TP sustancias - QG y Q1 - Complemento

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Complemento
TRABAJO PRÁCTICO: MODELOS EXTREMOS DE SUSTANCIA
FUNDAMENTOS TEÓRICOS BÁSICOS
Todas las sustancias pueden considerarse formadas por un conjunto de unidades
estructurales o fundamentales. La clase de átomos que constituyen dichas unidades
determina el tipo de estas y las fuerzas de cohesión entre las mismas, y con ello el tipo de
sustancia. En base a esto es posible clasificar a las sustancias en distintas clases o tipos,
y también podemos hablar de "modelos" de sustancias.
Considerando el grado de atracción por los electrones de los átomos constituyentes
(carácter metálico o no metálico) y su capacidad de enlace, se pueden establecer cuatro
tipos extremos de sustancias :
❒
❒
❒
❒
MOLECULARES
ATÓMICAS (o COVALENTES RETICULARES)
IÓNICAS
METÁLICAS
cada una con sus propiedades características, tales como dureza, punto de fusión, punto
de ebullición, solubilidad en solventes polares y en solventes no polares, conductividad
eléctrica, reactividad química, etc.
SUSTANCIAS MOLECULARES
Sus unidades fundamentales están constituídas por átomos no metálicos (alta
atracción por los electrones) y de baja capacidad de enlace (por lo menos un átomo
de la unidad de sustancia debe tener baja capacidad de enlace), debido a lo cual dichos
átomos se unen mediante enlaces covalentes formando unidades estructurales
individuales, de dos o más átomos, denominadas moléculas, por ej.: Cl2, O2, P4, N2, ClF,
PCl3, H2O, etc.
Las fuerzas de cohesión entre estas moléculas son del tipo Van der Waals,
débiles, y en algunos casos puente de hidrógeno (cuando se presentan enlaces H-N, H-O
o H-F), por lo tanto sus cristales sólidos están muy poco cohesionados y hará falta muy
poca energía para deformarlos e incluso vaporizarlos; en consecuencia las sustancias
moleculares presentan una dureza, punto de fusión y punto de ebullición bajos.
Asimismo, la alta atracción por los electrones de sus átomos hacen que los
electrones de enlace estén fuertemente localizados en las unidades de sustancia, al
mismo tiempo que no disponen de otros orbitales vacíos para ocupar. Por lo tanto, las
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sustancias moleculares no son conductores de la electricidad, porque no disponen de
electrones móviles o libres, ni de orbitales de baja energía que permitan a los electrones
desplazarse por acción de un campo eléctrico.
En lo referente a la solubilidad de estas sustancias en solventes polares o no
polares, puede considerarse que la disolución será posible si la atracción entre soluto y
solvente supera a las correspondientes fuerzas de atracción soluto-soluto y solventesolvente (FS-D > FD-D y FS-D > FS-S). De acuerdo con esto las sustancias moleculares,
que en general son no polares o de baja polaridad puesto que todos los átomos
presentan alta atracción por los electrones, podrán establecer una fuerza de atracción
soluto-solvente débil, por lo que serán poco solubles en solventes fuertemente
polares como el agua por cuanto la atracción entre las moléculas polares del solvente es
grande (FS-D < FD-D).
Las sustancias moleculares no polares o muy poco polares, por tanto, solo podrán
disolverse en solventes no polares. A su vez las sustancias moleculares polares serán
solubles en solventes polares.
En condiciones normales las sustancias moleculares pueden presentarse en los tres
estados de agregación: sólido, líquido o gaseoso. Los líquidos moleculares son
translúcidos y los sólidos son opacos.
Para las sustancias moleculares, las fuerzas de cohesión de Van der Walls del tipo de
dispersión o de London aumentan en magnitud con el número de electrones que tiene la
molécula y éste es mayor al aumentar su masa molar.
SUSTANCIAS ATÓMICAS o COVALENTES RETICULARES
Hemos visto que cuando los átomos de gran avidez por electrones y baja capacidad de
enlace se combinan entre sí, dan lugar a sustancias moleculares.
Veamos que pasa cuando los átomos tienen alta atracción por los electrones y alta
capacidad de enlace como el C y el Si, y en menor grado el B, N, P, As, Se, Te.
Cuando los dos átomos tienen alta capacidad de enlace y muy preferentemente cuando
la suma de electrones de enlace da 8, como en los casos de C-C, Si-Si, N-B, los átomos
no tienden a formar moléculas sino que tienden a formar enrejados de enlaces covalentes
tridimensionales, en virtud de la gran capacidad de enlace de todos los átomos
intervinientes, dando lugar a una sustancia que podría ser considerada como una sola
molécula gigante.
Las unidades constituyentes en este modelo son, pues, átomos unidos entre sí por el
enlace químico más fuerte de todos los conocidos: el enlace covalente.
Por lo tanto, para separar estas unidades hace falta una energía altísima, de allí su
altísima dureza y punto de fusión y ebullición excepcionalmente altos, por lo cual las
sustancias atómicas en condiciones normales son sólidas.
Su solubilidad en solventes polares y no polares es absolutamente nula (FS-D < FS-S )
y dado que todos los electrones de valencia están perfectamente localizados en sus
orbitales de enlace, tampoco presentan conductividad eléctrica alguna.
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SUSTANCIAS IÓNICAS
Cuando un átomo alta atracción por electrones (un no metal típico), se une a un
átomo de baja atracción por ellos (un metal típico), se produce una transferencia de
electrones y la consiguiente formación de iones (hay excepciones, ya que existen
sustancias iónicas formadas sólo por no metales como es el caso del por ejemplo del
NH4Cl). Estos iones se disponen en un retículo cristalino donde cada ión negativo (anión),
está rodeado de iones positivos (cationes ) y recíprocamente cada ión positivo está
circundado de iones negativos. La energía se conoce con el nombre de energía reticular y
las fuerzas que mantienen unidos a los iones son fuerzas de Coulomb. La intensidad de
dichas fuerzas está dada por la ecuación:
K . q+ qF=
(ecuación de Coulomb)
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D . r
F : fuerza de Coulomb ( a considerar como FS-S al analizar la solubilidad de estas
sustancias)
K : constantes de proporcionalidad
D : constante dieléctrica (propiedad del medio - vacío o solvente - en el que se encuentra
el cristal)
R : distancias entre las cargas positivas y negativas (aproximadamente la suma de los
radios iónicos del anión y del catión)
q+ : carga del catión
q- : carga del anión
La energía para separar estos iones es entonces alta y estas sustancias se caracterizan
por un alto punto de ebullición. La energía de deformación del cristal también es alta y
ello redunda en una elevada dureza y alto punto de fusión.
En la figura se observa que una pequeña deformación del cristal iónico conduce a una
alta repulsión de cargas que de producirse ( como consecuencia de la aplicación de una
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gran fuerza de deformación ) ocasionarían la fractura del mismo. De allí que los cristales
iónicos, si bien son duros, son frágiles.
En este tipo de cristales no exixten electrones libres, por lo tanto no son conductores de
electricidad, pero cuando se funden o disuelven en cualquier solvente, son los iones
los que adquieren movilidad y son capaces de conducir la corriente eléctrica
(conductores de segunda especie ).
En cuanto a su solubilidad podemos decir que su solubilidad es variable en solventes
polares. En general respecto de la solubilidad de las sustancias iónicas en solventes
polares como el agua ,puede decirse de las sustancias del tipo 1:1 (q+ = 1 y q- = 1)
serán solubles , y las del tipo 2:2 (q+ = 2 y q- = 2) serán mayormente insolubles.
Las sustancias iónicas son insolubles en solventes no polares (líquidos moleculares).
Las sustancias iónicas se presentan exclusivamente en estado sólido en
condiciones normales.
SUSTANCIAS METÁLICAS
Consideremos dos átomos de un metal típico como el litio. La estructura electrónica de
valencia del Litio es : 2s1 2px0 2py0 2pz0.
Cuando un átomo de Li se une a otro, puede formarse un enlace covalente entre los
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orbitales semiocupados 2s , pero los dos electrones están tan poco atraídos por ambos
núcleos, y por otra parte disponen de 6 orbitales p vacíos en ambos átomos, que basta
una pequeña fuerza, como podría ser la atracción de otro núcleo vecino de Li, para que
estos electrones adquieran movilidad y se sitúen sobre otro orbital. Este enlace es muy
especial puesto que no se encuentra localizado porque no posee la energía necesaria
para que dos electrones dados permanezcan en el; a este enlace especial se lo
denomina enlace metálico y los electrones se los consideran móviles o libres.
Las unidades estructurales de estas sustancias son los iones metálicos positivos
puesto que los electrones de enlace no pueden ser adjudicados a ningún átomo en
particular. Esto iones se encuentran fuertemente unidos por fuerzas coulombianas a
través del “mar de electrones” que los rodea.
En consecuencia presentan un punto de ebullición alto, ya que la energía necesaria
para romper una fuerza coulombiana a nivel atómico es alta; pero como necesitan de baja
energía para ser deformados, poseen punto de fusión bajo y son blandos ( ver figura ).
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Como se puede observar en las dos figuras que representan las posiciones anterior y
posterior a una deformación del cristal metálico, no existe mayor diferencia de energía
entre ambos, lo cual nos dice que que para deformar dicho cristal solo es necesario una
fuerza pequeña.
En razón de presentar un punto de ebullición alto y un poco de fusión bajo los metales
son las sustancias de mayor campo líquido, esto hace posible que por ejemplo el
mercurio sea muy apreciado para la fabricación de termómetros.
Los electrones libres y la disponibilidad de orbitales de baja energía le confieren a los
metales la propiedad de conducir la corriente eléctrica y el calor tanto en estado
sólido como estado líquido. La solubilidad de los metales en solventes no polares
es nula . En solventes polares algunos metales son solubles y otros no. Serán
solubles aquellos metales en los que la fuerza de atracción entre cationes y electrones no
es muy grande. En éste caso los cationes se disuelven en el solvente, y los electrones
son captados por éste originándose una reacción química que a veces puede alcanzar
singular violencia.
Resumiendo, en solventes muy polares como el agua, algunos metales son
insolubles y otros son solubles con reacción química.
En condiciones normales casi todas las sustancias metálicas son sólidas, excepto el
cesio (Cs), francio (Fr), mercurio (Hg) y galio (Ga). Los metales líquidos son
brillantes y no dejan pasar la luz
En el siguiente cuadro se resumen las características principales de los distintos
tipos de sustancia
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RESUMEN DE LAS CARACTERÍSTICAS DE CADA TIPO DE SUSTANCIA
Unidades
estructurales
Elementos
químicos
constituyentes
MODELO
MOLECULAR
MODELO
ATÓMICO
MODELO
IÓNICO
MODELO
METÁLICO
moléculas
átomos
iones positivos
iones negativos
iones positivos
no metales de
baja capacidad
de enlace
no metales de
alta capacidad
de enlace
metal(es) y no
metal(es) (hay
excepciones)
metales
Tipos de
enlace entre
unidades
estructurales
Van der Walls
(débiles) y en
algunos casos
puente de
hidrógeno
Tipos de
enlace dentro
de las
unidades
estructurales
covalente
Estado de
agregación a
temperatura
ambiente
Punto de
ebullición
Punto de
fusión
Propiedades
mecánicas de
los cristales
metálico
(fuerte):
iónico (fuerte):
atracción
atracción
covalente (muy
electrostática
electrostática
fuertes)
entre iones
entre cationes y
positivos y
aniones
electrones
deslocalizados)
covalente entre
los no metales
que forman el
anión (en
_____________ ciertos casos
___________
entre los no
metales que
forman el catión
(NH4+)
gaseoso
líquido
sólido
sólido
sólido
sólido
líquido
bajo
muy alto
alto
alto
MODELO
MOLECULAR
MODELO
ATÓMICO
MODELO
IÓNICO
MODELO
METÁLICO
bajo
muy alto
alto
bajo
blandos
muy duros y
frágiles
duros y frágiles
blandos,
maleables y
dúctiles
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Solubilidad en
solventes
en general
insolubles
polares
(pe. H2O)
Solubilidad en
variable, en
solventes no
general solubles
polares
Conductividad
no conduce
eléctrica en
estado sólido
Conductividad
eléctrica en
no conduce
solución o en
estado líquido
Ejemplos
Cl2
punto de ebullición
- 34,6 °C
punto de fusión
- 101,6 °C
solubilidad en agua
1,46 g/100g ( 0 °C)
solubilidad en CS2
muy soluble
insolubles
variable
insolubles o
solubles con
reacción
química
insolubles
insoluble
insolubles
no conduce
no conduce
conduce
---
conduce
conduce
C (diamante)
4830 °C
aprox. 3888 °C
insoluble
insoluble
NaCl
1413 °C
800,4 °C
35,7 g/100g ( 0°C)
insoluble
K
760 °C
62,3 °C
soluble con reac
insoluble