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UNIDAD DIDÁCTICA 3: EL ENLACE QUÍMICO (3ª PARTE)

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 3 - EL ENLACE QUÍMICO

PARTE 3: EL ENLACE METÁLICO.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN SU TIPO DE ENLACE

19.- ENLACE METÁLICO. REDES METÁLICAS.

ESTUDIA / APRENDE

En qué consiste el enlace metálico: qué es una red metálica.

Qué indica la fórmula de un metal.

Cómo explica la formación de un metal el modelo de la nube de electrones

Cómo explica la formación de un metal la teoría de bandas.

A qué llamamos banda de valencia y banda de conducción.

Cuáles son las diferencias entre metales, semiconductores y aislantes.

Qué son las aleaciones.

El enlace metálico se produce cuando se combinan entre sí los átomos de un metal.

Esta unión entre átomos metálicos para formar una sustancia donde todos los átomos tengan carácter metálico, no puede realizarse ni por el enlace iónico ni por el covalente, ya que todos los átomos metálicos tienen tendencia a ceder electrones y formar iones con carga positiva o cationes.

La fórmula de un metal es el mismo símbolo que representa al elemento químico y siempre que la veamos escrita, si nos estamos refiriendo a la sustancia metálica, sabemos que se trata de un número enorme de átomos metálicos del mismo elemento unidos entre sí por enlaces metálicos (red metálica).

Se observa que los metales en general son sólidos, de gran pureza, de alto punto de fusión y de ebullición y de alta densidad, lo que significa que las uniones entre sus átomos tienen que ser muy fuertes. De hecho los métales en condiciones ambientales de presión y temperatura forman redes cristalinas compactas muy estables con elevado índice de coordinación, de ahí el que suelan tener esas altas densidades.

Los modelos o teorías del ENLACE METÁLICO tienen que explicar, por tanto, la formación de estos cristales o redes metálicas con las propiedades antes enunciadas, además de que todos tengan un brillo característico, que sean opacos y también el que sean dúctiles (se pueden estirar en hilos) y maleables (se puede hacer con ellos láminas de espesor fino).

Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico: El modelo de la nube de electrones y la teoría de bandas.

Modelo de la nube de electrones

Según este modelo los átomos metálicos pierden los electrones más externos o electrones de valencia para conseguir una configuración electrónica estable con lo que se convierten en cationes. Estos cationes ocupan posiciones fijas que hacen que se forme una red de iones positivos o red metálica. Para que los cationes permanezcan en estas posiciones fijas y no haya repulsión entre ellos, los electrones de valencia perdidos ocupan los huecos que existen entre los iones aunque fuera de ellos y con libertad de movimiento a modo de un "gas o nube electrónica" dentro del metal, de tal forma que al ser cargas negativas atraen a los iones positivos, o sea los electrones hacen de "pegamento" de los cationes. Las fuerzas de atracción entre las partículas que forman los metales son también electrostáticas.



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Es importante fijarnos en el hecho de que los electrones tienen libertad de movimiento por toda la red metálica, aunque siempre se encuentran perfectamente repartidos por ella. La explicación al hecho de que todos los metales sean sólidos (con las únicas excepciones del mercurio, el galio, el cesio y el francio) está en la formación de la red metálica, con lo que todas las partículas (cationes) ocupan posiciones fijas.

Este modelo explica de forma cualitativa, las propiedades observadas en los metales, como la relativa facilidad de los electrones para desplazarse por la estructura metálica, lo que produce las elevadas conductividades eléctricas halladas o la facilidad con que los metales pueden ser moldeados, pues al aplicar una fuerza, se produce un desplazamiento de las capas iónicas en las estructuras que no produce una variación importante en las mismas, por lo que no se rompen. En cambio, en el caso de cristales iónicos si se observa una gran inestabilidad de tipo electrostático por estos desplazamientos.

Sin embargo, este modelo no explica de forma cuantitativa algunas propiedades, como el calor específico (que debería ser mayor según este modelo) o el hecho de que, según este modelo, la fuerza del enlace debería aumentar con el número de electrones de valencia y, por tanto, en esos casos tendrían que ser mayores los puntos de fusión lo que no ocurre en muchas ocasiones.

Teoría de bandas

Se basa en la teoría de orbitales moleculares (TOM) por la cual al enlazarse los átomos, sus orbitales atómicos de la capa de valencia se combinan para formar tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos había. Es decir, en la teoría de bandas se aplica la teoría de orbitales moleculares a un metal al que se le trata como si fuera una molécula infinita. Esta teoría no solo se aplica a los metales sino a la estructura electrónica de los sólidos en general. Aplicando la TOM a un sólido, a este se le trata como si fuera una molécula infinita.

Los electrones que participan en el enlace y que por tanto son los que a nosotros nos interesan para comprender este modelo son los electrones de valencia.

Veamos un ejemplo con el litio.

El átomo de litio tiene un electrón en su capa de valencia: 2s1. Según la TOM, al juntarse dos átomos de litio, los dos orbitales atómicos 2s de los átomos de litio, se combinan formando dos orbitales moleculares que admiten un máximo de dos electrones cada uno: uno enlazante (de menor energía que los orbitales atómicos) y otro antienlazante (de mayor energía) como indica la figura. El orbital antienlazante se encuentra vacío:



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Veamos qué ocurriría al unirse cuatro átomos de litio. Tendríamos cuatro orbitales moleculares, dos enlazantes y dos antienlazantes y aumentaría ligeramente la diferencia de energía entre el OM más enlazante y el más antienlazante. Solo estarían ocupados los enlazantes.

Si sigue aumentando el número de átomos de litio, se siguen formando orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes (la mitad de cada uno) y, además, sigue aumentando lentamente esa diferencia de energía entre el orbital molecular más enlazante y el más antienlazante. Si se combinan infinidad de orbitales atómicos (n) al ser tantos los niveles, en lugar de estar separados, como ocurre en un átomo aislado o en una molécula, estos niveles de energía están tan próximos, que podemos considerar que constituyen una banda de energía continua. La mitad de la banda, la que corresponde a las energías de los orbitales enlazantes, estará llena y la otra mitad, la correspondiente a las energías de los orbitales antienlazantes, vacía.

En el caso del berilio, al tener 2 electrones en su capa de valencia (2s2) al formarse esta banda no quedará semillena, sino completamente llena.

Y así ocurre con todos los metales. A esta banda de energía que puede estar llena o semillena y se ha formado con los orbitales atómicos de valencia se le llama BANDA DE VALENCIA.

Pero a la vez que se forma la banda de valencia se forman otras bandas con los sucesivos orbitales atómicos vacíos.

Así el litio forma otra banda vacía con los orbitales 2p que se encuentran vacíos. Al ser 3 orbitales p en cada átomo, al unirse n átomos de litio se generan 3n orbitales moleculares (la mitad enlazantes y la otra mitad antienlazantes). A esta banda de energía se le llama BANDA DE CONDUCCIÓN.

Un electrón con energía suficiente para colocarse en la banda de conducción, puede moverse libremente por la sustancia, conduciendo la corriente eléctrica.

En los metales ambas bandas están muy próximas en energía (se superponen unas con otras) de manera que se necesita una cantidad de energía muy pequeña para excitar un electrón y enviarlo desde la banda de



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valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Y con muy poca energía pasarán no uno, sino un gran número de electrones de la banda de valencia a la de conducción, donde se moverán libremente. Esto explica la facilidad de los metales para conducir el calor y la corriente eléctrica.

Por tanto, en los metales, hay bandas de valencia, que son bandas en las que se hallan los electrones de valencia y pueden estar llenas o semillenas, dependiendo de la configuración electrónica del metal, y bandas de conducción, que pueden hallarse vacías o parcialmente vacías y facilitan la conducción porque son energéticamente accesibles.

Fíjate en la figura que tienes arriba: en el litio y en la mayoría de los metales las bandas de valencia y de conducción se encuentran superpuestas.

En el caso de los semiconductores (sustancias formadas por elementos semimetálicos o compuestos de estos como el Si o el Ge) las bandas de valencia y de conducción no se superponen, pero la diferencia energética entre ambas es pequeña, por lo que una pequeña aportación energética hará que puedan promocionar electrones a la banda de conducción y, por tanto, conducir la corriente eléctrica.

En los aislantes, por su parte, las dos bandas están tan alejadas que la banda de conducción es inaccesible, motivo por el cual son incapaces de conducir la corriente. Un aislante es mal conductor del calor y la corriente eléctrica. Son aislantes el diamante, el grafito, el azufre o el cuarzo (sólidos no metálicos).



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En ocasiones nos podemos encontrar que una muestra sólida homogénea es en realidad la mezcla de dos o más metales que pueden estar en proporciones diversas (por eso lo llamamos mezcla). A estas mezclas de metales las llamamos ALEACIONES. En ellas los cationes metálicos ocupan posiciones fijas en la red metálica homogéneamente distribuidos.

CONTESTA Y REPASA

Explica cómo es el enlace metálico en el berilio según la teoría de bandas. ¿Por qué el berilio es buen conductor de la electricidad?

Expón cómo explica la teoría de bandas el carácter semiconductor de algunas sustancias.

20.- SEMICONDUCTORES Y SUPERCONDUCTORES

ESTUDIA / APRENDE

Qué son y cómo funcionan los semiconductores

A llamamos dopaje de un semiconductor

Los tipos de semiconductores que hay: intrínsecos y extrínsecos

Los semiconductores extrínsecos de tipo N y de tipo P

Qué son los superconductores

Cómo funcionan los superconductores

Las principales aplicaciones que tienen o pueden llegar a tener los superconductores

20.1. - SEMICONDUCTORES

Los semiconductores han ganado una gran importancia en los últimos tiempos, ya que todos los dispositivos electrónicos son posibles gracias a este tipo de materiales.

Recordamos del apartado anterior que en el caso de los semiconductores, la separación (llamada banda prohibida o Gap) entre las bandas de valencia y de conducción es apreciable, pero es posible que un electrón pase a la banda de conducción al aplicarle cierta energía. La energía suministrada puede ser mediante campos eléctricos, aumento de presión, energía del sol…

Pero además, podemos mejorar la conductividad del semiconductor por un proceso denominado dopaje. El dopaje consiste en introducir impurezas dentro del semiconductor para modificar su comportamiento. Estas impurezas son pequeñas cantidades de otros elementos químicos. Estas cantidades son tan pequeñas, que puede existir un átomo de la impureza por cada cien millones de átomos del semiconductor. El dopaje mejora la conductividad eléctrica del semiconductor. La elección del tipo de dopaje (positivo o negativo como vamos a ver) dependerá del uso final que se le dé al dispositivo.

Vamos a ver, pues, los tipos de semiconductores que se utilizan:

TIPOS DE SEMICONDUCTORES:

SEMICONDUCTORES INTRÍNSECOS: Son los semiconductores puros, formados por un solo tipo de átomos, es decir, sin las impurezas antes mencionadas. Son el B, Si, Ge, As, Sb, Se y Te. Los más utilizados históricamente son el silicio y el germanio.



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SEMICONDUCTORES EXTRÍNSECOS: Hemos mencionado que para mejorar las propiedades de los semiconductores intrínsecos, se les somete a un proceso de impurificación o dopaje. Los semiconductores externos son los semiconductores obtenidos tras introducir átomos de otros elementos en los semiconductores intrínsecos con el fin de aumentar su conductividad. Según cual sea la impureza (llamada dopante) distinguimos dos tipos de semiconductores extrínsecos:

Los semiconductores extrínsecos tipo N y los semiconductores extrínsecos tipo P.

SEMICONDUCTORES EXTRÍNSECOS TIPO N

Vamos a analizar el silicio, elemento que tiene cuatro electrones en su capa de valencia. ¿Qué pasaría si reemplazamos un átomo de silicio por un átomo de fósforo? Dado que el fósforo es un elemento del siguiente grupo al grupo del silicio, tiene cinco electrones en su capa de valencia. En la estructura, cada P utiliza 4 electrones para formar enlaces con cuatro átomos de Si vecinos y queda un electrón sin participar en el enlace. Esto quiere decir que en la red metálica del silicio tendremos un electrón extra por cada átomo de fósforo. Este electrón va a quedar en una banda muy próxima a la de conducción, pudiendo pasar muy fácilmente a ella.

Los semiconductores extrínsecos tipo N son semiconductores como el germanio o el silicio a los que se añade como impurezas átomos de elementos del siguiente grupo de la tabla (el grupo 15) con cinco electrones de valencia, esto hace que el electrón extra pueda pasar con facilidad a la banda de conducción.

El proceso de añadir al silicio o al germanio un elemento con un electrón de valencia extra se denomina DOPAJE NEGATIVO, ya que existe un exceso de electrones dentro de la red metálica: lo más habitual, el dopaje del silicio o el germanio con fósforo o arsénico.

SEMICONDUCTORES EXTRÍNSECOS TIPO P

Por otro lado, la inserción de un átomo del grupo 13 dentro de la red del silicio producirá un “hueco” dentro de la estructura, justo donde estaba el electrón del átomo de silicio extraído. Estos huecos forman una banda muy próxima a la de valencia que los electrones de valencia tienen posibilidad de ocupar. Al aceptar este paso de electrones, mejorarán también la conductividad, ya que el movimiento de electrones es imprescindible para la conductividad.

El proceso de añadir al silicio o al germanio un elemento con un electrón de valencia menos origina los semiconductores extrínsecos tipo P. A dicho proceso se le denomina DOPAJE POSITIVO, ya que en este caso hay un déficit de electrones con respecto al semiconductor de partida. Un ejemplo lo constituye el dopaje de silicio con boro o con aluminio.

Con el dopaje se pueden obtener semiconductores con unas propiedades eléctricas precisas según el uso al que estén dedicados.

20.2. SUPERCONDUCTORES

El transporte de energía eléctrica, aun utilizando buenos conductores como el cobre o el aluminio, conlleva pérdidas en forma de calor que incluso pueden alcanzar el 20 % y que dependen de la resistencia de los materiales que la transmiten. La razón de estas pérdidas son los choques de los electrones con los cationes que se traducen en ese desprendimiento de energía por efecto del calor, lo que se conoce como resistencia eléctrica.

Los superconductores son un tipo especial de materiales que pueden conducir la corriente eléctrica casi sin ofrecer resistencia, y, por tanto, sin que se produzca una “pérdida” energética.

La ciencia se preguntó si era una utopía encontrar materiales que carezcan de resistencia eléctrica. Pero tenemos que darnos cuenta que la búsqueda de nuevos materiales que tengan determinadas propiedades es una constante de la Química desde sus orígenes.



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Así, en 1911 H. Kamerlingh Onnes enfrió mercurio, usando helio líquido, hasta una temperatura de 4,2 Kelvin (–269 °C) que es el punto de ebullición del helio, y observó que a esa temperatura el mercurio transmitía la electricidad sin pérdida alguna; había perdido su resistencia al flujo eléctrico. No solo el mercurio presenta esa propiedad de superconductividad; les ocurre lo mismo a bastantes metales y aleaciones. Sin embargo, el coste de mantenimiento de dichos sistemas hiperfríos excedía con mucho el ahorro logrado en la transmisión eléctrica. Pero una vez realizado con éxito este ensayo, los científicos han continuado sus avances en el campo de la superconductividad a fin de dotar al campo tecnológico de materiales realmente útiles.

En 1933 Meissner y Ochsenfeld descubrieron que los superconductores repelen el campo magnético (son diamagnéticos), lo que se denominó desde entonces el efecto Meissner y que es base de muchas aplicaciones como vemos más adelante.

En 1962 se desarrolló el primer cable superconductor de Ni Ti y durante esos años se sintetizan materiales con temperatura crítica de casi 20 Kelvin.

La explicación científica de la superconductividad les valió el Premio Nobel de 1972 a Bardeen, Cooper y Schrieffer. Curiosamente, tiene que ver con el mar electrónico que hemos estudiado en el tema. Demostraron que la existencia de esa nube de electrones y partículas en movimiento es la que crea la resistencia del metal, debido a los choques y repulsiones entre ellos. Al enfriar a temperaturas cercanas al cero absoluto, el mar de electrones prácticamente no se mueve, por lo que los electrones de la corriente eléctrica que atraviesan el metal no encuentran ninguna oposición a su movimiento y, así, dicha corriente tiene lugar de forma continua y con resistencia nula.

En 1986, Bednorz y Müller prepararon un material que se volvía superconductor a 30 K. Esta temperatura era aún muy baja y muy costosa de conseguir, pero originó mucho interés y un gran número de proyectos de investigación en la comunidad científica. Por este descubrimiento obtuvieron el Premio Nobel en 1987.

Pronto se consiguieron compuestos superconductores a 93 K, lográndose esta temperatura con baños de nitrógeno líquido que, a diferencia del helio, es una sustancia abundante y barata. Se trataba de materiales cerámicos cuya composición era la de un óxido mixto de itrio, bario y cobre.

En la actualidad, el récord de temperaturas lo ostenta un óxido de cobre, calcio, bario y mercurio que adquiere propiedades superconductoras a 134 K y que, comprimiéndolo, las mantiene hasta 164 K.

¿Podría haber superconductividad a temperatura ambiente? Ciertas pruebas esporádicas sin confirmar sugieren que puede producirse incluso a 250 K (–23 °C). Un superconductor de alta temperatura iniciaría otra revolución industrial.

CLASIFICACIÓN DE LOS SUPERCONDUCTORES

Los superconductores, se pueden clasificar atendiendo a varios aspectos, como los materiales que los componen (puros o aleaciones, estructuras de carbono); la temperatura a la que son superconductores (temperatura crítica), en superconductores de alta o baja temperatura.

La clasificación más utilizada es según su comportamiento frente al campo magnético, por la que se distinguen dos tipos de superconductores:

SUPERCONDUCTORES DE TIPO I: Son los superconductores perfectos, aquellos que realmente repelen de forma total el campo magnético externo (efecto Meissner). Son elementos puros, mercurio o niobio, con una temperatura crítica muy baja. La transición a superconductor a baja temperatura se realiza de forma brusca.

SUPERCONDUCTORES DE TIPO II: Son los superconductores de alta temperatura cerámicos (tipos YBaCuO). Estos materiales no son perfectamente diamagnéticos y por lo tanto no son superconductores perfectos. Cuando se les aplica un campo magnético externo fuerte, éste penetra por el superconductor por pequeñas canalizaciones que hacen que el superconductor quede (aunque levitando), adherido al imán. Si aumentásemos todavía más el campo magnético externo se formarían cada vez más canalizaciones, dejando de ser finalmente superconductor. Otra de las características del superconductor de tipo II es que la transición de fase para llegar a ser superconductor no es brusca como el de tipo I, sino suave.



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APLICACIONES DE LOS SUPERCONDUCTORES:

Las aplicaciones de los superconductores son muy diversas, y, como estos materiales aún están siendo investigados, cada vez se van ampliando sus utilidades. Las líneas de investigación se centran en cómo conseguir disminuir la resistencia de los metales al paso de la corriente eléctrica, a la temperatura más elevada posible, para rentabilizar su obtención

Por tanto, se está tratando de encontrar nuevos materiales.

Las principales aplicaciones se encuentran relacionadas con sus propiedades magnéticas, siendo utilizados en campos tan dispares como el transporte o la medicina. Al ser enfriados y sometidos a un campo magnético, pueden llegar a levitar. Así, se trata de emplear en trenes de alta velocidad, en países como Japón, pues esta levitación evita el roce con las vías y permite un aumento de velocidad (¡¡¡hasta 550km/h!!!). Este es el caso del tren Maglev de Shangai.

Entre sus aplicaciones más útiles e interesantes están (o estarán):

Fabricar microchips superconductores que son la base de los superordenadores.

Llevar corriente a varios miles de kilómetros sin que se produzcan pérdidas, con el consiguiente ahorro energético y monetario.

Construir trenes magnéticos que se desplazan a velocidades de vértigo en ausencia de fricción, ya que no tocan las vías debido a que los imanes levitan por encima de los superconductores (efecto Meissner).

Construir aparatos de resonancia magnética, como los que se utilizan en centros médicos para obtener imágenes de órganos y tejidos internos del cuerpo humano, más baratos y eficaces y, por lo tanto, más accesibles a la sociedad.

Fabricar reactores de fusión nuclear.

Construir motores eléctricos sin resistencia eléctrica

Crear equipos que permitan almacenar energía.

Utilizarlos en aceleradores de partículas

Debemos estar atentos a las noticias que día a día surgen en este campo, pues se están llevando a cabo muchos experimentos que quizás en pocos años cambien la visión que tenemos del mundo que nos rodea.

CONTESTA Y REPASA

Explica en qué consiste el proceso de dopaje en un semiconductor.

Explica cómo se dopa el silicio para convertirlo en un semiconductor extrínseco tipo N.

21.- PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE ENTRE SUS ÁTOMOS

ESTUDIA / APRENDE

Cómo es, en general, la solubilidad en agua, en otros disolventes polares y en disolventes

apolares de los compuestos iónicos, de las sustancias covalentes y de los metales.

Cuáles son las causas de esos diferentes valores de solubilidad.

En qué consiste el proceso de hidratación.

Cómo es la conductividad eléctrica de los compuestos iónicos, de las sustancias covalentes y

de los metales y las causas de que sea así dicha conductividad.

Cómo son los puntos de fusión y de ebullición de los compuestos iónicos, de las sustancias

covalentes y de los metales y las causas de esos valores.

En qué consiste el fenómeno de hidratación en los compuestos iónicos.

Cómo se pueden ionizar muchas sustancias covalentes polares.



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A qué es debida la dureza, la fragilidad, la poca flexibilidad y la resistencia a la dilatación de

los compuestos iónicos.

La diferencia en la dureza entre los sólidos covalentes moleculares y los sólidos covalentes

reticulares.

Las otras propiedades que caracterizan a los metales.

SOLUBILIDAD

Decimos que una sustancia es soluble en un disolvente cuando sus partículas se pueden distribuir de forma homogénea en un alto porcentaje entre las moléculas del disolvente al mezclarse con este. Una sustancia es poco soluble cuando son muy pocas las moléculas que se pueden mezclar homogéneamente y muy soluble cuando el disolvente admite muchas moléculas de esa sustancia.

COMPUESTOS IÓNICOS:

1º- EN AGUA Y EN OTROS DISOLVENTES POLARES

Los compuestos iónicos son en general muy solubles en agua; esto es debido a que las moléculas de agua tienen fuerza suficiente como para romper los enlaces iónicos que hay en las redes iónicas. Los dipolos positivos de la molécula del agua rodean entonces a los aniones y los dipolos negativos a los cationes, repartiéndose de esta manera los aniones y los cationes de forma homogénea por todo el seno del agua. El hecho de que los iones queden envueltos por un conjunto de moléculas de agua (SOLVATACIÓN) hacen que los iones se atraigan entre sí mucho menos que en el cristal sólido.

Unos compuestos iónicos son más solubles en agua que otros, ya que el agua es capaz de romper y rodear los iones de unos compuestos con más facilidad que con otros. Esto está relacionado con el valor de la Energía Reticular: cuanto mayor es la energía reticular, menor es la solubilidad en agua.

SOLUBILIDAD EN AGUA DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS:

Las moléculas de agua rodean a los cationes orientando hacia éstos su dipolo negativo y al contrario con los aniones. De esta forma la red iónica se desmorona y los iones quedan repartidos entre las moléculas de agua (SOLVATACIÓN). Dependiendo de los iones que formen el compuesto iónico, éste será más o menos soluble en agua; cada tipo de ion necesitará ser rodeado por un número determinado de moléculas de agua. Cuando no haya más moléculas de agua no se disolverá más compuesto, decimos que la disolución está saturada para extraer a los iones de la red iónica y, así, se puede disolver más cantidad de compuesto.



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PROCESO DE HIDRATACIÓN: La constitución de un HIDRATO se debe a que una serie de moléculas del agua quedan unidas a la superficie del cristal por medio de la interacción entre las cargas eléctricas de los iones y las cargas opuestas de los dipolos de las moléculas del agua.

Al formarse el hidrato se transfiere energía del sistema al medio exterior, que se llama energía de hidratación (proceso exotérmico). Si esta energía es superior a la energía reticular, necesaria para mantener unidos a los iones en la red cristalina, los iones pasan a la disolución, quedando entonces solvatados como acabamos de referir. En el caso inverso, el sólido iónico es insoluble en el disolvente.

Al igual que en el agua, cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes polares.

2º- EN DISOLVENTES APOLARES

Los compuestos iónicos son, en general, insolubles en los disolventes no polares como el benceno o el tetracloruro de carbono.

SUSTANCIAS COVALENTES:

1º- EN AGUA Y EN OTROS DISOLVENTES POLARES

La solubilidad de las sustancias covalentes moleculares en agua depende de las características de sus moléculas; aquellas cuyas moléculas son apolares o aunque siendo polares son de gran tamaño son, en general, muy poco o nada solubles en agua ya que sus moléculas son incompatibles con las moléculas de agua y apenas se pueden mezclar entre ellas. Sin embargo en las sustancias covalentes con moléculas polares pequeñas (como la del agua) sí se da esta compatibilidad y por tanto sí son solubles en agua.

SOLUBILIDAD EN AGUA DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES:

Cuando las moléculas de la sustancia covalente son polares y no demasiado grandes, la sustancia covalente es soluble en agua.

Las moléculas de agua orientan sus dipolos positivos hacia el negativo de la molécula de la sustancia y viceversa.

Cuando esto ocurre las moléculas de la sustancia se mezclan perfectamente con las del agua, son moléculas “amigas” y la sustancia es soluble en agua.

Esto no puede ocurrir con las moléculas apolares ni con las polares demasiado grandes. En estos casos podríamos decir que las moléculas son “enemigas”, no se mezclan entre sí y la sustancia no es soluble en agua. Solamente si las moléculas apolares son muy pequeñas (como la del agua que es muy pequeña) se pueden mezclar con las del agua aunque sólo “un poquito”

En general decimos que las moléculas semejantes entre sí se pueden mezclar, y las que sean diferentes no lo hacen.

Observa en la figura la disposición de las moléculas de agua y de las moléculas polares: los dipolos positivos de una molécula se orientan hacia los negativos de otra y viceversa.



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En la figura podemos comprender cómo disuelve el agua un compuesto covalente cuyas moléculas poseen varios grupos hidroxilo.

Por lo mismo las sustancias covalentes polares pueden ser disueltas por otros disolventes polares, mientras que las apolares no se disolverán en disolventes polares.

Los sólidos covalentes o reticulares son insolubles en agua y en disolventes polares ya que su disolución requiere la ruptura de gran cantidad de enlaces covalentes.

2º- EN DISOLVENTES APOLARES

Para que se produzca una disolución las fuerzas que aparecen entre el disolvente y el soluto deben ser del mismo orden. Por ello, las sustancias covalentes poco polares o apolares se disuelvan en disolventes no polares como el benceno o el tetracloruro de carbono, mientras que, como acabamos de ver, las sustancias covalentes polares pueden disolverse por disolventes polares.

Podríamos decir que en cuanto a solubilidad de las sustancias covalentes moleculares: “lo semejante disuelve a lo semejante”. Es decir, las sustancias polares se disuelven en disolventes polares y las no polares en disolventes no polares. Esto se debe a que la disolución sólo es posible si las fuerzas de atracción que ejercen las moléculas del soluto entre sí, y las moléculas del disolvente entre sí, pueden intercambiarse, lo que ocurre si son de la misma naturaleza y parecida intensidad.

METALES:

Son todos insolubles en agua; esto es debido a que el agua no tiene fuerza para romper la red metálica. Lo mismo ocurre con otros disolventes.

Con el agua, algunos metales reaccionan formando óxidos o hidróxidos que si pueden disolverse, lo que puede dar lugar a confusión.

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.

Una corriente eléctrica se produce por el movimiento de cargas eléctricas del mismo signo a la vez todas con la misma dirección y sentido.

Para que haya una corriente eléctrica tiene que haber cargas eléctricas con libertad de movimiento entre dos puntos entre los que se aplica una diferencia de potencial o voltaje que hace que dichas cargas se muevan todas a la vez entre los dos puntos. Estas cargas con libertad de movimiento pueden ser electrones o iones.


Los compuestos iónicos no son conductores de la electricidad en estado sólido, estado en el que se encuentran en las condiciones de presión y temperatura habituales. Esto es debido a que las cargas de los compuestos iónicos están en las redes iónicas en posiciones fijas y no tienen libertad de movimiento.

No ocurre lo mismo cuando se encuentran en disolución. En este caso la red iónica se ha desmoronado y los iones que la formaban se encuentran repartidos por el seno de la disolución con libertad de movimiento, lo que hace a estas disoluciones ser conductoras de la electricidad.



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Cuando se encuentran fundidos también son buenos conductores de la electricidad pues los iones de ambos signos pueden moverse.

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA EN UNA DISOLUCIÓN IÓNICA

Cuando introducimos dos electrodos en una disolución iónica, los iones, al tener libertad de movimiento, se verán atraídos hacia el electrodo de signo contrario al suyo, lo que supone la formación de una corriente eléctrica.


No son conductores de la electricidad debido a que están formados por moléculas neutras (sean apolares o polares) y no tienen partículas cargadas eléctricamente con libertad de movimiento. Además, los electrones que forman los enlaces covalentes están fijos en sus orbitales moleculares lo que impide su desplazamiento, ello impide una conductividad similar a la de los metales.

Ya hemos visto en los apartados anteriores cómo los sólidos covalentes reticulares son aislantes.

METALES:

Todos los metales son buenos conductores de la electricidad. Ello se debe a la movilidad de sus electrones de valencia en la banda de conducción. Ya hemos visto que un aumento de temperatura disminuye su conductividad eléctrica.

TEMPERATURA DE FUSIÓN Y DE EBULLICIÓN


Tienen una temperatura de fusión alta ya que los iones están unidos entre sí por fuerzas de atracción muy grandes; para romper la red iónica es necesario alcanzar altas temperaturas. Cuanto mayor sea la energía Reticular de la red iónica mayor es la temperatura de fusión. Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. La temperatura de ebullición es, lógicamente, muy alta ya que para vencer por completo las fuerzas de atracción entre los iones es necesario alcanzar temperaturas altísimas.


Las temperaturas de fusión y de ebullición en las sustancias covalentes moleculares dependen lógicamente de las fuerzas de atracción que existan entre las moléculas. Incluso entre las moléculas polares las fuerzas de atracción son más débiles que las que unen a los iones de los compuestos iónicos o de los metales, por ello incluso los que son sólidos a temperatura normal tienen unas temperaturas de fusión y de ebullición baja. Según como sean estas fuerzas de atracción las sustancias covalentes serán gases (O2, H2, N2, CH4, NH3, HCl, SO2, NO2, etc.), líquidos (H2O, Br2, CH3−CH2OH, CH3−COOH, etc.) o sólidos (I2, naftaleno, glucosa, etc.) en condiciones normales de presión y temperatura. Cuando se encuentran en estado sólido forman redes cristalinas constituidas por moléculas, unidas mediante débiles fuerzas intermoleculares.

Sin embargo los sólidos covalentes o reticulares tienen temperaturas de fusión muy elevadas (hasta 4000ºC en el diamante) ya que la fusión de un cristal atómico requiere la ruptura de un gran número de enlaces covalentes, muy fuertes. Cuanto más simétrica sea la estructura y, por tanto, más compacta, mayor será la dureza y los puntos de fusión y ebullición

METALES:

Los metales tienen altas temperaturas de fusión y de ebullición. Esto es debido a que las partículas de las redes metálicas (iones positivos) están fuertemente unidas por la nube de electrones, lo que hace que sea necesaria una alta temperatura para romper la red metálica. (Sólo son líquidos a temperatura ambiente normal el mercurio, el galio, el cesio y el francio). En general estos puntos de fusión y ebullición son especialmente altos en los metales de transición y bastante más bajos en los metales alcalinos y alcalinotérreos.



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OTRAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.

Las sustancias iónicas presentan una gran resistencia a ser rayadas debido a la gran cantidad de enlaces que hay que romper para rayar los cristales, por eso son duras, aunque el grado de dureza depende de la energía de red, ya que aumenta con la energía reticular.

Son frágiles, pues al golpearlas, las partículas de igual carga pueden quedar enfrentadas, produciéndose la ruptura del cristal.

Poseen coeficientes de dilatación pequeños, o sea, ofrecen resistencia a la dilatación. Esto es debido a que las distancias entre los iones en la red cristalina varían muy poco. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles.

OTRAS PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES.

SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES:

Cuando son sólidos son blandos y fácilmente deformables, pero no son frágiles.

Muchos compuestos covalentes polares se ionizan:

Ionización de compuestos covalentes polares. Existen muchos compuestos covalentes polares, como el cloruro de hidrógeno, HCI, que en contacto con el agua experimentan una verdadera reacción química. Así, las moléculas de HCI en contacto con el agua experimentan su ionización o transformación en iones:

HCl CI– + H+

Aunque de forma más correcta hay que representar dicho proceso mediante la ecuación:

HCl + H2O CI– + H3O+

Una vez realizada la ionización del compuesto tiene lugar la separación de los iones dentro del agua, que también actúa de disolvente. (Este caso concreto lo estudiaremos con mucho detalle en temas posteriores)

SÓLIDOS COVALENTES O RETICULARES

Son muy duros e incompresibles, ya que los enlaces covalentes tienen direcciones fijas en función de la hibridación que se forme y cualquier deformación en sólidos como SiO2, Si o diamante implica la ruptura de múltiples enlaces covalentes, lo que requiere una gran cantidad de energía.

OTRAS PROPIEDADES DE LOS METALES.

Hay que señalar que entre los propios metales existen grandes diferencias en cuanto a los valores de una determinada propiedad. Nos encontramos con valores muy distintos al comparar metales como alcalinos o alcalino-térreos con los metales de transición. No obstante hay una serie de propiedades muy características en ellos como las que siguen:

BRILLO METÁLICO: Los metales posean un brillo característico, llamado brillo metálico. Se debe al gran poder reflector de la luz por una estructura cristalina muy compacta. Los metales con sus superficies pulidas no absorben prácticamente nada de la luz que incide sobre ellas sino que la reflejan, de ahí su color plateado; aunque existen unos pocos que sí absorben alguna radiación, por lo que reflejan el color complementario al absorbido.

DUCTILIDAD Y MALEABILIDAD: Son fácilmente deformables. La ductilidad y la maleabilidad son propiedades típicas de los metales. . Los metales pueden deformarse sin que se produzca la fractura de la red cristalina, como sí ocurre en los compuestos iónicos. La deformación en el metal implica un deslizamiento de unas partes de la red frente a otras, sin que la estructura sufra apenas. Tanto de los



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metales puros como de sus aleaciones. También podemos afirmar que los metales no son frágiles, resisten muy bien el golpe, sin que se produzcan enfrentamientos de cargas eléctricas.

CONDUCTIVIDAD DEL CALOR: Si se calienta un metal, la energía adquirida ocasiona choques entre los átomos empaquetados en la red y mediante los choques tiene lugar el fenómeno de la conductividad del calor.

EFECTO TERMOIÓNICO Y EFECTO FOTOELÉCTRICO: Son capaces de emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor (efecto termoiónico) o cuando reciben energía en forma de luz de apropiada longitud de onda (efecto fotoeléctrico).

Ambas propiedades se deben también a la facilidad con que los electrones de valencia pueden ser arrancados de la red metálica, por la acción del calor o de una radiación electromagnética de longitud de onda determinada.

DENSIDAD: La densidad es, en general, elevada, especialmente en los metales de transición, como consecuencia de sus estructuras compactas.

DUREZA: Las sustancias metálicas tienen una dureza variable, que puede ser media o baja, dependiendo de la fuerza de unión.

ACTIVIDADES RESUELTAS:

Justifica el estado de agregación en condiciones ordinarias de presión y de temperatura de las siguientes sustancias: F2, Cl2, Br2, I2, CH3OH. ¿Es alguna de ellas soluble en agua? ¿Por qué?

El estado de agregación es función de la intensidad de las fuerzas intermoleculares. En el caso de las sustancias moleculares, donde los átomos se unen mediante enlace covalente, las fuerzas intermoleculares son del tipo de Van der Waals o de dispersión, las cuales dependen del volumen molecular. Según esto, es de esperar que F2, Cl2 y CH3OH, moléculas poco voluminosas sean gases mientras que Br2 y I2, al ser moléculas mayores sean líquidos o, incluso sólidos. Así, siguiendo el razonamiento anteriormente expuesto nos encontramos con que el bromo es un líquido y el yodo (molécula muy voluminosa) es un sólido.

Sin embargo, el metanol es un líquido, lo que nos indica que, o bien el razonamiento es incorrecto, o que existe algún otro factor que no se ha tenido en cuenta. Este factor adicional es la existencia de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de metanol, fuerzas relativamente grandes y que originan uniones más intensas que las esperadas y, por tanto, justifica que el metanol no sea un gas sino un líquido. Según esto también podemos decir que el metanol es soluble en agua ya que sus moléculas son pequeñas y polares, con uniones oxígeno-hidrógeno, lo que permite que entre las moléculas de agua y las de metanol aparezcan también enlaces de hidrógeno y se mezclen en cualquier proporción.

¿En qué estado de agregación se encuentran las siguientes sustancias en condiciones normales? a) KCI b) Sr c) CCI4 d) SiO2

a) El KCI es un compuesto iónico que forma cristales. Es un sólido

b) El Sr es un elemento metálico y se presenta en forma de redes metálicas. Es un sólido.

c) El CCI4 es un compuesto covalente que se presenta en forma de moléculas individuales. Es líquido en condiciones normales porque, aunque sus moléculas son apolares, se crean fuerzas de dispersión de London entre sus moléculas debido a la formación de dipolos temporales.

d) El SiO2 es un compuesto covalente pero se presenta en forma de cristales covalentes (sólido covalente reticular).

¿Qué fuerzas hay que vencer o qué enlaces hay que romper para fundir?: a) lodo b) Bromuro de calcio c) Óxido de litio d) Plata

a) Los cristales de iodo son sólidos moleculares. Las moléculas que los forman son apolares por lo se encuentran unidas por fuerzas de dispersión de London (debido a la formación de dipolos temporales). Para fundirlos hay que vencer estas fuerzas y en el líquido existen moléculas libres.

b) El bromuro de calcio es un cristal iónico. Para fundirlo hay que comunicarle una energía igual a la energía reticular. Las fuerzas a vencer son las electrostáticas y en el líquido hay iones Ca2+ y Br–.



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c) El óxido de litio también es un cristal iónico y es el mismo caso que b). En el líquido fundido existen iones O= y Li+.

d) La plata se presenta en forma de sólido metálico. Para fundir plata metálica hay que romper enlaces metálicos. En el líquido existen átomos.

Explica si las siguientes afirmaciones son correctas o incorrectas: a) El cobre es iónico porque conduce la electricidad. b) La plata es iónica porque tiene muy alto punto de fusión. c) Un compuesto iónico se disuelve en disolventes polares. d) En un compuesto iónico todos los Iones tienen igual carga. e) El diamante es un cristal, luego es iónico. f) El azúcar es soluble en agua, luego es iónico. g) Los compuestos iónicos son duros y quebradizos.

a) Incorrecta. El cobre se presenta generalmente en estado sólido con propiedades de metal, luego no es un compuesto (es un elemento químico) ni tampoco es iónico.

b) Incorrecta. La plata tiene similares características metálicas que el cobre. Muchos metales presentan, al igual que los compuestos iónicos, elevadas temperaturas de fusión, por lo que esta característica no permite discriminar entre enlaces iónicos y metálicos por sí sola.

c) Correcta. En general los compuestos iónicos se disuelven en disolventes polares, aunque la solubilidad depende del valor de la energía reticular, pudiéndose dar el caso de que determinados compuestos iónicos de elevada energía reticular no sean solubles en disolventes polares.

d) Incorrecta. Las fuerzas eléctricas atractivas aparecen entre iones de signo contrario que además no tienen por qué tener la misma carga en valor absoluto.

e) Incorrecta. Dentro de las sustancias covalentes existen cristales reticulares y moleculares. El diamante es un cristal covalente reticular.

f) Incorrecta. No sólo los compuestos iónicos son solubles en agua. El azúcar es un sólido molecular y también se disuelve en agua.

g) Correcta. Son difíciles de rayar (son duros) y, al golpearlos, las partículas de igual carga pueden quedar enfrentadas, produciéndose la ruptura del cristal (son frágiles).

¿Cuál de los siguientes grupos de propiedades es el que corresponde a un compuesto iónico?

Conductividad eléctrica en estado sólido

Conductividad eléctrica en estado líquido

Temperatura de fusión en ºC

COMPUESTO 1 Mala Mala 1710

COMPUESTO 2 Buena Buena 98

COMPUESTO 3 Buena Buena 1083

COMPUESTO 4 Mala Buena 712

El compuesto número cuatro es el único cuyas propiedades coinciden con las de los compuestos iónicos.

¿Qué clases de fuerzas hay que vencer para disolver NaCI y fundir Ag? ¿Qué diferencia hay en la conductividad eléctrica de ambas sustancias?

En el caso del NaCI son fuerzas electrostáticas de Coulomb. El disolvente que se utilice debe romper el orden del cristal, debiendo vencer la energía reticular del mismo para poderlo disolver.

Para fundir la plata hay que superar la fuerza de unión de los átomos de plata dentro de la red metálica. Aunque la red es fácilmente deformable, se requiere de una gran cantidad de energía para producir su rotura en la fusión.

El cloruro sódico es sólo conductor de la electricidad fundído o disuelto, mientras que la plata es conductora de la electricidad en estado sólido y también una vez fundida en estado líquido.



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Estado (250C)

Punto de fusión y punto de ebullición

Solubilidad Conductividad Eléctrica

Dureza (En sólidos)

Dilatación

SUSTANCIAS COVALENTES

SUSTANCIAS MOLECULARES

MOLÉCULAS APOLARES

GASES LÍQUIDOS SÓLIDOS

MUY BAJOS En apolares: SOLUBLES En polares: INSOLUBLES

NO CONDUCTORES

MUY BAJA

MOLÉCULAS POLARES

BAJOS En apolares: INSOLUBLES En polares: SOLUBLES

NO CONDUCTORES

BAJA

SÓLIDOS RETICULARES SÓLIDOS MUY ALTOS INSOLUBLES NO CONDUCTORES

ALTA (En función de la simetría)

BAJA

COMPUESTOS IÓNICOS SÓLIDOS ALTOS En apolares: INSOLUBLES En polares: SOLUBLES

Sólidos: NO CONDUCTORES Líquidos o disueltos: CONDUCTORES

ALTA BAJA

METALES SÓLIDOS (4 excep.)

ALTOS INSOLUBLES CONDUCTORES MEDIA Son dúctiles y maleables

ALTA

CONTESTA Y REPASA

¿Cuál es el comportamiento del agua, en cuanto a solubilidad se refiere, ante las sustancias formadas por diferentes enlaces químicos? ¿Por qué?

¿Por qué crees que una grasa no es soluble en agua y el alcohol etílico sí lo es?

¿De qué depende el que una sustancia covalente sea gas, líquido o sólido en condiciones normales de presión y temperatura?

¿Por qué los metales son conductores de la electricidad y los compuestos covalentes no lo son?

¿Cuándo son conductores de la electricidad los compuestos iónicos y cuando no lo son? ¿Por qué?

¿Cuáles de las siguientes afirmaciones sobre las sustancias iónicas en estado sólido son correctas? a) Conducen muy bien la corriente eléctrica. b) Son dúctiles y maleables. c) Son frágiles. d) Ofrecen poca dilatación

Explica si en los siguientes casos se produce conducción de la corriente eléctrica: a) Aceite en agua. b) Cloruro de sodio añadido a un recipiente que contiene benceno. c) Cloruro de zinc fundido. d) Dióxido de silicio sólido.

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