TEMA 3.- Estructura de la materia. Sistema periódico. Enlace químico

Apuntes de Física y Química – 1º Bachillerato
Curso 2012-2013
TEMA 3.- Estructura de la materia.
Sistema periódico. Enlace químico
ÍNDICE GENERAL
1.- Estructura de la materia.
1.1.- Teoría atómica clásica: modelos atómicos de Thomson y Rutherford.
1.2.- Modelo atómico de Bohr.
1.2.1.- Conceptos previos.
1.2.1.1.- Propiedades de las ondas. Radiación electromagnética.
1.2.1.2.- Hipótesis de Planck.
1.2.1.3.- Espectros atómicos.
1.2.2.- Postulados del modelo atómico de Bohr.
1.3.- Teoría atómica moderna: modelo mecánico-cuántico del átomo.
1.3.1.- Bases de la Mecánica Cuántica.
1.3.1.1.- Dualidad onda-partícula: hipótesis de De Broglie.
1.3.1.2.- Principio de incertidumbre o indeterminación de Heisenberg.
1.3.1.3.- Interpretación probabilística; concepto de orbital. Números cuánticos.
1.3.2.- Configuraciones electrónicas de los átomos.
2.- Sistema periódico de los elementos químicos.
2.1.- Evolución histórica de la tabla periódica.
2.2.- Tabla periódica actual.
2.3.- Propiedades periódicas de los elementos químicos.
3.- Enlace químico.
3.1.- Consideraciones energéticas sobre el enlace químico.
3.2.- Enlaces intramoleculares.
3.2.1.- Enlace iónico: formación y propiedades de las sustancias iónicas.
3.2.2.- Enlace covalente.
3.2.2.1.- Formación y tipos.
3.2.2.2.- Polaridad del enlace covalente.
3.2.2.3.- Propiedades de las sustancias covalentes cristalinas.
3.2.3.- Enlace metálico: formación y propiedades de las sustancias metálicas.
3.3.- Enlaces intermoleculares.
3.3.1.- Enlace de hidrógeno.
3.3.2.- Fuerzas de Van der Waals.
3.3.3.- Propiedades de las sustancias covalentes moleculares.
1.- ESTRUCTURA DE LA MATERIA.
Desde el mismo origen del hombre éste ha intentado descubrir la naturaleza y estructura de la materia que lo
rodeaba. Así, comenzando por los griegos (teoría de los 4 elementos – aire, agua, tierra y fuego) y pasando por Dalton
(primera teoría atómica) han sido numerosos los científicos que han intentado dar una explicación de cómo estaba
formada la materia. Hoy sabemos que la materia está formada por átomos. En este tema estudiaremos los modelos
atómicos más modernos, todos ellos basados en una de las teorías físicas más importantes del siglo XX: la Mecánica
Cuántica. Esta teoría nos mostrará que la estructura de los átomos es muy compleja. A continuación, abordaremos el
estudio de la tabla periódica y de la variación periódica de las propiedades físicas y químicas de los elementos.
Finalmente, estudiaremos que los átomos adquieren más estabilidad si permanecen unidos que estando separados; al
enlace químico dedicaremos el último apartado del tema.
Salvador Molina Burgos ([email protected])
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Ya desde la Antigüedad se conocían los fenómenos de electrización de la materia; así, se había comprobado
experimentalmente que algunas sustancias, como el ámbar (elektron, en griego), atraían a otras cuando se frotaban. No
obstante, se estaba lejos de conocer la explicación de estos fenómenos, pues no se disponía de los instrumentos
necesarios y, además, se pensaba que la materia era continua, es decir, que no estaba formada por partículas.
No fue hasta principios del siglo XIX en que el científico inglés John Dalton (1766-1844)
planteó su teoría atómica de la materia, según la cual todas las sustancias estaban formadas por unas
partículas muy pequeñas, indivisibles, llamadas átomos. No obstante, esta teoría fue ignorada durante
más de 50 años, y no fue retomada hasta que algunos científicos como Faraday o Volta (inventor de
la pila eléctrica) realizaron experimentos en los que se ponía de manifiesto la electricidad. De esta
manera, se llegó a la conclusión de que la materia debía ser discontinua, es decir, estaba formada por
partículas; además, estas partículas debían contener carga eléctrica, lo cual explicaría todos los
fenómenos eléctricos que se iban descubriendo. Fue a finales del siglo XIX y principios del XX cuando los avances
técnicos permitieron descubrir la estructura más interna de la materia, y comprobar que algunas de las ideas de Dalton
eran ciertas, tal como veremos en el apartado siguiente.
1.1.- TEORÍA ATÓMICA CLÁSICA: MODELOS ATÓMICOS DE THOMSON Y RUTHERFORD.
Un modelo es una explicación sencilla o simplificada de cualquier fenómeno físico o químico; esta explicación
se basa en los resultados de los experimentos que se realicen en el laboratorio.
Los primeros modelos atómicos aparecen a finales del siglo XIX con el fin de explicar la estructura interna de
la materia, es decir, de los átomos que forman cualquier sustancia. Los presentamos a continuación en orden
cronológico.
En el año 1897, el físico inglés Joseph John Thomson (1856-1940) realizó un experimento con un
tubo de descarga de gases (descubierto por Crookes en 1875). Este tubo consistía en un bulbo de
vidrio, en cuyo interior se situaban un cátodo o polo negativo y un ánodo o polo positivo; además, en
el interior del tubo se introducía, para su estudio, cualquier sustancia en estado gaseoso y a muy baja
presión (pocas partículas de dicha sustancia). Finalmente, para estudiar la estructura de los átomos de
la sustancia del interior del tubo, se aplicaba una descarga eléctrica (o diferencia de potencial) entre el
cátodo y el ánodo. A grandes rasgos, el tubo de descarga de gases que empleó Thomson tenía la
estructura que se muestra a la derecha.
Cuando Thomson aplicó una elevada diferencia de
potencial entre el cátodo y el ánodo, observó que aparecía
una corriente de partículas que salían del cátodo y llegaban
al ánodo, y a las que llamó rayos catódicos. Como escapan
del polo negativo y viajan hacia el positivo, Thomson llegó a
la conclusión de que los rayos catódicos estaban formados
por partículas de carga negativa, a las que llamó electrones.
Dedujo finalmente que la sustancia gaseosa del interior del
tubo estaba formada por átomos, siendo estos átomos
divisibles, de manera que contenían partículas con carga
negativa (electrones); como sabía que la materia era neutra, postuló que el átomo tenía también una parte positiva, de
manera que ambos tipos de carga se compensaban. La aplicación de la descarga eléctrica lo que hacía era arrancar los
electrones de los átomos, formándose así los rayos catódicos.
Con todo lo anterior, Thomson propuso el siguiente modelo atómico: consideró al átomo como
una esfera maciza de carga positiva, en la que se encontraban insertados los electrones (como las pasas
en un pastel), de manera que se contrarrestaba la carga positiva con la negativa de los electrones (ver
figura a la izquierda).
Sobre el año 1896, el científico francés Henry Becquerel y el matrimonio de los Curie (ver
Marie Curie a la izquierda) descubrieron un nuevo fenómeno: la radiactividad. Observaron que las sales
de algunos metales (p.ej., las sales de uranio) y algunos elementos naturales emitían, por sí solos,
partículas o radiación; además, esta emisión daba lugar a que los átomos se desintegrasen
transformándose en otros átomos diferentes. También observaron que, en muchas ocasiones, esta
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radiación emitida era nociva para la salud. Hoy en día conocemos 3 tipos de radiactividad (o radiación):
a)
Radiactividad alfa (α): aparece cuando los elementos se desintegran emitiendo núcleos de átomos de helio
(42He2+). Es la radiación menos penetrante.
b) Radiactividad beta (β): aparece cuando los elementos se desintegran emitiendo electrones.
c) Radiactividad gamma (γ): aparece cuando los átomos se desintegran emitiendo radiación electromagnética (u
ondas electromagnéticas). Es la radiación más penetrante y, por tanto, la más peligrosa de todas.
Como veremos en el modelo de Rutherford, la radiactividad fue fundamental para el establecimiento de modelos
atómicos más elaborados.
En 1911, el físico neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937) realizó un experimento
para comprobar si el modelo atómico de Thomson era, o no, acertado. Para ello, bombardeó una
fina lámina de oro (de unos pocos de miles de átomos de espesor) con radiación α (núcleos de
helio), la cual está formada por partículas con carga positiva. Observó entonces con asombro que la
práctica totalidad de las partículas
α atravesaban la lámina sin
desviarse, algunas la atravesaban
desviándose
ligeramente
y
prácticamente ninguna rebotaba en la lámina,
invirtiendo su sentido (ver figura a la izquierda). De los
resultados de este experimento dedujo que el átomo no
era una esfera maciza, sino que se encontraba
prácticamente hueco. Rutherford postuló entonces que
el átomo debía estar formado por 2 zonas bien
diferenciadas:
•
•
Un núcleo o zona central, en el que se
encuentran los protones
(partículas
con
carga
positiva) muy comprimidos
entre ellos (la densidad
nuclear es del orden de 1015
veces mayor que la
densidad
de
cualquier
objeto macroscópico).
Una corteza o zona externa, en la que se encuentran los electrones (partículas con carga negativa) girando
alrededor del núcleo, a una gran distancia de él (10000 veces superior al tamaño del núcleo) y a una gran
velocidad.
Rutherford desconocía la existencia de los neutrones, pues como no tienen carga eléctrica son muy difíciles de
detectar. No fue hasta el año 1932 en que Chadwick (1891-1974) descubrió que los neutrones se desprendían cuando se
bombardeaban átomos de Be con partículas α. Eran partículas de masa casi igual a la de los protones y se encontraban
en el núcleo, ayudando a mantener la estabilidad nuclear.
Así pues, las partículas fundamentales del átomo son los protones, neutrones (a ambos se les llama
nucleones por encontrarse en el núcleo) y electrones; sus propiedades son las siguientes:
PARTÍCULA
FUNDAMENTAL
Protón
Neutrón
Electrón
CARGA
MASA
+1´6· 10-19 C
0
-1´6· 10-19 C
1´673· 10-27 kg
1´675· 10-27 kg
9´11· 10-31 kg
Para conocer el nº de partículas fundamentales de un átomo se utilizan los nos atómico y másico:
•
Nº atómico (Z): es el nº de protones que existe en el núcleo de un determinado átomo.
Salvador Molina Burgos ([email protected])
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•
Nº másico (A): es el nº de nucleones (suma de protones y de neutrones) que contiene un átomo.
De esta manera, cualquier átomo puede representarse de forma abreviada de la siguiente manera:
Para medir las masas de los átomos se utiliza un aparato llamado espectrógrafo de masas. Este aparato
produce una desviación de los átomos de un determinado elemento aplicando sobre ellos un campo magnético;
midiendo esta desviación pueden hallarse las masas de los átomos:
Utilizando un espectrógrafo de masas, Aston observó en 1920 que átomos del mismo elemento tenían masas
diferentes; a estos átomos se les llamó isótopos, y se diferenciaban únicamente en el nº de neutrones: dos o más átomos
son isótopos del mismo elemento químico cuando tienen el mismo nº atómico y diferente nº másico.
La existencia de 2 o más isótopos de cada elemento explica los valores decimales, y no enteros, de las masas
atómicas de los elementos químicos. La masa atómica de cualquier elemento se determina calculando la media
ponderada de las masas atómicas de todos los isótopos de dicho elemento:
masa atómica =
masa isótopo 1 · abundancia isótopo 1  masa isótopo 2 · abundancia isótopo 2 ...
100
Mostramos a continuación, a modo de ejemplo, los 3 isótopos del hidrógeno:
1.2.- MODELO ATÓMICO DE BOHR.
Antes de estudiar el modelo atómico de Bohr, estudiaremos algunos fenómenos físicos (ondas
electromagnéticas, hipótesis de Planck y espectros atómicos) que son básicos para entender dicho modelo.
1.2.1.- CONCEPTOS PREVIOS.
1.2.1.1.- Propiedades de las ondas. Radiación electromagnética.
Una onda es una perturbación de cualquier tipo que avanza a través del espacio y que propaga energía .
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Algunas necesitan de un medio para propagarse, como el sonido, y otras pueden propagarse incluso a través del vacío,
como sucede con la luz. Las magnitudes características de las ondas son las siguientes:
•
Longitud de onda (λ): es la
distancia entre 2 máximos o
mínimos sucesivos de una
onda. Se mide en m, nm,
angstroms (1 Ǻ = 10-10 m),
etc.
•
Período (T): es el tiempo que
tarda la onda en pasar por el
mismo punto o estado de
vibración. Se mide en s.
•
Frecuencia (f): es el nº de
oscilaciones o vibraciones que describe la onda en la unidad de tiempo. Se mide en hertzios (1 Hz = 1 s -1). Se
encuentra relacionada con el período de la manera siguiente:
f=
•
1
T
Velocidad de propagación (c): es la velocidad a la que se propaga la onda. Suele medirse en m/s. Se encuentra
relacionada con el período y la frecuencia de la manera siguiente:
c=

= T
T
La radiación electromagnética (u onda
electromagnética,
o.e.m.)
es
una
perturbación simultánea de los campos
eléctrico y magnético, y que se propaga
por el espacio a la velocidad de la luz
(300000 km/s), tal y como se indica en la
figura de la izquierda.
Las primeras ondas electromagnéticas fueron generadas por Hertz (1857-1894), y
fueron posteriormente utilizadas por Marconi para el telégrafo. Al conjunto de
todos los tipos de ondas electromagnéticas (o de radiación electromagnética),
ordenadas de menor a mayor frecuencia, se le llama espectro electromagnético
(ver figura a la derecha). Observar que la luz visible (por el ojo humano) es un
pequeño intervalo dentro de dicho espectro.
1.2.1.2.- Hipótesis de Planck.
En el año 1900, el científico alemán Max Planck (1858-1947) postuló que los átomos
absorben o emiten energía en pequeñas cantidades discretas (o “paquetes” de energía) llamados
cuantos o fotones. La energía de cada uno de estos cuantos o fotones viene dada por la ecuación:
E = hf
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donde E es la energía de cada cuanto o fotón (expresada en julios, J), f es la frecuencia de la radiación electromagnética
emitida o absorbida por el átomo (expresada en Hz) y h es la constante de Planck, cuyo valor es h = 6´63· 10 -34 J· s.
La hipótesis de Planck implica que los objetos no pueden emitir o absorber cualquier cantidad de energía, sino
un cierto nº de cuantos o fotones; sin embargo, el pequeño valor de la energía de cada cuanto hace que sea inapreciable
en la escala macroscópica en la que nos movemos, aunque sí es fundamental a escala atómica.
1.2.1.3.- Espectros atómicos.
Sabemos que cuando la luz incide sobre un prisma de vidrio, se
desdobla en los 7 colores del arco iris, formando lo que se conoce como el
espectro continuo de la luz natural (o blanca).
Sin embargo, cuando se vaporizan (se calientan a la llama) los
elementos químicos éstos también emiten o absorben luz de determinadas
frecuencias, formando un conjunto de líneas recogidas sobre una placa fotográfica llamado espectro atómico del
elemento. Los espectros atómicos de los elementos nos dan información acerca de la estructura interna de los átomos.
Pueden ser de 2 tipos:
•
•
Espectros de emisión: aparecen cuando un conjunto de átomos absorben radiación (uno o varios fotones)
procedente de una fuente luminosa o calorífica.
Espectros de absorción: aparecen cuando un conjunto de átomos emiten o desprenden radiación (uno o varios
fotones), pues tienen exceso de energía.
El espectrómetro es el aparato que permite obtener el espectro de emisión o de absorción de un elemento:
Cada elemento químico tiene su espectro característico, esto es, un determinado conjunto de rayas espectrales.
Es por ello por lo que los espectros atómicos son muy útiles a la hora de estudiar la estructura interna de los átomos.
1.2.2.- POSTULADOS DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR.
En el año 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso un nuevo modelo atómico para
corregir las deficiencias que contenía el modelo atómico de Rutherford, a saber:
• Según el modelo de Rutherford, los electrones giran describiendo órbitas circulares alrededor del
núcleo. Ahora bien, ello supondría la pérdida de energía por parte de los electrones, con lo que
acabarían estrellándose contra el núcleo.
• Por otra parte, con el modelo de Rutherford no se podían explicar las rayas que aparecían en los
espectros atómicos de emisión y absorción: si la energía se emite y absorbe de forma continua, según
Rutherford, los espectros correspondientes deberían ser continuos, y no discontinuos (con rayas).
Valiéndose de la hipótesis de Planck y de los conocimientos sobre espectros, Bohr basó su modelo atómico en 3
postulados:
1.
El átomo consta de un núcleo en el que se encuentran los protones (cargas positivas) y de una corteza en la que
se encuentran los electrones describiendo órbitas circulares en torno a él. En estas órbitas, el electrón ni emite
ni absorbe energía; por eso se les llama órbitas estacionarias.
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2.
La energía de cada órbita está cuantizada, es decir, tiene un valor determinado y es invariable. Es por ello por
lo que a las órbitas también se les llama niveles de energía (n = 1, 2,…). Si n = 1, el electrón se encuentra en
el nivel de energía fundamental.
3.
Los electrones pueden realizar saltos o transiciones entre las órbitas o niveles de energía:
a. Si un electrón absorbe un fotón, puede “saltar” a un nivel de energía u órbita superior. Decimos
entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado.
b. Si un electrón “salta” a una órbita o estado de energía inferior, emite energía en forma de un fotón.
La diferencia de energía entre ambos niveles es la energía correspondiente a un fotón:
ΔE = E2 – E1 = hf
Estos fotones emitidos o absorbidos son los que se impresionan en las películas fotográficas y dan lugar a las
rayas que aparecen en los espectros atómicos de emisión y absorción.
Conforme iban mejorándose las técnicas espectroscópicas y la
resolución de los espectroscopios, se observaba que las líneas espectrales se
desdoblaban, a su vez, en otras más finas, tal y como indica la figura de la
izquierda. Para explicar estas anomalías, Sommerfeld introdujo la idea de
que las órbitas de los electrones también podían ser elípticas; y Zeeman
postuló que además estas órbitas podían orientarse de distintas maneras en el
espacio. Posteriormente, veremos que estas características de las órbitas
aparecen reflejadas en los números cuánticos.
1.3.- TEORÍA ATÓMICA MODERNA: MODELO MECÁNICO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO.
La Mecánica Cuántica es una rama de la Física que surge en la segunda década del siglo XX para explicar el
comportamiento microscópico de la materia y, por tanto, para explicar la estructura del átomo. Es una teoría muy
compleja, pues en muchas ocasiones “choca” con el sentido común, y se basa en 3 principios teóricos que explicamos a
continuación.
1.3.1.- BASES DE LA MECÁNICA CUÁNTICA.
1.3.1.1.- Dualidad onda-partícula: hipótesis de De Broglie.
Sabemos que existen fenómenos luminosos (reflexión, refracción, difracción,...) que son
explicados teniendo en cuenta que la luz se comporta como una onda; sin embargo, hay fenómenos (como
el efecto fotoeléctrico) que son explicados considerando la luz como un haz de partículas o corpúsculos.
Para explicar este hecho, en el año 1924 el científico francés Louis de Broglie (1892-1977) establece que
cualquier partícula tiene una doble naturaleza: ondulatoria y corpuscular. Es decir, un objeto de masa m
que se desplaza a una cierta velocidad v lleva asociada una onda cuya longitud de onda, λ, se calcula
mediante:
=
h
h
=
p
mv
donde h es la constante de Planck.
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La hipótesis de De Broglie implica que las ondas tienen
propiedades típicas de las partículas, y viceversa (ver figura a la
izquierda). Esta hipótesis fue corroborada por Davisson y Germer
(1927) en su experimento de difracción de electrones, en el que se
observó que éstos se comportaban como ondas. Cuanto menor es el
tamaño de la partícula que se mueve, mayor es su comportamiento
ondulatorio, y viceversa.
1.3.1.2.- Principio de incertidumbre o indeterminación de Heisenberg.
Fue establecido por el físico alemán Werner Heisenberg
en 1927, y establece que es imposible conocer con exactitud y de
manera simultánea la posición y la velocidad de una partícula.
Esto es, si se conoce con exactitud la posición de una partícula, es imposible determinar con
exactitud su velocidad, y viceversa. Observar en la figura
superior izquierda que puede medirse con buena precisión la
posición de la partícula (o paquete de ondas), aunque no su
velocidad; sin embargo, en la figura inferior sí puede
determinarse con alta precisión la velocidad, aunque no su posición. Esto es
consecuencia de que al medir cualquier magnitud estamos alterando el objeto que medimos; esta perturbación es
despreciable en el ámbito macroscópico, no así en el microscópico. La expresión matemática de dicho principio es muy
compleja; de forma simplificada, puede escribirse de la manera siguiente:
 x⋅ p 
h
4
donde h es la constante de Planck, y Δx y Δp son las indeterminaciones o incertidumbres de la posición y del momento
lineal de la partícula. La principal consecuencia de este principio es que en el ámbito microscópico se trabaje con
resultados estadísticos y probabilísticos.
1.3.1.3.- Interpretación probabilística; concepto de orbital. Números cuánticos.
Teniendo en cuenta los dos principios anteriormente descritos, el físico alemán Erwin
Schrödinger (1887-1961) establece una ecuación que describe el comportamiento del electrón en un
átomo, y en la que supone que tiene propiedades ondulatorias y que puede ser descrito por la ecuación
de una onda. De acuerdo con el principio de indeterminación de Heisenberg, es imposible saber con
exactitud dónde se encuentra un electrón dentro del átomo; solamente podemos hablar de la
probabilidad de encontrarlo en una determinada zona del espacio: llamamos orbital atómico (o
simplemente orbital) a la región del espacio donde es muy alta la probabilidad de encontrar un electrón
(90-99 % de probabilidad). Es por ello por lo que la Mecánica Cuántica considera al electrón como una
nube difusa de carga distribuida alrededor del núcleo.
Así pues, ya no podemos hablar de órbitas, pues es imposible conocer con exactitud la posición del electrón;
ello muestra que el modelo atómico de Bohr es insuficiente para explicar la estructura interna de los átomos.
Los números cuánticos surgen cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger, y sirven para describir los
orbitales en los que es probable que se encuentren los electrones. Son los siguientes:
➔ n (nº cuántico principal): indica el tamaño y energía del orbital, y se corresponde con los niveles de energía
antes mencionados. Tiene los siguientes valores:
n = 1, 2,…, 7.
➔ l (nº cuántico secundario o azimutal): indica la forma del orbital. Tiene los siguientes valores:
l = 0, 1,…, n-1.
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Dependiendo del valor de l, tenemos los siguientes orbitales:
•
✔
l=0
⇒
orbital s (del inglés sharp), cuya forma es esférica.
✔
l=1
⇒
orbital p (del inglés principal), cuya forma es lobular.
✔
l=2
⇒
orbital d (del inglés diffuse), cuyas formas, más complejas, aparecen más abajo.
✔
l = 3 ⇒ orbital f (del inglés fundamental), cuyas formas, más complejas, aparecen en la página
siguiente.
m (nº cuántico magnético): indica la orientación del orbital en el espacio. Tiene los siguientes valores:
m = -l,…, 0,…, +l
•
s (nº cuántico de espín): indica el sentido de giro del electrón. Tiene los siguientes valores:
s=±½
Los orbitales se describen mediante los 3 números cuánticos (n, l, m). Los electrones se describen mediante los 4
números cuánticos (n, l, m, s). Por tanto, en cada orbital pueden existir como máximo 2 electrones.
De acuerdo con los valores de los números cuánticos, existe un solo tipo de orbital s, 3 tipos de orbitales p, 5
tipos de orbitales d y 7 tipos de orbitales f. Señalamos a continuación la forma de los distintos tipos de orbitales:
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1.3.2.- CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE LOS ÁTOMOS.
Una vez que conocemos los significados de los números cuánticos, ya podemos estudiar la estructura interna
del átomo. Así, cualquier átomo estará formado por un núcleo en el que se encuentran los protones y neutrones, y
alrededor de él se superponen los orbitales atómicos, en los cuales es muy probable que nos encontremos a los
electrones. Ahora bien, los electrones no se “colocan” en los orbitales de manera aleatoria, sino que lo hacen de acuerdo
con una serie de reglas de llenado:
1.
Principio de exclusión de Pauli : Fue establecido por Wolfgang Pauli (1900-1958) en 1927, y
establece que en un átomo no pueden existir 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto
es, en cada orbital caben como máximo 2 electrones, con espines opuestos. Este principio implica
que en cada orbital s existirán como máximo 2 electrones; en los 3 orbitales p, 6; en los 5 orbitales
d, 10; y en los 7 orbitales f, 14.
2.
Principio de construcción o “aufbau” (orden de energía creciente) : Esta
regla y la siguiente constituyen el principio de construcción o de aufbau.
Establece que los orbitales en que se pueden encontrar los electrones se van
“llenando” en orden creciente de energía. El orden creciente de energía de los
orbitales depende de la suma de los números cuánticos n + l (cuanto mayor sea
esta suma, más energético será el orbital), y viene dado por el diagrama de
Möeller (ver figura a la izquierda).
3.
Regla de máxima multiplicidad de Hund: Los electrones
situados en orbitales de la misma energía (o en el mismo nivel
energético) tienden a situarse lo más desapareados (o separados)
que sea posible. Es decir, al ocupar orbitales con el mismo valor de l pero distinto valor de m, los
electrones ocupan el mayor número de orbitales con distinto valor de m.
De las tres reglas anteriores deducimos que el número máximo de electrones en cada nivel energético es 2n 2,
siendo n el nº cuántico principal del nivel.
En las siguientes páginas web puedes consultar de forma interactiva cómo son los orbitales:
http://orbitals.com/orb
http://educaplus.org/sp2002/orbita.html
2.- SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.
2.1.- EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA TABLA PERIÓDICA.
A mediados del siglo XIX se conocían,
aproximadamente, unos 60 elementos químicos.
Conforme iban descubriéndose nuevos elementos,
iba surgiendo en los científicos la necesidad de
ordenarlos de alguna manera lógica que tuviera en
cuenta sus propiedades físicas y químicas.
Los primeros intentos de ordenación de los
elementos químicos fueron los siguientes:
1.
Tríadas de Döbereiner (1829): conocida la
relación entre las propiedades de los
elementos y sus masas atómicas, ordenó los
elementos en grupos de 3, de manera que
ele elemento central tenía una masa casi
igual a la media de los otros:
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2.
Ley de las octavas de Newlands (1864): se llama así por su parecido con la escala musical. Este científico
ordenó los elementos en grupos de 7, observando que el 8º elemento tenía propiedades similares al 1º:
3.
Tabla periódica de Meyer y Mendeleiev: En el año 1869 el científico alemán Lothar Meyer (a
la derecha) y el ruso Dimitri Mendeleiev (a la izquierda) ordenaron,
simultánea pero independientemente, los elementos químicos conocidos en
orden creciente de masas atómicas, observando de esta manera que las
propiedades físicas y químicas de los elementos se repetían conforme se
bajaba de fila (ley periódica). La tabla periódica originariamente
publicada por Mendeleiev constaba de 12 filas o periodos y de 8 columnas
o grupos; fue la siguiente:
Esta tabla periódica tuvo una gran aceptación, pues predecía la existencia y propiedades de elementos aún no
descubiertos (dejando huecos en ella). No obstante, tenía algunas deficiencias:
• Los metales y los no metales aparecían mezclados.
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•
•
•
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Para cuadrar el comportamiento químico de algunos elementos hubo que cambiarlos de sitio.
No existía un lugar adecuado ni para el hidrógeno ni para los lantánidos y actínidos.
Algunas parejas de elementos debían colocarse en orden inverso al de sus masas atómicas crecientes si se
pretendía mantener la correspondencia de propiedades en su columna (por ejemplo, cobalto-níquel, teluroyodo,...)
2.2.- TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
La ordenación actual de la tabla periódica se debe a los científicos Werner y
Paneth, que tomaron la idea original del científico inglés Henry Moseley (1887-1915),
quien en 1914 establece el concepto de número atómico como el nº de protones existente
en el núcleo de cualquier átomo, el cual es característico de cada elemento. Así pues,
Moseley llegó a la conclusión de que la ordenación correcta de los elementos debía ser no
por su masa atómica, sino por su nº atómico.
La tabla periódica actual consta de 7 filas o períodos y de 18 columnas, grupos o
familias. En ella se colocan los 114 elementos químicos conocidos y aceptados por la
IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry); de ellos, 89 son naturales y el resto, artificiales
(descubiertos en los laboratorios).
Los elementos se ordenan en ella por orden creciente de su nº atómico, de tal manera que las propiedades
fisicoquímicas van repitiéndose conforme bajamos de fila (ley periódica). Así, los elementos situados en el mismo
grupo tendrán similares propiedades, además de la misma configuración electrónica externa. Por otra parte, todos los
elementos situados en el mismo período tendrán el mismo nº de niveles de energía, como puede comprobarse
fácilmente.
A los elementos de los grupos 1, 2 y 13 a 18 se les llama elementos representativos (tipo s o tipo p); a los de
los grupos 3 a 12 se les llama metales de transición (tipo d) y a los situados en la parte inferior de la tabla, metales de
transición interna o tierras raras (tipo f):
En el apartado anterior hemos dicho que los elementos del mismo grupo tienen propiedades parecidas; como
estas propiedades vienen determinadas por los electrones del último nivel, deducimos entonces que todos los elementos
del mismo grupo o familia tendrán la misma configuración electrónica externa. Los distintos grupos o familias y sus
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45
Tema 3.- Estructura de la materia. Sistema periódico. Enlace químico
correspondientes configuraciones electrónicas externas son los siguientes:
GRUPO O FAMILIA
1: alcalinos
2: alcalinotérreos
3 a 12: metales de transición
13: térreos o boroideos
14: carbonoideos
15: nitrogenoideos
16: anfígenos
17: halógenos
18: gases nobles
Metales de transición interna
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
EXTERNA
ns1
ns2
2
x
ns (n-1)d (x = 1,…, 10)
ns2 np1
ns2 np2
ns2 np3
ns2 np4
ns2 np5
ns2 np6
-
Así pues, conociendo la ubicación de un elemento en el sistema periódico podremos obtener información
valiosa acerca del último nivel ocupado, del orbital que rellena, del número de electrones que intervendrán en los
procesos reactivos, etc.
OBSERVACIONES:
•
•
Se llama electrón diferenciador al último colocado en un elemento y que, por tanto, lo diferencia del
elemento anterior. En los elementos representativos, el electrón diferenciador está situado siempre en la capa
más externa; en los metales de transición está situado en la penúltima y, en los de transición interna, en la
antepenúltima.
No siempre las configuraciones electrónicas siguen las reglas de llenado que hemos mencionado ; hay
excepciones en algunos átomos debidas generalmente a pequeñas diferencias de energía entre los orbitales más
externos. Por ejemplo, las configuraciones electrónicas del paladio y de la plata son:
Pd (Z = 46): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10
Ag (Z = 47): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
•
La gran estabilidad que presentan los gases nobles o inertes se debe a su estructura electrónica de capa
completa (ns2 para el He ó ns2 np6 para los restantes). Los demás elementos tienen tendencia a ganar, perder o
compartir electrones a fin de conseguir obtener una estructura de gas noble, que es la de mínima energía y, por
tanto, la de máxima estabilidad.
Existen numerosas tablas periódicas interactivas en Internet; una de ellas la puedes encontrar en:
www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm
2.3.- PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.
Hemos mencionado antes que los elementos de un mismo grupo o familia tienen propiedades fisicoquímicas
parecidas y la misma configuración electrónica externa. Por tanto, los electrones de valencia (situados en el nivel de
energía o capa más externa) serán los que determinen las propiedades de los elementos, así como la/s valencia/s o
capacidad de combinación de los mismos. Las principales propiedades de los elementos (se les llama periódicas por que
se repiten cada vez que bajamos en un período) y su variación en la tabla periódica son las siguientes:
A) Radio atómico (o volumen atómico): Aunque sabemos que el átomo no tiene dimensiones definidas, pues los
orbitales son zonas de máxima probabilidad de encontrar al electrón, podemos considerar que el radio atómico es el
radio de cualquier átomo, supuesto éste esférico. Sin embargo, el radio atómico (o tamaño de los átomos) también
depende de la proximidad de los átomos vecinos (pues entre ellos existen fuerzas electrostáticas). Así, podemos
distinguir varias posibilidades:
➔ El radio atómico de los metales es la mitad de su distancia internuclear.
➔ El radio atómico de los no metales es la mitad de la longitud de enlace molecular. También es llamado radio
covalente.
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46
Apuntes de Física y Química – 1º Bachillerato
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➔ En el caso del radio iónico tendremos en cuenta los siguientes aspectos:
◦ Los elementos que formen cationes tendrán un radio menor que el del átomo neutro, pues habrá una
contracción de la nube electrónica debida al predominio de las fuerzas nucleares sobre ella.
◦ Los elementos que formen aniones tendrán un radio mayor que el del átomo neutro, pues habrá una
expansión de la nube electrónica propiciada por la mayor repulsión entre electrones.
◦ Para iones procedentes de elementos de diferentes grupos, sólo tiene sentido la comparación cuando se
trate de átomos isoelectrónicos (átomos neutros o iónicos con el mismo nº de electrones). Entonces, dentro
de un mismo periodo, tanto los radios catiónicos como los aniónicos disminuyen a medida que aumenta Z.
Su variación en la tabla periódica es de la manera siguiente:

En un grupo, aumenta conforme bajamos, pues aumenta el nº de capas
de electrones y, con ello, el tamaño del átomo (o distancia al núcleo).

En un período, disminuye conforme avanzamos hacia la derecha, pues
habiendo el mismo nº de capas cada vez hay mayor nº de electrones;
éstos serán atraídos cada vez más fuertemente por el núcleo,
disminuyendo así su tamaño. No obstante, hay que tener en cuenta el
efecto de apantallamiento, mediante el cual los electrones intermedios disminuyen el efecto del núcleo sobre
los electrones más externos (suele decirse que la carga nuclear efectiva es menor que la real). Este efecto da
lugar a algunas anomalías.
B) Energía de ionización: Es la energía necesaria para arrancar un electrón (comenzando por el más externo) de un
átomo que se encuentra en estado gaseoso en su estado fundamental:
X(g) + I
⇒
X+(g) + e-
También existen las llamadas energías de ionización sucesivas, que son las necesarias para ir quitando el 2º,
3º,... electrones sucesivos del átomo ya ionizado. Estas energías son cada vez mayores, puesto que a medida que
desaparecen los electrones hay un exceso de carga positiva del núcleo que “tira” con más fuerza de los electrones
restantes y, por ello, se necesitará más energía para arrancarlos.
Su variación en la tabla periódica es de la manera siguiente:

En un grupo, disminuye conforme bajamos, pues aumenta el tamaño del
átomo, los electrones más externos se encuentran cada vez más lejos,
serán atraídos con menor fuerza por el núcleo y menos energía se
requerirá para extraerlos.

En un período, aumenta conforme avanzamos hacia la derecha, pues
aunque el nº de capas no varía, sí aumenta el nº atómico (o carga
nuclear), con lo cual los electrones serán cada vez más fuertemente atraídos por el núcleo y mayor energía se
requerirá para arrancarlos.
C) Afinidad electrónica: Es la energía que se desprende cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un
electrón:
X(g) + e-
⇒
X-(g) + Ea
Siempre se refiere a un mol de átomos. También existen las afinidades
electrónicas sucesivas, aunque en todos los casos se requerirá un cierto aporte de
energía, pues los electrones capturados ejercen un efecto de repulsión sobre los
nuevos que puedan capturarse. Su variación en la tabla periódica es algo
irregular, aunque en general de la manera siguiente:
 En un grupo, disminuye conforme bajamos, pues al aumentar el tamaño
atómico disminuirá la fuerza con que el núcleo atrae a los electrones que capte.
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Tema 3.- Estructura de la materia. Sistema periódico. Enlace químico

En un período, aumenta conforma avanzamos hacia la derecha, pues al aumentar Z aumenta la energía de
atracción del núcleo (carga nuclear efectiva) hacia los electrones que capte.
D) Electronegatividad: Es la capacidad que tiene un átomo de atraer hacia sí a los
pares de electrones que comparte en un enlace covalente. Cuanto más
electronegativo sea, con mayor fuerza atraerá a dicho par de electrones. Está
íntimamente relacionada con la energía de ionización y con la afinidad electrónica:
cuando ambas aumentan, también lo hace la electronegatividad. Por tanto su
variación en la tabla periódica es como se indica a la derecha.
Las electronegatividades deben medirse de forma comparativa entre los elementos, es decir, deben emplearse
escalas relativas. Una de ellas es la escala de Pauling, que relaciona la electronegatividad con las energías de enlace, y
que asigna valores comprendidos entre 0 y 4 a las electronegatividades de los elementos. De esta manera, son metálicos
los elementos cuya electronegatividad está comprendida entre 0 y 2. En la tabla siguiente aparecen las
electronegatividades de los elementos:
A partir de las propiedades anteriores podemos diferenciar los 2 grandes tipos de elementos existentes en la
tabla periódica (exceptuando los gases nobles):

Los metales son elementos con baja energía de ionización, baja afinidad electrónica y baja electronegatividad.
Por tanto, tendrán tendencia a perder electrones, esto es, a formar cationes.

Los no metales son elementos con alta energía de ionización, alta afinidad electrónica y alta
electronegatividad. Por tanto, tendrán tendencia a ganar electrones, esto es, a formar aniones.
* Los elementos que muestran propiedades intermedias (y, por tanto, electronegatividades intermedias) se llaman
semimetales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po).
Puedes consultar todo lo relativo a las propiedades periódicas en la página web:
http://www.educaplus.org/properiodicas
3.- ENLACE QUÍMICO.
3.1.- CONSIDERACIONES ENERGÉTICAS SOBRE EL ENLACE QUÍMICO.
Hemos dicho antes que los electrones de valencia son los que determinan las propiedades químicas de los
elementos; así pues, también determinarán la capacidad de los átomos de unirse entre sí.
Sabemos que los gases nobles son los elementos químicos más estables, pues no se combinan con ningún otro
elemento químico, ni siquiera entre ellos (también se les llama gases inertes); todos ellos tienen, a excepción del He, 8
electrones de valencia. Así pues, la tendencia de los átomos a adquirir mayor estabilidad (o menor energía) se traduce en
adquirir la configuración electrónica más estable (menos energética) posible: la configuración electrónica de gas
noble. El enlace químico es la unión entre 2 o más átomos para formar compuestos y así aumentar su estabilidad (o
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48
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disminuir su energía) adquiriendo una configuración electrónica externa de gas noble.
En la gráfica de la izquierda aparece la explicación de por qué los
átomos “prefieren” estar unidos antes que separados: conforme los átomos se
acercan, la energía de ambos va disminuyendo (con respecto a la suma de las
energías que ambos tenían antes de unirse) hasta una cierta distancia, llamada
distancia de enlace. Cuando se acercan más allá de esta distancia, las cargas
nucleares de ambos átomos hacen que se repelan de nuevo. Así pues, existe una
distancia ideal a la cual los átomos adquieren la menor energía posible y, por
tanto, la máxima estabilidad. Y ello se consigue precisamente cuando los átomos
adquieren la configuración electrónica externa de gas noble. A esta regla se la
conoce como regla del octeto o regla de Kossel. De lo dicho anteriormente se
deduce que el enlace químico, sea del tipo que sea, es siempre de naturaleza
electrostática, es decir, para que dos átomos se unan debe existir una
transferencia electrónica entre ambos, ya sea total o parcial.
Ahora bien, la regla del octeto tiene algunas limitaciones; en primer
lugar, sólo se cumple (y no siempre) para los átomos de los 3 primeros períodos;
en segundo lugar, el hidrógeno es estable con 2 electrones en su capa 1s; en tercer lugar, algunos elementos pueden
rodearse de más de 8 electrones (octeto expandido) o de menos (octeto incompleto).
3.2.- ENLACES INTRAMOLECULARES.
Como existen 2 grandes tipos de elementos en la tabla periódica, deberán existir 3 tipos de enlace químico que
den lugar a compuestos químicos. Los enlaces intramoleculares son aquellos que existen entre los átomos y que dan
lugar a los compuestos. Son los siguientes:
3.2.1.- ENLACE IÓNICO: FORMACIÓN Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS.
El enlace iónico tiene lugar entre un átomo no metálico y otro metálico, es decir, entre átomos de
electronegatividades muy diferentes (cuya diferencia sea mayor o igual que 1´8 según la escala de Pauling). Por tanto,
tiene lugar una transferencia electrónica total. Para explicar su formación consideraremos el caso del cloruro sódico o
sal común, escribiendo las configuraciones electrónicas de los 2 elementos que lo forman:
Na (Z = 11): 1s22s22p63s1
Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5
⇒
⇒
1 e- de valencia
7 e- de valencia
Así pues, para adquirir estructura electrónica de gas noble el Na pierde su e - de valencia (transformándose en el
catión Na+), siendo éste captado por el Cl (transformándose en el anión Cl -). Finalmente, el catión sodio y el anión
cloruro se atraen eléctricamente, formándose así el enlace iónico, y adquiriendo ambos átomos una mayor estabilidad (o
menor energía).
Se llama valencia iónica o electrovalencia al nº de electrones que gana o pierde un elemento cuando se una con otro
mediante enlace iónico. En el ejemplo que nos ocupa, la valencia iónica del Na es +1 (pues pierde 1 e -), y la del Cl es -1
(pues gana 1 e-).
Todas las sustancias que
presentan enlace iónico son cristales, esto
es, están formadas por miles y miles de
átomos unidos entre ellos, colocados
alternativamente, mediante enlace iónico.
Ello implica que la fórmula de cualquier
sustancia iónica es siempre una fórmula
empírica. En el ejemplo que nos ocupa, el
NaCl, ello significa que la sal es una
sustancia de estructura cristalina que
tiene un átomo de sodio por cada átomo
de sal; su estructura real es la que aparece en la figura, en la cual los átomos se empaquetan lo máximo posible.
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Tema 3.- Estructura de la materia. Sistema periódico. Enlace químico
Las propiedades de las sustancias iónicas pueden deducirse teniendo en cuenta que las fuerzas eléctricas que
mantienen unidos a los iones en la red cristalina son muy intensas:
✔
Son sustancias sólidas y duras a temperatura ambiente (recordemos que la dureza de una sustancia es la
resistencia que opone a ser rayada). Ello se debe a que para rayarlas hay que romper enlaces de tipo
electrostático entre los cationes y aniones de la red, enlaces que son muy fuertes.
✔
Son frágiles, pues al ejercer una fuerza sobre ellas conseguimos que los iones de la misma carga queden
enfrentados, provocando la rotura del sólido cristalino:
✔
Por el mismo motivo anterior, las sustancias iónicas tendrán altos puntos de fusión y de ebullición, ya que para
fundirlas o evaporarlas hay que romper los enlaces de naturaleza eléctrica, muy fuertes, que hay entre los iones
que forman la red.
✔
Son solubles en disolventes polares (ver apartado 3.2.2.2), como por
ejemplo el agua. Ello se debe a que las moléculas de agua rodean a
los iones de la red, atrayéndolos mediante fuerzas de tipo eléctrico y
separándolos, provocando de esta manera el desmoronamiento de la
red (ver figura a la izquierda).
✔
No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pues sus iones
se encuentran fijos e inmóviles en la red cristalina. Sin embargo, sí
la conducen cuando están disueltas o fundidas, pues en ambos casos
los iones gozan de gran libertad de movimiento.
3.2.2.- ENLACE COVALENTE.
3.2.2.1.- Formación y tipos.
El enlace covalente es el que se produce entre átomos de electronegatividades parecidas y, en general, muy
altas; así pues, se producirá al unirse no metales entre sí o con el hidrógeno . En este tipo de enlace la transferencia
electrónica es parcial: los átomos se unen compartiendo sus electrones de valencia, de manera que adquieren mayor
estabilidad (configuración electrónica externa de gas noble) y, por tanto, una menor energía que cuando estaban
separados.
Sabemos de cursos anteriores que los diagramas o estructuras de Lewis sirven para explicar de forma gráfica
cómo se forma el enlace covalente entre los átomos no metálicos. En ellos:
✗
Los átomos se representan mediante su símbolo, y se rodean de puntos que representan los electrones del
último nivel energético (o electrones de valencia); los electrones también pueden representarse mediante
cruces (para diferenciarlos de los de otros átomos) o como rayas (para los pares electrónicos). Recordemos que
es conveniente colocar los átomos de la forma más simétrica posible.
✗
Los enlaces entre los átomos se representan mediante líneas:
◦ Una sola línea nos indica que el enlace covalente es sencillo o simple al compartir los dos átomos un par
de electrones:
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◦
Dos líneas nos indican que el enlace covalente es doble al compartir los dos átomos dos pares de
electrones:
◦
Tres líneas nos indican que el enlace covalente es triple al compartir los dos átomos tres pares de
electrones:
◦
En algunas moléculas puede darse la situación de que uno de los dos átomos sea el que aporte los dos
electrones necesarios para que se produzca el enlace; decimos entonces que el enlace covalente es
coordinado o dativo (formulado por Perkins en 1921). Dicho enlace se representa mediante una flecha,
dirigida del átomo dador al aceptor. En la figura siguiente se muestra el ácido sulfúrico:
Otros ejemplos de diagramas de Lewis son los siguientes:

Para la molécula de agua, tendremos:

Para una molécula de amoníaco:
La covalencia o valencia covalente de un elemento es el número de electrones compartidos por dicho elemento cuando
se une con otro mediante enlace covalente.
3.2.2.2.- Polaridad del enlace covalente.
Cualquiera que sea el tipo de enlace covalente, puede suceder que cuando la diferencia entre las
electronegatividades de los átomos unidos sea grande, uno de ellos atraiga más hacia él al par (o pares) de e - que
compartan; en tal caso, se dice que el enlace covalente es polar.
En la molécula de HCl, como el cloro es más electronegativo que el hidrógeno atraerá
con más fuerza al par de e - que comparten ambos átomos, de manera que éstos se desplazan
hacia el átomo de Cl, adquiriendo éste una cierta carga negativa (δ -) y quedándose el H con una
cierta carga positiva (δ+). La molécula de HCl es polar (tiene un polo negativo y otro positivo).
Si ambos átomos son iguales, su electronegatividad será la misma; ambos
“tirarán” con la misma fuerza de los electrones que comparten, de manera que entonces
diremos que la molécula formada es apolar (no tiene polos). Un ejemplo es la molécula de
cloro (Cl2), que se muestra en la figura de la izquierda.
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51
Tema 3.- Estructura de la materia. Sistema periódico. Enlace químico
Con lo dicho anteriormente, podemos decir que el enlace iónico es un caso extremo de enlace covalente polar; y el
enlace covalente puro sería el enlace covalente apolar, estando situado el enlace covalente polar entre ambos:
3.2.2.3.- Propiedades de las sustancias covalentes cristalinas.
Las sustancias covalentes cristalinas están formadas por un número muy elevado de átomos, distintos o iguales,
unidos entre sí mediante enlace covalente. Suelen estar formadas por carbono o por silicio:
✔
Cuando los átomos de carbono se colocan ordenadamente en el espacio se obtiene el diamante:
✔
Cuando los átomos de carbono se colocan ordenadamente en el espacio formando hexágonos que se unen
formando láminas se obtiene el grafito:
✔
Sílice (SiO2): su colocación ordenada en el espacio da lugar a estructuras como el cuarzo, la arena de las
playas, etc.
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52
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Dicho lo anterior, y teniendo en cuenta que el enlace covalente que mantiene a los átomos unidos formando la
red cristalina es muy fuerte, las propiedades de las sustancias covalentes cristalinas serán las siguientes:
✔
✔
✔
✔
Son sólidas y duras a temperatura ambiente. De hecho, el diamante es la sustancia química más dura que
existe.
Tienen altos puntos de fusión y ebullición, pues las fuerzas que hay romper para derretirlas o evaporarlas
destruyendo la estructura cristalina son muy intensas.
Suelen ser insolubles en agua, pues casi siempre son sustancias apolares.
Son malos conductores del calor y de la electricidad, pues no existe en dichas sustancias ningún tipo de
movilidad electrónica.
3.2.3.- ENLACE METÁLICO: FORMACIÓN Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
METÁLICAS.
El enlace metálico se produce entre 2 átomos metálicos (de baja electronegatividad)
que sean iguales. De acuerdo con el modelo de Drude (1900), se produce de manera
parecida al enlace covalente: los átomos metálicos se unen, formando una estructura
cristalina, gracias a que comparten todos sus electrones de valencia. Éstos se mueven
libremente por todo el metal, sirviendo de unión entre todos ellos pues impiden la
repulsión entre los iones positivos, y formando una “nube electrónica” o “mar
electrónico”. Se dice entonces que en un metal los electrones están deslocalizados. Este
hecho es lo que explica la elevada conductividad eléctrica de los metales.
De acuerdo con lo dicho en el apartado anterior, resulta sencillo deducir las propiedades más importantes de
los metales:
✔
✔
✔
✔
✔
El enlace metálico es bastante intenso, por lo que en general todos son sólidos y duros a temperatura ambiente,
excepto el mercurio.
Por la misma razón, sus puntos de fusión y de ebullición serán altos, aunque varían notablemente (por ejemplo,
el galio funde a 29 ºC y el wolframio, a 3380 ºC).
Suelen tener un brillo característico denominado brillo
metálico; ello se debe a que reflejan gran parte de la luz que
llega a su superficie es reflejada.
Pueden estirarse con facilidad formando hilos (ductilidad) o
láminas (maleabilidad); ello se debe a que una deformación de
la estructura cristalina no produce una variación importante en
la misma, tal y como se observa en la figura de la derecha.
Pueden emitir electrones con facilidad cuando se calientan (efecto termoiónico) o cuando incide sobre ellos
radiación luminosa (efecto fotoeléctrico), lo cual se debe a la gran movilidad electrónica que tienen.
3.3.- ENLACES INTERMOLECULARES.
Aunque el enlace covalente es fuerte, las moléculas covalentes suelen ser sustancias blandas (sólidas, líquidas
o gaseosas) con bajos puntos de fusión y de ebullición. Ello se debe a que entre ellas existen unas fuerzas muy débiles
que las mantienen ligeramente unidas (no son enlaces químicos en el sentido estricto del término, y se les suele
considerar simplemente fuerzas atractivas o asociaciones intermoleculares), muy pequeñas en comparación con los
enlaces intramoleculares, y que son de 2 tipos:
3.3.1.- ENLACE DE HIDRÓGENO.
Se da entre moléculas covalentes polares que contienen H unido a un elemento muy electronegativo (como el
F, O y N). Esta diferencia de electronegatividades, junto con el pequeño tamaño del átomo de hidrógeno, provoca una
atracción entre polos de carga opuesta a la que llamamos enlace o puente de hidrógeno:
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El puente de hidrógeno explica las propiedades anómalas de algunas sustancias; así, en el ejemplo del agua
antes mencionado, cuando la temperatura disminuye y el agua se transforma en hielo los enlaces de hidrógeno entre las
moléculas forman una estructura hexagonal con mucho espacio libre entre las moléculas y, por tanto, menos densa que
el agua líquida. Es por ello por lo que el hielo flota en el agua líquida al ser menos denso que ella.
Asimismo, el enlace de hidrógeno explica los valores anormalmente altos de los puntos de fusión y ebullición
de las sustancias que lo presentan; ello se debe a que es necesario comunicar una elevada energía a dichas moléculas
para romper los enlaces de tipo electrostático (enlaces de hidrógeno) existentes entre ellas y hacerlas pasar al estado
líquido o al gaseoso.
El enlace de hidrógeno no se da sólo entre el H 2O, NH3 ó HF, sino también entre compuestos orgánicos como
alcoholes, fenoles, ácidos, aminas y amidas. También se da entre algunas macromoléculas, como las proteínas o los
ácidos nucleicos; así, por ejemplo, las dos cadenas que conforman el ADN se encuentran unidas mediante puentes de
hidrógeno.
3.3.2.- FUERZAS DE VAN DER WAALS.
Fueron descubiertas por el científico holandés Johannes Van der Waals (1837-1923). Son
muy débiles, más incluso que los enlaces de hidrógeno, y son de 2 tipos:
a.
Fuerzas de dispersión o de London: aparecen entre cualquier tipo de moléculas covalentes
(polares o apolares), y aumentan su valor conforme aumentan las masas moleculares de
dichas moléculas. Se deben a la aparición de dipolos instantáneos en las moléculas:
b.
Fuerzas dipolo-dipolo: aparecen entre moléculas polares (atracciones entre dipolos permanentes):
Diremos finalmente que algunas moléculas se agrupan formando cristales gracias a las fuerzas
intermoleculares. Se les llama cristales moleculares, de modo que las moléculas se distribuyen ordenadamente en el
espacio. Ejemplos son el hielo, el yodo (I2), el fósforo (P4) y el azufre (S8).
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3.3.3.- PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES.
De acuerdo con lo dicho en los dos apartados anteriores, las propiedades de las sustancias covalentes
moleculares serán las siguientes:
✔
✔
✔
✔
A temperatura ambiente suelen ser gaseosas o líquidas, o blandas si son sólidas. Ello se debe a que las fuerzas
que mantienen unidas las moléculas (fuerzas de Van der Waals y/o puentes de hidrógeno) son muy débiles, y
por tanto se requiere poca energía para vencerlas.
Por la misma razón, tendrán bajos puntos de fusión y de ebullición, aunque los de las moléculas polares serán
mayores que los de las apolares.
Son solubles en disolventes de las mismas características, es decir, las sustancias polares serán solubles en
disolventes polares, y las apolares en disolventes apolares
Las sustancias covalentes moleculares polares no conducen la electricidad, mientras que las polares sí la
conducen cuanto mayor sea su carácter polar.
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