FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACH___________________________________________ IES EL PARADOR

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TEMA 8

EL ENLACE QUÍMICO

Con el establecimiento de la teoría atómico molecular de la materia (tema 6) y con el

conocimiento de la estructura interna de los átomos (tema 7) hemos avanzado mucho en

la comprensión de problemas que tenía planteados las química del siglo XIX y principios

del siglo XX. Pero la solución a una de las cuestiones más importantes todavía no la

hemos resuelto: ¿cómo se enlazan unos átomos con otros para formar agregados de

cierta estabilidad como moléculas, cristales, etc.? Esta cuestión constituye lo que se

conoce como estudio del enlace químico, que es lo que pretendemos realizar en este tema.

Veremos cuáles son los tipos de enlace que existen y cómo llegamos a ellos.

¿Qué importancia tiene realmente conocer el enlace químico? Son numerosos los motivos

que despiertan ese interés:

- Interpretar muchas de las propiedades que presentan las sustancias, como los puntos

de fusión y ebullición, facilidad para la descomposición, solubilidad, conductividad

eléctrica, fórmulas químicas…

- Fabricar nuevas sustancias con propiedades deseables, como pegamentos,

medicamentos, conservantes…

- Interpretar las variaciones de energía asociadas a los cambios químicos: explosivos,

combustiones…

- Conocer la forma real de las moléculas

- Etc.

En realidad, lo que se sabe actualmente sobre el enlace químico

es fruto de la confluencia de dos líneas de investigación

El estudio de las propiedades

características

de la sustancias

El desarrollo teórico sobre la

estructura atómica y molecular de la

materia

1. Clasificación de las sustancias en

función de sus propiedades

2. Generalidades sobre

el enlace químico

Clasificación de las sustancias en función de sus propiedades

De entre todas las propiedades que podemos medir de las sustancias químicas hay algunas

de ellas que nos pueden proporcionar información muy valiosa sobre cómo se enlazan las

partículas que las constituyen. Son propiedades que nos pueden indicar si los enlaces entre

sus partículas son fuertes o débiles, si presentan o no partículas cargadas con libertad de

movimiento, etc. Se trata de propiedades como el punto de fusión y de ebullición, la

solubilidad en determinados disolventes, la conductividad eléctrica, la fragilidad, etc.

Vamos a mostrar algunas experiencias que muestren cómo determinar esas propiedades,

al menos de modo cualitativo, y vamos a tratar de sacar información de estas propiedades

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a partir de una muestra de sustancias seleccionadas adecuadamente. Para ello, presta

atención a las experiencias del profesor. Luego trataremos de clasificar de manera

adecuada todas las sustancias de la tabla siguiente en función de sus propiedades (PPS):

Una vez analizadas las propiedades de las sustancias podemos llegar a la conclusión de

que existen tres grandes grupos de sustancias según su comportamiento:

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Podemos adelantar que estos tres grandes grupos de sustancias evidencian la existencia

de cuatro formas distintas de interacción entre partículas:

Generalidades sobre el enlace químico

En 1916, el científico alemán Walther Kössel

y el estadounidense Gilbert Lewis, de forma

independiente y basándose en el hecho de la

escasa reactividad de los gases nobles,

sugirieron que los enlaces entre átomos

podían interpretarse como si los átomos de los

distintos elementos, al enlazarse, “tendieran”

a adquirir una distribución de electrones de

valencia igual a la del gas noble más próximo.

De esta forma se estableció la llamada regla del octeto, según la cuál los átomos de los

elementos químicos, al enlazarse con otros átomos, se comportan como si tendieran a

tener ocho electrones en el nivel más externo, que es la distribución electrónica

característica de los gases nobles (salvo el helio, que sólo tiene 2). No obstante, dicha

regla no es más que una aproximación para interpretar el enlace químico y que no

siempre se cumple. En realidad, lo que gobierna que se forme o no se forme un

agregado de átomos es fundamentalmente el balance energético global.

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EL ENLACE IÓNICO

Los científicos han necesitado suponer una determinada forma de unirse los átomos para

poder explicar las propiedades de las sustancias iónicas. Los electrólitos o sustancias

iónicas están formados por la unión de pequeños cristales. Cada cristal es una red

cristalina gigante en la que hay un gran número de cationes y aniones. Los cationes y los

aniones se atraen con bastante fuerza, ya que tienen carga de distinto signo.

En el estado sólido, esos iones no pueden

desplazarse, sólo pueden vibrar. Los iones que se

unen para formar las estructuras iónicas son los

de elementos metálicos con los de elementos no

metálicos, es decir, los que se encuentran a la

izquierda de la tabla periódica con los que se

encuentran a la derecha de la misma.

¿Por qué los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias iónicas son altos o muy altos?

Si las fuerzas de atracción entre los iones son grandes provocará que sea difícil separarlos, por lo

que los puntos de fusión y ebullición serán elevados.

¿Por qué muchas sustancias iónicas son solubles en

agua? Como las moléculas de agua son polares, entre varias

de ellas pueden arrancar un ion de la red al orientarse de

manera adecuada alrededor de dicho ion. Finalmente, cada

ion queda rodeado en la disolución de varias moléculas de

agua. Se dice que el ion está solvatado o hidratado.

¿Por qué hay sustancias iónicas que son muy solubles en agua, como el

NaCl, mientras que hay otras que son poco solubles en agua, como el ZnS? La razón está en los factores de los que depende la fuerza de atracción entre

iones de distinto signo. Las fuerzas de atracción entre los iones serán más

intensas en las sustancias menos solubles. La fuerza de atracción entre los iones

dependerá de la carga de los mismos y de la distancia entre sus centros, de

modo que la fuerza de atracción será mayor entre los iones del sulfuro de cinc

porque están más juntos y porque tienen mayor carga.

¿Y por qué todas las sustancias iónicas son insolubles en disolventes apolares como el xileno?

La razón está en que las moléculas apolares del xileno no atraen con suficiente fuerza a los iones

de la red iónica como para separarlos de sus vecinos.

¿Por qué las sustancias iónicas no conducen la electricidad en estado sólido? En estado sólido

los iones no pueden desplazarse, sólo pueden vibrar, de manera que no existen partículas cargadas

con libertad de movimiento por todo el material. Por eso estas sustancias en estado sólido no

conducen la corriente eléctrica.

¿Y por qué sí conducen cuando están disueltas o en estado líquido? En estos casos los iones

forman parte de un líquido, por lo que tanto aniones como cationes gozan de bastante libertad de

movimiento por todo el material. Es decir, sí hay partículas cargadas con libertad de movimiento:

los aniones y los cationes.

¿Por qué los son frágiles las sustancias iónicas? Cuando

intentamos deformarlas, al desplazar una capa de iones sobre

otra aparece enseguida una situación muy inestable en la que

los iones del mismo signo se repelen y por eso se rompen.

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Actividad 1

Justifica la existencia de los siguientes iones: F ; K+ ; Mg2+ ; O2.

Actividad 2

¿A qué puede deberse que la temperatura de fusión del cloruro de sodio (801ºC) sea

mayor que la del cloruro de cesio (645ºC) si las cargas de los iones iguales?

Actividad 3

La distancia entre los iones en el cloruro de sodio (NaCl) es aproximadamente la misma

que la distancia entre los iones en el óxido de bario (CaO). ¿A qué puede deberse que el

punto de fusión del segundo (2572 ºC) sea mayor que el del primero (801ºC)?

Actividad 4

Relaciona las siguientes temperaturas de fusión (1263 ºC, 993 ºC y 1291 ºC) con cada

una de las siguientes sustancias iónicas: NaF, MgF2, AlF3. Justifica tu respuesta.

Actividad 5

Indica, señalando el motivo, qué compuesto de cada una de las siguientes parejas tendrá

una temperatura de fusión más elevada: a) NaF-NaI; b) CaO-BaO; c) NaF-Na2O; d)

CaF2-CaO

Actividad 6

Explica por qué en el compuesto cloruro de calcio (CaCl2) no existen moléculas sino

redes, y justifica su fórmula utilizando regla del octeto.

Actividad 7

Explica qué fórmula cabe esperar para cada una de las siguientes sustancias: el óxido

de magnesio, el cloruro de estroncio, el sulfuro de potasio y el yoduro de cesio.

Actividad 8

Explica por qué los compuestos iónicos no conducen bien la corriente en estado sólido y

sí lo hacen cuando se funden o cuando forman parte de una disolución líquida.

Actividad 9

Explica por qué el cloruro de sodio es soluble en agua y, sin embargo, no lo es en un

disolvente apolar como el tetracloruro de carbono. Apoya tus explicaciones con dibujos.

Actividad 10

Explica por qué el cloruro de sodio es bastante soluble en agua y, sin embargo, el óxido

de magnesio es muy poco soluble si las dos son sustancias iónicas.

Actividad 11

Explica por qué las sustancias iónicas no pueden ser sustancias puras simples.

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EL ENLACE METÁLICO

Los científicos han necesitado suponer una determinada forma de unirse los átomos para

poder explicar las propiedades de las sustancias metálicas. El enlace metálico se

produce entre átomos de elementos metálicos, es decir, de los elementos situados a la

izquierda de la tabla periódica. Los metales están formados por la unión de pequeños

cristales, cada uno de los cuáles es una red cristalina gigante en la que hay un gran

número de cationes (los átomos de los metales tienen pocos electrones en su nivel más

externo, por lo que tienden a perder algunos

de ellos para acercarse a la configuración

de gas noble). Entre los cationes hay un

gran número de electrones que se mueven

fácilmente y que forman un fondo común que

es de todos los cationes y no es de ninguno.

A estos electrones se les llama electrones

deslocalizados.

¿Por qué los metales son buenos conductores de la electricidad en estado sólido? La razón se

encuentra en la presencia de un elevado número de electrones deslocalizados, es decir, de

partículas cargadas con libertad de movimiento por todo el material. Cuando sometemos a los

extremos del metal a un voltaje los electrones deslocalizados se desplazan desde el polo negativo

al polo positivo sin demasiados problemas.

¿Por qué los metales son incluso mejores conductores de la electricidad en estado líquido?

Al fundir el metal ya no sólo los electrones deslocalizados tienen libertad de movimiento, sino

que también los cationes adquieren bastante libertad de movimiento, lo que contribuye a mejorar

la conductividad del metal.

¿Por qué los metales son también buenos conductores del calor? La razón se encuentra

también en la presencia de un elevado número de electrones deslocalizados con libertad de

movimiento por todo el material y en las vibraciones de los cationes. Cuando calentamos un metal

por un extremo la energía cinética de los electrones y los cationes se puede transferir mediante

choques con bastante facilidad y rapidez hasta el otro extremo del metal.

¿Cómo se explica que las temperaturas de fusión y de ebullición de las sustancias metálicas

suelan ser elevadas? Los puntos de fusión y ebullición elevados se explican suponiendo que las

fuerzas de atracción entre cationes y electrones son intensas. Por eso, todos los metales (salvo el

mercurio) son sólidos a temperatura ambiente.

¿Por qué los metales son insolubles tanto en disolventes polares (agua) como en disolventes

apolares (xileno)? Las moléculas de los disolventes apolares (como el xileno) serían incapaces

de disgregar la red de cationes presentes en un metal. Sin embargo, en un principio cabría pensar

que las moléculas de los disolventes polares (como el agua) sí que podrían separar los cationes de

la red metálica. Pero en ese caso quedarían sueltos los electrones deslocalizados, y esa situación

es completamente inestable. Por eso nunca se disuelven los metales.

¿Por qué los metales son deformables? Cuando

tratamos de deformar un sólido lo que hacemos es

desplazar unas capas de átomos sobre otras, y en este

caso no se alteraría en nada la estabilidad de la red.

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Actividad 12

Explica por qué los electrones de valencia de los átomos de los elementos metálicos

tienen mucha movilidad.

Actividad 13

Explica qué significa la expresión: los electrones que sirven de enlace en una red

metálica se encuentran deslocalizados.

Actividad 14

Explica en qué consiste la superconductividad.

Actividad 15

Explica por qué los metales son insolubles en cualquier tipo de disolventes.

Actividad 16

Explica con ayuda de dibujos por qué un sólido metálico se puede deformar y, sin

embargo, un sólido iónico no.

Actividad 17

Dibuja cómo te imaginas un metal en estado líquido como es el mercurio a Tª ambiente

y explica por qué los metales conducen bien la corriente en estado líquido.

Actividad 18

Explica por qué los metales son buenos conductores del calor.

EL ENLACE COVALENTE Y LAS FUERZAS INTERMOLECULARES

EL ENLACE COVALENTE

Los no electrólitos o sustancias covalentes están formados por moléculas, no por redes.

El enlace covalente se produce entre átomos de elementos no metálicos, es decir, de los

elementos que se encuentran a la derecha de la tabla periódica y que tienen tendencia a

ganar electrones. Puede ser entre átomos de un mismo elemento, como en el cloro Cl2,

o entre átomos de elementos diferentes, como en el dióxido de

carbono, CO2. Como los dos átomos que se enlazan tienen tendencia

a ganar electrones, lo que hacen es compartir electrones para

adquirir la configuración estable de gas noble. Así pues, los átomos

que forman las moléculas comparten electrones, que están

localizados entre los átomos.

Los diagramas de puntos o de Lewis son

muy útiles para entender cómo es el enlace

covalente entre átomos. En la figura de la

derecha se justifica la existencia de

muchas moléculas (H2, Cl2, O2, N2, F2,

CO2) mediante la formación de enlaces

covalentes simples, dobles y triples.

Cl2

CO

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Los enlaces triples son más fuertes

que los dobles, y éstos que los

simples. Por eso, por ejemplo, la

molécula de N2 es muy estable y

muy difícil de romper.

A veces, un sólo átomo es el que

aporta el par de electrones al

enlace. En este caso se denomina

enlace covalente dativo, pero una vez formado es indistinguible de un enlace covalente

normal. Es el caso, por ejemplo, de los óxidos de azufre SO2 y SO3:

¿Cómo se justifica la existencia de moléculas polares y moléculas apolares?

¿Por qué las sustancias covalentes no conducen la corriente eléctrica ni en estado sólido, ni

en estado líquido, ni disueltas? Los no electrólitos o sustancias covalentes están formados por

moléculas. Al no existir electrones libres como en los metales, ni iones que se puedan desplazar

como en los electrólitos en estado líquido, no se puede originar una corriente eléctrica.

¿Por qué las sustancias covalentes tienen, por lo general, puntos de fusión y de ebullición

bajos? Las sustancias covalentes están formados por moléculas. Para cambiar de estado hay que

romper los enlaces entre esas moléculas. Como las moléculas son neutras, la atracción entre ellas

será muy débil y sus puntos de fusión y ebullición son bajos.

¿Por qué los compuestos covalentes requieren por lo general mucha más energía para ser

descompuestos que en el caso de los compuestos iónicos? Los enlaces covalentes en el interior

de las moléculas, aunque pudiera parecer lo contrario, son mucho más fuertes que los enlaces

iónicos dentro de una red iónica.

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¿De qué dependerá que algunas sustancias covalentes sean solubles en unos disolventes y no

en otros? Dependerá de la polaridad de las moléculas de tales sustancias covalentes, así como de

la polaridad de las moléculas de los disolventes. Hay que tener en cuenta que, por regla general,

lo semejante disuelve a lo semejante.

¿De qué dependerá que algunos sólidos covalentes sean frágiles o sean deformables?

Dependerá también de la polaridad de las moléculas de tales sólidos covalentes. El hielo, por

ejemplo, es frágil debido a que sus moléculas son polares.

Actividad 19

Justifica la existencia de las siguientes sustancias indicando el tipo de enlace existente

entre sus átomos y, según sea el caso, indicando los iones que participan o construyendo

el diagrama de Lewis correspondiente: CaF2, Li3N, Br2, BaS, OCl2, K2O, SiO2, SO3.

Actividad 20

Construye los diagramas de Lewis que justifiquen la existencia de las siguientes

moléculas: F2, CH4, NH3, H2O, HCl, CCl4, CBr3I, CH3CH3, CH2CH2, CHCH, CH3OH,

O2, N2, PF3, HIO4, HIO3, HIO2, HIO, CO2.

Actividad 21

¿Por qué una molécula diatómica formada por dos átomos distintos ha de ser siempre

polar y en cambio, si la molécula tiene más de dos átomos, podría no serlo? Propón

algún ejemplo de cada caso.

Actividad 22

El ion complejo amonio NH4+ se puede considerar como el resultado de la unión de una

molécula de amoníaco NH3 con un protón. Utiliza lo que sabes sobre enlace covalente

para explicar la existencia de dicho ion.

Actividad 23

Los elementos A, B, C y D tienen números atómicos 11, 20, 7 y 17, respectivamente.

a) Indica el periodo y el grupo del sistema periódico al que pertenecen

b) Razona el tipo de enlace y la fórmula que cabe esperar entre los siguientes tipos de

átomos: C y D; A y D; B y D; C y C.

c) En los casos en los que el enlace sea covalente, explica la polaridad del enlace y de

la molécula.

Actividad 24

¿Cómo se interpretan desde el punto de vista del enlace químico las siguientes

propiedades?

a) La fragilidad de un sólido iónico.

b) El bajo punto de fusión del naftaleno (C10H8).

c) La conductividad eléctrica de una disolución salina.

d) La fácil sublimación de yodo (I2) sólido y, en cambio, la gran cantidad de energía

que es necesaria para romper la molécula diatómica de yodo.

Actividad 25

Dadas las siguientes sustancias: Ag, KBr, SiO2, H2S, clasifícalas por el tipo de sólido que

forman (iónico, covalente o metálico) y comenta la solubilidad, la conductividad

eléctrica y la fragilidad de cada una de ellas.

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LAS FUERZAS INTERMOLECULARES

(FUERZAS DE VAN DER WAALS)

¿Qué tipo de enlace es el que mantiene unidas a las moléculas de las sustancias

covalentes cuando se encuentran en estado líquido o en estado sólido?

Una primera reflexión sobre lo que ya sabemos del enlace

covalente nos induce a pensar que las moléculas que sean polares

se atraerán al enfrentarse los extremos cargados con diferente

signo, como es el caso de las sustancias que aparecen a la derecha.

Este sería el caso de las FUERZAS DIPOLO-DIPOLO, que

tienen su origen en la existencia de dipolos permanentes.

Pero si queremos justificar la evolución de las

diferentes Teb de esas sustancias nos

encontramos con algunas limitaciones. Mirando

la tabla de electronegatividades y comparando la

polaridad de las moléculas anteriores cabría

esperar un comportamiento algo diferente.

Por otro lado, ¿qué tipo de enlace será el que mantiene unidas a las moléculas apolares

de las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado líquido o en estado sólido?

Este sería el caso de sustancias como I2, Br2, N2, Kr, etc. Las fuerzas dipolo-dipolo en

estos casos no existirían.

Ese tipo de cuestiones sugiere la existencia de otro tipo de fuerzas intermoleculares

diferente de las fuerzas dipolo-dipolo. Son las llamadas FUERZAS DE LONDON, que

tienen su origen en la existencia de dipolos transitorios inducidos.

Pensemos en el gas helio, He.

La atracción entre las moléculas de helio

puede conseguirse si se baja lo suficiente la

Tª, de manera que el movimiento de las

mismas sea lo suficientemente lento.

Estas fuerzas entre dipolos transitorios

inducidos también se dan entre moléculas

poliatómicas. Por lo que hemos visto con el

helio, se deben al continuo cambio de

posición de los electrones, lo que hace que en algún momento se pueda producir un

dipolo instantáneo. En la mayoría de los casos se trata de fuerzas muy débiles, aunque

van aumentando con el tamaño de las moléculas ya que los átomos grandes tienen más

electrones, lo que favorece la formación de dipolos instantáneos más intensos, mientras

que en los átomos más pequeños los núcleos positivos ejercen un mayor dominio sobre

los electrones. Los dipolos producidos en

las moléculas cambian con el tiempo e

inducen la formación de otros dipolos en

moléculas vecinas, dando lugar al

establecimiento de uniones entre moléculas.

Pensemos en las moléculas de I2 o de Br2.

Elemento Electronegatividad

Hidrógeno 2,1

Flúor 4,0

Cloro 3,0

Bromo 2,8

Yodo 2,5

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En general, a mayor tamaño molecular corresponde una mayor masa molecular. De ahí

que muchas observaciones experimentales muestren que las fuerzas de London

aumentan con la masa molecular.

¿Explican realmente estas fuerzas de London la evolución en las temperaturas de

ebullición de los grupos de sustancias de la tabla siguiente?

Parece que todos los casos los explica muy bien salvos tres de ellos que resultan ser

inexplicablemente altos: HF, H2O y NH3. Las altas temperaturas de ebullición, y también

las de fusión, de estas tres sustancias no se pueden explicar ni con la existencia de las

fuerzas dipolo-dipolo ni con la existencia de las fuerzas de London, razón por la cual se

hace necesaria la existencia de un tercer tipo de fuerza intermolecular especialmente

grande y que afecta exclusivamente a estas tres sustancias: se trata de los PUENTES DE

HIDRÓGENO.

¿Qué tienen en común NH3, H2O y HF, que no tengan otras moléculas, para qué sólo en

ellas se presenten puentes de hidrógeno?

1) En las tres están presentes átomos de hidrógeno, que son especialmente pequeños.

2) En las tres los átomos de hidrógeno están unidos a átomos bastante más

electronegativos. De hecho, el flúor, el oxígeno y el nitrógeno son los elementos

más electronegativos. Esto confiere a los enlaces una elevada polaridad.

3) Además, los átomos de flúor, de oxígeno y de nitrógeno también son

suficientemente pequeños para que las moléculas puedan aproximarse mucho.

Estas tres condiciones juntas hace que la atracción dipolo-dipolo entre estas moléculas

sea mucho más intensa que en cualquier otro caso, denominando a este tipo de enlaces

con un nombre específico: enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno.

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Actividad 26

Dadas las siguientes sustancias, en estado sólido todas ellas: H2S, Fe, C (diamante),

NaCl y H2O. Responde razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Ordénalas en orden creciente según sean las fuerzas entre las unidades que

constituyen la red cristalina. Ordénalas luego en orden creciente de su Tf.

b) ¿Cuáles serán conductoras en estado sólido y cuáles lo serán en estado fundido?

¿Por qué?

Actividad 27

Para los siguientes pares de elementos: oxígeno y bario; flúor y flúor; hidrógeno y

selenio.

a) Escribe las fórmulas más probables de la sustancia formada entre cada par de

elementos.

b) Nombra los tipos de enlace que existen en cada una de las tres sustancias cuando se

encuentran en estado sólido.

Actividad 28

Describe los tipos de fuerzas intermoleculares existentes en: O2; H2S y H2O

Actividad 29

Señala “verdadero o falso” en cada una de las siguientes afirmaciones y razona por qué:

a) Las fuerzas de London existen entre todas las moléculas

b) Los enlaces de hidrógeno se dan en todos los compuestos cuyas moléculas contienen

átomos de hidrógeno.

c) El fluoruro de calcio está formado por moléculas de CaF2

Actividad 30

Une cada una de las casillas de la izquierda con la que le corresponda de la derecha:

Actividad 31

En la figura se representan, a la izquierda, el grupo de compuestos llamados haluros de

hidrógeno y, a la derecha, unas temperaturas de ebullición. Utiliza tus conocimientos

sobre enlace químico para emparejar adecuadamente cada compuesto con su

correspondiente temperatura de ebullición, explicando los criterios utilizados.

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Actividad 32

Utiliza lo que sabes sobre el enlace químico para explicar por qué:

a) El butano (C4H10) hierve a 0 ºC mientras que el pentano (C5H12) lo hace a 36 ºC

b) Los metales cuando se enfrían mucho conducen mejor la corriente eléctrica

c) El agua líquida se puede convertir en agua gas con mucha menos energía de la que

se requiere para descomponerla en hidrógeno y oxígeno

Actividad 33

En la tabla siguiente se dan temperaturas de fusión y estado físico en condiciones

normales. ¿Por qué la temperatura de fusión va aumentando conforme se pasa del flúor

(F2) al iodo (I2)?

Actividad 34

El metano (CH4) hierve a –162 ºC, el tetracloruro de carbono (CCl4) lo hace a 77 ºC y

el tetrabromuro de carbono (CBr4) a 190 ºC. Propón una explicación que justifique la

evolución de las temperaturas de ebullición anteriores.

Actividad 35

Explica qué tipo de enlace se rompe en cada uno de los siguientes procesos: a) Sublimar

CO2 (s) a CO2 (g); b) Fusión del hielo; c) Disolver yoduro potásico (KI) en agua; d)

Fusión del diamante.

Actividad 36

Sean las siguientes sustancias: hierro (Fe), dióxido de silicio (SiO2), etano (C2H6),

bromuro de potasio (KBr), agua (H2O). Escoge, según su tipo de enlace, la propiedad

más representativa de cada una de ellas:

a) Ligada por fuerzas de Van der Waals que funde muy por debajo de la temperatura

ambiente

b) Alta conductividad eléctrica

c) Covalente de elevado punto de fusión

d) No conductora que se transforma en conductora al fundir

e) Con enlaces de puente de hidrógeno

Actividad 37

Indica qué tipo de enlace o fuerza se rompe en los procesos siguientes:

a) Sublimar yodo (I2)

b) Sublimar diamante (C)

c) Fundir sodio (Na)

d) Fundir yoduro de sodio (NaI)

e) Fundir hielo

f) Disolver cloruro de sodio en agua

g) Vaporizar Br2 (liq) a Br2 (gas)

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RECAPITULACIÓN

En este tema hemos dado respuesta a un montón de preguntas que nos hacíamos al

principio: ¿cuál es la naturaleza de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en

agregados de cierta estabilidad?, ¿por qué las sustancias tienen las fórmulas que tienen y

no otras?, ¿por qué unas sustancias tienen un determinado comportamiento frente a la

corriente eléctrica y otras sustancias tienen otro comportamiento?, ¿de qué depende que

unas sustancias sean o no sean solubles en un determinado disolvente?

Sin embargo, también han quedado otros problemas sin resolver, como por ejemplo saber

por qué las moléculas adoptan la geometría que adoptan. Este problema, junto a otros, se

deja para el próximo curso de química.

Fin