enlaces 2016
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El enlace químico
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4.- EL ENLACE QUÍMICO
4.1.- Introducción. ......................................................................... 92
4.2.- Las sustancias iónicas. .......................................................... 94 4.2.1.- Características del enlace iónico. ................................................. 94
4.2.2.- El ciclo de Born-Haber ................................................................. 96
4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas. ......................................... 98
4.3.- Las sustancias moleculares. .................................................. 99 4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente. ............................................ 99
4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes. ..................................... 100
4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis. ........................ 103
4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas ......................................... 107
4.3.5.- Teoría del enlace de valencia. ...................................................... 111
4.3.6.- Teoría de los orbitales moleculares. ............................................ 113
4.3.7.- Hibridación de orbitales. .............................................................. 113
4.3.8.- Enlaces intermoleculares. …………………………………......... 117
4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. ................................ 119
4.4.- Los sólidos covalentes (macromoléculas). ............................119 4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. ........................................... 119
4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes. ..................................... 120
4.4.3.- Estructura de algunas sustancias covalentes. ................................ 120
4.5.- Las sustancias metálicas. ......................................................122 4.5.1.- El enlace metálico. .................................................................... 122
4.5.2.- El modelo del gas de electrones. ................................................... 122
4.5.3.- La teoría de bandas. ...................................................................... 123
4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas. ..................................... 123
4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias. .......125
4.7.- Problemas y cuestiones. ........................................................125
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4.1.- Introducción.
En temas anteriores, ya hemos estudiado el átomo y ahora vamos a ver cómo se
pueden combinar esos átomos entre sí. Este aspecto es muy importante ya que, como veremos,
según el tipo de enlaces que formen, podremos predecir las propiedades de las sustancias.
Las sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales
agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas y otras resultan con carga: los iones.
Sólo los gases nobles y algunos metales en estado vapor están constituidos por moléculas
monoatómicas (es decir, por átomos sueltos). La unión entre átomos, iones o moléculas es lo
que constituye en enlace químico.
En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica de la capa
más externa de los átomos, la de mayor energía, llamada capa de valencia. De esa
configuración depende, además, el tipo de enlace que se formará, por ello, y dada su
importancia, se utilizan los diagramas de Lewis, en los que figura el símbolo del elemento
rodeado de tantos puntos como electrones de valencia posea. Así por ejemplo, los diagramas
de Lewis de los elementos del segundo periodo son:
En la tabla periódica, todos los átomos de un mismo grupo tiene propiedades similares
porque todos tienen los mismos electrones de valencia, y un átomo usa algunos o todos los
electrones de valencia para combinarse con otros.
Por otra parte, los gases nobles son muy estables ya que tienen una baja reactividad
que se relaciona con su estructura electrónica; todos poseen los orbitales s y p de la última
capa completos (a excepción del He). El hecho de que los orbitales de más alta energía de un
átomo estén completamente llenos, les da una acusada estabilidad. Esto también se puede
comprobar experimentalmente diciendo que tanto el P.I. como la A.E. de los gases nobles son
muy altos, (no tienen tendencia ni a coger ni a ceder electrones).
El resto de los átomos, tienden a ganar, perder o compartir electrones con la finalidad
de adquirir configuración electrónica de gas noble y ganar así estabilidad. Por ello, los átomos
se clasifican según esta tendencia en (además de los gases nobles antes descritos):
Metales: Elementos que tienen pocos electrones en la última capa (1, 2 ó 3).
Tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de
gas noble (tener la última capa completa).
Se cargarán positivamente formando lo que se denomina un catión.
No metales: Tienen muchos electrones en la última capa (5, 6 ó 7).
Tienen tendencia a ganar para adquirir configuración electrónica de gas
noble (completar la última capa).
Se cargarán negativamente formando lo que se denomina un anión.
En general, se puede decir que cuando un átomo se combina con otro para formar un
compuesto, lo hace de tal manera que con ello adquiere la configuración electrónica del gas
noble más cercano, (ocho electrones en su última capa, regla del octeto) y eso se puede
conseguir a través de una cesión, captación o compartición de e-. Esta es la razón por la que
los gases nobles son tan inertes.
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Hay elementos que no cumplen la regla del octeto, por ejemplo, el H, Li y Be, el
número de electrones al que tienden es de dos puesto que el He, (gas noble más cercano), sólo
tiene dos; y hay también muchos elementos del tercer período (o superior) que pueden
albergar más de ocho electrones en su última capa al poseer orbitales "d" vacíos.
Existen tres tipos fundamentales de enlaces: iónico, covalente y metálico, y con ellos
se pueden formar cuatro tipos de sustancias: las iónicas, las moleculares, las covalentes y las
metálicas.
Es importante comentar que
para que un determinado enlace se
forme, tiene que haber
necesariamente un desprendimiento
de energía, es decir, el compuesto o
molécula formada tiene que ser más
estable que los átomos de los que se
parte, pues de lo contrario no se
formará el enlace.
Cuando dos átomos se
encuentran infinitamente separados,
no hay interacción entre ellos, sin
embargo, a medida que se acercan
empiezan a aparecer fuerzas de
atracción entre el núcleo de uno y la
nube electrónica de otro y viceversa
con la consiguiente liberación de
energía. A una distancia determinada
(distancia de enlace), la energía
liberada pasa por un mínimo
(energía de enlace). Si la distancia de
enlace se hace más pequeña, empiezan a aparecer fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y
las dos nubes electrónicas, tanto más
grandes cuanto más cerca estén, para
lo cual haría falta aportar energía, tal
y como se muestra en la figura (los
datos se refieren a la molécula de
hidrógeno). Si los átomos nada más
empezar a acercarse, generan fuerzas
de repulsión, tal y como muestra la
segunda figura, nunca formarán un
enlace, porque no existe una
distancia que estabilice el sistema.
Es lo que ocurre al acercar dos
átomos de He, por ejemplo.
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4.2.- Las sustancias iónicas.
4.2.1.- Características del enlace iónico.
El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre
iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos
de elevada diferencia de electronegatividad.
Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del tipo que
sea), se produce una liberación de energía, es decir, que el nivel de energía de los átomos
unidos es menor que el de los átomos por separado.
En el caso de los compuestos iónicos se tiene que formar una red cristalina para que se
produzca esa liberación de energía como ahora veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la
formación de NaCl a partir de los átomos libres de Na y Cl en estado gaseoso:
Na (g) + Cl2 (g) Na+ (g) + Cl
- (g) ( Na
+Cl
-)n (s)
El NaCl es un sólido en el que 6 iones Cl-- rodean a un ion Na
+ y a su vez cada ion Cl
-
es rodeado por 6 iones Na+ formando una red tridimensional en la que la relación es 1:1, es
decir, un ion sodio por cada ion cloro.
Para explicar este fenómeno vamos a utilizar la representación electrónica o diagrama
de Lewis, según la cual, el símbolo de un átomo representa su núcleo y los electrones de las
capas internas, y rodeando a éste se colocan puntos y/o aspas que representan los electrones de
la capa de valencia. Los puntos se colocarán por pares si los e- están apareados y aislados si no
lo están.
Na Z=11 1s2 2s
2 2p
6 3s
1
Cl Z=17 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
5
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el átomo de sodio tiene sólo un electrón en su última capa que "tenderá" a perder, quedándose
cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un electrón para completar su capa,
que lo captará del átomo de sodio, incorporándolo al orbital 3p, y así ambos tienen
configuración electrónica de gas noble:
Na Na+ + 1e
- E = + 496 KJ/mol
Cl + 1e- Cl- E = - 348 KJ/mol
Energía necesaria: E = + 148 KJ/mol
Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder electrones, este
fenómeno es siempre energéticamente desfavorable al igual que la aceptación de electrones
por parte de los no metales, (salvo en el caso de algunos halógenos).
Desde el punto de vista energético este proceso es desfavorable ya que hay que aportar
148 KJ/mol, (aporte de energía necesario para que los átomos se ionizaran en estado gaseoso).
No obstante, la formación de la red cristalina libera gran cantidad de energía por la atracción
electrostática que ahora sufren los iones.
Imaginemos los iones Cl- y Na
+ infinitamente separados en estado gas y que se van
acercando para formar el enlace. En un principio se libera energía por la atracción de los
iones, pero cuando éstos están muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre
los electrones y entre los núcleos de los iones, por lo tanto existe una distancia interiónica para
la que la energía potencial electrostática pasa por un mínimo y, en consecuencia, se libera la
máxima energía.
Para los iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2'38 A°, (determinada por
difracción de rayos X). Por lo tanto, la energía liberada al acercarse dos iones será:
molKJJ
r
qqKE /4,58010705,9
1038,2
10609,1109 19
10
219921
Sin embargo la formación de la red cristalina libera una cantidad de energía mucho
mayor debido a que un ion Cl- es atraído por más de un ion Na
+ y viceversa. En el caso de
NaCl, la energía liberada al pasar de iones gaseosos a la red cristalina, (energía reticular), es
de -790 KJ/mol (mayor que la calculada para dos iones aislados que era de – 580,4 KJ/mol).
En definitiva, la energía necesaria para la ionización (que es de 148 KJ/mol), se ve
compensada con la que se libera al formarse el cristal (-790 KJ/mol).
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Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada
suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este tipo de enlace. Esto
ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfígenos y
halógenos), de alta afinidad electrónica con elementos poco electronegativos, (alcalinos,
alcalinotérreos), de bajo potencial de ionización.
Ahora bien, no existe un enlace iónico puro (del 100 %), lo que quiere decir, que no
hay una transferencia total de electrones del metal al no metal, habiendo siempre una parte de
compartición de éstos entre los dos átomos enlazados.
La mayoría de las sales que provienen de oxoácidos son también de naturaleza iónica;
el anión está formado por varios átomos y también forman redes cristalinas. Lo mismo le
ocurre al catión amonio.
Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un
tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los iones que la forman y de la
carga que posean. Aquí tienes otras estructuras cristalinas diferentes de compuestos iónicos:
4.2.2.- El ciclo de Born - Haber.
El cambio energético producido en la formación de un sólido iónico a partir de los
elementos que lo constituyen, puede calcularse a partir del llamado ciclo de Born – Haber
(que es un caso particular de la ley de Hess). Vamos a seguir con el mismo ejemplo del
apartado anterior, es decir, la formación del cloruro sódico (sólido) según la siguiente
reacción:
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s)
La reacción anterior tiene lugar en varios pasos:
1.- El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí.
Para ello habrá que aportar la energía de sublimación del Sodio:
Na (s) + Esublimación Na (g) ; Esublimación = 109 KJ/mol
El enlace químico
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2.- Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ion
positivo. Para este proceso necesitaremos aportar la energía de ionización del Sodio:
Na (g) + Eionización Na + (g) + 1 e
- ; Eionización = 496 KJ/mol
3.- El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es
diatómico. Para ello tendremos que aportar la mitad de su energía de disociación, ya que por
cada molécula que se rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo habrá que
disociar medio mol de moléculas de Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro.
½ Cl2 (g) + ½ Edisociación Cl (g) ; ½ Edisociación = 122 KJ/mol
4.- Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para
transformarlo en un ion negativo. Para ello tendremos que aportar la energía de la afinidad
electrónica. Dicha energía suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de
algunos halógenos puede llegar a ser negativa (energía desprendida):
Cl (g) + 1 e- Cl
- (g) + Eafinidad ; Eafinidad = -348 KJ/mol
5.- Vemos que la energía desprendida no supera a la suministrada; nos faltan 379
KJ/mol. ¿Cómo puede formarse, entonces, el compuesto iónico?. La respuesta está en la
energía reticular, que como ya hemos definido antes es la energía desprendida al pasar de los
iones en estado gaseoso a la formación de 1 mol de sólido cristalino. En efecto, los iones en
estado gaseoso se atraen con orden en la red y así, es evidente que la energía potencial
eléctrica se hace menor.
Na + (g) + Cl
- (g) NaCl (s) + Ereticular ; = - 790 KJ/mol
La energía sobrante será la desprendida en la formación de 1 mol del compuesto
iónico:
ΔEf = Esublimación + Eionización + ½ Edisociación + Eafinidad + Ereticular = 109 + 496 +122-348 –790 =
ΔEf = - 411 KJ/mol
A continuación te mostramos un esquema de todo el proceso:
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Este sería el diagrama energético del proceso:
4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas.
No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas son muy
fuertes, tendrán puntos de fusión y de ebullición muy altos.
En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y
carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina
quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la
electricidad.
Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son
grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red,
pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción
pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe:
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En general, los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares y no en
apolares, ya que, las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones
(orientando sus dipolos de forma adecuada), y éstos se separan de la red
cristalina.
Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan iones son
sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl o
H2SO4.
Podemos estudiar la variación de algunas de las propiedades que acabamos de
comentar en base a las fuerzas electrostáticas y no direccionales que unen a los iones en la red
cristalina. Dichas fuerzas vienen determinadas por la Ley de Coulomb:
ur
qqKF
221
por lo tanto, a medida que los iones estén más cargados, y sus radios sean más pequeños, las
fuerzas electrostáticas que los unen serán más fuertes, por lo que, tendrán puntos de fusión y
ebullición más altos, serán más duros, serán menos solubles, etc. Con los siguientes datos
podrás apreciarlo con mayor facilidad:
Cristal Q1 Q2 r (Aº) Punto de fusión Dureza Solubilidad (gr/l)
NaI 1 1 3’11 660 2’8 158’70
NaF 1 1 2’31 988 3’2 4’22
CaF2 2 1 2’35 1360 4’0 0’15
Al2O3 3 2 1’90 2030 9’0 0’00
4.3.- Sustancias moleculares.
4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente.
El enlace iónico se da entre átomos de electronegatividad muy diferente, en cambio, el
enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida.
En vez de una cesión de electrones, (como tiene lugar en el enlace iónico), se produce
una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos. El número
de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran
configuración electrónica de gas noble. A diferencia del
enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más
fuerte; y su formación también comporta una liberación de
energía. En la siguiente dirección puedes encontrar una
simulación del enlace covalente en la molécula de
Hidrógeno:
http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1348
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4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes.
i) atendiendo al número de electrones compartidos:
a) enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir,
se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno
(H2):
Si los átomos están infinitamente separados, se considera que tienen energía cero, pero
a medida que se acercan existen fuerzas de atracción (entre el e- de un átomo y el p
+ del otro),
y fuerzas de repulsión, (entre las dos nubes electrónicas). Al principio las fuerzas de atracción
son superiores a las de repulsión por lo que al acercarse se libera energía, pero llega un
momento en el que las repulsiones empiezan a tener importancia y cuesta cada vez más
acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mínimo y la distancia a la que se produce es la
distancia de enlace que para la molécula de H2 es de 0'74 A°.
La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados
(que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de
Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble.
Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:
los dos átomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor y por lo tanto configuración
electrónica de gas noble.
b) enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir,
se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de
Oxígeno (O2):
c) enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir,
se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno
(N2 ):
Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la
distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más
energía para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla:
Molécula Energía (Kcal/mol) distancia (Aº)
F2 (F - F) 36 1’42
O2 (O = O) 118 1’21
N2 (N N) 225 1’10
El enlace químico
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ii) atendiendo a cómo están compartidos los electrones:
a) enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que
comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la
misma electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por
igual. Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo.
b) enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos átomos iguales, los
electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace iónico constituye
el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente.
Cuando dos átomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos
e- se encuentran compartidos entre los dos átomos pero no por
igual. Por ejemplo, en la molécula de HCl el átomo de cloro es más
electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la
nube electrónica hacia sí que el hidrógeno, con lo que la molécula
es eléctricamente asimétrica con más carga negativa concentrada en
el átomo de Cl y una cierta carga positiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar.
Algunos ejemplos de este tipo de enlaces son:
- el cloruro de hidrógeno:
al ser el átomo de cloro más electronegativo, atraerá más hacia él los electrones del enlace y se
quedará cargado con una fracción de carga negativa.
- el agua:
la diferencia de electronegatividad entre el O y el H explica su elevada polaridad y ésto hace
que pueda utilizar como disolvente.
- el amoniaco:
la molécula de amoniaco posee tres enlaces simples polares.
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c) enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el
par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de
enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son:
- el ion amonio; por ejemplo en el cloruro amónico (NH4Cl):
es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl
-), donde el catión no es un
átomo sino una especie poliatómica en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes,
uno de ellos coordinado o dativo:
uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N un enlace
covalente coordinado.
- el ozono: En el enlace simple, es el átomo central el que aporta los dos electrones
del enlace:
aparecen dos estructuras para el Ozono que se denominan resonantes.
El fenómeno de resonancia surge ante la
imposibilidad de poder representar el estado electrónico de
una molécula o ion mediante una sola estructura. En estos
casos, ninguna de las dos (o más) estructuras resonantes
tienen existencia real, sino una hibridación de todas ellas. Por
ejemplo, en el caso del ozono, los dos enlaces que forma el
átomo central con los de los extremos, son exactamente
iguales a pesar de que, en la estructura de Lewis, uno de ellos
sea un enlace covalente doble y el otro un enlace covalente
coordinado. Este fenómeno de la resonancia es bastante
frecuente.
El enlace químico
103
4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis.
No debe confundirse un enlace polar con una molécula polar. Así, por ejemplo, el
enlace C-H es covalente polar, pero la molécula de metano (CH4) es apolar ya que dicha
molécula tiene una estructura tetraédrica que anula todos sus momentos dipolares.
Para conocer si una molécula es polar o no hay que conocer su estructura espacial.
El H2O es la molécula polar más característica. El ángulo que forman los dos enlaces
O-H es de 104'5º debido a la repulsión que ejercen sobre los electrones de los enlaces, dos
pares de electrones que posee el oxígeno:
En definitiva, una molécula con enlaces covalentes apolares, será necesariamente
apolar, pero una molécula con enlaces covalentes polares, será apolar si tiene simetría y polar
si carece de ella, es decir:
Para ver la estructura espacial de las moléculas y conocer, en definitiva su polaridad,
es muy cómodo utilizar las estructuras de Lewis. Aunque ya las hemos utilizado, vamos a
profundizar un poco más en ellas.
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Para hallar la estructura de Lewis hay que tener en cuenta que:
- El Hidrógeno nunca puede tener más de dos e- a su alrededor.
- Los átomos del 2º periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden estar
rodeados de más de ocho e-.
- Los demás átomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen orbitales “d”
vacíos y por lo tanto pueden alojar más de ocho e- a su alrededor.
Las estructuras de Lewis sirven tanto para representar átomos como iones o moléculas.
Para ello hay que seguir los siguientes pasos:
a) Se representan las estructuras de Lewis de los elementos de la sustancia a estudiar.
Se suman todos los electrones de valencia y se halla el número de enlaces que habrá en la
molécula con la siguiente fórmula:
por ejemplo, para el CO2:
42
42683º
enlacesden
b) Se forma el esqueleto de la molécula, formada por los símbolos de los elementos,
poniendo como átomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando al
hidrógeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de mayor Z).
siguiendo con el mismo ejemplo:
c) Se disponen los enlaces calculados en el apartado a) de todas las formas posibles,
con lo que se obtendrán hasta las estructuras resonantes si las hubiera. Después se completan
los octetos de los átomos con pares de electrones no enlazantes:
en el caso del dióxido de carbono hay tres posibilidades de colocar 4 enlaces entre los tres
átomos:
El enlace químico
105
d) Se buscan las cargas formales de cada uno de los átomos en las estructuras
obtenidas (analizando los electrones que hay alrededor de cada uno de los átomos); y la más
estable será la que menos carga formal obtenga.
datos experimentales indican que el dióxido de carbono es una estructura resonante de las tres
que hay representadas, teniendo mayor peso específico la del centro.
Veamos otro ejemplo representando la estructura de Lewis del ion nitrato (NO3-):
a)
42
153684º
enlacesden
b) esqueleto:
c) y d) (entre paréntesis figuran las cargas globales):
datos experimentales demuestran que el ion nitrato es resonante siendo las tres estructuras
equivalentes.
Como hemos indicado anteriormente, hay elementos que no cumplen la regla del
octeto.
Las causas pueden ser:
1.- Tener pocos electrones de valencia, no llegando a completar el octeto. Así le
ocurre al hidrógeno, alcalinos, alcalinotérreos, térreos y carbonoideos con valencia
+2.
2.- Tener muchos electrones de valencia, pudiendo ampliar el octeto al poseer
orbitales atómicos vacíos en la capa de valencia.
generalmente es el átomo central de la molécula el que deja de cumplir la regla del octeto.
Vamos a verlo con algunos ejemplos:
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1a) Monóxido de carbono (CO): el carbono actúa con índice de oxidación +2.
1b) Monóxido de nitrógeno (NO): Hay un número impar de electrones en la molécula,
y el problema se resuelve con la resonancia, dejando el electrón impar en cada uno de los
átomos de la molécula:
1c) Tricloruro de aluminio (AlCl3): En los casos en los que no se cumple la regla del
octeto, la ecuación:
4
2
33784º
enlacesden
no se puede utilizar, ya que ella implica que cada uno de los átomos se rodea de ocho
electrones. Luego, no podemos hacer uso de que en el tricloruro de aluminio hayan 4 enlaces,
de hecho, se estructura de Lewis es:
2a) Pentacloruro de fósforo (PCl5):
4
2
55786º
enlacesden
como vemos, esta ecuación no se puede utilizar ya que en el compuesto al menos se necesitan
5 enlaces. Su estructura de Lewis se obtiene ampliando el octeto del fósforo, ya que, al
pertenecer al 3er
período tiene orbitales atómicos vacíos ("3d") donde se pueden albergar
electrones:
no hay cargas formales ni resonancia.
El enlace químico
107
2b) Dióxido de azufre (SO2):
3
2
62683º
enlacesden
si nos fiamos del resultado de esa ecuación, 3 enlaces, la estructura de Lewis sería:
serían dos estructuras resonantes con cargas formales, pero al poderse ampliar el octeto en el
átomo de azufre, ya que pertenece al 3er
periodo:
y datos experimentales demuestran la existencia de dobles enlaces. Siempre que sea posible
eliminar cargas formales ampliando el octeto, se debe hacer.
2c) Ácido sulfúrico (H2SO4): Su estructura de Lewis sería:
6
2
126462285º
enlacesden
para unir todos los átomos, pero, como el azufre pertenece al tercer período puede ampliar el
octeto, y sabiendo que al tratarse de un ácido, los hidrógenos deben estar unidos directamente
al oxígeno, se puede ver fácilmente que la estructura de Lewis del ácido sulfúrico será:
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4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas.
Una vez realizada la estructura de Lewis de una molécula o ion en el plano, se puede
representar su estructura geométrica en el espacio con sólo considerar los pares de electrones
enlazantes y no enlazantes que tiene el átomo central de la molécula, teniendo en cuenta que
éstos tenderán a separarse el máximo unos de otros, en base a las repulsiones electrostáticas
que deben existir. Hay que tener en cuenta que el ángulo de separación entre ellos, también
depende del núcleo del átomo al que esté enlazado el átomo central. La tabla de la página 84
nos indica las formas geométricas más corrientes:
Si la molécula posee dobles o triples enlaces, en cuanto a su estructura geométrica, se
trata como si fuese un enlace simple.
Como se ha comentado con anterioridad, una molécula covalente será polar, en el caso
de que, teniendo enlaces covalentes polares, no posee una simetría, por lo que no se anularan
los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces y la molécula global tendrá un momento
dipolar permanente. Por el contrario, si la molécula posee simetría, se anularán sus momentos
dipolares y será apolar. Por ejemplo:
a) Hidruro de berilio (BeH2):
a pesar de que los enlaces son polares, al ser una molécula lineal y simétrica, será apolar ya
que se anulan sus momentos dipolares.
Lo mismo le ocurre al metano (CH4) o al tricloruro de aluminio (AlCl3) cuyas
estructuras de Lewis ya hemos visto y tienen una estructura espacial tetraédrica y trigonal
respectivamente, siendo las dos simétricas y por lo tanto apolares. El elemento más
electronegativo es el que se carga negativamente en el dipolo.
El enlace químico
109
b) Amoniaco (NH3): Tiene una estructura espacial de pirámide trigonal que no es
simétrica debido al par de electrones antienlazantes que tiene el nitrógeno, y por lo tanto será
polar:
y el agua que también es una molécula polar; tiene una estructura tetraédrica angular que
tampoco es simétrica debido a los dos pares de electrones que tiene libres el oxígeno:
A continuación te presentamos una tabla con las estructuras geométricas de moléculas
más sencillas y un ejemplo de cada una de ellas. Para deducirlas debes tener en cuenta los
siguientes aspectos:
- El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te
ayudará a determinar la forma espacial de la molécula.
- Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te
permitirá deducir si la molécula es polar o apolar.
- Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el
átomo central son iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos
también influirá en la simetría o no de la molécula.
- Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura
espacial de la molécula contarán como si fuese un solo enlace, sólo que al haber
más electrones en una zona concreta, los ángulos con respecto a los enlaces
adyacentes serán mayores.
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110
Pares de electrones del
átomo central Pares
enlazantes
Pares no
enlazantes Forma geométrica Ejemplo
2 2 0
lineal lineal BeH2
3
3
0
Triangular plana BCl3
2 1
Triangular plana Angular trigonal SnCl2
4
4 0
Tetraédrica CH4
3 1
Pirámide trigonal NH3
2 2
Tetraédrica Angular tetraédrica H2O
5
5 0
Bipirámide trigonal PCl5
4 1
Tetraedro irregular TeCl4
3 2
Bipirámide trigonal Forma de T ClF3
6
6 0
Octoédrica SF6
5 1
Pirámide de base cuadrada IF5
4 2
Octoédrica Cuadrangular plana XeF4
El enlace químico
111
4.3.5.- Teoría del enlace de valencia (TEV).
La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente
de lo que lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del
par de electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la
geometría de las moléculas formadas.
Consideremos la formación de una molécula de hidrógeno (H2). Cuando los dos
átomos de Hidrógeno se aproximan, sus núcleos atraen cada vez más a las nubes electrónicas
del otro átomo. Llega un momento en que las nubes se solapan parcialmente, con lo que la
densidad electrónica entre los núcleos se ve incrementada. Es esta densidad electrónica
elevada la que mantiene unidos, por atracción electrostática, los dos núcleos, quedando así
constituida la molécula.
La formación del enlace H – H, puede expresarse, por tanto, diciendo que se solapan
los orbitales 1s de los dos átomos. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten
una región común del espacio entre los dos núcleos, donde podríamos decir que la
probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
Desde el punto de vista energético, cuando los
átomos están muy separados, no hay interacción (E=0). Al
aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s
y la fuerza de atracción entre los átomos se incrementa,
con lo que la energía potencial del sistema disminuye y
llega a alcanzar un mínimo. En este momento, el
solapamiento es el óptimo y la distancia entre los núcleos
es precisamente la longitud del enlace H – H de la
molécula H2. Si a partir de este momento, seguimos
acercando los átomos, la energía potencial aumenta debido
a la repulsión ejercida por los dos núcleos de los dos
átomos.
Una idea que conviene subrayar es que, para que el
proceso sea favorable, los orbitales atómicos que se
solapan espacialmente deben poseer electrones desapareados con espines opuestos (para no
incumplir el principio de exclusión de Pauli). Esto también explicaría la razón por la que los
gases nobles no se unen ni siquiera consigo mismos, ya que no tienen electrones
desapareados.
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112
Así pues, la covalencia de un elemento o, el número de enlaces covalentes que podrá
formar es igual al número de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flúor tiene
una covalencia de 1, el oxígeno de 2.
Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos
pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque
posee los orbitales “3d” vacíos.
En la teoría de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por
solapamiento de los orbitales atómicos. Para un mejor solapamiento de los orbitales atómicos
de partida, estos deben tener tamaño y energías parecidas, así como estructuras espaciales
adecuadas. La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales
atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. No vamos a profundizar
mucho en el tema, pero comentaremos que existen dos posibilidades:
a) Orbitales moleculares sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y
se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de
simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje
no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo
de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. A continuación te
presentamos algunos ejemplos:
El enlace químico
113
b) Orbitales moleculares pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se
produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal
de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones
en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos:
Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento
entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares son más estables que
los porque el grado de solapamiento de los orbitales “s” es mayor que el de los “p”.
4.3.6.- La teoría de los orbitales moleculares (TOM).
Dentro del marco de la Mecánica cuántica, existe otra teoría que también trata de
explicar el enlace covalente. Esta es la teoría de los orbitales moleculares (TOM).
La TOM es una teoría más completa, pero también más difícil de manejar y entender.
Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones para los cuales hay que resolver
la ecuación de Schördinger. De esta manera, se obtienen los orbitales del ámbito de toda la
molécula que nos indican, al igual que los orbitales atómicos, la zona del espacio que encierra
entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar a los electrones de la molécula.
Los orbitales moleculares se forman por combinación de orbitales atómicos. Si esta
combinación da lugar a un orbital molecular de menor energía que los dos orbitales atómicos
de partida se llama enlazante, y si es de mayor energía antienlazante. En general, los e- sólo se
disponen en orbitales moleculares antienlazantes cuando la molécula se encuentra en estado
excitado, al haber absorbido energía.
4.3.7.- Hibridación de orbitales.
En algunas moléculas se presenta el problema de explicar cómo a partir de orbitales
atómicos diferentes se pueden formar enlaces idénticos. Hay que suponer que durante la
reacción se produce un proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros,
resultando unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Dichos orbitales se caracterizan por:
1) Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de
partida.
2) Son todos iguales, energéticamente y formalmente. Sólo se diferencian en su
orientación espacial.
3) Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida
debe ser muy similar.
4) Los ángulos entre ellos son iguales.
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114
Vamos a ver algunos ejemplos:
a) Hidruro de berilio (BeH2); hibridación sp:
El Berilio tiene de número atómico Z = 4 y su estructura electrónica es:
con lo que al no tener electrones desapareados, no podría formar enlaces covalentes. Sin
embargo, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:
ya que al tener los orbitales atómicos 2s y 2p energías muy parecidas, resulta fácil que un
electrón de los situados en el orbital 2s pase a ocupar un orbital 2p vacío evitando así la
repulsión que podría existir al haber dos electrones en el mismo orbital 2s. De esta manera, al
tener dos electrones desapareados podría formar dos enlaces covalentes.
Al unirse con el hidrógeno, se puede pensar que el estar los dos electrones en orbitales
atómicos distintos (en energía, forma, tamaño y orientación), los enlaces sean distintos, pero
experimentalmente se comprueba que los dos enlaces son idénticos. Esto se explica diciendo
que ha habido una homogeneización de un orbital s y otro p (hibridación sp). Se forman dos
orbitales híbridos sp:
La molécula de hidruro de berilio es lineal.
b) Borano (BH3); hibridación sp2 :
El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su estructura electrónica es:
El enlace químico
115
al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma
razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:
Así, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero,
al igual que antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que
están los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneización
de un orbital s y dos p (hibridación sp2). Se producen tres orbitales híbridos sp
2:
La molécula de trihidruro de boro o borano es trigonal, cada enlace está separado del
otro formando un ángulo de 120 º:
c) Metano (CH4); hibridación sp
3 :
El Carbono tiene de número atómico Z = 6 y su estructura electrónica es:
tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando
actúa con valencia 2. Pero la mayoría de los compuestos del carbono tienen lugar cuando éste
actúa con valencia 4, adquiriendo la siguiente configuración:
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116
Así, al tener cuatro electrones desapareados puede formar cuatro enlaces covalentes.
Experimentalmente, también se ha comprobado que los cuatro enlaces son iguales,
produciéndose una homogeneización de un orbital s y tres p (hibridación sp3). Se producen
cuatro orbitales híbridos sp3:
La molécula de tretrahidruro de carbono o metano es tretragonal.
d) Hexafluoruro de azufre (SF6); hibridación sp3d
2 :
El Azufre tiene de número atómico Z = 16 y su estructura electrónica es:
tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando
actúa con valencia 2. Pero, al tener los orbitales 3d una energía similar a la de los 3s y 3p, con
un poco más de energía, desaparea todos sus electrones adquiriendo la configuración:
Los seis enlaces que puede formar son iguales, produciéndose una homogeneización
de un orbital s, tres p y dos d, es decir, se forman seis orbitales híbridos sp3d
2:
El enlace químico
117
La molécula de hexafluoruro de azufre tiene una estructura espacial octoédrica.
4.3.8.- Enlaces intermoleculares.
Entre las moléculas con enlaces covalentes se establecen fuerzas de atracción eléctrica,
cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas.
Vamos a diferenciar entre atracciones de tres tipos:
a) Fuerzas de atracción entre dipolos.
b) Enlaces por puente de hidrógeno.
a) Fuerzas de atracción entre dipolos: Fueron postuladas por Van der Waals en 1873,
y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría
explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares.
Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de
London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).
a1) Fuerzas de London: se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e
incluso entre átomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los
electrones de dichas sustancias pierden energía cinética, y entonces, es posible,
que en un instante determinado exista más densidad de carga electrónica en un
extremo de la molécula que en otro, creándose un dipolo inducido. Si ésto ocurre
en moléculas (o átomos) contiguos, puede hacer que se atraigan formando uniones
entre ellas, pudiéndose llegar a la licuación de dichos gases. A medida que el
átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear.
a2) Fuerzas de Van der Waals: si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan
para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo
fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son
mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.
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118
b) enlaces por puente de hidrógeno: Para que se produzca un enlace de este tipo,
deben cumplirse dos condiciones:
1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con
lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un
enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga
positivamente.
2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que
no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno.
3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los
dipolos creados.
Entonces se produce una doble atracción de tipo electrostático entre:
1.- dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula
con el negativo de otra.
2.- el polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no
enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.
Este es el llamado enlace por puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las
fuerzas de Van der Waals.
Hay que señalar también que los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre
moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la
adecuada (intramoleculares).
Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los
enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de
hecho, cuando calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los
enlaces intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos átomos de
la molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y oxígeno sino
vapor de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno pero no los enlaces
covalentes que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.
El enlace químico
119
4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares.
A temperaturas bajas, todos estos compuestos se encuentran en estado sólido
formando redes cristalinas muy débiles. La formación de estas redes se explica por las débiles
fuerzas de Van der Waals que se originan por atracción electrostática entre dipolos, ya sean
permanentes o inducidos. Los de las moléculas apolares son sólidos blandos (como por
ejemplo los de yodo), mientras que los de las sustancias polares son algo más duros ya que las
fuerzas que unen las moléculas son algo más grandes, por ejemplo en el hielo.
En general tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos, y van aumentando en
función de la mayor polaridad de las moléculas o del mayor peso molecular, ya que, de esta
manera, al ser más fácil crear el dipolo, las uniones serán más fuertes, por ejemplo:
Sustancia Punto de ebullición
(ºC)
Peso molecular
(umas)
Momento bipolar
(D)
H2O 100 18 1’85
CH4 - 164 16 0
CH3 - CH3 - 89 30 0
CH3 - CH2 - CH3 - 42 44 0’084
CH3 - CH2 - OH 78’5 46 1,69
Las sustancias apolares no son conductoras de la corriente eléctrica ya que no poseen
partículas cargadas que puedan quedar libres; sin embargo, las polares, al tener dipolos
permanentes, pueden conducir, aunque poco, la electricidad.
Dichas sustancias suelen presentarse a temperatura ambiente y presión atmosférica
como gases, aunque a medida que las fuerzas intermoleculares aumentan, pueden llegar a ser
líquidos e incluso sólidos.
Cabe resaltar, también, que los líquidos covalentes polares, como el agua, tienden a ser
muy buenos disolventes de las sustancias iónicas, pero la tendencia de las sustancias
moleculares es a disolverse en disolventes apolares.
4.4.- Las sustancias covalentes (macromoléculas).
4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes.
Las sustancias covalentes son gigantescas agrupaciones de átomos unidos por enlaces
covalentes formando sólidos con redes tridimensionales. Dichos átomos deben tener una
electronegatividad elevada, junto con la capacidad de tener tres o cuatro electrones enlazantes
para formar fuertes enlaces covalentes. Se puede considerar a todo el sólido como una gran
molécula.
Ejemplos de estas sustancias son el carbono diamante, el cuarzo (dióxido de silicio), el
carburo de Silicio, etc.
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120
4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes.
Como los átomos están unidos por fuertes enlaces covalentes muy estables, no es de
extrañar que, estos sólidos sean extremadamente duros, tengan puntos de fusión muy altos y
sean virtualmente insolubles; sólo se disuelvan en compuestos que reaccionen químicamente
con ellos. Tienen escasa conductividad eléctrica debido a la gran localización de los electrones
en las regiones donde se encuentran los enlaces covalentes que hacen que sean incapaces de
moverse libremente por la acción de un campo eléctrico externo.
4.4.3.- Estructuras de algunas sustancias covalentes.
a) Cuarzo: El cuarzo es una estructura particular de cristalizar el dióxido de silicio.
Cada átomo de Si se encuentra enlazado con 4 de O y a su vez cada O está unido a dos Si
mediante enlaces covalentes polares, formando una red de gran número de átomos, (SiO2).
b) Carbono diamante y carbono grafito: En el carbono diamante, los átomos de
carbono se unen para formar un retículo cristalino de dimensiones infinitas, en la que cada
uno de ellos se une a otros cuatro mediante enlaces covalentes puros formando estructuras
tetraédricas. Esto explica su elevada dureza, su baja reactividad, su nula conductividad
eléctrica y su casi infusibilidad.
El enlace químico
121
Por otra parte, el carbono grafito, es otra estructura cristalina del carbono. Mientras
que el carbono diamante es una red tridimensional, el grafito es un sólido con redes en forma
de capa. Contiene agrupaciones de átomos de carbono unidos por enlaces covalentes puros, de
dimensiones infinitas, pero en dos direcciones. De los cuatro electrones que tiene cada uno de
los átomos de carbono, tres se utilizan para unirlo con un enlace covalente puro a otros tres en
un mismo plano formando estructuras hexagonales de seis átomos, y el cuarto electrón está
deslocalizado entre los planos tratando de unirlos. En virtud de esta estructura, el carbono
grafito es conductor de la electricidad y del calor, carece de la dureza del diamante y se exfolia
fácilmente, es decir, se puede laminar.
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122
4.5.- Las sustancias metálicas.
4.5.1.- El enlace metálico.
La gran mayoría de los elementos conocidos son metálicos. Todos ellos son
conductores del calor y de la electricidad. Se caracterizan por:
a) Tener pocos electrones en su última capa.
b) Bajo potencial de ionización.
Los compuestos formados entre los metales se llaman aleaciones y no obedecen,
generalmente a las reglas de la estequiometría; así, el cobre disuelve al cinc en cantidades que
pueden variar desde la traza hasta el 38'4%. Cualquier aleación de estos dos elementos entre
esos dos porcentajes recibe el nombre de latón, y como no posee una composición definida se
le clasifica como una simple disolución, aunque sus iones estén unidos por fuertes enlaces
metálicos.
Todavía hoy no se conoce un modelo que explique de forma convincente como se
unen los átomos de los metales. Estudios de rayos X confirman que en la red cristalina existen
iones. Sin embargo debe descartarse el modelo de enlace iónico porque ello supondría la
transferencia de electrones lo cual no es lógico en átomos iguales. Por otra parte el enlace
covalente también queda descartado ya que en este caso los e- estarían localizados y los
metales no conducirían la electricidad lo que no es cierto.
Para explicar los hechos existen dos teorías: el modelo del gas de electrones y la teoría
de bandas que a continuación pasamos a detallar.
4.5.2.- El modelo del gas de electrones.
Es el modelo más sencillo basado en la intuición más que en conocimientos científicos
rigurosos y está sustentado en las siguientes hipótesis:
- Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose
cargados positivamente.
- Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura
depende en gran medida del tamaño de los cationes del metal.
- Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red
cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones,
neutralizando la carga positiva.
- El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no
puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes.
es decir, el modelo sugiere que los electrones de valencia
están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube
electrónica que interacciona simultáneamente con muchos
cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la
conductividad eléctrica de los metales. Por lo tanto, al hablar
de un metal como el Fe, habría que hablar de una gran
macromolécula Fen.
El enlace químico
123
4.5.3.- La teoría de bandas.
La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría de los
orbitales moleculares (TOM). En esta teoría, se considera el enlace metálico como un caso
extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de forma
conjunta y simultánea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atómicos y se forman
orbitales moleculares con energías muy parecidas, tan próximas entre ellas que todos en
conjunto ocupan lo que se franja de denomina una “banda de energía”.
Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de
energía, estas son tan próximas que pueden ocupar cualquier posición dentro de la banda.
La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama
banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se
llama banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando.
Este modelo explica bastante bien el comportamiento eléctrico no solo de las
sustancias conductoras sino también de las semiconductoras y las aislantes.
En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energéticamente
con la banda de conducción que está vacía, disponiendo de orbitales moleculares vacíos que
pueden ocupar con un mínimo aporte de energía, es decir, que los electrones están casi libres
pudiendo conducir la corriente
eléctrica.
En los semiconductores y en
los aislantes, la banda de valencia
no se solapa con la de conducción.
Hay una zona intermedia llamada
banda prohibida. En los
semiconductores, como el Silicio o
el Germanio, la anchura de la banda
prohibida no es muy grande y los
electrones con suficiente energía
cinética pueden pasar a la banda de
conducción, por esa razón, los
semiconductores conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la
banda prohibida es tan ancha que ningún electrón puede saltarla. La banda de conducción está
siempre vacía.
4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas.
Las propiedades de las sustancias metálicas difieren mucho de unas a otras, pero
vamos a hablar en general de todas ellas:
a) Densidad: El empaquetamiento compacto de los iones en la red cristalina metálica
hace que las densidades de los metales sean altas en general, aunque hay mucha diversidad y
excepciones, por ejemplo, los metales alcalinos y el plomo son muy blandos, mientras que el
osmio y el platino son muy duros. Todos son sólidos excepto el Mercurio, el Cesio y el
Francio que son líquidos.
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124
b) Puntos de fusión y ebullición: En general el enlace metálico mantiene los iones
fuertemente unidos dado que la mayoría poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos,
aunque hay grandes variaciones, desde el cesio, (29ºC), hasta el platino que es casi infusible.
Los puntos de fusión y ebullición dependen en gran medida de dos factores:
i) del tamaño: A medida que el tamaño del ion es mayor, el punto de ebullición
disminuye.
ii) del número de electrones cedidos por cada átomo: A medida que el número de
electrones cedidos por cada átomo sea mayor, el punto de fusión será más alto.
Aquí te damos unos datos para que lo compruebes tú mismo:
c) Conductividad eléctrica y térmica: Son buenos conductores eléctricos, ya que los
electrones de la nube electrónica se pueden mover con total libertad. Por la misma razón, si
los metales se calientan, los electrones adquieren mayor energía cinética que se va trasladando
por todo el metal.
d) Propiedades mecánicas: Son dúctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento) y
maleables (se pueden laminar) debido a la naturaleza de las fuerzas que mantienen unido al
sólido, es decir, que siempre que la separación entre los cationes no sea muy grande, la nube
electrónica los mantendrá unidos).
e) Brillo: Debido a la movilidad de electrones, son capaces de absorber y después
remitir prácticamente todas las longitudes de onda de la luz visible, por eso en general tienen
un color negruzco y opaco; el cobre y el oro no remiten una parte de la radiación azul que
reciben y por eso tienen un color amarillento.
Número de electrones enlazantes 1 2 3
elemento: Punto de fusión (ºC)
K : 54
Rb : 39
Cs : 29
Ca : 851
Sr : 771
Ba : 717
Sc : 1397
Y : 1277
La : 887
El enlace químico
125
4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias.
Propiedad Sustancias
iónicas
Sustancias
moleculares
Sustancias
macromoleculares
Sustancias
metálicas
Dureza Duras pero frágiles Blandas Muy duras Duras y blandas
(gran variedad)
Estado a
temperatura
ambiente
Sólidas Gases, líquidas y
sólidas Sólidas
Sólidas menos el Hg
(líquido)
Puntos de fusión Altos Variados sin llegar
a ser altos Muy altos Variados pero altos
Puntos de
ebullición
Líquidos en gran
rango de
temperaturas
Líquidos en
pequeños rangos
de temperatura
Muy altos Muy altos
Solubilidad en
agua Solubles en general
Insolubles en
general Insolubles
Insolubles en
general
Solubilidad en
disolventes
apolares
Insolubles Solubles en
general Insolubles Insolubles
Conductividad
eléctrica
Si disueltos o
fundidos; no en
estado sólido
No No Si
Ejemplos NaCL
HgO
MgCO3
F2
CO2
CH4
Diamante (Cn)
Cuarzo (SiO2)
Carburo de Silicio
Aln
Fen
Crn
4.7.- Problemas y cuestiones.
191.- Interpretar de forma cualitativa la siguiente tabla:
Compuesto NaF NaCl NaBr NaI
Temperatura de fusión (ºC) 1000 800 750 670
y predecir cuál de los dos compuestos NaF o CaO tendrá mayor temperatura de fusión,
teniendo en cuenta que tienen la misma estructura cristalina y sus iones tienen radios
similares.
192.- Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de números atómicos 6, 9, 13 y 19
respectivamente. Averigua:
a) el número de electrones de la capa de valencia.
b) su clasificación en metales y no metales.
c) Las fórmulas de los compuestos que formará B con cada uno de los restantes
elementos y ordenarlos desde el más iónico hasta el más covalente.
193.- ¿Qué quiere decir que una molécula es polar? ¿Qué molécula será más polar el CH4 o
el NH3? ¿y entre el NH3 y el NF3?
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126
194.- Dar una explicación entre los siguientes hechos:
a) el cloruro sódico tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio, el cloro es un gas a
temperatura ambiente. b) el diamante no conduce la corriente eléctrica mientras que el
níquel si lo hace. ¿Y el grafito? c) el flúor es una molécula covalente mientras que el
fluoruro de cesio es iónico.
195.- Indicar qué fuerzas atractivas han de ser vencidas para que se verifiquen los siguientes
procesos:
a) Disolución de nitrato sódico en agua; b) Fusión de un cristal de hielo; c) Ebullición de
hidrógeno líquido y d) Fusión de una aleación de plomo-estaño (soldadura).
196.- Justificar la geometría de las siguientes moléculas, así como su longitud de enlace y su
energía de enlace:
Molécula Ángulo de enlace Longitud de enlace Energía de enlace
C2H6 109'5° 1'54 Aº 346'94 KJ/mol
C2H4 120° 1'34 Aº 610'28 KJ/mol
C2H2 180° 1'20 Aº 836'02 KJ/mol
197.- Las gráficas siguientes proporcionan los valores de temperaturas de ebullición de
algunos compuestos. Tratar de explicar las variaciones que presentan así como las
anomalías:
198.- Teniendo en cuenta la estructura electrónica, ¿cuál es el motivo de que los halógenos
tengan predominantemente valencias impares?
199.- Indicar en qué sustancias de las mencionadas abajo existen enlaces por puente de
hidrógeno, para lo que es recomendable dibujar su estructura espacial:
Compuesto Mr (umas) T. Ebullición Compuesto Mr (umas) T. Ebullición
CH4 16 - 161’4 CH3 - CH3 30 - 88’0
NH3 17 - 33’1 CH3 - NH2 31 - 6’7
H2O 18 100,0 CH3 - OH 32 65’0
200.- Clasificar como covalente puro, covalente polar o iónico el enlace que presentará la
unión de los siguientes pares de elementos, explicándolo:
a) Li-O b) Br-I c) Mg-H d) O-O e) Rb-F
201.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: NF3 ; SO2 ; SF4
a) determinar su estructura espacial.
b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso,
establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente.
c) establecer cuáles de las moléculas son polares.
El enlace químico
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202.- Clasificar como iónico, covalente molecular, covalente macromolecular o metálico:
a) Un sólido que funde por debajo de los 100 °C dando un líquido no conductor de la
electricidad.
b) Un sólido que conduce la corriente eléctrica.
c) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando funde.
d) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y funde a 2000°
e) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la
electricidad.
203.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
SiCl4 ; CO ; NO2- ; BrF3
a) determinar su estructura espacial.
b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso,
establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente.
c) establecer cuáles de las moléculas son polares.
204.- Escribir las estructuras de Lewis para el metano y el amoníaco. ¿Cuáles son las fuerzas
intermoleculares que mantienen unidas a sus moléculas en estado sólido? ¿cuál de las
dos sustancias tendrá un punto de fusión más elevado?. Justifica las respuestas.
205.- Trata de identificar las siguientes temperaturas de ebullición a qué gas noble Ne, Ar o
Kr pertenecen. Justifica la respuesta.
-152'30 °C, -246'05 °C, -185'71 °C
206.- Asigna correctamente a cada sustancia su punto de ebullición:
Compuesto CaO KF CsI
Punto de ebullición (°C) 1280 1505 2850
207.- Indicar el tipo de enlace interatómico e intermolecular de las siguientes sustancias:
a) NaCl (s), b) NaCl (ac), c) NaCl (g) d) H2 (s), e) H2 (g)
f) NH3 (g) g) NH4OH (ac)
208.- Explica el hecho de que el H2O, HF y NH3 tengan puntos de ebullición superiores que
el resto de los compuestos de hidrógeno con los elementos de la misma familia.
209.- ¿Por qué los restantes elementos de la familia del oxígeno, nitrógeno o flúor no forman
también enlace de hidrógeno, si su configuración electrónica externa es la misma que la
de estos elementos?.
210.- Justificar, en base a la configuración electrónica del átomo central, la existencia de estas
moléculas: CO2 , PF3, SO2
211.- Las neveras emplean para refrigerar gas freón, CF2Cl2, un gas que ataca el ozono de la
estratosfera. En las cámaras de gas se emplea uno tóxico, HCN. Dibuja los diagramas
de Lewis de sus moléculas.
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212.- Explica el hecho de que siendo el fósforo y silicio elementos próximos en la tabla
periódica la molécula PF3 sea polar mientras que SiF4 no lo sea.
213- Dada la tabla adjunta, ordena según su polaridad, los siguientes enlaces: H--F, Cl--Cl,
H--S, H--N, H--Cl, Cl--F, C--O, H--O, H--C.
Elemento F O Cl N C S H
Electronegatividad 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
214.- Explica la forma geométrica de la molécula de H2O y justifica por qué el ángulo de
enlace es menor de 109o.
215.- Justifique la polaridad o no polaridad de las moléculas de: CCl4 , SiH4 , BF3 ,BeI2 .
216.- Dados los compuestos siguientes: NaCl, NaI, KCl, LiF, ordenarlos según un orden
creciente de distancia interiónica.
217.- Dados los compuestos siguientes: OF2 ; BF3 ; NF3, dibuja sus diagramas de Lewis,
pronostica su tipo de enlace, la polaridad de los mismos y su geometría .
218.- Dibujar la estructura de Lewis y describir la forma geométrica de las siguientes
moléculas: CO2, H2, NH3, HCHO (metanal), SO2. ¿Serán moléculas polares?.
219.- Indica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del
fluoruro de cesio a partir del tipo de enlace de cada uno.
220.- Dados los elementos A y B de números atómicos 9 y 19 respectivamente, indica: a)
Tipo de enlace que formarían: A-A, B-B y A-B. b) ¿Sería el compuesto A-B soluble
en agua? ¿Por qué?.
221.- Explica muy brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras
que el CCl4 no lo hace.
222.- La molécula de agua es polar, mientras que la de CO2 no lo es. Explica estos hechos a
partir de las geometrías moleculares.
223.- Representar según Lewis la estructura del ión nitrato indicando también su geometría.
224.- Escriba la configuración de Lewis de la molécula de metano, e indique geometría,
ángulos de enlace y si la molécula es polar.
225.- Indicar cuál es el número de coordinación del ión sodio en el cloruro sódico. ¿Qué
estructura presenta el cloruro sódico?.
226.- El aspecto más sobresaliente del enlace en los compuestos del carbono es que el
carbono puede formar cuatro enlaces con los átomos vecinos. Justifique este hecho.
El enlace químico
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227.- Dibujad las estructuras de Lewis y determinad la geometría molecular de las siguientes
moléculas: cloruro de hidrógeno, agua, trifluoruro de boro, acetileno, amoníaco,
tetracloruro de carbono.
228.- Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes especies: ión óxido, bromuro de
hidrógeno, anión sulfato.
229.- Representad la estructura de Lewis para las siguientes moléculas:
a) CF4, b) PCl5, c) PCl3, d) Br2. ¿Qué geometría asignaríais a las moléculas CF4 y
PCl3?.
230.- Clasificad las siguientes sustancias según su enlace sea iónico o covalente: agua,
cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, óxido de magnesio, óxido de calcio y
cloruro cálcico.
231.- Indicad la geometría de las moléculas: BeH2, BCl3 y CBr4.
232.- Clasificad las siguientes especies químicas como sólidos, líquidos o gases a temperatura
ambiente: HCl, CH3COOH, CO2, NH3, Cl2, NaOH, I2, Fe, CaCO3, KCl, NiCl2, NaI,
CH4.
233.- Dad ejemplos de cinco elementos que sean gases, cinco que sean sólidos y uno que sea
líquido a temperatura ambiente.
234.- Indicad la configuración electrónica del átomo de boro en su estado fundamental y
razonad cuál sería la geometría de la molécula BF3.
235.- ¿Qué número máximo de enlaces podrían formar los elementos C , B, As y Be con el
flúor, si todos los electrones de valencia de estos átomos participaran en la formación
de enlaces?
236.- Clasificar como covalente polar, apolar o iónico el enlace químico que se formará entre
los siguientes pares de elementos, explicándolo:
a) Li y O; b) Br y I; c) O y O; d) Rb y F.
237.- Escribir las estructuras de Lewis para el CH4 y el NH3. ¿Qué tipos de fuerzas
intermoleculares mantienen unidas a las moléculas de ambos compuestos en estado
sólido?. ¿Cuál de las dos sustancias tendrá punto de fusión más elevado?. ¿Por qué?.
238.- Indicar el tipo de enlace, interatómico e intermolecular, de las siguientes sustancias:
NaCl(s); C(diamante); H2 (s); H2(g); NH3 (g).
239.- La metilamina, CH3NH2, es el primer término de la serie de las aminas primarias.
Representar esta molécula mediante un diagrama de Lewis. Indicar el número de pares
de electrones enlazantes y no enlazantes.
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240.- Ordenar y justificar las siguientes sustancias según sus puntos de fusión crecientes:
NaCl, He, Br2, Fe.
241.- Decir qué tipo de sustancia (molecular, etc. ) es cada una de las siguientes:
a) sulfuro de hidrógeno, b) diamante, c) aluminio, y d) nitrato potásico.
242.- Ordenar los siguientes enlaces según su polaridad creciente, e indicar si alguno de ellos
es iónico:
a) Be--Cl, b) C--I, c) Ba--F, d) Al--Br, e) S--O, f) C--O.
Teniendo en cuenta las electronegatividades:
Elemento Be C O F Al S Cl Br I Ba
Electronegatividad 1,5 2,5 3,5 4,0 1,5 2,5 3,0 2,8 2,5 0,9
243.- Decir qué tipo de atracción o de enlace químico ha de romperse para:
a) fundir cloruro sódico, b) sublimar naftalina (naftaleno, C10 H8), c) disolver bromo en
agua, d) disolver bromo en tetracloruro de carbono, e) fundir oro, f) vaporizar agua, g)
vaporizar C (diamante)
244.- Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) silicio, 3) metano, 4) cloruro potásico y 5)
agua, escoger las más representativas de:
a) Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la
temperatura ambiente.
b) Una sustancia de alta conductividad eléctrica, que funde alrededor de los 200 ºC.
c) Un sólido covalente de muy alto punto de fusión.
d) Una sustancia no conductora que se transforma en conductora al fundir.
e) Una sustancia con enlaces de hidrógeno.
245.- Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes en el entorno del
átomo central de la siguientes moléculas: H2O, PBr3, BCl3, CO2. Indica la geometría de
las moléculas.
246.- Representar el ión OH- mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de
electrones para comprobar que tiene una carga negativa.
247.- De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. ¿Cuál es y por qué?.
248.- Deducir la geometría de la molécula de H2O, ángulo de enlace, naturaleza de los
enlaces que se forman, polaridad de la molécula y fuerzas intermoleculares que puede
presentar.
249.- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas, indicando la
geometría molecular y si es polar o apolar para las siguientes moleculas: SO2, CS2 y
HCN.
250.- Deducir la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: HCN, AsCl3 y SiH4.
El enlace químico
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251.- Clasificar cada uno de los sólidos siguientes según la naturaleza del enlace:
a) amalgama de dentista (70% de Mercurio y 30% de Cobre); b) bolas de naftalina
(naftaleno, C10H8); c) C (diamante); d) cloruro de rubidio, RbCl.
Asignar a cada uno de ellos la propiedad siguiente que les cuadre más: 1) Muy duro. 2)
Blando como la cera. 3) Punto de fusión por encima de los 2000 K. 4) Conductividad
eléctrica elevada. 5) Maleable. 6) Con brillo metálico. 7) Cristal que se quiebra
fácilmente al golpearlo. 8) Soluble en agua dando una disolución conductora. 9)
Aislante que se convierte en conductor eléctrico al fundirse. 10) Con olor fácilmente
detectable.
252.- a) Escribid las estructuras de Lewis del tricloruro de fósforo y el trifluoruro de boro.
b) Proponed una estructura para cada uno de ellos.
c) Justificad el diferente comportamiento polar de ambas especies.
253.- Ordenar según la polaridad creciente los enlaces de las siguientes moléculas: a) HI, HF,
HBr, HCl; b) CH4, BH3, H2O, HF.
254.- Cuando reacciona cloro (gas) con sodio (sólido) se forma cloruro de sodio (sólido).
Estas tres sustancias se caracterizan por poseer cada una un tipo de enlace diferente.
Explique brevemente las características del enlace en cada una de ellas.
255.- Concepto de polaridad del enlace covalente. Explique cuál sería el orden de mayor a
menor polaridad de los enlaces N-N, N-F y N-O.
256.- Entre las siguientes sustancias: i) Li, ii) diamante, iii) bromuro de cesio y iv) agua:
a) ¿Cuál de ellas está formada por moléculas unidas por enlaces de hidrógeno?.
b) ¿Cuál de ellas es conductora?.
c) ¿Cuál de ellas presenta mayor punto de fusión?.
d) ¿Cuál de ellas es un aislante pero conduce la corriente eléctrica al disolverla en
agua?.
Razone las respuestas.
257.- Dadas las siguientes sustancias: a) Bromuro de cesio; b) Dióxido de nitrógeno; c)
Yoduro cálcico; d) Sodio metálico. Indicar el tipo de enlace químico que predomina en
cada una de ellas.
258.- Justifique la geometría molecular de las siguientes especies: AsCl3, CO2, H3O+, BF3.
259.- El elemento de número atómico 38 se combina con el elemento de número atómico 16.
a) Indicar la configuración electrónica de los átomos de estos elementos en estado
fundamental y señalar a qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno de ellos.
b) Indicar el tipo de enlace y algunas propiedades del compuesto que resulta.
260- Dadas las siguientes sustancias: H2, NaF, H2O, C(diamante) y CaSO4: Indique los tipos
de enlace que presentan. y el estado de agregación, a 25 ºC y presión atmosférica, que
cabría esperar en cada caso.
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261.- Dadas las siguientes moléculas: diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de
boro y amoniaco; a) Justificar su geometría molecualr. b) Indicar que moléculas
presentan momento dipolar.
262.- Represente las estructura de Lewis, indicando geometría molecular y polaridad de las
moléculas: NH3, F2O, SnBr2. Razone las respuestas.
263.- Escriba las estructuras electrónicas de Lewis de las siguientes especies: F-, NH4+, etano,
eteno y etino.
264.- Sean X e Y elementos del sistema periódico, de configuraciones electrónicas:
1s22s
22p
63s
2 y 1s
22s
22p
5, respectivamente. a) ¿Cuál será la fórmula más probable del
compuesto formado entre X e Y?. b) ¿Qué tipo de enlace existirá entre X e Y?.
Razónelo.
265.- ¿Cuál es la configuración electrónica del ión Ca+2
y qué tipo de enlace presentan el
calcio elemental y el sulfato cálcico?.
266.- Dados las siguientes sustancias: agua, hierro, cloruro potásico y amoniaco, indicar cual
es el tipo de enlace químico que presentan.
267.- Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS2, CO2 y
BH3. ¿Cuál es su geometría?.
268.- Dados los siguientes compuestos NO, H2S y K2SO4, se pide razonar para cada uno de
ellos:
a) ¿En qué tipo de compuesto lo clasificarías?
b) Estado de agregación previsible a temperatura ordinaria.
269.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos pero la naturaleza de sus
retículos es muy distinta. Explicar los tipos de sólidos que forman y deducir algunas
propiedades directamente relacionadas con su estructura.
270.- Dar una explicación a los siguientes hechos:
a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio el cloro es un gas a
temperatura ambiente.
b) El diamante no conduce la corriente eléctrica, mientras que el níquel si lo hace, ¿y el
grafito?
c) El flúor es una sustancia molecular, mientras que el fluoruro de cesio es iónico.
271.- Clasifique como: metálico, covalente, iónico o molecular.
a) Un sólido que conduce la corriente eléctrica.
b) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando se funde .
c) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y que funde a 2000 ºC.
d) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la
electricidad.
El enlace químico
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272.- Naturaleza de las fuerzas de Van der Waals. Seguidamente se dan los siguientes puntos
de ebullición que corresponden a los gases nobles: Ne, Ar y Kr: : -152,3 ºC, - 246,048
ºC y -185,7 ºC. Diga a qué gas noble corresponde cada punto de ebullición, explicando
su respuesta.
273.- Diga qué tipo de sólido (molecular, covalente, iónico o metálico) forma cada una de las
siguientes sustancias, explicándolo: (i) agua, (ii) silicio, (iii) magnesio, (iv) sal común.
Para cada uno de ellos, determine las siguientes propiedades físicas: a) punto de fusión
(alto, medio, bajo); b) conductividad eléctrica (conductor, aislante).
274.- Dadas las siguientes sustancias: litio, etano, fluoruro de sodio y sílice (dióxido de
silicio), clasificarlas atendiendo al tipo de enlace que presenta: a) Según su dureza. b)
La que mejor conduce en estado sólido. c) La que presenta las fuerzas intermoleculares
más débiles. d) La más soluble en disolventes polares.
275.- Realiza un trabajo monográfico donde se reflejen:
- tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones.
- estructura de la red cristalina.
- justificación de las propiedades físicas, químicas y mecánicas en base a los dos
puntos anteriores.
de los siguientes compuestos:
a) cloruro sódico.
b) cloruro de cesio.
c) Blenda (sulfuro de cinc).
d) Cuarzo (dióxido de silicio).
e) Carbono grafito.
f) Carbono diamante.
g) Azufre en sus distintas formas de cristalización.
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