UNIÓN ENTRE ÁTOMOS Y ESTABILIDAD
Habitualmente, la naturaleza evoluciona hacia estados de menor energía. Los átomos de los gases nobles son muy estables mientras que los del resto de átomos no lo son tanto y por eso se unen a otros, para ser tan estables como los gases nobles. Los átomos de los demás elementos van a tratar de conseguir una estructura electrónica similar a la de los gases nobles, y para ello tendrán que ganar, ceder o compartir electrones con otros átomos. ENLACE químico: fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forman moléculas o cristales, y fuerzas que mantienen unidas a las moléculas cuando están en estado líquido o sólido, só lido, éstas son más débiles que las que mantienen unidos a los átomos.
NATURALEZA DEL ENLACE QUÍMICO
Cuando dos átomos se aproximan lo suficiente, el núcleo de uno llega lle ga a atraer a los electrones del otro, si se aproximan más los lo s núcleos, se repelen entre si y también ta mbién se repelen las nubes electrónicas de ambos átomos. A determinada deter minada distancia las atracciones entre los electrones de un átomo y el núcleo del otro son mayores que las repulsiones entre núcleos y entre los electrones de ambos. Es a esa distancia cuando los átomos se enlazan (distancia de enlace d o), la energía del sistema es la menor posible. posib le. La naturaleza del enlace químico es de tipo eléctrico
TEORÍA DEL ENLACE ENTRE ÁTOMOS: Regla del octeto
La estructura de los gases nobles es especialmente estable y por eso sus átomos permanecen aislados. Lewis, da una explicación para el enlace entre los átomos: “los átomos se enlazan entre sí para alcanzar ocho electrones en su nivel de valencia, para alcanzar la configuración del gas noble más próximo”. Existen excepciones a esta regla: hay elementos (Be, B) que pueden rodearse de menos de 8 electrones y otros como (S, P) que pueden rodearse de 10 y hasta 12 electrones.
TIPOS DE ENLACE
Dependiendo del modo en que los átomos alcanzan la configuración de gas noble, distinguimos disting uimos tres tipos de enlace: Iónico: unos átomos ceden electrones a otros y se convierten en iones. Covalente: unos pocos átomos comparten electrones. Metálico: todos los átomos del metal comparten los electrones de valencia de todos los átomos. Las fuerzas intermoleculares, se producen por la unión mediante fuerzas electrostáticas entre moléculas.
Hay que tener presente, que un enlace químico entre dos átomos, no se corresponde al 100% con uno de los tres tipos de enlace y que la explicación de las propiedades de las distintas sustancias supone la existencia de diversos tipos de enlace al mismo tiempo. Para representar los átomos que intervienen en un enlace se utilizan los consisten en rodear el símbolo del elemento con un nº de puntos o de aspas igual al nº de electrones de valencia que tenga ese elemento
diagramas de Lewis:
ENLACE IÓNICO
Se produce cuando se combinan átomos de elementos con electronegatividades muy distintas: un elemento metálico (con tendencia a ceder electrones) con un elemento no metálico (con tendencia a aceptar electrones). Se producirá una transferencia de electrones desde el átomo metálico al no metálico, de forma que ambos quedaran con 8 e - en su última capa (estructura de gas noble). Al perder e-, el átomo del metal quedará con carga positiva (catión) y el átomo del no metal adquirirá carga negativa (anión); entre ellos se establecen fuerzas electrostáticas de atracción que los mantienen unidos y que provocan un gran desprendimiento despr endimiento de energía. Cada ión tenderá a rodearse del mayor nº posible de iones de cargas opuesta y a estar alejado el máximo posible de iones de la misma carga, ya que no existe ninguna dirección espacial preferente de atracción/repulsión entre las cargas. Esta circunstancia origina una distribución tridimensional (espacial) de los iones, que da lugar a la formación de una red cristalina: los iones se disponen ordenadamente en una red iónica formada por miles de millones de aniones y otros tantos cationes intercalados, siempre en la proporción que indique la fórmula. Pero, no todas las redes iónicas tienen la misma estructura. La forma dependerá del tamaño relativo de los iones que se unen y de sus cargas. Un catión pequeño como Na + solo podrá rodearse de 6 aniones Cl -, mientras que el catión Cs + puede rodearse de 8 iones Cl -.
En un compuesto iónico no hay moléculas. La fórmula expresa la relación más sencilla que guardan los iones en el compuesto. Se trata, pues de su fórmula empírica.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS
Las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones son bastante intensas y esto hace que los compuestos iónicos sean: Sólidos a temperatura ambiente con altos puntos de fusión. Para fundir un comp. iónico hay que comunicar la energía suficiente para que los iones abandonen sus posiciones en una red perfectamente ordenada y muy estable, y esta energía es muy alta. Son duros y frágiles . Para rayar un compuesto iónico hay que separar los iones, lo que significa romper la red cristalina. Son frágiles porque con un pequeño golpe, se desplazan los iones de un plano de la red, quedan enfrentados iones del mismo signo que se repelen y el cristal se quiebra. Conductores de la electricidad solo si están disueltos o fundidos, porque la red cristalina se ha roto y las cargas pueden moverse. No conducen la electricidad en estado sólido porque los iones ocupan posiciones fijas en la red y no pueden moverse, Solubles en agua y en disolventes polares: porque entre las moléculas del disolvente y los iones, se establecen fuerzas más intensas que las que mantienen unidos a los iones en la red, consiguiendo separarlos y haciendo que el cristal se desmorone.
ENLACE COALENTE
Se produce cuando se combinan entre sí, átomos de elementos con electronegatividad parecida y alta, es decir si se combinan no metales entre sí. Como éstos tienen tendencia a ganar e - para conseguir la configuración de gas noble, en este caso la única manera de lograrla es compartiendo los e - de su nivel de valencia, que serán atraídos por los núcleos de ambos átomos. Dependiendo del número de electrones que tenga un átomo en su nivel de valencia, puede necesitar compartir u no o más pares de electrones para alcanzar la configuración de gas noble:
Enlace covalente sencillo: si los átomos comparten un par de electrones. Enlace covalente doble: si los átomos comparten dos pares de electrones. Enlace covalente triple: si los átomos comparten tres pares de electrones.
Las sustancias covalentes forman moléculas, (parte más pequeña de una sustancia que conserva sus propiedades), y que pueden estar formadas por átomos iguales o distintos. La fórmula de una sustancia covalente indica el número de átomos de cada elemento que hay en una molécula, es su fórmula molecular . Más ejemplos de enlaces covalentes entre átomos de diferentes elementos: Polaridad del enlace covalente:
Un enlace covalente se forma cuando dos átomos se aproximan a una distancia en la que sus nubes de carga interaccionan y los electrones compartidos resultan atraídos por los núcleos de ambos átomos. Cuando los átomos que se enlazan son iguales, ambos tienen la misma apetencia por los electrones compartidos y la carga se distribuye por igual alrededor de los dos átomos (enlace covalente apolar)
Cuando los átomos que se enlazan son distintos, hay uno, el más electronegativo, que tiene mayor apetencia por los electrones compartidos, con lo que éstos van a estar más tiempo cerca de su núcleo (enlace covalente polar). El átomo más electronegativo tiene cierta carga parcial negativa ( δ-) y el otro una carga parcial positiva ( δ+), porque no llegan a ser cargas netas.
Polaridad de las moléculas:
Depende de la existencia de enlaces polares y de la disposición espacial de éstos, la geometría. Cuando resulta ser polar, los electrones se acumulan en una parte de la molécula, el polo negativo y el otro extremo, con déficit de electrones, es el polo positivo, se forma un DIPOLO.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COALENTES
Las sustancias covalentes pueden ser de dos tipos y sus propiedades son bien distintas: Sustancias moleculares: La mayoría de las sustancias covalentes están formadas por moléculas: H 2O, O2 … Dentro de la molécula las uniones entre átomos son fuertes, pero entre moléculas hay uniones muy débiles. - Pueden ser sólidas, líquidas o gases a temperatura ambiente, dependiendo del tipo de enlace entre sus moléculas. - Tienen puntos de fusión y ebullición bajos (la mayoría son gases o líquidos a temperatura ambiente) ya que para que cambien de estado solo hay que romper las fuerzas de unión existentes entre sus moléculas. - Las que son sólidas son blandas. - No conducen la electricidad ya que no disponen de cargas que puedan moverse libremente. - Son solubles, las sustancias apolares en disolventes apolares y las sustancias polares en disolventes polares. (semejante
disuelve a semejante)
Sustancias formadas por átomos:
muchos átomos se unen unos a otros para formar una estructura cristalina (cristales atómicos covalentes): grafito, diamante y sílice SiO 2. La gran intensidad del enlace covalente hace que estos compuestos sean: - Sólidos a temperatura ambiente con altos puntos de fusión. - Duros y frágiles. Para rayar la sustancia hay que romper la red y eso supone romper enlaces covalentes muy fuertes. El diamante, formado por átomos de C, es la sustancia más dura que existe. - Malos conductores de la electricidad , por no disponer de cargas que puedan moverse por la red, salvo el grafito, formado también por átomos de C, pero a diferencia del diamante, en esta estructura solo 3 de los 4 e- de cada átomo, forman enlaces covalentes, el cuarto tiene cierta libertad y por eso es conductor.
ENLACE METÁLICO
Se produce entre átomos de elementos metálicos, ya sean alcalinos, alcalinotérreos o de transición, átomos que tienen tendencia a ceder electrones, para alcanzar la configuración de gas noble. Los átomos de los metales, se desprenden de sus electrones de valencia, quedándose como cationes, formando una red. Los electrones liberados no están unidos a los núcleos, circulan por los huecos de la red y se deslocalizan entre los cationes evitando su repulsión y comportándose como si fueran partículas de gas (modelo del mar de electrones o gas de electrones). El enlace resulta de la atracción entre los e - de valencia y los iones (+) que se forman.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS
A temperatura ambiente son sólidas (salvo el mercurio que es líquido) con una estructura interna cristalina, en la que los iones positivos ocupan posiciones determinadas en la red. Tienen puntos de fusión altos, aunque con muchas variaciones entre un metal y otro. Son excelentes conductores del calor y de la electricidad , debido a que los electrones que forman la nube electrónica se mueven fácilmente por todo el cristal. Son dúctiles y maleables: se pueden reducir a hilos o láminas sin que desaparezca la estructura de cationes y nube electrónica. Se pueden rayar y deformar por golpes: cuando se golpea una fila de cationes, ésta se desplaza pero entre los cationes sigue habiendo una nube de electrones, por lo que no aparecen repulsiones que rompan el cristal.
ENLACES EN LOS QUE PARTICIPAN MOL!CULAS
Se denominan fuerzas intermoleculares, son las fuerzas que unen moléculas disti ntas, responsables del estado físico de las sustancias moleculares y del comportamiento de éstas en relación a si se pueden disolver o no en determinados disolventes. Son más débiles que las existentes entre átomos. Se clasifican en: A) Fuerzas de Van der Waals, científico holandés que en 1881 propuso por primera vez la existencia de fuerzas intermoleculares: •
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Enlace dipolo-dipolo:
se establece entre moléculas polares. Es mayor cuanto mayor sea la polaridad, es decir cuanto más agrupados estén los electrones en un extremo de la molécula. Esto hace que las T FUSIÓN y TEBULLICIÓN de estas sustancias sean algo más elevadas que las de las sustancias apolares. Como la separación de cargas es parcial, la intensidad de estas interacciones es mucho menor que las existentes entre iones. Interacciones dipolo-dipolo inducido: una molécula con momento dipolar permanente puede crear en otra que no lo tenga un desplazamiento de electrones y por ello inducir un dipolo originándose una atracción eléctrica entre la molécula inductora y la inducida. Fuerzas de dispersión de London (entre dipolos instantáneos): se dan entre moléculas apolares, que no tienen separación de cargas, pero una distribución asimétrica temporal de la nube de carga, genera dipolos instantáneos, no permanentes pero suficientes para la atracción entre moléculas. La fuerza de esta interacción es muy débil pero hace que a muy bajas Tª o a altas presiones, puedan condensarse gases como: N 2, H2, He
B) Enlaces de hidrógeno:
En las TFUSIÓN y TEBULLICIÓN de los compuestos del H con los elementos de los grupos 14, 15, 16 y 17, se observa que éstas aumentan conforme aumenta la masa de la molécula, pero esa tendencia se rompe en el caso del NH 3, del H2O y del HF y sus puntos de fusión y ebullición son mucho más altos de lo que cabría esperar para interacciones dipolo-dipolo, lo que apunta a que entre sus moléculas se tiene que formar un enlace mucho más fuerte: enlace de hidrógeno. Se da en moléculas que tienen H unido a un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño (N,O, F), puede unir moléculas iguales o moléculas de distintas sustancias y es mucho más fuerte que las interacciones dipolo-dipolo. Es el responsable de que el agua se mantenga líquida entre 0ºC y 100ºC, lo que permite que la vida exista tal y como la conocemos y de comportamientos anómalos del agua (variación de densidad con la Tª). En el hielo las moléculas de agua forman una estructura cristalina en la que grupos de seis moléculas están unidas formando una estructura hexagonal.
