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EJERCICIOS DE ENLACE QUIMICO 1.- Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y HCl. Justificar brevemente la respuesta. SOLC. Cuando se unen mediante enlace covalente dos átomos de diferente electronegatividad, los pares de electrones no están igualmente compartidos, formando enlaces covalentes polares. Por ejemplo, en el HCl existe una pequeña carga positiva en el H y otra negativa, también pequeña, sobre el Cl, al ser este más electronegativo que el de H. En general la polaridad aumenta al hacerlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. Por tanto como la electronegatividad sigue en los halógenos el orden I < Br < Cl < F, la polaridad de las moléculas será: HI < HBr < HCl < HF. 2.- Al comparar dos moléculas muy similares como el CO 2 y el SO 2 se observa que en la primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justifique esto de forma razonada. SOLC. La molécula de CO 2 es lineal, con dobles enlaces en los que el átomo de carbono tiene hibridación sp. Al ser el oxigeno más electronegativo que el carbono, los enlaces serán polares. Sin embargo los dipolos eléctricos son iguales pero de sentido contrario y se anulan entre sí, por lo que la molécula será apolar. La molécula de SO 2 tiene un átomo central de azufre con hibridación trigonal sp 2 , con un par de electrones sin compartir, un doble enlace y un enlace covalente coordinado o dativo que presenta dos estructuras resonantes. El par de electrones sin compartir hará que por repulsión el ángulo de enlace sea inferior al esperado de 120º. El oxigeno es más electronegativo que el azufre y los dipolos ahora no se anulan, por lo que la molécula será polar.

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EJERCICIOS DE ENLACE QUIMICO

1.- Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y HCl. Justificar brevemente la respuesta.SOLC. Cuando se unen mediante enlace covalente dos átomos de diferente electronegatividad, los pares de electrones no están igualmente compartidos, formando enlaces covalentes polares. Por ejemplo, en el HCl existe una pequeña carga positiva en el H y otra negativa, también pequeña, sobre el Cl, al ser este más electronegativo que el de H. En general la polaridad aumenta al hacerlo la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. Por tanto como la electronegatividad sigue en los halógenos el orden I < Br < Cl < F, la polaridad de las moléculas será: HI < HBr < HCl < HF.

2.- Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se observa que en la primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justifique esto de forma razonada.SOLC. La molécula de CO2 es lineal, con dobles enlaces en los que el átomo de carbono tiene hibridación sp. Al ser el oxigeno más electronegativo que el carbono, los enlaces serán polares. Sin embargo los dipolos eléctricos son iguales pero de sentido contrario y se anulan entre sí, por lo que la molécula será apolar.

La molécula de SO2 tiene un átomo central de azufre con hibridación trigonal sp2, con un par de electrones sin compartir, un doble enlace y un enlace covalente coordinado o dativo que presenta dos estructuras resonantes. El par de electrones sin compartir hará que por repulsión el ángulo de enlace sea inferior al esperado de 120º. El oxigeno es más electronegativo que el azufre y los dipolos ahora no se anulan, por lo que la molécula será polar.

3.- A partir de las configuraciones electrónicas de los correspondientes átomos, dé las estructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, . Justifique también sus estructura e indique si el trifluoruro de nitrógeno es o no una molécula polar.SOLC. Las configuraciones electrónicas son:N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5

El trifluoruro de nitrógeno, tiene hibridación sp3 lo que le confiere una geometría piramidal con ángulos ligeramente inferiores a los tetraédricos de 109.5º debido a la repulsión del par de electrones no compartidos. Será una molécula polar con la parte positiva en el N y la negativa en el centro de los F.El ion nitrito presenta una hibridación sp2 en el N lo que le da una geometría angular de a < 120º por la repulsión del par no compartido.El ion nitrato tiene el átomo de N con hibridación sp2 y ángulos de 120º.Tanto el ion nitrito como el nitrato presentan enlaces entre orbitales p y además un enlace dativo o covalente coordinado donde el N aporta los dos electrones del

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mismo. Estas dos especies poseen formas resonantes, en las que varían la disposición de esos enlaces.

4.- Defina el Principio de exclusión de Pauli y comente su interés.Defina qué se entiende por energía reticular y en qué tipo de compuestos tiene más influencia.SOLC. Ver Texto del curso.

5.- Explique qué tipo de enlace o fuerza intermolecular hay que vencer para fundir los siguientes compuestos: a) cloruro de sodio. b) dióxido de carbono. c) agua. d) aluminio.SOLC. a) Esta sustancia presenta enlace iónico, debido a la elevada diferencia de electronegatividad que existe entre sus átomos.b) El enlace entre los átomos de C y O es covalente, sin embargo las fuerzas intermoleculares de Van der Waals, tipo dipolo inducido- dipolo inducido, ya que la molécula es de geometría lineal, son las que unen a las moléculas por ser éstas apolares.c) En el agua hay un enlace covalente polarizado entre sus átomos, y al ser la molécula polar debido a la geometría angular que posee, tiene momento dipolar. las fuerzas intermoleculares serán por tanto dipolo-dipolo y además existen puentes de hidrógeno.d) El enlace en el aluminio es metálico.

6.- Explique las razones que permiten comprender la siguiente frase: "A temperatura ambiente el cloro es un gas mientras que el cloruro de potasio es un sólido cristalino".SOLC.- El cloro es una sustancia molecular, cuyas moléculas están unidas por débiles fuerzas de Van der Waals y presenta por tanto puntos de fusión y ebullición bajos, por eso en condiciones normales es un gas.

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El cloruro de potasio sin embargo es un compuesto iónico, y en consecuencia, tiene puntos de fusión y ebullición altos.

7.- Explique usando orbitales híbridos, la estructura y enlace de la molécula de metano.SOLC.- La estructura de la molécula de metano se explica mediante hibridación tetraédrica o sp3 en el átomo de carbono. (Haga el dibujo).De la combinación lineal de un orbital s y 3 p resultan cuatro orbitales híbridos sp 3, dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, formando ángulos de 109.5º. Esta hibridación es característica de los átomos de carbono cuando presentan enlaces sencillos en las moléculas orgánicas.

8.- Explica según la teoría del enlace de valencia la existencia de moléculas de:a) Nitrógeno. b) Pentacloruro de fósforo.SOLC.- a) La molécula de N2 se origina al unirse 2 átomos de nitrógeno. Se solapan frontalmente 2 orbitales p, cada uno de un átomo, formando un enlace y los restantes orbitales p (2 por cada átomo), se solapan lateralmente formando dos enlaces . La gran estabilidad de esta molécula se debe a la presencia de este triple enlace. (Haga el dibujo)b) Las estructuras electrónicas del fósforo y del cloro son:P: 1s22s22p63s23p3; Cl: 1s22s22p63s23p5

El átomo de fósforo presenta hibridación sp3d con los enlaces P-Cl dirigidos hacia los vértices de una pirámide trigonal. (Haga el dibujo).

9.- Usando la teoría de hibridación de orbitales explique la geometría del acetileno (etino), amoníaco y agua.SOLC. En el acetileno los átomos de carbono presentan hibridación lineal. De la combinación lineal de un orbital s y un orbital p surgen dos orbitales híbridos sp, que forman entre sí ángulos de 180º, lo que hace que la molécula sea lineal al estar los enlaces σ en línea recta. Que dan dos orbitales p en cada átomo de C, orientados perpendicularmente uno respecto al otro, que son los que forman los enlaces . (Haga el dibujo).Los enlaces de las moléculas de amoníaco y agua se describen mediante hibridación sp3, pero con uno o dos pares de electrones no compartidos, respectivamente. En la hibridación sp3 o tetraédrica los ángulos son de 109.5º, pero en estas dos moléculas son ligeramente inferiores debido a la repulsión de los pares no compartidos (uno en el amoníaco y dos en el agua) que repelen a los pares compartidos con mayor intensidad que estos entre sí, disminuyendo los ángulos de enlace. Resumiendo la molécula de agua es angular y la de amoníaco es piramidal.

10.- Defina qué entiende usted por compuesto complejo en química. Ponga algún ejemplo. Establezca tres diferencias importantes entre compuestos "covalentes e iónicos".SOLC.- Los compuestos de coordinación o complejos son compuestos formados por un átomo o ion central, generalmente un metal de transición, unido mediante enlaces covalentes coordinados a moléculas o iones llamados ligandos.Cada ligando tiene como mínimo un par de electrones sin compartir, que le permiten formar un enlace covalente coordinado con el ion o átomo central; éste debe tener orbitales vacíos y de energía adecuada para aceptar la compartición de esos electrones. Esta circunstancia se da fundamentalmente entre los metales de transición, y por eso la mayoría de los complejos presentan como ion o átomo central a un metal de transición.

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El número de enlace formado por el átomo central es superior al que podría esperarse, considerando sus números de oxidación usuales.Ejemplo: Dicianodihidrurocobaltato(III) de sodio: Na[Co(CN)2H2].A temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos con puntos de fusión altos, los compuestos covalentes moleculares son gases o líquidos. Los compuestos iónicos son conductores de segunda clase (fundidos o disueltos), los compuestos covalentes son malos conductores. Los sólidos iónicos son duros y frágiles, los covalentes moleculares muy blandos.

11. ¿Cuál de las sustancias siguientes tiene las mayores fuerzas intermoleculares de atracción? ¿Por qué? a) H2O; b) H2S; c) H2Se; d) H2Te; e) H2PoSOLC.-El agua presenta las mayores fuerzas intermoleculares de atracción pues sus moléculas están unidas por puentes de hidrógeno, al ser el oxígeno un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño.

12.- Para las moléculas: agua, ión amonio y fosfina (trihidruro de fósforo):a) Escribir las fórmulas de Lewis.b) Razonar cuál de ellas presenta un ángulo H−X−H más abierto.SOLC.- El amoniaco presenta un ángulo H−N−H más abierto. En él, el nitrógeno utiliza orbitales híbridos sp3, pero el par de electrones no compartidos repele a los pares enlazantes y reduce los ángulos de enlace que son de 107º y no de 109º 28' característicos de la estructura tetraédrica.En el agua los dos pares de electrones no compartidos originan una repulsión mayor y el ángulo H−O−H es de 104.5º.La molécula de la fosfina se explica mejor por solapamiento de los orbitales 1s del hidrógeno con los orbitales atómicos 3p del fósforo, por lo que su ángulo H−P−H es próximo a 90º, concretamente 93º.

13.- Enlace metálico: a) Características del enlace. b) Propiedades de los metales.SOLC.- Los metales son elementos electropositivos con pocos electrones de valencia, que están deslocalizados en la red. Cristalizan en estructuras metálicas de elevado número de coordinación: Red cúbica centrada en el cuerpo con índice de coordinación 8, red cúbica compacta y red hexagonal compacta con índices de coordinación 12.Según Drude y Lorentz los cationes del metal ocupan los nudos de la red y los electrones de valencia circulan por los intersticios constituyendo el llamado "gas electrónico".La TEV explica el enlace metálico mediante un número elevado de formas resonantes, pues no hay electrones de valencia suficientes para la formación de todos los enlaces covalentes para tan elevados índices de coordinación.En la teoría de Orbitales moleculares, el número de orbitales moleculares formados es igual al de orbitales atómicos combinados. En los metales, al ser muy grande este número, los niveles de energía se suceden de forma casi continua originando bandas de energía. La teoría de las bandas explica la existencia de conductores, semiconductores y aislantes. Los conductores tienen una banda de energía que no está llena o una banda llena se superpone con otra superior vacía, y los electrones pueden ocupar los distintos niveles vacíos de la banda. En los aislantes, la banda llena está separada de la vacía por una región extensa de energía, zona prohibida, que impide a los electrones ocupar los niveles de la banda vacía. En los semiconductores la situación es intermedia.Como todos los metales tienen estructuras muy semejantes, tienen también propiedades comunes:

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Son buenos conductores de la electricidad y del calor.Tienen densidades elevadas.Tienen puntos de fusión y de ebullición altos, excepto el mercurio.Presentan color gris, excepto el cobre y el oro, y brillo metálico.Son dúctiles y maleables.Producen el efecto fotoeléctrico y el efecto termoiónico.

14.- Comente razonadamente la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: un hilo de Cu, un cristal de Cu(NO3)2 y una disolución de Cu(NO3)2.SOLC.-El hilo de cobre conduce la corriente eléctrica por ser un conductor metálico, en el que los electrones de valencia gozan de libertad para moverse por entre los cationes de la red al aplicar un campo eléctrico externo.El cristal de nitrato de cobre (II) no es conductor pues los iones y Cu+2 ocupan posiciones fijas en la red iónica. No pueden desplazarse.En la disolución de Cu(NO3)2 los iones poseen suficiente movilidad para desplazarse dentro de un campo eléctrico, conduciendo la corriente (conductores de segunda especie).

15.- Describa las características del enlace en las moléculas de cloruro de hidrógeno y ioduro de hidrógeno. Compare la polaridad de ambas y prediga razonadamente, ¿cuál de ellas tendrá carácter ácido más acusado?SOLC.- Ambos son compuestos covalentes. El enlace se forma por compartición de un par de electrones desapareados.Tanto el cloro como el yodo son más electronegativos que el hidrógeno, por lo que el par de electrones del enlace no está igualmente compartido, formándose un enlace covalente polar. Como el Cl es más electronegativo que el I, la polaridad de la molécula de HCI es mayor.El HI tiene un carácter ácido más acusado que el HCI, pues al ser el I menos electronegativo que el Cl y de mayor tamaño cede el hidrógeno, como protón, con más facilidad.

16.- Describa la geometría de la molécula HC≡C−BH−CH3, indicando tipo de hibridación de los distintos átomos implicados.SOLC.- Los dos primeros átomos de carbono presentan hibridación sp, el átomo de boro hibridación sp2 y el tercer átomo de carbono hibridación sp3.

17.- La variación de las energías de enlace para cloro, bromo y yodo sigue el orden Cl2 > Br2 > I2, mientras que para los puntos de fusión es I2 > Br2 > Cl2. Razone este comportamiento.SOLC.- El solapamiento de orbitales atómicos que se produce en la formación de los enlaces covalentes es más intenso en los átomos de menor tamaño. Es, por tanto, más intenso en el cloro que en el bromo y en éste más que en el yodo.Las fuerzas de dispersión de Van der Waals, entre moléculas covalentes, aumentan con la masa molecular. Por tanto, son más intensas en el yodo que en el bromo y en éste más que en el cloro. A eso se debe que, en condiciones normales, el cloro sea un gas, el bromo un líquido y el yodo un sólido.

18.- Defina el concepto de fuerzas intermoleculares. Tomando como referencia los hidruros de los elementos halógenos (Grupo VII), diferencie entre las interacciones predominantes en el compuesto del elemento cabeza del Grupo y en los restantes, indicando la variación de alguna propiedad física dependiente de las fuerzas intermoleculares.

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SOLC.- Son fuerzas que se manifiestan entre moléculas neutras.En los hidruros de los halógenos, el hidrógeno se une con elementos más electronegativos (F, Cl, Br, I) y se forman enlaces covalentes polares.Por ser el átomo de flúor de pequeño tamaño y muy electronegativo, las moléculas de HF se unen mediante enlaces de hidrógeno, presentando por ello puntos de fusión anormalmente elevados si se compara con el HCI, HBr y HI.Las moléculas de los restantes hidruros de los halógenos (HCI, HBr y HI) son dipolos permanentes y existen entre ellas fuerzas intermoleculares de Van der Waals: fuerzas de orientación y de dispersión.Las fuerzas de dispersión aumentan al aumentar el tamaño de la molécula, al aumentar la masa molecular, por ello los puntos de fusión aumentan en el siguiente orden: HCI < HBr < HI.

19.-Representar primero las fórmulas electrónicas por puntos (estructuras de Lewis) para cada una de las especies que se dan a continuación: , SiH4, CO2, OF2; y luego, utilizando la Teoría de Repulsión de Pares de electrones de la Capa de Valencia (TREPEV). Predecir la geometría de las mismas especies

SOLC.- Ion carbonato: Estructura electrónica: C: 1s22s22p2; O: 1s22s22p4

Nº de electrones: 4 del C en su capa de valencia + 6 de los oxígenos (2 desapareados en cada átomo) + 2 del ion = 12e.Nº de direcciones: Como cada oxígeno aporta 2 electrones desapareados, hay que situar 4 electrones en cada dirección, por tanto, existen 3 direcciones. Geometría: Triangular plana.Tetrahidruro de silicio: Si: 1s22s22p63s23p2; H: 1s1

Nº de electrones: 4 del Si en su capa de valencia + 4 de los hidrógenos = 8e.Nº de direcciones: 4 (cada átomo de hidrógeno aporta I electrón desapareado).Geometría: Molécula tetraédrica.Dióxido de carbono: Nº de electrones: 4 del C en su capa de valencia + 4 de los oxígenos (2 desapareados en cada átomo) = 8e.Nº de direcciones: como cada oxígeno aporta 2 electrones, hay que situar 4 electrones en cada dirección, en consecuencia, existen 2 direcciones.Geometría: Molécula lineal.Difluoruro de oxígeno: F: 1s22s22p5 Nº de electrones: 6 del O + 2 de los átomos de flúor = 8e.Nº de direcciones: 4 (cada flúor aporta I electrón desapareado).Geometría: Molécula angular, en la que los dos pares de electrones no compartidos se repelen entre sí y repelen a los pares de electrones enlazantes

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EJERCICIO Nº 21.- Representa las estructuras de Lewis indicando geometría molecular y momento dipolar de las siguientes moléculas: CO2, H2S y O2.SOLC.- El H2S es de estructura tetraédrica y polar. El S tiene hibridación sp3 y la molécula es angular.

2.- De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4 (etileno), C2H2 (acetileno), H2O, C6H6

(benceno), NH3. a) ¿Cuáles tienen todos los enlaces sencillos o simples? b) ¿Dónde existe algún doble enlace? c) ¿Dónde existe algún triple enlace?SOLC.-

3.- Describe la estructura y enlace de las moléculas propuestas indicando la hibridación correspondiente al átomo central: (a) CCl4; (b) BCl3; (c) SCl2; (d) BeH2.SOLC.: a) El C tiene sp3 y la molécula es tetraédrica. b) El B tiene sp2 y la molécula es triangular plana. c) el S tiene hibridación sp3 y la molécula es angular.

4.- Deduce, aplicando la teoría de hibridación de orbitales, la geometría de las moléculas siguientes: etileno, acetileno, benceno, metanol y metanal.SOLC.: Etileno: C con sp2 molécula plana. Acetileno: C con sp, molécula lineal. Benceno: C con sp2 molécula hexagonal plana. Metanol: C con sp3, molécula tetraédrica. Metanal: C con sp2, molécula plana.

5.- De los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál será el más duro y cuál el de mayor temperatura de fusión? ¿Por qué?SOLC.: El catión mayor es el de potasio con lo que la distancia entre él y el anión bromuro es mayor. La fuerza entre ellos será menor y también lo será el punto de fusión comparado con el del NaBr.

6.- Indica qué tipo de enlace predominará en los siguientes compuestos: (a) Cl2; (b) KBr; (c) Na; (d) NH3.SOLC.: a) Covalente interatómico y de Van der Waals intermolecular. b) Iónico. c) metálico. d) igual que a).

7.- Explica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del fluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno.SOLC.: Cu: enlace metálico. CO2: enlaces covalente entre átomos y de Van der Waals entre moléculas. CsF: enlace iónico.

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8.- Para las moléculas SiH4, CO2, O3 y SO2, se pide: (a) Escribe las estructuras de Lewis. (b) Discute su geometría. (c) Indica qué moléculas son isolectrónicas entre sí.SOLC.:

La molécula de ozono posee la misma configuración de Lewis que la de dióxido de azufre. En ellas existe enlace covalente doble por un lado y dativo por otro. La hibridación del átomo central es sp2 y la geometría de la molécula es angular. Las distancias de enlace son idénticas al existir dos formas resonantes extremas. Por otro lado la molécula de silano es tetraédrica ya que el Si tiene hibridación sp 3. En el caso del CO2 la geometría es lineal y el C presenta sp.

9.- Justifica la estructura y geometría del agua. ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida, mientras que el sulfuro de hidrógeno, de mayor masa molecular, es gaseoso? Razona la respuesta.SOLC.: La diferencia de propiedades estriba en la presencia de enlace por puentes de hidrógeno en el agua que son más fuertes que los de Van der Waals que posee el sulfuro de hidrógeno.

10.- Explica brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras que el CCI4 no lo hace.SOLC.: Los disolventes polares disuelven bien a las sustancias iónicas.

11.- Indica cuáles de los siguientes compuestos pueden formar enlace de hidrógeno: (a) metanol, (b) etilamina, (c) etano, (d) propanona.SOLC.: Metanol y etilamina, siendo más fuertes los del primero. Para que exista enlace de hidrógeno debe haber un enlace F−H, O−H o bien N−H. Cuanto más electronegativo sea al átomo unido al hidrógeno, más fuerte será el enlace, ya que así el hidrógeno queda más cargado positivamente y así se une por una atracción electrostática más fuerte a la molécula vecina.

12.- Alguna o algunas de las siguientes moléculas: NH3, NO, CH4, BF3, no cumplen la regla de octeto, pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla. Indica razonadamente: (a) Las premisas básicas que establece la mencionada regla. (b) Las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas. (c) Señala qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuáles no lo hacen.SOLC.: No cumplen la regla el NO y el BF3.

13.- Dibuja mediante un diagrama de Lewis la estructura resultante al unirse el ion hidrógeno a la molécula de amoniaco. ¿Qué tipo de enlace se ha formado?

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Comprueba que haciendo un recuento total de electrones la estructura resultante tiene una carga positiva (ion amonio).SOLC.: El enlace formado entre los hidrógenos y el nitrógeno es covalente y en el caso del N y el ion H+ es covalente coordinado o dativo.

14.- ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si los enlaces B−I son polares?SOLC.: La forma de la molécula es la de un triángulo equilátero y de ahí que su momento dipolar resultante sea cero. La forma es idéntica a la dibujada para el BF3

en la pregunta Nº 12.

15.- Demuestre que los compuestos NaCl y CaO tienen la misma estructura electrónica según Lewis.SOLC.:

16.- Dibuja mediante un diagrama de puntos la molécula de peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2. ¿Cuál será su geometría sabiendo que tiene un momento dipolar moderado?SOLC.:

17.- ¿Qué clases de enlace hay en el cloruro amónico, NH4CI?SOLC.: Existen tres: entre el anión Clˉ y el catión es uno electrostático. Entre el nitrógeno y los hidrógenos es covalente y por último entre el nitrógeno y el protón H+

es dativo.

18.- ¿Qué condiciones energéticas han de cumplirse para que se pueda afirmar que se ha formado un enlace?SOLC.: Que exista un desprendimiento de energía al formarse ese enlace. Cuanto mayor sea la energía liberada mayor será la estabilidad del enlace.

19.- Explica los siguientes hechos:a) La sal común NaCl funde a 801ºC sin embargo, el cloro es un gas a 25ºC.b) El diamante no conduce la electricidad, y el Fe sí.c) La molécula de cloro es covalente mientras que el CsCl es iónico.SOLC.: a) Las fuerzas de unión entre el Na+ y el Clˉ son elevadas, mientras que las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de cloro son muy débiles.b) Los electrones de la capa de valencia de los átomos de C en el diamante están compartidos dos a dos entre átomos vecinos. En el hierro los electrones de valencia

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están deslocalizados en una nube electrónica en la que tienen un grado mayor de libertad.c) En el Cloro diatómico las moléculas se forman por compartición de electrones al tener los dos átomos que forman el enlace la misma electronegatividad. Sin embargo en el CsCl la diferencia de electronegatividad es tan elevada entre los dos átomos que lo que se forma es un enlace iónico por atracción electrostática entre el Cs+ y el Clˉ.

20.- ¿Qué significa que una molécula sea polar? ¿Qué molécula es más polar la de metano o la de amoníaco?SOLC.: La densidad electrónica de la molécula está más desplazada hacia el átomo más electronegativo. En el caso del metano la geometría tetraédrica de la molécula hace que se anulen entre sí los momentos dipolares, sin embargo en el caso del amoníaco la geometría es de pirámide trigonal con el N en un vértice y por tanto existe un momento dipolar resultante. El dipolo del amoníaco tiene su lado negativo en el vértice de la pirámide (N) y el positivo en el centro de la base donde se hallan los tres hidrógenos.

21.- ¿Qué tipo más probable de ion formarán los siguientes elementos: S, Mg, Cl, Rb, P, Sn, Ag, Cd, O?SOLC.: S2, Mg2+, Clˉ, Rb+, P3, Sn2+, Ag+, Cd2+ y O2.

22) Escribe las configuraciones completas y abreviadas de Al3+, Cu2+, Zn2+, Clˉ, O2, P3.SOLC.:

Ion Configuración completa C. abreviada

Al+3 1s22s2p6 [Ne]

Cu+2 1s22s2p63s2p6d9 [Ar] 3d9

Zn+2 1s22s2p63s2p6d10 [Ar] 3d10

Cl 1s22s2p6 3s2p6 [Ar]

O2 1s22s2p6 [Ne]

P3 1s22s2p63s2p6 [Ar]

23. Ordena los siguientes compuestos según sus puntos de fusión crecientes y justifica dicha ordenación: KF, RbI, RbF y CaF2.SOLC.: Cuanto menor es la distancia entre los iones y mayor es la carga, mayor es el punto de fusión. El orden es entonces: RbI < RbF < KF < CaF2

24. El % de carácter iónico del HCl y HI es de 17 y 4 respectivamente. ¿Cuál de ellos tendrá un momento dipolar menor?SOLC.: El % de carácter iónico está directamente relacionado con la diferencia de electronegatividades, por tanto el momento dipolar será menor en el yoduro de hidrógeno.

25. Predecir el orden creciente de los puntos de fusión de las siguientes sustancias: trióxido de dicloro, cloro, cloruro de litio y tetracloruro de carbono.

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SOLC.: Cl2 < CCl4 < Cl2O3 < LiClEl cloro es una molécula con un único enlace apolar por ser los dos átomos iguales. Entonces la molécula es apolar.El LiCl es una molécula con enlace casi totalmente iónico dada la elevada diferencia de electronegatividad que hay entre sus átomos.El CCl4 y el Cl2O3 son moléculas que poseen enlaces covalentes entre sus átomos de diferente electronegatividad. Estos enlaces son pues algo polares. Entonces es la geometría de la molécula la que determina la polaridad de la misma. En el CCl 4 hay 4 pares de electrones compartidos rodeando al átomo central. Su distribución alrededor de éste es tetraédrica y dada la simetría que existe se anulan los momentos dipolares de los enlaces y la molécula es apolar. Sin embargo esta distribución totalmente simétrica no se da en el Cl2O3 y esto la hace una molécula polar.

26. Representa la molécula de dicloruro de azufre: (a) mediante un diagrama de puntos; (b) a partir de la teoría de enlace de valencia. ¿Cómo será su geometría?SOLC.: Se trata de una molécula angular, en la que al igual que la de agua la hibridación del átomo central es sp3 tetraédrica y la repulsión de los pares de electrones no compartidos cierra el ángulo teórico de 109º.

27. ¿Cuál de los siguientes compuestos no puede existir? ¿Por qué?: NCl5, PCl3 y PCl5.SOLC.: No puede existir el NCl5 porque en la estructura externa (2s22p3) no tiene orbitales d vacíos, y además el átomo de nitrógeno es muy pequeño para albergar alrededor de él a 5 átomos de cloro.

28. ¿Qué tipos de enlace posee el ácido sulfúrico?SOLC.: Hay enlace cuatro enlaces covalentes entre S y O, de los que dos son dativos, en los que el S pone los dos electrones. El enlace también es covalente entre el O y el H. Entre unas moléculas y otras hay enlaces por puentes de hidrógeno dado que la molécula posee enlaces O-H.

Entre O e H el enlace covalente está tan polarizado que tiende a romperse muy fácilmente para dar aniones e iones H+ que se unirán con enlace dativo al disolvente en el que se halle el ácido sulfúrico.El ácido sulfúrico es una sustancia líquida por lo que no participa de las características generales del enlace iónico.

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29.- Estudia qué fuerzas deben romperse para fundir el NaCl y el Fe, y para vaporizar el H2O.SOLC.: Para fundir el NaCl hay que vencer fuerzas electrostáticas de un enlace iónico. Para fundir el hierro hay que romper un enlace metálico que surge de la atracción entre una nube de electrones de valencia deslocalizados y los cationes de hierro que ocupan los nudos de la red cristalina. Para vaporizar el agua hay que romper enlaces por puentes de hidrógeno.

30.- Cite ejemplos de moléculas que contengan: a) un carbono de hibridación sp; b) boro con hibridación sp2; c) carbono con hibridación sp3; d) nitrógeno con hibridación sp3.SOLC.: a) CO2 b) BCl3 c) CH4 d) NH3.

EJERCICIOS Nº 3A) Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia TREPEV:

1) Predice la forma de cada una de las siguientes moléculas:a) BeCl2, b) CS2, c) SO3, d) ICl3, e) BF3, f) CBr4, g) SiH4, h) NCl3, i) SeF6, j) PF3, k) SF2, l) XeO3; m) SO2, n) SF6, o) ClO2, p) IF5, q) OF2, r) H2Te, s) N2F2, t) POBr3.RPTA: Las estructuras de Lewis de estas moléculas en el ejercicio 4.17. Se da la geometría molecular y, entre paréntesis, la geometría electrónica cuando no coincide con la molecular: a) lineal; b) lineal; c) triangular plana; d) forma de T (bipirámide trigonal); e) triangular plana, f) tetraédrica; g) tetraédrica; h) pirámide trigonal (tetraédrica); i) octaédrica; j) pirámide trigonal (tetraédrica); k) angular (tetraédrica); l) pirámide trigonal (tetraédrica); m) angular (triangular plana); n) octaédrica; o) angular (tetraédrica); p) pirámide cuadrada (octaédrica); q) angular (tetraédrica); r) angular (tetraédrica); s) angular (triangular plana); t) tetraédrica.

2) Predice la forma de cada uno de los siguientes iones:a) H3O+; b) ; c) ; d) ; e) ; f) ; g) .RPTA: Se da la geometría molecular y, entre paréntesis, la geometría electrónica cuando no coincide con la molecular: a) pirámide trigonal (tetraédrica); b) angular (tetraédrica); c) angular (trigonal); d) piramidal (tetraédrica); e) tetraédrica; f) tetraédrica; g) tetraédrica.

3) Predice la forma alrededor del átomo de carbono:a) CH3−CH3; b) CH2=CH2; c) CH≡CH, d) CH3−CH2−CH3, e) HC≡C−CH=CH2.RPTA: a) tetraédrica; b) triangular plana; c) lineal; d) tetraédrica; e) lineal.

4) Para cada ion o molécula, di un átomo A de los grupos principales para que le correspondan la fórmula y la estructura: a) [AH3] triangular plana b) [AH3] piramidal c) [AH3] piramidal d) [AH4] tetraédrica; e) [AH4]2 tetraédrica f) [AH2] lineal g) [AH2] angular.RPTA: a) elementos del grupo 13, b) grupo 15, c) grupo 14, d) grupo 13, e) grupo 12, f) grupo 12, g) grupo 16.

5) Contrariamente a lo que predice la TREPEV, en el Li2O, la disposición de los dos litios con respecto al oxígeno es lineal. Busca una explicación a este hecho, teniendo en cuenta el modelo de enlace en el que se basa esta teoría.

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RPTA: El enlace es predominantemente iónico y los iones de carga igual tienden a alejarse mutuamente.

B) POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS:6) ¿Cuáles de las siguientes moléculas es de esperar que tengan momento dipolar? a) H2, b) O2, c) HI, d) HF.RPTA: HI y HF.

7) Predice si serán o no polares las siguientes moléculas:a) ICl, b) H2S, c) CH4, d) PCl3, e) HgCl2, f) CH3OH, g) HCHO (formaldehido).RPTA: Serán polares a), b), d), f) y g).

8) Ordena los siguientes isómeros de mayor a menor momento dipolar, indicando cuáles no son polares:

RPTA: a) I > II > III (III no es polar); b) II no es polar.

C) HIBRIDACIÓN:9) Para las siguientes moléculas y iones, escribe una estructura de Lewis razonable (o más de una, si crees que mediante la resonancia de ellas se mejora la descripción de la molécula), cuenta el número de electrones del átomo central, propón una estructura (en base a la TREPEV), y estima la hibridación previsible que tienen los orbitales atómicos del átomo central. a) SF4, b) SF6, c) , d) O3, e) .RPTA:

10) Indica la geometría de la molécula, la hibridación más probable para los orbitales atómicos de valencia del átomo central y la polaridad de cada una de las siguientes moléculas: a) CS2, b) CBr4, c) H2Te, d) SiH4, e) OF2, f) SF2, g) BF3.RPTA: (Entre paréntesis se indica la geometría electrónica cuando es distinta de la molecular). a) lineal, sp, no polar; b) tetraédrica, sp3, no polar; c) angular (tetraédrica), sp3, polar; d) tetraédrica, sp3, no polar; e) angular (tetraédrica), sp3, polar; f) angular (tetraédrica), sp3, polar; g) triangular plana, sp2, no polar.

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11) Da la composición de cada uno de los enlaces de cada molécula en la forma, por ejemplo, (Csp, H1s): a) C2H6, b) C2H2, c) HCN, d) CH3OH.RPTA: a) (C2sp3, H1s) (C2sp3, C2sp3); b) (C2sp, H1s) (C2sp, C2sp) (C2p, C2p) (C2p, C2p); c) (C2sp, H1s) (C2sp, N2sp) (C2p, N2p) (C2p, N2p); d) (C2sp3, H1s) (C2sp3, O2sp3) (O2sp3, H1s).

12) En el etileno (H2C=CH2) los cuatro hidrógenos están en el mismo plano. Explica si la TREPEV y la TEV justifican dicha observación experimental.RPTA: Ver teoría.

D) SOLAPAMIENTO:13) ¿Cuáles de los siguientes orbitales atómicos situados sobre átomos diferentes en la geometría representada solapan entre sí?

RPTA: b, c y f.

14) Diga cuándo el solapamiento de los siguientes orbitales situados en átomos vecinos producirá un enlace y cuando . El eje z es el que une los dos átomos.a) (1s, 1s), b) (2pz, 2pz), c) (2px, 2px), d) (2s, 2pz), e) (3dz2, 3dz2)RPTA: : a, b, d y e; : c.

E) TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES:15) ¿Cuáles de los siguientes orbitales moleculares son enlazantes y cuales antienlazantes?

RPTA: Enlazantes: a y c; antienlazantes: b y d.

16) ¿Cuál de las siguientes combinaciones de los átomos A(a) y A(b) debe conducir al orbital molecular representado en la figura? ¿Es un orbital enlazante o antienlazante? ¿Qué combinación debe conducir al correspondiente orbital antienlazante?

RPTA: El c.

17) ¿Cuál es el orden de enlace del catión ? ¿Sería su energía de enlace mayor o menor que la del Cl2? ¿Es paramagnético?

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RPTA: (Rellenar el apropiado diagrama de orbitales moleculares). OE( ) = 1.5, OE(Cl2) = 1. La energía de enlace del será mayor que la del Cl2. El es paramagnético mientras que el Cl2 es diamagnético.

18) Escribe las configuraciones electrónicas moleculares para las especies , , O2 y .a) Diferencia las que sean diamagnéticas de las que sean paramagnéticas.b) Ordénalas de mayor a menor distancia de enlace.c) Ordénalas de menor a mayor energía de enlace.RPTA:

19) ¿Cuál de los siguientes procesos endotérmicos debe tener mayor entalpía?a) (g) Oˉ(g) + O(g); b) O2(g) O(g) + O(g); c) (g) O+(g) + O(g)RPTA: El c) ya que la mayor energía de enlace corresponde al (ver 3.21).

20) ¿Podrían existir las siguientes moléculas (aplica la teoría que consideres más adecuada)? a) , b) C2, c) Ne2, d) F2, e) .RPTA: Aplicamos la teoría de orbitales moleculares (rellena el diagrama apropiado). a) OE = 1, si; b) OE = 2, si; c) OE = 0, no; d) OE = 1, si; e) OE = 1.5, si.

21) ¿Cuál de las siguientes especies debe tener el enlace más largo?a) CN+, b) CN, c) CNˉ.RPTA: Aplicamos la TOM (rellena el diagrama apropiado). a) OE = 2; b) OE = 2.5; c) OE = 3. El CN+ tiene el menor OE, por lo que tendrá la mayor longitud de enlace.

22) ¿Cuáles de las siguientes moléculas son paramagnéticas? (aplica la teoría que consideres más adecuada): a) CO, b) Cl2, c) NO, d) N2, e) O2.RPTA: Aplicamos la teoría de orbitales moleculares (rellena el diagrama apropiado). a) diamagnética, b) diamagnética, c) paramagnética, d) diamagnética, e) paramagnética.

23) La figura siguiente representa el diagrama de interacción para el HF. Contesta las siguientes preguntas empleando sólo la información dada por el diagrama.a) ¿Por qué los orbitales del flúor están más bajos que los del hidrógeno? ¿Cuál de los dos átomos es más electronegativo?b) ¿Por qué son no enlazantes los orbitales moleculares procedentes de los orbitales atómicos 2px y 2py del flúor?c) ¿Por qué el orbital 2s del flúor no interacciona con el 1s del hidrógeno y, en cambio, si lo hace el 2pz?d) Coloca los electrones adecuados en el diagrama.e) ¿Cuál es el orden de enlace?f) ¿Cómo es la forma aproximada del orbital enlazante? ¿De qué orbitales atómicos procede?g) ¿Es el enlace H−F un enlace covalente puro?

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h) ¿Quien tendrá la carga parcial negativa?

RPTA:a) Que los orbitales de valencia del F tengan menor energía que los del H está relacionado con su mayor electronegatividad.b) Porque no solapan con el orbital s del hidrógeno (su simetría es , mientras que la del orbital s del H es ).c) En realidad sí interacciona, pero la interacción fundamental es la del orbital pz

pues su energía es más cercana a la del s(H).d) (2s)2(z)2( )4

e) OE = 1.f) Procede del orbital s del H y del pz del F. Hay más participación del segundo que del primero.g) No, el orbital enlazante está más centrado sobre el flúor que sobre el hidrógeno.h) De acuerdo a lo dicho, el F tendrá la carga parcial negativa.

OTROS EJERCICIOS

ENLACE QUIMICOEste tema es tratado para estudiantes, con conocimientos previos de la tabla periódica, simbología y ubicación de los elementos en grupos y familias; modelo atómico de Bohr, el cual es utilizado como punta de lanza del modelo mecano-cuántico, haciendo incidencia en las características de los átomos: electrones de valencia, niveles energéticos, carácter iónico, carácter metálico, y la probabilidad de formación de iones para entrar al entendimiento de los mecanismos que rigen la formación de enlaces hacia la constitución de la materia. Posterior a este tema se trata la nomenclatura de la materia en su diversidad de formas de presentación.En este tema se trata de diseñar una unidad didáctica que nos permita valorar el aporte hecho por los científicos y la importancia de la comprensión del enlace químico en la interpretación de la estructura atómica de las sustancias, procurando así un mejor aprovechamiento y utilidad de este conocimiento en el contexto de la ciencia, la tecnología y la sociedad.Al estudiar el modelo cuántico conocimos que existen condiciones que favorecen el desprendimiento de electrones del átomo y al cotejar esta información con el ordenamiento de los elementos de la tabla periódica reconocimos que existen

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grupos de elementos que pueden lograr esto con mayor o menor facilidad. Estos conocimientos nos serán de gran utilidad para identificar que las condiciones, bajo las cuales se dan las uniones de los átomos, determinan el aspecto y las propiedades de las sustancias que se forman y que estas uniones también dependerán, en gran medida, de la naturaleza eléctrica de los elementos. Ciertamente, con el conocimiento del enlace químico llegaremos a entender la fundamentación de las fórmulas químicas, que nos conducirá al desarrollo del tema de las reacciones químicas que veremos posteriormente.

ACTIVIDAD 1. Investiga: La mayoría de las personas hoy día prefieren utilizar un dentífrico que contenga flúor, seguramente tú eres una de ellas. ¿Sabes por qué puede el flúor ayudar a prevenir las caries? Ante la escasez de agua en algunas partes del mundo, ¿por qué crees que no se fabrica agua en los laboratorios?COMENTARIO 1. La actividad persigue despertar curiosidad por el funcionamiento de estos fenómenos, que los llevará a la realización de investigaciones bibliográficas o de campo, por ejemplo, consultarán especialistas (químicos de algún laboratorio de aguas, odontólogos, etc.) Hay que mencionar que esta actividad es válida siempre que se asigne previamente al desarrollo del tema, como una actividad introductoria del tema, que de seguro captará la atención de los estudiantes y los colocará en mejor disposición para la asimilación de los conceptos.

La manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Por ejemplo, al respirar monóxido de carbono, las moléculas de CO se enlazan fuertemente a ciertas sustancias presentes en los glóbulos rojos de la sangre haciendo que estos queden como mineralizados, incapaces de transportar oxígeno, perdiendo así sus propiedades vitales. Entonces debemos preguntarnos: ¿Qué es el enlace químico?, ¿Cómo se da?, ¿Qué lo facilita?, ¿Qué lo impide?, ¿Qué determina que unos sean más fuertes que otros? Estas interrogantes son fundamentales en el estudio de la química, pues los cambios químicos, que pueden ser para bien o para mal, son esencialmente una alteración de los enlaces químicos.

2) ¿Qué mantiene unidos a los átomos?Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.A.2. Realiza un estudio predictivo de la cantidad de sustancias que teóricamente podrían formarse a partir de los elementos de la tabla periódica, recuerda que pueden unirse dos o más átomos iguales o distintos y pueden hacerlo de más de una forma. Presenten una definición propia de enlace químico.C.2. Con estas actividades los alumnos y alumnas en primera instancia, verificarán que en teoría son muchos las sustancias que pueden formarse, cada una con características y funciones distintas, esto deberá llevarlos a una visión inicial de la importancia del tema, y en las definiciones que puedan elaborar reconoceremos esto.

A.3. Los iones Na+ y Clˉ libres no son abundantes en la naturaleza, sin embargo ¿por qué existe tanta sal (NaCl) en el mundo? Discute en tu grupo una posible respuesta coherente con lo ya establecido.C.3. Cuando los estudiantes realizan esta actividad, por lo general, coinciden en el concepto de enlace; que es precisamente lo que se busca, que comiencen a

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reconocer que esta capacidad de los átomos puede ser imprescindible para nuestras vidas.2. ¿Por qué queremos entender cómo se enlazan las partículas materiales unas con otras?Si comprendemos el mecanismo del enlace químico, este conocimiento puede llevarnos a controlar la formación o ruptura de estos enlaces, por consiguiente, la formación o deformación de sustancias, dependiendo siempre de lo que estemos necesitando.

A.4. Imagina que acabas de descubrir la forma de evitar que se enlacen el oxígeno y el hierro, que juntos formaban el indeseable óxido de hierro, causante de la perjudicial corrosión. Enumera 5 consecuencias ventajosas para la humanidad de tu descubrimiento.C.4. Esta actividad persigue que los estudiantes reflexionen sobre las ventajas que proporcionaría al desarrollo de la humanidad el poder incidir en la formación o ruptura de los enlaces químicos. De igual forma establecer que el manejo de este conocimiento por mentes sin escrúpulos puede causar grandes daños al mundo.

3. REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWISA inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.

A.5. En 1962, el químico canadiense N. Bartlett logró con relevante éxito, obtener el primer verdadero compuesto del Xenon. Investiga ¿cuál fue este compuesto?C.5. Fomentar el manejo de la bibliografía es muy importante cuando queremos formar investigadores con curiosidad científica, cuidando evitar las frustraciones que podrían resultar de no encontrar la información, por lo tanto es importante que esta se encuentre en los textos recomendados.Una de las claves de la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte. Los gases nobles han sido utilizados cuando se ha hecho necesario tener una sustancia inactiva. Los buzos normalmente usan una mezcla de nitrógeno y oxígeno a presión para respirar bajo el agua. Sin embargo, cuando esta mezcla de gases es usada en profundidades, donde la presión es muy alta, el gas nitrógeno es absorbido por la sangre, con la posible consecuencia de causar desorientación mental. Para evitar este problema, se puede sustituir por una mezcla de oxígeno y helio. El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el inactivo helio que se disuelve en la sangre no causa desorientación mental. El único inconveniente radica en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo de la vibración de las cuerdas vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al del pato Donald.A.6. Realiza la configuración electrónica de los gases nobles y señala que coincidencias hay entre éstas. ¿Qué conducta podemos esperar de estos átomos con relación a la formación de enlaces químicos?

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C.6. Con esta actividad lograremos diagnosticar la captación de los conceptos: estabilidad y neutralidad eléctrica asociados a la regla del octeto. Es importante que quede bien establecido cuál es el tipo de estructura (gas noble) que se relaciona directamente con estabilidad atómica.

A.7. Basados en la configuración electrónica del Na+, O2, Clˉ, Li+2, N+3, indica cuál de estas especies cumple con la regla del octeto.C.7. Muchas veces los estudiantes olvidan, por que lo han visto en un curso previo, que las especies iónicas no contienen las mismas cantidades de electrones en su capa de valencia, por lo tanto esta práctica nos servirá para diagnosticar los niveles del grupo en cuanto al concepto de ion y ligarlo inmediatamente con la regla del octeto, enfatizando que estas especies no se forman por casualidad sino por una conveniencia: mayor estabilidad.

3.1 ¿Cómo diseñar una estructura de Lewis?La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.3.2 Parámetros a considerar en una estructura de LewisEscribe el número total de electrones de valencia. Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones. Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.

A.8. Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro:ELEMENTO ELECTRONES DE VALENCIA ESTRUCTURA DE LEWISSODIO 1 Na*

MAGNESIO ALUMINIO SILICIO FÓSFORO AZUFRE ARGÓN CLORO LITIO CALCIO A.9. A partir de los datos del cuadro anterior. Explica ¿qué representa la estructura de Lewis?C.8. y C.9. Con estas actividades los alumnos y alumnas deberán llegar a la conclusión de que la estructura de Lewis no es más que la representación simbólica de los electrones de valencia del átomo, que son al final de cuentas los que participan en un enlace.

A.10. El modelo estructural de Lewis es muy importante a pesar de las excepciones existentes, ¿Por qué? ¿Qué importancia tienen los modelos en el estudio de las ciencias en la vida diaria? ¿Qué es un modelo? ¿Es importante para ti tener un modelo?

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C.10. Este tipo de interrogantes pretende que los alumnos que participan de un curso científico, liguen un concepto de ciencias a un concepto humanístico y no pierdan de vista la importancia de mantener una escala de valores sobre la base de principios. Pretende iniciar un pequeño debate que servirá para promover la participación activa del grupo.

4. CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS DE ACUERDO A SUS PROPIEDADESParece lógico suponer que las propiedades características de las sustancias aporten alguna información acerca de la forma en que están unidos los átomos que las forman.A.12. Cite algunas propiedades de las sustancias que puedan ser indicativas del tipo de unión existente entre sus partículas (fuerte o débil, existencia o no de partículas cargadas, etc).C.12. Con esta actividad se pretende dejar establecido que el tipo de unión existente entre átomos estará íntimamente relacionado con propiedades como punto de fusión, punto de ebullición, conducción de la corriente eléctrica y algunas otras que pudieran ser demostradas luego mediante una práctica de laboratorio.La materia que nos rodea se presenta en forma de sustancias con distinto aspecto y propiedades. El conocimiento de estas propiedades puede aportar alguna información acerca de las fuerzas que hacen unirse a las partículas en una sustancia. Así, por ejemplo, los puntos de fusión y ebullición de las diversas sustancias son indicativos de la mayor o menor fuerza de enlace entre las partículas (átomos, iones o moléculas) que constituyen el sólido o líquido. Por otra parte si una sustancia en determinadas condiciones conduce la corriente eléctrica, podría pensarse también en la existencia de partículas cargadas. Otras propiedades pueden ser la solubilidad, la facilidad de deformación o fragilidad de los sólidos, etc.La diversidad de propiedades existentes (densidad, temperaturas de fusión y ebullición, dureza, solubilidad en diferentes líquidos, conductividad,..) hace que resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o atípicas. No obstante, a pesar de ello ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en tres grandes grupos que evidencian la existencia de cuatro formas fundamentales de unión entre los átomos, es decir de cuatro tipos de enlace:

En primer lugar nos encontramos con sustancias como el NaCl, KI, MgCl2, etc, que son compuestos de aspecto cristalino, frágiles y con elevados puntos de fusión y ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y no lo son en disolventes del tipo del benceno. No son conductores de la corriente en estado sólido, pero sí cuando se presentan fundidos o en disolución. La existencia de este tipo de sustancias, entre las que hemos citado como ejemplos típicos a las sales, está ligada a una forma de enlace que, por razones que luego veremos, se denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustancias como compuestos iónicos.

En segundo lugar, nos encontramos con sustancias como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua, amoniaco, etc, muchas de las cuales se encuentran, a temperatura y presión ordinarias, en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad pues resisten, en general, temperaturas elevadas sin descomponerse. En cambio cuando se hallan en estado sólido o líquido tienen por lo general bajos puntos de fusión y de ebullición. Por otra parte, los sólidos de esta clase no se disuelven en disolventes del tipo del agua, haciéndolo en los del tipo del benceno y no conducen la corriente eléctrica en estado líquido ni tampoco lo hacen sus disoluciones. El comportamiento de estas sustancias hace suponer la existencia de fuertes uniones intramoleculares dada la estabilidad de

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dichas moléculas, y de débiles uniones intermoleculares, teniendo presente la facilidad con que se logra separar las moléculas. Es decir, se pone de manifiesto la existencia en este tipo de sustancias de dos formas de enlace asociadas, denominándose a la primera, enlace covalente y conociéndose las débiles interacciones intermoleculares como fuerzas de Van der Waals (profesor de la Universidad de Amsterdam, premio Nobel en 1910, que modificó la ecuación general de los gases teniendo en cuenta, entre otras cosas, que entre sus moléculas podían existir fuerzas de atracción). En algunos casos se presenta sólo una de estas formas de unión. Así, se ha conseguido solidificar a los gases nobles que en condiciones normales se presentan como gases formados por átomos sueltos, en esos sólidos sólo estarán presentes, pues, las débiles fuerzas de Van der Waals que aquí se ejercen entre partículas monoatómicas. Por otra parte el diamante, carbono puro, es un ejemplo de sustancia cuyos cristales constituyen verdaderas moléculas gigantes en las que todas las uniones entre átomos de carbono tienen las características del enlace covalente.

Por último, nos referiremos a los metales, cuya propiedad más típica es su carácter conductor del calor y la electricidad en estado sólido. Los metales constituyen más de las tres cuartas partes de los elementos del sistema periódico por lo que no es de extrañar que exista una gran variedad en propiedades tales como dureza, punto de fusión, etc. Muchos de ellos tienen un brillo característico y son fácilmente deformables, es decir, son dúctiles y maleables (se separan fácilmente en hilos y láminas). El tipo de enlace existente entre los átomos de un metal se denomina, por razones evidentes, enlace metálico.

A.13. A partir de la información anterior elabore un cuadro de doble entrada en el que queden reflejados los principales tipos de enlace y algunas de sus propiedades características.C.13. Al realizar esta actividad quedará resumida la información proporcionada al grupo, y al ser ello y ellas los que elaboren el cuadro garantizaremos una mayor manipulación de la información por lo tanto un mejor afianzamiento.

A.14. Proceda a la caracterización de las sustancias presentadas por el profesor y determine a cuál de los tres grandes grupos pertenece (iónicas, covalentes o metálicas).C.14. Con esta actividad se reafirmarán conceptos, características y propiedades de las sustancias según el tipo de enlace que presenten, siempre de acuerdo a las generalidades; se favorece también la elaboración de resúmenes e informes.

A. 15. En la tabla siguiente se han recogido las propiedades características de tres sustancias sólidas (X, Y, Z) a la temperatura y presión ordinarias. Señale cuál de ellas puede considerarse un compuesto iónico, cuál un metal y cuál un compuesto cuyas partículas están unidas por fuerzas intermoleculares.Propiedades de las sustancias sólidas a P y T estándar X Y Z Punto de fusión 808ºC 80ºC 1083ºC Solubilidad en agua Sí No No Solubilidad en benceno No Sí No Conductividad eléctrica en estado sólido No No Sí Conductividad eléctrica en disolución o fundida Sí No Sí Deformabilidad del sólido Frágil Frágil Sí

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C. 15. Es pertinente que al finalizar esta actividad se haga mención de algunas de las excepciones, por ejemplo: el carbono en sus dos formas cristalinas: diamante y grafito, presenta enlaces covalentes sin embargo, en ambas formas tiene punto de fusión por encima de 3500ºC; el mercurio es un metal que a temperatura ambiente se encuentra en estado líquido y el galio funde a 28ºC, aproximadamente.En resumen, pues, el estudio de las propiedades de las sustancias nos permite agruparlas en tres grandes tipos poniendo en evidencia la existencia de cuatro formas distintas de interacción entre partículas: enlace iónico, enlace covalente, fuerzas intermoleculares y enlace metálico.

A.16. Diseñe posibles experiencias (cualitativas) para caracterizar distintas sustancias atendiendo a las siguientes propiedades: a) solubilidad en agua pura o destilada y en benceno, b) conductividad en estado sólido y en disolución, c) puntos de fusión d) deformabilidad.C.16. Solicitar el diseño de posibles experiencias a los participantes de un curso es una forma efectiva de lograr aprendizajes significativos, pero esto deberá ir acompañado de la ejecución de esos diseños experimentales, por lo que se cuidará la propuesta de sustancias de fácil acceso y se enfatizará en los cuidados que deberán tenerse al trabajar con disolventes orgánicos.

5. TIPOS DE ENLACESabemos que la manera en que los átomos se enlazan, ejercen un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.

5.1. FORMACIÓN DE IONES Y DEL COMPUESTO IÓNICOA.17. Explique cuáles familias del sistema periódico formarán más fácilmente iones positivos, indicando su carga respectiva. Haga lo mismo para los iones negativos.C.17. Los elementos químicos situados a la izquierda del sistema periódico son los que menos electrones han de perder para adquirir estructura electrónica de gas noble. Recordemos que el número de la columna donde se encuentran coincide con el número de electrones de valencia. De esta forma los elementos de la primera columna, sólo han de perder un electrón para pasar a tener 8 en el último nivel (excepto el litio que pasaría a tener 2, como el gas noble helio). Análogamente sucedería con los de las columnas II y III que tendrían que perder 2 y 3 electrones respectivamente.En experiencias sencillas hemos podido ver que al disolver en agua cloruro de sodio sólido, la disolución resultante conduce la electricidad; esto indica que el cloruro de sodio está compuesto por iones Na+ y Clˉ. Así cuando el sodio y el cloro reaccionan para formar cloruro de sodio, los átomos de sodio transfieren electrones a los átomos de cloro para formar los iones Na+ y Clˉ que se agregan a continuación para formar cloruro de sodio sólido. Esta sustancia sólida resultante es dura; tiene punto

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de fusión de aproximadamente 800ºC. La gran fuerza de enlace en el cloruro de sodio se debe a las atracciones entre iones de carga opuesta que se encuentran muy cercanos entre sí. Este es un ejemplo de enlace iónico.

Un átomo de sodio dona un electrón a un átomo de cloro para formar los iones sodio y cloro.

Cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la formación de un compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no metal.

El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).

A.18. Presenta el diagrama, utilizando las estructuras de Lewis, para la formación del NaCl (cloruro de sodio) a partir del ión cloruro, Clˉ, y el ión sodio, Na+.

A. 19. El agua pura y la sal no conducen la electricidad, sin embargo cuando disolvemos sal en agua obtenemos una sustancia que resulta ser buena conductora de la electricidad; ¿Cuál supones que sea la causa de esto?C.18. y C. 19. Resulta conveniente mantener la práctica de diseños de estructuras de Lewis y la emisión de hipótesis, que cada vez deberán ser más coherentes con los modelos establecidos, nos permitirá diagnosticar a cada paso la asimilación correcta y, de igual forma, percibir errores conceptuales en los que estén incurriendo.Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.

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En la figura anterior se puede ver la estructura del cloruro de sodio. En la forma (A) se indican las posiciones (centros) de los iones. En la forma (B) se representan los iones como esferas empacadas. Los iones esféricos están empacados de manera que las atracciones iónicas se maximicen.

A.21. Los átomos de sodio son de mayor tamaño que los de cloro. Explique por qué esto no es así en la figuraC.21. Para mantener una conexión entre los temas (enlace, formación de iones, tamaño atómico), es recomendable aclarar el hecho de que el radio atómico aumenta cuando se forma un anión y disminuye cuando se forma un catión, lo que explica la diferencia de tamaños en el modelo. Valdría enfatizar en la diferencia entre radio atómico y radio iónico.

6. ELECTRONEGATIVIDADLinus Pauling definió la electronegatividad como La capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico. La electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta 4. Pauling asignó de manera arbitraria un valor de 4 al fluor que es el elemento con más capacidad para atraer electrones. En química los valores de electronegatividad de los elementos se determinan midiendo las polaridades de los enlaces entre diversos átomos. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que lo forman.

A.22. Con la ayuda de tu tabla periódica indica si la electronegatividad de los elementos de cada compuesto iónico es alta o baja. Ordena los compuestos iónicos según el incremento de polaridad del enlace.

Compuesto Metal No MetalNaClCaO LiF0

ORDENAMIENTO:C.22. Quedará establecido que las diferencias de electronegatividades entre átomos que forman un enlace, será mayor en compuestos iónicos, por lo tanto, la relación será que a mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos, mayor polaridad del enlace.

A.23. Discute en tu grupo: ¿Qué relación hay entre la electronegatividad de un elemento y su tendencia a ceder electrones? C.23. En este punto podemos aprovechar la oportunidad para ligar conceptos, por ejemplo, quedará establecido que los elementos que están a la izquierda de la tabla

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periódica presentan baja electronegatividad y tendencia a formar cationes o sea ceder electrones y los que están a la derecha tendrán alta electronegatividad y tendencia contraria, de esta forma estaremos enfatizando en el conocimiento de la tabla periódica.

A.24. El enlace iónico, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un experimento que te permita identificar esas propiedades.C.24. A modo de recapitulación y contextualización de este apartado, por todo lo discutido hasta el momento evaluaremos la capacidad de los participantes de diseñar una práctica que les permita reconocer un compuesto con enlaces iónicos, con esto se facilita los aprendizajes de las características de este tipo de enlace de forma constructivista.

7. EL ENLACE COVALENTEEl modelo de enlace entre iones no se puede utilizar para explicar la unión entre cualquier pareja de átomos. Si dos átomos son iguales, no existe ninguna razón que justifique que uno de estos átomos se transforme en ión. Para justificar estas situaciones se utiliza otro modelo de enlace. Cuando los átomos que forman un enlace comparten sus electrones con la finalidad de cumplir con la regla de los ocho, se forma un enlace. El tipo de enlace que se observa en la molécula de hidrógeno y en otras moléculas en que los electrones son compartidos por los dos núcleos se llama enlace covalente. En la molécula de H2 los electrones residen principalmente en el espacio entre los núcleos en donde son atraídos de manera simultánea por ambos protones. El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la formación de la molécula de H2 a partir de dos átomos de hidrógeno separados. La formación de un enlace entre los átomos de hidrógeno implica que la molécula H 2 es más estable por determinada cantidad de energía, que dos átomos separados (energía de enlace).

A.25. El cloro existe en la naturaleza como molécula diatómica (Cl2). ¿Cómo esperarías que cada átomo de cloro adquiera configuración electrónica estable? Dibuja la estructura de Lewis para la molécula de Cl2.C.25. Este caso se aclarará considerando también lo que ocurre al acercarse dos átomos de cloro:

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Cuando dos átomos idénticos se acercan los dos electrones son atraídos de manera simultánea por ambos núcleos. Así se forma el enlace.

7.1. OTROS TIPOS DE ENLACES COVALENTES ENTRE LOS ÁTOMOSHasta el momento se han considerado dos tipos de enlace extremos. En el enlace iónico, los átomos que participan son tan distintos que ganan o pierden uno o más electrones para formar iones con carga opuesta. El enlace se debe a las atracciones entre los iones. En el enlace covalente dos átomos idénticos comparten electrones de manera igual. La formación del enlace se debe a la atracción mutua de los dos núcleos hacia los electrones compartidos. Entre estos extremos se encuentran casos intermedios en los cuales los átomos no son tan distintos que ganen o pierdan electrones en su totalidad, pero son bastante distintos para que haya un compartimiento desigual de electrones y se forme lo que se conoce como enlace covalente polar. La molécula de fluoruro de hidrógeno (HF) contiene este tipo de enlace en el cual existe la siguiente distribución de carga:

En donde indica una carga parcial o fraccionaria.

A.26. Explica la polaridad de los enlaces en la molécula de agua, H2O y en la de HClC.26. La explicación más lógica para el desarrollo de la polaridad del enlace (la carga parcial positiva y negativa sobre los átomos en moléculas como HCl) es que los electrones de los enlaces no se comparten de igual manera. Por ejemplo la polaridad de la molécula HCl se explica suponiendo que el átomo de cloro tiene una atracción más fuerte que al átomo de hidrógeno hacia los electrones que se comparten. a) Distribución de la carga en la molécula de agua b) distribución de la carga en la molécula de cloruro de hidrógeno

Como la polaridad del enlace tiene implicaciones químicas importantes es conveniente asignar un número para indicar la capacidad del átomo para atraer a los electrones compartidos, o bien señalarlo con una flecha cuya punta esté dirigida hacia el centro de carga negativa.

A.27. Discute en tu grupo qué diferencia hay entre enlace iónico y enlace covalente. ¿Qué diferencias presentan estos tipos de enlace respecto a la electronegatividad y la polaridad?C.27. Como una actividad de recapitulación, es conveniente que los estudiantes realicen la comparación entre estos tipos de enlaces y determinen las relaciones de cada uno con los conceptos de electronegatividad y polaridad.

7.2. ENLACE COVALENTE MÚLTIPLE

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A.28. El hidrógeno, oxígeno y nitrógeno existen en su estado libre como moléculas diatómicas. Escribe la estructura de Lewis para cada molécula e identifica el tipo de enlace formado en cada caso y la cantidad de electrones compartidos.C.28.Hasta ahora hemos analizado la formación de enlaces sencillos, es decir aquellos en que se comparten un solo par de electrones entre los átomos, como en el hidrógeno. Alguno elementos del sistema periódico tienen la particularidad de poder establecer uniones covalentes en las que se comparten varios electrones formándose enlaces covalentes múltiples. Este es el caso, por ejemplo, de las moléculas de oxígeno y nitrógeno. En efecto, el oxígeno es un elemento que se encuentra en la sexta columna del sistema periódico por lo que tiene seis electrones de valencia y le faltan dos para completar el octeto.

La formación de la molécula de O2, se puede explicar así por la compartición de dos electrones de valencia aportados por cada átomo formándose un enlace covalente doble entre los átomos de oxígeno

A.29. Dibuja una posible estructura de Lewis para el dióxido de carbono (CO2).C.29. Lo inicial será encontrar la forma de ordenar los 16 electrones disponibles (4 del carbono y 6 de cada oxígeno) de manera que cada átomo tenga un octeto. Esto conducirá al estudiante a tres posibles estructuras que satisfacen la condición:

7.3. ¿Cómo se forma un enlace covalente coordinado?Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor.

El donador será siempre el elemento menos electronegativo, tal como se muestra en el ejemplo entre el oxígeno y el azufre, que puede dar lugar a las moléculas correspondientes a distintos óxidos de azufre. Este enlace una vez formado no se diferencia para nada del enlace covalente normal. Sin embargo debido a cómo se origina se le puede denominar enlace covalente dativo o coordinado. Conviene tener en cuenta que no siempre las moléculas que teóricamente se podrían formar utilizando este tipo de enlace, existen en la realidad, ya que en ello intervienen también otros factores que aquí no hemos tenido en cuenta, como por ejemplo, el tamaño de los átomos que van a enlazarse y la propia geometría o forma de las moléculas.

A.30. A partir de la utilización del enlace covalente coordinado justifica las fórmulas de los siguientes compuestos: N2O5; y Cl2O3.C.30. En el enlace covalente coordinado el átomo que aporta electrones adquiere carga ligeramente positiva, mientras que el que recibe adquiere carga ligeramente

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negativa. El enlace químico se debe en gran medida a la diferencia de electronegatividad de los elementos que forman enlace.

7.4. CONDUCTIVIDAD DEL ENLACE COVALENTELa falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los electrones de enlace están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. La misma explicación se puede dar para las disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga neta moviéndose en la disolución. Dada la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, es de esperar un elevado punto de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio como sucede en el diamante; no obstante, cuando el número de enlaces es limitado como sucede en la mayor parte de las sustancias (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.) con enlaces covalentes, al quedar saturados los átomos enlazados en la molécula, la interacción entre moléculas que se tratará más adelante, será débil, lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentren en estado gaseoso a temperatura y presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos.

A.31. El enlace covalente, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un experimento que te permita identificar esas propiedades.

A.32. A partir del modelo establecido para el enlace covalente, justifica las propiedades más características de estos compuestos.C.31. y C.32. El modelo de enlace covalente que hemos construido es una simplificación que no permite responder a ciertas preguntas como, por ejemplo, la forma que tienen muchas moléculas (por qué en el diamante los átomos de carbono se unen formando tetraedros, por qué la molécula de agua no es lineal, etc.). El estudio de estas cuestiones se realizará en cursos posteriores de química.

8. ENLACE METÁLICOPor último estudiaremos el enlace metálico, su importancia la podemos ver en el hecho de que las 3/4 partes de elementos del sistema periódico son metales. El papel que estas sustancias han tenido en el desarrollo de la humanidad es tan importante que incluso se distingue entre la edad de piedra, la edad del bronce y la del hierro. De los 90 elementos que se presentan en la naturaleza algunos metales como el sodio y el magnesio, pueden extraerse de los océanos donde se encuentran disueltos. Los demás metales se suelen obtener a partir de depósitos minerales que se hallan encima o debajo de la superficie terrestre. Algunos metales son tan poco reactivos que es posible encontrarlos directamente en forma elemental, este es el caso del oro, la plata y el platino. Otros se encuentran formando parte de distintos compuestos químicos. En general presentan propiedades muy peculiares que los han diferenciado desde hace siglos de las restantes sustancias, tales como: ser excelentes conductores del calor y la electricidad en estado sólido, ser fácilmente deformables (lo que permite trabajarlos y fabricar con ellos objetos de distintas formas). Por otra parte suelen presentarse como sólidos de dureza variable, con muy diversos puntos de fusión y ebullición (el galio, por ejemplo, funde a 2978ºC mientras que otro metal, el tantalio, lo hace a casi 3000ºC).A. 33. ¿Qué implicaciones tuvo para la humanidad el descubrimiento de metales como el cobre y el hierro y la puesta a punto de técnicas adecuadas para extraerlos y trabajarlos?

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C.33. Con este tipo de actividades propiciamos la contextualización del tema, el estudiante se ve obligado a meditar sobre las implicaciones que ha tenido este estudio en el transcurso de la historia de la humanidad. En primer lugar podemos referirnos a la sustitución de herramientas y armas de piedra por otras de cobre. 3000 años antes de nuestra era, los sumerios sabían obtener cobre y alearlo con estaño para fabricar bronce. Posteriormente, cuando se dispuso de la tecnología adecuada, el bronce fue sustituido en muchos casos por el hierro. Las flechas y lanzas con puntas de hierro, supusieron una mejora en el rendimiento de la caza. También la invención del arado de hierro (unos 1000 años antes de nuestra era), cambió de forma espectacular la agricultura. Así mismo, las llantas metálicas colocadas en las ruedas de los carromatos o las simples herraduras de los caballos, dieron lugar a mejoras importantes en los primeros medios de transporte terrestre. Herramientas de hierro como martillos, clavos, sierras, etc., contribuyeron también de forma decisiva a la construcción de viviendas. La capacidad de los metales en general para ser moldeados en diferentes formas, permitió la elaboración de diversos recipientes de gran utilidad en la alimentación: ollas, platos, cucharas, cacerolas, etc., o la construcción de elementos de protección como las armaduras, escudos, cascos, mallas, etc. El descubrimiento de que el hierro podía mejorar muchas de sus propiedades al añadirle una cierta cantidad de carbón vegetal (acero), fue también un hito importante en la utilización de los metales.A partir del siglo XVIII el desarrollo de la máquina de vapor y de los motores de explosión, suponen un enorme desarrollo de la industria siderúrgica, al tener que fabricar vías de ferrocarril, puentes, trenes, automóviles, barcos, monumentos, etc. Otra propiedad general de los metales, como es su capacidad para conducir la corriente en estado sólido, permitió más tarde transportar energía eléctrica de unos lugares a otros utilizando largos cables de cobre. Sin ello no hubiera sido posible la electrificación de ciudades y pueblos. Otros metales muy importantes son los llamados metales preciosos como la plata y el oro, usados desde la antigüedad en la fabricación de joyas y de monedas.Tampoco podemos olvidar la utilización cada vez mayor de ciertos metales que tienen propiedades muy específicas, como los ejemplos que, en orden aleatorio, se citan a continuación: El aluminio en la construcción de diversos vehículos y en la industria de la construcción en general, por su baja densidad y resistencia a la corrosión. El calcio es un metal que forma parte de los huesos y dientes. La luz emitida por algunos metales, como el sodio y el mercurio, en estado de vapor e incandescentes se utiliza en iluminación de casa y ciudades. Metales como el cinc, el cadmio y el mercurio, se utilizan en la fabricación de pilas eléctricas. Uno de los usos del plomo, es como barrera frente a radiaciones (así las personas que trabajan con aparatos de rayos X se protegen con delantales y guantes de plomo), etc.Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia. Además dichos electrones tienen mucha facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran (nivel más externo) lo cual podemos interpretar (en una primera aproximación) como una consecuencia de que éste se encuentre tan vacío.Si tomamos como ejemplo el átomo de sodio, podemos plantearnos el problema de cómo explicar la existencia de un cristal de sodio metálico. Si intentamos aplicar el concepto de enlace covalente desarrollado en el punto anterior, nos encontramos con una dificultad: cada átomo de sodio, en su nivel de energía más externo, sólo tiene un electrón por lo que le faltarían 7 más para completar su octeto.A.34. Utilice las ideas expuestas sobre los electrones de valencia de los metales para tratar de justificar las uniones entre átomos metálicos de sodio.

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C.34. En principio podemos pensar en la compartición de 8 electrones aportados por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran movilidad formarían una especie de nube electrónica común a 8 cationes Na+ y esto se extendería en las tres direcciones del espacio con todos los restantes átomos del metal. La idea anterior se puede aplicar a cualquier metal que podría entenderse así como una red de iones positivos vibrando en torno a una posición de equilibrio, en cuyo interior habría una nube colectiva de electrones de valencia con gran libertad de movimientos, la cual actuaría como elemento de unión entre los iones positivos. Esta es precisamente una de las características fundamentales del enlace metálico: la deslocalización de los electrones de valencia.

A.35. Justifique de acuerdo con el modelo propuesto algunas de las propiedades de los metales.C.35. La conductividad eléctrica de los metales puede explicarse debido a la gran movilidad de los electrones de valencia. El hecho de que un cable metálico se caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según el modelo propuesto, a las interacciones entre los iones positivos de la red (en continua vibración) y los electrones que constituyen la corriente, lo cual hace que cuando se disminuye mucho la temperatura de un metal y los iones positivos de la red reducen la amplitud de sus vibraciones, la resistencia al paso de la corriente (desplazamiento de los electrones de valencia de un punto a otro) pueda disminuir de forma muy significativa.Existen muchos metales para los que la resistencia al paso de la corriente es prácticamente nula por debajo de una temperatura determinada (temperatura crítica). Este fenómeno se llama superconductividad y fue descubierto en 1911 por el físico holandés H. Kamerling Onnes. Así, por ejemplo, la temperatura crítica del mercurio es de 268.8ºC. De hecho se han observado corrientes eléctricas en anillos metálicos superconductores que se han mantenido durante años sin pérdidas aparentes. Naturalmente es preciso gastar energía en mantener el anillo a la temperatura adecuada. En la actualidad se está investigando intensamente en la obtención de materiales que presenten superconductividad a temperaturas más altas. Una de las líneas de investigación es trabajar con unos nuevos materiales que tienen óxido de cobre en su composición (cupratos). De momento el récord se obtuvo en 1993 con una temperatura crítica de 138ºC.Si se consiguiera fabricar materiales que presentaran el fenómeno de la superconductividad a temperatura ambiente ocurriría una verdadera revolución ya que se podría transportar la corriente eléctrica sin sufrir apenas ninguna pérdida de energía, las máquinas eléctricas trabajarían más rápido y sin calentarse con un consumo de energía mucho menor (casi el 15% de la factura de electricidad proviene de pérdidas debidas a la resistencia eléctrica), la contaminación atmosférica disminuiría, se podrían crear campos magnéticos muy potentes.

A.36. Discute en tu grupo: ¿Por qué un trozo de sal común es frágil y se puede romper fácilmente cuando se le somete a una fuerza y no ocurre lo mismo con un trozo de metal que se deforma antes de romperse?C.36. El modelo establecido para explicar el enlace metálico también es coherente con otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal (como ocurre en los sólidos iónicos) ya que la deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se pueden diferenciar de forma simple estos fenómenos:

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(Comparación entre el comportamiento de un sólido metálico y otro iónico cuando se someten a una fuerza)Análogamente el hecho de que los metales sean mucho mejores conductores del calor que materiales como la madera o el corcho blanco, se puede explicar también por la facilidad con que en los primeros se pueden mover los electrones de valencia y pueden vibrar los restos atómicos positivos. Todos hemos notado alguna vez lo bien que un metal transmite el calor cuando, por ejemplo, tocamos un objeto metálico que ha estado expuesto un tiempo al sol. La sensación es muy distinta que si tocamos un objeto de madera (igualmente expuesto) el cual nos parece que está a menor temperatura porque transmite mucho peor el calor a nuestra piel. Es por eso que los metales son muy malos aislantes térmicos.

A.37. Justifica, razonadamente, ¿por qué se ha prohibido el uso de pinturas, crayones y otros materiales que contengan plomo en sus estructuras?C.37. Con esta actividad tratamos de que la información suministrada a los estudiantes no parezca que es solo para aprobar un tema, sino que le ayuda a comprender mejor su entorno, en este caso será inducido a razonar sobre las característica de este metal y sus enlaces y llegarán a la conclusión de que por la facilidad que tienen estos átomos enlazados para desplazarse sin romper el cristal garantiza su permanencia en los organismos humanos, como en efecto sucede, el plomo se acumula en la sangre produciendo muerte por envenenamiento con plomo.

9. FUERZAS INTERMOLECULARESLos átomos al unirse mediante enlaces covalentes pueden formar moléculas. Así, por ejemplo, sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene agua y que cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos mediante enlaces covalentes. Sin embargo el agua es una sustancia que además de encontrarse en estado gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el que las moléculas de agua se unen entre sí, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre ellas el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. El mismo tipo de razonamientos podría hacerse para el caso de otras sustancias covalentes como por ejemplo, el I2, que en condiciones ordinarias se encuentra en estado sólido. Por otra parte, sabemos que muchas sustancias covalentes que a temperatura y presión ambientales se hallan es estado gaseoso, cuando se baja la temperatura lo suficiente pueden licuarse o solidificarse. De esta forma se puede obtener, por ejemplo, dióxido de azufre sólido enfriando SO2 a una temperatura inferior a −76ºC. ¿Cómo se unen entonces las moléculas? A continuación abordaremos este problema.Como ya hemos señalado, las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas

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de London). A continuación realizaremos un estudio elemental de cada uno de dichos grupos.

9.1. ATRACCIÓN ENTRE DIPOLO Y DIPOLOExisten gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en la molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI). Anteriormente ya hemos representado algunas de estas moléculas.

A.38. Tanto el gas noble criptón (Kr) como el bromuro de hidrógeno (HBr) son dos sustancias que en condiciones ordinarias se encuentran en estado gaseoso. Ambos gases están formados por moléculas con el mismo número de electrones y que son, aproximadamente, de la misma masa. Sin embargo, el HBr en estado líquido hierve a 85ºC más alta que el criptón. ¿A qué puede deberse este hecho?C.38. Si reflexionamos sobre lo que se demanda en la actividad anterior nos podemos dar cuenta que las moléculas de HBr consisten en un átomo de hidrógeno enlazado con otro más electronegativo que él. Ello hace que los electrones del enlace covalente pasen más tiempo cerca del átomo de bromo que del hidrógeno (aunque sin dejar de pertenecer a ambos). Como resultado, se produce una zona con mayor densidad de carga negativa en el átomo de bromo y otra zona con un defecto de carga negativa en el átomo de hidrógeno, formándose así un dipolo permanente. Entre los polos de distinto signo se establecerán fuerzas eléctricas atractivas. Este fenómeno no ocurre en el Kr, que está formado por moléculas monoatómicas en las que no existe ningún dipolo permanente. Esta diferencia sería la responsable de que el HBr hierva a una temperatura sensiblemente mayor que el Kr.

9.2. ENLACE DE HIDRÓGENOAnteriormente hemos estudiado el enlace covalente polar en el que hemos visto que en la molécula se forman dos zonas claramente diferenciadas, una con un exceso de carga negativa (la correspondiente al átomo más electronegativo) y otra con un defecto de carga negativa (la correspondiente al átomo menos electronegativo). Un caso de polaridad especialmente interesante es el que corresponde a moléculas tales como por ejemplo H2O, HF o NH3 en las que los átomos de hidrógeno se hallan unidos a otros átomos mucho más electronegativos. A.39. Proponga una posible explicación que explique cómo es posible que se unan las moléculas de agua entre sí para formar agua líquida o sólida.C.39. En el agua el átomo de hidrógeno está unido con el de un elemento bastante más electronegativo como es el oxígeno. Dada la pequeñez del átomo de hidrógeno (es el átomo más pequeño) y la ausencia de electrones que protejan su núcleo (el átomo de hidrógeno tiene sólo un electrón), la molécula será muy polar, lo cual implica la posibilidad de que se unan unas con otras mediante fuerzas de tipo eléctrico entre polos de distinto signo tal y como se indica esquemáticamente a continuación:

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El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor.

A.40. El punto de ebullición del agua líquida (a 1 atm) es de 100ºC mientras que el amoniaco líquido hierve a 60.1ºC. ¿A qué puede deberse esta diferencia?C.40. Tanto el átomo de azufre como el de oxígeno son más electronegativos que el átomo de hidrógeno. Sin embargo, el átomo de oxígeno es más electronegativo que el de nitrógeno (sólo el átomo de flúor supera al de oxígeno en electronegatividad). Así pues, en el caso del agua el par de electrones de enlace estará muy atraído por el oxígeno (más que en el caso del NH3), con lo que el átomo de hidrógeno quedará casi desnudo de carga negativa constituyendo un polo positivo muy intenso de forma que la atracción con el oxígeno de una molécula de agua vecina será muy intensa (más que en el caso del amoniaco).

A.41. En el agua en estado sólido (hielo) existe un gran número de enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua. Ello hace que el hielo presente una estructura muy abierta (a). Sin embargo, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la forma líquida algunos de esos enlaces se rompen (aunque se conservan todavía bastantes) y por eso el agua líquida (b) es más compacta (más densa) que el hielo.

¿Qué importancia tiene este hecho para la vida en los lagos y en el relieve de las altas montañas?

9.3. FUERZAS DE LONDON

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A.42. El enlace entre moléculas polares se puede comprender con bastante facilidad (fuerzas de atracción eléctrica entre dipolos), pero ¿qué tipo de fuerzas puede mantener unidas a moléculas que no son polares, como, por ejemplo ocurre en el caso del helio sólido?C.42. En este caso hemos de pensar en la formación de dipolos transitorios inducidos. Para mayor simplicidad, supongamos que una molécula monoatómica de helio se acerca bastante a otra. En ese caso, debido al movimiento de los electrones, aunque la molécula sea neutra, se pueden producir en momentos determinados zonas de la molécula con mayor densidad de electrones que otras, es decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica. De acuerdo con esta idea, podemos pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que los electrones se encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con el mismo (a). En todas las demás posiciones los átomos de helio presentarán una cierta polaridad debido a que el centro de la carga negativa no coincidirá con el de la positiva (b).

Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro lo suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se produzcan uniones intermoleculares (c). Esto se puede conseguirse bajando mucho la temperatura con lo que el movimiento es más lento. Una molécula polarizada puede incluso polarizar a otra vecina a ella que no lo esté (inducir un dipolo). Este tipo de fuerzas entre moléculas se denominan específicamente fuerzas de London. En la mayoría de los casos se trata de fuerzas muy débiles, aunque van aumentando con el tamaño molecular porque los átomos grandes al tener más electrones se pueden deformar con mayor facilidad. Así, el yodo a temperatura ambiente se puede presentar en forma de cristales de color violeta formados por la unión por fuerzas de London de moléculas de I2.

10. RECAPITULACIÓNConociendo, de manera general, cuáles son los tipos de uniones más frecuentes que se dan entre los átomos, los mecanismos que rigen estos procesos y sabiendo de la existencia de excepciones y por supuesto del trabajo y dedicación que costó a los hombres y mujeres de ciencia alcanzar estas conclusiones, que dicho sea de paso, pueden no ser definitivas, damos por terminada esta unidad. Más adelante centraremos nuestra atención en conocer cómo se ha logrado unificar criterios para dar nombre a los compuestos que se derivan de las diferentes uniones atómicas.A.43. Presenta un cuadro comparativo con el resultado de la investigación de las propiedades características que tienen algunos compuestos según el tipo de enlace que presentan en su estructuración.A.44. Elabora un mapa de conceptos que muestre con claridad las relaciones existentes entre el concepto, tipos, características y aplicaciones del enlace químico.A.45.: Realiza una evaluación grupal sobre la importancia del tema y el papel de los participantes y el facilitador en el desarrollo del mismo.C.43., C.44. y C.45. Con las actividades de recapitulación el estudiante acentúa los conceptos, sus interrelaciones y la elaboración y presentación de informes mediante instrumentos adecuados; con la última actividad favoreceremos la auto y la

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coevaluación que nos servirán de base para realizar los correctivos necesarios que nos ayuden a llevar el tema a una mayor contextualización en la sociedad.

ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURA DE LA MATERIA.

1) Determinar el número de orbitales que hay en el cuarto nivel de energía del átomo de hidrógeno. ¿Cuál es su energía relativa? ¿Cuántos nodos radiales y angulares hay en 4fz(x2-y2). Dibuja la función de distribución radial y el orbital 4dx2-y2.

2) ¿Qué ion divalente tiene 6 electrones en el orbital 3d? ¿Y cuál tiene 3 electrones en el 4d? Determinar la configuración electrónica de: Sc, I, Fe+3, Bi, Pt+2. Determinar también el término de energía más baja.

3) Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) El 2o potencial de ionización del carbono es aproximadamente igual al primero del boro.b) Según Slater en el átomo de cobre, un electrón en el orbital 3d es más fácil de eliminar que un electrón en el 4s.c) El ángulo Cl-S-Cl en SOCl2 es mayor que el ángulo F-S-S en SOF2.

4) Dadas las electronegatividades para x(O2) = 3.4; x(F) = 4.1; x (Cl) = 2.8.a) Calcular la contribución esperada a la energía de enlace debido a las diferencias de electronegatividad en los iones OF (mononegativo) y OCl (mononegativo).b) Usando los datos de la tabla y los cálculos realizados estimar las estabilidades relativas de las especies OF (mononegativa) y OCl (mononegativa).E (O-O) = 142 kJ/mol E (F-F) = 155 kJ/mol E (Cl-Cl) = 240 kJ/molc) Sobre la teoría de orbitales moleculares, ¿crees que las especies iónicas OF (mononegativa) y OCl (mononegativa) serán más estables que las moléculas neutras OF y OCl?

5) En el ion S2CN(CH3)2, los átomos están distribuidos de la siguiente forma: S CH3 \ / C−N / \ S CH3 a) Dar las estructuras resonantes más probables incluyendo las cargas formales cuando existan.b) Determinar el orden de enlace de S−C; C−Nc) Predecir la geometría de las moléculas siguientes: BF2Cl, ClOF+2 (el cloro se encuentra en el centro), S2O3 (binegativa) y NO2. ¿Qué hibridación es más adecuada para el átomo central?

6) Estima un valor de entalpía de formación del CuF.Datos: PI (Cu) = 745.3 kJ/mol AH(sub Cu) = 338 kJ/mol D(F2) = 159 kJ/mol AE(F) = 328 kJ/mol r(Cu monopositivo) = 0.74 A r(F) = 1.19 A

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a) Determinar la energía reticular utilizando la ecuación de Born y Landé sabiendo que el CuF adopta una estructura tipo blenda (cuya constante de Madelung es 1´63). ¿Cuál sería el valor de la energía de red utilizando la ecuación de Kaputinski?.b) La estructura que adopta el CuF ¿es la previsible de acuerdo con la relación de radios? Da alguna razón por la que crees q adopta esa estructura.

7a) El oro tiene una estructura cúbica centrada en las caras. La longitud de la arista de cada celdilla es 4.070 A. ¿Cuál es el radio de un átomo? ¿Cuál es la densidad del oro en g/cm3? El peso atómico del oro es de 196.97.b) Dibuja la red de la fluorita y determina el Nº de unidades fórmula en la celdilla unidad.

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