3. Las uniones químicas
Objetivos
- Comprender la diferencia entre elementos y compuestos.
- Conocer los tipos de uniones químicas existentes.
- Aprender las reglas más importantes que determinan la estabilidad de los compuestos químicos.
- Poder inferir las propiedades de un material a partir del conocimiento del tipo de unión química presente entre sus partículas.
3.1. Los compuestos
La mayoría de los átomos tiene tendencia a combinarse con otros átomos, ya sean del mismo o de otro elemento. Las sustancias que se forman cuando se combinan átomos de diferentes elementos se llaman compuestos. En todos los casos, esto ocurre porque los átomos, al combinarse, alcanzan un estado más estable que cuando están separados. Por otra parte, no existe una única manera de llegar al estado de mayor estabilidad. Por el contrario, dependiendo de las propiedades químicas de los elementos que se combinen, se pueden dar tres tipos de uniones diferentes:
- Unión iónica: ocurre por la combinación de un metal y un no metal, cuando estos tienen electronegatividades muy diferentes.
- Unión covalente: ocurre por la combinación de dos no metales, o de un metal y un no metal, de electronegatividades no muy diferentes.
- Unión metálica: tal como su nombre lo indica, ocurre por unión de elementos metálicos
Un compuesto es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos diferentes. De acuerdo con el tipo de enlace que une a los átomos presentes en el compuesto, este se puede clasificar como iónico, covalente o metálico.
Esta unidad trata las principales características de las diferentes clases de uniones químicas. Además, aquí analizaremos de qué manera las propiedades de un compuesto dependen del tipo de unión química que se presenta entre los átomos que lo componen. Sin embargo, antes de comenzar con estos temas, es necesario introducir una regla relativamente sencilla que permite predecir qué estados electrónicos de los átomos son los más estables. También se explicarán los símbolos de Lewis que se utilizan para representar tanto a los átomos separados como a los que se encuentran formando compuestos.
3.2. La regla del octeto y los símbolos de Lewis
Los núcleos de los átomos permanecen inalterados cuando se forma un compuesto. Lo único que se modifica es la distribución de los electrones. Más aún, no todos los electrones se ven afectados por esta redistribución, sino solo aquellos que se encuentran en las capas más externas, ya que son los que están más débilmente unidos al núcleo.
En el caso de los elementos representativos, solo los electrones de la última capa participan en las uniones químicas, como se mencionó en la Unidad 2. Dichos electrones reciben el nombre de electrones de valencia, mientras que los de las capas internas se denominan electrones del core. Por su parte, en el caso de los elementos de transición, pueden participar en las uniones químicas los electrones de las dos últimas capas. Por este motivo, la reactividad de los elementos de transición es mucho más variada y más difícil de sistematizar que la de los elementos representativos.
La regla del octeto, enunciada por el químico estadounidense Gilbert LewisN, es una regla empírica que establece lo siguiente:
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Gilbert Newton Lewis (1875-1946) fue un químico norteamericano conocido por su aporte a la comprensión de las características del enlace covalente mediante la introducción del concepto del apareamiento de los electrones. Introdujo, además, las estructuras de puntos (estructuras de Lewis), que proveen una representación simplificada, pero de gran capacidad explicativa, de la mucho más compleja “Teoría del enlace de valencia”. Lewis realizó también aportes fundamentales para el desarrollo de la termodinámica química, la fotoquímica, los métodos de separación de isótopos y la clasificación de los compuestos como ácidos y básicos. |
Regla del octeto
Los átomos de los elementos representativos se combinan con otros ya sea ganando, cediendo o compartiendo electrones, de manera tal de quedar con ocho electrones en su capa de valencia, adquiriendo así la configuración electrónica del gas noble más próximo.
Esta es la regla enunciada por Lewis; pero, para ser estrictos, la regla debería decir que los átomos ceden, comparten o toman electrones de manera tal de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica. Cuando el gas noble más próximo sea el helio, el átomo tendrá solo dos electrones en su capa más externa.
Es importante tener en cuenta que esta regla es solo una generalización. No es una norma infalible. Se cumple para una gran cantidad de compuestos formados por elementos representativos. Es más, la mayor parte de los compuestos con los que tratamos cotidianamente cumple con ella. Sin embargo, es muy importante recordar que la regla del octeto tiene una cantidad importante de excepciones que se discutirán oportunamente. Además, no se aplica a los compuestos formados por elementos de transición con patrones de reactividad más complejos que los de los elementos representativos.
Lewis propuso también una simbología para representar los átomos que es particularmente conveniente para esquematizar tanto sus propiedades individuales como las de aquellos que se encuentran formando compuestos. Estos esquemas se conocen como símbolos de Lewis y son ampliamente utilizados en las representaciones de enlaces iónicos y/o covalentes.
Para representar un átomo aislado con un símbolo de Lewis, se escribe el símbolo del átomo en el centro y a su alrededor se dibujan, con pequeños puntos o cruces, sus electrones de valenciaN. En otras palabras, alrededor del símbolo del átomo habrá tantos puntos o cruces como electrones de valencia tenga el átomo.
Es necesario recordar que en el caso de los elementos representativos es muy fácil saber cuántos electrones de valencia tiene un átomo, porque la cantidad de estos electrones coincide con el número del grupo al que pertenece el átomo.
Otro punto importante de las representaciones de Lewis es que los electrones no se pueden poner en cualquier lugar. Por ejemplo, no es apropiado ponerlos formando un círculo o todos juntos en una esquina. Por el contrario, los electrones deben ponerse en alguna de las cuatro posiciones: arriba, abajo, a la izquierda o a la derecha. Además, se debe comenzar poniendo un electrón en cada posición, y solo si hay más de cuatro electrones se pueden colocar dos electrones por posición. Cuando el átomo tiene su octeto completo –cosa que para los átomos aislados solo ocurre con los gases nobles–, las cuatro posiciones están completas con un par de electrones cada una. En el Gráfico 3.1 se muestran las representaciones de Lewis para los átomos de distintos elementos. Se puede observar que en general hay más de una representación válida; por caso, el único electrón de valencia del potasio se colocó a la derecha, pero podría haberse colocado igualmente a la izquierda, arriba o abajo. Entre los ejemplos mostrados, los que tienen una única representación posible son el carbono y el argón.
Hay cuatro posiciones posibles para ubicar electrones (arriba, abajo, derecha, izquierda). Primero se debe completar cada posición con un electrón; luego, cuando las cuatro ya tienen un electrón, se pueden poner los electrones de a pares.
Fuente: elaboración propia.
3.3. El enlace iónico
Los compuestos iónicos se forman cuando se combinan elementos que atraen a los electrones de la capa de valencia con fuerzas muy diferentes. Esta característica de cada elemento se mide por una propiedad denominada electronegatividad. Por regla general se estipula que dos átomos formarán una unión iónica cuando la diferencia entre sus electronegatividades sea mayor o igual a 1,7. Es importante notar, sin embargo, que esta es una regla aproximada con numerosas excepciones. En el apartado “Para ampliar” que se presenta más adelante, se vuelve sobre el carácter muy aproximado del valor de diferencia de electronegatividad para establecer si un compuesto es iónico, o no.
La electronegatividad de un átomo es una propiedad que mide su capacidad para traer hacia sí a los electrones de un enlace. A diferencia de otras propiedades periódicas, como el radio atómico o el potencial de ionización, la electronegatividad no es una propiedad de un átomo aislado sino una propiedad de un átomo en relación con otros átomos. Por este motivo, no existe una única manera de definirla, ni de establecer una escala para su medición. Sin embargo, con el paso de los años, el uso de la escala de electronegatividad sugerida por Linus PaulingN se ha vuelto el más aceptado; y es el que se utiliza en casi todos los textos actuales de Química así como en este MDM.
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Linus Carl Pauling (Portland, 1901-Big Sur, 1994) fue uno de los pioneros en el desarrollo de la Química cuántica, que utiliza los fundamentos de la Mecánica cuántica para comprender la estructura y reactividad de los diferentes compuestos. En particular, desarrolló los conceptos de orbitales moleculares, orbitales híbridos y resonancia, que se presentan en los cursos más avanzados de Química. Hizo también importantes contribuciones al entendimiento de la estructura de las proteínas y muchas otras sustancias de interés biológico. Sus contribuciones a la Química le valieron el premio Nobel de 1954. En 1962 ganó el premio Nobel de la Paz por su prédica en contra de las armas nucleares. Increíblemente, por encima de todos estos logros, Pauling alcanzó una enorme popularidad por una serie de libros en los que sostenía que la vitamina C podía usarse para combatir los resfríos, la gripe e incluso el cáncer. Hasta el día de la fecha, ningún estudio científico serio ha podido constatar estas afirmaciones. |
Cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande, el átomo más electronegativo le quita uno o más electrones al átomo menos electronegativo. Debido a que los átomos que participan en el enlace eran originalmente neutros, la especie que gana electrones adquiere carga negativa (anión), mientras que la especie que los pierde adquiere carga positiva (catión). El Gráfico 3.2 muestra las representaciones de Lewis de los elementos que forman el cloruro de sodio, así como el símbolo de Lewis para este compuesto.
A la izquierda se muestran las representaciones de los átomos que forman el compuesto. A la derecha se representa el compuesto iónico. Es importante notar que, como se transfirió una carga negativa del sodio al cloro, el sodio se ha transformado en un catión y el cloro en un anión.
Fuente: elaboración propia.
Aunque la representación de Lewis muestra claramente cómo se forman los iones, no es evidente que ambos átomos hayan alcanzado la configuración electrónica del gas noble más próximo. Para ver esto con precisión en el Gráfico 3.3, consideraremos de nuevo el ejemplo de la formación de cloruro de sodio utilizando diagramas más completos que los de Lewis.
Los iones adoptan la configuración electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica. El círculo interior morado representa el núcleo, con su correspondiente carga positiva. El círculo intermedio celeste representa todas las capas correspondientes a los electrones del core, con su correspondiente carga negativa. El círculo exterior representa la capa de valencia y en ella se ilustran explícitamente los electrones como pequeños círculos de color celeste intenso con carga -1. El catión sodio y el neón tienen el mismo número total de electrones.
Fuente: elaboración propia.
El sodio tiene número atómico 11, lo que implica que su núcleo tiene carga +11 y que hay 11 electrones alrededor del núcleo que compensan esta carga. Además, como el sodio es del grupo 1, tiene un solo electrón de valencia. Los restantes 10 electrones son del core. Por su parte, el cloro tiene número atómico 17. Como está en el grupo 7 se deduce que tiene 7 electrones de valencia y 10 del core. Así, cuando el sodio pierde su único electrón de valencia queda con 10 electrones en total y adquiere la misma configuración electrónica que el neón (que es el gas noble más próximo). Por su parte el cloro, al ganar el electrón cedido por el sodio, adquiere la configuración electrónica del argón (que es el gas noble más próximo).
En los ejemplos vistos hasta ahora, un átomo pierde un electrón y el otro lo gana. Pero existen otras posibilidades. En general, de acuerdo con el número de electrones en la capa externa, los metales pueden perder uno, dos o tres electrones, mientras que los no metales pueden ganar uno, dos o tres. Por ejemplo, en el óxido de calcio (ver Gráfico 3.4), el calcio pierde dos electrones y el oxígeno gana dos. En el cloruro de zinc, el zinc pierde dos electrones y el cloro gana uno. Por lo tanto, por cada átomo de zinc que pierde sus dos electrones de valencia hay dos átomos de cloro que ganan uno (ver Gráfico 3.4).
Fuente: elaboración propia.
Las fórmulas de los compuestos iónicos
Así como hay símbolos para representar los átomos de los diferentes elementos, también hay símbolos para representar los compuestos. Las representaciones de los compuestos se denominan fórmulas. Las fórmulas de los compuestos iónicos muestran la proporción en la que se combinan los correspondientes iones utilizando números enteros. Así, por ejemplo, en el cloruro de sodio hay un ion sodio por cada ion cloruro, por lo que la fórmula es NaCl. En el cloruro de zinc, en cambio, hay dos iones cloruro por cada ion zinc, por lo que su fórmula es ZnCl2. El subíndice 2 a la derecha del símbolo del cloro indica que hay dos iones Cl- por cada ion Zn+2. En el óxido de potasio hay dos iones potasio por cada ion oxígeno, por lo que su fórmula es K2O. Finalmente, en el óxido de aluminio hay dos iones aluminio de carga +3 por cada ion oxígeno de carga -2; por lo tanto, la fórmula del óxido de aluminio es Al2O3. Las fórmulas de los compuestos iónicos en las que se indican las proporciones mínimas de cada ion se denominan fórmulas mínimas.
Los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambienteN. En estos sólidos, los cationes y los aniones forman una red tridimensional en la que cada catión está rodeado de aniones y cada anión rodeado de cationes. De esta manera, las fuerzas atractivas entre iones de diferente carga son mayores que las fuerzas repulsivas entre iones de igual carga, a fin de lograr que todo el conjunto de iones permanezca unido. Existen diferentes formas de organizar los iones en estas redes tridimensionales. El tipo de ordenamiento adoptado por cada compuesto iónico depende de diferentes factores, principalmente de la carga y el tamaño de cada ión.
El término “temperatura ambiente” puede resultar ambiguo, ya que la temperatura del ambiente depende del lugar en el que uno se encuentra, la época del año, la hora del día, etc. Sin embargo, es un término ampliamente utilizado para hacer referencia a una temperatura agradable para las personas, digamos entre 15 y 25 °C. Aquí lo utilizaremos con ese sentido.
Los diferentes colores se utilizan para diferenciar el anión del catión. Es importante notar que en los compuestos iónicos no hay interacciones solo entre los poquitos iones que se muestran en la fórmula mínima, sino que interaccionan una enorme cantidad de aniones y cationes, ordenados espacialmente como se muestra en estos dibujos. En todos los casos, estos ordenamientos son tales que las atracciones entre iones de carga opuesta compensan con creces las repulsiones entre iones de igual carga, de manera tal que el conjunto se mantiene cohesionado.
Fuente: adaptado de <http://slideplayer.com/slide/9347166/>.
3.4. El enlace covalente
Cuando la diferencia en las electronegatividades de los elementos que forman un compuesto es menor a 1,7 (recordar este criterio tan sencillo), la unión química se lleva a cabo mediante la coparticipación de electrones, en vez de hacerlo mediante una cesión de electrones desde el átomo menos electronegativo al más electronegativo. También se forma una unión química con coparticipación de electrones entre átomos de un mismo elemento no metálico como, por ejemplo, H, N, O o F. Para que la unión sea efectiva se deben compartir uno, dos o tres pares de electrones. Si se comparte un par, la unión es simple; si se comparten dos pares es doble y si se comparten tres pares es triple. Las uniones covalentes son muy fuertes, por lo cual los átomos unidos por uniones covalentes tienden a permanecer unidos moviéndose en forma conjunta. Forman una nueva partícula llamada molécula.
Existen elementos formados por moléculas como el O2, el N2 o el H2, por mencionar algunos ejemplos. Por otro lado, los compuestos formados por moléculas se llaman “compuestos moleculares”. A veces también se los llama “compuestos covalentes”. Pero no debe confundirse este último nombre con el de “sólido covalente de red”, cuya descripción se presenta en el apartado 3.6.
3.4.1. Representaciones de Lewis
Como un primer ejemplo de uniones covalentes consideraremos en el Gráfico 3.6 los enlaces que se dan en las moléculas de Cl2, O2 y N2. A la izquierda del dibujo se muestran los símbolos de Lewis de los átomos que se combinan. A la derecha se muestra el símbolo o representación de Lewis de las moléculas formadas. Para interpretar en forma adecuada las representaciones de Lewis, es necesario comprender que los electrones colocados entre los símbolos atómicos son los electrones involucrados en el enlace. Estos electrones pertenecen a los dos átomos simultáneamente, mientras que los que ocupan las restantes posiciones pertenecen solo al átomo más cercano. En el Gráfico 3.6 puede apreciarse que, en la molécula de Cl2, los átomos de cloro comparten un par de electrones, mientras que cada uno de ellos tiene 6 electrones sin compartir. En total, cada átomo tiene 6 + 2 electrones, haciendo un total de 8, satisfaciendo la regla del octeto. En la molécula de O2, los átomos comparten 4 electrones y además cada uno tiene 4 electrones propios, lo que nuevamente hace un total de 8. Algo similar pasa con la molécula de N2. En este caso, los átomos comparten 6 electrones. Si a esto se suma el par de electrones propios que tiene cada N, da un total de 8 electrones, cumpliéndose la regla del octeto.
Fuente: elaboración propia.
Para simplificar las estructuras de Lewis, los electrones compartidos muchas veces se representan con rayitas. Cada rayita simboliza un par de electrones. Si se utiliza esta representación, los símbolos de Lewis de Cl2, O2 y N2 son los que se muestran en el Gráfico 3.7.
Fuente: elaboración propia.
Los ejemplos presentados hasta el momento han mostrado solo moléculas formadas por átomos idénticos. Sin embargo, existe una enorme cantidad de compuestos que tienen enlaces covalentes entre átomos de diferentes elementos. Ejemplos de esta clase de enlaces pueden verse en el Gráfico 3.8, donde se muestran las estructuras de Lewis del monóxido de carbono, dióxido de carbono, amoníaco y agua.
Funte: elaboración propia.
3.4.2. La polaridad de los enlaces covalentes
Cuando los átomos involucrados en un enlace covalente tienen exactamente la misma electronegatividad, los electrones compartidos se distribuyen en forma simétrica entre los dos núcleos. Sin embargo, si las electronegatividades son algo diferentes (aunque no tanto como para que se forme un enlace iónico), los electrones se encuentran preferentemente del lado del elemento más electronegativo. Esto genera una pequeña carga negativa sobre el elemento más electronegativo y una carga igual, pero de signo opuesto, sobre el menos electronegativo, formándose lo que en física se conoce como dipolo eléctrico. Por este motivo, los enlaces covalentes entre átomos de diferente electronegatividad se denominan también enlaces covalentes polares. En el Gráfico 3.9 se compara la distribución de cargas en un enlace iónico, covalente y covalente polar.
Fuente: adaptado de <http://slideplayer.es/slide/4418527/>.
3.4.3. La forma de las moléculas
Los enlaces covalentes, además, son direccionales, es decir que los ángulos entre enlaces covalentes no pueden ser cualesquiera, sino que solo están permitidos ciertos valores. Para comprender cuáles son las direcciones permitidas alrededor de un átomo central, es necesario tener en cuenta que, por cumplir la regla del octeto, dicho átomo central tendrá 4 pares de electrones a su alrededor. Como regla general, los electrones de un enlace evitan estar cerca de los electrones de los otros enlaces, para disminuir la repulsión entre ellos. Así, si los 4 pares de electrones se distribuyen en un enlace simple y uno triple, como en el caso del HCN, la forma de lograr que los electrones de los enlaces estén separados lo más posible se consigue haciendo que el ángulo H-C-N sea de 180°. O sea, los 3 átomos estarán en una misma línea y la molécula tendrá forma lineal (Gráfico 3.10).
Si los 4 pares de electrones se distribuyen en un enlace doble y dos enlaces simples, como en el caso del formaldehído (H2CO), la manera de minimizar la repulsión entre los tres enlaces se logra haciendo que los 4 átomos estén en un mismo plano, con el átomo central en el medio de un triángulo y los restantes 3 átomos en cada uno de los vértices. Por este motivo, la molécula de formaldehído tiene geometría plana y triangular. Por último, si los 4 pares de electrones se distribuyen en cuatro enlaces simples, como en el caso de CH4, la manera de minimizar la repulsión entre electrones es que los 4 enlaces vayan desde el átomo central hacia los vértices de un tetraedro. Los átomos restantes se encuentran en dichos vértices (Gráfico 3.10).
Fuente: elaboración propia.
Finalmente, debemos considerar cómo son las geometrías moleculares en los casos en los que el átomo central tiene electrones de valencia que no están comprometidos en enlaces. Para ello veremos los ejemplos del amoníaco y el agua, cuyas estructuras de Lewis se muestran en el Gráfico 3.11. El átomo N del NH3 tiene alrededor 3 enlaces simples y tiene además un par de electrones propio. Por lo tanto, tiene alrededor 4 densidades de electrones que buscarán disminuir su mutua repulsión apuntando hacia los vértices de un tetraedro. Sin embargo, como en uno de los vértices no hay ningún átomo, la geometría molecular resultante es la de una pirámide de base triangular (Gráfico 3.11). El átomo central de la molécula de agua, por su parte, también tiene 4 densidades electrónicas a su alrededor, correspondientes a 2 enlaces y 2 pares de electrones propios. Por tanto, estas se direccionarán desde el átomo central hacia los vértices de un tetraedro. Sin embargo, debido a que en dos de los extremos no hay ningún átomo, la geometría molecular resultante es la de una V corta (Gráfico 3.11).
Fuente: elaborado a partir de imágenes obtenidas de <http://chemistry.elmhurst.edu/vchembook>.
3.4.4. La polaridad molecular
Las moléculas pueden, ellas mismas, ser objetos polares (las llamamos moléculas polares). Una molécula polar es percibida por los demás átomos, iones o moléculas que la rodean como un dipolo. Si la molécula contiene un solo enlace y ese enlace es no polar, la molécula es no polar, como, por ejemplo, la molécula de Cl2 representada en el Gráfico 3.9. Análogamente, si la molécula tiene un solo enlace polar, entonces es polar (Gráfico 3.9, molécula de HF).
Cuando las moléculas tienen más de un enlace covalente es necesario analizar la forma de la molécula, la polaridad de los enlaces y si existen electrones que no formen parte de los enlaces y que aporten a una distribución asimétrica de la carga. Es decir, no todas las moléculas que tengan enlaces polares serán polares.
Vamos a explicar la relación entre polaridad de los enlaces y la polaridad de la molécula con dos ejemplos simples: el del dióxido de carbono (CO2) y el del agua (H2O). Cada enlace C-O del CO2 es un enlace polar. Sin embargo, la molécula de CO2 es lineal, con el átomo de carbono situado en el medio de los átomos de oxígeno. Esto hace que los dipolos correspondientes a ambos enlaces C-O se encuentren sobre una misma recta, pero apunten en direcciones contrarias. El resultado neto es que la polaridad de un enlace cancela la polaridad del otro, dando como resultado neto que la molécula sea no polar. La molécula de H2O, por su parte, tiene forma de “V”, con el átomo de oxígeno en el vértice de la V. Por este motivo, los dipolos situados a lo largo de cada enlace O-H no se cancelan mutuamente, haciendo que la molécula de agua sea polar (Gráfico 3.12). Además de los dipolos de enlace hay que considerar el aporte, aunque pequeño, de los electrones que quedan asociados al oxígeno y que no forman parte del enlace. En el agua, sobre el oxígeno quedan 2 pares de electrones libres que refuerzan el dipolo de la molécula. Por su pequeña contribución, muchas veces se suele omitir este efecto. Sin embargo, existen moléculas en las que el efecto de los electrones que no forman parte del enlace es la única contribución a la polaridad molecular. El ejemplo típico es el ozono, O3 (Gráfico 3.13). La forma de la molécula de ozono es angular y a su vez el par libre que queda sobre el oxígeno central determina que la molécula sea polar.
La polaridad de una molécula es una propiedad esencial, ya que determina la forma en que esta interactúa con los demás átomos, iones o moléculas que la rodean.
a. La molécula de CO2 es no polar: su forma es lineal y los dipolos de enlace se cancelan (son de la misma intensidad y de sentido contrario).
b. La molécula de H2O es polar: su forma es angular y los dipolos de enlace (más la contribución de los pares libres sobre el oxígeno, no representados en la figura) no se cancelan.
El oxígeno central en el O3 tiene un par de electrones libres que son los responsables de que la molécula sea polar.
De acuerdo a las definiciones dadas, un compuesto tendrá una unión iónica
si la diferencia de electronegatividad de los átomos involucrados es mayor
a 1,7; tendrá una unión covalente polar si la diferencia es mayor a cero
pero menor o igual a 1,7, y tendrá una unión covalente no polar si esta
diferencia es cero. Es importante notar, sin embargo, que poner un límite
en un valor dado de la diferencia de electronegatividad es algo arbitrario.
En la realidad, lo que tenemos son dos comportamientos extremos: la unión
es apolar cuando las electronegatividades son iguales y es iónica cuando
el electrón pasa de un átomo a otro. Entre estos dos extremos hay una gama
continua de situaciones con enlaces de polaridad creciente.
Por último, es importante señalar que la formación de un enlace iónico
o uno covalente polar no está solamente influenciada por la diferencia
de electronegatividad. Otros factores tales como el tamaño relativo de
los iones y la disposición que pueden adoptar en el espacio para formar
la red iónica tridimensional también tienen un efecto en el tipo de unión
resultante. Son las propiedades de la sustancia las que deben evaluarse
para afirmar si está formada por iones o por moléculas.
Fórmulas de los compuestos moleculares
Las fórmulas de los compuestos moleculares indican cuántos átomos, de cada tipo, hay en la molécula. Así, por ejemplo, la fórmula H2O indica que en la molécula de agua hay dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; mientras que la fórmula del formaldehído (H2CO) indica que en cada molécula de este compuesto hay dos átomos de hidrógeno, uno de carbono y uno de oxígeno. Es importante notar que hay una diferencia fundamental entre lo que indica la fórmula de un compuesto iónico y la de uno molecular, ya que en la del compuesto iónico solo se indica la proporción (y por eso se suele llamar “fórmula mínima”). Para tomar conciencia de lo que esto significa, consideraremos un ejemplo. El compuesto molecular etano tiene la fórmula C2H6. Esto indica que su molécula está formada por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno. Si solo importara la proporción, podríamos escribir más sucintamente CH3, ya que una proporción 3 a 1 es equivalente a 6 a 2. Sin embargo, hacer esto no es correcto porque no nos indica cómo está formada realmente una molécula de etano, que tiene dos átomos de carbono unidos entre sí y cada uno de los cuales se une además a tres átomos de hidrógeno.
3.5. El enlace metálico
Una tercera forma de unión entre átomos es la unión metálica. En este caso, cada átomo aporta sus electrones de valencia a la unión, de manera tal que cada núcleo queda solo con sus electrones del core . El conjunto "núcleo + electrones del core" tiene una carga neta positiva. Estas cargas se repelen entre sí con mucha fuerza, pero logran permanecer fijas en posiciones relativamente cercanas unas con otras, porque su mutua repulsión es compensada por los electrones de valencia, que se desplazan con libertad entre ellas. Debido a la facilidad con la que se mueven los electrones alrededor de las cargas positivas de los compuestos metálicos, se dice que los electrones están deslocalizados. También se suele hablar de un “mar de electrones”. Desde esta perspectiva, las cargas positivas formadas por los núcleos y electrones del core están sumergidas en el mar de electrones, el cual, con su carga negativa, evita la repulsión y separación de las cargas positivas.
La figura de la izquierda muestra los electrones de valencia como cargas fijas situadas entre las cargas positivas de los "núcleos + electrones del core". Tal representación no es fidedigna debido a que dichos electrones se mueven con libertad entre las cargas positivas, sin ocupar posiciones fijas. La representación de la derecha, con los electrones deslocalizados en todo el espacio internuclear, es más adecuada.
La unión metálica es relativamente fuerte. Por este motivo, casi todos los metales son sólidos a temperatura ambiente. Una excepción a esta regla es el mercurio, que es líquido.
3.6. Las propiedades de las sustancias y el tipo de enlace
Las propiedades de las sustancias están determinadas por el tipo de enlace existente entre sus partículas. Por lo tanto, son fáciles de recordar y racionalizar. Los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente, porque la unión iónica es muy fuerte. Además, en estado sólido, los compuestos iónicos son malos conductores de la electricidad. Sin embargo, se vuelven conductores cuando se funden o se disuelven en agua. Esto se debe a que las corrientes eléctricas son causadas por cargas eléctricas que están en movimiento. Cuando un compuesto iónico se encuentra en estado sólido, está formado por cargas eléctricas fijas y por ello no hay conducción de corriente. Al ser fundido o disuelto, las cargas eléctricas adquieren movilidad y por eso la corriente puede conducirse.
Fuente: adaptado de <https://cikguwong.blogspot.com.ar/2011/05/chemistry-form-4-chapter-5-electrical.html>.
Además, los sólidos iónicos son frágiles, lo que significa que se quiebran con facilidad a causa de impactos. Esto se debe a que cualquier impacto sobre la superficie del sólido causa el desplazamiento de una región del sólido respecto de la otra (Gráfico 3.17), haciendo que se pierdan interacciones favorables y se generen interacciones desfavorables.
El impacto produce una dislocación del sólido que enfrenta a los iones de igual signo. Esto provoca grandes fuerzas repulsivas que terminan por romper el sólido.
Fuente: adaptado de <http://slideplayer.com/slide/9922728/>.
Si bien todos los iones interaccionan de manera favorable con el agua, no todos los compuestos iónicos se disuelven en ella. Se tratará este tema, relativamente complejo, en la Unidad 5.
Los metales, por su parte, son todos insolubles en agua. Además, son muy buenos conductores de la electricidad, aun en estado sólido. En este caso, las partículas con carga que se mueven para transportar la electricidad son los electrones, mientras que los núcleos atómicos junto con los electrones del core se quedan fijos en sus posiciones en la red metálica cristalina. A diferencia de los compuestos iónicos, los metales no son frágiles, sino que resisten bien los golpes sin quebrarse. Además, son maleables –esto significa que se pueden laminar– y son dúctiles –lo que significa que se pueden utilizar para elaborar hilos delgados. Como se muestra en el Gráfico 3.18, estas propiedades derivan de la movilidad de los electrones de valencia que componen el mar de electrones. Si por efecto de un golpe o de una gran presión la red metálica resulta distorsionada, los electrones del mar de electrones inmediatamente se acomodan para evitar la repulsión entre los núcleos con carga positiva. Así se impide que el material se quiebre. Los metales son sólidos a temperatura ambiente.
Los metales no son frágiles, y se pueden laminar e hilar sin romperse porque los electrones del mar de electrones tienen movilidad suficiente para adaptarse a las nuevas posiciones de los núcleos.
Fuente: adaptado de <http://slideplayer.com/slide/9078047/>.
La situación es muy distinta en el caso de los compuestos moleculares. Como ya comentáramos, las uniones entre los átomos de estos compuestos son muy fuertes. Tanto es así que los átomos permanecen unidos formando una nueva partícula a la que llamamos molécula. Por otra parte, las fuerzas entre moléculas son mucho más débiles que las fuerzas entre los átomos de la molécula. Y son también más débiles que las fuerzas que unen a las partículas de los compuestos iónicos o metálicos. Por este motivo, los compuestos moleculares tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Las fuerzas entre moléculas reciben el nombre de fuerzas intermoleculares. Sus características más importantes se describen en la siguiente sección “Para ampliar”.
Como su nombre lo indica, las fuerzas intermoleculares son fuerzas de interacción entre moléculas. Estas pueden ser de atracción o de repulsión. Las fuerzas de atracción son las responsables de que los gases se condensen y los líquidos se solidifiquen. Las fuerzas repulsivas, por su parte, son las responsables de que los líquidos y sólidos tengan un volumen propio. También es correcto decir que las fuerzas repulsivas son las responsables de que cualquier porción de materia ocupe un volumen que le es propio y que no puede ser ocupado, simultáneamente, por otra porción de materia.
La intensidad de las fuerzas intermoleculares depende fuertemente de la distancia entre las moléculas y del tipo de interacción que le dé origen. Así, por ejemplo, las fuerzas de repulsión son las que llegan a tener mayor intensidad. Pero estas fuerzas solo son importantes cuando las distancias entre partículas son extremadamente pequeñas, mientras que su intensidad decae rápidamente al aumentar la distancia. El origen de las fuerzas de repulsión entre partículas solo puede entenderse en el marco de la teoría de la mecánica cuántica, cuyo estudio está fuera del alcance de este material de estudio.
Las fuerzas atractivas, por su parte, pueden ser de diferente intensidad y todas operan a distancias intermedias, aunque algunas son de mayor alcance que otras. Las fuerzas de atracción más intensas son las que operan entre moléculas polares. Estas fuerzas reciben el nombre de interacciones dipolo-dipolo. Luego le siguen las fuerzas entre una molécula polar y una no polar. Estas fuerzas reciben el nombre de interacciones dipolo-dipolo inducido ya que, cuando una molécula polar se aproxima a una no polar, induce en ella un pequeño dipolo. Por último, las fuerzas de atracción intermolecular más débiles son las que se dan en el caso de que ambas moléculas sean no polares. Tales fuerzas reciben el nombre de interacciones dipolo instantáneo-dipolo inducido. En general, la intensidad de este tipo de fuerzas depende del tamaño de la molécula, o, para ser más precisos, de su superficie. Por este motivo, sustancias formadas por moléculas no polares de dos o tres átomos son gaseosas a presión y temperatura ambiente, mientas que son sólidas cuando el número de átomos en la molécula es mayor a 18 o 20.
Los enlaces covalentes que operan entre los átomos de cada molécula son fuertes, pero las fuerzas entre moléculas son relativamente débiles. Además, las fuerzas intermoleculares son débiles en comparación con las fuerzas que mantienen unidas a las partículas de los compuestos iónicos y metálicos.
Las sustancias formadas por moléculas no conducen la corriente eléctrica debido a que no tienen carga y su solubilidad en agua depende de su polaridad.
Debemos mencionar, por último, a los “sólidos covalentes de red”. En este caso, las uniones covalentes mantienen unidos a todos los átomos que componen el sólido. O sea, todo el sólido es una única red tridimensional de enlaces covalentes, como se muestra en el Gráfico 3.20. Los sólidos covalentes de red son extremadamente duros, debido a que los enlaces covalentes son muy fuertes. Por el mismo motivo tienen altísimos puntos de fusión. Por otra parte, al igual que los sólidos iónicos, son materiales frágiles. Esto se debe a que los enlaces covalentes son direccionales y cualquier impacto que tienda a cambiar la dirección de un enlace conduce a la rotura del material. Son ejemplos de sólidos covalentes la sílice y el diamante. Es importante no confundir los sólidos covalentes de red, que tienen una red tridimensional de enlaces convalentes, con los compuestos moleculares en los que los enlaces convalentes mantienen unidos a un grupo relativamente pequeño de átomos.
Notar que los enlaces covalentes se extienden en las tres direcciones formando una gran molécula.
Las características de los materiales dependen de las condiciones a las que están sometidos. Esta afirmación nos resulta obvia en el caso de los estados de agregación. Sabemos, por ejemplo, que a nivel del mar el agua es sólida por debajo de los 0 °C, que es líquida entre 0 y 100 °C, y que se transforma en gas si la temperatura se eleva aún más. Sin embargo, en ciertos casos ocurre algo análogo con el tipo de sólido que forma un determinado elemento o compuesto.
Un ejemplo muy notorio está dado por la reciente creación del hidrógeno metálico. En condiciones normales, el hidrógeno es un gas formado por moléculas diatómicas (H2). Si se lo enfría hasta -252,7 °C se convierte en líquido y si se lo enfría aún más hasta -259,2 °C se convierte en un sólido molecular, en el cual las moléculas están unidas por débiles fuerzas intermoleculares. Lo sorprendente ocurre cuando este hidrógeno sólido molecular es sometido a grandes presiones, más grandes incluso que las presiones que existen en el centro de la Tierra. A tan grandes presiones el hidrógeno molecular se transforma en hidrógeno metálico.
Fuente: adaptado de <https://phys.org/news/2017-01-metallic-hydrogen-theory-reality.html>.
Durante muchos años los científicos especularon con poder crear el hidrógeno metálico, aunque sin mayores éxitos, hasta que en enero de 2017 se reportó la creación de una pequeña muestra de este material. Muchos ven en el hidrógeno metálico grandes promesas de desarrollos tecnológicos. Sin embargo, el material aún dista mucho de convertirse en algo útil. Para sustentar esta afirmación, basta considerar que la única muestra que se pudo crear desapareció del dispositivo en el que estaba contenida, posiblemente por su bajísima estabilidad.
Para leer un poquito más acerca de la obtención del hidrógeno metálico (el artículo está en inglés).
<https://www.sciencemag.org/news/2017/01/diamond-vise-turns-hydrogen-metal-potentially-ending-80-year-quest>[Consulta: 31 de agosto 2017].
En el siguiente video, de la Universidad de Harvard, se discute la creación de hidrógeno metálico. El audio está en inglés pero se puede configurar para que tenga los subtítulos en castellano.
<https://www.youtube.com/watch?v=1qitm5fteL0>
[Consulta: 31 de agosto 2017].
Actividades
- Con ayuda de la tabla periódica, identifique el número de electrones totales y el número de electrones en la capa de valencia de los gases nobles He, Ne, Ar y Kr.
- Escriba las representaciones de Lewis de los siguientes átomos o iones: K, F, Cl–, N, P, S–2, O, Ca++, Al.
- Para los siguientes iones, indique cuál es el gas noble que tiene idéntica estructura electrónica: Cs+, B+3, Br–1, O–2.
- Los siguientes pares de elementos forman compuestos iónicos. Considerando la ubicación de cada uno de ellos en la tabla periódica y su tendencia para ganar o perder electrones, indique las fórmulas mínimas de los compuestos formados y dibuje sus estructuras de Lewis: sodio-oxígeno; calcio-azufre; flúor-potasio; aluminio-iodo.
- Dibuje las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos moleculares: BCl3, SO2, PH3, H2S, Cl20. Sobre la base de dichas estructuras prediga la geometría de la molécula.
- Indique qué tipo de unión química se presenta en cada una de
las siguientes sustancias y a partir de ello señale cuál o cuáles de las
propiedades listadas se corresponde con cada sustancia.
Sustancias: KCl, NH3, AlF3, SO2, C (diamante), Fe, Ag.
Propiedades:
- Alto punto de fusión.
- Conduce la corriente en estado sólido.
- Conduce la corriente en estado líquido o disuelta en agua.
- Es maleable.
- Es extremadamente dura.