Enlace químico. - Los Eskakeados
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I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -1- EL ENLACE QUIMICO Tema 8.- Enlace químico.- Enlace iónico.- Naturaleza, energía de red, propiedades de los compuestos iónicos. Enlace covalente.- Teoría de enlace de valencia, enlace simple y múltiple, hibridación de orbitales. Polaridad de los enlaces. Electronegatividad.- Energía de enlace. Propiedades de las sustancias con enlace covalente. Enlace metálico. Relación entre el tipo de enlace y las propiedades de las sustancias. Tema 8.- Enlace químico.- 8.1. Introducción. Hechos experimentales. 8.2. Unidad del enlace químico. 8.3. Enlace iónico.- Naturaleza; 8.3.1. Aspectos energéticos, energía de red; 8.3.2 Redes iónicas; 8.3.3 Propiedades de los compuestos iónicos. 8.4. Enlace covalente.- Teoría de Lewis 8.4.1 Teoría de enlace de valencia; 8.4.2 Promoción de electrones. 8.4.3 Solapamiento. 8.4.4 Enlace simple y múltiple. 8.4.5 Hibridación de orbitales. 8.4.6 Resonancia: Moléculas con enlaces deslocalizados. 8.4.7 Geometría de las moléculas covalentes.8.4.8 Polaridad de los enlaces y de las moléculas. 8.5 Fuerzas intermoleculares.8.6 Propiedades de las sustancias con enlace covalente. 8.7 Enlace metálico. 8.7.1 Propiedades físicas de los metales. 8.7.2 Estructura y enlaces metálicos. 8.7.3 Teoría de bandas. 8.1. Introducción.Hechos experimentales. Hay en química un dato experimental importante y es el hecho de que solamente los gases nobles y los metales en estado vapor existen en la naturaleza como átomo aislados. Las sustancias en general se presentan de modo que los átomos que las constituyen no son independientes entre sí, sino que están ligados unos a otros constituyendo agrupaciones que permanecen estables durante el tiempo suficiente como para que puedan ser determinadas sus características físicas y químicas. A estas agrupaciones las llamamos moléculas. Si todos los átomos unidos presentan el mismo número atómico, la sustancia es un elemento, en otro caso se trata de un compuesto. La unión entre los átomos se denomina enlace químico. El estudio de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas, o las fuerzas que se originan entre moléculas, es el estudio del enlace químico. ¿Por qué se forma un enlace? Dos o más átomos se enlazan entres sí porque de esta manera el contenido energético total del sistema como átomo enlazados es inferior al de átomos aislados. Se produce una liberación de energía, energía que puede medirse y nos da una idea de la fortaleza del enlace. No hacen mas que cumplir una ley universal: los sistemas materiales evolucionan espontáneamente hacia niveles energéticos inferiores. El origen de las fuerzas que originan el enlace hay que buscarlo en la estructura electrónica de los átomos que es la determinante de sus propiedades químicas. Partimos del hecho observado de que existen seis elementos, los gases nobles, cuyos átomos son excepcionalmente estables, se presentan como gases monoatómicos y no reaccionan con los reactivos ordinarios. La pasividad de los gases nobles para reaccionar sugiere que sus configuraciones electrónicas son más estables que las de otros elementos (las mayores energías de ionización). Podemos considerar el enlace como la tendencia de los elementos que intervienen para adquirir una configuración electrónica más estable, es decir, adquirir una configuración electrónica de gas noble. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -2- El estudio del enlace químico tiene extraordinaria importancia pues las propiedades físicas y químicas dependen del tipo de enlace. En este estudio se parte de una base experimental de las moléculas en sus aspectos energético, geométrico y de propiedades eléctricas. En el aspecto energético se determina experimentalmente la energía de enlace, que es la energía desprendida por dos átomos gaseosos cuando se enlazan. De manera análoga se define energía de disociación como la energía que hay que suministrar a una molécula en estado gaseoso para que se separe en átomos gaseosos. Ambas energías se miden en kJulios (Kcal) por mol de enlaces formados y disociados. El valor de la energía de enlace nos ofrece un criterio para conocer la fortaleza o estabilidad de un enlace. Un enlace será tanto más fuerte cuanta más energía de disociación exija para su rompimiento. Energías de enlace de las moléculas nitrógeno, oxígeno e hidrógeno expresadas en kcal/mol: N2 (226) O2 (119) H2 (104) En el aspecto geométrico se mide la longitud del enlace y el ángulo de enlace. Los enlaces químicos tienen unas longitudes características y unas orientaciones en el espacio, que determinan la "geometría" o disposición esteárica de la molécula. A su vez, esta especial geometría de la molécula de un compuesto es causa de muchas de sus propiedades físicas, químicas e incluso bioquímicas. En las moléculas, los átomos están siempre vibrando alrededor de un punto fijo. Por eso no hay una distancia fija entre cualquier par de átomos. sin embargo hay una distancia media, bien determinada entre los núcleos de los átomos enlazados, llamada longitud de enlace. La geometría o disposición espacial de una molécula no sólo viene definida por las longitudes de sus enlaces sino que también hay que considerar los ángulos qué estas forman entres sí. Evidentemente un ángulo entre dos enlaces viene definido por la posición de tres átomos Fig(). Longitud del enlace carbono-carbono en diferentes moléculas expresado en Anstromgs: C - C (diamante, etano 1,54) (eteno 1,30) (etino 1,20) Angulo de enlace carbono-carbono-hidrógeno en diferentes moléculas: C - C - H (diamante, etano 109,5 º) (eteno 120 º) (etino 180º) El estudio de las propiedades eléctricas mide la existencia de dipolos en las moléculas (momento dipolar) que clasifica a las moléculas en polares y apolares y que determinan principalmente su conductividad eléctrica y su solubilidad. Los datos experimentales anteriores deben ser el fundamento de un planteamiento teórico sobre el enlace, que explique y obtenga coherentemente esos mismos resultados. Cualquiera que sea su forma de interpretación y de cálculo, una teoría del enlace químico deberá explicar adecuadamente los siguientes aspectos: a) El enlace químico en sí, ya que unos átomos se combinan y otros no. b) La fórmula empírica y molecular ¿por qué distintos elementos presentan distinto número de enlace? c) La estereoquímica molecular, es decir su geometría. ¿Por qué átomos iguales enlazados presentan diferentes longitudes y diferentes ángulos en moléculas distintas? d) La energía de la molécula. ¿Por qué moléculas diatómicas tienen distinta estabilidad? e) La existencia de momentos dipolares en las moléculas. f) Las propiedades físicas. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -3- g) Las propiedades químicas. 8.2. Unidad del enlace químico. La Química clásica distingue varios tipos de enlace: iónico, covalente polar, covalente apolar, ..., pero el problema es el mismo para todas las moléculas, pues en todas encontramos núcleos que están ligados entre sí a través de electrones. Es la ignorancia de la naturaleza exacta del enlace químico la que origina esta clasificación clásica. Sin embargo, el tratamiento teórico es el mismo para cualquier molécula, pues la ecuación de Schrödinger puede aplicarse a todos los casos, y su resolución de la solución al problema indicando cómo se reparten los electrones. Aunque la introducción de varios tipos de enlace fue una necesidad histórica, actualmente estas distinciones no tienen ningún sentido y deben eliminarse totalmente, no sólo porque no tienen ningún interés, sino porque, además, son causa de confusión. A pesar de esto, estudiamos de un lado el enlace iónico y de otro el enlace covalente y el enlace metálico, señalando las diferencias que existen entre ellos. Esta división es útil, dada la gran dificultad que presenta que presenta muchas veces la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger. La utilización de modelos para explicar una realidad siempre adolece de defectos, pues hay que tener en cuenta que tal realidad no tiene por qué adaptarse al modelo que nosotros propongamos y, de otra parte, es difícil encontrar un modelo que la refleje con exactitud. El modelo más perfecto será aquel que explique más propiedades de las sustancias, y el que mejor las explique; pero muchas veces ese modelo resulta también el más complicado. Se recurre entonces a modelos más imperfectos. La clasificación de las sustancias según el tipo de enlace se hace en base a la electronegatividad de los átomos que forman en el enlace, o mejor, a su carácter metálico o no metálico. - Gran diferencia de electronegatividad; átomo marcadamente metálico con átomo no metálico: ENLACE IONICO. - Elevada electronegatividad pero similar; dos átomo no metálicos: ENLACE COVALENTE. - Baja electronegatividad pero similar; dos átomos metálicos: ENLACE METALICO. 8.3. Enlace iónico.- Naturaleza. Asignamos tal denominación al enlace que tiene lugar entre átomos de marcado carácter metálico y átomos de marcado carácter no metálico. Cuando un átomo de carácter marcadamente metálico (bajo potencial de ionización y baja electronegatividad) encuentra a un átomo de elevada electroafinidad (y elevada electronegatividad), es decir, de marcado carácter no metálico le cede, según los casos, uno dos o hasta tres electrones. Estos electrones pasan a formar parte de la corteza del átomo no metálico que se convierte así en un anión mientras que el átomo metálico queda convertido en un catión. El enlace vendrá ocasionado en último término por la atracción electrostática de los iones de carga opuesta formados. Por tanto el enlace iónico es el tipo de interacción más sencillo desde el punto de vista químico, I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -4- fuerzas electrostáticas entre iones de distinta carga entre átomos que pueden formar fácilmente cationes y aniones mediante la cesión de electrones del átomo menos electronegativo al más electronegativo. Ejemplo de formación del enlace en NaCl. Gráfico. 8.3.1. Aspectos energéticos, energía de red. En el tema anterior vimos que para que un átomo pierda un electrón y se convierta catión monopositivo hay que comunicarle energía en todos los casos, aunque tenga una cierta tendencia a perderlos, como es el caso de los alcalinos; sin embargo, para que un átomo se convierta en un anión, a veces hay que comunicar energía y a veces se desprende energía en el proceso, según sea la estructura electrónica del átomo. Ahora bien, el balance energético nunca es favorable a la formación de un par de iones. Por ejemplo para que el Na(g) se ionice a Na+(g) hay que comunicar 495 kJ/mol de átomos, mientras que para que el cloro (g) se ionice a Cl-(g) se desprenden 364 kJ/mol de átomos. Por tanto, en conjunto hay que comunicar 131 kJ/mol de átomos para la formación del par de iones a partir de los átomos gaseosos. Pero se ha comprobado experimentalmente que cuando se pone en contacto cloro gaseoso con sodio sólido se forma el compuesto iónico NaCl, con iones Na+ y Cl-, no siendo necesario aporte energético, sino que se desprende energía y el proceso es espontáneo. Energía de red. Debe existir alguna razón para que el balance energético total sea favorable: no se forma únicamente un par de iones, sino una cantidad macroscópica de ellos, ordenándose geométricamente en redes sólidas y estableciéndose atracciones y repulsiones entre todos ellos. Este hecho origina un gran desprendimiento de energía, llamada energía de red, que explica energéticamente la formación del compuesto. La energía de red es la energía que se desprende en la formación de un mol de un compuesto iónico a partir de los iones en estado gaseoso; en el proceso inverso sería la energía necesaria para separar totalmente las partículas (en este caso iones) de un mol de la misma en estado cristalino. Del valor de la energía de red depende las propiedades de las sustancias iónicas; cuanto mayor sea la energía de red mas estable será el cristal, más elevados sus puntos de fusión y ebullición, mas duro, etc. Cálculo de la energía de red en el caso del NaCl. Ciclo de Born-Haber. Fig. 8.3.2 Redes iónicas. Hay que dejar claro que por el hecho de ser la interacciones electrostáticas no dirigidas (existen en todas la direcciones del espacio alrededor una carga, el campo de fuerzas que crea tiene simetría esférica), no hay moléculas: un ión atrae a todos los iones de signo contrario de la red, y repele a los del mismo signo, y menos cuanto más lejos estén. Se trata pues de estructuras gigantes, redes iónicas o sólidos iónicos, de la que normalmente damos su fórmula empírica. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -5- Como consecuencia de esta ionización masiva se establece en el espacio un conjunto enorme de campos eléctricos que se orientan de forma adecuada para anular sus acciones. Las leyes que rigen esta ordenación son muy simples: 1- La carga eléctrica en el conjunto debe ser nula. Electroneutralidad de la red. 2- Tamaño relativo de los iones. Celdilla unidad. Indice de coordinación. Tipos y análisis de redes iónicas. Cuadro resumen 8.3.3 Propiedades de los compuestos iónicos. La presencia del enlace iónico en una sustancia confiere a ésta una serie de propiedades de las vamos a ver las más interesantes: ver figura a) La elevada energía reticular determina que todos los compuestos iónicos sean sólidos a temperatura ambiente. b) La dureza es notable pues para rayar un cristal iónico hay que romper muchos enlaces. La dureza aumenta con el valor de la energía reticular. c) Son frágiles, es decir, se rompen con facilidad cuando se pretende deformarlos (especialmente por choque). La razón de la fragilidad estriba en las intensas fuerzas repulsivas que se originan entre iones del mismo signo para pequeñas dislocaciones en la distribución iónica. Fig(). presión Fragilidad en un cristal iónico © Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato. d) Las intensas fuerzas de atracción electrostática en el cristal determinan el que los puntos de fusión sean elevados. Como, por otra parte, los iones persisten en la masa fundida y por tanto las atracciones electrostáticas entre ellos siguen siendo intensas pese a su movilidad relativa, los puntos de ebullición son también elevados siendo de varios centenares de grados el intervalo de temperatura en que los compuestos iónicos están en estado líquido. La volatilidad de los compuestos iónicos es sumamente baja. e) Dado que los iones no pueden desplazarse en la red cristalina los compuestos iónicos son malos conductores de la corriente eléctrica cuando están en estado sólido. Ahora bien,la red puede desmoronarse por fusión o por disolución en líquidos polares, y los iones quedan libres para moverse. En tal caso los compuestos iónicos se comportan como buenos conductores de la corriente eléctrica, aunque al estar ligadas la carga y la masa del ión, el transporte de carga suponga un transporte de materia. Solubilidad de un cristal iónico f) La energía necesaria para desmoronar la red se © Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato. suministra en forma de calor cuando se trata de fundir el cristal. ¿De dónde procede la energía necesaria para compensar a la energía reticular cuando un compuesto iónico se disuelve? Proviene de la energía liberada en un proceso llamado solvatación (hidratación en el caso del agua) que consiste en que los iones se rodean de una cohorte de dipolos de I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -6- disolvente y existe una interacción ión dipolos que libera energía. g) La relativamente alta solubilidad de muchos compuestos iónicos en agua se debe, además, a que las fuerzas de atracción entre los iones (que siguen la ley de Coulomb) resultan muy debilitadas, ya que la constante dieléctrica del agua tiene un valor muy elevado (80 veces mayor que la del vacío). 8.4. Enlace covalente. Teoría de Lewis. Kossel y Lewis fueron los primeros en desarrollar un modelo electrónico del enlace. El primero se centró en las sustancias iónicas y Lewis estudió las moleculares. Para ello representó a los átomos mediante un "corazón" cargado positivamente (el núcleo con los electrones internos) y una capa más externa que podía contener hasta ocho electrones (octete). La representación gráfica, denominada diagrama de Lewis, es, por ejemplo, para el átomo de cloro: en el que el corazón se indica con el símbolo del elemento, y a su alrededor se colocan tantos puntos o cruces como electrones de valencia tiene el átomo. El octete de electrones es una disposición electrónica especialmente estable que coincide precisamente con la de los gases nobles, elementos de gran estabilidad. Lewis sugirió que cuando dos átomos se unen comparten electrones y alcanzan este octete estable de electrones en sus capas externas. Se debe tener en cuenta el caso del hidrógeno que se rodea solamente de dos electrones, ya que el gas noble mas cercano al mismo es el He, que sólo posee un par electrónico. Como ejemplo, veamos algunas moléculas como la del hidrógeno, cloro, agua y tetracloruro de carbono en las que el par electrónico se simboliza mediante un guión. En algunos casos, para conseguir la formación del octete, es necesario que se compartan mas de un par de electrones (enlaces múltiples). Así el O2 y el N2 se representan, respectivamente, por: El modelo de Lewis considera que cada par electrónico compartido entre dos átomos forma un enlace covalente; los pares sin compartir se denominan pares solitarios o no enlazantes, y se pueden considerar como electrones apareados que no están involucrados en el enlace. Puede suceder que el par de electrones se suministrado por un sólo átomo, y el enlace se llama entonces covalente coordinado o dativo (se representa por una flechita que sale del átomo donador). Es el caso, por ejemplo, de los iones hidronio y amonio y la del compuesto BF3NH3. Hay compuestos para los cuales las sencillas estructuras de Lewis no son totalmente satisfactorias. Estudiemos por ejemplo las moléculas SO2, NO2- y NO Los estudios de rayos X y espectroscopía indican que los dos enlaces S-O del SO2 son iguales y lo mismo para el NO2-. (híbrido de estructuras resonantes que la teoría de Lewis no puede explicar). Insuficiencia de la teoría de Lewis Se puede resumir lo expuesto hasta aquí sobre los diagramas de Lewis, indicando que permiten explicar de una manera sencilla el enlace covalente pero tienen dificultad en explicar estructuras como SO2, NO2- ,..., además de que en algunos casos, como en el NO, no se cumple la regla del octete. Señalemos también que el modelo de Lewis no aporta información ni sobre la energía de enlace ni sobre la geometría de las moléculas. A pesar de sus limitaciones, la sencillez de su fórmulas y el éxito obtenido al aplicarlas, las hacen indispensables para el estudio de las moléculas. Teoría de orbitales atómicos o de enlace de valencia. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -7- El enlace covalente es debido esencialmente a la compartición de electrones entre dos átomos que rebaja la energía y hace, por consiguiente, que sea más estable el sistema que los dos átomos separados. Aunque las atracciones electrostáticas también intervienen en este tipo de enlace, la causa principal de la disminución de la energía por la formación del mismo es debida fundamentalmente a que es imposible localizar un cierto electrón en un determinado "sitio" lo que origina el concepto de "compartir" electrones. Esta idea de deslocalización es típicamente cuántica, por lo que sólo mediante estas teorías es posible abordar el estudio del enlace covalente. En principio el procedimiento correcto sería establecer la ecuación de Schrödinger del sistema y resolverla. Sabemos, sin embargo, que para un sistema de más de un electrón ésta no puede resolverse exactamente, por lo que habrá que recurrir a métodos aproximados. Hay dos métodos aproximados generales para tratar el enlace químico: el método de ORBITALES MOLECULARES (Mulliken, Hund. Lennard-Jones, 1928) y el método de ENLACE VALENCIA (Heitles, London, Slater, Pauling, 1927). El método de orbitales moleculares trata la molécula como si fuera un átomo y procede de manera parecida a la descrita en el Tema 2 para el átomo de hidrógeno: se colocan los átomos en su sitio, se escribe la ecuación del sistema y se resuelve, por métodos aproximados, obteniéndose una serie de orbitales moleculares que luego se llenan con los orbitales disponibles, análogamente de como se hacía con los orbitales del átomo. Estos orbitales, sin embargo, no son atómicos, sino que pertenecen al conjunto de la molécula, de donde proviene su nombre. Los electrones, pues, dejan de estar localizados sobre un átomo en particular, y pasan a moverse en un ámbito (es decir, orbital) molecular. El método de enlace de valencia, en cambio, parte de los átomos individuales situados a una distancia infinita unos de otros y los acerca, calculándose las interacciones electrostáticas y de otros tipos que se producen. Ambos métodos, radicalmente diferentes en cuanto a su enfoque del problema, conducen a resultados análogos, y frecuentemente, con una coincidencia cuantitativa muy notable a pesar de tratarse en los dos casos de métodos aproximados. Por ello, ninguno de los dos es superior al otro, aunque algunos problemas se pueden resolver con más facilidad con uno y otros con el otro. El de orbitales moleculares es conceptualmente más riguroso y sencillo, aunque a veces conduce a expresiones matemáticas demasiado complejas. En cambio el de enlace valencia es más intuitivo y permite, además, introducir simplificaciones en los cálculos, basados en conocimientos químicos; este último es que abordaremos nosotros en este tema con más detalle. Dentro de este apartado estudiaremos también otro modelo muy sencillo, el de la repulsión de pares de electrones, que explica la geometría de las moléculas. 8.4.1 Teoría de enlace de valencia. Estudiaremos dentro de este modelo los siguientes conceptos: - Promoción de electrones. - Solapamiento. - Enlace múltiples. - Hibridación - Resonancia - Geometría de las moléculas covalentes. Teoría de repulsión de pares de electrones. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -8- - Polaridad. 8.4.2 Promoción de electrones. Sucede con frecuencia que el número de enlaces que forman algunos átomos es mayor que el número de electrones desapareados que poseen en su capa de valencia en su estado fundamental. Recibe el nombre de covalencia de un átomo el número de electrones desapareados que utiliza en la formación de enlace covalente. Ejemplos: explicar la covalencia 4 del carbono, la tres del Boro, etc. por promoción de electrones. La posibilidad de formar un número de enlaces mayor radicará en que la energía desprendida en la formación de dichos enlaces sea capaz de superar o no a la energía necesaria para efectuar la promoción. 8.4.3 Solapamiento. En este modelo cada enlace es consecuencia de la superposición o solapamiento de los orbitales atómicos correspondientes a los orbitales atómicos que lo forman. En cada enlace intervienen sólo dos electrones, par electrónico, con spin apareado, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli. Se considera que la dirección del enlace ha de ser tal que el solapamiento de los orbitales atómicos que intervienen en el mismo sea máximo, para una distancia internuclear dada, porque de este modo la fuerza del enlace será máxima. Es decir, cuanto mayor sea el solapamiento tanto mayor será la densidad de carga electrónica alrededor de los núcleos y por tanto mayor estabilidad del enlace y menor la energía del sistema. Así, por ejemplo, para el orbital atómico p, debido al carácter dirigido de estos orbitales, el máximo de recubrimiento se consigue cuando el orbital que se solapa con el p está en la dirección del eje de este último, fig. Debido a la forma de los distintos O.A., s, p, d, f... los solapamientos entre ellos son distintos. Así los orbitales p se solapan a otros orbitales mejor que los s (tienen simetría esférica y no tienen carácter dirigido). De esta manera los enlaces en los que intervienen orbitales p deberán ser generalmente más fuertes que los enlace en los que intervienen orbitales s. Los enlaces formados por el solapamiento de orbitales s-s, s-p y p-p, en la misma dirección de su eje, se denominan enlaces sigma, σ. Los orbitales p se pueden solapar también lateralmente, o sea, con los ejes de ambos paralelos; el enlace que se forma se llama enlace pi, π. 8.4.4 Enlace simple y múltiple. Al estudiar el modelo de Lewis se ha visto como en ciertas moléculas los átomos tenían que compartir más de un par de electrones para completar el octete. Se formaban así los enlaces dobles y triples. El modelo de enlace de valencia explica dichos enlaces considerando que se forman, además del enlace σ, enlaces π entre los orbitales p semillenos. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -9- Estudio de la molécula de oxígeno y de nitrógeno. Fig. 8.4.5 Hibridación de orbitales. Sucede con mucha frecuencia que los orbitales que los átomos deben utilizar no tienen la orientación adecuada y entonces se hace preciso no utilizar orbitales puros, sino alguna combinación de los mismos: orbitales híbridos. La hibridación es el proceso mediante el cual, a partir de los orbitales puros definidos por sus funciones de onda, se obtienen orbitales híbridos cuyas funciones de onda son combinación lineal de las anteriores, y se ajustan a los requerimientos geométricos que proporcionan un máximo solapamiento. La hibridación es, por tanto, un artificio matemático para explicar la distorsión de la nube electrónica. El orbital híbrido es un intermedio entre los orbitales puros s y p (ha perdido parte de su lóbulo). Para realizar la hibridación es necesario una energía, energía de hibridación, que se compensa porque los enlaces formados son más estables, desprenden más energía en su formación, al tener mayor solapamiento. Notemos que el número de orbitales híbridos que se forman siempre es igual al número de O.A. del que se parte. Estudio de la moléculas BeCl2, BH3, CH4, CH3-CH3 , CH2=CH2, CHCH. Ver figuras. hidridación =========== sp geometría =========================== lineal 180 º ejemplos ============= BeCl2, CHCH sp2 trigonal plana 120 º BH3, BCl3, sp3 tetraédrica 109,5 º CH4, CCl4, SiCl4 sp3d bipirámide trigonal 90 º,120 º PCl5 sp3d2 octaédrica 90 º SF6 8.4.6 Resonancia: Moléculas con enlaces deslocalizados. http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modlo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope El modelo de enlace de valencia no permite explicar de una manera sencilla moléculas como las del benceno. La fórmula molecular del benceno es C6H6. Los datos experimentales indican que I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -10- tiene una estructura cíclica, hexagonal, con lo que cada carbono está unido a otros dos átomos de carbono y a un átomo de hidrógeno. Los ángulos de enlace son de 120 . Esto permite suponer que el carbono participa en la formación de los enlaces con tres orbitales híbridos sp2. Fig (). Quedan sin utilizar seis electrones de valencia que están ubicados en lo O.A. 2pz de los seis carbonos. Estos orbitales pueden formar enlaces Ò entre sí, de manera que se pueden escribir cinco estructuras diferentes, tales como las e la figura (). No obstante, la estructura real del benceno no puede ser ninguna de las cinco, ya que ninguna de ellas se ajusta a los datos experimentales. La medida de la longitud de los enlaces C-C indica que es igual para todos ellos, y su valor es de 1,40 Å longitud que no pertenece ni a la de un enlace simple ni a la de un enlace doble, sino que está comprendida entre las dos. ¿Cómo se puede representar entonces de una forma adecuada la molécula de benceno que posee electrones 'p' deslocalizados, es decir que pueden intervenir en enlaces con diferentes átomos, y por lo tanto no están localizados entre dos átomo determinados? En el modelo de enlace de valencia se debe recurrir, al igual que se hizo en el modelo de Lewis, al método de la resonancia: la verdadera estructura de la molécula no se puede representar y se recurre entonces a representaciones límite ideales que no describen individualmente a la molécula, pero que en conjunto se aproximan al comportamiento real de la misma. Estas representaciones se llaman estructuras de resonancia que tienen los átomos en la misma posición y se diferencian en la distribución de los electrones. En el caso del benceno se pueden escribir cinco estructuras de resonancia, cuya combinación nos da idea de la estructura real de la molécula. Esta podría considerarse como una superposición de las estructuras resonantes: La molécula de benceno también se escribe como: 8.4.7 Geometría de las moléculas covalentes. Teoría de repulsión de pares de electrones. (V.S.E.P.R. Gillespie) Este modelo considera la existencia de orbitales con pares de electrones que están distribuidos alrededor del átomo central, dispuestos de manera que las repulsiones electrónicas entre los pares electrónicos sean mínimas. Algunos de los pares electrónicos quedan compartidos con otros átomo para formar enlaces, mientras que otros no intervienen en enlaces; son los pares de electrones solitarios o no enlazantes, que se repelen con mayor intensidad que los pares de enlace. Es decir, la repulsión de un par de electrones no compartido sobre los pares vecinos es mayor que la que produce un par electrones compartido en un enlace. Las repulsiones electrostáticas entre pares de electrones próximos en compuestos covalentes deberán ser más intensas a lo largo de la secuencia: par de enlace - par de enlace < par de enlace - par no compartido < par no compartido - par no compartido. En el caso de los elementos del segundo y tercer período de la tabla periódica, se pueden colocar cuatro orbitales de pares electrónicos alrededor del átomo central. La distribución que mantiene a dichos pares más alejados es la tetraédrica. Des esta manera se puede explicar la geometría de las moléculas como el agua, amoníaco y metano. Fig () Los ángulos observados para estas tres moléculas son respectivamente 104,5 º, 107,3 º 109,5 º. Las diferencias en el amoníaco y el agua se explican si se tiene en cuenta la presencia en éstas de pares electrónicos no enlazantes que se repelen más que los enlazantes, por lo que éstos se acercan, cerrándose el ángulo. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -11- Las diferencias en los ángulos de enlace de las moléculas NH3 (106,7 º), PH3 (93,8 º), AsH3 (91 º) se debe a que cuanto más difusos sean los pares implicados mayor es su requerimiento espacial. 8.4.8 Polaridad de los enlaces y de las moléculas. Hasta ahora hemos considerado el enlace covalente como resultante de la compartición de pares de electrones por los átomos enlazados, imaginando que un par de electrones pertenece por igual a ambos átomos. Este caso ideal se cumple en los enlaces entre átomos iguales, pues ambos elementos tienen la misma tendencia a adueñarse de los electrones compartidos. En cambio en átomos de distinta naturaleza el átomo más electronegativo tiene mas capacidad para retener, acercando hacia sí los electrones compartidos. Polaridad de los enlaces. Los enlaces entre átomos iguales son apolares, pues el par electrónico compartido pertenece por igual a ambos. Podemos decir, en este caso, que los centros correspondientes a las cargas positivas (núcleo) y negativas (electrones) coinciden en el mismo o punto, o bien que el par de electrones está situado en medio de los núcleos. En los enlaces entre dos átomos de distinta electronegatividad, el elemento más electronegativo atrae con más fuerza al par electrónico, con lo que los centros de las cargas positivas y negativas no coinciden: hay un exceso de carga negativa (densidad de carga negativa) en el átomo más electronegativo y un resto positivo en el menos. En enlace es polar. Gradación entre los enlaces covalente apolar y iónico. Ver figura (). Según lo indicado, el enlace iónico puede considerarse como un caso de enlace covalente con polaridad máxima. O bien, como el enlace iónico se forma por transferencia total del par de electrones, cuando exista una transferencia parcial, podemos considerar que el enlace tiene un carácter parcialmente iónico. Según este criterio, gran parte de los enlaces covalentes tendrán un cierto carácter iónico, que será tanto mayor cuanto mayor sea la polaridad. (O cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos enlazados. Según Pauling, si la diferencia de electronegatividades es de 1,7 el enlace presenta aproximadamente un 50% de carácter iónico. El momento dipolar que corresponde a un par de cargas opuestas e iguales es el producto de la carga por la distancia que las separa. Suele medirse en unidades Debye. 1 Debye = 3,3 10-30 Coulomb x metro. La mediad del momento dipolar nos da idea de la polarización del enlace. Polaridad de las moléculas. El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces. Si los enlaces entre los átomos de una molécula son apolares, la molécula es apolar (Momento dipolar 0) Ejemplo H2, Cl2, N2, ... I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -12- Las moléculas diatómicas con enlace polar son moléculas polares. Ej. HF, HCl, CO, ... Las moléculas formadas por más de dos átomos entre los que existen enlaces polares pueden ser polares o apolares, según la geometría de la molécula. Las moléculas simétricas son apolares y las moléculas no simétricas son polares. Ejemplos gráficos. 8.5 Fuerzas intermoleculares. Las moléculas de los compuestos se atraen mediante fuerzas o enlaces denominados intermoleculares, que son mucho más débiles que aquellos que mantienen unidos los átomos en las moléculas. Debe tenerse en cuenta que los átomos entre los que se establecen estas fuerzas intermoleculares deben pertenecer a distintas moléculas y son principalmente de dos clases: enlaces de hidrógeno y enlaces de Van der Waals. Enlaces de hidrógeno. En las figura ( ) puede verse que los puntos de ebullición de los hidruros de la familia del oxígeno aumentan progresivamente con el tamaño molecular. De acuerdo con esto, el punto de ebullición del agua debería ser , por extrapolación, del orden de -80 C. ¿Por qué, entonces el punto de ebullición del agua es anormalmente alto? La misma situación ocurre con los hidruros del grupo del nitrógeno y de los halógenos, figuras ( ) y las moléculas de amoníaco y ácido fluorhídrico. Lo inmediato es suponer que sus moléculas se ven atraídas entre sí por fuerzas más intensas que las del resto de los hidruros. Estas fuerzas son las que constituyen el enlace de hidrógeno. Un enlace de hidrógeno se forma entre moléculas covalentes que contienen uno o más átomos de hidrógeno unidos a átomos de elementos de electronegatividad elevada. Anteriormente se le denominaba puente de hidrógeno. Los dos átomos unidos mediante el enlace de hidrógeno han de ser, no sólo muy electronegativos, sino también de volumen pequeño, como el flúor, oxígeno y nitrógeno, ya que aquellos que poseen mayor volumen atómico no son capaces de formar este tipo de enlace. Como sabemos, el átomo de hidrógeno de configuración 1s1 sólo puede formar un enlace covalente, puesto que posee un único electrón, y los orbitales 2s y 2p tienen energías demasiado altas para formar enlaces adicionales. Cuando el hidrógeno está unido covalentemente a un átomo muy electronegativo, por ejemplo A, la nube electrónica estará desplazada hacia A, es decir, la densidad electrónica será mayor en la proximidad de A que de H y, por tanto,se originará un dipolo. Un segundo átomo muy electronegativo, B, unido a otro átomo o molécula formará, por la misma razón, el extremo negativo del otro dipolo. Si los dos átomos se aproximan a lo largo de una misma línea A..H..B, la atracción electrostática entre el extremo positivo del dipolo A-H (+) y el negativo de B (-) será mayor que la fuerza de repulsión entre las nubes de carga de los átomos y, cuanto más se aproxime B a H, más fuerte será el enlace electrostático entre ellos. Los enlaces de hidrógeno no son, en sentido estricto, enlaces químicos. Constituyen una clase especial de las denominadas interacciones dipolo-dipolo, aunque son más fuertes que éstas, debido principalmente a dos características: a) La diferencia de electronegatividades entre el hidrógeno (2,1) y el flúor (4,0), el oxígeno (3,5) o el nitrógeno (3,0) hace que los electrones estén sensiblemente alejados del átomo de hidrógeno. De esta forma este átomo se comporta prácticamente como un protón libre y puede atraer con gran fuerza al átomo electronegativo de una segunda molécula. b) El pequeño tamaño de los átomos que permite un gran acercamiento entre las moléculas. En I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -13- este aspecto es significativo que sólo el flúor, el oxígeno y el nitrógeno, que tienen radios atómicos pequeños, formen enlaces de hidrógeno. El átomo de cloro tiene una electronegatividad de 3,0 y la molécula de HCl es, como se sabe, un dipolo; sin embargo, debido al tamaño del cloro, las moléculas de HCl no forman enlaces de hidrógeno entre sí. El enlace de hidrógeno no sólo se presenta en el agua, sino también en los alcoholes, los ácidos orgánicos, los fenoles que contienen grupos O-H, en las amidas, aminas y en el amoníaco, que contienen grupos N-H y en el ácido fluorhídrico H-F. Enlaces de Van der Waals. Se puede comprender fácilmente que las moléculas polares se unan por las fuerzas electrostáticas entre los dipolos de sus moléculas, pero ¿Qué tipo de fuerzas mantiene atraídas a las moléculas apolares? Son las llamadas fuerzas de Van der Waals. Supongamos para mayor simplicidad la molécula monoatómica de helio, que por un instante, debido al movimiento electrónico, adopta una distribución electrónica asimétrica. Esto induce otra deformación en la molécula o moléculas vecinas. la situación dura un tiempo brevísimo, ya que un instante después la orientación sería distinta, así como la inducción, etc. Las fuerzas de Van der Waals son, pues, debidas a la formación de dipolos instantáneos. En rigor, las fuerzas de Van der Waals son de tres tipos: de orientación (entre dipolos permanentes), de inducción (entre un dipolo permanente y un dipolo inducido) y de dispersión (entre dipolos instantáneos). Nosotros aquí nos referiremos a estas últimas, que se llaman también, más específicamente, fuerzas de London. Podemos destacar dos propiedades de las fuerzas de Van der Waals (de dispersión): 1 - En la mayoría de los casos, son fuerzas muy débiles. 2 - Estas fuerzas aumentan con el volumen molecular, ya que en tales condiciones se deforman más fácilmente las capas electrónicas externas de la molécula. Las fuerzas de Van der Waals también existen en las moléculas polares. En éstas, la acción de los dipolos permanentes se ve incrementada por la de los dipolos instantáneos, que además suelen ser más importantes. 8.6 Propiedades de las sustancias con enlace covalente. SUSTANCIAS MOLECULARES Y REDES COVALENTES Las sustancias covalentes no tienen propiedades homogéneas en cuanto a estructura, como pueden tenerlas los compuestos iónicos o los metales. Básicamente se pueden dividir en sustancias formadas por moléculas y sustancias que forman redes de elevadas cantidades de átomos. SUSTANCIAS MOLECULARES Pertenecen a este grupo las sustancias constituidas por moléculas discretas ( y cada una de éstas por átomos unidos por enlaces covalentes. Entre ellas hay sustancias apolares (helio, hidrógeno,...), polares (HBr,...), alguna de estas con enlaces de hidrógeno (H2O, ...). Como la mayor parte de los casos, las fuerzas intermoleculares son muy débiles, una cierta agitación térmica es suficiente para desordenar y separa las moléculas. Por tanto los puntos de fusión y ebullición son, en general, bajos. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -14- A temperatura ambiente son gases (H2, O2, N2, F2, Cl2, CO2, HCl, NH3, CH4, etc.), líquidos (H2O, CH3OH, CCl4, CH3CH2OH, Br2, etc.) o sólidos (I2, GaCl3, glucosa, naftaleno, alcanfor, parafinas, etc), dependiendo de su masa molecular y de la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Por ejemplo, el helio es monoatómico y es un gas hasta temperaturas muy bajas porque las únicas atracciones entre sus átomos (que son al mismo tiempo moléculas) son fuerzas de Van der Waals del tipo más débil conocido (dipolo instantáneo - dipolo inducido) (Ver apartado de fuerzas intermoleculares). En cambio el agua o el etanol, son líquidos a temperatura ambiente porque la presencia de los puentes de hidrógeno es suficiente para mantener sus moléculas unidas. Incluso si las fuerzas de Van der Waals, los puentes de hidrógeno o la masa molecular crecen suficientemente, puede que las sustancias sean sólidas como la glucosa o el naftaleno (la conocida naftalina usada contra las polillas). Las propiedades mecánicas varían en el mismo sentido con las fuerzas intermoleculares. En estado sólido son blandas casi todas. En cuanto a la solubilidad, las no polares (o poco polares) son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua, pero se disuelven bien en disolventes no polares (o poco polares) como los disolventes orgánicos: éter, benceno, CCl4, etc. Las sustancias polares son más solubles en agua sobre todo si pueden formar puentes de hidrógeno con ella. Esto se debe a que la disolución no es posible más que si las fuerzas de atracción que ejercen las fuerzas de soluto entre sí, y las moléculas del disolvente entre sí, pueden intercambiarse. Esto solo ocurre si dichas fuerzas son de la misma naturaleza y parecida intensidad. En caso contrario, las moléculas de la sustancia y del disolvente tienden a quedar en grupos distintos, es decir, no hay disolución. REDES COVALENTES En otros casos, los enlaces covalentes permiten asociaciones de grandes e indeterminadas cantidades de átomos iguales o diferentes. No se puede hablar en este caso de molécula, sino de red o cristal covalente. Son ejemplos destacados las formadas a partir de carbono y silicio. El carbono presenta dos compuestos puros de propiedades y precio muy diferentes. Uno el diamante formado por átomos de carbono que presentan hibridación sp3 y se enlazan los unos con los otros formando tetraedros. El otro es el grafito donde los átomos de C tienen una hibridación sp2 y se unen formando hexágonos. Los orbitales p que no se han hibridado permiten formar un sistema de enlaces que le confieren la conductividad eléctrica característica. Los hexágonos de C forman extensas capas que se superponen las unas a las otras y quedan unidad débilmente, por lo cual el grafito resulta exfoliable. La sílice da bellos minerales como el cuarzo, el ágata o el ópalo y también la arena de las playas. Su fórmula empírica, SiO2, parece comparable al CO2, pero no presenta moléculas simples, sino una estructura tridimensional formada por tetraedros con átomos de Si en el centro y átomos de O en los vértices. Los silicatos son los compuestos más importantes de las rocas (entre ellos y la sílice forman el 95% de la corteza terrestre). Son los derivados del hipotético ácido silícico, H4SiO4. Su estrucutra presenta una gran variedad pero está siempre basada en el tetraedro de Si con 4 átomos de O en los extremos. Aparte de los silicatos discretos formados por uno o dos tetraedros, existen silicatos donde esta unidad básica forma ciclos, polímeros lineales (como el asbesto), láminas (como la mica) y también redes tridimensionales (como los feldespatos). Se comprende, pues perfectamente que las sustancias con redes covalentes posean puntos de fusión altísimos, gran dureza, sean insolubles en todos los disolventes, etc., ya que para separar las I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -15- últimas partículas (átomos) de la red es necesario romper enlaces covalentes, lo que requiere una gran cantidad de energía. 8.7 Enlace metálico. El término "metal" viene utilizándose desde muy antiguo para nombrar a las sustancias que presentan, además de brillo metálico característico algunas propiedades mecánicas que permiten trabajarlos y construir diversos utensilios, y se consideraban como tales tanto algunos elementos, como compuestos o mezclas. Posteriormente, el nombre de metal se utilizó para referirse a los elementos que poseían una serie de propiedades físicas (conductor del calor y de la electricidad y brillo metálico fundamentalmente) y químicas (capacidad para formar iones positivos, para formar óxidos básicos, para actuar como reductores), de tal manera que los elementos se dividieron en metales y no metales. Actualmente el carácter metálico se relaciona con la estructura electrónica, cuyo conocimiento permite explicar las propiedades físicas y químicas de los metales. 8.7.1 Propiedades físicas de los metales. Algunas propiedades físicas de los metales varían mucho de unos a otros. Así aunque todos son sólidos a la temperatura ambiente (con la excepción del mercurio, que es líquido, de punto de fusión = - 38,9 ºC), sus puntos de fusión varían notablemente, pues mientras el galio funde a 29,8 ºC, el wolframio lo hace a 3380 ºC. También la densidad es muy variable, ya que el litio, el sodio y el potasio son menos densos que el agua, mientras que el osmio, el platino y el iridio son más de veinte veces mas densos que el agua. Sin embargo, otras propiedades son comunes a la mayoría de los elementos metálicos y los diferencian de los no metálicos. Estas propiedades son fundamentalmente: - Elevadas conductividades eléctrica y térmica: El Pb que es uno de los metales peores conductores de la electricidad, es casi 70 veces más conductor que el C grafito (uno de los no metales mas conductores) y aproximadamente 4000 veces mas conductor que el Si. - Brillo metálico: Las superficies pulidas de los metales no absorben la luz, sino que la reflejan. La mayor parte reflejan la luz de todas las longitudes de onda, y por eso presentan color blanco plateado, pero algunos (oro y cobre) absorben una parte de la radiación luminosa (la radiación azul), y por eso presentan un color complementario al absorbido (amarillo). - Ductilidad y maleabilidad. Los metales se pueden estirar en hilos (son dúctiles) y se pueden laminar por martillado (son maleables), mientras que los sólidos no metálicos se rompen al tratar de estirarlos o al golpearlos con el martillo. - Emisión de electrones. Los metales pueden emitir electrones cuando se excitan adecuadamente, bien por acción del calor (efecto termoiónico), o bien por acción de la luz (efecto fotoeléctrico). I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -16- 8.7.2 Estructura y enlaces metálicos. El enlace metálico se da exclusivamente en estado sólido y en estado líquido y desaparece en estado gaseoso. Los modelos aplicables a la estructura electrónica de los materiales deben explicar las propiedades que distinguen a estos elementos de los no metálicos. En los metales, los átomos se ordenan de varias formas, pero en todas ellas cada átomo de metal está rodeado de otros 6 u 8 átomos. Puesto que cada átomo posee sólo unos pocos electrones de valencia (1, 2, ó 3) es difícil imaginar cómo pueden mantenerse unidos estos átomos entre sí (¡faltan electrones!) a través de los tipos de enlace estudiados. Los iones metálicos, perfectamente localizados en retículos cristalinos, se repelen entre sí, y son, sin duda alguna, los electrones de valencia los responsables del enlace, de forma semejante a lo que ocurre en el enlace covalente. Aunque es necesario explicar por qué, a pesar de que los electrones quedan compartidos por los iones positivos próximos, pueden manifestar una movilidad mucho mayor que la que tienen cuando están localizados en niveles de energía correspondientes a orbitales moleculares. Tomemos como ejemplo el sodio, que sólo posee un electrón de valencia (3s1). Este metal, en estado sólido, cristaliza de tal manera que los átomos de sodio se disponen en los vértices de un cubo y en el centro del mismo (sistema cúbico centrado en el espacio), por lo que cada átomo se encuentra rodeado de otros ocho Fig (). Esto implica que los electrones de valencia podrían distribuirse de varias maneras formando enlaces por pares de electrones, pero nunca para unir simultáneamente a todos los átomos entre sí, pues para ello se necesitarían más electrones. En este caso sería preciso admitir un gran número de estructuras resonantes, lo que equivaldría a suponer al electrón más libre (puede estar en muchos niveles de energía prácticamente iguales) y al enlace menos dirigido que en el covalente. Modelo del gas electrónico (o del mar de electrones). Consideraciones de este tipo indujeron a proponer un modelo simple del enlace metálico, conocido como modelo del gas electrónico. La estructura metálica está constituida por iones positivos (átomos del metal sin sus electrones de valencia) bañados por un gas electrónico (o mar de electrones), constituido por los electrones de valencia. Figuras () En este modelo, los electrones pueden desplazarse con relativa facilidad a través de toda la estructura metálica y esto podría explicar la elevada conductividad eléctrica y térmica de los metales, así como la eliminación de electrones (que están muy "sueltos") por excitación lumínica o térmica (efectos fotoeléctrico y termoiónico). Asimismo explica la ductilidad y maleabilidad de los metales, pues al ejercer una fuerza que desplace una capa de iones sobre la otra, queda la misma ordenación, o sea, no se rompe la estructura; mientras que en un sólido iónico sí que cambia de forma notable, pues las fuerzas pasan de ser de atracción a ser de repulsión. Aunque el modelo de gas electrónico explica muy bien de forma cualitativa las propiedades de los metales, presenta ciertas dificultades al realizar un estudio profundo, especialmente en lo que se refiere a los calores específicos y a los semiconductores. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -17- 8.7.3 Teoría de bandas. En la actualidad se trata de explicar el enlace metálico mediante el modelo de bandas. Este modelo es una consecuencia de aplicar la teoría de orbitales moleculares en el caso de que se parte de un número elevado de átomos. Si en una molécula diatómica los átomos constituyentes ponían en común electrones de sendos orbitales atómicos (un orbital por átomo) se formaban dos orbitales moleculares que afectaban a ambos átomos. Si en una estructura metálica con N átomos idénticos ponen en común N electrones (uno por átomo) se formarán N orbitales moleculares divididos en dos grupos o bandas, de modo que cada una de ellas comprende N/2 orbitales de energías muy próximas y cada una de ellas puede contener N/2 orbitales x 2 electrones/orbital = N electrones. La banda de menos energía se llama banda de valencia y la de mayor energía banda de conducción. Una banda esta constituida, por tanto, por tantos niveles de energía como la mitad de átomos que tenga el trozo de metal, y estos niveles energéticos están muy próximos unos a otros, de tal manera que basta suministrar una pequeña energía para hacer pasar electrones a los niveles de energía inmediatos. Es decir, electrón puede "moverse" a lo largo de toda la banda de energía y esta movilidad generalizada se debe a que los orbitales moleculares formados que constituyen esta banda están extendidos a toda la red de átomos. La teoría de bandas permite dar una explicación cualitativa de las propiedades conductoras de los sólidos, que desde este punto de vista se clasifican en conductores, semiconductores y aislantes. Imaginemos un sólido que posee una serie de bandas, normalmente una banda de valencia y una banda de conducción separadas por una banda de energía prohibida. Fig (). Como en el método de orbitales moleculares una vez construidas estas bandas la llenamos con lo electrones de valencia disponibles (las capas atómicas internas, completas, permanecen atómicas, y no intervienen). Al llenarlas, pueden ocurrir varias situaciones, en función de la separación energética entre estas bandas y su nivel de ocupación que dará lugar a los tres tipos de sólidos: - Sólido conductor. Cuando se dispone de bandas parcialmente ocupadas, o dispuestas de modo que solapándose las dos bandas (una inicialmente llena y la otra vacía) se originen bandas parcialmente llenas, diremos que la sustancia a la que corresponde es un conductor. ej. en sólidos metálicos Fig() - Sólido aislante. Si la banda de energía prohibida es suficientemente grande y la banda de valencia está totalmente ocupada, los electrones se encontrarán confinados en ella y el sólido en cuestión será un aislante. ej. en el carbono. - Sólido semiconductor. Si la banda energética prohibida es de pequeña magnitud y los electrones de la banda de valencia pueden ser promocionados a la banda de conducción mediante un pequeño aporte energético diremos del sólido en cuestión que es un semiconductor. ej. en el silicio. I. E. S. "Sierra de San Quilez" BINÉFAR Química de 2° Bachillerato TEMA 8 - EL ENLACE QUÍMICO -18- Algunos enlaces interesantes: o http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/indice.html o http://www.uamericas.cl/compar/asignaturas/qui401/enlace1.htm#gemo o http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/EQEM.htm (¡interesante!: materiales interactivos) o http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_Toc508460408 o http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope o http://www.cneq.unam.mx/paidoteca/enlaces o http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/ o http://www.quimi-red.com.ar/caracteristicas.htm Anímate a hacer estas evaluaciones sobre el enlace químico: o http://apuntes.nb.net.mx/contenido/apoyodigital/secundaria/si/evaluaciones/siex71.htm o http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JMix16.htm http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JMatch16.htm o http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JBC16.htm o http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JQuiz16.htm
