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Complemento

TRABAJO PRÁCTICO: MODELOS EXTREMOS DE SUSTANCIA FUNDAMENTOS TEÓRICOS BÁSICOS Todas las sustancias pueden considerarse formadas por un conjunto de unidades estructurales o fundamentales. La clase de átomos que constituyen dichas unidades determina el tipo de estas y las fuerzas de cohesión entre las mismas, y con ello el tipo de sustancia. En base a esto es posible clasificar a las sustancias en distintas clases o tipos, y también podemos hablar de "modelos" de sustancias. Considerando el grado de atracción por los electrones de los átomos constituyentes (carácter metálico o no metálico) y su capacidad de enlace, se pueden establecer cuatro tipos extremos de sustancias :

❒ MOLECULARES ❒ ATÓMICAS (o COVALENTES RETICULARES) ❒ IÓNICAS ❒ METÁLICAS

cada una con sus propiedades características, tales como dureza, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad en solventes polares y en solventes no polares, conductividad eléctrica, reactividad química, etc. SUSTANCIAS MOLECULARES Sus unidades fundamentales están constituídas por átomos no metálicos (alta atracción por los electrones) y de baja capacidad d e enlace (por lo menos un átomo de la unidad de sustancia debe tener baja capacidad de enlace), debido a lo cual dichos átomos se unen mediante enlaces covalentes formando unidades estructurales individuales, de dos o más átomos, denominadas moléculas, por ej.: Cl2, O2, P4, N2, ClF, PCl3, H2O, etc. Las fuerzas de cohesión entre estas moléculas son del tipo Van der Waals, débiles, y en algunos casos puente de hidrógeno (cuando se presentan enlaces H-N, H-O o H-F), por lo tanto sus cristales sólidos están muy poco cohesionados y hará falta muy poca energía para deformarlos e incluso vaporizarlos; en consecuencia las sustancias moleculares presentan una dureza, punto de fusión y punto de ebullición bajos .

Asimismo, la alta atracción por los electrones de sus átomos hacen que los electrones de enlace estén fuertemente localizados en las unidades de sustancia, al mismo tiempo que no disponen de otros orbitales vacíos para ocupar. Por lo tanto, las

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sustancias moleculares no son conductores de la electricidad , porque no disponen de electrones móviles o libres, ni de orbitales de baja energía que permitan a los electrones desplazarse por acción de un campo eléctrico.

En lo referente a la solubilidad de estas sustancias en solventes polares o no polares, puede considerarse que la disolución será posible si la atracción entre soluto y solvente supera a las correspondientes fuerzas de atracción soluto-soluto y solvente-solvente (FS-D > FD-D y FS-D > FS-S). De acuerdo con esto las sustancias moleculares, que en general son no polares o de baja polaridad puesto que todos los átomos presentan alta atracción por los electrones, podrán establecer una fuerza de atracción soluto-solvente débil, por lo que serán poco solubles en solventes fuertemente polares como el agua por cuanto la atracción entre las moléculas polares del solvente es grande (FS-D < FD-D). Las sustancias moleculares no polares o muy poco polares, por tanto, solo podrán disolverse en solventes no polares. A su vez las sustancias moleculares polares serán solubles en solventes polares. En condiciones normales las sustancias moleculares pueden presentarse en lo s tres estados de agregación: sólido, líquido o gaseoso . Los líquidos moleculares son translúcidos y los sólidos son opacos . Para las sustancias moleculares, las fuerzas de cohesión de Van der Walls del tipo de dispersión o de London aumentan en magnitud con el número de electrones que tiene la molécula y éste es mayor al aumentar su masa molar. SUSTANCIAS ATÓMICAS o COVALENTES RETICULARES Hemos visto que cuando los átomos de gran avidez por electrones y baja capacidad de enlace se combinan entre sí, dan lugar a sustancias moleculares. Veamos que pasa cuando los átomos tienen alta atracción por los electrones y a lta capacidad de enlace como el C y el Si, y en menor grado el B, N, P, As, Se, Te. Cuando los dos átomos tienen alta capacidad de enlace y muy preferentemente cuando la suma de electrones de enlace da 8, como en los casos de C-C, Si-Si, N-B, los átomos no tienden a formar moléculas sino que tienden a formar enrejados de enlaces covalentes tridimensionales, en virtud de la gran capacidad de enlace de todos los átomos intervinientes, dando lugar a una sustancia que podría ser considerada como una sola molécula gigante. Las unidades constituyentes en este modelo son, pues, átomos unidos entre sí por el enlace químico más fuerte de todos los conocidos: el enlace covalente . Por lo tanto, para separar estas unidades hace falta una energía altísima, de allí su altísima dureza y punto de fusión y ebullición exce pcionalmente altos, por lo cual las sustancias atómicas en condiciones normales son sól idas. Su solubilidad en solventes polares y no polares es ab solutamente nula (FS-D < FS-S ) y dado que todos los electrones de valencia están perfectamente localizados en sus orbitales de enlace, tampoco presentan conductividad eléctrica alguna.

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SUSTANCIAS IÓNICAS Cuando un átomo alta atracción por electrones (un no metal tí pico), se une a un átomo de baja atracción por ellos (un metal típico) , se produce una transferencia de electrones y la consiguiente formación de iones (hay excepciones, ya que existen sustancias iónicas formadas sólo por no metales como es el caso del por ejemplo del NH4Cl). Estos iones se disponen en un retículo cristalino donde cada ión negativo (anión), está rodeado de iones positivos (cationes ) y recíprocamente cada ión positivo está circundado de iones negativos. La energía se conoce con el nombre de energía reticular y las fuerzas que mantienen unidos a los iones son fuerzas de Coulomb. La intensidad de dichas fuerzas está dada por la ecuación: K . q+ q- F = (ecuación de Coulomb) D . r2 F : fuerza de Coulomb ( a considerar como FS-S al analizar la solubilidad de estas sustancias) K : constantes de proporcionalidad D : constante dieléctrica (propiedad del medio - vacío o solvente - en el que se encuentra el cristal) R : distancias entre las cargas positivas y negativas (aproximadamente la suma de los radios iónicos del anión y del catión) q+ : carga del catión q- : carga del anión La energía para separar estos iones es entonces alta y estas sustancias se caracterizan por un alto punto de ebullición . La energía de deformación del cristal también es alta y ello redunda en una elevada dureza y alto punto de fusión.

En la figura se observa que una pequeña deformación del cristal iónico conduce a una alta repulsión de cargas que de producirse ( como consecuencia de la aplicación de una

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gran fuerza de deformación ) ocasionarían la fractura del mismo. De allí que los cristales iónicos, si bien son duros , son frágiles . En este tipo de cristales no exixten electrones libres, por lo tanto no son conductores de electricidad , pero cuando se funden o disuelven en cualquier solvente , son los iones los que adquieren movilidad y son capaces de conducir la corriente eléctrica (conductores de segunda especie ). En cuanto a su solubilidad podemos decir que su solubilidad es variable en solventes polares . En general respecto de la solubilidad de las sustancias iónicas en solventes polares como el agua ,puede decirse de las sustancias del tipo 1:1 (q+ = 1 y q- = 1) serán solubles , y las del tipo 2:2 (q+ = 2 y q- = 2) serán mayormente insolubles. Las sustancias iónicas son insolubles en solventes no polares (líquidos molec ulares). Las sustancias iónicas se presentan exclusivamente en estado sólido en condiciones normales. SUSTANCIAS METÁLICAS Consideremos dos átomos de un metal típico como el litio. La estructura electrónica de valencia del Litio es : 2s1 2px0 2py0 2pz0. Cuando un átomo de Li se une a otro, puede formarse un enlace covalente entre los orbitales semiocupados 2s1, pero los dos electrones están tan poco atraídos por ambos núcleos, y por otra parte disponen de 6 orbitales p vacíos en ambos átomos, que basta una pequeña fuerza, como podría ser la atracción de otro núcleo vecino de Li, para que estos electrones adquieran movilidad y se sitúen sobre otro orbital. Este enlace es muy especial puesto que no se encuentra localizado porque no posee la energía necesaria para que dos electrones dados permanezcan en el; a este enlace especial se lo denomina enlace metálico y los electrones se los consideran móviles o libres. Las unidades estructurales de estas sustancias son los iones metálicos positivos puesto que los electrones de enlace no pueden ser adjudicados a ningún átomo en particular. Esto iones se encuentran fuertemente unidos por fuerzas coulombianas a través del “mar de electrones” que los rodea. En consecuencia presentan un punto de ebullición alto , ya que la energía necesaria para romper una fuerza coulombiana a nivel atómico es alta; pero como necesitan de baja energía para ser deformados, poseen punto de fusión bajo y son blandos ( ver figura ).

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Como se puede observar en las dos figuras que representan las posiciones anterior y posterior a una deformación del cristal metálico, no existe mayor diferencia de energía entre ambos, lo cual nos dice que que para deformar dicho cristal solo es necesario una fuerza pequeña. En razón de presentar un punto de ebullición alto y un poco de fusión bajo los metales son las sustancias de mayor campo líquido , esto hace posible que por ejemplo el mercurio sea muy apreciado para la fabricación de termómetros. Los electrones libres y la disponibilidad de orbitales de baja energía le confieren a los metales la propiedad de conducir la corriente eléctrica y el calor tanto en estado sólido como estado líquido . La solubilidad de los metales en solventes no polar es es nula . En solventes polares algunos metales son solubles y otros no . Serán solubles aquellos metales en los que la fuerza de atracción entre cationes y electrones no es muy grande. En éste caso los cationes se disuelven en el solvente, y los electrones son captados por éste originándose una reacción química que a veces puede alcanzar singular violencia. Resumiendo, en solventes muy polares como el agua, algunos meta les son insolubles y otros son solubles con reacción químic a. En condiciones normales casi todas las sustancias metálicas son sólidas, excepto el cesio (Cs), francio (Fr), mercurio (Hg) y galio (Ga ). Los metales líquidos son brillantes y no dejan pasar la luz En el siguiente cuadro se resumen las característic as principales de los distintos tipos de sustancia

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RESUMEN DE LAS CARACTERÍSTICAS DE CADA TIPO DE SUST ANCIA

MODELO

MOLECULAR MODELO ATÓMICO

MODELO IÓNICO

MODELO METÁLICO

Unidades estructurales

moléculas átomos iones positivos iones negativos

iones positivos

Elementos químicos

constituyentes

no metales de baja capacidad

de enlace

no metales de alta capacidad

de enlace

metal(es) y no metal(es) (hay excepciones)

metales

Tipos de enlace entre

unidades estructurales

Van der Walls (débiles) y en algunos casos

puente de hidrógeno

covalente (muy fuertes)

iónico (fuerte): atracción

electrostática entre cationes y

aniones

metálico (fuerte): atracción

electrostática entre iones positivos y electrones

deslocalizados)

Tipos de enlace dentro

de las unidades

estructurales

covalente _____________

covalente entre los no metales que forman el

anión (en ciertos casos entre los no metales que

forman el catión (NH4

+)

___________

Estado de agregación a temperatura

ambiente

gaseoso líquido sólido

sólido sólido sólido líquido

Punto de ebullición

bajo muy alto alto alto

MODELO

MOLECULAR MODELO ATÓMICO

MODELO IÓNICO

MODELO METÁLICO

Punto de fusión

bajo muy alto alto bajo

Propiedades mecánicas de los cristales

blandos muy duros y

frágiles duros y frágiles

blandos, maleables y

dúctiles

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Solubilidad en solventes polares

(pe. H2O)

en general insolubles

insolubles variable

insolubles o solubles con

reacción química

Solubilidad en solventes no

polares

variable, en general solubles

insolubles insoluble insolubles

Conductividad eléctrica en

estado sólido no conduce no conduce no conduce conduce

Conductividad eléctrica en

solución o en estado líquido

no conduce --- conduce conduce

Ejemplos punto de ebullición

punto de fusión solubilidad en agua solubilidad en CS2

Cl2

- 34,6 °C

- 101,6 °C

1,46 g/100g ( 0 °C) muy soluble

C (diamante) 4830 °C

aprox. 3888 °C insoluble insoluble

NaCl 1413 °C

800,4 °C

35,7 g/100g ( 0°C) insoluble

K 760 °C

62,3 °C soluble con reac

insoluble