T5.enlace químico. 1º bachillerato

Eric Calvo Lorente 1º BachilleratoFísica y Química

1Tema : Enlace Químico

0. Índice1. Enlace Químico

1.1 Naturaleza de los Enlaces1.2 Tipos de Enlace

2. Enlace Iónico2.1 Características2.2 Formación2.3 Propiedades Sustancias Iónicas

3. Enlace Covalente3.1 Naturaleza3.2 Enlace Coordinado o Dativo3.3 Polaridad3.4 Propiedades Sustancias Covalentes

4. Enlace Metálico4.1 Modelo “Mar de Electrones”4.2 Propiedades de los Metales

5. Fuerzas Intermoleculares.5.1 Fuerzas de Van der Waals5.2 Puentes de Hidrógeno


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1. El enlace químicoSon pocos los elementos que podemos encontrar en la Naturaleza. Lo más

común es encontrar los elementos combinados, entre sí o con otros elementosquímicos

De hecho, tan sólo los gases nobles se hallan en forma monoatómica. Pero,

¿por qué? La respuesta es muy simple: poseen su capa de valencia completa(). Estacaracterística confiere estabilidad.

()Las configuraciones electrónicas de la capa de valencia de los gases

nobles son:He: s2

Ne, Ar, Kr, Xe: s2 p6

Como todo proceso de la Naturaleza, los átomos tienden a adquirir la mayorestabilidad posible; esto significa que tienden a adquirir la configuración de ungas noble. Dicho de otro modo, tienden a adquirir configuración de gas noble (Regladel Octeto).

¿Y cómo conseguir lo dicho anteriormente? Pues, como ya se señaló alprincipio, combinándose entre sí o con átomos de otros elementos. És decir, formandoENLACES.

1.1 Naturaleza de los enlacesEl acercamiento de dos átomos supone el establecimiento de diferentes

fuerzas:a. Fuerzas de Atracción electrón-núcleo: entre los núcleos y los

electrones del átomo que se enlaza.b. Fuerzas de Repulsión núcleo-núcleo: entre los núcleos de los

átomos que se enlazan.c. Fuerzas de Repulsión electrón-electrón: entre los electrones de

los átomos que se enlazan.

La magnitud relativa de estas fuerzas es función de la distancia quesepara los núcleos. Inicialmente predominan las fuerzas de atracción(entre cargas de distinto signo), pero a partir de un determinadoacercamiento comienzan a prevalecer las repulsiones.


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1.2 Tipos de enlaceSi recordamos el tema anterior, los diferentes elementos tienen diferentes

tendencias a perder electrones (potencial de ionización), a ganar electrones(afinidad electrónica), o a atraer hacia sí el par de electrones del enlace(electronegatividad). Es razonable, en función de tales peculiaridades, en laexistencia de diferentes mecanismos de enlace entre átomos.

Así es, existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico enlace covalente enlace metálico.

Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que lospresentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas ometales

Se producen, además, otro tipo de interacciones, mucho más débiles,entre moléculas; como bien hemos dicho, se consideran interacciones y noenlaces, debido a su debilidad (en comparación con estos 3 tipos deenlace). Son las uniones por Puentes de Hidrógeno, y las uniones de Vander Waals.

2.Enlace iónico2.1 Características

Aparece ante uniones METAL-NO METAL. Los primeros secaracterizan por poseer un bajo potencial de ionización, con lo quefácilmente pierden un electrón y se convierten en cationes (con la capa devalencia completa). Por su parte, los no metales tienen una alta afinidadelectrónica, convirtiéndose en aniones (con su capa de valencia completa).


4Así, la unión electrostática entre iones de distinto signo conforma este tipode enlace.

Pero veamos un ejemplo y seamos un poco más rigurosos:

FLUORURO CÁLCICO

522

262622

2

2219

43322120

pssZFspspssZCa

CaF

:)(

:)(

La tendencia del calcio para adquirir configuración de gas noble serála de perder dos electrones, convirtiéndose en un catión divalente.

Por su parte, cada cloro tenderá a ganar un electrón, completando asísu capa de valencia, y convirtiéndose en aniones monovalentes.

Así pues, los dos electrones que necesitan los cloros (uno cada uno),serán los electrones cedidos por el calcio. Las configuraciones electrónicasserán entonces:

6221

626222

221

33221

pssFpspssCa

:

:

Se produce, entonces, la atracción electrostática de los iones de cargaopuesta, formándose el compuesto:

2CaFSin embargo, lo que acabamos de indicar no se corresponde con la

realidad. Lo que ciertamente sucede es que todos los iones del medio deposicionan de modo que un ión de un signo se rodea del mayor númeroposible de iones del signo opuesto (según el tamaño relativo de los ionesde carga opuesta):

, formándose un agregado iónico que da lugar a una red cristalinatridimensional (cristal).

Se comprende entonces que la fórmula correspondiente a uncompuesto iónico no sea la fórmula molecular, sino aquella que indique laproporción en la que participan los iones que conforman la red


52.2 Formación

Para explicar las causas por las que los compuestos iónicos formanredes cristalinas por lo general de alta estabilidad analizaremos losbalances energéticos implicados.

Nos basaremos en el llamado CICLO DE BORN-HABER(♫), a travésdel cual seguiremos cada uno de los pasos necesarios desde el primerestadio (sustancias iniciales en estado natural), hasta el estadio final(formación del cristal).

(♫) Ciclo de Born-Haber:Basado en el Primer Principio de la Termodinámica, y que

nos indica que la energía puesta en juego para formar un “mol” de uncompuesto iónico en estado sólido a partir de sus elementosconstituyentes es independiente de que el proceso tenga lugar enuna o en varias etapas

Como ejemplo, utilizaremos el cloruro sódico:

1 mol Cl (gas)

½ mol Cl2 (gas)

1 mol Na (gas)

1 mol Na (sólido)

1 mol Na+ (gas)+

1 mol e-

1 mol Cl- (gas)

1 mol NaCl (cristal)

(A)

(B)

(C)

(D)

(E)


6Analicemos cada uno de los procesos:

Proceso A:(gas)Namol1S(solido)Namol1

, donde S es la energía de sublimación, igual a +26Kcal/mol

Proceso B:-emol1(gas)Namol1EI(gas)Namol1

, donde EI es la energía de ionización, de valor +118´5 kcal/mol

Proceso C:(gas)lmol1(gas)Clmol21 2 CD 21

, en el que D es la energía de disociación del cloro gas, +57´4Kcal/mol

Proceso D: AE(gas)lmol1emol(gas)Clmol1 -- C1

, siendo AE la afinidad electrónica, de valor -83´6 kcal/mol

Proceso E:

Q(cristal)NaClmol1(gas)Namol(gas)Clmol1 - 1

, donde Q es la energía potencial liberada en la formación del cristaliónico (energía reticular), de valor -183´0 kcal/mol

Así pues, la energía total puesta en juego durante el proceso será lasuma de las energías de cada uno de los procesos:

S + EI + ½ D+ AE + Q= (26)+(118´5)+ ½.(57´4)+ +(-83´6)+(-183´0)= -93´4 Kcal/mol

El desprendimiento de esta gran cantidad de energía indica que elcompuesto en cuestión debe poseer una alta estabilidad.

2.3 Propiedades de los compuestos iónicosLa presencia del enlace iónico confiere a la sustancia una serie de

características con carácter general (y por supuesto, con lascorrespondientes excepciones):

a. La elevada energía reticular es la causa por la que todos elloscon sólidos a temperatura ambiente.


7b. Son duros. Necesitamos recordar que la dureza es la resistencia

de un sólido a ser rayado. A mayor energía reticular, mayordureza

c. Son frágiles, es decir, no pueden ser deformados, pues serompen con facilidad. La razón se debe a que pequeñasdislocaciones suponen el enfrentamiento de iones de igualsigno, lo que supone la rotura del cristal.

d. Los puntos de fusión son elevados, al igual que los puntos deebullición.

e. Malos conductores de la electricidad en estado sólido, alhallarse inmóviles los iones. Sin embargo, en estado fundido oen disolución estos iones disponen de movilidad, con lo quepodrán conducir la electricidad.

f. Elevada solubilidad en agua

3. Enlace covalente3.1 Naturaleza

Existen muchas moléculas en la Naturaleza cuya formación no esposible explicar utilizando como base el enlace iónico. Entre ellas, H2O,O2, Cl2, NH3, CH4, HCl,….

Como fácilmente puede observarse, los elementos implicados sonsiempre no metales.

Si intentamos explicar alguno de estos ejemplos, como el Cl2 tomandocomo base su configuración electrónica:

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3px23py

23pz1

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3px23py

23pz1

La formación de la molécula sólo puede explicarse argumentando elintercambio de los electrones desapareados.

Gráficamente:

Este tipo de representación resulta bastante engorroso y laborioso. Unarepresentación más simple pero igual de efectiva la constituyen losllamados DIAGRAMAS DE LEWIS, en los que, alrededor del símboloquímico del elemento se colocan tantos puntos (o cruces) como electronesposea en su última capa. Así, en el caso del cloro:

Cl


8A partir de estos diagramas resulta extremadamente simple la

visualización de las moléculas (siempre que sean sencillas):

Cl Cl

Puesto que los dos electrones que se comparten constituyen un enlace,podemos representar este por medio de un guión que ligue a ambosnúcleos:

Cl --- Cl ó, Cl -- Cl

Cada guión representa, pues, un enlace. En el caso de la molécula decloro, ambos átomos están unidos por una unión covalente simple, o deotro modo, un enlace simple.

Si analizamos ahora la molécula de oxígeno (O2):O (Z=8): 1s2 2s2 2p4

O O

Para completar su capa de Valencia, cada oxígeno necesita de 2electrones. No es lógico pensar que uno de ellos vaya a quitarle electronesal otro. Lo más lógico es pensar que compartan esos electrones; en estecaso, cada uno de ellos compartirá dos electrones, con lo que el enlaceformado entre ellos será un doble enlace

O=OEl mismo método para analizar la molécula N2 nos indica la existencia

de un triple enlaceN=N

Para finalizar, analizaremos el caso del agua:O (Z=8): 1s2 2s2 2p4

H (Z=1): 1s1

H O H

Luego, H-O-H sería la representación de la molécula deagua. Realmente, la molécula es angular:

OH H

3.2 Enlace coordinado o dativoPero existe también otro modo de compartir electrones. Otra

posibilidad sería que uno de los átomos implicados aportara el par deelectrones (átomo dador) y el otro un orbital vacío (átomo aceptor);tenemos entonces un enlace coordinado o dativo

En la representación de un compuesto empleando fórmulasdesarrolladas el enlace covalente coordinado se índica mediante unaflecha apuntando hacia quién recibe el par electrónico de enlace, el H2SO4

y el HNO3 presentan este tipo de enlace.


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Se puede observar como se han indicado los electrones de valencia decada elemento con distinto color así por ejemplo los del hidrógeno ennegro los del oxígeno en rojo y los del nitrógeno y azufre en azul demanera que cuando el enlace esta formado por un par de electrones de unmismo color es que un elemento los proporciono y esto ejemplifica elcovalente coordinado.

Excepciones a la regla del octetoLa regla del octeto se aplica, con unas cuantas excepciones, en los dos

primeros periodos de ocho miembros. Más allá de ellos, un nivel cuántico puedecontener más de ocho electrones y, por tanto, se hace posible que la capa devalencia del átomo se ha expandido, para alojar más electrones.

Muchos otros átomos no siguen la regla del octeto y contienen 6, 10, 12 yhasta 14 electrones en la capa de enlace. Los átomos que obedecen a la regla son,por lo general, los que están alejados en cuatro o menos números atómicos de laconfiguración de un gas noble, y por lo tanto pueden lograr más fácilmente laconfiguración de un gas noble.

3.3 Polaridad del enlace covalenteLos enlaces covalentes puros se producen cuando los átomos

implicados en el enlace son iguales, de modo que el poseer la mismaelectronegatividad implica que ninguno de ellos tiende a atraer con mayoravidez al par de electrones del enlace. Se dice entonces que el enlace escovalente apolar, y el orbital (molecular) será perfectamente simétrico.

Pero en el caso en el que los átomos sean diferentes, la diferenteelectronegatividad de los elementos se traducirá en una distribuciónasimétrica de los electrones


10Puesto que la nube electrónica estará desplazada hacia el elemento

más electronegativo, el par electrónico permanecerá más tiempo cerca deeste (la probabilidad de que el par se halle en las proximidades del átomomás electronegativo será mayor), con lo que existirán zonas con diferentedensidad de electrones; es lo que se conoce como dipolo eléctrico. En estedipolo habrá entonces una zona de densidad de carga positiva ( )y otracon densidad de carga negativa ( )

En el límite, cuando las electronegatividades entre los elementos quese enlazan es muy grande, ese enlace covalente “completamente apolar”no sería otra cosa que un enlace iónico.

( )

( )

3.4 Polaridad de las moléculas y geometríaTan sólo dejaremos constancia de la estructura tridimensional de las

moléculas. Las posiciones de los diferentes átomos son aquellas quecorresponden a situaciones de mayor estabilidad, bien en las que lasrepulsiones entre las diferentes nubes electrónicas (orbitales) sean mínimaso bien en aquellas otras en las que los dipolos se compensen por simetría.

Para comprender cabalmente este principio, recordemos que laestructura electrónica de moléculas en base a la configuración de octetos,necesariamente deja en libertad pares de electrones. Obviamente, estospares, ubicados alrededor de un átomo que se considere central, debensituarse de manera que la repulsión electrostática entre dos pares, seamínima. Así, lo primero es hacer un balance electrónico de la molécula enbase a octetos, luego decidir cual átomo se considera central para luegoanalizar que pasa con los pares de electrones alrededor de éste. Losejemplos de moléculas que se presentan a continuación, cubrenprácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar.


113.5 Propiedades de los compuestos covalentes

Las sustancias covalentes pueden presentarse bien como agregadosmoleculares o bien como redes cristalinas. Consecuentemente, laspropiedades dependerán del tipo de asociación molecular. Veamos:

Sólidos covalentes:Todos los átomos de un cristal están unidos por enlaces covalente,

pudiendo considerar éste como una molécula gigantesca. Por ello y dadala fortaleza de este enlace los sólidos covalentes tienen:

i. Gran dureza.ii. Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son

sólidos a temperatura ambiente.iii. Son insolubles en todo tipo de disolvente.iv. Son malos conductores pues no tienen electrones libres.

Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que formaestructura por capas le hace más blando y al aportar cada átomo decarbono un e– a un macroenlace muy deslocalizado es también conductor.

Sustancias moleculares:Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar

cuanto menos polares sean las moléculas, por lo que tienen:i. Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son gases

a temperatura ambiente.ii. Son blandos.iii. Son solubles en disolventes moleculares que estabilizan las

moléculas con fuerzas de Van der Waals.iv. Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque

las moléculas polares poseen parcial conductibilidad.v. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares

que las estabilizan por fuerzas de atracción dipolo-dipolo ytienen mayores puntos de fusión y ebullición al existiratracción electrostática entre las mismas.

Estructura del diamante Estructura del cuarzo Estructura del grafito


124.Enlace metálico

La conductividad eléctrica de los metales en estado sólido no es unapropiedad que pueda ser explicada a través de los dos modelos anteriores (enlaceiónico y covalente), en los que no se contempla la deslocalización electrónica.

Nos vemos, pues, en la necesidad de pensar en un nuevo tipo de interacción:el enlace metálico.

4.1 Modelo del “mar electrónico”El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los

metales. Mediante la estructura del enlace metálico de puede darexplicación a las propiedades más características de los metales tales comosu facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), lacapacidad para extenderse en hilos muy finos (ductibilidad) , la capacidadpara obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos defusión altos...

El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de laspropiedades características de los metales: su baja electronegatividad(ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemosdescribirlo como una disposición muy ordenada y compacta de ionespositivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen loselectrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Esimportante observar que los electrones pueden circular libremente entrelos cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos portodos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargaspositivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos delmetal.

En los metales tampoco se forman moléculas individuales. Lasituación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestosiónicos. La fórmula de un metal representa al átomo metálicocorrespondiente.

Modelo de mar de electrones para los enlaces metálicoUn modelo muy sencillo que explica alguna de las características más

importantes de los metales es el modelo de mar de electrones. En estemodelo el metal se representa como un conjunto de cationes metálicos en un

“mar” de electrones de valencia como se ilustra en la figura

Los electrones deben estar confinados al metal por las atracciones electrostáticashacia los cationes, y están distribuidos de manera uniforme en toda la estructura. Sinembargo, los electrones son móviles y ningún electrón en particular está confinado a unión metálico específico. Cuando un alambre metálico se conecta a los bornes de una


13batería, los electrones fluyen a través del metal hacia el borne positivo y hacia el metaldesde la batería en el borne negativo. La alta conductividad térmica de los metales tambiénse explica por la movilidad de los electrones, la cuál permite transferir fácilmente la energíacinética por todo el sólido. La capacidad de deformación de los metales (maleabilidad yductilidad) se puede explicar por el hecho de que los átomos metálicos se pueden moversin que se rompan enlaces específicos. El material se adapta sin dificultad al cambio deposición de los átomos, producto de la nueva forma del metal, a través de unaredistribución de los electrones.

No obstante, el modelo de mar de electrones no explica adecuadamente todas laspropiedades. Por ejemplo, según el modelo la fuerza de los enlaces entre los átomosmetálicos debería aumentar a medida que lo hace el número de electrones de valencia, conel consecuente incremento en el punto de fusión. en cambio, los metales del grupo 6B(Cr, Mo, W), que están en el centro de los metales de transición, tienen los puntos defusión más altos en sus períodos respectivos. Los puntos de fusión a uno y otro lado delcentro son más bajos, lo que implica que la fuerza de los enlaces metálicos aumenta primeroal crecer el número de electrones y luego disminuye. Se observan tendencias similares enotras propiedades físicas de los metales, como el calor de fusión, la dureza y el punto deebullición.

Para explicar alguna de las propiedades físicas de los metales, necesitamos un modelomás refinado que el mar de electrones para describir los enlaces metálicos. Se obtiene unmejor modelo aplicando los conceptos de la teoría de bandas a los metales.

Modelo de bandas para los metalesEn un átomo aislado, los electrones posiblemente se mueven en un campo

eléctrico uniforme que tiene su centro en el núcleo. Los electrones ocupan entoncesciertos niveles de energía definidos siendo los valores de la energía los mismos paratodos los átomos aislados. Sin embargo, cuando los átomos integran un sólidocristalino, los electrones se encuentran en un campo eléctrico que no es uniforme, ya quevaría periódicamente a través de toda la red. Resulta de ello que los niveles de energíaelectrónicos ya no están nítidamente definidos, sino que son reemplazados por bandasde niveles muy próximos que pueden ser ocupados por los electrones. Dichas bandas,en general, están separadas por regiones de energía prohibidas, aunque en algunoscasos se puede producir la superposición entre bandas.

Niveles de energía electrónico en un átomo libre simple y en átomos de la red cristalina


14Los electrones que se encuentran en las proximidades del borde superior de la banda

parcialmente llena pueden pasar a los niveles no ocupados ligeramente superiores dentrode la misma banda. Pueden entonces moverse libremente de un átomo (o ion) a otro,haciéndose así posible la conducción eléctrica

Si las bandas electrónicas del sólido están completamente llenas, la sustancia es unaislador ya que no existen niveles no ocupados disponibles para los electrones. Este es elcaso, por ejemplo, de numerosos sólidos no metálicos, como ser carbono (diamante),silicio, azufre, fósforo, etc., en los cuales cada átomo tiene completo su octeto electrónicoformando

uniones covalentes con todos sus vecinos más cercanos. En principio, un aisladorpodría convertirse en conductor si uno (o más) de los electrones de la banda más elevadapudiera ser expulsado, dejando así un nivel vacante en esta banda; al mismo tiempo, elelectrón es llevado a una banda superior donde se dispone de muchos niveles vacantes.En general, se necesita una gran energía para provocar la transferencia aludida de unelectrón de una banda a otra, pero en algunos pocos casos es suficiente la energía de unfotón de luz visible o de radiación ultravioleta. Las sustancias de este tipo, como son elselenio y el germanio, se denominan fotoconductores

Niveles de energía en (A) un conductor, (B) un aislador.

Los fotoconductores forman parte en realidad de un grupo más extenso desustancias conocidas como semiconductores; las mismas son normalmente aisladores, peropueden adquirir conductividad eléctrica, aunque en mucha menor escala que los metales,bajo ciertas circunstancias. En años recientes se ha despertado un considerable interésen sustancias para ser usadas como transitores, etc., que son conductores debido a lapresencia de una pequeña cantidad de impurezas.

En los semiconductores, la banda de conducción cuenta con electrones queocasionalmente son promovidos a ella por excitación de las bandas más bajas. La zonaprohibida es más estrecha que en el caso de los aislantes y, por consiguiente, constituyeuna barrera menos difícil para dicha promoción. Estas sustancias exhibenconductividades eléctricas bajas. Una elevación de la temperatura excita a los electronesa la banda de conducción. Este enriquecimiento aumenta la conductividad eléctrica enmayor grado que la disminución que provoca el aumento de vibración de los átomos. Elresultado neto es que la conductividad eléctrica de los semiconductores aumenta alelevarse la temperatura


154.2 Propiedades de los metales

a. Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) dedensidad elevada. Observa que la red metálica postula unaestructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (conlos iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta)

b. Conductividad eléctrica elevada. La presencia de un gran númerode electrones móviles explica por qué los metales tienenconductividades eléctricas varios cientos de veces mayores quelos no metales. La plata es el mejor conductor eléctrico pero esdemasiado caro para uso normal. El cobre, con unaconductividad cercana a la de la plata, es el metal utilizadohabitualmente para cables eléctricos.

c. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de losmetales por las colisiones entre electrones, que se producen conmucha frecuencia

d. Ductilidad y maleabilidad. La mayoría de los metales sondúctiles (capaces de ser estirados para obtener cables) ymaleables (capaces de ser trabajados con martillos en láminasdelgadas). En un metal, los electrones actúan como unpegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos,los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Comoconsecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformarsin romperse.

e. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes. Ningún metalse disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a ladisolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos

5. Fuerzas intermoleculares5.1 Fuerzas de Van der Waals

En multitud de ocasiones se comprueba la existencia de fuerzas muchomás débiles que las uniones entre átomos (enlaces covalente e iónico), detipo atractivo, y que mantienen unidas entre sí moléculas sin carga o enocasiones átomos, afectando a la materia en sus tres estados.

Así, por ejemplo, los átomos de los gases nobles no forman enlacesentre sí de ninguna naturaleza; sin embargo, cuando estas sustanciasgaseosas se licuan o se solidifican, se libera energía, poniendo demanifiesto la existencia de fuerzas de cohesión entre las partículas. Estasfuerzas son las Fuerzas de Van der Waals, muy débiles, pero con carácteraditivo.

Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas, seproducen entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son dedistinta intensidad y mantienen más o menos unidas a las moléculas entresí, determinando las propiedades de las sustancias, tales como: estado deagregación, punto de ebullición, solubilidad, etc.

Entre las fuerzas de Van der Waals se destacan:


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FUERZAS DE LONDONEn las moléculas no polares puede producirsetransitoriamente un desplazamiento relativo delos electrones originando un polo positivo yotro negativo (dipolo transitorio) quedeterminan una atracción entre dichasmoléculas. (El polo positivo de una moléculaatrae al polo negativo de la otra, y viceversa).

Estas fuerzas de atracción son muy débiles yse denominan fuerzas de London.

FUERZAS DIPOLO - DIPOLO INDUCIDOEn ciertas ocasiones, una molécula polar(dipolo), al estar próxima a otra no polar,induce en ésta un dipolo transitorio,produciendo una fuerza de atracciónintermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.

Así, el agua cuya molécula es un dipolo,produce una pequeña polarización en lamolécula no polar de OXÍGENO, la cual setransforma en un dipolo inducido.Esto hace que el OXÍGENO y el DIÓXIDO DECARBONO, que son no polares presentencierta solubilidad en solventes polares, comoel agua.

FUERZAS DIPOLO - DIPOLOCuando dos moléculas polares (dipolo) seaproximan, se produce una atracción entre elpolo positivo de una de ellas y el negativo dela otra.

Esta fuerza de atracción entre dos dipolos estanto más intensa cuanto mayor es lapolarización de dichas moléculas polares.Estas fuerzas de atracción, llamadas dipolo-dipolo, se observan en las moléculascovalentes polares, como el sulfuro dehidrógeno H2S , el metanol CH3OH , laglucosa C6H12O6 , etc. Estas sustancias deelevada polaridad se disuelven en solventespolares tales como el agua.

5.2 Enlace por puentes de hidrógenoLa existencia de este enlace se introduce en 1920 (Latimer y

Rodebush) para describir la causa de la asociación molecular en sustanciascomo el H2O (y otras) en estado líquido

Entre los enlaces polares, resulta particularmente importante aquélformado por un átomo de hidrógeno y un átomo que tenga un alto valor


17de electronegatividad, como el F, el O ó el N. Este tipo de átomos,siempre tiene pares de electrones no compartidos al formar moléculas. Unejemplo de moléculas en las que tenemos este tipo de enlaces serían losalcoholes, que tienen fórmula general R-O(-)-H(+), donde los símbolos -y +, se refieren a que sobre el átomo junto al cual se escribieron, hay unacarga negativa o positiva parcial, lo que justamente genera el momentodipolar.

Como se puede ver en la figura, un átomo de hidrógeno enlazado auna molécula de metanol, puede interactuar fuertemente con uno de lospares de electrones no compartidos en el átomo de oxígeno de unamolécula vecina, formando un "puente" entre dos moléculas de metanol.

Esta interacción es mucho más fuerte que una interacción dipolo-dipolo en la que no exista puente de hidrógeno. Esto se manifiesta en laselevadas temperaturas de ebullición de los líquidos cuyas moléculasforman puentes de hidrógeno entre sí. Resulta muy ilustrativo comparar eléter metílico CH3-O-CH3, con el etanol CH3-CH2-OH. Estas dossustancias son isómeros, es decir tienen la misma fórmula condensada,pero el acomodo de sus átomos es distinto. Ambas tienen un momentodipolar diferente de cero. Sin embargo, entre moléculas de éter metílico,CH3-O-CH3, no pueden formarse puentes de hidrógeno, pues en ellas losátomos de hidrógeno solamente se encuentran formando enlaces muypoco polares con los átomos de carbono. En el etanol, CH3-CH2-OHexiste un enlace O-H, que es muy polar, de manera que ese átomo dehidrógeno puede formar puentes con otros átomos de oxígeno enmoléculas vecinas. Las diferencias físicas son muy notables: el etanol esun líquido a temperatura ambiente, y su punto de ebullición es de 78°C,mientras que el éter metílico es un gas con punto de ebullición de -25°C.

Para el caso del agua, entre los dipolos se establecen fuerzas deatracción llamados puentes de hidrógeno, formandose grupos de 3-9moléculas. Con ello se consiguen pesos moleculares elevados y el agua secomporta como un líquido. Estas agrupaciones, le confieren al agua suspropiedades de fluido, en realidad, coexisten estos pequeños polímeros deagua con moléculas aisladas que rellenan los huecos.


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Los enlaces por puentes de hidrógeno son, aproximadamente, 1/20más débiles que los enlaces covalentes, el hecho de que alrededor de cadamolécula de agua se dispongan otras moléculas unidas por puentes dehidrógeno, permite que se forme en el seno del agua una estructuraordenada de tipo reticular, responsable en gran parte del comportamientoanómalo y de sus propiedades físicas y químicas.

Cuando el agua se congela, cada átomo de oxígeno de las moléculasde agua que forman una masa de hielo está unido por dos enlacescovalentes a sendos átomos de hidrógeno y por puente de hidrógeno amoléculas vecinas. La energía de los puentes de hidrógeno es

aproximadamente un 1% del enlace covalente. Estagran diferencia de energía hace la distinción entre elenlace covalente, que es un enlace químico y por lotanto muy fuerte, y el mal llamado enlace de hidrógeno,que sólo es una asociación física, porque es unaatracción dipolo-dipolo.Los pares electrónicos enlazantes y no enlazantes están

orientados hacia los vértices de un tetraedro irregular,por lo que al considerar una masa de hielo, susmoléculas forman una inmensa red tridimensionalaltamente ordenada que evita que las moléculas seacerquen mucho entre sí. El puente de hidrógeno que seestablece, hace que las moléculas de agua adopten unaestructura que deja huecos hexagonales que forman unaespecie de canales a través de la red.


19Considerada "fríamente" como una combinación de los elementos químicos

Hidrógeno (H) y Oxígeno (O), el agua tiene una estructura molecular similar a lade otras sustancias formadas por Hidrógeno también, pero con elementos de la

familia del oxígeno: Teluro (Te), Selenio (Se) y azufre (S). Las sustancias mencionadasson denominadas hidruros.

Algunas de ellas, disueltas en agua originan hidrácidos como el ácido sulfhídrico.Comparemos su masa molecular relativa, o como se decía antes, su "peso molecular", juntocon sus puntos de ebullición y fusión.

La más "pesada" de las cuatro, H2Te, entra en ebullición (hierve) a -4ºC (4 grados"bajo cero") y se congela a -51ºC (hace falta más que un "freezer"). Un poco más liviana,H2Se hierve a -42ºC y congela a -64 ºC. Tal como se espera, H2S, más liviana todavía,presenta valores más bajos: hierve a -61ºC y congela a -82ºC.

Considerando al agua como un hidruro más, y el más liviano de la serie, deberíapresentar un punto de congelación de aproximadamente -100 ºC y un punto de ebulliciónde -80 ºC : a una temperatura "más caliente" que 80 ºC bajo cero (cualquiera de las quetenemos en el planeta), el agua se presentaría sólo como gas. Los seres vivos, siexistiésemos, seríamos gaseosos, algo así como fantasmas.

Sabemos que esto no es así, que a nivel del mar, el agua congela a 0ºC e hierve a100ºC. Podemos señalar de paso, que el agua es la única sustancia que en las condicionesnaturales de presión y temperatura del planeta, se puede encontrar en los tres estados deagregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso.

HIDRURO"PESO"

MOLECULAR

PUNTODE

FUSIÓN

PUNTO DEEBULLICIÓN

H2O 18 0° C 100° C

H2S 34 -82° C -61° C

H2Se 80 -64° C -42° C

H2Te 129 -51° C -4° C

T5.enlace químico. 1º bachillerato

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