UNIDAD 2 ENLACES QUIMICOS ALUMNOS (2).pdf
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UNIDAD 2 “ENLACES Y ESTRUCTURAS” “A menudo, un planteamiento adecuado representa más de la mitad del camino hacia la solución de un problema" (Werner Karl Heisenberg, 1901-1976, físico alemán). "La verdadera ciencia enseña, sobre todo, a dudar y a ser ignorante" (Ernest Rutherford, 1871- 1937, físico neozelandés)
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UNIDAD 2
“ENLACES Y ESTRUCTURAS”
“A menudo, un planteamiento adecuado representa más de la mitad del camino hacia la solución
de un problema" (Werner Karl Heisenberg, 1901-1976, físico alemán).
"La verdadera ciencia enseña, sobre todo, a dudar y a ser ignorante" (Ernest Rutherford, 1871-
1937, físico neozelandés)
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“Investigar es ver lo que todo el mundo ha visto y pensar lo que nadie más ha
pensado” (Werner Karl Heisenberg, 1901-1976, físico alemán).
ESTOS DESEMPEÑOS PUEDEN IDENTIFICARSE EN CADA UNA DE LAS
ACTIVIDADES DEL BLOQUE DE LA SIGUIENTE MANERA. Desempeños del
estudiante:
a b c d e f g h i j k
2.1 INTRODUCCIÓN
Los conceptos a analizar en esta unidad explican la formación e intensidades de los enlaces
químicos basadas en las ideas desarrolladas en la unidad anterior de la estructura atómica.
DESEMPEÑOS DEL ESTUDIANTE
a. Elabora la representación de estructuras de Lewis para mostrar los electrones de valencia de un elemento y de los
compuestos con enlace iónico y covalente.
b. Define y da ejemplos de enlace iónico y del enlace covalente.
c. Demuestra experimentalmente las propiedades de los compuestos con enlaces iónicos y covalentes.
d. Explica las propiedades de los metales a partir de las teorías del enlace metálico.
e. Valora las afectaciones socioeconómicas que acarrea la oxidación de los metales.
f. Explica la importancia que tienen los metales en la economía de México.
g. Define y da ejemplos de compuestos que presentan los diferentes tipos de enlace covalente y enlace covalente
coordinado. Distingue entre un enlace polar y un enlace no polar
h. Utiliza el concepto de electronegatividad para encontrar el porcentaje iónico y el porcentaje covalente de un enlace
químico. J.- Asocia la diferencia de electronegatividades con el tipo de enlace covalente.
i. Explica las propiedades macroscópicas de los líquidos y gases a partir de las fuerzas intermoleculares que los
constituyen.
j. Asocia las fuerzas intermoleculares con las propiedades que representan los gases y los líquidos.
k. Explica la importancia del puente de hidrógeno en la conformación de la estructura de las biomoléculas
(propiedades de compuestos que forman parte de los seres vivos)
OBJETOS DE APRENDIZAJE:
∞ Introducción
∞ Enlace iónico
∞ Enlace covalente
∞ Enlace metálico
∞ Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas
∞ Influencia de las fuerzas intermoleculares en las propiedades físicas
- 2 -
Particularmente se pondrá de manifiesto el papel de los electrones de valencia en la formación del
enlace químico. El estudio de las moléculas de un mismo compuesto muestra que cada átomo se
encuentra colocado en la misma posición y distancia en relación con los demás debido a la
formación de un ligamento entre los átomos que se conoce como enlace químico. El enlace
químico es la fuerza, entre los átomos o grupos de átomos, suficientemente fuerte para permitir
que el conjunto se reconozca como una entidad.
- 3 -
¿CUANTO SABES?........ EVALUACIÓN DIAGNÓSTICA
Para la comprensión de los subtemas de esta unidad, es conveniente rescatar las competencias
como son los conocimientos, habilidades, actitudes y valores, adquiridas a lo largo de tu vida. Se
recomienda que hagas tu mejor esfuerzo para responder lo que se pide y de esta manera poder
detectar aquellos aspectos que no conoces, no recuerdas o que no dominas, con la finalidad de
poder enfocar tu estudio.
I. CONOCIMIENTOS
Marca según corresponda tu nivel de conocimientos sobre cada uno de los siguientes
términos.
¿QUÉ TANTO
CONOCES
ACERCA DE?
(3)LO SÉ BIEN
(Estudio previo)
(2)SÉ ALGUNAS
COSAS (Estudio
regular)
(1)NO LO SÉ (Sin
estudio previo)
Describo el enlace
químico y cómo se
forma
Describo la definición
de enlace iónico y la
electronegatividad
Analizo la formación
del enlace covalente
Describo la formación
de redes cristalinas y
la geometría molecular
Analizo las estructuras
de lewis
Describo las fuerzas
intermoleculares e
intramoleculares
Describo el enlace por
puente de hidrógeno
Describo las fuerzas
dipolo-dipolo
- 4 -
Describo el enlace
metálico y las teorías
que lo explican.
II. HABILIDADES
Identifica tus habilidades, marcando en las columnas lo que corresponde a tu nivel actual de
conocimientos en relación con cada uno de los conceptos que se incluyen a continuación.
HABILIDAD NIVEL DE HABILIDAD ACTUAL
¿QUÉ TANTO
CONOCES?
LO SÉ HACER
BIEN
SÉ HACER
ALGUNA COSA
NO LO SÉ
HACER
Conozco la
importancia de
conocer los enlaces
químicos.
Conozco cómo se
forma un enlace
iónico.
Desarrollo
estructuras de Lewis.
Conozco cómo se
forma un enlace
covalente.
Conozco cómo se
forma un ion.
Conozco las
propiedades de los
compuestos con
enlace iónico.
Conozco como se
forma el enlace
metálico
- 5 -
Manejo la tabla
periódica para poder
obtener información
sobre las
características y
propiedades de los
elementos químicos.
III. ACTIVIDADES Y VALORES
Realizar los siguientes ejercicios por equipos.
Ejercicio 1: El agua es un compuesto que presenta características física y químicas muy
particulares, cómo es su punto de ebullición de 100oC a nivel del mar y un peso molecular de 18
g/mol, es capaz de absorber una gran cantidad de calor antes de incrementar su temperatura. El
agua líquida es más densa que el hielo, a presión y temperatura estándar y a diferencia de la
mayoría de las sustancias químicas, al congelarse, en lugar de disminuir su volumen, lo
incrementa, por lo que en lugares donde la temperatura baja mucho, las tuberías pueden
colapsarse. Explica cuáles son las razones del comportamiento de la molécula de agua. Por qué
las propiedades del agua es una sustancia única, diferente a las demás sustancias químicas.
Ejercicio 2. El cloruro de sodio conocido como sal común o sal de mesa (NaCl), es un
compuesto cristalina que presenta una estructura cúbica bien definida, presenta un punto de
fusión elevado, superior a los 800 oC y al ser disuelto en agua, puede conducir la corriente
eléctrica. De acuerdo a estas características ¿Qué tipo de enlace químico presenta el cloruro de
sodio? Justificar la respuesta en forma teórica y demostrarlo en forma gráfica.
- 6 -
¿Por qué es importante entender cómo se enlazan los átomos?
Mostrar los resultados al profesor. De acuerdo a las indicaciones dadas por el profesor realizar la
autoevaluación y la coevaluación. Incluye el resultado en el portafolio de evidencias.
RETO (PROBLEMA)
“IMPORTANCIA DE LOS METALES”
Los metales presentan distintas aplicaciones y su extracción representa una actividad económica
importante para México, así como para otros países del mundo. La importancia que tienen los
metales en nuestra vida, es evidente. El propósito de este reto es que se haga una revaloración de
la importancia que tiene los metales en la economía y la vida cotidiana, así como proponer
opciones de reutilización y reciclaje para aprovecharlos mejor. En equipos de cinco integrantes,
realizar una investigación colaborativa en fuentes electrónicas y documentales (INEGI).
1. Producción, importancia socioeconómica y las aplicaciones de los metales.
2. Metales que se producen en nuestro país, y cuáles se encuentran de forma elemental y cuáles
se producen en mayores cantidades.
3. Impacto socioeconómico que tiene la producción de metales en México.
4. Principales aplicaciones de los metales en la industria y en la vida cotidiana.
5. Impacto ambiental que puede tener la producción de los metales más utilizados en nuestro
país.
6. ¿Qué propuestas existen para abatir el impacto ambiental de esta industria?
COEVALUACION
7. En la coevaluación los alumnos valoran entre si las competencias de acuerdo con los criterios
previamente definidos con el profesor. Observando el desempeño del equipo en la
presentación de la conferencia, procede a llenar una lista de cotejo. Procura ser en esta
coevaluación objetivo e imparcial.
ASPECTO A
EVALUAR SIEMPRE
POR LO
GENERAL
ALGUNAS
VECES CASI NUNCA
1.-Los
integrantes del
equipo
comprendieron
y presentaron
información
clara y precisa
del tema.
2.-Apoyaron
cada punto
principal del
- 7 -
trabajo con
algunos hechos
relevantes,
estadísticas,
ejemplos.
3.-Los temas
presentados en
la exposición
fueron
ilustrados con
imágenes o
modelos claros
y atractivos
4.-Los
integrantes
respetaron el
tiempo
acordado con el
profesor para su
exposición.
AUTOEVALUACIÓN
En la autoevaluación el alumno evalúa lo aprendido, valora la formación de sus competencias con
referencia a los propósitos de formación, criterios de desempeño y las evidencias requeridas. De
acuerdo a las instrucciones dadas por el profesor, estima tu nivel de logro y escribe que debes
hacer para mejorar.
2.1.1 ENLACE QUÍMICO
Diariamente interactuamos con sustancias que se encuentran en distintos estados de agregación
molecular, podemos constatar que algunas se encuentran en estado sólido como por ejemplo la sal
de mesa y el azúcar, otras líquidas como el jugo de naranja, y en estado gaseoso como el gas de
la hornilla que utilizamos para cocinar. Así como otras sustancias que presentan características
- 8 -
como ser duras, quebradizas, solubles e insolubles en agua, etc. Las sustancias cristalinas como la
sal de mesa y el azúcar (sacarosa) presentan un aspecto similar, pero son muy diferentes en su
composición. La sal es cloruro de sodio (NaCl), compuesta de iones sodio Na+, y iones cloruro
Cl-, se disuelve en agua para producir iones en solución (es un electrolito). Una solución de azúcar
o sacarosa consta de moléculas de sacarosa C12H22O11, no contiene iones (no es un electrolito),
presenta fuertes enlaces covalentes entre los átomos de cada molécula de sacarosa. ¿Pero cuál es
la explicación, a nivel atómico o molecular, de dichos comportamientos? es decir ¿Por qué algunas
sustancias están compuestas de iones y otras de moléculas? ¿Cómo los átomos pueden enlazarse
entre sí para formar compuestos?
Las respuestas se encuentran en las estructuras electrónicas de los átomos en cuestión y en la
naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos.
1.1.1. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
Fuerza de unión electrostática entre átomos o grupos de átomos, resultado de la interacción de las
fuerzas nucleares que da como consecuencia una ganancia pérdida o compartición de electrones
que permite a ambas especies ser más estables energéticamente. Es decir es el conjunto de fuerzas
o estructuras que mantienen unidos a los átomos de un compuesto químico para dar lugar a la
formación de moléculas, partículas o iones.
CONECTANDOTE
Los átomos en su gran mayoría se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las moléculas de
sustancias llamadas elementos o con otros de distinta especie formando moléculas de compuestos.
Los electrones de valencia son los encargados de formar los enlaces que mantienen unidos los átomos en la molécula de los elementos,
porque buscan la estabilidad de cada uno de los átomos, es decir completar su último nivel de energía, lo cual se logra al perder, ganar
o compartir los electrones de este último nivel.
La materia se mantiene unida mediante fuerzas interatómicas. Cuando se presentan reacciones químicas, los átomos pueden combinarse
para dar lugar a la formación de compuestos químicos.
Los átomos tienen la capacidad para poder ganar, perder o compartir electrones. Permitiendo formar compuestos de dos formas
diferentes.
Al ganar y perder electrones, los compuestos formados se mantienen juntos mediante fuerzas que enlazan iones con cargas opuestas.
Al compartir electrones, los compuestos formados se mantienen juntos mediante fuerzas que enlazan átomos para formar moléculas.
Ya sea que las fuerzas de enlace se deban a que se ganen pierda o compartan electrones, cuando los átomos se combinan se dice
que se mantienen unidos mediante un enlace químico. Logrando un arreglo más estable, de ocho electrones en la capa más
externa
- 9 -
La formación del enlace depende de la configuración electrónica de los átomos.
Fig.1.- Formación de un enlace químico.
1.1.2. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS
Los cambios electrónicos producen distintos tipos de fuerzas de unión o enlaces como son los
enlaces interatómicos y los enlaces intermoleculares.
Los enlaces interatómicos, son los que mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula,
dentro de estos tipos de enlaces se encuentra el enlace iónico o electrovalente, enlace covalente y
el enlace metálico.
Los enlaces intermoleculares, son los enlaces que mantienen unidos a las moléculas entre átomos.
Se tiene el enlace por puente de hidrógeno, fuerzas de London o de dispersión, interacciones
dipolo-dipolo y explican las propiedades físicas de los compuestos.
Al formarse un enlace químico la forma de aportar los electrones por los átomos que participan y la
naturaleza de los átomos, es lo que permite identificar los diferentes tipos de enlace que son los
siguientes:
1) ENLACES ENTRE ÁTOMOS
Enlace iónico o electrovalente
Enlace covalente
Enlace covalente polar
Enlace covalente no polar
Enlace covalente coordinado
2) ENLACE METÁLICO
3) ATRACCIONES ENTRE MOLÉCULAS
Fuerzas de Van Der Waals
Puente de Hidrogeno
Dipolo-Dipolo
-10 -
APLICACIONES Y LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO
Con el desarrollo de la tabla periódica moderna de los elementos y el concepto de
configuración electrónica dieron a los químicos los fundamentos para entender cómo se
forman las moléculas y los compuestos químicos. Cuando los átomos interactúan para dar
lugar a la formación de un enlace químico, solamente entran en contacto sus regiones más
externas. Para reconocer los electrones más externos o de valencia y poder asegurarse de que
el número total de electrones no cambia en una reacción química.
Lewis propuso que los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más
estable. En las reacciones iónicas, debido a la pérdida o ganancia de electrones, los elementos
de los grupos A forman iones isoelectrónicos (misma
configuración electrónica) con un gas noble.
En general, estos iones presentan ocho electrones en su nivel
externo, excepto aquellos que adquieren la configuración del
helio, que es 1s2.Por lo que los elementos del grupo A presentan
el mismo diagrama electrón punto.
CONECTÁNDOTE…
Los electrones de valencia son los responsables de la actividad electrónica que ocurre en la formación de enlaces químicos,
y una forma muy útil de mostrarlos son las estructuras de Lewis. Lewis propone representar a los electrones más externos de
los átomos que participan en un enlace químico por medio de puntos o cruces. A esta notación también se le conoce como
escritura electrón punto o escritura de Lewis, la cual es de fácil representación y comprensión, por lo que es de gran ayuda
para interpretar de una manera sencilla la formación de un enlace químico. Los puntos o cruces que se emplean solo tienen
fines ilustrativos y no indican diferencia entre electrones de distintos átomos ya que todos son equivalentes.
¡SABER MÁS!
Los químicos han empleado el sistema de
puntos o cruces desarrollado por Gilbert N.
Lewis, quien en el año de 1916 propone
representar a los electrones más externos de los
átomos que ayudan a interpretar de una forma
sencilla la formación de un enlace químico. En
la estructura de Lewis los electrones de los
orbitales externos se representan por medio de
puntos o cruces alrededor del kernel o corazón
del átomo.
-11 -
TABLA 1.-EJEMPLOS DE ESCRITURA ELECTRON PUNTO DE LEWIS
TABLA 2.-LOS ELECTRONES DE VALENCIA DE UN ÁTOMO SON LOS
RESPONSABLES DE LA FORMACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS.
GRUPO CONFIGURACIÓN
ELECTRONICA
NÚMERO DE
VALENCIA. Ejemplos
1A ns1=1s1 1 H, Li
2A ns2= 1s2 2 Be
3A ns2np1= 1s22p1 3 B
4A ns2np2=1s22p2 4 C
5A ns2np3 5 N
6A ns2np4=1s22s22p4 6 O
7A ns2np5=1s22s22p5 7 F, Br
TABLA 3.-GASES NOBLES O INERTES Y SUS CONFIGURACIONES
ELECTRÓNICAS
2He 1s2
10Ne 1s2 2s2 2p6
18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
36Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
86Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 4f14 6s2 5d10 6p6
-12 -
REGLA DEL OCTETO
Los átomos que participan en la formación de un enlace químico, pueden adquirir, transferir
o compartir electrones, de tal forma que la capa electrónica más externa (capa de valencia)
de cada átomo logre tener ocho electrones (gases nobles) y sea una estructura electrónica
estable.
TABLA 4. ESTRUCTURA DE LEWIS PARA LOS ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS Y GASES NOBLES
LIMITANTES DE LA REGLA DEL OCTETO
Se consideran como limitantes de esta regla, aquellos casos en que alguno de los átomos al
formar un enlace tenga menos de ocho electrones o en su caso una cantidad mayor. Cuando
esto ocurre, es decir que se tengan más de ocho electrones, se dice que la estructura
electrónica se ha expandido y esto se da cuando participan electrones de orbitales d que
pertenecen al tercer periodo o periodos superiores.
Ejemplos de estructuras con menos de ocho electrones.
1.- H:Be:H En esta estructura se observa que ninguno de los dos átomos adquiere ocho
electrones en su capa externa.
2.- Li: O : Li . En este compuesto se observa que el litio no puede adquirir ocho electrones
en su capa externa. H : N : H , al igual que en las estructuras anteriores se observa que el
hidrógeno no puede adquirir su octeto
Ejemplos de otras estructuras que presentan más de ocho electrones:
Por ejemplo en el compuesto (PF5) pentafloruro de fosforo, con diez electrones de enlace.
En el compuesto SI6, el azufre adquiere diez electrones de enlace.
En el AlF3 con seis electrones de enlace.
El SF6 con doce electrones de enlace.
Ninguno de los átomos adquiere ocho electrones en su capa externa.
-13 -
El Litio no puede adquirir ocho electrones en su capa externa.
El Hidrógeno no puede adquirir su octeto.
PF5 El fósforo adquiere diez electrones.
SI6 El Azufre adquiere diez electrones.
Por ejemplo, los cinco enlaces entre el fósforo y el cloro en el pentacloruro de fósforo
(PCl5), requiere que el fósforo (P) utilice sus orbitales d para acomodar un par de
electrones adicional además del octeto. A esta molécula se le llama octeto expandido. La
regla del octeto también falla para el Boro, el cual frecuentemente forma compuestos en los
cuales tiene sólo seis electrones de valencia. El trifluoruro de boro (BF3) es un ejemplo de
una molécula con un octeto incompleto, una de las que la capa de valencia tiene menos de
ocho electrones.
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
GRUPAL
Competencia Genérica
1,5,8
Competencia
Disciplinar 4,7
Desempeños del
estudiante a,b,c,d,j,i
-14 -
1. De la tabla periódica de los elementos químicos, seleccionar 15 elementos y determinar
su configuración electrónica, así como mostrar las estructuras de Lewis para cada una
de ellos.
2. Anotar las conclusiones sobre las coincidencias que observen entre el número de grupo,
la capa de valencia y la estructura de Lewis.
3. Explicar por qué es importante conocer el tipo de enlace que presentan los compuestos.
Entregar resultados y comentarlos con el grupo. Guardar en el portafolio de
evidencias.
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
INDIVIDUAL
Competencia
Genérica 1,5,8
Competencia
Disciplinar 4,7
Desempeños del
estudiante
a,b,c,d,j
1.-Explica que es el enlace químico, y cuál es su importancia
2.-Cual es la importancia de la regla del octeto y cuando no se cumple esta regla, explicarla
con ejemplos diferentes a los anteriores.
1.2. ENLACE IÓNICO
El enlace iónico o electrovalente se debe a la fuerza de
atracción entre iones positivos y negativos que se forman por
transferencia de uno o más electrones entre átomos con una
diferencia de electronegatividad elevada. Un elemento que
presente una alta electronegatividad tiene mayor capacidad de
atraer los electrones enlazados que otra molécula que presenten
una baja electronegatividad. Por lo general, el enlace iónico se
forma entre metales de baja electronegatividad, que tienden a
aceptar los electrones.
Los átomos de los elementos que presentan bajas energías de
ionización por lo general tienden a formar cationes, a diferencia
de los átomos que presentan una alta afinidad electrónica
tienden a formar aniones.
-15 -
Fig.-2 Tabla de electronegatividades.
Fig. 3.-representación gráfica de la configuración electrónica del átomo/ ion de sodio
-16 -
Fig. 4.- Representación gráfica de la configuración electrónica del átomo/ion de cloro.
En los compuestos sólidos iónicos, un ion
presenta la tendencia de poder atraer el
máximo posible de iones de carga opuesta,
dando lugar a la formación de una estructura
cristalina con una forma geométrica
característica, que depende de la disposición
de los iones en el sólido.
Fig. 5.-Representación gráfica de la formación del compuesto iónico LiF
¡SABER MÁS!
Los compuestos iónicos están formados entre
elementos situados a la izquierda de la tabla
periódica, constituyendo los cationes, y
elementos situados a la derecha de la tabla
periódica, constituyendo los aniones. Por lo
que, los compuestos típicamente iónicos están
formados entre elementos metálicos y no
metálicos.
-17 -
2.2.1 REQUISITOS PARA LA FORMACIÓN DE UN ENLACE IÓNICO
La formación de un enlace iónico depende de que los átomos que participan en su
formación presenten ciertas características como son:
- Los átomos de los metales presentan la propiedad de perder o transferir uno o más
electrones formándose un enlace iónico.
- Un átomo pierde electrones con facilidad, si su energía de ionización es baja; esta
característica la presentan los metales químicamente activos alcalinos y alcalinotérreos
principalmente.
- El elemento que puede aceptar electrones deben presentar afinidad por los mismos.
Estas características las presentan los elementos no metálicos como los halógenos,
elementos como el O, S, N, P. entre otros. Los cuales son químicamente activos y
poseen altas afinidades electrónicas.
Cuando tiene lugar la formación de un compuesto iónico, intervienen cambios de energía.
Si se considera la formación del cloruro de sodio o NaCl, se presenta en etapas el proceso,
las cuales se explican a continuación.
En la primer etapa se presenta la remoción del electrón 3s1 del átomo de sodio y la captura
del electrón por el átomo cloro.
TABLA 5.-ENERGÍAS DE FORMACIÓN DEL ENLACE IÓNICO.
Na + E4 Na +1 + 1e- -1 Ei= 496 Kj /mol (energía de ionización)
Cl0 + 1 e- -1 Cl-1 +E2 Ea= -349 Kj/mol (afinidad electrónica)
La energía utilizada en la formación de los iones es E1-E2= 496-349= 147 KJ/mol
La segunda etapa se presenta cuando los iones formados se unen para formar el sólido
iónico
1 mol de Na +1 + 1 mol de Cl -1 _________________1 mol de Na Cl (s) E= -786 Kj/mol
CONECTÁNDOTE…
El enlace iónico indica que un compuesto está formado por partículas con carga opuesta llamadas iones. Se pueden
determinar las cargas de los iones en términos de la configuración electrónica de un gas noble (grupo VIIIA).Los
metales alcalinos y alcalinotérreos presentan una mayor probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y
los más aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. Por lo que la composición de una gran variedad de
compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo 1A o 2 A y un halógeno u oxígeno.
-18 -
ER=energía retícular (cambio de energía que se
presenta cuando un sólido iónico es separado en
iones aislados en la fase gaseosa)
NaCl(s) Na +1 (g) + Cl -1 (g) E= + 786 Kj/mol
Proceso opuesto al de la segunda etapa. La energía
total utilizada cuando dos átomos Na y Cl en estado
de gas se unen para formar NaCl (s) es Et= -786 +
147 = - 6.39 Kj/mol (Proceso exotérmico
espontaneo).
Cuando dos elementos se enlazan iónicamente, la
energía de ionización de uno de ellos es pequeña y
la afinidad electrónica del otro es grande y negativa.
Ocurre la reacción entre un metal reactivo y un no
metal reactivo. En general, el enlace presente entre
un metal y un no metal es de tipo iónico.
2.2.3 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los compuestos iónicos están formados por cationes y aniones en donde las fuerzas de
atracción electrostáticas son considerables.
La disposición de los iones en un compuesto, da como resultado un arreglo geométrico
generando una estructura cristalina tridimensional y regular que se repite formando redes
cristalinas. Los compuestos iónicos (sólidos iónicos ) presentan puntos de fusión elevados,
son duros y quebradizos, sólidos a temperatura ambiente, debido a las fuerzas
electrostáticas que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico, son muy fuertes.
Disueltos en agua o fundidos, conducen la electricidad, son electrolitos fuertes y
generalmente se disuelven en agua liberando los iones que son portadores de cargas.
Los compuestos iónicos en estado sólido, no conducen la electricidad, debido a que sus
iones mantienen la neutralidad y no se disocian en la estructura cristalina.
Los sólidos iónicos, se caracterizan por tener una energía reticular que depende del
producto de las cargas iónicas y de la distancia entre las cargas (longitud de enlace).
-19 -
TABLA 6.- COMPARACIÓN DE ALGUNAS PROPIEDADES GENERALES
ENTRE UN COMPUESTO IONICO Y UNO COVALENTE.
PROPIEDADES CCl4 NaCl
Apariencia Líquido incoloro Sólido blanco
Punto de fusión oC -23 801
Calor molar de fusión 2.5 30.2
Punto de ebullición 76.5 1413
Calor molar de vaporización 30 600
Densidad 1.59 2.17
Solubilidad Muy baja Alta
Conductividad eléctrica:
Sólido Escasa Escasa
Líquido Escasa Buena
2.2.4 FORMACIÓN DE IONES
Como se analizó anteriormente la reacción entre elementos como el sodio y el cloro,
implica la transferencia de un electrón del átomo de sodio (metal) al átomo de cloro (no
metal) para dar lugar a la formación de iones sodio Na+ y iones Cloruro Cl-, que presentan
una carga opuesta y se atraen formándose el enlace iónico. En la reacción, el número total
de electrones perdidos por los átomos de sodio involucrados, debe ser igual al número total
de electrones ganados por los átomos de cloro y, por consiguiente, el número de iones de
sodio obtenidos es igual al de iones cloruro producidos y la fórmula del cloruro de sodio o
NaCl da la proporción más sencilla de iones presentes en el compuesto. Los iones se atraen
mutuamente y dan lugar a la formación de un cristal.
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
INDIVIDUAL
Competencia
Genérica 1.5.8
Competencia
Disciplinar 4,7
Desempeños del
estudiante a,b,c,i,j.
1. ¿Cómo se forma el enlace iónico?
2. ¿Qué afirma la regla del octeto de Lewis?
3. Utilizando la tabla de electronegatividades de Linus Pauling, calcula la diferencia entre
los elementos que integran cada una de las fórmulas. Determina cuál de ellos se forma
por enlace iónico: Na2S CaO CO2 NH3 H2O
4. Describe utilizando diagramas, la formación del enlace iónico entre el calcio y el bromo
para la formación del bromuro de calcio.
5. Determina la diferencia de electronegatividades entre ambas parejas y determina si el
enlace que pueden establecer es iónico, covalente polar o covalente no polar.
H-C H-Se H-F C-Cl
-20 -
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
GRUPAL
Competencia
Genérica 1,5,8
Competencia
Disciplinar 4,7,8
Desempeños del
estudiante a,b,c,i,j.
Realicen en equipos las siguientes actividades. Selecciona de la tabla periódica 10
elementos químicos y elaboren lo siguiente:
1.-Escriban su configuración electrónica e identifiquen la capa más externa (capa de
valencia)
2.-Anotar las estructura de Lewis para cada uno de los ejemplos anteriores
3.-Reunidos en equipos de 5 integrantes, investigar cuál concepto químico explica la razón
por la cual es difícil la formación de enlaces entre el agua y el aceite. ¿Por qué razón el
agua se separa más intensamente del aceite cuando éste se calienta en la cocina?
Las conclusiones obtenidas se deberán incluir en el portafolio de evidencias.
2.2.5 REDES CRISTALINAS
Los iones se enlazan como conjuntos y se arreglan en el estado sólido siguiendo un patrón
tridimensional que forma una red cristalina en donde los iones positivos y negativos ocupan
posiciones específicas de acuerdo con su tamaño y su carga. En el caso de la red cristalina
de cloruro de sodio, ningún ion puede considerarse como perteneciente exclusivamente al
otro. Por el contrario, cada ion sodio se encuentra rodeado y equidistante de seis iones
cloruro y a su vez cada ion cloruro está rodeado y equidistante de seis iones sodio. Debido
a la disposición de los iones en el cristal, la repulsión de iones de la misma carga es superada
por la atracción de los iones de carga contraria que mantienen al cristal junto.
2.2.5.1 ESTRUCTURA. FORMAS DE LAS CELDAS UNITARIAS
El estudio de las estructuras cristalinas, determina que existen siete formas básicas para la
clasificación de los cristales. Cada forma se caracteriza por la longitud de sus aristas y el
ángulo que existe entre las mismas. Y son las siguientes: sistema cúbico, sistema
tetragonal, sistema ortorrómbico, sistema monoclínico, sistema romboédrico, sistema
triclínico, sistema hexagonal.
-21 -
Fig.6.- Formas básicas de la clasificación de los cristales.
2.2.5.2 ENERGÍA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
En la formación de un compuesto iónico, interviene la energía de ionización y la afinidad
electrónica de los elementos que forman dicho enlace. En un sólido iónico, cada catión se
rodea de un cierto número de aniones y estos a la vez de cationes. Dichos iones le dan
estabilidad al sólido. La estabilidad de un sólido iónico, es función de su energía reticular,
que se define como la cantidad de energía requerida para separar completamente un mol de
un compuesto iónico en sus iones en estado gaseoso.
2.2.5.3 RADIOS IÓNICOS
Un ion de sodio es más pequeño que un átomo de sodio. Un ión cloruro es más grande que
un átomo de color. Se han podido determinar los valores combinando datos experimentales
y suposiciones simplificadoras. Al sumar los radios de dos iones en un compuesto, se puede
conocer su distancia internuclear en un cristal. Los radios no son valores fijos porque entre
otras razones, está la de la condición difusa de la nube electrónica y la del efecto que cada
ion ejerce en los iones adyacentes.
El tamaño que presentan los cationes y aniones, influye en la estructura cristalina de los
sólidos iónicos, así como también en sus propiedades físicas y químicas. El radio iónico
se define como el radio que adquiere un catión o un anión considerando que estos son de
forma esférica. Los átomos neutros, tienen cierto tamaño al tener completos sus electrones,
pero cuando forman iones, su magnitud se ve afectada como sigue:
-22 -
Átomo neutro - n e-1 disminución en su radio iónico…………. CATION
Átomo neutro + n e-1 aumento en su radio iónico ………..…… ANION
TABLA 7.- VALORES DE RADIOS IÓNICOS MÁS COMUNES EN UNIDADES
PICÓMETROS
Li+1 60 Be+2 31 Al+3 50 O-2 140 F-1 136 Se+3 81
Na+1 95 Mg+2 65 Ga+3 62 S-2 184 Cl-1 181 Ti+4 68
K+1 133 Ca+2 99 ln+3 81 Se-2 198 Br-1 195 V+5 59
Rb+1 148 Sr+2 113 Ti+3 95 Te-2 221 I-1 216 Cr+3 64
Cs+1 169 Ba+2 135 Mn+2 80
Fe+3 60
Co+2 72
Zn+2 74
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
INDIVIDUAL
Competencia
Genérica 1.5.8
Competencia
Disciplinar 4,7
Desempeños del
estudiante a,b,c,d,
1.- Explica como tiene lugar la formación de redes cristalinas
2.- ¿Qué es una celda unitaria?
3.- ¿Qué es un radio iónico?
1.2. ENLACE COVALENTE
En 1916 Lewis propuso una explicación en la formación del enlace en los compuestos
moleculares. Con una brillante perspicacia, y antes de conocerse la mecánica cuántica,
Lewis identificó la característica esencial de un enlace covalente, que es el enlace
responsable para la formación de moléculas a partir de los átomos: "Un enlace covalente
consiste en un par de electrones compartidos entre dos átomos".
El número de enlaces covalentes que un átomo puede formar depende de cuántos
electrones necesite para completar su octeto. Este número se determina utilizando los
diagramas de Lewis.
-23 -
¿Por qué y cómo se forman las moléculas? Con la aportación de Lewis de que la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones. Lewis describió la formación de un enlace químico en el hidrógeno como se muestra a continuación: H:H ó H-H . En dónde se observa el apareamiento de electrones teniendo un ejemplo de enlace
covalente, en que dos electrones son compartidos por dos átomos. En el enlace covalente,
cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción
mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación
de enlaces covalentes en otras moléculas. La representación de la distribución de los
electrones en las moléculas mediante estructuras de Lewis, que indican cuántos electrones
intervienen en la formulación de enlaces y cuántos quedan como pares de electrones no
compartidos.
La regla del octeto es útil para determinar cuántos enlaces se forman entre los átomos. Si
se comparte un solo par de electrones se produce un enlace sencillo, si se comparten dos y
tres pares de electrones entre dos átomos se producen enlaces dobles y triples,
respectivamente. Los enlaces dobles y triples son ejemplos de enlaces múltiples entre
átomos.
Fig. 7.-Formación del enlace covalente en el HCl.
-24 -
Fig.8.-Estructura y geometría del amoniaco (NH3)
2.3.1 TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE.
2.3.2 TEORIA DEL ENLACE QUIMICO ENLACE- VALENCIA
El primer tratamiento mecánico cuántico del enlace, por un par de electrones, fue realizado
por Heitler y London en 1927 para la molécula de hidrógeno. Ésta teoría fue desarrollada
por Linus Pauling y otros en la década de 1930 constituyendo la teoría de enlace-valencia.
La teoría de Lewis del enlace químico y sus ampliaciones, modelo RPECV, considera que
cada par de electrones enlazados está localizado entre dos átomos unidos.
El modelo de RPECV se basa en las estructuras de Lewis, en las que se proporciona un
método sencillo y directo para poder predecir la geometría molecular. El estudio del enlace
químico tiene una explicación en la mecánica cuántica, ya que proporciona un medio para
entender la geometría molecular. Las teorías mecánico-cuánticas y la estructura
electrónica de las moléculas ayudan a describir la formación del enlace covalente.
-25 -
La teoría del enlace de valencia considera aspectos de la mecánica cuántica para explicar al
enlace covalente ya que la teoría de Lewis no explica con claridad la existencia del enlace
como unión química. Es necesaria una comprensión más a fondo del enlace y poder
fundamentar algunas de las propiedades moleculares observables como los son las energías
de enlace, la longitud del enlace y la geometría molecular.
La mecánica cuántica considera dos teorías para explicar la formación del enlace covalente,
y son:
1.-La teoría de enlace de valencia
2.- La teoría de orbitales moleculares.
1.-La teoría de enlace de valencia considera orbitales atómicos externos de átomos
individuales (traslape de orbitales atómicos), en dónde sólo participan los electrones más
externos o de valencia en la formación del enlace.
2.-La teoría de los orbitales moleculares desarrollada por Hund y
Mulliken, se distingue de la teoría de enlace de valencia, por
considerar a todos los electrones de los átomos que forman el
enlace y no únicamente a los electrones externos o de valencia
La teoría de enlace de valencia, surge con aportaciones de Lewis.
En 1927 W. Heitler y F. London, inician la teoría con aspectos de
la mecánica cuántica. Posteriormente dan continuidad a la teoría
Linus Pauling y J.C.Slater.
La teoría de enlace de valencia se caracteriza por considerar los
cambios de energía que se producen al acercarse dos átomos con
cierta distancia interatómica. Se considera que la energía
potencial del sistema debe ser mínima.
-26 -
Esta teoría explica de forma inicial la formación de la molécula de hidrógeno (H2) que
considera el traslape de dos orbitales atómicos 1s (dos orbitales comparten una región común
en el espacio). En la formación de la molécula de H2 se presentan dos posibilidades para el
intercambio de electrones entre los átomos H + H, aquí se produce una interacción entre las
funciones de onda de los electrones, ya que pueden tener sus spines paralelos y opuestos.
Cuando los spines son paralelos, la energía del sistema aumenta cuando se aproximan los
átomos H + H y no ocurre la formación del enlace. Esto se representa en la gráfica de
energías con la curva 1. Si los spines son opuestos, la energía del sistema es mínima y se
forma una molécula estable. Se representa
en la gráfica de energías con la curva 2.
Fig. 9.-Formación de la molécula de H2 de acuerdo a la
teoría de enlace de valencia
El enlace se da por apareamiento de spines
de los electrones 1s1 de los átomos de
hidrógeno y el máximo traslape de los
orbitales atómicos. La energía del enlace
depende del traslape, ya que mientras más
grande sea este, la energía del enlace es mayor. Se considera que la teoría de enlace de
valencia proporciona una visión más clara de la formación del
enlace químico que la teoría de Lewis, ya que esta última no
contempla cambios de energía al formarse el enlace.
2.3.3 TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES
Teoría desarrollada para explicar la formación del enlace
covalente, iniciada en 1927 por Heitler y F. London y es ampliada
por Lennard Jones y Hund Mulliken entre otros.
Esta teoría difiere de la teoría del enlace de valencia, por
considerar a todos los electrones de los átomos que participan en
el enlace, los que se agrupan en orbitales de carácter polinuclear.
Esta teoría se aplica en moléculas homonucleares diatómicas
conocidas en donde, los orbitales moleculares se forman por el
proceso de combinación lineal de orbitales atómicos, abreviado
como (CLOA)
-27 -
El principio CLOA, considera que cuando un electrón se asocia a uno de los núcleos, se
puede describir por medio de una función de onda, que es aproximada a la del orbital atómico,
en donde las funciones de onda de los orbitales moleculares, se obtiene por combinación
lineal de orbitales atómicos.
Cada par de orbitales atómicos da lugar a un par de orbitales moleculares, los que difieren
uno de otro por su energía.
El orbital de menor energía, se denomina orbital enlazante y resulta la superposición
(adición) de orbitales atómicos. Por el contrario si se da la repulsión entre los orbitales
atómicos se produce un orbital antienlazante de mayor energía. Para explicar la formación
de moléculas homonucleares, solamente se considera la combinación de orbitales atómicos s
y p.
Los orbitales moleculares se forman por mezcla de orbitales atómicos de los átomos que se
enlazan, y estos pueden ser:
1.-ORBITALES SIGMA. Cuando dos orbitales atómicos s se traslapan el orbital molecular
que resulta se llama sigma, con menos energía (más estable) que el de un orbital atómico s.
El enlace covalente que resulta se conoce también como sigma. La densidad electrónica en
este orbital es simétrica cilíndricamente a lo largo del eje de enlace. En la molécula de H2,
por ejemplo, los dos electrones se encuentran con espines apareados en el orbital molecular
sigma, dando una molécula estable, como se muestra en la figura 8.
Fig. 10.- Orbitales moleculares sigma
También se originan orbitales
moleculares sigma (enlaces
sigma) cuando: se traslapan dos
orbitales p, a lo largo de la línea
entre los núcleos (de frente) y cuando se traslapan un orbital s con uno p, en la misma forma.
2.-ORBITALES PI. Cuando se traslapan dos orbitales atómicos p no apareados, pero esta
vez orientados perpendicularmente a la línea que conecta los núcleos, como se muestra en la
figura, en la que resulta un orbital molecular pi (o enlace). Estos orbitales paralelos se
traslapan de una manera lateral y la mayor parte de la densidad electrónica queda centrada
arriba y debajo de la línea que conecta los núcleos. Un orbital molecular pi no es simétrico
cilíndricamente.
-28 -
ORBITALES ATÓMICOS HÍBRIDOS
Estos resultan de la mezcla de orbitales en un mismo átomo. La geometría de estos orbitales
híbridos ayuda a predecir las estructuras reales y los ángulos de enlace que se observan en
los compuestos.
Aunque los orbitales atómicos normales tienen energías mínimas para átomos aislados en el
espacio, no son los más adecuados para formar enlaces. Para explicar la forma de las
moléculas comunes, se combinan los orbitales s y p para formar orbitales atómicos híbridos
que separan más los pares de electrones en el espacio y dan una mayor densidad electrónica
en la región enlazante entre los núcleos.
También existen orbitales híbridos originados de la mezcla de orbitales atómicos s,p,d,
A.-ORBITALES HIBRIDOS sp. Cuando se suma un orbital s a uno p del mismo átomo,
resulta un orbital híbrido sp. Su densidad electrónica está concentrada hacia un lado del
átomo, se comienza con dos orbitales s y p de modo que debe terminarse con dos orbitales
híbridos sp, uno dirigido, uno dirigido hacia la izquierda y otro hacia la derecha, con ángulo
de enlace de 1800, dando como resultado un arreglo enlazante lineal, como se muestra en la
figura 10.
Fig. 11.- Orbitales híbridos sp
B.-ORBITALES HIBRIDOS sp2. Al combinarse un orbital s con dos p, se forman tres
orbitales híbridos sp2. Los orbitales híbridos se orientan hacia los vértices de un triángulo
equilátero con ángulos de 120o, este arreglo de 120 se le llama geometría trigonal plana, en
contraste con la geometría lineal asociada con los orbitales híbridos sp, como se muestra en
la figura 11.
-29 -
Fig. 12.-Orbitales híbridos sp2 de geometría trigonal planar.
C.-ORBITALES HIBRIDOS sp3. Muchos compuestos
contienen átomos enlazados a otros cuatro átomos, y
cuando se orientan cuatro enlaces tan alejados entre sí
como sea posible, forman un tetraedro regular (ángulos
de enlace de 109.5º) Se puede explicar este arreglo
tetraédrico por hibridación de un orbital s con los tres
orbitales p, Los cuatro orbitales que resultan se llaman
orbitales híbridos sp3 porque están compuestos de un
orbital s y tres orbitales p, como se muestra en la figura
12.
Fig. 13.- Orbitales híbridos sp3
-30 -
ENLACES MÚLTIPLES
Si dos átomos comparten dos o tres pares de electrones se forman enlaces múltiples (doble
o triple respectivamente), el primero es sigma que se forma por orbitales híbridos sp2. El
segundo es un enlace pi, que consiste de dos lóbulos uno arriba y uno abajo del enlace sigma,
y que se forman por dos orbitales p. El tercero de una triple ligadura es otro enlace pi.
REGLAS GENERALES DE HIBRIDACION Y GEOMETRIA
El número de orbitales híbridos de un átomo se calcula sumando el número de enlaces sigma,
así como el número de pares no compartidos (o aislados) de ese átomo. Este número de
orbitales híbridos indica la hibridación y la geometría que dan la máxima separación posible
del enlace y los pares aislados: ver tabla
-31 -
TABLA 8.- ORBITALES HIBRIDOS
Orbitales
híbridos
Orbitales
atómicos
Geometría Ángulos de
enlace
Ejemplos de
compuestos
2 sp s + p =sp Lineal 180o MgCl2, BeH2
3 sp2 s + p + p=sp2 Trigonal plana 120o BF3, GaCl3
4 sp3 s + p +p+p=sp3 Tetraédrica 109.5o CH4, NH3
4 sp2d s+p+p+d=
sp2d
Cuadrada plana 90o PtCl4
5 sp3d s+p+p+p+d=
sp3d
Bipirámidal
trigonal
SbCl5, PCl5
6 sp3d2 s+p+p+p+d+d=
sp3d2
Octaédrica 90o SF6, CoF6
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
INDIVIDUAL
Competencia
Genérica 1.5.8
Competencia
Disciplinar 4,7
Desempeños del
estudiante
a,b,c,g,h,i,j
1. ¿Cómo defines el proceso de hibridación de orbitales?
2. ¿Cuántos tipos de orbitales híbridos se conocen?
3. ¿Cómo se determina y que información proporciona en la teoría del orbital
molecular el concepto de orden de enlace?
2.4 ENLACE METALICO
Las propiedades químicas y físicas de los metales no se pueden explicar por medio de la
formación de enlaces iónicos ni de enlaces covalentes, ya que los elementos metálicos
presentan un tipo de enlace diferente, el cuál es más complejo.
En el año de 1928 Arnold Sommerfeld sugirió que en los metales, los electrones están
organizados en una disposición cuántica tal, que los niveles de baja energía disponibles para
ellos se encuentran prácticamente ocupados. Partiendo de estas ideas Félix Bloch y Luis
Brillouin, propusieron la teoría de Bandas para tratar de explicar cómo se forma el enlace
que se presenta en los sólidos metálicos.
-32 -
Existen dos teorías que explican la formación del
enlace metálico y son:
La teoría del mar de electrones y la teoría de
bandas.
-33 -
TEORIA DEL MAR DE ELECTRONES
Este tipo de enlace químico se presenta en los metales y tiene ocurrencia entre un número
indefinido de átomos, lo cual conduce a un agregado atómico o cristal metálico puro, que
también se puede considerar como una molécula gigantesca constituida por millones de
átomos unidos entre sí, en un arreglo ordenado. Existen diferentes interpretaciones de la
naturaleza de este enlace. La más sencilla considera el cristal metálico formando una red de
iones positivos del elemento, los cuales están como sumergidos en un “mar” de electrones.
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 o 3.
En los metales cada átomo, exceptuado los de la superficie, se encuentra rodeado por 8 o 10
átomos vecinos inmediatos con los cuales se establece el enlace metálico. Los átomos pierden
fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos
(unidades estructurales del metal). En dónde los electrones libres actúan como una fuerza de
cohesión, sin la cual los iones positivos se repelerían entre sí.
Dichos electrones se encuentran distribuidos entre los núcleos del metal y se mueven
libremente, y se conocen como electrones deslocalizados, los cuales no pertenecen a un
átomo en particular sino al solido entero.
2.4.1 CARACTERISTICAS QUE PRESENTAN LOS METALES
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
Los metales suelen ser lustrosos, es decir presentar “lustre” como de espejos. Este hecho se
explica por el mecanismo de la reflexión de la luz de todas las frecuencias. Esto se debe a
que en el modelo de bandas se presenta un continuo de niveles de energía vacíos, carece de
niveles discretos de energía. Esto favorece que los cuantos de luz de todas las energías, dentro
de un intervalo amplio de longitudes de onda, sean absorbidos por igual, posteriormente los
electrones que han tomado la energía vuelvan a emitir la luz cuando retornen a sus orbitales
en el estado fundamental.
La interacción entre los iones positivos y los electrones mantiene unido el cristal con fuerzas
muy intensas que atraen los iones (empaquetamiento de sus unidades estructurales en la red
cristalina), esta es la causa de la elevada densidad de los metales. A medida que aumenta el
número de electrones y la carga nuclear en los metales, sus enlaces son más fuertes. Esta es
la explicación del elevado punto de fusión y la dureza de los metales de transición en relación
con los metales.
Son buenos conductores del calor, ya que si una pieza metálica se calienta, los electrones de
dicha zona se transfieren con más rapidez que los electrones presentes en la zona fría, ya que
el rápido fluir del calor en los metales indica que los electrones con más energía de la zona
-34 -
caliente se mueven rápidamente y se mezclan con los electrones menos energéticos de la
zona fría.
Presentan los metales una gran capacidad para conducir con facilidad la corriente eléctrica,
indicando que en los metales existe una fuente accesible de electrones, por lo que los
electrones de valencia deberán estar en libertad, circulando por ciertos niveles de energía del
conjunto de átomos que forma el trozo metálico.
Son dúctiles y maleables, debido a la movilidad de los electrones de valencia hace que los
cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir una rotura.
Los iones positivos de un metal, ocupan una posición estacionaria relativa en la nube
electrónica, pueden deslizarse una sobre otra fácilmente, por lo que no sufren fracturas al
martillarse para hacerse laminas muy delgadas (maleabilidad) o al estirarse en hilos o
alambres muy delgados (ductilidad)
Los metales duros presentan resistencia a los esfuerzos mecánicos como el corte, tensión,
compresión, torsión, etc.
2.4.2 TEORIA DE LAS BANDAS
Esta teoría describe al enlace metálico en base a orbitales moleculares, los cuales resultan de
la combinación de orbitales atómicos de cada uno de los átomo.
La teoría de las bandas establece que los electrones deslocalizados se mueven libremente a
través de bandas, las cuales están formadas por el traslape de orbitales moleculares. Traslape
debido a que los átomos están empaquetados muy cerca unos de otros, por lo que los niveles
energéticos de cada átomo se ven afectados por los átomos vecinos. La combinación o
interacción de dos orbitales atómicos, genera la formación de dos orbitales moleculares: un
orbital de enlace y otro de antienlace , esto de acuerdo a la teoría de orbitales moleculares.
En el orbital de enlace, se presenta una atracción entre sus átomos y el orbital es de baja
energía y es estable. El otro orbital molecular de antienlace, se da por la repulsión entre los
átomos y es un orbital de alta energía. Ambos orbitales moleculares pueden contener dos
electrones con sus spines apareados. Para explicar esta teoría se considera al elemento
metálico sodio (Na), el cual presenta una alta conductividad eléctrica, y una configuración
electrónica [Ne]3s1 en dónde cada átomo muestra un electrón de valencia en el orbital 3s, ver
la figura 14.
-35 -
Fig 14.- Teoría de bandas de conductividad eléctrica
Formación de bandas de conducción en el sodio. Los electrones en los orbitales 1s 2s 2p se
localizan en cada átomo de Na. No obstante, los orbitales 3s y 3p se traslapan para formar
orbitales moleculares deslocalizados. Los electrones en estos orbitales pueden viajar a través
del metal, lo cual explica su conductividad eléctrica. En dónde la línea arqueada o barrera
imaginaria indica que los electrones de las capas 1s, 2s, y 2p están asociados a cada ion
metálico. Estos electrones se asocian en forma de orbitales moleculares formado orbitales de
enlace y antienlace. Los átomos están empaquetados en una gran cercanía, por lo que los
niveles energéticos de cada átomos de sodio se ven afectados por los de los átomos vecinos,
resultando el traslape de orbitales.
Debido a que los orbitales moleculares tienen energías similares que pueden describirse como
una BANDA. En dónde los niveles energéticos llenos y tan similares constituyen la BANDA
DE VALENCIA. La mitad superior de los niveles energéticos corresponde a los orbitales
moleculares deslocalizados y vacíos que se forman por el traslape de los orbitales 3p. Este
conjunto de niveles vacíos, cercanos son las BANDAS DE CONDUCCION.
En este modelo para unidades de sodio, la banda 3s se denomina banda de valencia y la banda
3p se llama banda de conducción. Los electrones que se promueven de 3s a 3p se mueven
por todo el cristal metálico y son los encargados de la conductividad eléctrica y térmica en
este caso para el sodio. Es decir las capas 3s y 3p se representan juntas, lo que implica que
los electrones de la capa 3s pueden ser transferidos fácilmente a la banda 3p vacía. Esto
ocurre cuando se aplica una diferencia de potencial a un metal y se presenta la conductividad
eléctrica.
Comparación de las brechas de energía entre la banda de valencia y la banda de conducción
en un metal, un semiconductor y un aislante. En el metal, la brecha energética,
prácticamente no existe, en un semiconductor, la brecha energética es pequeña y en un
-36 -
aislante la brecha de energía es muy amplia, por ende resulta difícil promover un electrón
de la banda de valencia a la banda de conducción.
Fig. 15.-Clasificación de los sólidos en base a su conductividad eléctrica; aislante, semiconductor, conductor
En los metales los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares, que se
disponen en bandas y se clasifican en: banda de valencia y banda de conducción.
A la diferencia de energía entre ellas se le conoce como banda prohibida, y según su tamaño
se forman los metales conductores, semiconductores y aislantes. Clasificación en base a su
conductividad eléctrica.
CONDUCTORES
La banda de conducción y la banda de valencia se encuentran adyacentes entre sí, por lo que
la cantidad de energía que se necesita para promover un electrón de valencia a la banda de
conducción es insignificante, y el electrón puede desplazarse con libertad por todo el metal
(buen conductor eléctrico) ya que la banda de conducción no presenta electrones. Es decir en
los elementos conductores, existe la banda de conducción –que es ancha-- y la banda de
valencia –que es ancha---, y la brecha energética no existe, por lo que los electrones se
promueven de una banda a otra con un mínimo de energía.
AISLANTES
Son aislantes aquellos materiales como el vidrio, madera, porcelana, hule, sólidos iónicos,
sólidos covalente, que son incapaces de conducir la corriente eléctrica, ya que la
conductividad eléctrica depende del espaciamiento y estado de ocupación de las bandas de
energía. La brecha entre la banda de valencia y la banda de conducción es mucho mayor que
-37 -
en un metal por lo que se requiere una mayor energía para excitar un electrón hacia la banda
de conducción. La ausencia de energía evita la libre movilidad de los electrones.
SEMICONDUCTORES
Se presenta cuando los elementos conducen la corriente eléctrica a temperaturas elevadas o
cuando se combinan con una pequeña cantidad de algunos otros elementos como el silicio,
germanio. etc. El uso de semiconductores en la fabricación de transistores y celdas solares,
son materiales base de la electrónica actual. En ellos la brecha energética entre las bandas
llenas y las bandas vacías en estos sólidos es mucho menor que en el caso de los aislantes.
Al suministrar la energía necesaria para excitar electrones desde la banda de valencia hacia
la banda de conducción el sólido se convierte en un conductor (comportamiento opuesto al
de los metales). Al incrementarse la temperatura, la capacidad de un metal para poder
conducir la electricidad se ve disminuida, acentuándose la vibración de los átomos y esto
tiende a romper el flujo de electrones.
Para aumentar o mejorar la conducción de un semiconductor, existe la tecnología que permite
adicionar a estructuras cristalinas tales como silicio cantidades muy pequeñas de otros
átomos que poseen una cantidad inferior o superior de electrones que el silicio (dopaje)
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
INDIVIDUAL
Competencia
Genérica 1,5,8
Competencia
Disciplinar 4,7
Desempeños del
estudiante a,c,d,
1.-Explica la formación del enlace metálico
2.-Cuáles son las teorías que explican la formación del enlace metálico
3.-Qué explica la teoría del “mar de electrones”
4.-Qué explica la teoría de bandas
5.-Cómo se clasifican los sólidos en base a su conductividad eléctrica
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
GRUPAL
Competencia
Genérica 1,5,8,9
Competencia
Disciplinar 4,7,9
Desempeños del
estudiante a,c,d.
En equipo contestar las siguientes preguntas, anotar el consenso grupal y anexar al
portafolio de evidencias.
1.-Cómo se clasifican los sólidos en base a su conductividad eléctrica
2.-Consideran que la conductividad eléctrica de los metales en su estado sólido lo presentan
también en su estado líquido y gaseoso.
3.-Explicar las diferencias entre un conductor, no conductor y un semiconductor.
-38 -
4.-Cuales son las características que presentan los semiconductores
5.-Cuáles son las características de un conductor
2.5 FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES FÍSICAS
Los cambios electrónicos producen distintos tipos de fuerzas de unión o enlaces:
--Interatómicos, mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula, como iónico,
covalente, y metálico.
--Intermoleculares, mantienen unidas a las moléculas entre átomos de ellas como puente de
hidrógeno, fuerzas de dispersión, interacciones dipolo-dipolo y son los que explican las
propiedades físicas de los compuestos.
Cuando dos moléculas se acercan, se repelen o se atraen. Por lo general, las fuerzas son de
atracción hasta que las moléculas se acercan tanto que infringen sus respectivos radios
atómicos. Cuando esto se presenta la pequeña fuerza de atracción se transforma en una gran
fuerza de repulsión y las moléculas rebotan y se alejan.
En el caso de grandes moléculas, es difícil predecir estas fuerzas de atracción y repulsión.
Pero puede describirse la naturaleza de las fuerzas y demostrar cómo afectan las propiedades
físicas de los compuestos como el punto de fusión, ebullición, densidad, solubilidad, entre
otras. Entonces si todas las partículas de materia a temperatura ambiente tienen la misma
energía cinética promedio, ¿Por qué algunos materiales se encuentran en estados de
agregación molecular gaseoso y líquido? Esto se debe a que existen fuerzas de atracción
interna de las moléculas y entre las moléculas. La mayoría de las reacciones químicas
involucran interacciones moleculares, por lo que es importante considerar este tipo de fuerzas
intermoleculares, cuya magnitud se refleja en propiedades
como el calor de fusión, de vaporización, solubilidad, etc.
2.5.1 TIPO DE FUERZAS
Las fuerzas de atracción: son de dos tipos:
Intermoleculares e Intramoleculares.
¡SABER MÁS!
El enlace intermolecular es
aquel que se efectúa entre
molécula y molécula. El
prefijo inter significa “entre o
en medio de”, por ejemplo una
entrevista es una conversación
que se efectúa entre dos
personas.
-39 -
ENLACES INTERMOLECULARES
Las fuerzas intermoleculares explican los aspectos macroscópicos que distinguen a los
estados de agregación de la materia. Son fuerzas de atracción de carácter débil comparadas
con las fuerzas intramoleculares. Por ejemplo, para evaporar 1 mol de H2O se requiere de
una E=41kj y para romper el enlace O-H se requiere de E=930
kj/mol. Cuando hierve un líquido (temperatura de ebullición) la
energía suministrada, indica que dicha energía es la necesaria para
vencer las fuerzas de atracción entre sus moléculas. También se
observa que las temperaturas de fusión de las sustancias aumentan
cuando la magnitud de las fuerzas intermoleculares también
aumenta.
ENLACES INTRAMOLECULARES
Cuando se unen los átomos para formar moléculas, lo hacen por medio de fuerzas llamadas
(fuerzas intramoleculares) que corresponden a las energías de enlace y son las responsables
de la estabilidad de las moléculas. Las moléculas formadas pueden ser: homonucleares:
constituidas por un solo tipo de elementos. ejem. O2, Cl2, etc. y heteronucleares: formadas
por diferentes elementos. Son las fuerzas de atracción que mantienen las partículas unidas
(entre los átomos de una molécula). Por ejemplo el enlace iónico, covalente, metálico. El
término molecular puede referirse a átomos, iones o moléculas.
Los tres tipos principales de fuerzas de atracción llamadas también fuerzas intermoleculares
de Van der Waals que hacen que las moléculas se asocien para formar sólidos y líquidos:
CONECTANDOTE…
En un sistema gaseoso cuando la temperatura disminuye, la energía cinética de sus moléculas también disminuye y si la
temperatura es muy baja, las moléculas no tienen la energía suficiente para vencer las fuerzas de atracción entre ellas y poder
seguir separadas. Por el contrario, llega el momento en que se encuentran a distancias cortas, se agrupan y forman pequeñas
gotas de líquido y ocurre la condensación.
Los diversos tipos de fuerzas intermoleculares, ayudan a entender las propiedades de la materia: dependiendo de su estado
físico (sólido, líquido o gaseoso), de la naturaleza de sus moléculas y de la interacción que ocurre entre ellas.
¡SABER MÁS!
El prefijo intra significa
“dentro de”, por ejemplo, las
actividades deportivas
intramuros son competencias
entre equipos de una misma
localidad.
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1. Las fuerzas entre dipolos o fuerzas dipolo-dipolo, (de las moléculas polares),
fuerzas dipolo-ion.
2. Las fuerzas de dispersión o de London (que afectan a todas las moléculas),
3. Las fuerzas de enlace por puente de hidrógeno (que atraen moléculas que tienen
grupos -OH o –NH).
2.5.1.2 FUERZAS ENTRE DIPOLOS O FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Willem Hendrik Keesom, hizo la descripción matemática en el año de 1921 de las atracciones
dipolo dipolo. Estas son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos
permanentes. Las fuerzas dipolo-dipolo son características de las moléculas que forman
dipolos (que se atraen entre sí). Cuando las moléculas polares neutras se acercan una a la
otra, se orientan de tal forma que el extremo o polo positivo de una queda dirigido al extremo
negativo del otro dipolo. Por lo que se da una atracción electrostática entre los dos dipolos,
solo hay cargas parciales sobre los extremos de los dipolos.
Fig. 16.- Fuerzas dipolo-dipolo
Generalmente son más débiles que las fuerzas ion dipolo. Dos moléculas que se atraen entre
sí pasan más tiempo cerca una de otra que dos que se repelen. Por lo tanto el efecto general
es una atracción neta. Para que las fuerzas dipolo dipolo funcionen las moléculas deben ser
capaces de acercarse entre sí en la orientación correcta.
En los líquidos, las moléculas polares tienen libertad de movimiento respecto unas de otras.
Las moléculas polares algunas veces tendrán una orientación de atracción y otras veces una
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orientación de repulsión. Cuando se
analizan varios líquidos, se
encuentras que en el caso de las
moléculas de masa y tamaño
aproximadamente iguales, la
intensidad de las atracciones
intermoleculares aumenta cuando la
polaridad aumenta. En la tabla 9 se
observan ejemplos de sustancias con
pesos moleculares similares, pero
distintos momentos dipolares. En
dónde el punto de ebullición
aumenta conforme el momento
dipolar aumenta.
TABLA 9.- EJEMPLO DE SUSTANCIAS ORGÁNICAS.
SUSTANCIAS
ORGANICAS
PUNTOS DE
EBULLICION
(oK)
PESOS
MOLECULARES
(uma)
MOMENTOS
DIPOLARES u(D)
Acetonitrilo 355 41 3.9
Acetaldehido 294 44 2.7
Cloruro de metilo 249 50 1.9
Eter dimetílico 248 46 1.3
Propano 231 44 0.1
Los factores que determinan los puntos de ebullición y puntos de fusión de las sustancias,
está el grado de interacción dipolo-dipolo, la masa y la geometría molecular. Ya que a mayor
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fuerza dipolo-dipolo, el punto de ebullición de una sustancia se incrementa. Cuando se
comparan sustancias no polares con compuestos polares de la misma masa y forma
molecular, las no polares presentan puntos de ebullición y fusión más bajos que el de los
polares.
TABLA 10.-EJEMPLOS DE MOMENTOS DIPOLO EN SUSTANCIAS NO
POLARES Y EN COMPUESTOS POLARES
SUSTANCIAS MASA
MOLECULAR
MOMENTO
DIPOLO
PUNTO DE
EBULLICION
N2 28 0 -196
O2 32 0 -183
HBr 81 0.76 -67
HI 128 0.38 -36
Nota: el momento dipolo está dado en Debyes (D), en dónde 1D=1X10-18 ues.cm=3.34x10-
30 cm.
Las moléculas polares y los iones se atraen mutuamente. El polo positivo es atraído por los
aniones y el negativo por los cationes, se llama interacciones dipolo-ion y tiene gran
importancia en los procesos de disolución.
FUERZAS DE DISPERSION NUCLEAR O FUERZAS DE LONDON
En el año de 1930 Frtiz London, propuso el origen de este tipo de atracciones. London
observó que el movimiento de los electrones de átomos o moléculas, puede generar un
momento dipolar instantáneo o momentáneo.
Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre los átomos y moléculas no polares, debido a que las
moléculas y átomos no polares no tienen un momento dipolar.
Al igual que las fuerzas dipolo dipolo sólo es significativa esta fuerza cuando las moléculas
están muy cercanas entre sí.
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2.5.1.3 FUERZAS DE ENLACE POR PUENTE DE HIDROGENO
El puente de hidrógeno no es un enlace verdadero como tal, sino
una fuerte atracción que se presenta entre dipolos. Su existencia
fue sugerida en el año de 1912, por Moore y Winmill. Entre
moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno unido en
forma directa pueden participar en la formación de puentes de
hidrógeno solamente si está ligado a oxígeno, nitrógeno o flúor,
azufre, es decir unido a átomos muy electronegativos de tamaño
pequeño. Estos enlaces están polarizados, dejando al átomo de
hidrógeno con una carga positiva parcial. Este átomo de hidrógeno
electrofilico carente de electrones tiene una gran afinidad hacia
electrones no compartidos en los átomos electronegativos de otra
molécula o incluso de la misma molécula.
El agua presenta propiedades que tienen un papel importante en
nuestro medio ambiente, a continuación se muestran algunas:
debido a los puentes de hidrógeno que forma, el agua tiene puntos
de fusión y ebullición elevados y una capacidad calorífica elevada.
Presenta un marcado carácter polar, responsable de su capacidad excepcional para disolver
una amplia gama de sustancias iónicas y covalentes polares. Todas las sustancias existen en
alguno de los tres estados: gas, líquido o sólido. La diferencia principal entre el estado
condensado y el estado gaseoso es la distancia de separación entre las moléculas.
Cuando el agua pasa al estado sólido, las moléculas de agua pierden energía cinética y al
darse la atracción por puente de hidrógeno, las moléculas se reacomodan formando una
estructura expandida, esto se demuestra con el aumento de volumen que experimenta el agua
al congelarse.
CONECTANDOTE…
Aunque el puente de hidrógeno es una forma bastante fuerte de atracción intermolecular (interacción dipolo dipolo), pero es
considerablemente menor que los enlaces iónicos o que un enlace covalente normal: C-H, N-H, O-H.
La ruptura de un puente de hidrógeno requiere aproximadamente 5 kcal/mol (20Kj/mol) comparadas con 100 kcal/mol (400
Kj/mol) necesarias para romper un enlace covalente. Al puente de hidrogeno se deben los altos puntos de fusión y ebullición
de sustancias como el agua, alcohol metílico, amoniaco, ácidos carboxílicos, la unión entre las proteínas de la doble hélice
del ADN, etc.
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2.6 INFLUENCIA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LAS PROPIEDADES FÍSICAS
Los factores principales que determinan las propiedades físicas de las sustancias son; la
naturaleza de los átomos, las moléculas o iones que integran una sustancia y la intensidad de
las fuerzas de enlace entre ellos. De acuerdo con la naturaleza de las unidades estructurales
de una sustancia y el enlace entre ellas, se consideran cuatro tipos de sustancias:
1. Compuestos iónicos o electrovalentes cono el NaCl, KCl, MgO, etc.
2. Compuestos moleculares como el H2, O2, CCl4, CO2, H2O, NH3, etc.
3. Sustancias macromoleculares como el C, SiO2.
4. Metales como el Na, Fe, Au.
Las moléculas polares se orientan principalmente en el arreglo positivo a negativo, de menor
energía, en donde la fuerza neta es de atracción. Esta atracción debe superarse al evaporar el
líquido, lo cual acarrea calores mayores de evaporación y puntos más altos de ebullición para
los compuestos de moléculas muy polares. Las fuerzas intermoleculares también determinan
las propiedades de solubilidad de los compuestos
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
INDIVIDUAL
Competencia
Genérica 5,8
Competencia
Disciplinar 4,7
Desempeños del
estudiante k,l,m.
1.- ¿Cuál es la diferencia entre enlaces intermoleculares y enlaces intramoleculares?
2.- ¿Cuáles son las principales fuerzas intermoleculares?
DESARROLLA COMPETENCIAS
ACTIVIDAD
GRUPAL
Competencia
Genérica 1,5,8.
Competencia
Disciplinar 4.7.
Desempeños del
estudiante k,l,m
Por equipos, contestar las siguientes preguntas. Realizar la exposición y guardar en el
portafolio de evidencias.
1.-Explicar cómo se relacionan ente sí las fuerzas dipolo-dipolo, las fuerzas de London y las
fuerzas por puente de hidrógeno.
2.-Cuál es la importancia de las fuerzas por puente de hidrógeno
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3.-Cuál es la influencia de las fuerzas intermoleculares en las propiedades físicas de las
sustancias.
