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Tema 3 ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS Fernando Granell Sánchez.

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1 Tema 3 ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS Fernando Granell Sánchez

2 CONTENIDOS 1.- Enlace y estabilidad energética. Curvas de estabilidad. 2.- Enlace iónico Concepto de enlace iónico Características y tipos de redes cristalinas Concepto de energía de red Ciclo de Born-Haber para el cálculo de la energía reticular. (se estudiará en el tema 4) Propiedades de las sustancias iónicas. 3.- Enlace covalente Concepto de enlace covalente Estructuras de Lewis. Resonancia Método de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia Teoría del enlace de valencia Hibridación de orbitales atómicos Teoría del orbital molecular Propiedades de los compuestos covalentes. 4.- Enlace metálico Características de los compuestos metálicos Teorías que explican el enlace metálico: modelos de nube de electrones y de bandas. 5.- Fuerzas intermoleculares Enlaces por puente de hidrógeno Fuerzas de Van der Waals.

3 1.- Enlace y estabilidad energética. Curvas de estabilidad. Algunas definiciones y hechos históricos: Las partículas se atraen unas a otras por alguna clase de fuerza, que es sumamente fuerte cuando se hallan en contacto inmediato, que efectúa las operaciones químicas a distancias pequeñas y llega no muy lejos de las partículas con cualquier efecto sensible. (Óptica. Isaac Newton, 1704). Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de un agregado con suficiente estabilidad, que es conveniente para el químico considerarlo como una especie molecular independiente. (La naturaleza del enlace químico. PAULING, 1931). Al parecer fue el alemán Abegg ( ) el primer investigador que llamó la atención sobre el hecho de que la valencia química debía estar relacionada con lo que actualmente se denomina configuración electrónica (1904). En 1916 su compatriota Kossel ( ) introdujo el concepto de la electrovalencia por transferencia de electrones de un átomo a otro para formar iones con estructura de gas noble. En este mismo año, 1916, el norteamericano Lewis ( ) estableció la teoría del enlace químico por compartición de pares de electrones. Lewis no ideó el concepto de enlace covalente solo, sino que fue descrito por el también norteamericano Langmuir ( ), al introducir dicho término para describir el enlace o unión por los electrones apareados o compartidos, que según Lewis era lo esencial del enlace para obtener la estructura de gas noble.

4 La formación de cualquier tipo de enlace estable supone que el sistema resultante debe tener menos energía que el que constituían las partículas aisladas. Cuanto mayor sea la disminución de energía, mayor será la estabilidad del enlace y del sistema formado. La curva de Morse representa la variación de la energía potencial cuando dos átomos o iones se acercan uno hacia el otro. El resultado es la formación de una agrupación estable acompañada de un desprendimiento de energía: la energía de enlace. La distancia correspondiente a la energía potencial mínima es la distancia de enlace.

5 2.- Enlace iónico. Es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica. Dependiendo de su estructura electrónica cada átomo es capaz de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración electrónica de gas noble. De esta forma adquiere una carga positiva o negativa a la que se le denomina valencia iónica. Así, el Sodio (Z=11), con una configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1, al ceder un electrón quedará cargado positivamente (Na + ) y con la configuración electrónica del Neón: 1s 2 2s 2 2p 6. Por el contrario, el Cloro (Z=17), con una configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 al captar un electrón quedará cargada negativamente (Cl -- ) y con la configuración electrónica del Argón: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Al acercarse estos iones se producirá una atracción electrostática entre ellos dando lugar a una estabilización del sistema que se llama enlace iónico. Este enlace se dice que es no dirigido, al no estar unidos un ión sodio con un ión cloruro, sino que lo que realmente se produce es un agregado de iones de un signo que rodean a los iones del otro signo.

6 Características y tipos de redes cristalinas La atracción electrostática de los iones provoca que los compuestos iónicos adopten una estructura cristalina característica en la que los iones se colocan de una forma permanente en los nudos de la red compensándose las fuerzas repulsivas y atractivas. Dicha estructura cristalina requiere que se cumplan las siguientes condiciones: - Los iones deben ocupar el menor volumen posible, de manera que el empaquetamiento sea máximo. - El cristal debe ser neutro. Se define el índice de coordinación como el número de iones de un signo que rodean al del signo contrario a la misma distancia. CsCl (índice de coordinación 8) Red cúbica centrada en el cuerpo NaCl (índice de coordinación 6) Red cúbica centrada en las caras Blenda (ZnS) (índice de coordinación 4) Red tetraédrica

7 Concepto de energía de red. La magnitud que determina la mayor o menor estabilidad de un compuesto iónico recibe el nombre de energía de red o energía reticular, que se define como: La energía que se desprende en el proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso cuando entre ellos no existe interacción alguna. Su estudio, así como su determinación experimental mediante el ciclo de Born- Haber se pospone al siguiente tema, Termodinámica. Propiedades de las sustancias iónicas 1.- No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas, muy fuertes y estables. Para separar los iones de la red se requiere bastante energía. 2.- Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) y puntos de ebullición también altos (por encima de los 1500ªC). 3.- Son duros y quebradizos. 4.- Son solubles en disolventes polares, como el agua. 5.- La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano, benceno, cloroformo (disolventes orgánicos). 6.- Los compuestos iónicos, fundidos o en disolución acuosa, conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). Se dice que son conductores de 2ª especie. 7.- Sin embargo es estado sólido no son conductores de la electricidad, ante la imposibilidad de movimiento de sus iones (sólo vibran alrededor de su posición de equilibrio). Tampoco son conductores térmicos.

8 3.- Enlace covalente. Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos. Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. Los enlaces covalentes se pueden clasificar atendiendo a diferentes criterios: Según el tipo de átomos que lo forman, se pueden clasificar en: - Enlace covalente homopolar o apolar: Aquel que está formado por dos átomos iguales. La tendencia a llevarse los electrones sobre sí es igual y no presentan diferencia de electronegatividad. - Enlace covalente heteropolar o polar: Aquel que está formado por dos átomos diferentes. Dependiendo de la mayor o menor diferencia de electronegatividad entre los átomos dará lugar a enlaces más o menos polarizados. Según el número de enlaces formados entre los átomos: Se podrán clasificar en enlaces sencillos, dobles y triples, al compartir uno, dos o tres pares de electrones. Según se aporten los electrones al enlace: - Si cada átomo aporta el mismo número de electrones a los enlaces se denomina enlace covalente puro. - Si uno de los átomos aporta los dos electrones al enlace se denomina enlace covalente coordinado o dativo.

9 Estructuras de Lewis. Resonancia Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: El octeto. Los electrones que participan en el enlace químico son los electrones de valencia y pueden formar enlace sencillos, dobles o triples. Los átomos se representan con el símbolo y alrededor los electrones de valencia, mediante puntos o barras según se refiera a uno o dos electrones. Para moléculas polielectrónicas es necesario seguir un proceso para realizar la estructura de Lewis. Primero se calcula el número de electrones de valencia de los átomos de la molécula (v) y el número total de electrones de valencia que se necesitan para adquirir la estructura de gas noble (n). El número de electrones compartidos (c) será la resta n – v. El número de electrones no compartidos será la resta v – c. Se coloca el átomo central (el menos electronegativo) y alrededor el resto de átomos. El átomo de hidrógeno puede que esté unido al átomo central o no (en los oxoácidos está unido a un átomo de oxígeno.

10 Por ejemplo, vamos a determinar la estructura de Lewis del ácido nítrico: Primero se determina el número total de electrones (n) y los de valencia (v): n = 8e (N) + 3x8e (O) + 2e (H) = 34e V = 5e (N) + 3x6e (O) + 1e (H) = 24e número de electrones compartidos: n – v = 34 – 24 = 10e (5 pares o enlaces) número de electrones no compartidos (libres) = v – c = 24 – 10 = 14e (7 pares no enlazantes). Se sitúa el átomo de nitrógeno como central ya que es el menos electronegativo (exceptuando al hidrógeno), alrededor de él los átomos de oxígeno y el átomo de hidrógeno junto a uno de los tres átomos de oxígeno: O N O H O A continuación se coloca un par de electrones enlazantes entre cada dos átomos y se colocan los pares no enlazantes hasta completar el octete de cada elemento Para finalizar se coloca el par enlazante y el no enlazante de forma que se cumpla la regla del octete. Si se puede escribir alguna estructura más se dice que la molécula presenta estructuras en resonancia y la estructura real será un híbrido de todas ellas.

11 Por lo tanto, a la molécula de ácido nítrico contribuyen las dos estructuras en resonancia siguientes: Para determinar qué estructuras son las que mejor se adaptan a la real se recurre al estudio de las cargas formales de cada átomo de la molécula. Estas cargas se calculan de la siguiente manera: Carga formal (CF) = nº electrones de valencia – nº de electrones no enlazantes – ½ nº de electrones enlazantes. Átomo de H: CF= 1 – 1 = 0 Átomo de N: CF = 5 – 0 – ½ (8) = +1 Átomo de Oxígeno (1): CF = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Átomo de Oxígeno (2): CF = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Átomo de Oxígeno (3): CF = 6 – 6 – ½ (2) = - 1 Así, la carga formal de la molécula es cero, ya que están compensadas.

12 Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla del octeto, ya sea por defecto o por exceso. En el caso de trihidruo de boro, éste no llegar a completar su octeto por falta de electrones de valencia, quedando su estructura de la siguiente manera: Por el contrario, el pentacloruro de fósforo o el hexafluroruo de azufre tienen cinco y seis enlaces con el átomo central, con un exceso de electrones debido a la existencia de los niveles 3d vacíos, lo que da lugar a un octete expandido. P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 También se producen algunos casos en los que el átomo central tiene un número impar de electrones, como es el caso del monóxido de nitrógeno. Por último, en el enlace covalente coordinado el par de electrones lo suministra el mismo átomo, como es el caso del H 3 O + y del NH 4 +.

13 Método de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (MRPECV) La teoría de Lewis no nos indica para nada la geometría que presentan las moléculas. Sidgwick y Powell, en 1940 explican a partir de repulsiones culombianas entre cargas del mismo signo cómo los distintos átomos de una moléculas o ión poliatómico se pueden distribuir en el espacio. Según este modelos todos los pares de electrones, los enlazantes como los no enlazantes, se repelen y se distribuyen alrededor del átomo central, hasta alcanzar la máxima distancia de separación entre ellos, siendo el orden de repulsión: Par no enlazante-Par no enlazante > Par no enlazante-Par enlazante > Par enlazante-Par enlazante La estructura de las moléculas sin pares de electrones solitario (no enlazantes) en el átomo central podrá ser de los siguientes tipos:

14 En el caso de moléculas en las que el átomo central no tiene ningún par de electrones libre, no enlazantes, la geometría de la estructura y de la molécula son coincidentes.

15 En el caso de moléculas en las que el átomo central tenga algún par de electrones sin compartir, la distribución de todos los pares será igual a la estructura geométrica pero para determinación de la geometría de la molécula habrá que fijarse solo en los átomos presentes, sabiendo además que los ángulos de enlace se verán modificados por la presencia de las repulsiones entre pares enlazantes y no enlazantes. Es de destacar el hecho de que los dobles enlaces se cuentan, a efectos de pares, como uno sólo.

16 Para un estudio más detallado, tanto de la teoría de Lewis como el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (MRPECV) es recomendable visitar la página web siguiente: Por último, la determinación de la geometría de los iones polivalentes se lleva a cabo de modo análogo al caso anterior:

17 Teoría del enlace de valencia El modelo de Lewis fue solo una primera aproximación al estudio del enlace covalente. Sin embargo no resolvía cuestiones como: Por qué la compartición de electrones lleva a una unión estable. Por qué unos electrones de valencia son enlazantes y otros no. Qué determina la forma geométrica de las moléculas. Por qué unos enlaces son más fuertes que otros. Con la introducción del modelo mecano-cuántico fue posible dar respuesta a estas cuestiones. Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un enlace covalente típico entre dos átomos, han de interaccionar, interpenetrarse o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos. De aquí se deduce que la valencia covalente o covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes que puede formar, dependiendo del número de electrones desapareados. También se distinguen dos tipos de enlaces: Enlace sigma ( : cuando la interacción de las dos nubes electrónicas solapa el eje de unión de los centros atómicos. Se produce entre orbitales s, entre orbitales p y entre un orbital s y un orbital p, produciéndose un solapamiento frontal. Es el enlace que se produce en los enlaces sencillos.

18 Enlace pi (p): cuando la interacción de las dos nubles electrónicas no solapa el eje de unión de los centros atómicos. Sólo se produce entre orbitales p, una vez que entre los átomos ya se ha producido un primer enlace, que será. Por lo tanto aparece entre átomos enlazados por un doble o triple enlace, mediante un solapamiento lateral. La teoría del enlace de valencia, si bien explica muchas moléculas sencillas, no es capaz de explicar la geometría de otros muchas. Por el ejemplo, en la molécula de agua, el átomo de oxígeno, con dos orbitales p semiocupados debería dar lugar a dos enlaces con sendos átomos de hidrógeno, por lo que la geometría de la molécula debería ser angular, con un ángulo de 90º. Sin embargo se sabe experimentalmente que la molécula del agua presenta un ángulo de enlace de 104º, aproximadamente. Lo mismo sucedía con la molécula de metano (CH 4 ), en la que el carbono, en principio tiene dos electrones desapareados, por lo que cabría esperar solo dos enlaces C-H. Admitiendo una promoción de un electrón de un orbital 2s a un orbital 2p quedarían cuatro electrones desapareados con la posibilidad de cuatro enlaces, uno entre un orbital s del carbono y un orbital s del hidrógeno y otros tres enlaces entre orbitales p del carbono y orbitales s de los hidrógenos. Daría lugar a una molécula con tres enlaces iguales a 90º y un enlace especial s-s, en contra de encontrado experimentalmente en la que todos los enlaces son idénticos y a una distancia de 109,5º.

19 Polaridad de los enlaces y de las moléculas covalentes En la formación del enlace covalente, la electronegatividad de los átomos que intervienen va a determinar la polaridad del enlace y la posible polaridad de la molécula resultante. Se podrán tener los siguientes casos: - Moléculas diatómicas heteronucleares. Al tener los dos átomos distinta electronegatividad, el enlace se polariza y la molécula será una dipolo molecular. Así en la molécula del cloruro de hidrógeno, el átomo de cloro es más electronegativo que el de hidrógeno y atrae hacia sí los electrones compartidos y provocando una distribución asimétrica de carga, apareciendo sobre el cloro una carga parcial negativa y sobre el átomo de hidrógeno una carga parcial. El enlace se ha polarizado y la molécula presentará un dipolo molecular. - Moléculas diatómicas homonucleares. Al tener los dos átomos la misma electronegatividad, coincidirán los centros de distribución de carga positiva y negativa y las moléculas resultan apolares. Es el caso de moléculas del tipo H 2, N 2, O 2. H -----Cl La medida cuantitativa de la polaridad de los enlaces se hace a través de una magnitud física vectorial llamada momento dipolar ( cuyo módulo se define como el producto de la distancia que separa las dos cargas de signo contrario y el valor absoluto de dichas cargas. Su sentido es desde la carga positiva a la negativa.

20 - Moléculas poliatómicas. Estará polarizada si tiene un momento dipolar resultante. Éste se calcula como la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces presentes en la molécula. La forma geométrica de la molécula es determinante, ya que puede tener varios momentos dipolares y sin embargo no estar polarizada si la suma de dichos momentos es nula. La diferencia de electronegatividades ( EN) de los átomos que forman el enlace puede dar lugar a que éste tenga un carácter iónico. En general se dice que si EN 2 el enlace es de carácter iónico y si 1< EN < 2 el enlace es parcialmente iónico o parcialmente covalente.

21 Hibridación de orbitales atómicos Para justificar la forma geométrica de muchas moléculas la teoría del enlace de valencia introduce el método de hibridación de orbitales. El método consiste en una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos (CLOA), mediante el cual se obtienen unos nuevos orbitales híbridos equivalentes entre sí en forma y energía. La orientación de estos orbitales híbridos está condicionada por el tipo de hibridación que a su vez, condiciona la forma geométrica de la molécula. Existen los siguientes tipos de hibridación: sp 3, sp 2, sp, sp 3 d y sp 3 d 2, fundamentalmente. Hibridación sp 3 (tetraédrica o espacial). La combinación lineal de un orbital s y tres orbitales p produce cuatro orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular formando un ángulo de 109,5º Orbitales atómicos Orbitales híbridos

22 Hibridación sp 2 (triangular o plana). La combinación lineal de un orbital s y dos orbitales p produce tres orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, con un ángulo de 120º. Orbitales híbridos sp 2 p s p De esta forma se pueden explicar moléculas orgánicas con dobles enlaces carbono- carbono, como es el caso del etileno.

23 Hibridación sp (lineal). La combinación lineal de un orbital s y un orbital p produce dos orbitales híbridos sobre el mismo eje, con un ángulo de 180º. s p De esta forma se pueden explicar moléculas orgánicas con triple enlace carbono-carbono como es el caso del acetileno. Átomo de carbono

24 Hibridación sp 3 d y sp 3 d 2. Se pueden explicar otras muchas moléculas con hibridaciones superiores. Este es el caso del pentacloruro de fósforo, en el que el átomo central de fósforo reorganiza sus orbitales, uno s, tres p y uno d, para dar lugar a una hibridación sp 3 d, dando una hibridación en forma de bipirámide triangular. De forma similar, el hexafluoruro de azufre presenta una hibridación de su átomo de azufre en el que se han combinado linealmente un orbital s, tres orbitales p y dos orbitales d, dando lugar a seis orbitales híbridos en forma de bipirámide cuadrada (hibridación octaédrica). P Cl F F F F F F S

25 Teoría de orbitales moleculares El punto de partida consiste en asumir que si los dos núcleos implicados en el enlace se ubican a la distancia de equilibrio, los electrones se alojarán no en orbitales atómicos de cada elemento, sino en orbitales moleculares, que son análogos a los atómicos, y que presentan características similares. Es decir, si los átomos tienen orbitales atómicos, las moléculas deben tener orbitales moleculares. Los orbitales moleculares se obtienen, al igual que los orbitales híbridos, por una combinación lineal de orbitales atómicos. Si cada orbital atómico de los átomos A y B se puede representar por una función de onda,, los orbitales moleculares se obtendrán de la siguiente forma: c 1 c 2 c 1 c 2 en donde (+) corresponde a un orbital molecular con menor contenido energético llamado orbital molecular enlazante y corresponde a un orbital molecular con mayor contenido energético llamado orbital molecular antienlazante. La combinación lineal de dos OA 1s produce otros dos OM, uno de menor contenido energético, 1s, enlazante y otro de mayor contenido energético, 1s, antienlazante. 1s

26 En el segundo nivel energético, la combinación lineal de dos orbitales atómicos 2s producirá otros dos orbitales moleculares, s y s,similares a los del primer nivel. Sin embargo, la combinación lineal de los orbitales atómicos 2p producirá distintos orbitales moleculares según el solapamiento. Así, en el solapamiento frontal, dos orbitales atómicos 2p producirán dos orbitales moleculares p y p.. 2p * 2p Si el solapamiento es lateral, dos orbitales 2p darán lugar a dos orbitales moleculares y * 2p. 2p

27 Para realizar la configuración electrónica de orbitales moleculares se deberá tener en cuenta el orden de llenado de los mismos. Desde un punto de vista energético y para moléculas sencillas, diatómicas homonucleares, dicho llenado será 1s 2s * 2s 2p * 2p 2p 1s 2s 2p

28 Propiedades de los compuestos covalentes Las sustancias moleculares: 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC). El aumento de la punto de fusión y ebullición está relacionado con la polaridad y el peso molecular. 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares, agua, pero pueden serlo conforme se acentúa su polaridad. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano, benceno, tetracloruro de carbono. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con cargas. Los sólidos covalentes: 1. Suelen ser sustancias atómicas, formando redes cristalinas. 2- Puntos de fusión muy elevados ( ºC). 3. Son insolubles en cualquier disolvente. 4. Presentan elevada dureza (no se rayan). 5. Tienen baja o nula conductividad eléctrica y térmica, con alguna excepción (C grafito). El enlace covalente se encuentra en una gran cantidad de sustancias, pudiéndose clasificar en dos grandes grupos: - Sustancias moleculares, formadas por verdaderas moléculas. - Sustancias atómicas o sólidos reticulares, formadas por redes de átomos, no siendo moléculas en sentido estricto.

29 4.- Enlace metálico El enlace metálico es característico de los metales, es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie, de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro, interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones. Para justificar las estructuras y las propiedades de los metales se han propuesto diversos modelos: modelo de la nube electrónica, modelo de enlace covalente deslocalizado y modelo de bandas. Modelo de la nube electrónica. Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve y los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red. Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los "restos positivos.

30 Modelo de enlace covalente deslocalizado. Se podría considerar el enlace metálico como un caso especial de enlace covalente en que el número de electrones de valencia de los átomos es menor que el de enlaces formados. Por ejemplo, en los metales alcalinos cada átomo de una celda está rodeado de otros 8 átomos situados en los vértices. El átomo central aporta un electrón mientras que los otros ocho átomos aportan un electrón en total porque pertenecen a ocho celdas, formando un enlace deslocalizado. Modelo de bandas. Esta teoría representa un modelo más elaborado para explicar la formación del enlace metálico; se basa en la teoría de los orbitales moleculares. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen 3 átomos se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de energía entre ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N orbitales, de otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de energía muy próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una "banda. En los metales existe un número muy grande de orbitales atómicos para formar enlaces deslocalizados que pertenezcan a toda la red metálica (como si fuese una gran molécula). Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman una banda en la que los niveles de energía, como se ha dicho anteriormente, están muy próximos.

31 En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los electrones de la capa de valencia que se denomina "banda de valencia" y otra que se llama "banda de conducción" que es la primera capa vacía. En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial. En los aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo no solapan sino que además hay una importante diferencia de energía entre una y otra (hay una zona prohibida) por lo que no pueden producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir, los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica. En los semiconductores la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas, pero la zona prohibida no es tan grande, energéticamente hablando, y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si, GaAs y InSb.

32 Propiedades de los compuestos metálicos. 1. Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los electrones vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. 2. Son buenos conductores de la electricidad debido a la deslocalización de los electrones. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los electrones de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre. 3. Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. 4. Tienen puntos de fusión y ebullición variable. Los alcalinos y alcalinotérreos suelen tener puntos de fusión bajos. Los metales de transición, por el contrario suelen tener elevados puntos de fusión, dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio. 5. Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda que inmediatamente emiten (reflejo y brillo). 6. Son, en general, insolubles en cualquier tipo de disolvente. 7. Tienen dureza variable. Los alcalinos pueden ser rayados fácilmente.

33 5.- Fuerzas intermoleculares Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas, se producen entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen más o menos unidas a las moléculas entre sí, determinando las propiedades de las sustancias, tales como: estado de agregación, punto de ebullición, etc. Las fuerzas de atracción intermoleculares pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der Waals y enlace por puente de hidrógeno. Fuerzas de Van der Waals. Son interacciones entre moléculas de naturaleza electrostática, debidas a la polaridad de los enlaces covalentes. Se pueden distinguir tres tipos: fuerzas dipolo-dipolo permanente, fuerzas dipolo permanente dipolo inducido y fuerzas de dispersión. Fuerzas dipolo-dipolo (permanentes) Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo, sólo son efectivas a distancias muy cortas. Cuanto mayor es el momento dipolar mayor será la fuerza atractiva.

34 Fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido. Las moléculas polarizadas próximas a moléculas no polares o átomos neutros pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre las moléculas con dipolo permanente y las de dipolo inducido aparecerá una fuerza de atracción más débil que en el caso anterior. Esta fuerza desaparecerá en cuanto la molécula polarizada se desplace a otro lugar. Fuerzas de dispersión o de London Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas. En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción. Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.

35 Enlace por puente de hidrógeno Un enlace de hidrógeno se forma entre moléculas polares con hidrógeno unido covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno (F-H, O-H, N-H ). Un puente de hidrógeno es en realidad una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares. Los enlaces de hidrógeno tienen solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes, pero tienen importantes efectos sobre las propiedades de las sustancias en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en estructuras de cristal. Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido.

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