Sabemos que las sustancias compuestas tienen más de una clase de átomos y éstos se encuentran en proporciones definidas entre sí. Estas proporciones son de números enteros sencillos.

Por ejemplo: la sal de cocina (cloruro de sodio) contiene la misma cantidad de átomos de cloro que de sodio.

El agua contiene el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno.

Representamos el cloruro de sodio así:

Representamos el agua así:

Cl Na

H2OEl “agua oxigenada” es una sustancia distinta (peróxido de hidrógeno) H2O2

También hay sustancias bastante complicadas:

C55H70MgN4O6 (clorofila b)

Muchas veces los átomos se encuentran efectivamente en esas cantidades formando unidades materiales llamadas moléculas. Este es el caso del agua. En otros compuestos no se puede decir que exista la molécula, pero sí se mantiene estrictamente la proporción, como en el caso del cloruro de sodio.

Molécula de agua

Cristal de cloruro de sodio

Aunque la molécula no exista realmente, el concepto nos será extremadamente útil:

Molécula es la menor porción de materia característica de una sustancia pura.

En todos los casos hay fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Y, dada su naturaleza, estas fuerzas deben ser de carácter eléctrico

Sin embargo, la gran diferencia de características que presentan las distintas sustancias, hacen necesaria una explicación más detallada.

Pero aquí, el tamaño también importa

Se puede construir un buen modelo que explique estos hechos, a partir del concepto de

ELECTRONEGATIVIDAD

La estructura electrónica juega un papel determinante.

Por ejemplo: En las moléculas de muchísimas sustancias, puede especularse que todos los átomos tienen una estructura electrónica de gas noble, adquirida, ya sea: cediendo, tomando o compartiendo electrones con los otros átomos.

Electronegatividad (e.n.): Es la capacidad relativa que tiene un átomo para atraer los electrones de una unión química.

Se mide en una escala de 0 a 4 y fue establecida por Linus Pauling

Linus Pauling 1901-1994

Premio Nobel de química

Premio Nobel de la Paz

Lo que resulta importante para describir un enlace es la diferencia de electronegatividades.

Gran diferencia (>2)

Pequeña diferencia

Alta e.n.

Baja e.n.

Se origina cuando hay alta diferencia de e.n. Se forman dipolos con el polo negativo sobre el átomo más e.n. Los átomos se mantienen unidos por atracción electrostática.

Por ejemplo, en el caso del ClNa, que vimos antes,

Si el sólido se transforma en líquido, por calentamiento o por disolución en un solvente adecuado (por ejemplo, agua) no se obtiene un líquido molecular sino que se forma una “sopa” de iones.

catión anión Cl -Na+

El átomo de Na pierde su electrón 3s, quedando con la estructura

electrónica del He y el átomo de Cl, con ese electrón, completa su orbital

3p tomando la configuración electrónica del Ar. Ambas

estructuras son muy estables.

Estas sustancias, en estado líquido, son buenas conductoras de la

electricidad. La corriente eléctrica es transportada por los iones, que son

partículas cargadas.

La unión es muy fuerte

Estas sustancias son sólidos a temperatura ambiente y tienen altos puntos de fusión. No son

maleables, si no rígidas y quebradizas. Se disuelven bien en solventes polares como el

agua.

Se origina cuando no hay diferencia de e.n. (unión entre átomos iguales, para formar

sustancias puras) o ésta es pequeña. Un par de electrones es compartido por ambos

átomos, en un orbital molecular.

En forma estricta, sólo en el primer caso tendremos un enlace 100% covalente, ya que si los átomos son distintos, los electrones estarán desplazados hacia el más e.n. confiriéndole cierto carácter iónico a la sustancia.

Un buen ejemplo es el agua H-O-H, donde la diferencia de e.n. es 1,4. Esto produce (en el agua pura) que una de cada 10.000.000 de moléculas, esté disociada en iones. Esta concentración es insuficiente para que haya una buena conductividad eléctrica. Pero si hay disuelta una pequeña cantidad de alguna sustancia iónica, el comportamiento cambia totalmente, volviéndose un buen conductor. El pequeño carácter iónico del agua es suficiente para romper las uniones electrovalentes, disolviendo fácilmente a los compuestos iónicos (electrolitos).

En el caso del flúor (1s2, 2s2, 2p5), podemos hacer la siguiente descripción:

Cada átomo tiene un orbital p parcialmente ocupado con electrones sin aparear. En la molécula F2 estos electrones se aparean en un nuevo orbital molecular.

Aquí no hay partículas cargadas con libertad de movimiento (ni electrones, ni iones). No hay conducción eléctrica.

La unión es más débil que la anterior

Las sustancias covalentes son gases, líquidos o sólidos. Sus puntos de fusión son notablemente más bajos. No se disuelven bien en solventes polares como el agua.

Es el que aparece entre los átomos de baja e.n., esto es los metales.

Como los átomos no atraen muy fuertemente a sus electrones, los más exteriores se encuentran en un estado relativamente libre, lo que les permite moverse a lo largo de todo el material.

El sólido está formado, entonces, por una red

cristalina de cationes, entre los que se desplazan, al azar,

electrones libres.

Los electrones libres hacen que los materiales sean buenos conductores.

La unión no es muy fuerte.

Frente a un esfuerzo mecánico, los cationes pueden deslizarse unos sobre otros, por lo que el material resulta dúctil y maleable