemos visto que la materia ordinaria está compuesta por algo más de un centenar de átomos distintos. Sin embargo, sabemos que en la naturaleza existen millones de sustancias químicas con propiedades diferentes. ¿Cómo es posible que con tan pocos átomos haya tantas sustancias?

La explicación es que los átomos se pueden agrupar entre ellos de maneras muy diferentes y en distintas proporciones, lo que da lugar a un número enorme de combinaciones posibles. Así podemos encontrar:

Moléculas discretas. Conjuntos iguales de átomos (unidos en todos ellos en la misma proporción) con la misma forma geométrica, formando grupos desde 2 hasta centenares de átomos, que forman las unidades características de la sustancia que se trate. Este es el caso, por ejemplo, del agua, amoniaco, oxígeno, butano, etc.

C H 4 10ButanoAguaAmoniacoOxígeno O2 NH3 H O2

Macromoléculas. Conjunto indefinido de átomos que se extiende en las tres direcciones del espacio formando una especie de molécula gigante. Este es el caso, por ejemplo, del diamante, formado por una macromolécula de átomos de carbono unidos entre sí (en el esquema siguiente sólo hemos dibujado un trozo de la macromolécula, donde las líneas rectas representan enlaces y

las esferitas átomos de carbono).


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Agregados formados por iones con cargas de distinto signo. Conjunto indefinido de diferentes iones positivos (cationes) y negativos (aniones) que se unen entre sí (en las tres direcciones del espacio) en una proporción determinada, formando redes cristalinas. Por ejemplo, el cloruro de cesio (CsCl).

Agregados de iones positivos (cationes). Conjunto indefinido de iones positivos (cationes), unidos entre ellos en las tres direcciones del espacio. Los átomos de los metales se agrupan de esta forma dando lugar a lo que se denomina “redes metálicas”.

+

+

+

+

+

+

+

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+

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+

+

Las distintas formas de agruparse unos átomos con otros puede explicar que existan millones de sustancias químicas diferentes. Sin embargo, queda pendiente la cuestión de cómo se unen unos átomos con otros o unas moléculas con otras.


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El estudio de los diferentes tipos de unión (enlace químico) que se pueden dar entre los átomos (neutros o cargados eléctricamente) para formar las distintas sustancias existentes constituye uno de los capítulos más importantes de la Química. A.2. ¿Qué importancia puede tener, en principio, el estudio del enlace químico? El interés que tiene el estudio de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, a las moléculas y a los iones, para formar agregados de cierta estabilidad se comprende si tenemos en cuenta que puede ayudarnos a interpretar muchas de las propiedades que presentan las sustancias, como:¿Por qué algunos compuestos (como ocurre con el agua) pueden pasar de líquido a vapor con bastante facilidad y, en cambio, cuesta mucha más energía conseguir descomponerlos?

o ¿Qué hace que una sustancia pueda disolverse en otra? ¿Por qué, por ejemplo, el cloruro de sodio (sal común) se disuelve bien en agua y, en cambio, no se disuelve en otras sustancias como el tetracloruro de carbono o el benceno?

o ¿Por qué algunas sustancias, como el cloruro de sodio, en fase sólida no conducen bien la corriente eléctrica y en cambio sí que lo hacen sus disoluciones o simplemente, cuando se funden?

o ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas para dar distintas sustancias? Por ejemplo: ¿Por qué el cloruro de sodio es NaCl y no es Na2Cl?

Además, conviene tener en cuenta que el conocimiento de los diferentes tipos de enlace químico es esencial para poder fabricar nuevas sustancias, que no existen en la naturaleza, de propiedades que por alguna razón nos interesen (colas y pegamentos sintéticos, medicamentos, plásticos, cristal líquido...) y también para interpretar las variaciones de energía que acompañan a muchos procesos químicos (a veces muy intensas, como ocurre, por ejemplo, con los explosivos). Por otra parte, de dicho estudio se puede obtener información respecto a la forma real de las moléculas y, en general, de los distintos agregados que constituyen los compuestos químicos.

En este tema estudiaremos cómo se forman y en qué consisten los tipos de enlace más importantes, lo que nos permitirá dar unas primeras explicaciones a la mayoría de los interrogantes anteriores.

1. CLASIFICACION DE LAS SUSTANCIAS DE ACUERDO A SUS PROPIEDADES

Parece lógico suponer que las propiedades características de las sustancias aporten alguna información acerca de la forma en que están unidos los átomos que las forman. Por eso comenzaremos por preguntarnos:

A.3. ¿Qué propiedades de las sustancias pueden tener alguna relación con el tipo de unión existente entre sus partículas (fuerte o débil, existencia o no de partículas cargadas, etc.? La materia que nos rodea está constituida por sustancias con distinto aspecto y propiedades. El conocimiento de tales propiedades puede aportar alguna información acerca de las fuerzas que hacen unirse a las partículas que forman una sustancia. Así, por ejemplo, los puntos de fusión y ebullición de las diversas sustancias son indicativos de la mayor o menor fuerza de enlace entre las partículas (átomos, iones o moléculas) que constituyen el sólido o líquido (si son altos cabe pensar en enlaces fuertes y si son bajos en enlaces débiles). Si una sustancia, en determinadas condiciones,


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conduce la corriente eléctrica, podría pensarse en la existencia de partículas cargadas, ya que la corriente eléctrica supone precisamente un desplazamiento de cargas. Otras propiedades pueden ser la solubilidad, la facilidad de deformación, la dureza, la facilidad para romperse (fragilidad), etc.

El agua, por ejemplo, es una sustancia que a la presión atmosférica funde a 0ºC, hierve a 100 ºC y apenas conduce la corriente eléctrica, mientras que el hierro funde a 1535 ºC, hierve a 3233 ºC y sí conduce la corriente eléctrica; el diamante es muy duro, mientras que el sodio se puede cortar con un cuchillo, etc. El hecho de que existan tantas propiedades y que éstas puedan tomar valores muy distintos dependiendo de la sustancia de que se trate, hace que resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o atípicas. No obstante, a pesar de estos inconvenientes, ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en tres grandes grupos:En primer lugar nos encontramos con sustancias como el cloruro de sodio, sulfato de cobre, sulfato de calcio, fluoruro de calcio... que suelen ser compuestos sólidos de aspecto cristalino, frágiles y con elevados puntos de fusión y ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y no lo son en disolventes tipo benceno. No son conductores de la corriente en estado sólido, pero sí lo son sus disoluciones acuosas y también ellos mismos cuando se funden. La existencia de este grupo de sustancias, está ligada a una forma de enlace que, por razones que luego veremos, se denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustancias como compuestos iónicos.

En segundo lugar, hay sustancias como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono, amoniaco, acetona, naftaleno, yodo, las ceras, etc., muchas de las cuales (como las 5 primeras citadas) se encuentran habitualmente en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad, ya que resisten elevadas temperaturas sin descomponerse. En cambio, las que habitualmente se hallan en estado líquido o sólido (como las cuatro últimas citadas), tienen por lo general bajos puntos de fusión y de ebullición. Por otra parte, los sólidos de esta clase generalmente no se disuelven en disolventes del tipo del agua (sí que lo hacen en los del tipo del benceno). Además, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica en estado líquido o sólido y tampoco lo hacen sus disoluciones. Todo este comportamiento hace suponer la existencia de fuertes uniones dentro de las moléculas (dada la dificultad para descomponerlas), y de débiles uniones entre unas moléculas y otras (dada la facilidad con que se logra separar las moléculas). Es decir, se pone de manifiesto la existencia en este tipo de sustancias de dos formas de enlace asociadas, denominándose a la primera enlace covalente y conociéndose las débiles uniones intermoleculares como enlaces por fuerzas de Van der Waals. A este grupo de sustancias se le denomina como sustancias covalentes.

En algunos casos se presenta sólo uno de los enlaces anteriores. Así, hay sustancias como los gases nobles que son monoatómicas. Cuando se baja mucho la temperatura y un gas noble se licua, entre sus átomos se dan sólo débiles enlaces intermoleculares. Por otra parte, hay sustancias, como el diamante (C ) o el cuarzo (SiO2), en las que sólo existen fuertes enlaces de tipo covalente entre los átomos (sustancias covalentes atómicas). Como para fundir a estas últimas sustancias hay que romper un gran número de enlaces covalentes, presentan elevados puntos de fusión (del orden de 4000 ºC en el diamante y de 1700 ºC en el cuarzo), son muy duras e insolubles. Como tampoco hay posibilidad de movimiento de cargas (no hay iones y los electrones de enlace están muy localizados), no


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conducen la corriente eléctrica. Normalmente se hallan formando cristales (redes atómicas tridimensionales).

Diamante

Por último, nos referiremos a los metales como, por ejemplo, sodio, hierro, cobre, mercurio, plomo, oro, calcio, aluminio, plata, etc., cuya propiedad más típica es su carácter conductor del calor y la electricidad en estado sólido. Los metales constituyen más de las tres cuartas partes de los elementos del Sistema Periódico, por lo que no es de extrañar que entre ellos exista una gran variedad en propiedades tales como dureza, punto de fusión, etc. Muchos tienen un brillo característico y son fácilmente deformables, es decir, son dúctiles y maleables (se les puede dar fácilmente forma de hilos y láminas). El tipo de enlace existente entre los átomos de un metal se denomina, por razones evidentes: enlace metálico. Los metales son insolubles en agua y otros disolventes y, a temperatura ambiente (salvo alguna excepción como el mercurio), son sólidos.

A.4. Para evaporar totalmente 1 kg de agua (a presión y temperatura ambientes) se necesita una energía del orden de 2400 kilojulios (kJ). En cambio, para descomponer esa misma cantidad de agua en hidrógeno y oxígeno gaseosos, se precisa una energía del orden de 15600 kJ. ¿A qué se debe dicha diferencia? A.5. En la tabla siguiente se han recogido las propiedades características de

cuatro sustancias sólidas a la temperatura y presión ordinarias. Señalad cuál de ellas puede considerarse un compuesto iónico, cuál un metal, cuál un compuesto cuyas partículas están unidas por fuerzas intermoleculares y cuál una sustancia en la que sólo hay enlace covalente entre los átomos que la forman.

Propiedad analizada

Sustancia sólida analizada

P Q R S

Punto de fusión >3500 ºC 808 º 80 º 1083 º

Solubilidad en agua No Sí No No

Solubilidad en benceno No No Sí No

Conductividad eléctrica en estado sólido No No No Sí

Conductividad eléctrica en disolución o fundida No Sí No Sí

Deformabilidad del sólido No Frágil Frágil Sí

Medallade

Oro


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Atendiendo a las propiedades reflejadas en la tabla anterior, podemos pensar que la sustancia P, caracterizada por mantenerse en estado sólido a temperaturas muy elevadas, no ser soluble y no conducir la corriente eléctrica, es una sustancia covalente atómica (macromolécula). Análogamente, la sustancia Q, caracterizada por tener un punto de fusión alto, ser soluble en agua, no conducir la corriente eléctrica cuando se encuentra en estado sólido pero sí hacerlo cuando se funde, etc., es una sustancia típicamente iónica. Finalmente, analizando las propiedades de R y de S podemos concluir que se trata de una sustancia covalente molecular y un metal respectivamente. De hecho, P corresponde al diamante, Q corresponde al cloruro de sodio, R al naftaleno y S al cobre.

A.6. Construid en vuestro cuaderno y completad, una tabla (del tamaño que sea necesario) como la que se propone a continuación, en la que se trata de resumir los tipos de sustancias y formas de enlace que acabamos de estudiar.

Sustancias iónicas Sólo compuestos formados por iones con carga de distinto signo.

(Enlace iónico)

Sustancias covalentes Metales

Sustancias simples formadas por átomos de un metal.

(Enlace metálico)

Sustancias atómicas simples o compuestas (Sólo fuertes enlaces covalentes entre los átomos)

Sustancias moleculares simples o compuestas. formadas por moléculas individualizadas (Enlace covalente entre los átomos de una misma molécula y, en el caso de sólidos y líquidos, débiles fuerzas intermoleculares entre las propias moléculas)

Punto de fusión

Solubilidad

Conductividad eléctrica

Propiedades mecánicas

Estado físico en condiciones ordinarias

Ejemplos típicos


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En resumen, pues, el estudio de las propiedades de las sustancias nos permite agruparlas en tres grandes grupos (iónicas, covalentes y metálicas), poniendo en evidencia la existencia de cuatro formas distintas de interacción entre partículas: enlace iónico, enlace covalente, fuerzas inter-moleculares y enlace metálico.

A.7. Diseñad posibles experiencias (cualitativas) para caracterizar distintas sustancias atendiendo a las siguientes propiedades: a) solubilidad en agua y en xileno, b) conductividad en estado sólido y en disolución, c) puntos de fusión, d) deformabilidad. Para ver si una sustancia se disuelve o no en agua destilada o en un disolvente orgánico bastará con utilizar dos tubos de ensayo que llenaremos hasta la mitad con cada uno de dichos disolventes. Como disolvente orgánico es mejor utilizar xileno porque es menos tóxico que el benceno (y hacerlo en campana de gases). A continuación se trata de añadir un poco de la sustancia cuya solubilidad queremos investigar (mejor si está en polvo) y proceder a agitar el tubo con cuidado. Si la sustancia se disuelve en agua y no lo hace en xileno, es posible que se trate de una sustancia iónica, por el contrario, si no se disuelve en agua y sí lo hace en xileno, podría tratarse de una sustancia covalente.Para estudiar la conductividad eléctrica, conviene realizar primero una “prueba en blanco”: El agua pura apenas conduce la electricidad y tampoco lo hace el xileno. Se trata de comprobarlo utilizando para ello un circuito provisto de una pila, dos hilos de cobre con las puntas (de ambos extremos) peladas, un interruptor, y una pequeña bombilla o, mejor todavía, un amperímetro con el que se pueda detectar el paso de corriente eléctrica. A continuación en un vaso vertemos un poco de agua destilada y en otro un poco de xileno. Si conectamos los cables a la pila e introducimos los extremos libres en cualquiera de los dos vasos y conectamos el interruptor comprobaremos que la bombilla no se enciende en ninguno de los dos casos. Si además de la bombilla (o en su lugar) hemos dispuesto un amperímetro, podemos ver que la intensidad de la corriente es muy pequeña o nula.Para averiguar si la sustancia problema es o no un buen conductor en estado sólido, bastará con tomar un trozo alargado de la misma e intercalarlo en el circuito en lugar del vaso con el disolvente. En el caso de que lo que se quiera investigar sea la conductividad de la disolución, habrá que disolver la sustancia problema y sumergir los extremos libres de los cables en la disolución resultante. Si la sustancia conduce la corriente en estado sólido, puede tratarse de un metal. Si se disuelve en agua y la disolución resultante conduce la corriente eléctrica, habrá que pensar en una sustancia iónica. Finalmente, si se disuelve en xileno y la disolución resultante no conduce la corriente eléctrica, concluiremos que se trata de una sustancia covalente.

Por lo que respecta a los puntos de fusión de distintos sólidos, como de lo que se trata es simplemente de averiguar si son altos o bajos, podemos recurrir a introducir una pequeña cantidad de la sustancia problema en un tubo de ensayo y calentar a la llama durante un cierto tiempo (como máximo 1 minuto). Si pasado ese tiempo la sustancia no funde, podemos concluir que su punto de fusión es alto, si por el contrario funde enseguida, antes de que transcurra el minuto, el punto de fusión será bajo. Sólidos que funden a temperaturas elevadas son indicativos de sustancias iónicas, mientras que si la temperatura de fusión es baja, en general corresponde a sólido covalente molecular. En los metales el punto de fusión puede variar ampliamente (alguno, como el mercurio,


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es líquido a temperatura ambiente; otros como el estaño y el plomo, funden con bastante facilidad y otros, como el cobre, tienen puntos de fusión de más de 1000 ºC).

A.8. Proceded a la caracterización de las sustancias presentadas por el profesor y determinad a cuál de los tres grandes grupos (iónicas, covalentes o metálicas) pertenecen. Se pueden utilizar sustancias como: cloruro de sodio, yodo, granalla de cinc, cobre, naftaleno, azufre, etc., cuyas propiedades características pueden establecerse de forma cualitativa tal y como acabamos de indicar. Se trata de realizar las experiencias propuestas y rellenar la tabla siguiente con los resultados cualitativos obtenidos (basta señalar sí o no). En la última columna hay que indicar qué tipo de sustancia es (iónica, covalente o metálica).

Sustancia Solubilidad en agua

Solubilidad en xileno

Conductividad de la corriente eléctrica en estado sólido

Conductividad de la corriente en disolución

Punto de fusión (alto o bajo)

Tipo de sustancia(iónica, covalente o metálica)

cloruro de sodio

granalla de cinc

azufre

cobre

naftaleno

yodo Según hemos visto, del estudio experimental de las propiedades de distintas sustancias parece deducirse la existencia de cuatro tipos distintos de enlace químico: iónico, covalente, por fuerzas intermoleculares y metálico. No obstante, no sabemos todavía por qué se forman esos enlaces ni en qué consiste exactamente cada uno de ellos. En lo que sigue nos detendremos en estos puntos y elaboraremos un modelo explicativo elemental de cada tipo de enlace. Como es lógico, estos modelos teóricos deberán explicar satisfactoriamente las propiedades observadas en los correspondientes grupos de sustancias. 2. EL ENLACE COMO CONSECUENCIA DE LA TENDENCIA A LA ESTABILIDAD

La experiencia nos muestra que cualquier sistema que se deje en libertad, si espontáneamente sufre cambios, lo hace siempre de modo que pasa desde un estado inicial hacia otro estado final más estable que el primero. Habitualmente, el estado más estable es de menor energía y, por esta razón, durante los cambios se produce una pérdida de energía. Por ejemplo: si soltamos la bolita de un péndulo desde una posición inicial que no coincida con la vertical, veremos que se pone a oscilar y que poco a poco se va parando (va perdiendo energía a causa del rozamiento con el aire) hasta que, finalmente, queda en reposo con el hilo vertical.


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Nadie ha observado nunca que tenga lugar el proceso contrario al anterior, es decir: dejar la bolita colgando del hilo en la vertical y que espontáneamente se mueva hasta quedar en reposo en una posición separada de la vertical. Decimos que el estado final de la bolita en el que el hilo está completamente vertical y ésta no se mueve, es más estable que el inicial (bolita separada de la vertical). Podemos plantearnos si en los procesos químicos ocurre o no algo parecido.

La mayoría de los átomos en la naturaleza se hallan unidos unos a otros. Sin embargo los átomos de los gases nobles difícilmente se unen a otros y todos ellos se caracterizan por tener 8 electrones de valencia (excepto el helio que sólo tiene 2). A principios del siglo XX los científicos Kössel y Lewis, de forma independiente, y basándose en el hecho de la escasa reactividad de los gases nobles (lo que permite suponer que la forma en como están distribuidos los electrones en estos átomos es muy estable), sugirieron que el resto de los átomos lo que “intentan” con sus uniones es que su estructura electrónica sea como la del gas noble más próximo. Esto se conoce habitualmente como regla del octeto y puede interpretarse, en principio, como el paso de un estado inicial (átomo normal) a otro estado final más estable (átomo con la misma estructura electrónica que un gas noble).Recordemos que, en el Sistema Periódico corto, el número de electrones de valencia de un átomo coincide con el número de la columna en la que se encuentra. Para observar mejor los electrones de valencia se recurre a representar el resto atómico (núcleo más electrones internos) por el símbolo del elemento y a los electrones de valencia como puntos que le rodean. La representación de los átomos de sodio, calcio, carbono, nitrógeno, azufre y neón sería respectivamente:

N S NeNa. C. .. .Ca¨ ¨

¨¨ ¨

¨

¨ ¨¨· · ··

En los símbolos anteriores, cada punto equivale a un electrón. La posición de dichos puntos es arbitraria, pudiendo estar en cualquier lado del símbolo que representa el resto atómico. Se denominan estructuras de Lewis.


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A.9. Ayudándoos de un Sistema Periódico corto representad los átomos de litio, cloro, magnesio, aluminio, silicio, fósforo, oxígeno, helio y argón, mediante el resto atómico rodeado de los puntos necesarios para indicar los electrones de valencia. Así pues, en una primera aproximación, podemos suponer que los átomos se enlazan unos con otros porque de esta manera evolucionan a un estado de mayor estabilidad, adquiriendo la misma configuración electrónica del gas noble más próximo.

A continuación veremos como, mediante la regla del octeto, es posible también elaborar modelos de los distintos tipos de enlace químico y cómo cada modelo de enlace es capaz de explicar las propiedades que se observan experimentalmente en las sustancias en las que se presenta dicho tipo de enlace.

3. EL ENLACE IÓNICO

En el tema anterior vimos que el sodio tiene 11 electrones distribuidos de la siguiente forma:

Como podemos ver, el sodio es un elemento que se encuentra en la primera columna del Sistema Periódico y que tiene un único electrón de valencia (un solo electrón en el nivel de energía más externo). Si perdiera ese electrón, su último nivel de energía sería el segundo y tendría 8 electrones (como el gas noble Ne). En principio podríamos pensar que también podría ganar 7 electrones y quedarse así con 8 en el tercer nivel de energía, pero esa es una idea que hay que descartar porque, como es lógico, el proceso de ganar 7 electrones sería mucho más difícil que perder sólo uno.

Igual sucede con todos los elementos de la primera columna del Sistema Periódico. A todos ellos les sobra un electrón para tener 8 en la última capa (excepto al Li que se quedaría con 2, como el gas noble He). Por lo que, cabe esperar que su comportamiento químico sea "tendente" a perder ese último electrón.

A.10. Buscad en el tema anterior la estructura electrónica de algún elemento de la segunda y de la tercera columna del Sistema Periódico corto y justificad cuántos electrones deberían perder los elementos de la segunda y tercera columna para quedar en el último nivel de energía con estructura electrónica estable de gas noble. Los elementos que se encuentran en las dos primeras columnas del Sistema Periódico son ejemplos de elementos bastante metálicos. Se trata de elementos que pueden perder los electrones de valencia con relativa facilidad para así adquirir la estructura estable de gas noble.Fijémonos ahora lo que le ocurre a un elemento como el cloro. En el tema anterior vimos que el átomo de cloro (Cl) tiene 17 electrones distribuidos de la siguiente forma:


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Como podemos ver le falta tan solo un electrón para poseer 8 electrones en su último nivel de energía (y es más fácil que gane ese electrón que el que pierda 7).Lo mismo ocurre con todos los elementos de la columna VIIA del Sistema Periódico. A todos ellos les falta un electrón para tener una estructura electrónica estable de gas noble en el último nivel de energía.

A.11. Buscad en el tema anterior la estructura electrónica de algún elemento de la quinta y de la sexta columna del Sistema Periódico corto y justificad cuántos electrones deberían ganar para quedar en el último nivel de energía con estructura electrónica estable de gas noble. Los elementos de la sexta y séptima columnas del Sistema Periódico corto son ejemplos de elementos bastante no metálicos. A todos ellos les faltan unos pocos electrones en su último nivel de energía para adquirir estructura electrónica de gas noble.

Se comprueba experimentalmente que, en general, el carácter metálico (facilidad con que un átomo pierde electrones) aumenta hacia la izquierda y hacia abajo del Sistema Periódico (cuantos menos electrones ha de perder el átomo y más grande es) y que el carácter no metálico (facilidad con que un átomo gana electrones) aumenta, en general, hacia la derecha y hacia arriba del Sistema Periódico (sin contar la columna 8 de los gases nobles), es decir, cuantos menos electrones le faltan para completar el octeto y cuanto más pequeño es el átomo.

Los elementos de las columnas IA, IIA y IIIA han de perder 1, 2 y 3 electrones respectivamente para tener en su último nivel de energía los mismos electrones que un gas noble. Los elementos de las columnas VA, VIA y VIIA, han de ganar 3, 2 y 1 electrones respectivamente para tener en su último nivel de energía la misma estructura electrónica que un gas noble. Los elementos de la cuarta columna, deberían ganar o perder cuatro electrones para tener 8 en su último nivel de energía. Sin embargo ganar o perder 4 electrones requiere mucha energía y estos elementos tienen un carácter especial, intermedio entre metal y no metal.

A.12. Al analizar un cristal de cloruro de sodio (NaCl) se aprecia que:

a) Está formado por iones Na+ y por iones Cl-

b) La proporción de estos iones es 1:1 c) Cada ión está rodeado por iones de signo opuesto formando una red que se extiende en las tres direcciones del espacio. En la figura siguiente se reproduce de forma esquemática una pequeña parte de un cristal de NaCl, de dos formas diferentes.


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¿Cómo se pueden explicar los hechos anteriores? Al átomo de Na le sobra un electrón para tener 8 en el último nivel de energía (estructura electrónica estable de gas noble), mientras que al átomo de cloro, le falta uno. Podemos pensar pues que el cloro le quite su electrón al sodio, quedando así Na+ y Cl-, tal y como se ilustra en el esquema siguiente:

Na + Cl → Na+ Cl-

Como los aniones Cl- tienen carga negativa y los cationes Na+ tienen carga positiva, se atraerán eléctricamente por ser cargas de distinto signo, es decir, se unirán formando un enlace iónico.

Es importante darse cuenta de que una muestra de compuesto iónico no estará formada por unidades independientes Na+Cl- sino que cada catión Na+ estará rodeado de aniones Cl- y viceversa

(cada anión Cl-estará rodeado de cationes Na+), formando así una red de iones que se extiende en las tres direcciones del espacio y que se llama "red cristalina".

Del esquema anterior, se deduce que, en los compuestos iónicos, no existen moléculas individuales. Se trata, por el contrario, de estructuras "macroscópicas" que se extienden en el

+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cristal de NaCl. Modelo de puntos Cristal de NaCl. Modelo de esferas


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espacio formando cristales. La forma de dichos cristales varía de unas sustancias a otras y depende del tamaño relativo de los iones y de su carga eléctrica. La fórmula NaCl indica que en ese compuesto por cada ion de sodio hay un ion de cloro, es decir, en un cristal de cloruro de sodio hay el mismo número de cationes Na+ que de aniones Cl- (anión cloruro). NaCl recibe también el nombre de unidad fórmula del cloruro de sodio.

El enlace iónico se da fundamentalmente entre átomos muy metálicos (que pierden electrones de valencia fácilmente) y átomos muy no metálicos (que ganan electrones fácilmente). A.13. Atendiendo a las consideraciones anteriores, justificad las fórmulas químicas de los siguientes compuestos iónicos, explicando su significado: Bromuro de calcio (CaBr2), nitruro de litio (Li3N), sulfuro de potasio (K2S), óxido de magnesio (MgO), cloruro de aluminio (AlCl3). Podemos ahora, una vez conocida la forma de enlace, tratar de explicar algunas de las propiedades típicas de los compuestos iónicos que se citaron al comienzo del tema.

A.14. Utilizando lo que se ha aprendido sobre el enlace iónico elaborad en la libreta de clase una tabla como la siguiente (del tamaño que sea necesario) y completadla. Propiedades de los compuestos iónicos Justificación según lo tratado sobre el enlace iónico Tienen una temperatura de fusión alta En estado sólido no conducen la corriente eléctrica Fundidos sí que conducen corriente eléctrica Sus disoluciones acuosas son conductoras Son sustancias frágiles

La realización de la actividad anterior, debe haber llevado a señalar que los compuestos iónicos tienen en general altos puntos de fusión, porque cada ion está rodeado de iones con cargas de signo contrario a la del ion central. Es decir, existen cargas de signo contrario muy próximas que se atraen eléctricamente con fuerzas bastante intensas y que se ejercen en todas direcciones, dando como resultado una estructura macroscópica de partículas cargadas fuertemente unidas unas a otras.

Por otra parte, esta fuerte atracción en todas las direcciones del espacio hace que las sustancias iónicas se encuentren en fase sólida (cristales) en condiciones ordinarias, de modo que los iones no pueden moverse de un sitio a otro. La corriente eléctrica no es sino un movimiento de cargas. Como en los sólidos iónicos las cargas están ocupando posiciones determinadas, no se pueden trasladar y, por eso, no conducen la corriente. Sin embargo, cuando se eleva la temperatura, la energía que se comunica puede llegar a ser suficiente para romper los enlaces entre los iones y la sustancia iónica funde. En ese estado los iones pueden moverse con una cierta libertad, por lo que sí conduce la corriente eléctrica.


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Cuando un sólido iónico se disuelve en agua, ocurre algo similar ya que el agua (como veremos más adelante) es capaz de separar los iones positivos y negativos rompiendo los enlaces que los mantienen unidos. En una disolución acuosa de un compuesto iónico, existen iones (positivos y negativos) que se pueden mover, de modo que estas disoluciones son conductoras de la corriente eléctrica. Es por eso que el agua destilada apenas conduce la corriente eléctrica pero el agua de grifo o de manantial sí lo hace porque siempre lleva sales (compuestos iónicos) disueltas. Resulta peligroso, por ejemplo, manejar un aparato eléctrico enchufado a la red, cerca de la bañera en la que nos estemos bañando. La fragilidad de algunos compuestos iónicos se manifiesta a veces en que basta someter a una fuerza lateral a un cristal de una sustancia iónica (como el fluoruro de calcio o calcita) para que se rompa fácilmente en capas. Podemos ofrecer una interpretación elemental de este hecho si tenemos en cuenta que, al ejercer una fuerza, basta con desplazar ligeramente los iones de una capa para que inmediatamente se vean enfrentados a iones con cargas del mismo signo pertenecientes a la capa de al lado, por lo que se repelerán y se producirá una rotura.

4. EL ENLACE COVALENTE

Hemos visto cómo se podía explicar el enlace entre un metal y un no metal. No obstante, hay casos de uniones entre átomos que no pueden explicarse de esta forma, como ocurre, por ejemplo, cuando los átomos que se enlazan son no metálicos (ambos tienen “apetencia” por los electrones).

A.15. Al átomo de cloro (Cl), como hemos visto, le falta un solo electrón para completar su octeto y adquirir así estructura electrónica estable de gas noble. ¿Cómo explicar entonces la existencia de cloro molecular, Cl2 ? Una explicación sería suponer que cada átomo de cloro aporta un electrón, de modo que el par de electrones pertenezca a ambas cortezas electrónicas, obligando así a los dos átomos a permanecer unidos para que, de esa forma, cada uno tenga 8 electrones en el último nivel de energía, tal y como se observa en el esquema siguiente:

¨ ¨¨ ¨¨ ¨¨ ¨

¨ ¨¨ ¨¨· ·Cl ClCl Cl+

Otra forma de representar la molécula de cloro es: Cl-Cl , donde el guión representa el par de electrones compartidos.

+ -+ -

+ -+ -

+ - + -

+ - + -


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Como se trata de átomos iguales, los dos cloros atraerán por igual al par de electrones de enlace. A este tipo de compartición se le conoce como enlace "covalente puro". Conviene tener en cuenta que una muestra de gas cloro estaría formada por infinidad de partículas independientes (Cl2) llamadas moléculas de cloro, de manera que la fórmula de la sustancia simple llamada cloro no es Cl (eso es el símbolo de un átomo), sino Cl2. Existen también otros tipos de enlace covalente más complejos, como los que vamos a ver a continuación:

a) ¿Qué ocurre cuando hay más de un electrón que compartir?

Algunos elementos del Sistema Periódico tienen la particularidad de poder establecer uniones covalentes en las que entre dos átomos iguales se comparten más de un par de electrones formándose enlaces covalentes múltiples. Este es el caso, por ejemplo, de las moléculas de oxígeno (O2) y nitrógeno (N2).

A.16. Teniendo en cuenta las características del enlace covalente (compartición de electrones para completar el octeto), tratad de justificar la existencia de moléculas de O2 y de moléculas de N2.

La formación de la molécula de O2, se puede explicar por la compartición de dos pares de electrones de valencia formándose un enlace covalente doble, como se explica en el esquema:

¨ ¨¨ ¨¨̈¨ ¨¨ ¨·· ··+O O OO

Otra forma de representar la molécula de oxígeno es: O=O, donde el doble guión representa los dos pares de electrones compartidos.En cuanto a la molécula de nitrógeno N2, conviene darse cuenta que el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y le faltan tres para completar su octeto. La formación de la molécula de nitrógeno N2 se puede explicar por la compartición de tres electrones de valencia aportados por cada uno de los átomos, formándose un enlace covalente triple, según se indica en el siguiente esquema:

+N N NN....

.

.. ...... .. .. ...


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Otra forma de representar la molécula de nitrógeno es: NN ≡ donde el triple guión representa los tres pares de electrones compartidos

b) ¿Qué ocurre cuando los átomos que se enlazan no son iguales?

Cuando se forma un enlace covalente (simple o múltiple) entre átomos iguales, como, por ejemplo NNOOClClHH ≡=−− ,,, , etc., es lógico que los átomos compartan por igual los electrones de

enlace. Pero cuando se trata de átomos distintos, la fuerza con que son atraídos los electrones de enlace varía de unos a otros. Cuanto mayor es el carácter no metálico de un átomo con tanta más fuerza atrae a los pares de electrones de enlace.

El H es un átomo que tiene un solo electrón, de modo que le falta otro para tener la estructura

electrónica estable del gas noble He, mientras que al átomo de Cl (con 7 electrones en el último nivel de energía) le falta también otro electrón para tener 8 en su último nivel de energía, por lo que se pueden unir para formar la molécula de HCl mediante un enlace covalente simple aportando cada uno de ellos un electrón.

No obstante, el Cl (más no metálico que el H) atrae al par de electrones del enlace con más fuerza que el hidrógeno, de forma que ambos electrones estarán más cerca del cloro, generándose así en la molécula una zona con un exceso de carga negativa (átomo de cloro) y otra con un defecto de carga negativa (átomo de hidrógeno).

El cloro no consigue arrancar del todo su electrón al hidrógeno, por lo que las cargas de ambos átomos son "parciales" y para designar este hecho se utilizan los símbolos δ- y δ+ El enlace covalente formado recibe el nombre de "enlace covalente polar". La molécula de HCl es una molécula polar porque en ella se aprecia una zona con mayor densidad de carga negativa separada de otra con defecto de carga negativa (dos polos).

HCl

A.17. Justificad que en la molécula de agua (H2O) existan dos enlaces covalentes polares.

En el caso de la molécula de agua, al átomo de oxígeno le faltan dos electrones para tener 8 en su última capa, mientras que al hidrógeno, que tiene un solo electrón, le falta otro para tener así

δ+ δ-

H-Cl

δ+ δ-


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estructura electrónica estable igual a la del gas noble helio (He), de modo que podemos pensar que cada átomo de hidrógeno comparte su único electrón con uno de los electrones de valencia del átomo de oxígeno y así, se justifica la molécula de agua:

H.H HO

.

..... ..+

Sin embargo, el átomo de oxígeno atrae a los electrones con más fuerza que el átomo de hidrógeno por lo que los enlaces O-H serán enlaces covalentes polares. Por otra parte, se sabe que la molécula de agua no es lineal sino que los enlaces O-H forman un cierto ángulo entre sí. Ello trae como consecuencia que la molécula de agua sea una molécula polar. En el átomo de oxígeno habrá una zona con mayor densidad de carga negativa mientras que, en cada átomo de hidrógeno, la densidad de carga negativa será menor (porque al atraer más a los electrones de enlace éstos se acercan más al oxígeno que al hidrógeno). Todo ello se puede representar esquemáticamente como:

Con el concepto de molécula polar se puede acabar de entender también alguna propiedad de los compuestos iónicos. Concretamente nos referimos a por qué muchos sólidos iónicos se pueden disolver en agua y, en cambio no se disuelven en otros disolventes tipo del benceno.

A.18.Utilizando el concepto de molécula polar, tratad de explicar el hecho de que muchos sólidos iónicos, como el cloruro de sodio, puedan disolverse en disolventes polares como el agua y no lo hagan en otros no polares como el benceno. Cuando un sólido iónico como el cloruro de sodio entra en contacto con un disolvente polar como es el agua, los iones positivos situados en la superficie del cristal atraerán a las moléculas de agua por la parte del oxígeno (zona de la molécula en donde está el polo negativo). Análogamente ocurrirá con los iones negativos de la superficie del sólido, produciéndose una atracción entre éstos y las moléculas de agua, que se situarán a su lado colocando los hidrógenos (zona de mayor densidad de carga positiva) orientados hacia dichos iones negativos. En la figura adjunta se intenta mostrar este proceso de forma esquemática. Como puede comprenderse, la disolución del sólido iónico en agua es el resultado de las roturas de los enlaces iónicos entre los cationes y los aniones debido a las fuerzas de atracción ejercidas por las moléculas de agua polares sobre ellos.

δ+

δ+

δ- δ-δ+

δ+


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En resumen, la disolución de un sólido o cristal iónico se produce porque las moléculas polares del disolvente ejercen atracciones lo bastante intensas sobre los iones como para poder separarlos. En el esquema anterior podemos ver cómo la orientación de las moléculas polares de agua varía según que éstas se encuentren enfrentadas a cationes o aniones. Naturalmente, en el caso de que, en lugar de agua, se utilice un disolvente cuyas moléculas no sean polares (como el benceno), o lo sean muy poco, el sólido iónico no se disolverá, porque dichas moléculas no podrán atraer a los iones o los atraerán poco (con menos fuerza de la que se necesita para romper los enlaces iónicos).

El modelo de enlace covalente, bien sea puro o bien sea polar, que estamos manejando, supone que los electrones que se comparten o electrones de enlace, se hallan fuertemente localizados en una zona. No es lo mismo que en el enlace iónico en el que la fuerza de atracción que un ion hace sobre los de signo contrario se ejerce en todas direcciones. Ello hace que el enlace covalente sea un enlace muy fuerte.

A.19. A partir del modelo establecido para el enlace covalente, justificad las propiedades más características de estos compuestos La ausencia de conductividad de la corriente eléctrica se explica porque no existen cargas libres, ya que los electrones de enlace entre dos átomos están ligados a ambos, muy localizados en una zona concreta. La misma explicación se puede dar para la falta de conductividad eléctrica de las disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga eléctrica neta moviéndose en la disolución.

Cl-

Na+

δ+

δ+ δ-

δ+

δ+

δ-

Cl-

Na+


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Debido a la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, cabe esperar un elevado punto de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio (sustancias covalentes atómicas) como sucede en el diamante (átomos de C enlazados entre sí).

En el diamante los cuatro electrones de valencia del átomo de carbono se hallan dispuestos formando cuatro enlaces covalentes con otros tantos átomos de carbono. Los 4 pares de electrones de cada átomo se encuentran lo más alejados posible unos de otros (se repelen entre sí) y muy localizados siguiendo la dirección de los vértices de un tetraedro (de esa forma se hallan lo más alejados posible unos pares de otros), repitiéndose en toda la extensión del sólido, dando lugar a una especie de macromolécula en la que cada átomo de carbono está unido a otros cuatro (sólido covalente atómico).

Cuando el número de enlaces es limitado, como sucede en la mayor parte de las sustancias con enlaces covalentes (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.), los átomos enlazados en la molécula quedan saturados, por lo que las fuerzas intermoleculares (o fuerzas entre distintas moléculas) serán débiles. Esto justifica que las temperaturas de fusión y ebullición de este tipo de sustancias sean bajas, razón por la cual suelen presentarse en fase gaseosa (en las condiciones ordinarias de presión y temperatura). A estas sustancias se las denomina “covalentes moleculares”. Al final de este capítulo veremos un ejemplo de fuerzas intermoleculares (enlace por puente de hidrógeno).5.

ENLACE METALICO

La importancia del enlace metálico la podemos ver en el hecho de que las 3/4 partes de los elementos del Sistema Periódico son metales. El papel que estas sustancias han representado en el desarrollo de la humanidad ha sido y es extraordinariamente importante.

A.20. Haced una lista nombrando repercusiones importantes que haya tenido para la humanidad el descubrimiento de metales y de sus propiedades. Podemos comenzar recordando que, en la historia de los seres humanos se distingue entre la Edad de Piedra, del Bronce y del Hierro. Con el descubrimiento de metales como el cobre y el hierro se pudieron sustituir herramientas y armas de piedra por otras de metal. Las flechas y lanzas con puntas de hierro, supusieron una sensible mejora en el rendimiento de la caza. También la invención del arado de hierro (unos 1000 años antes de nuestra era), cambió


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radicalmente la agricultura. Asimismo, las llantas metálicas colocadas en las ruedas de los carromatos o las simples herraduras de los caballos, produjeron mejoras importantes en los primeros medios de transporte terrestre. Pensemos también en la importancia de disponer de herramientas de hierro como martillos, clavos, sierras, etc., para la construcción de viviendas. La capacidad de los metales en general para ser moldeados en diferentes formas, permitió la elaboración de diversos recipientes de gran utilidad en la alimentación: ollas, platos, cucharas, cacerolas, etc., o la construcción de elementos de protección como las armaduras, escudos, cascos, mallas, etc. El descubrimiento de que el hierro podía mejorar muchas de sus propiedades al añadirle una cierta cantidad de carbón vegetal (fabricación de acero), fue también un logro muy importante en la utilización de los metales.

Otras propiedades generales de los metales, como son su capacidad para conducir la corriente en estado sólido y su ductilidad, permitieron más tarde transportar energía eléctrica de unos lugares a otros utilizando para ello largos cables de cobre, con lo que se hizo posible llevar la electricidad a ciudades y pueblos.

Tampoco podemos olvidar la utilización cada vez mayor de ciertos metales que tienen propiedades muy específicas. Podemos citar, por ejemplo, el aluminio, utilizado en la fabricación de diversos vehículos y en la industria de la construcción en general, por su baja densidad y su alta resistencia a la corrosión. Metales como el cinc, el cadmio y el mercurio, se utilizan en la fabricación de pilas eléctricas. El plomo en las baterías de los coches, etc. Estos metales se denominan pesados (por su elevada masa atómica) y son muy tóxicos, acumulándose en plantas y animales (son difíciles de eliminar) y finalmente en el cuerpo humano, causando graves trastornos. Evitar su incorporación al medio ambiente es responsabilidad de todos.

Para explicar la unión entre átomos metálicos (o enlace metálico), tomaremos como ejemplo el sodio. Se trata de justificar que unos átomos de sodio se puedan unir con otros para formar una sustancia sólida con las propiedades típicas de los metales. Si intentamos explicar esto aplicando el modelo de enlace covalente desarrollado en el punto anterior, nos encontramos con una dificultad: cada átomo de sodio, en su nivel de energía más externo, sólo tiene 1 electrón, por lo que le faltarían 7 más para completar su octeto.

Podemos pensar en la compartición de 8 electrones de valencia aportados por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran libertad de movimiento formarían una especie de nube de electrones común a 8 cationes Na+ . Si dispusiéramos de un número muy elevado de átomos, esto se extendería a todos ellos, en todas las direcciones del espacio, formando un conjunto de uchísimos cationes Na+ unidos entre ellos por la acción de una nube electrónica común de carga negativa.


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Na+

Na+ Na+

Na+

Na+Na+

Na+

Na+

Así pues, el enlace metálico puede entenderse como un enlace entre muchos iones metálicos positivos (cationes metálicos) a través de una nube común de electrones. Esos electrones que forman la nube se encuentran entre los cationes, en un continuo movimiento desordenado, evitando su separación y gozan de una gran libertad de movimiento.

A.21. Justificad, de acuerdo con el modelo propuesto, algunas de las propiedades de los metales.

El hecho de que los metales sean buenos conductores de la corriente eléctrica en estado sólido se puede explicar por la gran movilidad de los electrones de valencia, de forma que, al conectar un trozo alargado de metal (por ejemplo un cable) a los polos de una pila eléctrica, dichos electrones se moverán globalmente en el mismo sentido (del polo negativo de la pila hacia el positivo) pasando sin mucha dificultad entre los cationes positivos del metal. El hecho de que un cable metálico se caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según el modelo propuesto, a las interacciones existentes entre los cationes metálicos (en continua vibración) y los electrones que constituyen la corriente, con el consiguiente frenado de éstos. Por esta razón, cuando se disminuye mucho la temperatura de un metal, los iones positivos de la red vibran con menos intensidad y disminuye el efecto de frenado de los electrones o lo que, es equivalente, la resistencia del conductor al paso de la corriente. El modelo de enlace metálico establecido también explica otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca rotura (como ocurre en los sólidos iónicos), ya que la deformación del metal supone únicamente un desplazamiento de cationes metálicos que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se puede diferenciar el efecto que produce a nivel atómico una deformación en un sólido metálico y en un sólido iónico:

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ -+ -

+ -+ -

+ -+ -

+ -+ -


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6. ¿CÓMO PUEDEN UNIRSE LAS MOLÉCULAS ENTRE SÍ?

Las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta, se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Un caso particularmente interesante de fuerzas entre moléculas es el de las moléculas de agua.

El agua es una sustancia que, además de encontrarse en forma de gas, puede encontrarse fácilmente en fase líquida o sólida (hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el cual las moléculas de agua se unen entre ellas, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre sus moléculas, el agua siempre se encontraría en estado gaseoso.

A.22. Proponed una posible explicación que de cuenta de cómo es posible que se unan las moléculas de agua entre sí para formar agua líquida o sólida.

La molécula de agua, es una molécula muy polar. El átomo de hidrógeno es muy pequeño y tiene una carga parcial positiva. El átomo de oxígeno es muy no metálico y tiene gran apetencia por los electrones del enlace con el hidrógeno, lo que hace que sobre él exista una zona de densidad de carga negativa. Ello abre la posibilidad de que se unan unas moléculas de agua con otras mediante fuerzas de atracción de tipo eléctrico entre polos de distinto signo, tal y como se indica esquemáticamente a continuación:

El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos no muy grandes y que tienen una fuerte "apetencia" por electrones (en la práctica, además de con el oxígeno sólo se da con el nitrógeno y con el flúor). Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos y lagos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, las moléculas de agua no estarían unidas tan fuertemente entre sí, por lo que toda el agua se encontraría en forma de gas.

δ+ δ-

δ+

δ-δ+

δ+ H O

H

H O

H H

O H

H O

H


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A.23. En el agua en estado sólido (hielo) cada molécula se encuentra unida a otras cuatro por enlaces de hidrógeno formando una estructura muy abierta. No obstante, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la fase líquida algunos de esos enlaces se rompen (aunque se conservan todavía bastantes) y por eso el agua líquida es más compacta (más densa) que el hielo. ¿Qué importancia tiene este hecho para el relieve en las altas montañas y la vida en los lagos? El hecho de que el agua en fase sólida (hielo) esté formada por estructuras más abiertas que el agua en fase líquida, hace que, una misma masa de agua ocupe un volumen mayor cuando se hiela que cuando está líquida. En zonas de alta montaña es frecuente que, después de llover durante el día, baje mucho la temperatura de noche o de madrugada, con lo cual el agua retenida en las grietas de las rocas se puede convertir en hielo. Como dicho cambio de fase implica un aumento de volumen, el fenómeno contribuye a que aumenten de tamaño las grietas entre las rocas y a la disgregación de las mismas. Por otra parte, como el hielo es menos denso que el agua líquida, cuando la temperatura baja lo suficiente en una zona de lagos, se forma una capa de hielo que queda flotando y aísla del frío el resto del agua líquida que queda debajo, permitiendo así la vida de animales y plantas en su interior.


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RECAPITULACIÓN En este capítulo hemos intentado responder al problema de cómo se unen entre sí átomos y moléculas para dar lugar a las distintas sustancias químicas. Ello nos ha llevado a introducir los conceptos de enlace iónico, covalente y metálico, así como al estudio, a modo de ejemplo, de un tipo de enlace intermolecular (el enlace por puente de hidrógeno). De esta forma, no solo ha sido posible una primera aproximación al enlace químico sino también a comprender las propiedades de muchas sustancias, tales como su dureza, fragilidad, si se disuelven o no en agua, si conducen la corriente eléctrica, etc., y las proporciones en que se unen los átomos (por qué, por ejemplo, el cloruro de sodio es NaCl y no Na2Cl).Así pues, estamos ya en condiciones, de abordar en el próximo capítulo, cómo se pueden transformar unas sustancias en otras diferentes (los cambios químicos).

ENLACE QUÍMICO - ACTIVIDADES DE REFUERZO

1. Justificad cuántos electrones deberían perder los siguientes átomos: Li, Be, Mg, K, B, Al, Ca; para adquirir en el último nivel de energía la estructura electrónica estable de gas noble.

2. Justificad cuántos electrones deberían ganar los siguientes átomos: F, O, N, P, S; para adquirir en el último nivel de energía la estructura electrónica de gas noble.

3. Indicad si los elementos de la actividad 1 tienen carácter metálico o no metálico, ídem para los elementos de la actividad 2.

4. ¿Qué tipo de enlace cabe esperar entre el Na y el F? ¿y entre el Ca y el O? Justificad las respuestas y deducid las fórmulas de los compuestos que se obtienen en ambos casos.

5. Explicad, con ayuda de un dibujo, la fragilidad que presentan las compuestos iónicos (por ejemplo el cloruro de sodio).

6. Justificad la formación de las moléculas H2, F2, O2, utilizando estructuras de Lewis.

7. Explicad el tipo de enlace que se forma entre a) potasio y bromo, b) cloro y oxígeno, c) yodo y calcio.

8. Representad las estructuras de Lewis para las moléculas: H2O (agua), NH3 (amoniaco) y CH4 (metano).

9. El tetracloruro de carbono tiene de fórmula CCl4. ¿Qué tipo de enlace se dará entre el átomo de C y cada uno de los átomos de Cl? Representad la estructura de Lewis para este compuesto.

10. Representad las estructuras de Lewis para las moléculas de fluoruro de hidrógeno (HF) y bromo (Br2). Explicad si son moléculas polares. 11. ¿Qué tipo de enlace presentará una sustancia que funde a una temperatura elevada, conduce la corriente eléctrica y se deforma con cierta facilidad?


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12. El diamante (carbono puro) presenta enlace covalente entre sus átomos y el yodo también presenta el mismo tipo de enlace entre sus átomos. Sin embargo, ambos tienen propiedades muy diferentes. ¿Cómo se explica?

13. ¿Cómo se explica que los icebergs floten en el agua del mar?

14. Razonad si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Los compuestos con enlace covalente que forman moléculas tienen elevado punto de fusión.

b) Las fuerzas intermoleculares entre los compuestos que forman moléculas son débiles.

15. ¿Cómo se explica que sustancias como el oxígeno, el hidrógeno, amoniaco, etc., cuyos átomos están unidos por enlaces covalentes, que son muy fuertes y por tanto se necesita mucha energía para romperlos, tengan bajos puntos de fusión y ebullición?

6-El enlace quimico

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