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APUNTES DE QUÍMICA
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ENLACES QUÍMICOS
1. INTRODUCCIÓN
Los átomos se presentan, generalmente, agrupados. Entre los pocos casos en que los
átomos se encuentran aislados están los gases nobles.
Cuando se unen átomos del mismo número atómico se forman los elementos.
Cuando se unen átomos de diferente número atómico se forman los compuestos.
Desde el punto de vista químico, todas las sustancias que existen en la naturaleza pueden
ser átomos aislados, moléculas o cristales.
1) Átomos aislados
Los elementos del grupo 18, los gases nobles, se presentan a temperatura ambiente como
gases cuyas partículas son átomos aislados.
Su fórmula coincide con el símbolo químico de cada gas: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
2) Moléculas
Una molécula es una agrupación de átomos que pueden pertenecer al mismo elemento o
a varios diferentes.
Es la parte más pequeña de una sustancia que conserva sus propiedades químicas.
Se denomina sustancia molecular al conjunto de moléculas.
Ejemplos:
Dióxido de carbono: CO2, cada molécula está constituida por un
átomo de carbono y dos átomos de oxígeno.
Hidrógeno: H2, cada molécula está constituida por dos átomos de
hidrógeno.
Etano: C2H6, cada molécula está constituida por dos átomos de
carbono y seis de hidrógeno.
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3) Cristales
Un cristal es una de las formas en la que se presenta la materia. Sus partículas forman una
estructura interna perfectamente ordenada que se extiende en las tres direcciones del
espacio.
Todos los cristales son sólidos a temperatura ambiente. Dependiendo de cuales son las
partículas que constituyen el cristal, este puede ser: iónico, covalente o metálico.
Tipo de cristal Partículas que los
forman Ejemplo Fórmula
Cristal iónico
Iones positivos (cationes)
Iones negativos (aniones)
Cloruro sódico
NaCl Indica que en el cristal iónico la proporción de iones cloruro es la misma que la de iones sodio
Fluorita
CaF2
Indica que en el cristal iónico la proporción de iones fluoruro es el doble que la de iones calcio
Cristal covalente
Átomos
Diamante
C
Su fórmula coincide con el símbolo del elemento
Grafito
C
Su fórmula coincide con el símbolo del elemento
Sílice
SiO2 Indica que en el cristal covalente hay un átomo de silicio por cada dos átomos de hidrógeno
Cristal metálico
Cationes metálicos rodeados de una
“nube electrónica”
Plata
Su fórmula coincide con el símbolo del metal:
Ag, Fe, Cu
Hierro
Cobre
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El enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, los átomos o
las moléculas que forman las sustancias.
Todos los compuestos tienden a conseguir un estado de máxima estabilidad, es decir, de
mínima energía. Basándose en este principio Lewis y Kossel propusieron la teoría del octeto,
según la cual todos los átomos tienden a conseguir la estructura de gas noble, adquiriendo con
ella su máxima estabilidad; por eso se unen entre sí, con objeto de lograr que todos tengan su
última capa electrónica completa, con ocho electrones. Esto lo consiguen captando, cediendo
o compartiendo electrones de su último nivel energético.
Cuando dos átomos se aproximan, sus capas electrónicas comienzan a influirse
mutuamente. Esta influencia mutua puede conducir a una disminución de energía del sistema,
es decir, el sistema constituido por los dos átomos unidos va a ser más estable que el sistema
formado por los átomos separados. Si esto sucede, se dice que entre los átomos se han
establecido fuerzas atractivas que dan lugar a ENLACES QUÍMICOS. Las fuerzas atractivas o de
enlace deberían llegar a aproximar tanto los átomos que se confundieran entre sí. Esto no
sucede porque a partir de una determinada distancia empiezan a actuar las fuerzas repulsivas
entre los núcleos y entre las cortezas de los átomos. Ambas fuerzas, atractivas y repulsivas,
determinan la distancia a que se sitúan finalmente los átomos. A dicha distancia, denominada
longitud de enlace (r0) le corresponde una energía potencial mínima, llamada energía de
enlace. Todo lo anterior queda ilustrado en la curva de Morse:
Se denomina valencia, a la capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros.
Electrovalencia negativa: número de electrones que es capaz de captar.
Electrovalencia positiva: número de electrones que es capaz de ceder.
Covalencia: número de electrones que es capaz de compartir.
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1. TIPOS DE ENLACES
a. Primera clasificación.
b. Segunda clasificación.
Las teorías que explican los enlaces químicos deben aportar información sobre:
La energía del enlace.
La longitud del enlace.
Los ángulos de enlace.
La geometría de los agregados formados.
UNIDADES ESTRUCTURALES DE LAS SUSTANCIAS
IONES
positivos y negativos, unidos por:
ENLACE IÓNICO
resultando
COMPUESTOS IÓNICOS
CLORURO SÓDICO
positivos, unidos por:
ENLACE METÁLICO
resultando
SUSTANCIAS METÁLICAS
COBRE
ÁTOMOS
se unen por:
ENLACE COVALENTE
resultando
SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS
DIAMANTE
MOLÉCULAS
se unen por:
ENLACES INTERMOLECULARES
resultando
SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES
AGUA
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2. ENLACE IÓNICO
El enlace iónico se establece entre dos elementos de diferente electronegatividad, es
decir, entre un elemento electronegativo y un electropositivo. El elemento electronegativo
capta fácilmente electrones y forma un anión; el elemento electropositivo cede fácilmente
electrones y forma un catión. Al existir iones de signo contrario, aparecen entre ellos fuerzas
de atracción electroestáticas, lo que dará origen a la formación de un compuesto. Por ejemplo,
la unión de cloro con sodio:
Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6
Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
El enlace iónico no es un enlace dirigido, al no estar unidos solamente un ion cloro con un
ion sodio, lo que realmente se produce es un agregado de iones de un signo que rodean a los
iones del otro signo, dando lugar a REDES CRISTALINAS O IÓNICAS, en las que se debe cumplir
que:
Los iones deben ocupar el menor volumen posible, dando lugar a un
empaquetamiento máximo.
El cristal debe ser neutro.
Por tanto, los compuestos iónicos no forman moléculas aisladas, adoptan la estructura de
redes cristalinas.
En cada uno de ellas los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el
centro del cuerpo de determinados poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de
celda unidad.
Se define índice de coordinación como “el número de iones de un signo que rodean a
un ion de signo opuesto”. Según los casos, los índices de coordinación del catión y del anión
pueden ser iguales o diferentes.
El índice de coordinación así como el tipo de estructura geométrica del cristal depende
de dos factores:
Tamaño de los iones: el valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a que éstos se situarán.
Carga de los iones: se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la neutralidad eléctrica del cristal.
Ejemplos:
- Cloruro de sodio: red cúbica centrada en las caras, siendo el índice de coordinación del catión igual al del anión e igual a 6. Su fórmula debería ser Na6Cl6, pero estequiométricamente se formula NaCl.
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6
- Cloruro de cesio: red cúbica centrada en el cuerpo, siendo el índice de coordinación del catión igual al del anión e igual a 8. Su fórmula debería ser Cs8Cl8, pero estequiométricamente se formula CsCl.
- Fluoruro de calcio: si el anión y el catión tienen cargas
distintas, como en este caso, las redes en que
cristalizan los compuestos serán diferentes de las
anteriores al no ser iguales los índices de
coordinación.
2.1. Energía reticular.
Se define como: “energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir
de sus correspondientes iones en estado gaseoso”.
Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl (s) + U (U < 0)
También se puede definir como: “energía necesaria para separar totalmente los iones
que forman una red cristalina hasta una distancia infinita”.
Cálculo de la Energía reticular.
Ecuación de Born – Lande.
La energía potencial electroestática de los iones gaseosos de cargas opuestas es:
r
eZZE
2
21 ··
cuando ambos iones forman ya parte del cristal, la expresión anterior se modifica:
nr
B
r
eZZAU
2
21 ···
donde:
- A es la constante de Madelung, característica de cada red - B/rn representa la contribución de las fuerzas repulsivas a la energía potencial. - n es el exponente de Born (n = 5······14). El hecho de ser tan elevado pone de
manifiesto que estas fuerzas repulsivas crecen rápidamente conforme disminuye la distancia entre los iones.
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Cuando la distancia entre los iones es la del equilibrio, r = r0 (distancia del enlace),
la energía adquiere un valor mínimo, luego:
0rd
Ud
derivando la “U” respecto a “r” e igualando a cero:
n
n
r
rnB
r
eZZA
rd
Ud2
0
1
0
2
0
2
21 ·····
n
n
r
rnB
r
eZZA2
0
1
0
2
0
2
21 ·····
0rd
Ud
de donde:
n
reZZAB
n 1
0
2
21 ····
por tanto, sustituyendo “B” en la expresión de la “U”:
nr
eZZAU
rn
reZZA
r
eZZAU
n
n1
1···
·
·······
0
2
21
0
1
0
2
21
0
2
21
Para un mol, es decir, para un número de pares de iones igual al número de Avogadro, la
expresión anterior se convierte en:
nr
eZZANU A 1
1····
0
2
21
El valor de “n” se calcula por medidas de comprensibilidad del cristal y el de “r0” por
difracción de rayos X.
Del análisis de la ecuación de Born – Lande se deduce que la energía reticular
aumenta al:
disminuir el radio de los iones aumentar la carga de los iones
Por tanto, al aumentar la energía reticular, aumenta la energía desprendida en la
formación del cristal, lo que hace que la energía del compuesto formado sea baja,
aumentando así su estabilidad y como consecuencia:
aumentará su dureza.
Aumentarán sus puntos de fusión y ebullición.
Disminuirá su solubilidad en agua.
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Ciclo de Born – Haber.
El cálculo de la energía reticular a partir de la expresión de Born – Lande
puede resultar dificultoso, cuando esto sucede se recurre al CICLO DE
BORN-HABER, que se basa en la hipótesis de que la formación de un
compuesto iónico, M+ X-, puede tener lugar por dos caminos diferentes:
I. Por combinación directa de los elementos.
Na (s) + ½ Cl2 (g) Na+ Cl- (s) + Q
II. Por un proceso en etapas.
Energías desprendidas: AE, U, Q (negativas)
Energías absorbidas: S, PI, D (positivas)
Q = S + ½ D + PI + AE + U
U = Q – S – PI – ½ D – AE
2.2. Propiedades de los compuestos iónicos.
Puntos de fusión y ebullición elevados. Como las fuerzas electroestáticas que mantienen unidos entre sí a los iones son relativamente grandes, los compuestos iónicos son siempre sólidos a temperatura ambiente.
Conductividad eléctrica. Los electrones que intervienen en el enlace iónico quedan fijos en los iones individuales y éstos no pueden moverse en la red iónica, por tanto, los compuestos iónicos en estado sólido no pueden conducir la corriente eléctrica. Al liberarse los iones, bien por fusión o por disolución del compuesto, si podrán transportar la corriente eléctrica y conducir la electricidad, son conductores de segunda especie.
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Dureza. Es la dificultad que ofrece un cuerpo a ser rayado. Como para rayar un sólido hay que romper un cierto número de enlaces, se comprende fácilmente que los compuestos iónicos sean, en general, duros. A mayor energía reticular mayor dureza. Se mide la dureza de 1 a 10 en la escala de Möhs.
Fragilidad. Son muy frágiles, ya que un pequeño desplazamiento de la estructura de la red es suficiente para situar a iones del mismo signo enfrentados, produciéndose una repulsión.
Solubilidad. Son solubles en compuestos polares, tales como el agua o el amoniaco.
No se disuelven en compuestos orgánicos no polares, tales como benceno o tetracloruro de carbono. Cuando se disuelve un cristal, se dispersan sus iones en el disolvente; si están fuertemente unidos (energía reticular alta), la solubilidad es pequeña. Las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones, separándose éstos del cristal.
Energéticamente:
La rotura de la red iónica consume una energía igual al valor absoluto de su energía reticular, U.
La solvatación de los iones, desprende una energía llamada de solvatación,
∆Hsol. La diferencia entre U y ∆Hsol, es el calor de la disolución, ∆Hdis:
∆Hdis = ∆Hsol - U
Calor desprendido o absorbido en la disolución de un mol de compuesto en un disolvente. | | | | | | | |
∆Hdis < 0 ∆Hdis > 0
Proceso exotérmico Proceso endotérmico se favorece a bajas se favorece a altas temperaturas. temperaturas.
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3. ENLACE COVALENTE
Fuerza que mantiene unidos entre sí a los átomos no metálicos. Estos átomos tienen
muchos electrones de valencia y tienen tendencia a ganar electrones, para adquirir la
estabilidad que confiere la configuración electrónica de gas noble. Por tanto, los no
metales no pueden cederse entre sí electrones, al tener electronegatividades parecidas, de
ahí que el enlace entre ellos se da por compartición de electrones. Un átomo aporta un
electrón al enlace y el otro átomo el otro, de tal manera que el par de electrones
compartido es común a los dos átomos, adquiriendo ambos la estructura electrónica de
gas noble.
La unión mediante enlace covalente da lugar a:
Sustancias covalentes atómicas, es decir, sólidos covalentes como la sílice o el
grafito.
Sustancias covalentes moleculares, constituidas por moléculas discretas
(agua, amoniaco,…), las cuales, a su vez se unen entre sí por fuerzas
intermoleculares.
3.1. SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES.
3.1.1. Estructuras de Lewis
Lewis introdujo la llamada “notación de Lewis” para representar los átomos y sus
enlaces.
Para representar un átomo, se escribe su símbolo y se rodea de tantos puntos
como electrones de valencia tenga:
Para representar moléculas sencillas:
enlace sencillo
enlace doble
enlace triple
Para representar moléculas polielectrónicas e iones, es necesario seguir un
proceso:
a) Dibujar el esqueleto molecular uniendo los átomos por enlaces sencillos. b) Calcular el número total de electrones de valencia. Si se trata de un anión
se suma su carga y si es un catión se resta. c) Restar dos electrones por cada enlace simple de los dibujados. d) Distribuir los electrones restantes como pares no compartidos, de tal
manera que cada átomo tenga ocho electrones, si es posible.
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Ejemplos
CH4
nºtotal e- valencia = 4 + 1·4 = 8 e-
8 e- - 8 e- = 0 e- ↔ 0 pares de e- sin compartir
CO2
nºtotal e- valencia = 4 + 2·6 = 16 e-
16 e- - 4 e- =12 e- ↔ 6 pares de e- sin compartir
SO2
nºtotal e- valencia = 6 + 2·6 = 18 e-
18 e- - 4 e- =14 e- ↔ 7 pares de e- sin compartir
Como se puede escribir más de una estructura, se dice que la molécula
presenta ESTRUCTURAS EN RESONANCIA siendo la estructura real un híbrido
de todas ellas.
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SO3
nºtotal e- valencia = 6 + 3·6 = 24 e-
24 e- - 6 e- =18 e- ↔ 9 pares de e- sin
compartir
O3
nºtotal e- valencia = 3·6 = 18 e-
18 e- - 4 e- =14 e- ↔ 7 pares de e- sin compartir
NO3-
nºtotal e- valencia = 5 + 3·6 + 1 = 24 e-
24 e- - 6 e- =18 e- ↔ 9 pares de e- sin compartir
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Cuando el átomo central pertenece al segundo periodo, queda rodeado de ocho
electrones, pero si pertenece al tercero, cuarto, etc, puede quedar rodeado de más de ocho
electrones (octeto expandido).
Para determinar que estructura es la que mejor se adapta a la real se recurre al estudio
de la carga formal de cada átomo de la molécula. Se debe cumplir que la carga formal sobre
cada uno de ellos sea la menor posible. Si se trata del átomo central la carga formal debe ser
nula.
c.f. = nº de e- de valencia – nº de e- sin compartir – ½ nº de e- enlazados
SO42-
nº total e- valencia = 6 + 4·6 + 2 = 32 e-
32 e- - 8 e- =24 e- ↔ 12 pares de e- sin
competir
Estructura (a)
c.f (S) = 6 – 0 - 1/2 ·8 = + 2
c.f (O) = 6 – 6 – ½ · 2 = - 1
+2 +4 · (-1) = - 2
Estructura (b)
c.f (S) = 6 – 0 – ½ · 10 = + 1
c.f (O) = 6 – 4 – ½ · 4 = 0
c.f (O) = 6 – 6 – ½ · 2 = - 1
+ 1 + 0 + 3 · (-1) = - 2
Estructura (c)
c.f (S) = 6 – 0 – ½ · 12 = 0
c.f (O) = 6 – 4 – ½ · 4 = 0
c.f (O) = 6 – 6 – ½ · 2 = - 1
0 + 2 · 0 + 2 · (-1) = -2
Por tanto, la estructura real para el anión sulfato es la (c), ya que es aquella en
la que sus átomos presentan una carga formal menor.
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A pesar de que la teoría de Lewis permite interpretar de una manera
satisfactoria las fórmulas de muchas agrupaciones atómicas, presenta dos defectos
muy importantes:
No explica la estructura de algunos compuestos:
a) Especies con número impar de electrones (radicales libres), por ejemplo: N O
N – O nºtotal e- valencia = 5 + 6 = 11 e-
11 e- - 2 e- = 9 e- → 4 pares de electrones y medio sin compartir
N··
··
· O··
··
ON··
··
··
·
b) Especies en las que el átomo central no satisface la regla del octeto ya que está
rodeado por más de 4 pares de electrones, tienen octetos expandidos, por
ejemplo: PCl5 , XeF4 .
- PCl5
nºtotal e- valencia = 5 + 5 ·7 = 40 e-
40 e- - 10 e- =30 e- ↔ 15 pares de e- sin competir
- XeF4
nºtotal e- valencia = 8 + 4 ·7 = 32 e-
36 e- - 8 e- =28 e- ↔ 14 pares de e- sin competir
- Otros ejemplos: ClF3 , SF4 , SF6, XeF2
Todos estos átomos centrales tienen orbitales d disponibles (3d, 4d, 5d)
para el enlace, donde se alojan los pares de electrones extras.
No explica la geometría de las moléculas, por ejemplo, el agua no es lineal sino
angular
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
APUNTES DE QUÍMICA
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3.1.2. Enlace covalente coordinado o dativo
Se da cuando uno de los átomos implicados en al enlace aporta el par de electrones y
el otro un orbital atómico vacío.
Se representa por una flecha dirigida del átomo dador al aceptor:
Ion amonio (NH4+), se forma por reacción entre una molécula de amoniaco
y un protón. El nitrógeno del amoniaco posee un par de electrones sin
compartir, en cambio, el protón posee un orbital atómico “1s” vacío al
haber perdido el hidrógeno su único electrón
Ion hidrónio (H3O
+). Se forma por reacción entre una molécula de agua y un
protón. El oxígeno del agua posee dos pares de electrones sin compartir,
uno de los cuales los comparte con el protón que aporta un orbital atómico
“1s” vacío al haber perdido el hidrógeno su único electrón.
3.1.3. Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (T.R.P.E.C.V.)
Esta teoría fue desarrollada en 1940 por Nevil Sidgwick y Herbert Powell, y mejorada,
en 1957, por R. J. Gillespie. Establece que: “los pares de electrones de la capa de valencia se
distribuyen en torno al átomo central del compuesto, de tal manera que exista una
separación máxima entre ellos, por tanto, una repulsión mínima”.
La distribución espacial más estable para los pares electrónicos determina la
ordenación de otros átomos alrededor del central, es decir, determina la geometría de la
molécula. Para ello se aplican las siguientes reglas, dependiendo del tipo de especie
química:
1) Moléculas con enlaces sencillos
a) Se suman los electrones de valencia del átomo central con los electrones
desapareados de los átomos unidos a él. Se distribuyen en pares.
b) Dichos pares de electrones, se sitúan en las direcciones que determinen una
repulsión mínima entre ellos, determinando así la geometría de la molécula.
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Ejemplos
BeCl2
Be 1s2 2s2
Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
nº de e- = 2 + 2 · 1 = 4 e- ↔ 2 pares de e- ↔ 2 direcciones ↔ LINEAL
BF3
B 1s2 2s2 2p1 F 1s2 2s2 2p5
nº de e- = 3 +3 · 1 = 6 e- ↔ 2 pares de e- ↔ 3 direcciones ↔TRIGONAL PLANA
CH4
C 1s2 2s2 2p2 H 1s1
nº de e- = 4 + 4 · 1 = 8 e- ↔4 pares de e- ↔ 4 direcciones ↔ TETRAÉDRICA
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PCl5
P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
nº de e- = 5 + 5 · 1 =10 e- ↔ 5 pares de e- ↔5 direcciones↔ BIPIRAMIDAL TRIGONAL
SF6
S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 F 1s2 2s2 2p5
nº de e- = 6 + 6 · 1 =12 e- ↔ 6 pares de e- ↔6 direcciones↔ OCTAÉDRICA
H2O
O 1s2 2s2 2p4
H 1s1
nº de e- = 6 + 2 · 1 =8 e- ↔ 4 pares de e- ↔4 direcciones↔ Tetraédrica
Dos de las direcciones del tetraedro las ocupan los pares de electrones sin
compartir del oxígeno, los cuales repelen a los pares de electrones
compartidos con los hidrógenos cerrando el ángulo de enlace. Resulta una
geometría ANGULAR.
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18
NH3
N 1s2 2s2 2p3
H 1s1
nº de e- = 5 + 3 · 1 =8 e- ↔ 4 pares de e- ↔4 direcciones↔ Tetraédrica
Una de las direcciones del tetraedro la ocupa el par de electrones sin compartir
del nitrógeno, el cual repele a los pares de electrones compartidos con los
hidrógenos cerrando el ángulo de enlace. Resulta una geometría PIRAMIDAL
TRIGONAL.
2) Moléculas con enlaces múltiples
a) Se hace la estructura de Lewis.
b) Se calcula el número total de pares de electrones
nºT de pares de e- = pares enlazantes + pares libres sobre el átomo central
(los dobles y triples enlaces se consideran como un solo par)
Ejemplo
SO2
nºtotal e- valencia = 6 + 2·6 = 18 e-
18 e- - 4 e- =14 e- ↔7 pares de e- sin competir
nºT de pares de e- = 2 + 1 = 3 pares ↔ 3 direcciones ↔ Trigonal plana
APUNTES DE QUÍMICA
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Una de las direcciones la ocupa el par de electrones sin compartir del azufre, el
cual repele a los pares de electrones compartidos con los oxígenos cerrando el
ángulo de enlace. Resulta una geometría ANGULAR.
3) Iones poliatómicos
Igual que las moléculas con enlaces múltiples
Ejemplos:
NO2-
O – N – O nºtotal e- valencia = 5 + 2· 6 + 1 = 18 e-
18 e- - 4 e- =14 e- ↔7 pares de e- sin competir
nºT de pares de e- = 2 + 1 = 3 pares ↔ 3 direcciones ↔ Trigonal plana
Una de las direcciones la ocupa el par de electrones sin compartir del nitrógeno, el
cual repele a los pares de electrones compartidos con los oxígenos cerrando el
ángulo de enlace. Resulta una geometría ANGULAR.
CO32-
O – C – O nºtotal e- valencia = 4 + 3 · 6 + 2 = 24 e-
| 24 e- - 6 e- =18 e- ↔9 pares de e- sin competir
O
↔
nºT de pares de e- = 3 + 0 = 3 pares ↔ 3 direcciones ↔ TRIANGULAR PLANA
APUNTES DE QUÍMICA
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ClO3-
O – Cl – O nºtotal e- valencia = 7 + 3• 6 + 1 = 26 e-
| 26 e- - 6 e- =20 e- ↔10 pares de e- sin competir
O
nºT de pares de e- = 3 + 1 = 4 pares ↔ 4 direcciones ↔ Tetraédrica
Una de las direcciones la ocupa el par de electrones sin compartir del cloro, el cual
repele a los pares de electrones compartidos con los oxígenos cerrando el ángulo de
enlace. Resulta una geometría PIRAMIDAL TRIGONAL.
3.1.4. Teoría del enlace de valencia (T.E.V.)
Fue desarrollada por Heitler y London en 1927 y modificada en 1931 por Pauling y Slater.
Se basa en considerar que cuando dos átomos aislados se aproximan, sus orbitales atómicos
solapan entre sí, produciéndose un enlace siempre que los electrones de cada orbital sean
antiparalelos, con lo que podemos llegar a la conclusión de que un enlace covalente consiste
en el emparejamiento de electrones con espines opuestos.
Un átomo puede formar un número de enlaces covalentes igual al número de electrones
desapareados que posea. Este número se denomina covalencia.
El enlace covalente será tanto más fuerte cuanto mayor sea el solapamiento entre los
orbitales. Según el tipo de solapamiento, se dan dos tipos de enlace:
Solapamiento frontal, es decir, sobre el mismo eje: enlace . Se da entre s con s, s con p y
p con p.
APUNTES DE QUÍMICA
21
Solapamiento lateral, es decir, sobre ejes paralelos: enlace . Se
da entre p con p.
Este enlace se produce, una vez que ya se ha originado el enlace σ, por tanto, aparece entre
átomos enlazados por un doble o triple enlace.
El enlace es más fuerte que el debido a su mayor interpenetración.
La T.E.V., explica muchas moléculas sencillas (Cl2, O2, N2) pero no es capaz de explicar la
geometría de otras muchas (H2O, CH4).
Cl2
3s2 3p5
O2
2s2 2p4
N2
2s2 2p3
Aplicando la T.E.V. a:
H2O
S
APUNTES DE QUÍMICA
22
Sin embargo, se sabe, experimentalmente, que la molécula de agua presenta
un ángulo de enlace de 104,5º.
NH3
Sin embargo, se sabe, experimentalmente, que la molécula de amoniaco
presenta un ángulo de enlace de 107,3º.
CH4
Lo mismo sucede con la molécula de metano (CH4), en la que el carbono, en
principio tiene dos electrones desapareados, por lo que cabría esperar solo dos
enlaces C-H.
Admitiendo una promoción de un electrón
de un orbital 2s a un orbital 2p quedarían
cuatro electrones desapareados con la
posibilidad de cuatro enlaces, uno entre
un orbital s del carbono y un orbital s del
hidrógeno y otros tres enlaces entre
orbitales p del carbono y orbitales s de los
hidrógenos. Daría lugar a una molécula con tres enlaces iguales a 90º y un enlace
especial s-s, en contra de encontrado experimentalmente en la que todos los
enlaces son idénticos y a una distancia de 109,5º.
Esta cuestión y la diferencia en los ángulos de enlace teóricos y experimentales en las
moléculas de agua y amoniaco, hacen necesario admitir, según Pauling, una transformación de
orbitales para originar nuevos orbitales atómicos que reciben el nombre de ORBITALES
HÍBRIDOS.
El proceso se conoce como HIBRIDACIÓN DE ORBITALES. Consiste en una Combinación
Lineal de Orbitales Atómicos (CLOA) para formar el mismo número de orbitales híbridos,
diferentes de los de partida y todos ellos de la misma energía. La energía de los orbitales
APUNTES DE QUÍMICA
23
híbridos es aproximadamente el promedio de la energía del grupo de orbitales atómicos que
se combinan.
Todos los orbitales híbridos tienen
aproximadamente la misma forma y constan de dos
lóbulos de diferente tamaño:
Según el tipo y el número de orbitales atómicos que se combinan, pueden dar lugar a
distintos tipos de hibridación:
1) Hibridación sp3
Se produce cuando un orbital atómico “s” se combina con tres orbitales atómicos “p”
dando lugar a cuatro orbitales híbridos “sp3”, que se orientan hacia los vértices de un
tetraedro regular formando ángulos de 109,5º.
Ejemplos:
CH4
C
C*
Ch (sp3)1 (sp3)1 (sp3)1 (sp3)1
La geometría de la molécula de CH4 es TETRAÉDRICA
APUNTES DE QUÍMICA
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NH3
N
↑
Nh (sp3)2 (sp3)1 (sp3)1 (sp3)1
El ángulo de enlace no es de 109,5º sino de 107º debido a que uno de los
orbitales híbridos no es equivalente a los otros por estar ocupado por un par de
electrones libres. La geometría de la molécula de amoniaco es la de una PIRÁMIDE
TRUNCADA.
H2O
O
↑
Oh (sp3)2 (sp3)2 (sp3)1 (sp3)1
APUNTES DE QUÍMICA
25
El ángulo de enlace no es de 109,5º sino de 104,5º debido a la repulsión
interelectrónica entre los pares libres, que fuerzan al cierre del ángulo de enlace. La
geometría de la molécula de agua es ANGULAR.
2) Hibridación sp2
Se produce cuando se combinan un orbital atómico “s” con dos orbitales atómicos “p”
dando lugar a tres orbitales híbridos “sp2”, que se orientan hacia los vértices de un
triángulo equilátero formando ángulos de 120º entre sí.
Ejemplos:
BF3
B
B*
Bh (sp2)1 (sp2)1 (sp2)1
La geometría de la molécula es TRIANGULAR
C2H4
C
C*
Ch (sp2)1 (sp2)1 (sp2)1 p1
APUNTES DE QUÍMICA
26
C6H6
C
C*
Ch (sp2)1 (sp2)1 (sp2)1 p1
Estructuras de Estructuras de
Kekulé Dewar
APUNTES DE QUÍMICA
27
3) Hibridación sp
Se produce cuando un orbital atómico “s” se combina con un orbital atómico “p”
dando lugar a dos orbitales híbridos “sp”, idénticos, que forman un ángulo de 180º.
E
Ejemplos:
BeCl2
Be
Be*
Beh (sp)
1 (sp)
1
La geometría de la molécula de BeCl2 es LINEAL.
C2H2
C
C*
Ch (sp)1 (sp)1 p1 p1
APUNTES DE QUÍMICA
28
3.1.5. Teoría de loa orbitales moleculares (T.O.M.)
Esta teoría fue desarrollada por Hund (1928) y Mulliken (1931), y se basa en que del
mismo modo que los electrones se sitúan en los átomos en orbitales atómicos, debe
aceptarse que en las moléculas se situarán en orbitales moleculares, formados éstos por
combinación lineal de orbitales atómicos de los átomos originarios.
Cada O.M. representa una “nube electrónica” que pertenece a la molécula como un
todo y los electrones situados en ella no pertenecen a un átomo determinado, sino a los
dos que forman el enlace.
Los O.M. vienen definidos por números cuánticos y cumplen, al igual que los O.A., el
principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.
De la combinación de dos O.A., que pueden alojar
cuatro electrones en total, resultarán dos O.M., uno de
ellos corresponde a un estado energético inferior al de
los O.A. de origen, se le llama O.M. enlazante, porque su
formación da mayor estabilidad al sistema, el otro
orbital, de mayor energía que la de los O.A. de
procedencia, se denomina O.M. antienlazante, porque
su formación da inestabilidad al sistema.
Los O.M. tienen formas diferentes, según los O.A.
que se combinen para su formación. Pueden ser y :
APUNTES DE QUÍMICA
29
El orden energético de los O.M. es:
1s 1s* 2s 2s
* 2px 2py = 2pz 2py* = 2pz
* 2px*
Se define orden de enlace, como:
o.e. = ½ ( nº de e- en O.M. - nº de e- en O.M.*)
Clasificación de las sustancias respecto a la acción de un campo magnético.
- Diamagnéticas: son repelidas por el campo magnético. Tienen todos sus electrones apareados en sus O.M., de manera que su campo magnético es nulo.
- Paramagnéticas: son atraídas hacia el interior del campo magnético. Tienen electrones desapareados en sus O.M.
Análisis de algunas moléculas.
Li2 Li 1s2 2s1 (1s )2 (1s
* )2 (2s)2
o.e. = ½ ( 4 – 2 ) = 1 Diamagnética
Be2 Be 1s2 2s2 (1s )2 (1s
* )2 (2s )2 (2s
* )2
o.e. = ½ (4 – 4 ) = 0 no existe la molécula
H2 H 1s1 (1s)2
o.e. = ½ ( 2 – 0 ) = 1 Diamagnética
He2 He 1s2 (1s)2 (1s
* )2
o.e. = ½ ( 2 – 2 ) = 0 No existe la molécula
APUNTES DE QUÍMICA
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N2 N 1s2 2s2 2p3 (1s)2 (1s
* )2 (2s)2 (2s
* )2 (2px)2 (2py)
2 (2pz)2
o.e. = ½ ( 10 – 4 ) = 3 Diamagnética
O2 O 1s2 2s2 2p4 (1s)2 (1s
* )2 (2s)2 (2s
* )2 (2px)2 (2py)
2 (2pz)2 (2py
* )1 (2pz* )1
o.e. = ½ ( 10 – 6 ) = 2 Paramagnética
3.1.6. Parámetros moleculares
Sirven para caracterizar los enlaces y, por tanto, aportan información para identificar
las moléculas.
1) Energía del enlace
Moléculas diatómicas
“Energía que hay que suministrar para romper el enlace existente entre los dos
átomos enlazados, referida a un mol de moléculas en estado gaseoso”.
H2 (g) + Ee → 2 H (g) Ee = 436,4 kj/mol
Para disociar 1 mol de moléculas de hidrógeno, en estado gaseoso, hay que
suministrar 436,4 kj.
Mientras mayor es la energía de enlace, mayor es la estabilidad de la molécula.
Moléculas poliatómicas
En este tipo de moléculas, la energía de un enlace no solo depende de los
átomos enlazados, también depende de los demás átomos que constituyen la
molécula. De ahí, que un mismo enlace, por ejemplo C – C, pueda tener
diferentes energías, dependiendo de la molécula en la que se encuentre dicho
enlace. En las tablas aparecen los valores medios, obtenidos promediando los
diferentes valores en distintas moléculas.
La energía de un enlace doble es mayor que la de un enlace sencillo, pero menor que dos veces la de éste.
La energía de un enlace triple es mayor que la de un enlace doble, pero menor que tres veces la del simple.
2) Longitud del enlace
“Distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por enlace covalente”. Le
corresponde el valor de energía mínimo de la curva de acercamiento (curva de
Morse).
Los enlaces múltiples entre átomos no sólo aumentan sus energías de enlace, sino
que disminuyen sus distancias internucleares.
APUNTES DE QUÍMICA
31
3) Ángulo de enlace
“Ángulo formado entre el núcleo del átomo central y los núcleos de los átomos
enlazados a él”.
Su valor no varía al hacerlo el tipo de átomos que se
enlazan con el átomo central, esto nos indica que
depende de dicho átomo central y no de los átomos
unidos a él.
4) Polaridad del enlace
Cuando se enlazan dos átomos de distinta electronegatividad, el más
electronegativo atrae hacia sí la nube electrónica del enlace generando un
desequilibrio electroestático, apareciendo sobre él una cierta densidad de carga
negativa (δ - ) y, sobre el otro, una positiva equivalente (δ + ), se crea así un dipolo.
La polaridad de un enlace se mide mediante una magnitud denominada“ momento
dipolar”, .
q: es la carga del dipolo / d0: es la distancia del enlace
Molécula: A – A, al tener los dos átomos la misma electronegatividad, no se
forma dipolo → q = 0 → µ = 0 → enlace apolar.
Molécula: A→ B, al ser el átomo B más electronegativo que el A, se produce
un desplazamiento de la nube de carga del enlace hacia B, se origina, por
tanto, un dipolo → q ≠ 0 → µ ≠ 0 → enlace polar.
El enlace covalente polar, en el que se da una transferencia parcial de electrones,
puede considerarse como intermedio entre el enlace covalente apolar y el enlace
iónico, por eso se dice que un enlace covalente polar tiene un cierto carácter
iónico.
APUNTES DE QUÍMICA
32
En general:
o si ΔE < 1, el enlace tiene carácter covalente.
o si ΔE > 2, el enlace tiene carácter iónico.
o si 1 < ΔE < 2, el enlace es:
- parcialmente iónico.
- Parcialmente covalente.
5) Polaridad de las moléculas.
Moléculas diatómicas. El carácter polar o apolar de una molécula
diatómica depende exclusivamente de la polaridad del enlace:
H2 H – H q = 0 → µe = 0 → enlace apolar → molécula apolar
HCl H – Cl q ≠ 0 → µe ≠ 0 → enlace polar → molécula polar
Moléculas poliatómicas. El carácter polar o apolar de una molécula
poliatómica depende de:
- la polaridad de los enlaces.
- la geometría de las moléculas.
3.1.7. Fuerzas intermoleculares
Aquellas que mantienen unidas las moléculas entre sí, están presentes en las
sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido. Estas fuerzas son de
distinta intensidad determinando las propiedades de las sustancias, tales como: estado de
agregación, punto de ebullición, etc.
Las fuerzas de atracción intermoleculares pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der
Waals y enlace por puente de hidrógeno.
1) Fuerzas de Van der Waals.
a) Entre moléculas polares, aparecen fuerzas dipolo-dipolo permanentes,
debido a la atracción de la carga positiva (δ+) del átomo de una molécula,
respecto a la carga negativa (δ-) del átomo de la otra molécula.
APUNTES DE QUÍMICA
33
Cuanto mayor es el momento dipolar mayor será la fuerza atractiva. Las
fuerzas dipolo-dipolo sólo son efectivas a distancias muy cortas.
b) Entre moléculas polares y apolares o entre moléculas polares y átomos
neutros. Las moléculas polarizadas próximas a moléculas no polares o
átomos neutros pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga
electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre las moléculas
con dipolo permanente y las de dipolo inducido aparecerá una fuerza de
atracción más débil que en el caso anterior. Esta fuerza desaparecerá en
cuanto la molécula polarizada se desplace a otro lugar.
c) Entre moléculas apolares, aparecen las denominadas fuerzas de
dispersión o de London. En un momento dado la molécula apolar
experimenta un ligero desplazamiento de su carga electrónica,
formándose un dipolo inducido instantáneo, el cual puede polarizar otra
molécula apolar cercana, formándose un dipolo inducido y
estableciéndose una interacción dipolo instantáneo-dipolo inducido,
responsable de que a temperaturas bajas, determinadas moléculas se
encuentren en estado líquido o incluso sólido (N2, O2).
APUNTES DE QUÍMICA
34
Propiedades de las fuerzas de Van der Waals
- Carecen de carácter dirigido, a diferencia de la unión
covalente.
- Operan a distancias mayores que la unión covalente.
→
0,74 Å 0,74 Å
- Son más débiles que los enlaces covalentes.
- Su intensidad aumenta al hacerlo la masa molecular.
2) Puentes de hidrógeno.
Un enlace de hidrógeno se forma entre moléculas polares con hidrógeno unido
covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o
nitrógeno (F-H, O-H, N-H ).
Los puentes de hidrógeno se dan, por tanto, entre moléculas de NH3, HF y H2O.
También existen enlaces de hidrógeno en muchos
compuestos orgánicos, tales como ácidos
carboxílicos, aminas y amidas, que se caracterizan
por sus puntos de fusión y ebullición
anormalmente altos.
Algunas macromoléculas como las
proteínas o los ácidos nucleicos,
también presentan puentes de
hidrógeno. En particular, en el ADN
los enlaces de este tipo son lo
APUNTES DE QUÍMICA
35
suficientemente fuertes como para mantener las dos cadenas unidas formando la
característica doble hélice de Watson y Crick.
La existencia de puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua, amoniaco y
fluoruro de hidrógeno, hace que sus puntos de fusión y de ebullición sean
anormalmente altos respecto a los hidruros de su grupo:
Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia
para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a
unos –100° C y haría ebullición cerca de los –90° C.
Los puentes dan pie a otra propiedad muy
poco común del agua: la fase liquida es más
densa que la fase sólida.
(Vagua)s > (Vagua)l → (dagua)s < (dagua)l
Las moléculas de la mayor parte de las
sustancias están más "apretadas" en la fase
sólida que en la líquida, por lo que el sólido es
más denso que el líquido.
Propiedades de los puentes de hidrógeno
- Son más intensos que las fuerzas de Van der Waals.
- Son más débiles que los enlaces covalentes.
- Operan a mayor distancia que el enlace covalente.
APUNTES DE QUÍMICA
36
3.1.8. Propiedades de las sustancias covalentes moleculares.
Las temperaturas de fusión y de ebullición son bajas. Al ser muy débiles las fuerzas intermoleculares, una pequeña agitación térmica es suficiente para desordenar y separar las moléculas. Ello explica los valores bajos de sus temperaturas de fusión y de ebullición.
Tienden, generalmente, a ser blandas, compresibles y fácilmente deformables. Esto se debe al carácter no direccional de las fuerzas de Van der Waals.
Las sustancias apolares son prácticamente insolubles en disolventes polares como
el agua, pero se disuelven bien en disolventes apolares. Las sustancias polares son
más solubles en agua. La disolución se producirá si las fuerzas de interacción
soluto-soluto y disolvente-disolvente son de la misma naturaleza y parecida
intensidad que las nuevas interacciones soluto-disolvente que supone la
disolución.
Son, generalmente, buenos aislantes eléctricos. Las moléculas en sí no poseen
carga eléctrica neta y, por tanto, no pueden transportar la carga, a diferencia de lo
que ocurre en los compuestos iónicos. Además los electrones que forman los
enlaces covalentes tienden a estar localizados en regiones específicas. Todo ello
impide una conductividad análoga a la de los compuestos iónicos o a la de los
metales.
3.2. SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS
Si un átomo se une a otros, que a su vez, para saturar su covalencia se deben unir todavía
a otros, y así sucesivamente, da como resultado una red tridimensional formada por un
número “infinito” de átomos, unidos covalentemente, que se denomina cristal atómico.
Los casos más significativos son:
Diamante: Cuando se combinan átomos de carbono con hibridación sp3, cada
átomo de carbono se une a otros 4 formando una estructura tridimensional que da
lugar a la forma alotrópica del diamante.
Grafito: Cuando se combinan átomos de carbono
con hibridación sp2, cada átomo de carbono se une
a otros 3 en una estructura plana que da lugar a la
forma alotrópica del grafito.
APUNTES DE QUÍMICA
37
Los átomos de carbono forman un sistema de anillos condensados que dan lugar a
láminas paralelas entre sí. Los enlaces químicos de las láminas son covalentes entre
orbitales híbridos sp2, mientras que los enlaces entre las láminas son por fuerzas de
Van der Waals no localizados, que explican la conductividad eléctrica del grafito.
Sílice: El dióxido de silicio o sílice, es otro ejemplo de cristal covalente, en el que
cada átomo de silicio presenta hibridación sp3 rodeándose, por tanto, de cuatro
átomos de oxígeno colocados en los vértices de un tetraedro, de modo que cada
átomo de oxígeno es compartido por dos tetraedros. Hay, por tanto, dos átomos de
oxígeno por cada uno de silicio, y ello da razón de la fórmula (SiO2), que es una
formula empírica, no molecular.
4.2.1 Propiedades de las sustancias covalentes atómicas.
Poseen temperaturas de fusión elevadas, ya que la fusión de un cristal atómico
requiere la ruptura de un gran número de enlaces covalentes.
Son duros e incompresibles, ya que los enlaces covalentes poseen notables
propiedades de orientación y cualquier deformación en sólidos como SiO2, o C
(diamante o grafito) implica la ruptura de múltiples enlaces covalentes, lo que
requiere grandes cantidades de energía. De hecho, el diamante es el más duro
de la escala de Möhs y sólo se raya a sí mismo.
No conducen la corriente eléctrica, ya que sus electrones no poseen movilidad
al estar localizados en los enlaces covalentes, con la excepción del grafito por
poseer enlaces deslocalizados.
Son insolubles en cualquier disolvente.
4. ENLACE METÁLICO
Los metales se caracterizan por una serie de propiedades comunes: brillo metálico,
maleabilidad (facilidad para extenderse en láminas o en planchas), ductilidad (facilidad
para extenderse en hilos), tenacidad (resistencia a la ruptura y a la deformación),
conductividad térmica y eléctrica, facilidad de emisión de electrones por calentamiento
(efecto termoiónico) o por la luz (efecto fotoeléctrico), etc. Todas estas propiedades
sugieren la existencia de un tipo de enlace distinto del iónico y del covalente y que se
conoce con el nombre de ENLACE METÁLICO.
APUNTES DE QUÍMICA
38
Es un enlace fuerte que se forma entre átomos iguales, de electronegatividades bajas.
Dichos átomos metálicos interaccionan empaquetándose en las tres direcciones del
espacio, formando las redes metálicas.
Para justificar las estructuras y las propiedades de los metales se han propuesto dos
modelos:
4.1. Modelo de la nube electrónica o del mar de electrones
En 1902, Paul Drude, y posteriormente, en 1923, Hendrik Lorentz, propusieron este
modelo basado en la estimación de que los metales están formados por aglomeración de iones
positivos bañados por un “mar de electrones”, dicho de otra manera sumergidos en un “gas
electrónico”.
Esta teoría supone que todos los átomos del metal están ionizados por la pérdida de
sus electrones de valencia, al ser muy electropositivos.
Los átomos al ceder sus electrones de valencia no
forman cationes, ya que éstos quedan dentro de la red,
forman “restos atómicos” fijos en los vértices de la red
metálica. La fuerza neta de todos los restos atómicos sobre
los electrones de valencia es nula y, por tanto, pueden
moverse libremente de una región a otra del cristal.
4.2. Modelo de bandas Esta teoría representa un modelo más elaborado para explicar la formación del enlace
metálico; se basa en la teoría de los orbitales moleculares. Esta teoría mantiene que cuando
dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales
nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno se denomina enlazante (de menor energía) y
otro antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen tres átomos se formarían tres
orbitales moleculares, con una diferencia de energía entre ellos menor que en el caso
anterior.
En general, cuando se combinan N orbitales, de
otros tantos átomos, se obtienen N orbitales
moleculares de energía muy próxima entre sí,
constituyendo lo que se llama una "banda de
energía“.
APUNTES DE QUÍMICA
39
En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los electrones de la
capa de valencia que se denomina "banda de valencia" y otra que se llama "banda de
conducción" que es la primera capa vacía.
En los metales, la banda de valencia
está llena o parcialmente llena; pero en estas
sustancias, la diferencia energética entre la
banda de valencia y la de conducción es nula;
es decir están solapadas. Por ello, tanto si la
banda de valencia está total o parcialmente
llena, los electrones pueden moverse a lo largo
de los orbitales vacíos y conducir la corriente
eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.
En el caso de los aislantes la banda de
valencia está completa y la de conducción
vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo
no solapan sino que además hay una
importante diferencia de energía entre una y
otra (hay una zona prohibida) por lo que no
pueden producirse saltos electrónicos de una a
otra. Es decir, los electrones no gozan de la
movilidad que tienen en los metales y, por ello,
estas sustancias no conducen la corriente
eléctrica.
Un caso intermedio lo constituyen los semiconductores, en el caso de las sustancias de
este tipo, la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas,
pero la zona prohibida no es tan grande, energéticamente hablando, y algunos electrones
pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de
valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica. La conductividad en los
semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a
la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si, Ga, As, In y Sb.
4.3. Propiedades de los metales
Conductividad eléctrica. Cuando un campo
eléctrico es aplicado a un metal, los electrones, que
tienen facilidad de movimiento, experimentan un
desplazamiento del polo negativo al positivo. Un
aumento de la temperatura aumenta la velocidad
de los electrones y la frecuencia y amplitud a la que
vibran los “restos atómicos” (cationes metálicos). El
número de choques entre los electrones y los iones aumenta, dificultando con ello
la conductividad eléctrica.
APUNTES DE QUÍMICA
40
Se puede también explicar la conductividad eléctrica mediante la absorción de
energía por parte de los electrones por acción de un campo exterior. Los
electrones excitados pasan a poseer contenidos energéticos correspondientes a
niveles permitidos a la banda de conducción.
Los metales se denominan “conductores de primera especie”.
Conductividad térmica. Debido a su libertad de
movimiento, los electrones son capaces de
aumentar su energía cinética en las zonas
calientes del metal y transferirla mediante
choques a otras zonas de menor temperatura.
Ductilidad y maleabilidad. Ya que la distribución
de cargas es más o menos uniforme, los iones
positivos pueden desplazarse unos respecto a
otros con relativa facilidad, siempre y cuando los
desplazamientos se realicen sin modificar las
distancias internucleares medias. El
desplazamiento de los iones positivos no
produce grandes fuerzas repulsivas ya que la
“nube de electrones” proporciona una
amortiguación de la interacción entre los iones
positivos.
Brillo metálico. La incidencia de luz sobre la superficie del metal provoca que los
electrones libres del metal vibren a una frecuencia idéntica a la luz incidente. Esta
vibración de una carga eléctrica provoca la emisión de ondas electromagnéticas
de la misma frecuencia que la luz incidente. En consecuencia la luz se refleja en la
superficie del metal, lo cual origina el brillo característico.
Temperatura de fusión, dureza. Las elevadas temperaturas de fusión y dureza de
la mayoría de los metales indican que el enlace metálico es bastante fuerte. Sus
valores se incrementan con el aumento del número de electrones de valencia del
metal, ya que ello comporta unas fuerzas de atracción mayores entre los restos
atómicos y los electrones.
Metal nº de e- de enlace/átomo Tf (0C)
K 1 63
Ca 2 851
Sc 3 1.397
Ti 4 1.727
V 5 1.720
APUNTES DE QUÍMICA
41
5. COMPARACIÓN DE LOS DISTINTOS TIPOS DE ENLACE
