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www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41

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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)

-------------------------------------------------------------------------------TEMA 41

EL ENLACE QUÍMICO. ASPECTOS ENERGÉTICOS. CLASIFICACIÓN DELOS ENLACES SEGÚN LA ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ÁTOMOS QUELOS FORMAN. ESTUDIO DEL TIPO DE ENLACE DE ACUERDO CON LASPROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS.

Esquema

1. Introducción al enlace químico.1.1. Introducción histórica.1.2. Aspectos energéticos del enlace químico.

2. Clasificación de los enlaces.2.1. Enlace iónico.

2.1.1. Formación de compuestos iónicos.2.1.2. Estructura de los cristales iónicos.2.1.3. Energía reticular2.1.4. Valencia iónica.

2.2. Enlace covalente.2.2.1. Teoría de Lewis.2.2.2. Características del enlace covalente.

2.2.2.1. Longitud de enlace.2.2.2.2. Angulo de enlace.2.2.2.3. Energía de enlace.2.2.2.4. Polaridad de los enlaces.

2.2.3. Escala de electronegatividades de Pauling.2.2.4. Valencia covalente.

2.3. Enlace de Hidrógeno.2.3.1. Definición, características y propiedades.2.3.2. Mecanismos de formación de enlace de Hidrógeno.

2.4. Enlace metálico.2.4.1. Descripción, características y propiedades.

3. Propiedades de las sustancias según el tipo de enlace.3.1. Propiedades de las sustancias iónicas.3.2. Propiedades de las sustancias covalentes.3.3. Sustancias covalentes parciales y electronegatividad.3.4. Propiedades de las sustancias con enlace metálico.3.5. Propiedades de las sustancias con enlace de hidrógeno.


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TEMA 41

EL ENLACE QUÍMICO. ASPECTOS ENERGÉTICOS. CLASIFICACIÓN DELOS ENLACES SEGÚN LA ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ÁTOMOS QUELOS FORMAN. ESTUDIO DEL TIPO DE ENLACE DE ACUERDO CON LASPROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS.

1. INTRODUCCIÓN AL ENLACE QUÍMICO

1.1. Introducción histórica.

Sabemos que la materia está constituida por átomos y que éstos, a su vez, estánformados por protones, electrones y neutrones, Sin embargo, el mundo que nos rodeaestá integrado por elementos combinados entre sí y no por átomos aislados (con excep-ción de los gases inertes). Por ello, en este tema veremos la manera en que los átomos seenlazan entre sí para dar lugar a combinaciones químicas, así como las propiedades físi-co-químicas más importantes de éstas. En este sentido, ha de disponerse de una teoríadel enlace químico que explique por qué se combinan unos determinados átomos conotros y por qué lo hacen en unas proporciones definidas, y que justifique, además, laestructura geométrica de las moléculas y los aspectos energéticos que acompañan a laformación de los enlaces.

A principios del Siglo XIX, Berzelius propuso una primera justificación a la uniónentre los átomos: la teoría de enlace electrostático, según la cual los átomos se mantie-nen unidos por atracción electrostática entre cargas opuestas. Tras analizar cuantitati-vamente muchos compuestos, ya hacia la mitad del siglo XIX se lanzó la idea de que losátomos poseían una capacidad combinatoria determinada. Se adjudicó a cada elementouna valencia, que indicaba el número de enlaces por los que ese átomo podía unirse aotros. Los átomos tendrían una serie de "ganchos" para conectarse entre sí, siendoconstante para cada elemento este número de ganchos o valencia.

A finales del XIX, con el descubrimiento del electrón por Thomson, se abre cami-no la teoría electrónica del enlace. Basándose en el modelo atómico de Bohr se compro-bó que la configuración electrónica externa era una propiedad característica de los ele-mentos de una misma familia, lo mismo que la valencia. Por esto se supuso que estoselectrones externos serían los que participaban en la formación de los enlaces, por loque les llamó, electrones de valencia. Esto significó un paso muy importante en laconstrucción de la moderna teoría del enlace.

1.2. Aspectos energéticos del enlace químico.

Muchos átomos se combinan entre sí para dar lugar a especies compuestas polia-tómicas estables de propiedades diferentes a las de los átomos de partida. Sin embargo,hay átomos que no pueden formar combinaciones estables. Para comprender estas dife-rencias atenderemos en primer lugar, a los cambios energéticos que pueden producirsecuando dos átomos cualesquiera, X e Y, se aproximan lo suficiente para poder interac-cionar entre sí. Al acercarse esos átomos, sus nubes electrónicas y sus núcleos interac-cionarían mutuamente. El hecho de que no lleguen a formar una combinación establepodría interpretarse por la existencia de repulsiones cada vez más grandes a medida que


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la distancia interatómica disminuye. Con esto, la energía del sistema iría aumentando,llegándose a un grado de inestabilidad mayor.

Por otro lado, el hecho de que X e Y den lugar a una combinación estable puedeexplicarse porque, al ir aproximándose, se produce algún fenómeno que origina unasnuevas fuerzas de tipo atractivo. Si éstas superan las fuerzas repulsivas anteriores, seránresponsables de una disminución paulatina de la energía del sistema, hasta llegar a unmínimo para una distancia interatómica determinada, r0 (de equilibrio porque los áto-mos estarían vibrando dentro de esa distancia media). A partir de esa distancia, al seguiraproximando los átomos la energía vuelve a aumentar, puesto que a distancias muy pe-queñas, las fuerzas repulsivas entre las nubes electrónicas, por una parte, y entre losnúcleos, por otra, se hacen más importantes que las fuerzas atractivas.

Puede concluirse que, a la distancia r0 existe un conglomerado atómico cuyaenergía es menor que la energía del sistema constituido por los átomos separados.Cuando la disminución de energía es superior a unas 10 Kcal/mol, se dice que se haproducido un enlace químico. Para valores inferiores, la estabilidad del nuevo sistemaformado no es aún suficiente como para dar lugar a especies con propiedades diferentesy características propias.

La cuestión que se plantea a continuación es determinar cuál es el fenómeno queha tenido lugar para originar esas fuerzas atractivas. El fenómeno no es otro que la esta-bilidad de la configuración electrónica de los átomos del compuesto, frente a la configu-ración electrónica de los átomos por separado, por la cesión, ganancia o compartición deelectrones.

2. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES

Cuando se produce la unión de los átomos, con el correspondiente reajuste ener-gético, para dar lugar a un compuesto químico, los electrones dejan de estar sometidos ala influencia exclusiva del átomo al que pertenecían y caen bajo la influencia del otroátomo del enlace (podríamos ampliar este concepto al caso de agregados de más de dosátonos). Tiene lugar así la formación de distintos tipos de enlace:

a) Enlace iónico. Electrones de uno de los átomos se separan completamente deél, y pasan a pertenecer al otro átomo de manera definitiva, formándose iones.

b) Enlace covalente. No se produce transferencia definitiva de electrones de unátomo a otro, sino sólo compartición de esos electrones por los dos átomos. Cada elec-trón del enlace estará bajo la influencia de los dos átomos.

c) Enlace de hidrógeno. Es fundamentalmente de carácter electrostático y lo danelementos muy electronegativos con el átomo de hidrógeno.

d) Enlace metálico. A diferencia del covalente, los electrones de enlace no estánsujetos a un par concreto de átomos, sino que se mueven libremente por una extensaregión entre los iones positivos que se formaron al desprenderse de sus átomos respecti-vos.


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El enlace real entre dos o más átomos, no será e un tipo puro determinado, sinoque presentará una mezcla de características de varios de ello. Así por ejemplo, existenenlaces que presentan un cierto carácter iónico y un cierto carácter covalente y entre susmoléculas puede presentarse el enlace de hidrógeno. La molécula de agua presenta en-laces O−H covalentes con cierto carácter polar y entre sus moléculas se presenta el en-lace de hidrógeno.

2.1. Enlace iónico.

El enlace iónico se presenta entre por elementos de electronegatividades muy dife-rentes, por ejemplo, un metal y un no metal. Se origina dicho enlace por la atracciónelectrostática entre los iones de carga opuesta que se forman al producirse una transfe-rencia completa de electrones entre los átomos de diferente electronegatividad que seenlazan.

Los compuestos iónicos se caracterizan por ser sólidos cristalinos en condicionesordinarias de presión y temperatura, ya que los iones se hallan dispuestos en los nudosde redes cristalinas de distintos configuraciones que dependen del tamaño y número delos iones presentes.

2.1.1. Formación de compuestos iónicos.

Para estudiar la formación de los compuestos iónicos, tomaremos como base laformación de un compuesto típicamente iónico, como es el Cloruro Sódico, NaCl. Elsodio es un metal muy activo, que se oxida inmediatamente al aire y reacciona violen-tamente con el agua, por lo que hay que guardarlo bajo petróleo y el cloro un elementomuy electronegativo, gaseoso a temperatura ambiente, sofocante y muy venenoso yfuertemente oxidante. Sin embargo cuando se ponen en contacto tiene lugar una reac-ción química en la que se forma cloruro sódico, una sal haloidea de propiedades com-pletamente diferentes a las de sus átomos iniciales:

EnergíaNaClClNa +→+ 221

Como el cloruro sódico es un compuesto iónico, este enlace puede interpretarseteniendo en cuenta que el sodio, como elemento metálico tenderá a perder un electrón, yel cloro, como elemento electronegativo, tenderá a captarlo:

( )[ ] ( ) ( ) ( )[ ] −+ +→ epssNasNeNa 12213 6221 −5’1 eV

( ) ( )[ ] ( ) ( ) ( ) ( ) ( )[ ]6262252 33221133 pspssClepsNeCl −− →+ +3’7 eV

Se transfiere un electrón del átomo de sodio al de cloro, con lo que ambos adquie-ren la configuración del gas inerte correspondiente (neón y argón respectivamente). Elbalance energético sería, no obstante, desfavorable, ya que la energía desprendida (afi-nidad electrónica del cloro) es inferior a la absorbida (energía de ionización del sodio).Pero ha de considerarse que la aproximación de dos iones de carga opuesta, desde elinfinito hasta la distancia de equilibrio para formar la molécula Na+Cl− en estado gaseo-so es un proceso exergónico, porque se produce en él un desprendimiento de energía.Esto es debido a la energía de atracción electrostática entre ambos iones, la cual com-pensa el balance energético anterior:

.)()()( ElectrstEgClNagClgNa +→+ −+−+


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Los compuestos iónicos se presentan en forma cristalina de iones ordenados. En laformación de un cristal iónico se produce un desprendimiento de energía mucho mayor.Al formarse el cristal, cada ion que se incorpora al retículo cristalino, se acerca a variosiones de carga opuesta y no a uno sólo como ocurre en una sola molécula. En el procesode formación de un mol del compuesto iónico en estado cristalino se desprende, pues,más energía que en el proceso de formación de un mol de moléculas iónicas. Este hechoexplica por qué aparecen en la naturaleza como sólidos iónicos y no como moléculas.Un compuesto iónico sólo se presenta como moléculas iónicas sueltas en estado gaseo-so, pues en estado líquido se presenta como moléculas y como iones sueltos.

En los sólidos iónicos no se puede hablar de moléculas como entidades aisladas,ya que el cristal será él mismo una enorme molécula, o macromolécula, constituida porun elevadísimo número de iones de cargas opuestas, perfectamente ordenados.

En la formación de un cristal iónico han de tenerse en cuenta las energías poten-ciales eléctricas desprendida al disponerse los distintos iones de carga opuesta en el retí-culo cristalino correspondiente. Es la llamada energía reticular, o variación de entalpíaocurrido al aproximar los iones gaseosos, situados a una distancia infinita, hasta susposiciones en el cristal (referida a un mol de compuesto). Los valores determinados delas energías reticulares están referidos a l atm y a 25ºC (condiciones estándar).

Cuanto más elevada sea la energía reticular, más energía se desprende en el proce-so de formación del cristal iónico y éste será más estable. Por tanto, el conocimiento delvalor de la energía reticular es muy importante, pues da una medida directa de la estabi-lidad del cristal.

2.1.2. Estructura de los cristales iónicos.

Para explicar las estructuras cristalinas de los compuestos iónicos, deben hacersealgunas consideraciones teóricas. Se supuso a los iones como esferas indeformables queal atraerse mutuamente y se aproximan hasta entrar en contacto unas con otras, dispo-niéndose simétrica y alternativamente según formas geométricas regulares. Cada ionpositivo se rodea de iones negativos y viceversa, tendiéndose al mayor empaquetamietoposible, con lo cual se llega a la situación de máxima estabilidad. La estructura geomé-trica de las redes iónicas depende del tamaño de los iones, de forma que la repulsiónentre iones iguales sea mínima y la atracción entre iones opuestos sea máxima. Tambiéndepende de su carga, pues ésta determina el número de iones de cada clase que habrápresentes en la red para que el conjunto del cristal resulte neutro.

La estructura geométrica de las redes cristalinas, así como las distancias entre losiones, sus posiciones y disposiciones, se determinan experimentalmente mediante técni-cas de difracción de rayos X y de difracción de electrones y de neutrones. A la porciónmás pequeña de red cristalina necesaria para representar su simetría o forma geométricase le denomina celdilla unidad, la cual al repetirse en todas las direcciones del espacio,construirá todo el cristal.

La geometría del cristal viene definida por el índice o número de coordinaciónque es el número de partículas vecinas más próximas que rodean a una partícula deter-minada en el cristal. Para el caso de los sólidos iónicos, en particular, será el número deiones de una carga que rodean a otro de carga opuesta.


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Existen distintos tipos de estructuras cristalinas:unas son de fórmula empírica XY en las que la relaciónestequiométrica catión(X)/anión(Y) es 1:1 y otras sonde fórmula empírica XY2 en las que la relación de ca-tión(X)/anión(Y) (o anión(X)/catión(Y)) es 1:2. Porejemplo, la red del tipo del cloruro sódico XY, tienecomo número de coordinación 6:6. Esto indica que enel cristal de cloruro sódico cada Cl− está rodeado de 6Na+ y viceversa. Los iones opuestos están situados al-ternativamente en los vértices de un cubo (red cúbicacentrada en la cara, fig.l). Otro tipo importante, tambiénXY, es la red del cloruro de cesio, de números de coor-dinación 8:8 (red cúbica centrada en el cuerpo, fig.2).

El tamaño de los iones es un factor decisivo en laestructura de las redes cristalinas, reduciéndose a unsimple problema geométrico. Se pueden considerar losiones como esferas rígidas de determinado radio. Estoes una aproximación que introduce un margen de errorporque los iones no son realmente indeformables.

FIG. 1

Fig. 2

El radio iónico puede considerarse determinado por el número n del nivel energé-tico más externo ocupado por electrones, en el ion. Así, en un grupo del sistema perió-dico, el radio de los iones de igual carga aumenta al descender en el grupo, pues au-menta el número n del nivel más externo. Pero el tamaño de los iones viene determina-do también por la fuerza atractiva de la carga nuclear efectiva (carga del núcleo menosel apantallamiento de los electrones internos) sobre los electrones externos. Según ésto:

a) Cuando un átomo se convierte en ion positivo, el tamaño se hace menor res-pecto al del átomo neutro, ya que hay un exceso de carga positiva con relación al núme-ro de electrones.

b) Cuando un átomo se convierte en ion negativo el tamaño se hará mayor res-pecto al átomo neutro ya que hay un exceso de carga negativa con relación a la cargapositiva nuclear.

c) Considerando iones isoelectrónicos (iones con igual número de electrones) sonmayores los aniones que los cationes. Por ejemplo: radio Cl− > radio K+.

d) Considerando iones isoelectrónicos positivos, el radio disminuye al aumentar lacarga positiva neta, pues los electrones son más atraídos por el núcleo. Por ejemplo:radio Na+> radio Mg2+.

e) Considerando iones positivos diferentes del mismo elemento ocurre lo mismoque en el caso anterior. Por ejemplo: radio Ga+> radio Ga2+.

f) Considerando iones de igual carga neta de átomos del mismo período, el radiodisminuye al aumentar el número atómico, por ejemplo: radio Rb+> radio Ag+.

En general los cationes son más pequeños que los aniones para una masa atómicasemejante. La razón de los radios catión/anión, r+/r−, está íntimamente relacionada conla estructura cristalina de los compuestos iónicos. Cuanto más grande sea el catión encomparación con el anión, mayor número de aniones vecinos podrá acomodar a su alr e-dedor. Es decir, mayor será el número de coordinación. Por eso, se comprende que elion Cs+, al tener un volumen bastante grande, permita que en el cloruro de cesio el nú-


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mero de coordinación sea ocho, mientras que en el cloruro de sodio, al tener el ion Na+

un volumen más pequeño, el número de coordinación sea seis.

2.1.3. Energía reticular.

La Energía Reticular de un cristal, comprende el conjunto de las energías poten-ciales eléctricas que los iones poseen por encontrarse en los campos eléctricos de losiones vecinos en la red iónica. Para calcularla hay que considerar el balance energéticodebido a todas las interacciones electrostáticas que aparecen al aproximar todos los io-nes hasta sus posiciones en el cristal, que comprenden:

-Fuerzas de atracción entre los iones de carga opuesta.-Fuerzas de repulsión entre los iones de igual carga.

La intensidad de estas fuerzas depende de la carga total de los iones y de sus dis-tancias respectivas. Sin embargo, el calcular así la energía reticular no resulta tan senci-llo, ya que existen también interacciones entre los núcleos y los electrones de iones ad-yacentes y, además, sobre cada ion ejercen su acción no solamente los iones contiguos aél, sino todos los demás iones del cristal. Como las distancias de cada uno de estos ionesal ion considerado son diferentes, hay que introducir un factor de proporcionalidad quelo tenga en cuenta y que dependerá del tipo de estructura de la red cristalina. Este factorse denomina constante de Madelung, cuyos valores se han calculado y tabulado.

La ecuación de Born da la energía potencial para dos iones de cargas Z1e y Z2e se-parados una distancia internuclear d:

ndbe

deZZ

EP22

21 += (1)

donde el sumando be2/dn la energía potencial debido a la repulsión de las nubes electró-nicas de los iones, que es inversamente proporcional a la potencia n de la distancia,siendo n (exponente de Born) proporcional a la densidad electrónica de los iones (n=5para configuración de He, 7 para Ne, 9 para Ar o Cu+, 10 para Kr o Ag+, etc).

La energía potencial es negativa cuando d en mayor que la separación internucleard0 dado que para iones de carga opuesta el primer sumando es negativo. El término derepulsión (el segundo) aumenta y se hace el mayor de los dos para valores de d muypequeños. La energía potencial es mínima en d0.

La ecuación anterior da la energía desprendidacuando un catión y un anión se acercan desde dis-tancia infinita a distancia d. Tomando como ejemploun cristal de cloruro sódico, cada ion Na+ está ro-deado de 6 iones Cl− a distancia d, 12 iones Na+ a

distancias d2 , 8 iones Cl− a distancia d3 , 6 io-nes Na+ a distancia 2d, 24 iones Cl− a distancia

d5 , 24 iones Na+ a distancia d6 , etc. FIG. 3

El primer término de la expresión de la energía potencial para la energía despren-dida al traer un ion sodio desde el infinito hasta su posición estable en la red será:

...6

245

242

63

82

126222222

1 −+−+−+−=d

e

d

ed

e

d

e

d

ede

EP


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o bien:

+−+−+−−= ...

6

24

5

2426

3

8

2

126

2

1 de

EP

La suma de la serie infinita converge hacia el valor 1’747558 y se llama constantede Madelung para la estructura del cloruro de sodio y se utiliza para cualquier sal conesta estructura ya que depende únicamente de la disposición geométrica de los iones.

El segundo término de la expresión de la energía potencial considera a las fuerzasrepulsivas por la interpenetración de las nubes electrónicas. Con este término se puedeoperar más simplemente que con el primero ya que la repulsión varía inversamente pro-porcional a dn por lo que sólo se consideran los vecinos muy próximos.

Las energías de la red no han sido calculadas por medidas directas hasta fechasrecientes, pero pueden calcularse utilizando un método indirecto basado en el ciclo deBorn-Haber. No es más que la aplicación de la Ley de Hess al proceso de formación deun cristal iónico. Esta ley se puede expresar del siguiente modo: la entalpía de cual-quier proceso es independiente del camino seguido, dependiendo sólo de los estadosinicial y final.

)()()( )(0 gYgXcYX U −+− + ←− ↑−∆ )(fH )(−+↑ EI

)()()(21)( 212 gYgXgYsX DS + →+ +

siendo U0 la energía de la red, I el potencial de ionización de X(g), E es la afinidadelectrónica del Y(g), D el calor de disociación de la molécula gaseosa Y2(g), S la ener-gía de sublimación del metal X(s) y ∆Hf el calor de formación de XY(c). Los signosnegativos que acompañan a ∆Hf, E y U indican que estos procesos, en el sentido en queestán escritos, corresponden a desprendimientos de energía. Dado que el cambio en laenergía no depende del camino, se puede igualar ∆Hf a la suma algebraica de las otrascantidades termoquímicas. De forma semejante U0 puede expresarse por:

EIDSHU f −+++∆=21

0 (2)

Como los valores de ∆Hf, S, D e I, se pueden determinar experimentalmente y es-tán tabulados, es fácil determinar la energía reticular simplemente consultando las tablascorrespondientes y aplicando la ecuación anterior.

La energía de red fue calculada en anteriores aplicaciones mediante la ecuación(1) de la energía potencial y utilizada junto con las magnitudes termoquímicas experi-mentales, ecuación (2), para calcular las afinidades electrónicas de las que no se dispo-nen de valores experimentales. Cuando se disponen de datos de afinidades electrónicas,se puede obtener un valor experimental de U0 mediante la ecuación (2) que coincide conbastante aproximación con el valor teórico calculado mediante (1). La concordancia noes tan buena en el caso de sales con iones de elevada carga o con enlaces con caráctercovalente apreciable.

2.1.4. Valencia iónica.

En química se utiliza el término de valencia, para dar una medida relativa de lacapacidad de combinación de los átomos de los elementos. El conocimiento de la valen-cia es importante para poder comprender y conocer las normas de formulación.


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Llamamos valencia iónica o electrovalencia a la capacidad que tienen de los áto-mos para perder o ganar electrones y formar así iones, alcanzando una configuraciónelectrónica de gas inerte, más estable. Los iones formados se llaman Cationes o losAniones según sean positivos (por pérdida de electrones) o negativos (por ganancia deelectrones).

Cationes. Son los formados por elementos de carácter metálico y podemos distin-guir los siguientes:

- Metales alcalinos: ns1, formarán fácilmente iones M+.- Metales alcalino-térreos: ns2, formarán bastante fácilmente iones M2+.- Metales de transición del grupo IIIb (Sc,Y,La): ns2(n-1)d1, forman iones M3+.- Metales de transición de los grupos IVb a VIII, tendrían que perder cuatro o más

electrones para adquirir la configuración de gas inerte. Esto requeriría un gran aporte deenergía por lo que sólo darán lugar a iones de cargas+1 a +3. Presentan varias valenciasdebido a que los orbitales ns y (n-1)d presentan energías muy próximas entre ambos.

- Metales de transición de los grupos Ib y IIb y metales de postransición, hasta elgrupo Va: tienen completos o casi completos los subniveles d y s (d9, d10 y s2).

Como las estructuras d10 son muy estables (de pseudogas noble), los elementos delos grupos Ib y IIb pueden fácilmente perder uno o dos electrones. En los elementos depostransición la energía de ionización se va haciendo mucho mayor, por los cual sóloalgunos átomos forman iones positivos.

Aniones. Están formados por elementos no metales o semimetales que por su ele-vada electronegatividad tienen tendencia a ganar electrones y tendemos:

- Halógenos: ns2np5, forman aniones monovalentes X− (ns2np6).- Anfígenos: ns2np4, pueden formar aniones X (ns2np6).- Nitrogenoideos: ns2np3, que para formar aniones trivalentes tendrán que tomar

tres electrones, pero el balance energético es muy negativo y los formarán muy difícil-mente.

- Carbonoideos: ns2np2, que por la misma razón anterior es prácticamente imposi-ble que formen aniones con cuatro cargas.

- Gases nobles: ns2np6 por su elevada energía de ionización y por tener afinidadeselectrónicas negativas, no podrán formar iones positivos ni negativos.

2.2. Enlace Covalente

2.2.1. Teoría de Lewis.

Si los valores de las energías de ionización y de las afinidades electrónicas sonelevadas, entonces no se favorece la pérdida de electrones ni la captura de éstos paraformar iones, no se producirá la transferencia definitiva de electrones entre los dos áto-mos que van a formar el enlace químico y éste no puede basarse en la atracción elec-trostática. Así, en el compuesto metano, CH4, para que se produjera la unión por enlacesiónicos sería necesario que los cuatro átomos de hidrógeno se ionizaran a H+ y el átomode carbono se ionizara a C4−, análogamente en el tetracloruro de carbono CCl4 seríanecesario que los 4 átomos de Cloro se ionizaran a Cl− y el átomo de carbono a C4+

A

I

ECeC

EeHH

ª44

44444 +→+

++→−−

−+

A

I

ECleCl

EeCC

4444

ª444

+→+

++→−−

−+


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El balance energético en estos procesos es tan desfavorable que no se compensaríani siquiera con la energía electrostática que se desprendería al aproximarse esos ionespara formas runa estructura cristalina. Sin embargo, como estos compuestos existen yno son sólidos a temperatura ambiente, habrá que explicar la unión de sus átomos me-diante otro tipo de enlace distinto del enlace iónico y su unión electrostática.

Fue Lewis, en 1916 el primero en exponer una teoría plausible para explicar laformación de este tipo de compuestos. La idea básica es muy simple: cada enlace entredos átomos resultaría de la compartición de dos electrones, proveniente de aportar cadauno de los átomos, un electrón desapareados. De esta forma, se compartirían todos loselectrones necesarios hasta que los átomos adquiriesen la configuración de gas noble.Cada par de electrones compartidos constituye así un enlace covalente. Este enlace seformar entre átomos de electronegatividad análogas, normalmente entre elementos nometálicos o entre elementos metálicos cuando se encuentren en estado gaseoso.

Exponemos algunos ejemplos de moléculas con enlaces covalentes con la descrip-ción electrónica de sus átomos para formación del enlace:

a) NH3 Amoniaco

Presentamos la configuración electrónica de los átomos individuales donde semanifiesta la existencia de electrones desapareados con posibilidad de unirse en enlacecovalente:

1

11122

1

22221

sH

pppssN zyx

→

→

El nitrógeno tendrá que compartir sus tres electrones desapareados con tres elec-trones desapareados de otros tantos átomos de hidrógeno para llegar al octeto electróni-co (configuración de gas inerte).

Empleando la representación de Lewis o de fórmulas de electrón-punto, se tendrá:

NHH

HTambién, de una forma más sencilla, se puede utilizar un guión para indicar el par

de electrones de cada enlace covalente entre átomos:

N H

H

HEl hidrógeno así ha adquirido también la configuración de gas inerte correspon-

diente a la del Helio.

b) O2 Oxígeno

Análogamente, la configuración electrónica del átomo de oxígeno es:

11222 22221 zyx pppssO →


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El átomo de oxígeno al combinarse con otro átomo de oxígeno idéntico tendrá quecompartir dos electrones; es decir, en total compartirán dos pares de electrones, formán-dose entre ambos un enlace covalente doble.

O O o simplemente O OEn estos casos sí puede hablarse de la formación de verdaderas moléculas como

entidades diferenciadas y unitarias, a diferencia de los compuestos iónicos. En estasmoléculas, a los pares de electrones compartidos se les llama también pares de electro-nes enlazantes y a los pares electrónicos externos, que no están compartidos y que, portanto, no forman enlace, se les llama electrones no enlazantes, pares de electrones so-litarios o no compartidos.

Posteriormente, Lewis propuso la creación del enlace covalente por aportación delpar de electrones por uno sólo de los átomos; es el llamado enlace covalente coordinadoo dativo. Este enlace covalente coordinado una vez que se ha formado es indistinguibledel enlace covalente ordinario como se puede comprobar en el grupo amonio NH4

+.

Esta sencilla teoría de Lewis del enlace covalente fue sustituida posteriormentepor teorías mecano-cuánticas. Sin embargo, se sigue utilizando el lenguaje y simbolis-mo de Lewis por resultar más cómodo.

2.2.2. Características del enlace covalente.

2.2.2.1. Longitud del enlace.

Llamamos longitud de enlace en un enlace covalente a la distancia media entre losnúcleos de los dos átomos unidos por dicho enlace covalente. Destacamos distanciamedia porque, en realidad, los núcleos no se encuentran fijos en la molécula sino queestán vibrando alrededor de sus posiciones de equilibrio. Esta distancia se mide direc-tamente mediante distintos métodos experimentales. Pero también puede calcularse deuna forma teórica, sumando los radios de los átomos del enlace.

2.2.2.2. Ángulo de enlace.

Se llama ángulo de enlace al ángulo que forman las dos líneas de dos enlaces ad-yacentes de un átomo. Así, en el agua sería el ángulo entre los dos enlaces O-H queforma el Oxígeno con los dos Hidrógenos, es decir, entre las dos líneas hipotéticas queconectan los núcleos del oxígeno y de los hidrógenos:

O

H Hα

2.2.2.3. Energía de enlace.

Definimos la energía de disociación de una molécula diatómica como la energíanecesaria para disociar un mol de esas moléculas, en estado gaseoso, en sus dos átomosseparados, también en estado gaseoso, suponiendo que el proceso ocurre a 0ºK, pues asíla molécula se encuentra en su estado vibracional más bajo. La energía de disociación esla referida al proceso dado por la reacción:

)()()( gYgXgXY +→ [ ]Ko0


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En la realidad, lo que se determina experimentalmente (por métodos termoquími-cos y espectroscópicos) es la entalpía de este proceso, ya que se efectúa a presión cons-tante. Sin embargo, el término energía se emplea muy frecuentemente para expresar loque en realidad son variaciones de entalpía en procesos a presión constante.

La energía implicada en el proceso inverso, es decir, la formación de la moléculaa partir de sus átomos, en estado gaseoso, es la llamada energía de enlace, igual a la dedisociación pero de signo opuesto. Estas energías son función de la temperatura, perocomo la diferencia de su valor a 0 K y a temperatura ambiente (unos 300 K) es muypequeña, la supondremos independiente de la temperatura. Los valores de las energíasde enlace vienen tabuladas para condiciones estándar (1 atm. y 25ºC).

Cuando las moléculas son poliatómicas, la energía del enlace entre dos átomosdeterminados depende de la naturaleza del resto de la molécula, pero generalmente lavariación es lo suficientemente pequeña para poder tabular las energías de enlace pro-medio como buena aproximación.

2.2.2.4. Polaridad de los enlaces.

Si los dos átomos de una molécula diatómica covalente son iguales, el par deelectrones está igualmente compartido por los átomos y los suponemos equidistantes delos núcleos. Sin embargo, si los dos átomos son distintos, el par de electrones ya no estácompartido por igual por ambos átomos, a no ser que éstos tengan lamisma electronegatividad, lo que es altamente improbable. Así, en lamolécula A-B (fig.4) a mayor diferencia de electronegatividad entreA y B, mayor desigualdad habrá en la compartición del par electróni-co, ya que el más electronegativo (B) atraerá más hacia sí esos elec-trones. Esta desigualdad en la compartición electrónica provoca, a suvez una polaridad en el enlace porque el centro geométrico de las car- FIG. 4

gas positivas no coincide con el centro geométrico de las cargas negativas y la moléculaes un pequeño dipolo. Se dice que el enlace es polar, lo que se indica con δ+ y δ−, signi-ficando δ la fracción de carga eléctrica que aparece desplazada sobre cada átomo. Estadesigualdad se mide cuantitativamente mediante el momento dipolar eléctrico o sim-plemente momento dipolar, µ. Su determinación experimental se realiza por medidas dela capacitancia de un condensador entre cuyas placas se coloca la sustancia en solución.

El momento dipolar de una molécula diatómica viene dado por la cantidad de car-ga eléctrica (q) que está asimétricamente distribuida en el enlace, multiplicada por ladistancia d que separa los centros respectivos de las cargas positivas y negativas deldipolo. Matemáticamente lo expresamos así:

dq.=µ (3)y se mide en (en el S.I.) en debye, D. 1 D = 10−18 ues.cm

El hecho de que los enlaces covalentes sean polares significa que ya no son cova-lentes puros, sino que tienen un cierto carácter iónico (es como si fueran intermediosentre el enlace covalente puro y el iónico). Lógicamente, el carácter iónico de un enlacecovalente será más alto cuanto mayor sea su momento dipolar, o lo que es lo mismo,cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos. Por tanto, podrá


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calcularse el porcentaje de carácter iónico, es decir, el grado de polaridad, por dos mé-todos distintos:

a) A partir del valor del momento dipolar:

100)(

)(% ×

⋅⋅⋅⋅⋅=⋅PuroIónicoEnlaceTeóricorealEnlacealExperiment

IónicoCarácter e

µµ

b) A partir de las electronega-tividades de los átomos del enlace.Cuanto mayor es la diferencia de laselectronegatividades, ∆En, de losdos átomos, más polar es el enlace.Se puede representar gráficamentela relación entre ∆En y el porcentajede carácter iónico (obtenido por elmétodo anterior). Esto fue realizadopor Linus Pauling, obteniendo lagráfica de la figura 5. De esta forma

FIG. 5

conociendo la diferencia de electronegatividades en cualquier compuesto diatómico, sepodrá calcular el valor de su porcentaje de carácter iónico, ayudándonos de la curvaanterior obtenida experimentalmente.

Como se ve en la gráfica, cuando ∆En toma el valor de 1’7, el carácter iónico delenlace alcanza un valor del 50%. Esto es muy importante para delimitar la separaciónentre compuestos iónicos y compuestos covalentes. Se ha establecido que cuando sesupera el valor del 80% de carácter iónico, lo que corresponde a una diferencia de elec-tronegatividades ∆En=2’5, se puede hablar de compuestos propiamente iónicos.

2.2.3. Escala de electronegatividades de Pauling.

Si en la molécula heteronuclear A-B, las electronegatividades de A y B son dife-rentes, el enlace será covalente parcialmente iónico y su energía de disociación (ED)resultará mayor que si fuera covalente puro (Ecov). Esto puede justificarse en el sentidoque a la energía correspondiente al enlace, se le suma una energía adicional (∆) o "exce-so de energía iónica", debida a la atracción electrostática entre las dos cargas opuestasde los extremos del dipolo:

∆+= covEED (4)siendo ED un valor real, hallado experimentalmente y Ecov un valor teórico, que se puedecalcular conociendo las energías de los enlaces A-A y B-B, según:

2cov

BBAA EEE −− += (5)

De estas expresiones puede obtenerse fácilmente el valor de ∆ despejando de laexpresión (4). Como, por otra parte, ∆ está relacionado con la diferencia de electrone-gatividades entre A y B, Pauling encontró la relación empírica siguiente:

∆=− .kXX BA (6)siendo X es la electronegatividad, XA-XB la diferencia de electronegatividades y k es unfactor de conversión utilizado para pasar las unidades de kilocalorías/mol a eV, siendo:


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208'023

1 ==k

Como la electronegatividad no tiene un valor absoluto, sino relativo, Pauling dioarbitrariamente a la electronegatividad del flúor (el elemento más electronegativo delsistema periódico) el valor do 4'0, y a partir de ésta obtuvo las electronegatividades delos demás elementos.

2.2.4. Valencia covalente.

Se llama valencia covalente al número de enlaces covalentes simples que un áto-mo puede formar. En principio, se tendrá en cuenta que un átomo dará lugar a tantosenlaces covalentes como electrones desapareados tenga. Por tanto, debemos fijarnos ensu configuración electrónica externa, igual que se ha hecho en la valencia iónica.

Para los elementos del primer periodo del Sistema Periódico, tenemos:

H = 1s1 formará un enlace covalente.He = 1s2 no tiene electrones desapareados, luego no forma ningún enlace.

Para los elementos del segundo periodo, las estructuras electrónicas determinanlos siguientes enlaces:

Li = 1s22s1 formará un enlace covalente.Be = 1s22s2. Puede pasar un electrón del orbital 2s al 2p, excitando el átomo, dan-

do lugar a dos enlaces covalentes.B = 1s22s22p1. Si pasa a un estado excitado, como en el berilio, podrá formar tres

enlaces covalentes cuando un electrón de 2s pase a 2p.C = 1s22s22p2. Pasa a un estado excitado, se configura así: C*=1s22s12px

12py12pz

1

y podrá formar cuatro enlaces covalentes, previa una hibridación.N= 1s22s22px

12py12pz

1 podrá formar tres enlaces covalentes.O= 1s22s22px

22py12pz

1 podrá formar dos enlaces covalentes.F = 1s22s22px

22py22pz

1 podrá formar un enlace covalente.Ne = 1s22s22px

22py22pz

2 no formará ningún enlace covalente.

Los elementos del tercer periodo, tendrán un comportamiento bastante similar alos del periodo anterior. El metal alcalino y el alcalinotérreo podrán formar respectiva-mente uno y dos enlaces covalentes (como el litio y el berilio). De la misma manera, loselementos correspondientes al grupo del boro (aluminio) y del carbono (silicio) tendránuna valencia covalente de 3 y 4 respectivamente.

En este período, con la existencia de orbitales d, hará que los grupos Va, VIa,VIIa y VIlla que en el período 2 no podían desaparear más sus electrones por carecer deorbitales d vacíos, en los elementos de estos grupos del período 3 podrán desaparearlosen los orbitales 3d que están desocupados. Así resulta:

P = 3s23px13py

13pz1 formara tres enlaces covalentes, pero en un estado excitado

con configuración P*= 3s13px13py

13pz13d1 podrá formar también cinco enlaces cova-

lentes.


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S= 3s23px23py

13pz1 formara dos enlaces covalentes, pero en un estado excitado se-

rá S*= 3s13px23py

13pz13d1 podrá formar cuatro enlaces covalentes y en otro estado ex-

citado S* = 3s13px13py

13pz13d13d1 podrá formar hasta seis enlaces covalentes.

Cl = 3s23px23py

23pz1 formara un enlace covalente, pero si va desapareando sus

electrones de los orbitales p en los orbitales d (vacíos), podrá también actuar con valen-cias 3, 5 y 7, correspondiente a estos estados excitados Cl*= 3s13px

23py23pz

13d1,Cl**=3s13px

23py13pz

13d13d1, Cl***=3s13px13py

13pz13d13d13d1.

En los restantes elementos de los siguientes períodos ocurre algo análogo. Por estarazón de desapareamiento de electrones gracias a la presencia de orbitales vacíos, losgases inertes podrán formar enlaces covalentes (con excepción del helio y neón). Losmetales de transición podrán formar enlaces covalentes y al ir aumentando el número deelectrones d pueden llegar hasta valencia covalente 7 e, incluso, 8.

2.3. Enlace de Hidrógeno.

2.3.1. Descripción, características y propiedades.

Dentro del enlace entre átomos, hay uno de importancia aparentemente limitadapor la restricción que supone la presencia de una serie de condicionamientos, pero, porotra parte, se da con tanta frecuencia y en una serie de sustancias de tanto interés comoel agua, alcoholes, etc., que hacen aconsejable su estudio.

El hidrógeno, con un único electrón en el orbital ls no puede unirse a dos átomospor covalencia normal. Cuando está unido a un elemento muy electronegativo, como eloxígeno (en la molécula de agua), el enlace tiene un gran porcentaje de carácter iónicode tal manera que la carga positiva localizada en un volumen tan pequeño, como es eldel hidrógeno, atrae fuertemente a cualquier par de electrones solitarios no compartidosde un segundo átomo de otra o de la misma molécula, originándose lo que se conocecomo enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno, o más correctamente, enlace porpuente de hidrógeno.

El enlace de hidrógeno es fundamentalmente electros-tático. Esquemáticamente, en el caso del agua los puentes dehidrógeno se disponen según se indica en la fig.6. Este tipode enlace posee las siguientes características observadas ex-perimentalmente:

1. Su energía, determinada calorimétricamente, es delorden de 2 a 10 Kcal/mol, demasiado elevada para pertenecera las interacciones débiles, como las fuerzas de Van der Wa-als, atracción dipolo-dipolo, etc. y demasiado pequeña frente

FIG. 6

a las energías para enlaces covalentes e iónicos de alrededor de 100 Kcal/mol.2. Es bastante localizado, más de lo que suelen ser las interacciones débiles. Por

estos dos motivos se habla de enlace, aunque no se trata de un enlace químico propia-mente dicho, como el iónico o el covalente.

3. En él interviene siempre el hidrógeno, que produce el enlace entre el grupo da-dor, A-H, y el aceptor, B: A−H + B → A−HLB

Los grupos A y B, que pueden ser iguales o no, invariablemente deben sor muyelectronegativos y además, B debe poseer un par de electrones sin implicar en ningún


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enlace, lo que prácticamente limita el campo al flúor y al oxígeno, aunque también seconocen enlaces de hidrógeno en compuestos con el cloro y el nitrógeno.

4. Generalmente, el enlace de hidrógeno es lineal y asimétrico, estando el protónmás cerca del grupo donante que del aceptor.

El enlace de puente de hidrógeno es el responsable de que las moléculas de aguacuando ésta se congela y pasa a estado sólido, se alineen en una estructura cristalina queocupa un mayor espacio que el ocupado por el agua líquida. Este comportamiento anó-malo del agua que se dilata al congelarse, hace que la densidad del hielo sea menor quela del agua y por tanto el hielo flota en el agua. Si no fuera así, la vida en el planeta nosería como la conocemos, si es que hubiera llegado a producirse la vida, pues si el aguase portara como una sustancia normal, al congelarse en los mares el hielo producido sehundiría sin posibilidad de que pudiera licuarse. Las profundidades de los mares esta-rían permanentemente congeladas y los océanos no hubieran sido el caldo de cultivo dela vida. Todo esto gracias al humilde enlace de puente de hidrógeno.

2.3.2. Mecanismos de formación del enlace de hidrógeno.

La aproximación electrostática. El enlace de hidrógeno fue reconocido como talpor primera vez por Latimer y Rodebush en 1920. Al principio se pensaba que en laespecie química A−HLB, la unión HLB, que es el enlace que estamos considerando,era puramente electrostática. El hidrógeno utiliza su electrón en el enlace covalenteA−H y, por tanto, la densidad electrónica entre el protón y B será pequeña. No es ca-sualidad que sólo el hidrógeno sea capaz de formar este enlace, ya que su pequeño radiohace que la densidad de carga positiva sea elevada, creándose un poderoso campo elec-trostático capaz de producir interacciones culombianas grandes con el par de electronesno enlazantes de B, especialmente si tenemos en cuenta que, por el carácter electrone-gativo de B, éste normalmente poseerá una carga negativa de tipo dipolar.

La componente covalente. Es cierto que la interacción electrostática representauna contribución importante al enlace de hidrógeno. Por otra parte, este valor coincidebastante bien con el valor experimental, como se observa en la tabla adjunta, por lo queno es de extrañar que al principio no se consideraran otras posibles contribuciones alenlace. Sin embargo, no es la única.

Contribuciones energéticas estimadas para un enlace de hidrógeno H-O (en el hielo)Electrostática (culombiana)………………… -6’0 Kcal/molDeslocalización (covalente)………………… -8’0 Kcal/molDispersión…………………………………… -3’0 Kcal/molRepulsión…………………………………… +8’4 Kcal/mol

--------------------------------------------------- Total……………… -8’6 Kcal/mol Experimental…….. –6’1 Kcal/mol

Coulson y Danielsson han tratado de determinar la contribución covalente al enla-ce de hidrógeno por el método de enlace de valencia, considerando estructuras talescomo: A−H−B Covalente pura

A−H+LB Iónica sin transferencia de cargaA+H−LB Iónica sin transferencia de cargaA−H−B+ Covalente H−B con transferencia de carga.


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Los cálculos son necesariamente aproximados e implican un considerable númerode suposiciones, pero de ellos se deduce que la contribución covalente puede ser apre-ciable, especialmente en los llamados enlaces de hidrógeno "cortos" (unos 2'5 Å) pu-diendo llegar a ser del mismo orden de magnitud que la contribución electrostática, talcomo se observa en la tabla.

Fuerzas de repulsión y dispersión. Finalmente, como en todas la interaccionesinteratómicas, existen fuerzas de dispersión, que en este caso tienen una contribuciónapreciable dada la gran polarizabilidad electrónica. Lo mismo ocurre con las fuerzas derepulsión, que son francamente grandes, debido al solapamiento de las nubes de carga,que se produce como consecuencia de que la separación entre los núcleos es menor dela que existiría si no hubiera enlace de hidrógeno.

2.4. Enlace metálico.

2.4.1. Descripción, características y propiedades.

En el enlace metálico los electrones responsables del enlace (electrones de valen-cia) pertenecen a todos los átomos del cristal metálico. Siendo así, podemos imaginarque existen en ellos orbitales moleculares que se extienden a todas las direcciones delcristal, los cuales pueden obtenerse por combinación lineal de los orbitales atómicos delos átomos metálicos. Si los electrones de valencia pertenecen a todos los átomos delcristal, podemos imaginar que en conjunto constituyen un gas electrónico que impregnael cristal completo. Los átomos metálicos desprovistos de los electrones enlazantes for-man una ordenación regular de iones positivos en la red del metal (cúbica centrada en elcuerpo, cúbica centrada en las caras, etc.) de forma que el enlace es esencialmente unainteracción entre el conjunto de cargas positivas y el gas electrónico. Este enlace es elresultado del balance entre los componentes de dos energías: una repulsiva y otra atrac-tiva. La magnitud, así como la importancia relativa de estas componentes difieren deunos metales a otros, de tal manera que el balance de todas las energías de la red nosmide la consistencia de la misma.

Se define la energía de enlace de los metales, como la energía que se libera cuan-do un mol de átomos metálicos, situados a distancia infinita, se acercan para formar uncristal a la distancia de equilibrio propia de la red cristalina. Es igual y de signo contra-rio a la energía de sublimación del metal. Es evidente que la energía de enlace tiene quever con la naturaleza (la fuerza) del enlace metálico. De una forma general, la energíade enlace aumenta con el número de electrones de valencia por átomo, es decir aumentahacia la derecha dentro de cada período.

La teoría de bandas explica la aparición de compuestos aislantes, conductores ysemiconductores a través del enlace metálico. Cuando dos átomos se unen para formaruna molécula diatómica dan lugar a dos orbitales moleculares que se originan por lasuperposición de los orbitales atómicos de los átomos que se combinan. Si se añade untercer átomo a la molécula diatómica, se obtienen tres orbitales moleculares y, en gene-ral cuando se superponen N orbitales atómicos en una estructura sólida, se obtienen Norbitales moleculares. Cada orbital molecular tiene asociado un valor de energía, pero ladiferencia de energía entre orbitales es muy pequeña, por el gran número de ellos, conlo que dará lugar a una banda de energía. Estas bandas pueden estar separadas entre sí osuperpuestas. Los electrones llenan progresivamente los niveles de energía. En cada


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nivel se pueden acomodar dos electrones, por eso, si hay N electrones libres, los N/2primeros niveles estarán completos. La banda superior que contiene electrones (electro-nes de valencia) estará total o parcialmente ocupada, dependiendo de los átomos cons-tituyentes del sólido.

La conducción se produce en los metales porque posee una banda de valencia par-cialmente llena (fig.7a) o porque la banda de valencia completamente llena se superpo-ne a una banda de conducción (fig.7b). En el caso de un aislante, la banda de valenciaestá totalmente llena, o sea, todos sus estados energéticos están ocupados por electronesy no existe superposición entre bandas de valencia y de conducción, más bien están am-bas bandas separadas por una amplia banda de energía prohibida, (fig.7c) y los electro-nes no pueden pasar fácilmente a la banda de conducción vacía. Experimentalmente seha encontrado que la banda prohibida del diamante (aislante típico) es de unos 7 eV.

FIG. 7

Los semiconductores tienen una estructura de bandas de energía en la que la ban-da de valencia está separada de la banda de conducción, vacía, por una banda prohibidade energía (a semejanza de los aislantes) pero mucho más estrecha que en los aisladores.Las bandas prohibidas del silicio y del germanio (típicos semiconductores) oscilan entre1’1 y 0’72 eV. A 300 K, la energía térmica de los electrones de la banda de valencia esdemasiado baja para permitir que los electrones crucen la banda prohibida y pasen a labanda de conducción con lo que se convertirían en conductores, pero una elevación detemperatura o una energía adicional por la presencia de un fuerte campo eléctrico per-mitirá a los electrones de valencia cruzar la angosta franja prohibida y pasar a la bandade conducción (fig.7d) y convertirse en conductores.

En los metales, el número de electrones disponibles para conducir la corriente através de la banda de conducción por aplicación de un campo eléctrico externo, es delmismo orden de magnitud que el número de átomos del sólido. En los semiconductores,el número de electrones disponibles para moverse es inferior al número de átomos envarios órdenes de magnitud, aunque en este caso un aumento de la temperatura, puedehacer, que los electrones presentes en la banda de conducción aumente considerable-mente, aumentando la conductividad del material. Por ello, materiales como el silicio yel germanio manifestarán una conductividad eléctrica limitada a temperaturas altas. Almismo tiempo, los niveles no llenos de la banda de valencia aumentará también la con-ducción del cristal, por el movimiento de electrones hacia los niveles, ahora vacíos, dela banda de valencia.


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3. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE

3.1. Propiedades de las sustancias iónicas.

Dureza. Como las sustancias iónicas forman enlaces electrostáticos fuertes no di-reccionales, las redes de iones formadas son sólidos de gran dureza. Al depender la du-reza de la energía reticular, los compuestos más duros serán los que tengan índice decoordinación elevado e iones pequeños fuertemente cargados.

Ductilidad y Maleabilidad. Los cristales iónicos, por sus fuerzas no direccionales,no son dúctiles ni maleables, dado que si desplazamos una capa sobre otra se produceuna deformación de la red, teniendo lugar un enfrentamiento entre iones del mismo sig-no, enfrentamiento que conduciría a la repulsión de los iones enfrentados y a la roturadel cristal.

Puntos de fusión. Son bastante elevados (700-1000°C) como consecuencia de lagran fortaleza del enlace existente entre los iones y la gran estabilidad de la red cristali-na que se forma.

Solubilidad. Los cristales iónicos suelen ser solubles en disolventes polares, comoagua, amoníaco, etc. Lo que tiene lugar es una solvatación de los iones de la red, es de-cir, los iones de la red se rodean de los dipolos del disolvente y se ven rodeados porellos, de modo que si la energía de solvatación es superior a la energía reticular se pro-duce la disolución, mientras que si la energía de solvatación es inferior a la reticularpredomina la fuerza que mantiene estable la estructura cristalina y la disolución no tienelugar. La solubilidad será mayor cuando más iónico sea el cristal. Los iones, una vezseparados de la red cristalina por disolución, permanecen en el seno del disolvente com-pletamente rodeados de los dipolos del disolvente, es decir, solvatados.

Conductividad eléctrica. Las sustancias iónicas, en estado cristalino no son con-ductores de la electricidad porque los iones se mantiene fijos en la red y no tienen mo-vilidad, salvo el movimiento de vibración según la temperatura. Pero tanto en disolu-ción (en disolvente polares) como cuando se encuentran fundidos, sí son buenos con-ductores de la electricidad al separarse los iones que, de este modo, adquieren una granmovilidad y pueden ser los encargados del mantenimiento del flujo de cargas.

3.2. Propiedades de las Sustancias Covalentes.

3.2.1. Sustancias moleculares.

Puntos de fusión y ebullición. Al estar unidas estas moléculas por fuerzas intra-moleculares débiles, harán que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos. Las que noson gaseosas a temperatura y presión ordinarias, son líquidas o sólidas fácilmente su-blimables o licuables.

3.2.2. Sustancias no moleculares

Puntos de fusión y ebullición. Los elementos de la parte central del sistema perió-dico, son los que más tendencia tienen a formar enlaces covalentes. Tienen unos altospuntos de fusión y ebullición por la formación de moléculas gigantes o macromoléculas


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en las que existe un gran número de átomos dispuestos en un retículo cristalino unidospor una red de enlaces covalentes. Como ejemplos podemos citar, el diamante, los sili-catos, los aluminatos y demás compuestos mixtos de estos elementos.

Dureza. Al tener fuerzas interatómicas muy fuertes, este tipo de sustancias ten-drán una dureza muy elevada.

Solubilidad. La mayoría de los compuestos covalentes no moleculares son insolu-bles en prácticamente todos los disolventes tanto polares (agua, amoniaco) como nopolares (disolventes orgánicos).

3.3. Sustancias covalentes parciales y electronegatividad.

Hemos visto que el carácter iónico aumenta con la diferencia de electronegativi-dad de los átomos que forman el enlace. De igual manera variarán las propiedades delos compuestos covalentes a características más iónicas. Cuanto mayor es la diferenciade electronegatividad, los compuestos serán más solubles en disolventes polares, con-ducirán mejor la electricidad (ya sea en disolución o fundidos), serán menos dúctiles ymaleables que otros compuestos análogos que tengan parecidas electronegatividades delos átomos que forman el enlace.

3.4. Propiedades de las sustancias con enlace metálico.

Propiedades Mecánicas. Los metales son dúctiles y maleables debido al hecho deque los desplazamientos de los átonos en un cristal metálico no destruyen las fuerzasatractivas de carácter general ya que no son direccionables estas fuerzas entre sus áto-mos. La resistencia y la dureza son características de los metales de transición (orbitalesd incompletos). Ambas propiedades son consecuencia de la fuerza de los enlaces exis-tentes entre sus átomos.

Fenómenos de conducción. Todos los metales poseen una alta conductividadeléctrica, al igual que una alta conductividad calorífica.

Fenómenos de emisión de electrones. Muchos metales, cuando son sometidos a laacción de radiaciones de corta longitud de onda, o cuando se calientan hasta temperatu-ras suficientemente altas, emiten electrones. Se trata, respectivamente, de la emisiónfotoeléctrica y de la emisión termoiónica (efecto Edison). Ello es consecuencia de lapresencia de electrones débilmente ligados al núcleo situados en bandas de valenciamuy periféricas solapadas con las bandas de conducción.

Propiedades ópticas. Todos los metales están provistos de un brillo característico,como consecuencia de una alta reflectividad de su superficie.

3.5. Propiedades de las sustancias con enlace de hidrógeno.

Fusión y ebullición. Las sustancias que presentan enlace de puente de hidrógenotienen puntos de fusión y ebullición mayores que las sustancias de polaridad análoga,que no presentan este enlace, debido a la asociación molecular existente en ellas.


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Solvatación. Los compuestos que presentan este tipo de enlace tienen una granconstante dieléctrica que hace que sean unos buenos disolventes de sustancias iónicas,al poder romper, más fácilmente que otros disolventes, los enlaces de naturaleza elec-trostática del cristal iónico.

BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA

Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-rial Marín. 1968. BARCELONA.

Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.

Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva EditorialInteramericana, S.A. 1986. MEJICO.

Bodie E.DOUGLAS y Darl H.MCDANIEL. Conceptos y Modelos de QuímicaInorgánica. Editorial Reverté. BARCELONA.

E.CARTMELL y G.W.A FOWLES. Valencia y Estructura Molecular. EditorialReverté. 1970. BARCELONA.

Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción alos Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.

John E.SPICE. Enlace químico y Estructura. Editorial Alhambra, S.A. ColecciónExedra. 1967. MADRID.


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Tratamiento Didáctico----------------------------------------------------------------------------------------------------------OBJETIVOS

Estudio del Enlace químico a la luz de los modelos atómicos, configuraciones elec-trónicas y energías de formación.

Establecer el carácter del enlace en función de la electronegatividad de los elementosque intervienen en él.

Introducir al alumno en las teorías que tratan de explicar el enlace químico.Demostrar la gran dependencia de las propiedades físicas de las sustancias con el tipo

de enlace que conforman sus moléculas.UBICACIÓN

Se ubica, a modo de iniciación en 2° de ESO, distinguiendo entre compuestos bina-rios iónicos y óxidos covalentes. En 3° de ESO, se introducen los conceptos de enlace,independiente de los compuestos que producen y sin el uso de la teoría de orbitales.

En 4° de ESO, se introducen los enlaces de una forma más científica y rigurosa, co-mo responsables de las propiedades de los compuestos. La progresividad en el nivel deexposición del tema, a lo largo de ESO ha de ser continua.

En el Bachillerato, el enlace químico debe constituir una unidad didáctica funda-mental en los cursos de química, basados en las teorías y modelos de átomo y comoresponsables de las propiedades de la materia.TEMPORALIZACION

Tiempo para la exposición del tema: 2° ESO 4 horas, en 3° ESO 8 y en4° ESO, 12.METODOLOGIA

La explicación del enlace químico debe ser iniciada con:La estructura electrónica del átomo y las configuraciones electrónicas.La energía de formación de las sustancias.

y con esta base, abordar la formación del enlace para explicar la estabilidad molecular.Se ha de destacar la gama progresiva de enlace iónico a enlace covalente al despla-

zarse la posición del elemento en el sistema periódico.Debe ilustrarse la explicación del tema con ejercicios de cálculos de energías de fo r-

mación y la aplicación del ciclo Borh-Haber.CONTENIDOS MINIMOS

Condiciones de enlace iónico y covalente.Concepto de valencia iónica y covalente.Energía de enlace. Regla del octeto.Carácter iónico del enlace covalente.Enlace covalente coordinado. Enlace metálico.

MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOSSistema periódico mural.Transparencias para retroproyector de los aspectos gráficos del tema: configuracio-

nes electrónicas, modelos de orbitales, etc.Modelos moleculares para construir moléculas con enlaces sencillos, dobles y triples.

EVALUACIONEjercicio escrito sobre cuestiones fundamentales del tema y conceptos básicos rela-

cionados con el enlace químico, entre los que destacamos: formación de enlaces segúnestructura electrónica, energías de formación por ley de Hess, energías de enlace por elciclo Borh-Haber, valencia iónica o covalente a partir de configuraciones electrónicas(preguntas teóricas breves sobre estos puntos y según niveles).

Prueba escrita de opción múltiple, con preguntas de varias respuestas, relacionadascon las cuestiones del tema.

temas de fÍsica y quÍmica (oposiciones de enseñanza ... 41.pdf · oposiciones secundaria –...

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