Enlace Químico

El enlace qumico

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4.- EL ENLACE QUMICO

4.1.- Introduccin. ......................................................................... 92

4.2.- Las sustancias inicas. .......................................................... 94 4.2.1.- Caractersticas del enlace inico. ................................................. 94 4.2.2.- El ciclo de Born-Haber ................................................................. 96

4.2.3.- Propiedades de las sustancias inicas. ......................................... 98

4.3.- Las sustancias moleculares. .................................................. 99 4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente. ............................................ 99 4.3.2.- Clasificacin de los enlaces covalentes. ..................................... 100

4.3.3.- Estructuras electrnicas o diagramas de Lewis. ........................ 103

4.3.4.- Estructuras espaciales de molculas ......................................... 107

4.3.5.- Teora del enlace de valencia. ...................................................... 111

4.3.6.- Teora de los orbitales moleculares. ............................................ 113

4.3.7.- Hibridacin de orbitales. .............................................................. 113

4.3.8.- Enlaces intermoleculares. ......... 117 4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. ................................ 119

4.4.- Los slidos covalentes (macromolculas). ............................ 119 4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. ........................................... 119 4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes. ..................................... 120

4.4.3.- Estructura de algunas sustancias covalentes. ................................ 120

4.5.- Las sustancias metlicas. ...................................................... 122 4.5.1.- El enlace metlico. .................................................................... 122 4.5.2.- El modelo del gas de electrones. ................................................... 122

4.5.3.- La teora de bandas. ...................................................................... 123

4.5.4.- Propiedades de las sustancias metlicas. ..................................... 123

4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias. ....... 125

4.7.- Problemas y cuestiones. ........................................................ 125

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4.1.- Introduccin.

En temas anteriores, ya hemos estudiado el tomo y ahora vamos a ver cmo se pueden

combinar esos tomos entre s. Este aspecto es muy importante ya que, como veremos, segn

el tipo de enlaces que formen, podremos predecir las propiedades de las sustancias.

Las sustancias estn constituidas por agrupaciones de tomos. Unas veces, tales

agrupaciones forman agregados neutros: las molculas y otras resultan con carga: los iones.

Slo los gases nobles y algunos metales en estado vapor estn constituidos por molculas

monoatmicas (es decir, por tomos sueltos). La unin entre tomos, iones o molculas es lo

que constituye en enlace qumico.

En el enlace qumico juega un papel decisivo la configuracin electrnica de la capa

ms externa de los tomos, la de mayor energa, llamada capa de valencia. De esa configuracin

depende, adems, el tipo de enlace que se formar, por ello, y dada su importancia, se utilizan

los diagramas de Lewis, en los que figura el smbolo del elemento rodeado de tantos puntos

como electrones de valencia posea. As por ejemplo, los diagramas de Lewis de los elementos

del segundo periodo son:

En la tabla peridica, todos los tomos de un mismo grupo tiene propiedades similares

porque todos tienen los mismos electrones de valencia, y un tomo usa algunos o todos los

electrones de valencia para combinarse con otros.

Por otra parte, los gases nobles son muy estables ya que tienen una baja reactividad que

se relaciona con su estructura electrnica; todos poseen los orbitales s y p de la ltima capa

completos (a excepcin del He). El hecho de que los orbitales de ms alta energa de un tomo

estn completamente llenos, les da una acusada estabilidad. Esto tambin se puede comprobar

experimentalmente diciendo que tanto el P.I. como la A.E. de los gases nobles son muy altos,

(no tienen tendencia ni a coger ni a ceder electrones).

El resto de los tomos, tienden a ganar, perder o compartir electrones con la finalidad

de adquirir configuracin electrnica de gas noble y ganar as estabilidad. Por ello, los tomos

se clasifican segn esta tendencia en (adems de los gases nobles antes descritos):

Metales: Elementos que tienen pocos electrones en la ltima capa (1, 2 3).

Tienen tendencia a perderlos para adquirir configuracin electrnica de gas noble (tener la ltima capa completa).

Se cargarn positivamente formando lo que se denomina un catin.

No metales: Tienen muchos electrones en la ltima capa (5, 6 7).

Tienen tendencia a ganar para adquirir configuracin electrnica de gas noble (completar la ltima capa).

Se cargarn negativamente formando lo que se denomina un anin.

En general, se puede decir que cuando un tomo se combina con otro para formar un

compuesto, lo hace de tal manera que con ello adquiere la configuracin electrnica del gas

noble ms cercano, (ocho electrones en su ltima capa, regla del octeto) y eso se puede

conseguir a travs de una cesin, captacin o comparticin de e-. Esta es la razn por la que los

gases nobles son tan inertes.

Hay elementos que no cumplen la regla del octeto, por ejemplo, el H, Li y Be, el nmero

de electrones al que tienden es de dos puesto que el He, (gas noble ms cercano), slo tiene dos;

El enlace qumico

93

y hay tambin muchos elementos del tercer perodo (o superior) que pueden albergar ms de

ocho electrones en su ltima capa al poseer orbitales "d" vacos.

Existen tres tipos fundamentales de enlaces: inico, covalente y metlico, y con ellos se

pueden formar cuatro tipos de sustancias: las inicas, las moleculares, las covalentes y las

metlicas.

Es importante comentar que

para que un determinado enlace se

forme, tiene que haber

necesariamente un desprendimiento

de energa, es decir, el compuesto o

molcula formada tiene que ser ms

estable que los tomos de los que se

parte, pues de lo contrario no se

formar el enlace.

Cuando dos tomos se

encuentran infinitamente separados,

no hay interaccin entre ellos, sin

embargo, a medida que se acercan

empiezan a aparecer fuerzas de

atraccin entre el ncleo de uno y la

nube electrnica de otro y viceversa

con la consiguiente liberacin de

energa. A una distancia determinada

(distancia de enlace), la energa

liberada pasa por un mnimo (energa

de enlace). Si la distancia de enlace se

hace ms pequea, empiezan a

aparecer fuerzas de repulsin entre

los dos ncleos y las dos nubes

electrnicas, tanto ms grandes

cuanto ms cerca estn, para lo cual

hara falta aportar energa, tal y como

se muestra en la figura (los datos se

refieren a la molcula de hidrgeno).

Si los tomos nada ms empezar a

acercarse, generan fuerzas de

repulsin, tal y como muestra la

segunda figura, nunca formarn un

enlace, porque no existe una distancia

que estabilice el sistema. Es lo que ocurre al acercar dos tomos de He, por ejemplo.


94

4.2.- Las sustancias inicas.

4.2.1.- Caractersticas del enlace inico.

El enlace inico es debido a fuerzas de atraccin electrosttica y no direccional entre

iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre tomos de elementos

de elevada diferencia de electronegatividad.

Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del tipo que

sea), se produce una liberacin de energa, es decir, que el nivel de energa de los tomos unidos

es menor que el de los tomos por separado.

En el caso de los compuestos inicos se tiene que formar una red cristalina para que se

produzca esa liberacin de energa como ahora veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la

formacin de NaCl a partir de los tomos libres de Na y Cl en estado gaseoso:

Na (g) + Cl2 (g) Na+ (g) + Cl- (g) ( Na+Cl-)n (s)

El NaCl es un slido en el que 6 iones Cl-- rodean a un ion Na+ y a su vez cada ion Cl- es

rodeado por 6 iones Na+ formando una red tridimensional en la que la relacin es 1:1, es decir,

un ion sodio por cada ion cloro.

Para explicar este fenmeno vamos a utilizar la representacin electrnica o diagrama

de Lewis, segn la cual, el smbolo de un tomo representa su ncleo y los electrones de las

capas internas, y rodeando a ste se colocan puntos y/o aspas que representan los electrones de

la capa de valencia. Los puntos se colocarn por pares si los e- estn apareados y aislados si no

lo estn.

Na Z=11 1s2 2s2 2p6 3s1

Cl Z=17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

El enlace qumico

95

el tomo de sodio tiene slo un electrn en su ltima capa que "tender" a perder, quedndose

cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un electrn para completar su capa,

que lo captar del tomo de sodio, incorporndolo al orbital 3p, y as ambos tienen

configuracin electrnica de gas noble:

Na Na+ + 1e- E = + 496 KJ/mol

Cl + 1e- Cl- E = - 348 KJ/mol

Energa necesaria: E = + 148 KJ/mol

Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder electrones, este

fenmeno es siempre energticamente desfavorable al igual que la aceptacin de electrones por

parte de los no metales, (salvo en el caso de algunos halgenos).

Desde el punto de vista energtico este proceso es desfavorable ya que hay que aportar

148 KJ/mol, (aporte de energa necesario para que los tomos se ionizaran en estado gaseoso).

No obstante, la formacin de la red cristalina libera gran cantidad de energa por la atraccin

electrosttica que ahora sufren los iones.

Imaginemos los iones Cl- y Na+ infinitamente separados en estado gas y que se van

acercando para formar el enlace. En un principio se libera energa por la atraccin de los iones,

pero cuando stos estn muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre los

electrones y entre los ncleos de los iones, por lo tanto existe una distancia interinica para la

que la energa potencial electrosttica pasa por un mnimo y, en consecuencia, se libera la

mxima energa.

Para los iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2'38 A, (determinada por difraccin

de rayos X). Por lo tanto, la energa liberada al acercarse dos iones ser:

molKJJ

r

qqKE /4,58010705,9

1038,2

10609,1109 19

10

219921

Sin embargo la formacin de la red cristalina libera una cantidad de energa mucho

mayor debido a que un ion Cl- es atrado por ms de un ion Na+ y viceversa. En el caso de NaCl,

la energa liberada al pasar de iones gaseosos a la red cristalina, (energa reticular), es de -790

KJ/mol (mayor que la calculada para dos iones aislados que era de 580,4 KJ/mol). En definitiva, la energa necesaria para la ionizacin (que es de 148 KJ/mol), se ve compensada

con la que se libera al formarse el cristal (-790 KJ/mol).


96

Todos aquellos elementos cuya energa de ionizacin se vea compensada

suficientemente por la energa reticular, tendrn tendencia a formar este tipo de enlace. Esto

ocurre nicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfgenos y

halgenos), de alta afinidad electrnica con elementos poco electronegativos, (alcalinos,

alcalinotrreos), de bajo potencial de ionizacin.

Ahora bien, no existe un enlace inico puro (del 100 %), lo que quiere decir, que no hay

una transferencia total de electrones del metal al no metal, habiendo siempre una parte de

comparticin de stos entre los dos tomos enlazados.

La mayora de las sales que provienen de oxocidos son tambin de naturaleza inica;

el anin est formado por varios tomos y tambin forman redes cristalinas. Lo mismo le ocurre

al catin amonio.

Los slidos inicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un tipo

u otro de red depende fundamentalmente del tamao de los iones que la forman y de la carga

que posean. Aqu tienes otras estructuras cristalinas diferentes de compuestos inicos:

4.2.2.- El ciclo de Born - Haber.

El cambio energtico producido en la formacin de un slido inico a partir de los

elementos que lo constituyen, puede calcularse a partir del llamado ciclo de Born Haber (que es un caso particular de la ley de Hess). Vamos a seguir con el mismo ejemplo del apartado

anterior, es decir, la formacin del cloruro sdico (slido) segn la siguiente reaccin:

Na (s) + Cl2 (g) NaCl (s)

La reaccin anterior tiene lugar en varios pasos:

1.- El sodio metlico slido, en primer lugar tendr que separar sus tomos entre s. Para

ello habr que aportar la energa de sublimacin del Sodio:

Na (s) + Esublimacin Na (g) ; Esublimacin = 109 KJ/mol

El enlace qumico

97

2.- Al sodio gas, habr que arrancarle un electrn para transformarlo en un ion positivo.

Para este proceso necesitaremos aportar la energa de ionizacin del Sodio:

Na (g) + Eionizacin Na + (g) + 1 e- ; Eionizacin = 496 KJ/mol

3.- El Cloro, no metal, en primer lugar tendr que romper su molcula ya que es

diatmico. Para ello tendremos que aportar la mitad de su energa de disociacin, ya que por

cada molcula que se rompe obtenemos dos tomos de Cloro, por lo tanto slo habr que

disociar medio mol de molculas de Cloro para obtener 1 mol de tomos de Cloro.

Cl2 (g) + Edisociacin Cl (g) ; Edisociacin = 122 KJ/mol

4.- Posteriormente, tendremos que aportar un electrn a cada tomo de Cloro para

transformarlo en un ion negativo. Para ello tendremos que aportar la energa de la afinidad

electrnica. Dicha energa suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de

algunos halgenos puede llegar a ser negativa (energa desprendida):

Cl (g) + 1 e- Cl - (g) + Eafinidad ; Eafinidad = -348 KJ/mol

5.- Vemos que la energa desprendida no supera a la suministrada; nos faltan 379

KJ/mol. Cmo puede formarse, entonces, el compuesto inico?. La respuesta est en la energa

reticular, que como ya hemos definido antes es la energa desprendida al pasar de los iones en

estado gaseoso a la formacin de 1 mol de slido cristalino. En efecto, los iones en estado

gaseoso se atraen con orden en la red y as, es evidente que la energa potencial elctrica se hace

menor.

Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) + Ereticular ; = - 790 KJ/mol

La energa sobrante ser la desprendida en la formacin de 1 mol del compuesto inico:

Ef = Esublimacin + Eionizacin + Edisociacin + Eafinidad + Ereticular = 109 + 496 +122-348 790 =

Ef = - 411 KJ/mol

A continuacin te mostramos un esquema de todo el proceso:


98

Este sera el diagrama energtico del proceso:

4.2.3.- Propiedades de las sustancias inicas.

No contienen tomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostticas son muy fuertes,

tendrn puntos de fusin y de ebullicin muy altos.

En estado slido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y

carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina

quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la

electricidad.

Son slidos muy duros porque las fuerzas electrostticas que unen los iones son grandes,

pero tambin son frgiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red, pequeos

desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atraccin pasen a ser de

repulsin, por lo que el slido se rompe:

El enlace qumico

99

En general, los slidos inicos son solubles en disolventes polares y no en

apolares, ya que, las molculas del disolvente se colocan alrededor de los iones

(orientando sus dipolos de forma adecuada), y stos se separan de la red cristalina.

Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolucin dan

iones son sustancias inicas; tambin lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl

o H2SO4.

Podemos estudiar la variacin de algunas de las propiedades que acabamos de comentar

en base a las fuerzas electrostticas y no direccionales que unen a los iones en la red cristalina.

Dichas fuerzas vienen determinadas por la Ley de Coulomb:

ur

qqKF

2

21

por lo tanto, a medida que los iones estn ms cargados, y sus radios sean ms pequeos, las

fuerzas electrostticas que los unen sern ms fuertes, por lo que, tendrn puntos de fusin y

ebullicin ms altos, sern ms duros, sern menos solubles, etc. Con los siguientes datos

podrs apreciarlo con mayor facilidad:

Cristal Q1 Q2 r (A) Punto de fusin Dureza Solubilidad (gr/l)

NaI 1 1 311 660 28 15870

NaF 1 1 231 988 32 422

CaF2 2 1 235 1360 40 015

Al2O3 3 2 190 2030 90 000

4.3.- Sustancias moleculares.

4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente.

El enlace inico se da entre tomos de electronegatividad muy diferente, en cambio, el

enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida.

En vez de una cesin de electrones, (como tiene lugar en el enlace inico), se produce

una comparticin de pares de e-, que se concentran entre los ncleos enlazndolos. El nmero

de pares de electrones compartidos ser el necesario para que los dos tomos adquieran

configuracin electrnica de gas noble. A diferencia del

enlace inico, el enlace covalente es direccional y ms

fuerte; y su formacin tambin comporta una liberacin de

energa. En la siguiente direccin puedes encontrar una

simulacin del enlace covalente en la molcula de Hidrgeno:

http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1348


100

4.3.2.- Clasificacin de los enlaces covalentes.

i) atendiendo al nmero de electrones compartidos:

a) enlace covalente simple: Cada tomo aporta un electrn al enlace, es decir, se

comparte un par de electrones entre dos tomos. Un ejemplo es la molcula de Hidrgeno (H2):

Si los tomos estn infinitamente

separados, se considera que tienen energa cero, pero a medida que se acercan existen fuerzas

de atraccin (entre el e- de un tomo y el p+ del otro), y fuerzas de repulsin, (entre las dos

nubes electrnicas). Al principio las fuerzas de atraccin son superiores a las de repulsin por

lo que al acercarse se libera energa, pero llega un momento en el que las repulsiones empiezan

a tener importancia y cuesta cada vez ms acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mnimo

y la distancia a la que se produce es la distancia de enlace que para la molcula de H2 es de 0'74

A.

La molcula de Hidrgeno presenta una energa menor a la de los tomos separados

(que es una condicin indispensable para que exista enlace). En este caso los dos tomos de

Hidrgeno adquieren configuracin electrnica de gas noble.

Otro ejemplo de este tipo de enlace sera la molcula de cloro:

los dos tomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor y por lo tanto configuracin

electrnica de gas noble.

b) enlace covalente doble: Cada tomo aporta dos electrones al enlace, es decir,

se comparten dos pares de electrones entre dos tomos. Un ejemplo es la molcula de Oxgeno

(O2):

c) enlace covalente triple: Cada tomo aporta tres electrones al enlace, es decir,

se comparten tres pares de electrones entre dos tomos, por ejemplo, la molcula de Nitrgeno

(N2 ):

Es conveniente sealar que a medida que se compartan ms pares de electrones, la

distancia entre los tomos unidos ser menor y el enlace ser ms fuerte (har falta ms energa

para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla:

Molcula Energa (Kcal/mol) distancia (A)

F2 (F - F) 36 142

O2 (O = O) 118 121

N2 (N N) 225 110

El enlace qumico

101

ii) atendiendo a cmo estn compartidos los electrones:

a) enlace covalente puro o apolar: Los dos tomos que

comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma

electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por igual.

Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo.

b) enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos tomos iguales, los

electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace inico constituye

el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente.

Cuando dos tomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos

e- se encuentran compartidos entre los dos tomos pero no por igual.

Por ejemplo, en la molcula de HCl el tomo de cloro es ms

electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la

nube electrnica hacia s que el hidrgeno, con lo que la molcula es

elctricamente asimtrica con ms carga negativa concentrada en el

tomo de Cl y una cierta carga positiva en el tomo de H; se crea un

momento dipolar.

Algunos ejemplos de este tipo de enlaces son:

- el cloruro de hidrgeno:

al ser el tomo de cloro ms electronegativo, atraer ms hacia l los electrones del enlace y se

quedar cargado con una fraccin de carga negativa.

- el agua:

la diferencia de electronegatividad entre el O y el H explica su elevada polaridad y sto hace

que pueda utilizar como disolvente.

- el amoniaco:

la molcula de amoniaco posee tres enlaces simples polares.


102

c) enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el par

de e- que se comparte es aportado por un solo tomo. A los compuestos con este tipo de enlace

se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son:

- el ion amonio; por ejemplo en el cloruro amnico (NH4Cl):

es un compuesto inico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl-), donde el catin no es un

tomo sino una especie poliatmica en la que sus tomos estn unidos por enlaces covalentes,

uno de ellos coordinado o dativo:

uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N un enlace covalente

coordinado.

- el ozono: En el enlace simple, es el tomo central el que aporta los dos electrones del

enlace:

aparecen dos estructuras para el Ozono que se denominan resonantes.

El fenmeno de resonancia surge ante la

imposibilidad de poder representar el estado electrnico de

una molcula o ion mediante una sola estructura. En estos

casos, ninguna de las dos (o ms) estructuras resonantes tienen

existencia real, sino una hibridacin de todas ellas. Por

ejemplo, en el caso del ozono, los dos enlaces que forma el

tomo central con los de los extremos, son exactamente

iguales a pesar de que, en la estructura de Lewis, uno de ellos

sea un enlace covalente doble y el otro un enlace covalente

coordinado. Este fenmeno de la resonancia es bastante

frecuente.

El enlace qumico

103

4.3.3.- Estructuras electrnicas o diagramas de Lewis.

No debe confundirse un enlace polar con una molcula polar. As, por ejemplo, el enlace

C-H es covalente polar, pero la molcula de metano (CH4) es apolar ya que dicha molcula

tiene una estructura tetradrica que anula todos sus momentos dipolares.

Para conocer si una molcula es polar o no hay que conocer su estructura espacial.

El H2O es la molcula polar ms caracterstica. El ngulo que forman los dos enlaces

O-H es de 104'5 debido a la repulsin que ejercen sobre los electrones de los enlaces, dos pares

de electrones que posee el oxgeno:

En definitiva, una molcula con enlaces covalentes apolares, ser necesariamente

apolar, pero una molcula con enlaces covalentes polares, ser apolar si tiene simetra y polar

si carece de ella, es decir:

Para ver la estructura espacial de las molculas y conocer, en definitiva su polaridad, es

muy cmodo utilizar las estructuras de Lewis. Aunque ya las hemos utilizado, vamos a

profundizar un poco ms en ellas.


104

Para hallar la estructura de Lewis hay que tener en cuenta que:

- El Hidrgeno nunca puede tener ms de dos e- a su alrededor.

- Los tomos del 2 periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden estar

rodeados de ms de ocho e-.

- Los dems tomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen orbitales d vacos y por lo tanto pueden alojar ms de ocho e- a su alrededor.

Las estructuras de Lewis sirven tanto para representar tomos como iones o molculas.

Para ello hay que seguir los siguientes pasos:

a) Se representan las estructuras de Lewis de los elementos de la sustancia a estudiar.

Se suman todos los electrones de valencia y se halla el nmero de enlaces que habr en la

molcula con la siguiente frmula:

por ejemplo, para el CO2:

42

42683

enlacesden

b) Se forma el esqueleto de la molcula, formada por los smbolos de los elementos,

poniendo como tomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando al

hidrgeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de mayor Z).

siguiendo con el mismo ejemplo:

c) Se disponen los enlaces calculados en el apartado a) de todas las formas posibles, con

lo que se obtendrn hasta las estructuras resonantes si las hubiera. Despus se completan los

octetos de los tomos con pares de electrones no enlazantes:

en el caso del dixido de carbono hay tres posibilidades de colocar 4 enlaces entre los tres

tomos:

El enlace qumico

105

d) Se buscan las cargas formales de cada uno de los tomos en las estructuras obtenidas

(analizando los electrones que hay alrededor de cada uno de los tomos); y la ms estable ser

la que menos carga formal obtenga.

datos experimentales indican que el dixido de carbono es una estructura resonante de las tres

que hay representadas, teniendo mayor peso especfico la del centro.

Veamos otro ejemplo representando la estructura de Lewis del ion nitrato (NO3-):

a)

42

153684

enlacesden

b) esqueleto:

c) y d) (entre parntesis figuran las cargas globales):

datos experimentales demuestran que el ion nitrato es resonante siendo las tres estructuras

equivalentes.

Como hemos indicado anteriormente, hay elementos que no cumplen la regla del octeto.

Las causas pueden ser:

1.- Tener pocos electrones de valencia, no llegando a completar el octeto. As le ocurre

al hidrgeno, alcalinos, alcalinotrreos, trreos y carbonoideos con valencia +2.

2.- Tener muchos electrones de valencia, pudiendo ampliar el octeto al poseer orbitales

atmicos vacos en la capa de valencia.

generalmente es el tomo central de la molcula el que deja de cumplir la regla del octeto.

Vamos a verlo con algunos ejemplos:


106

1a) Monxido de carbono (CO): el carbono acta con ndice de oxidacin +2.

1b) Monxido de nitrgeno (NO): Hay un nmero impar de electrones en la molcula,

y el problema se resuelve con la resonancia, dejando el electrn impar en cada uno de los tomos

de la molcula:

1c) Tricloruro de aluminio (AlCl3): En los casos en los que no se cumple la regla del

octeto, la ecuacin:

4

2

33784

enlacesden

no se puede utilizar, ya que ella implica que cada uno de los tomos se rodea de ocho electrones.

Luego, no podemos hacer uso de que en el tricloruro de aluminio hayan 4 enlaces, de hecho, se

estructura de Lewis es:

2a) Pentacloruro de fsforo (PCl5):

4

2

55786

enlacesden

como vemos, esta ecuacin no se puede utilizar ya que en el compuesto al menos se necesitan

5 enlaces. Su estructura de Lewis se obtiene ampliando el octeto del fsforo, ya que, al

pertenecer al 3er perodo tiene orbitales atmicos vacos ("3d") donde se pueden albergar

electrones:

no hay cargas formales ni resonancia.

El enlace qumico

107

2b) Dixido de azufre (SO2):

3

2

62683

enlacesden

si nos fiamos del resultado de esa ecuacin, 3 enlaces, la estructura de Lewis sera:

seran dos estructuras resonantes con cargas formales, pero al poderse ampliar el octeto en el

tomo de azufre, ya que pertenece al 3er periodo:

y datos experimentales demuestran la existencia de dobles enlaces. Siempre que sea posible

eliminar cargas formales ampliando el octeto, se debe hacer.

2c) cido sulfrico (H2SO4): Su estructura de Lewis sera:

6

2

126462285

enlacesden

para unir todos los tomos, pero, como el azufre pertenece al tercer perodo puede ampliar el

octeto, y sabiendo que al tratarse de un cido, los hidrgenos deben estar unidos directamente

al oxgeno, se puede ver fcilmente que la estructura de Lewis del cido sulfrico ser:


108

4.3.4.- Estructuras espaciales de molculas.

Una vez realizada la estructura de Lewis de una molcula o ion en el plano, se puede

representar su estructura geomtrica en el espacio con slo considerar los pares de electrones

enlazantes y no enlazantes que tiene el tomo central de la molcula, teniendo en cuenta que

stos tendern a separarse el mximo unos de otros, en base a las repulsiones electrostticas que

deben existir. Hay que tener en cuenta que el ngulo de separacin entre ellos, tambin depende

del ncleo del tomo al que est enlazado el tomo central. La tabla de la pgina 84 nos indica

las formas geomtricas ms corrientes:

Si la molcula posee dobles o triples enlaces, en cuanto a su estructura geomtrica, se

trata como si fuese un enlace simple.

Como se ha comentado con anterioridad, una molcula covalente ser polar, en el caso

de que, teniendo enlaces covalentes polares, no posee una simetra, por lo que no se anularan

los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces y la molcula global tendr un momento

dipolar permanente. Por el contrario, si la molcula posee simetra, se anularn sus momentos

dipolares y ser apolar. Por ejemplo:

a) Hidruro de berilio (BeH2):

a pesar de que los enlaces son polares, al ser una molcula lineal y simtrica, ser apolar ya que

se anulan sus momentos dipolares.

Lo mismo le ocurre al metano (CH4) o al tricloruro de aluminio (AlCl3) cuyas estructuras

de Lewis ya hemos visto y tienen una estructura espacial tetradrica y trigonal respectivamente,

siendo las dos simtricas y por lo tanto apolares. El elemento ms electronegativo es el que se

carga negativamente en el dipolo.

El enlace qumico

109

b) Amoniaco (NH3): Tiene una estructura espacial de pirmide trigonal que no es

simtrica debido al par de electrones antienlazantes que tiene el nitrgeno, y por lo tanto ser

polar:

y el agua que tambin es una molcula polar; tiene una estructura tetradrica angular que

tampoco es simtrica debido a los dos pares de electrones que tiene libres el oxgeno:

A continuacin te presentamos una tabla con las estructuras geomtricas de molculas

ms sencillas y un ejemplo de cada una de ellas. Para deducirlas debes tener en cuenta los

siguientes aspectos:

- El nmero total de pares de electrones que hay alrededor del tomo central te ayudar a determinar la forma espacial de la molcula.

- Fjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te permitir deducir si la molcula es polar o apolar.

- Por otro lado, tambin hay que tener en cuenta si los tomos a los que se une el tomo central son iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos

tambin influir en la simetra o no de la molcula.

- Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura espacial de la molcula contarn como si fuese un solo enlace, slo que al haber ms

electrones en una zona concreta, los ngulos con respecto a los enlaces adyacentes

sern mayores.


110

Pares de electrones del

tomo central Pares

enlazantes

Pares no

enlazantes Forma geomtrica Ejemplo

2 2 0

lineal lineal BeH2

3

3

0

Triangular plana BCl3

2 1

Triangular plana Angular trigonal SnCl2

4

4 0

Tetradrica CH4

3 1

Pirmide trigonal NH3

2 2

Tetradrica Angular tetradrica H2O

5

5 0

Bipirmide trigonal PCl5

4 1

Tetraedro irregular TeCl4

3 2

Bipirmide trigonal Forma de T ClF3

6

6 0

Octodrica SF6

5 1

Pirmide de base cuadrada IF5

4 2

Octodrica Cuadrangular plana XeF4

4.3.5.- Teora del enlace de valencia (TEV).

El enlace qumico

111

La mecnica cuntica proporciona una explicacin ms completa del enlace covalente

de lo que lo hace la teora de Lewis de la comparticin de electrones, justificando el papel del

par de electrones en la constitucin de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la geometra

de las molculas formadas.

Consideremos la formacin de una molcula de hidrgeno (H2). Cuando los dos tomos

de Hidrgeno se aproximan, sus ncleos atraen cada vez ms a las nubes electrnicas del otro

tomo. Llega un momento en que las nubes se solapan parcialmente, con lo que la densidad

electrnica entre los ncleos se ve incrementada. Es esta densidad electrnica elevada la que

mantiene unidos, por atraccin electrosttica, los dos ncleos, quedando as constituida la

molcula.

La formacin del enlace H H, puede expresarse, por tanto, diciendo que se solapan los orbitales 1s de los dos tomos. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una

regin comn del espacio entre los dos ncleos, donde podramos decir que la probabilidad de

encontrar al electrn es mxima.

Desde el punto de vista energtico, cuando los

tomos estn muy separados, no hay interaccin (E=0). Al

aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s

y la fuerza de atraccin entre los tomos se incrementa, con

lo que la energa potencial del sistema disminuye y llega a

alcanzar un mnimo. En este momento, el solapamiento es

el ptimo y la distancia entre los ncleos es precisamente la

longitud del enlace H H de la molcula H2. Si a partir de este momento, seguimos acercando los tomos, la energa

potencial aumenta debido a la repulsin ejercida por los dos

ncleos de los dos tomos.

Una idea que conviene subrayar es que, para que el

proceso sea favorable, los orbitales atmicos que se solapan

espacialmente deben poseer electrones desapareados con

espines opuestos (para no incumplir el principio de exclusin de Pauli). Esto tambin explicara

la razn por la que los gases nobles no se unen ni siquiera consigo mismos, ya que no tienen

electrones desapareados.

As pues, la covalencia de un elemento o, el nmero de enlaces covalentes que podr

formar es igual al nmero de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flor tiene una

covalencia de 1, el oxgeno de 2.


112

Algunos elementos tienen ms de una covalencia ya que al tener orbitales vacos pueden

desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 7 porque posee los

orbitales 3d vacos.

En la teora de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por

solapamiento de los orbitales atmicos. Para un mejor solapamiento de los orbitales atmicos

de partida, estos deben tener tamao y energas parecidas, as como estructuras espaciales

adecuadas. La simetra de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales atmicos

que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. No vamos a profundizar mucho en

el tema, pero comentaremos que existen dos posibilidades:

a) Orbitales moleculares sigma (): Los orbitales atmicos se solapan frontalmente y se produce un nico solapamiento de las respectivas nubes electrnicas. Tiene un eje de simetra

con respecto a la lnea que une los dos ncleos. Una rotacin con respecto a dicho eje no produce

ningn cambio. La mxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales,

se concentra entre los dos ncleos fundamentalmente. A continuacin te presentamos algunos

ejemplos:

b) Orbitales moleculares pi (): Los orbitales atmicos se solapan lateralmente y se

produce dos o ms solapamiento de las respectivas nubes electrnicas. Existe un plano nodal

de simetra que incluye a los ncleos y la mxima probabilidad de encontrar a los electrones en

el orbital molecular formado no se concentra entre los ncleos:

El enlace qumico

113

Un orbital molecular es tanto ms estable cuanto mayor es el grado de solapamiento

entre los orbitales atmicos que lo forman. Los orbitales moleculares son ms estables que

los porque el grado de solapamiento de los orbitales s es mayor que el de los p.

4.3.6.- La teora de los orbitales moleculares (TOM).

Dentro del marco de la Mecnica cuntica, existe otra teora que tambin trata de

explicar el enlace covalente. Esta es la teora de los orbitales moleculares (TOM).

La TOM es una teora ms completa, pero tambin ms difcil de manejar y entender.

Estudia la molcula como un conjunto de ncleos y electrones para los cuales hay que resolver

la ecuacin de Schrdinger. De esta manera, se obtienen los orbitales del mbito de toda la

molcula que nos indican, al igual que los orbitales atmicos, la zona del espacio que encierra

entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar a los electrones de la molcula.

Los orbitales moleculares se forman por combinacin de orbitales atmicos. Si esta

combinacin da lugar a un orbital molecular de menor energa que los dos orbitales atmicos

de partida se llama enlazante, y si es de mayor energa antienlazante. En general, los e- slo se

disponen en orbitales moleculares antienlazantes cuando la molcula se encuentra en estado

excitado, al haber absorbido energa.

4.3.7.- Hibridacin de orbitales.

En algunas molculas se presenta el problema de explicar cmo a partir de orbitales

atmicos diferentes se pueden formar enlaces idnticos. Hay que suponer que durante la

reaccin se produce un proceso de hibridacin o recombinacin de orbitales atmicos puros,

resultando unos nuevos orbitales atmicos hbridos. Dichos orbitales se caracterizan por:

1) Se produce el mismo nmero de orbitales hbridos que orbitales atmicos de

partida.

2) Son todos iguales, energticamente y formalmente. Slo se diferencian en su

orientacin espacial.

3) Para que pueda existir hibridacin, la energa de los orbitales atmicos de partida

debe ser muy similar.

4) Los ngulos entre ellos son iguales.


114

Vamos a ver algunos ejemplos:

a) Hidruro de berilio (BeH2); hibridacin sp:

El Berilio tiene de nmero atmico Z = 4 y su estructura electrnica es:

con lo que al no tener electrones desapareados, no podra formar enlaces covalentes. Sin

embargo, con un poco de energa, adquiere la siguiente configuracin:

ya que al tener los orbitales atmicos 2s y 2p energas muy parecidas, resulta fcil que un

electrn de los situados en el orbital 2s pase a ocupar un orbital 2p vaco evitando as la

repulsin que podra existir al haber dos electrones en el mismo orbital 2s. De esta manera, al

tener dos electrones desapareados podra formar dos enlaces covalentes.

Al unirse con el hidrgeno, se puede pensar que el estar los dos electrones en orbitales

atmicos distintos (en energa, forma, tamao y orientacin), los enlaces sean distintos, pero

experimentalmente se comprueba que los dos enlaces son idnticos. Esto se explica diciendo

que ha habido una homogeneizacin de un orbital s y otro p (hibridacin sp). Se forman dos

orbitales hbridos sp:

La molcula de hidruro de berilio es lineal.

b) Borano (BH3); hibridacin sp2 :

El Boro tiene de nmero atmico Z = 5 y su estructura electrnica es:

El enlace qumico

115

al tener un electrn desapareado, slo podra formar un enlace. Sin embargo, por la misma razn

que en el caso anterior, con un poco de energa, adquiere la siguiente configuracin:

As, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero, al

igual que antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atmicos en los que estn

los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneizacin de un

orbital s y dos p (hibridacin sp2). Se producen tres orbitales hbridos sp2:

La molcula de trihidruro de boro o borano es trigonal, cada enlace est separado del

otro formando un ngulo de 120 :

c) Metano (CH4); hibridacin sp

3 :

El Carbono tiene de nmero atmico Z = 6 y su estructura electrnica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. As es su configuracin cuando

acta con valencia 2. Pero la mayora de los compuestos del carbono tienen lugar cuando ste

acta con valencia 4, adquiriendo la siguiente configuracin:


116

As, al tener cuatro electrones desapareados puede formar cuatro enlaces covalentes.

Experimentalmente, tambin se ha comprobado que los cuatro enlaces son iguales,

producindose una homogeneizacin de un orbital s y tres p (hibridacin sp3). Se producen

cuatro orbitales hbridos sp3:

La molcula de tretrahidruro de carbono o metano es tretragonal.

d) Hexafluoruro de azufre (SF6); hibridacin sp3d2 :

El Azufre tiene de nmero atmico Z = 16 y su estructura electrnica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. As es su configuracin cuando

acta con valencia 2. Pero, al tener los orbitales 3d una energa similar a la de los 3s y 3p, con

un poco ms de energa, desaparea todos sus electrones adquiriendo la configuracin:

Los seis enlaces que puede formar son iguales, producindose una homogeneizacin de

un orbital s, tres p y dos d, es decir, se forman seis orbitales hbridos sp3d2:

El enlace qumico

117

La molcula de hexafluoruro de azufre tiene una estructura espacial octodrica.

4.3.8.- Enlaces intermoleculares.

Entre las molculas con enlaces covalentes se establecen fuerzas de atraccin elctrica,

cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas.

Vamos a diferenciar entre atracciones de tres tipos:

a) Fuerzas de atraccin entre dipolos.

b) Enlaces por puente de hidrgeno.

a) Fuerzas de atraccin entre dipolos: Fueron postuladas por Van der Waals en 1873,

y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podra explicar

la licuacin de determinados gases formados por molculas no polares.

Son fuerzas dbiles de atraccin entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de

London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).

a1) Fuerzas de London: se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e

incluso entre tomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los electrones

de dichas sustancias pierden energa cintica, y entonces, es posible, que en un

instante determinado exista ms densidad de carga electrnica en un extremo de la

molcula que en otro, crendose un dipolo inducido. Si sto ocurre en molculas (o

tomos) contiguos, puede hacer que se atraigan formando uniones entre ellas,

pudindose llegar a la licuacin de dichos gases. A medida que el tomo o la

molcula sea ms grande, este dipolo inducido ser ms fcil de crear.

a2) Fuerzas de Van der Waals: si las molculas ya son polares, los dipolos se orientan

para atraerse con el polo de signo contrario de la molcula vecina, existiendo

fuerzas de atraccin entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo dbiles, son

mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.


118

b) enlaces por puente de hidrgeno: Para que se produzca un enlace de este tipo, deben

cumplirse dos condiciones:

1.- El hidrgeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con

lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace

covalente muy polar, donde el hidrgeno es el que se carga positivamente.

2.- El elemento al que se une el hidrgeno debe tener pares de electrones que

no formen parte del enlace covalente polar con el hidrgeno.

3.- La molcula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetra que anule los

dipolos creados.

Entonces se produce una doble atraccin de tipo electrosttico entre:

1.- dipolos de molculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molcula

con el negativo de otra.

2.- el polo positivo del dipolo de una molcula con los pares de electrones no

enlazantes del elemento al que se une el hidrgeno, de otra molcula.

Este es el llamado enlace por puente de hidrgeno que es mucho ms fuerte que las

fuerzas de Van der Waals.

Hay que sealar tambin que los enlaces por puente de hidrgeno se pueden dar entre

molculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molcula si su geometra es la

adecuada (intramoleculares).

Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces

por puente de hidrgeno son mucho ms dbiles que los enlaces covalentes, y de hecho, cuando

calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fcil los enlaces

intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos tomos de la

molcula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrgeno y oxgeno sino vapor

de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrgeno pero no los enlaces covalentes

que unen a los tomos de hidrgeno con el de oxgeno.

El enlace qumico

119

4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares.

A temperaturas bajas, todos estos compuestos se encuentran en estado slido formando

redes cristalinas muy dbiles. La formacin de estas redes se explica por las dbiles fuerzas de

Van der Waals que se originan por atraccin electrosttica entre dipolos, ya sean permanentes

o inducidos. Los de las molculas apolares son slidos blandos (como por ejemplo los de yodo),

mientras que los de las sustancias polares son algo ms duros ya que las fuerzas que unen las

molculas son algo ms grandes, por ejemplo en el hielo.

En general tienen puntos de fusin y ebullicin muy bajos, y van aumentando en funcin

de la mayor polaridad de las molculas o del mayor peso molecular, ya que, de esta manera, al

ser ms fcil crear el dipolo, las uniones sern ms fuertes, por ejemplo:

Sustancia Punto de ebullicin

(C)

Peso molecular

(umas)

Momento bipolar

(D)

H2O 100 18 185

CH4 - 164 16 0

CH3 - CH3 - 89 30 0

CH3 - CH2 - CH3 - 42 44 0084

CH3 - CH2 - OH 785 46 1,69

Las sustancias apolares no son conductoras de la corriente elctrica ya que no poseen

partculas cargadas que puedan quedar libres; sin embargo, las polares, al tener dipolos

permanentes, pueden conducir, aunque poco, la electricidad.

Dichas sustancias suelen presentarse a temperatura ambiente y presin atmosfrica

como gases, aunque a medida que las fuerzas intermoleculares aumentan, pueden llegar a ser

lquidos e incluso slidos.

Cabe resaltar, tambin, que los lquidos covalentes polares, como el agua, tienden a ser

muy buenos disolventes de las sustancias inicas, pero la tendencia de las sustancias

moleculares es a disolverse en disolventes apolares.

4.4.- Las sustancias covalentes (macromolculas).

4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes.

Las sustancias covalentes son gigantescas agrupaciones de tomos unidos por enlaces

covalentes formando slidos con redes tridimensionales. Dichos tomos deben tener una

electronegatividad elevada, junto con la capacidad de tener tres o cuatro electrones enlazantes

para formar fuertes enlaces covalentes. Se puede considerar a todo el slido como una gran

molcula.

Ejemplos de estas sustancias son el carbono diamante, el cuarzo (dixido de silicio), el

carburo de Silicio, etc.


120

4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes.

Como los tomos estn unidos por fuertes enlaces covalentes muy estables, no es de

extraar que, estos slidos sean extremadamente duros, tengan puntos de fusin muy altos y

sean virtualmente insolubles; slo se disuelvan en compuestos que reaccionen qumicamente

con ellos. Tienen escasa conductividad elctrica debido a la gran localizacin de los electrones

en las regiones donde se encuentran los enlaces covalentes que hacen que sean incapaces de

moverse libremente por la accin de un campo elctrico externo.

4.4.3.- Estructuras de algunas sustancias covalentes.

a) Cuarzo: El cuarzo es una estructura particular de cristalizar el dixido de silicio. Cada

tomo de Si se encuentra enlazado con 4 de O y a su vez cada O est unido a dos Si mediante

enlaces covalentes polares, formando una red de gran nmero de tomos, (SiO2).

b) Carbono diamante y carbono grafito: En el carbono diamante, los tomos de carbono

se unen para formar un retculo cristalino de dimensiones infinitas, en la que cada uno de ellos

se une a otros cuatro mediante enlaces covalentes puros formando estructuras tetradricas. Esto

explica su elevada dureza, su baja reactividad, su nula conductividad elctrica y su casi

infusibilidad.

El enlace qumico

121

Por otra parte, el carbono grafito, es otra estructura cristalina del carbono. Mientras que

el carbono diamante es una red tridimensional, el grafito es un slido con redes en forma de

capa. Contiene agrupaciones de tomos de carbono unidos por enlaces covalentes puros, de

dimensiones infinitas, pero en dos direcciones. De los cuatro electrones que tiene cada uno de

los tomos de carbono, tres se utilizan para unirlo con un enlace covalente puro a otros tres en

un mismo plano formando estructuras hexagonales de seis tomos, y el cuarto electrn est

deslocalizado entre los planos tratando de unirlos. En virtud de esta estructura, el carbono

grafito es conductor de la electricidad y del calor, carece de la dureza del diamante y se exfolia

fcilmente, es decir, se puede laminar.


122

4.5.- Las sustancias metlicas.

4.5.1.- El enlace metlico.

La gran mayora de los elementos conocidos son metlicos. Todos ellos son conductores

del calor y de la electricidad. Se caracterizan por:

a) Tener pocos electrones en su ltima capa.

b) Bajo potencial de ionizacin.

Los compuestos formados entre los metales se llaman aleaciones y no obedecen,

generalmente a las reglas de la estequiometra; as, el cobre disuelve al cinc en cantidades que

pueden variar desde la traza hasta el 38'4%. Cualquier aleacin de estos dos elementos entre

esos dos porcentajes recibe el nombre de latn, y como no posee una composicin definida se

le clasifica como una simple disolucin, aunque sus iones estn unidos por fuertes enlaces

metlicos.

Todava hoy no se conoce un modelo que explique de forma convincente como se unen

los tomos de los metales. Estudios de rayos X confirman que en la red cristalina existen iones.

Sin embargo debe descartarse el modelo de enlace inico porque ello supondra la transferencia

de electrones lo cual no es lgico en tomos iguales. Por otra parte el enlace covalente tambin

queda descartado ya que en este caso los e- estaran localizados y los metales no conduciran la

electricidad lo que no es cierto.

Para explicar los hechos existen dos teoras: el modelo del gas de electrones y la teora

de bandas que a continuacin pasamos a detallar.

4.5.2.- El modelo del gas de electrones.

Es el modelo ms sencillo basado en la intuicin ms que en conocimientos cientficos

rigurosos y est sustentado en las siguientes hiptesis:

- Los tomos metlicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedndose cargados positivamente.

- Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende en gran medida del tamao de los cationes del metal.

- Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada in sino a toda la red cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones, neutralizando

la carga positiva.

- El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no puede escapar de ella debido a la atraccin electrosttica con los cationes.

es decir, el modelo sugiere que los electrones de valencia estn

totalmente libres y deslocalizados, formando una nube

electrnica que interacciona simultneamente con muchos

cationes. Esto explicara la presencia de iones y la

conductividad elctrica de los metales. Por lo tanto, al hablar

de un metal como el Fe, habra que hablar de una gran

macromolcula Fen.

El enlace qumico

123

4.5.3.- La teora de bandas.

La teora de bandas est basada en la mecnica cuntica y procede de la teora de los

orbitales moleculares (TOM). En esta teora, se considera el enlace metlico como un caso

extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de forma

conjunta y simultnea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atmicos y se forman

orbitales moleculares con energas muy parecidas, tan prximas entre ellas que todos en

conjunto ocupan lo que se franja de denomina una banda de energa. Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de

energa, estas son tan prximas que pueden ocupar cualquier posicin dentro de la banda.

La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama

banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacos se llama

banda de conduccin. A veces, ambas bandas se solapan energticamente hablando.

Este modelo explica bastante bien el comportamiento elctrico no solo de las sustancias

conductoras sino tambin de las semiconductoras y las aislantes.

En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energticamente

con la banda de conduccin que est vaca, disponiendo de orbitales moleculares vacos que

pueden ocupar con un mnimo aporte de energa, es decir, que los electrones estn casi libres

pudiendo conducir la corriente

elctrica.

En los semiconductores y en

los aislantes, la banda de valencia no

se solapa con la de conduccin. Hay

una zona intermedia llamada banda

prohibida. En los semiconductores,

como el Silicio o el Germanio, la

anchura de la banda prohibida no es

muy grande y los electrones con

suficiente energa cintica pueden

pasar a la banda de conduccin, por

esa razn, los semiconductores

conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la banda prohibida es

tan ancha que ningn electrn puede saltarla. La banda de conduccin est siempre vaca.

4.5.4.- Propiedades de las sustancias metlicas.

Las propiedades de las sustancias metlicas difieren mucho de unas a otras, pero vamos

a hablar en general de todas ellas:

a) Densidad: El empaquetamiento compacto de los iones en la red cristalina metlica

hace que las densidades de los metales sean altas en general, aunque hay mucha diversidad y

excepciones, por ejemplo, los metales alcalinos y el plomo son muy blandos, mientras que el

osmio y el platino son muy duros. Todos son slidos excepto el Mercurio, el Cesio y el Francio

que son lquidos.


124

b) Puntos de fusin y ebullicin: En general el enlace metlico mantiene los iones

fuertemente unidos dado que la mayora poseen puntos de fusin y de ebullicin muy altos,

aunque hay grandes variaciones, desde el cesio, (29C), hasta el platino que es casi infusible.

Los puntos de fusin y ebullicin dependen en gran medida de dos factores:

i) del tamao: A medida que el tamao del ion es mayor, el punto de ebullicin

disminuye.

ii) del nmero de electrones cedidos por cada tomo: A medida que el nmero de

electrones cedidos por cada tomo sea mayor, el punto de fusin ser ms alto.

Aqu te damos unos datos para que lo compruebes t mismo:

c)

Conductividad elctrica y trmica: Son buenos conductores elctricos, ya que los electrones

de la nube electrnica se pueden mover con total libertad. Por la misma razn, si los metales se

calientan, los electrones adquieren mayor energa cintica que se va trasladando por todo el

metal.

d) Propiedades mecnicas: Son dctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento) y

maleables (se pueden laminar) debido a la naturaleza de las fuerzas que mantienen unido al

slido, es decir, que siempre que la separacin entre los cationes no sea muy grande, la nube

electrnica los mantendr unidos).

e) Brillo: Debido a la movilidad de electrones, son capaces de absorber y despus

remitir prcticamente todas las longitudes de onda de la luz visible, por eso en general tienen

un color negruzco y opaco; el cobre y el oro no remiten una parte de la radiacin azul que

reciben y por eso tienen un color amarillento.

Nmero de electrones enlazantes 1 2 3

elemento: Punto de fusin (C)

K : 54

Rb : 39

Cs : 29

Ca : 851

Sr : 771

Ba : 717

Sc : 1397

Y : 1277

La : 887

El enlace qumico

125

4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias.

Propiedad Sustancias

inicas

Sustancias

moleculares

Sustancias

macromoleculares

Sustancias

metlicas

Dureza Duras pero frgiles Blandas Muy duras Duras y blandas

(gran variedad)

Estado a

temperatura

ambiente

Slidas Gases, lquidas y

slidas Slidas

Slidas menos el Hg

(lquido)

Puntos de fusin Altos Variados sin

llegar a ser altos Muy altos Variados pero altos

Puntos de

ebullicin

Lquidos en gran

rango de

temperaturas

Lquidos en

pequeos rangos

de temperatura

Muy altos Muy altos

Solubilidad en

agua Solubles en general

Insolubles en

general Insolubles

Insolubles en

general

Solubilidad en

disolventes

apolares

Insolubles Solubles en

general Insolubles Insolubles

Conductividad

elctrica

Si disueltos o

fundidos; no en

estado slido

No No Si

Ejemplos NaCL

HgO

MgCO3

F2

CO2

CH4

Diamante (Cn)

Cuarzo (SiO2)

Carburo de Silicio

Aln Fen

Crn

4.7.- Problemas y cuestiones.

191.- Interpretar de forma cualitativa la siguiente tabla:

Compuesto NaF NaCl NaBr NaI

Temperatura de fusin (C) 1000 800 750 670

y predecir cul de los dos compuestos NaF o CaO tendr mayor temperatura de fusin,

teniendo en cuenta que tienen la misma estructura cristalina y sus iones tienen radios

similares.

192.- Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de nmeros atmicos 6, 9, 13 y 19

respectivamente. Averigua:

a) el nmero de electrones de la capa de valencia.

b) su clasificacin en metales y no metales.

c) Las frmulas de los compuestos que formar B con cada uno de los restantes

elementos y ordenarlos desde el ms inico hasta el ms covalente.

193.- Qu quiere decir que una molcula es polar? Qu molcula ser ms polar el CH4 o

el NH3? y entre el NH3 y el NF3?


126

194.- Dar una explicacin entre los siguientes hechos:

a) el cloruro sdico tiene un punto de fusin de 800 C, en cambio, el cloro es un gas a

temperatura ambiente. b) el diamante no conduce la corriente elctrica mientras que el

nquel si lo hace. Y el grafito? c) el flor es una molcula covalente mientras que el

fluoruro de cesio es inico.

195.- Indicar qu fuerzas atractivas han de ser vencidas para que se verifiquen los siguientes

procesos:

a) Disolucin de nitrato sdico en agua; b) Fusin de un cristal de hielo; c) Ebullicin de

hidrgeno lquido y d) Fusin de una aleacin de plomo-estao (soldadura).

196.- Justificar la geometra de las siguientes molculas, as como su longitud de enlace y su

energa de enlace:

Molcula ngulo de enlace Longitud de enlace Energa de enlace C2H6 109'5 1'54 A 346'94 KJ/mol

C2H4 120 1'34 A 610'28 KJ/mol

C2H2 180 1'20 A 836'02 KJ/mol

197.- Las grficas siguientes proporcionan los valores de temperaturas de ebullicin de algunos

compuestos. Tratar de explicar las variaciones que presentan as como las anomalas:

198.- Teniendo en cuenta la estructura electrnica, cul es el motivo de que los halgenos

tengan predominantemente valencias impares?

199.- Indicar en qu sustancias de las mencionadas abajo existen enlaces por puente de

hidrgeno, para lo que es recomendable dibujar su estructura espacial:

Compuesto Mr (umas) T. Ebullicin Compuesto Mr (umas) T. Ebullicin

CH4 16 - 1614 CH3 - CH3 30 - 880 NH3 17 - 331 CH3 - NH2 31 - 67 H2O 18 100,0 CH3 - OH 32 650

200.- Clasificar como covalente puro, covalente polar o inico el enlace que presentar la unin

de los siguientes pares de elementos, explicndolo:

a) Li-O b) Br-I c) Mg-H d) O-O e) Rb-F

201.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: NF3 ; SO2 ; SF4

a) determinar su estructura espacial.

b) indicar para todas las molculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso, establecer

qu tomo se cargar positivamente y cul negativamente.

c) establecer cules de las molculas son polares.

El enlace qumico

127

202.- Clasificar como inico, covalente molecular, covalente macromolecular o metlico:

a) Un slido que funde por debajo de los 100 C dando un lquido no conductor de la

electricidad.

b) Un slido que conduce la corriente elctrica.

c) Un slido que no es conductor, pero s lo es cuando funde.

d) Un slido aislante que no se disuelve en agua y funde a 2000

e) Un slido aislante que se disuelve en agua dando una disolucin conductora de la

electricidad.

203.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:

SiCl4 ; CO ; NO2- ; BrF3

a) determinar su estructura espacial.

b) indicar para todas las molculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso, establecer

qu tomo se cargar positivamente y cul negativamente.

c) establecer cules de las molculas son polares.

204.- Escribir las estructuras de Lewis para el metano y el amonaco. Cules son las fuerzas

intermoleculares que mantienen unidas a sus molculas en estado slido? cul de las dos

sustancias tendr un punto de fusin ms elevado?. Justifica las respuestas.

205.- Trata de identificar las siguientes temperaturas de ebullicin a qu gas noble Ne, Ar o Kr

pertenecen. Justifica la respuesta.

-152'30 C, -246'05 C, -185'71 C

206.- Asigna correctamente a cada sustancia su punto de ebullicin:

Compuesto CaO KF CsI

Punto de ebullicin (C) 1280 1505 2850

207.- Indicar el tipo de enlace interatmico e intermolecular de las siguientes sustancias:

a) NaCl (s), b) NaCl (ac), c) NaCl (g) d) H2 (s), e) H2 (g)

f) NH3 (g) g) NH4OH (ac)

208.- Explica el hecho de que el H2O, HF y NH3 tengan puntos de ebullicin superiores que

el resto de los compuestos de hidrgeno con los elementos de la misma familia.

209.- Por qu los restantes elementos de la familia del oxgeno, nitrgeno o flor no forman

tambin enlace de hidrgeno, si su configuracin electrnica externa es la misma que la

de estos elementos?.

210.- Justificar, en base a la configuracin electrnica del tomo central, la existencia de estas

molculas: CO2 , PF3, SO2

211.- Las neveras emplean para refrigerar gas fren, CF2Cl2, un gas que ataca el ozono de la

estratosfera. En las cmaras de gas se emplea uno txico, HCN. Dibuja los diagramas de

Lewis de sus molculas.


128

212.- Explica el hecho de que siendo el fsforo y silicio elementos prximos en la tabla

peridica la molcula PF3 sea polar mientras que SiF4 no lo sea.

213- Dada la tabla adjunta, ordena segn su polaridad, los siguientes enlaces: H--F, Cl--Cl, H--S, H--N, H--Cl, Cl--F, C--O, H--O, H--C.

Elemento F O Cl N C S H

Electronegatividad 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1

214.- Explica la forma geomtrica de la molcula de H2O y justifica por qu el ngulo de enlace

es menor de 109o.

215.- Justifique la polaridad o no polaridad de las molculas de: CCl4 , SiH4 , BF3 ,BeI2 .

216.- Dados los compuestos siguientes: NaCl, NaI, KCl, LiF, ordenarlos segn un orden

creciente de distancia interinica.

217.- Dados los compuestos siguientes: OF2 ; BF3 ; NF3, dibuja sus diagramas de Lewis,

pronostica su tipo de enlace, la polaridad de los mismos y su geometra .

218.- Dibujar la estructura de Lewis y describir la forma geomtrica de las siguientes

molculas: CO2, H2, NH3, HCHO (metanal), SO2. Sern molculas polares?.

219.- Indica la diferencia entre las propiedades fsicas del cobre, del dixido de carbono y del

fluoruro de cesio a partir del tipo de enlace de cada uno.

220.- Dados los elementos A y B de nmeros atmicos 9 y 19 respectivamente, indica: a) Tipo

de enlace que formaran: A-A, B-B y A-B. b) Sera el compuesto A-B soluble en agua?

Por qu?.

221.- Explica muy brevemente por qu el agua disuelve a los compuestos inicos mientras que

el CCl4 no lo hace.

222.- La molcula de agua es polar, mientras que la de CO2 no lo es. Explica estos hechos a

partir de las geometras moleculares.

223.- Representar segn Lewis la estructura del in nitrato indicando tambin su geometra.

224.- Escriba la configuracin de Lewis de la molcula de metano, e indique geometra,

ngulos de enlace y si la molcula es polar.

225.- Indicar cul es el nmero de coordinacin del in sodio en el cloruro sdico. Qu

estructura presenta el cloruro sdico?.

226.- El aspecto ms sobresaliente del enlace en los compuestos del carbono es que el carbono

puede formar cuatro enlaces con los tomos vecinos. Justifique este hecho.

El enlace qumico

129

227.- Dibujad las estructuras de Lewis y determinad la geometra molecular de las siguientes

molculas: cloruro de hidrgeno, agua, trifluoruro de boro, acetileno, amonaco,

tetracloruro de carbono.

228.- Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes especies: in xido, bromuro de

hidrgeno, anin sulfato.

229.- Representad la estructura de Lewis para las siguientes molculas:

a) CF4, b) PCl5, c) PCl3, d) Br2. Qu geometra asignarais a las molculas CF4 y PCl3?.

230.- Clasificad las siguientes sustancias segn su enlace sea inico o covalente: agua, cloruro

sdico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, xido de magnesio, xido de calcio y cloruro

clcico.

231.- Indicad la geometra de las molculas: BeH2, BCl3 y CBr4.

232.- Clasificad las siguientes especies qumicas como slidos, lquidos o gases a temperatura

ambiente: HCl, CH3COOH, CO2, NH3, Cl2, NaOH, I2, Fe, CaCO3, KCl, NiCl2, NaI, CH4.

233.- Dad ejemplos de cinco elementos que sean gases, cinco que sean slidos y uno que sea

lquido a temperatura ambiente.

234.- Indicad la configuracin electrnica del tomo de boro en su estado fundamental y

razonad cul sera la geometra de la molcula BF3.

235.- Qu nmero mximo de enlaces podran formar los elementos C , B, As y Be con el

flor, si todos los electrones de valencia de estos tomos participaran en la formacin de

enlaces?

236.- Clasificar como covalente polar, apolar o inico el enlace qumico que se formar entre

los siguientes pares de elementos, explicndolo:

a) Li y O; b) Br y I; c) O y O; d) Rb y F.

237.- Escribir las estructuras de Lewis para el CH4 y el NH3. Qu tipos de fuerzas

intermoleculares mantienen unidas a las molculas de ambos compuestos en estado

slido?. Cul de las dos sustancias tendr punto de fusin ms elevado?. Por qu?.

238.- Indicar el tipo de enlace, interatmico e intermolecular, de las siguientes sustancias:

NaCl(s); C(diamante); H2 (s); H2(g); NH3 (g).

239.- La metilamina, CH3NH2, es el primer trmino de la serie de las aminas primarias.

Representar esta molcula mediante un diagrama de Lewis. Indicar el nmero de pares

de electrones enlazantes y no enlazantes.


130

240.- Ordenar y justificar las siguientes sustancias segn sus puntos de fusin crecientes: NaCl,

He, Br2, Fe.

241.- Decir qu tipo de sustancia (molecular, etc. ) es cada una de las siguientes:

a) sulfuro de hidrgeno, b) diamante, c) aluminio, y d) nitrato potsico.

242.- Ordenar los siguientes enlaces segn su polaridad creciente, e indicar si alguno de ellos

es inico:

a) Be--Cl, b) C--I, c) Ba--F, d) Al--Br, e) S--O, f) C--O.

Teniendo en cuenta las electronegatividades:

Elemento Be C O F Al S Cl Br I Ba

Electronegatividad 1,5 2,5 3,5 4,0 1,5 2,5 3,0 2,8 2,5 0,9

243.- Decir qu tipo de atraccin o de enlace qumico ha de romperse para:

a) fundir cloruro sdico, b) sublimar naftalina (naftaleno, C10 H8), c) disolver bromo en

agua, d) disolver bromo en tetracloruro de carbono, e) fundir oro, f) vaporizar agua, g)

vaporizar C (diamante)

244.- Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) silicio, 3) metano, 4) cloruro potsico y 5)

agua, escoger las ms representativas de:

a) Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la

temperatura ambiente.

b) Una sustancia de alta conductividad elctrica, que funde alrededor de los 200 C.

c) Un slido covalente de muy alto punto de fusin.

d) Una sustancia no conductora que se transforma en conductora al fundir.

e) Una sustancia con enlaces de hidrgeno.

245.- Indicar el nmero de pares de electrones enlazantes y no enlazantes en el entorno del

tomo central de la siguientes molculas: H2O, PBr3, BCl3, CO2. Indica la geometra de

las molculas.

246.- Representar el in OH- mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de electrones

para comprobar que tiene una carga negativa.

247.- De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. Cul es y por qu?.

248.- Deducir la geometra de la molcula de H2O, ngulo de enlace, naturaleza de los enlaces

que se forman, polaridad de la molcula y fuerzas intermoleculares que puede presentar.

249.- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes molculas, indicando la geometra

molecular y si es polar o apolar para las siguientes moleculas: SO2, CS2 y HCN.

250.- Deducir la geometra y la polaridad de las siguientes molculas: HCN, AsCl3 y SiH4.

El enlace qumico

131

251.- Clasificar cada uno de los slidos siguientes segn la naturaleza del enlace:

a) amalgama de dentista (70% de Mercurio y 30% de Cobre); b) bolas de naftalina

(naftaleno, C10H8); c) C (diamante); d) cloruro de rubidio, RbCl.

Asignar a cada uno de ellos la propiedad siguiente que les cuadre ms: 1) Muy duro. 2)

Blando como la cera. 3) Punto de fusin por encima de los 2000 K. 4) Conductividad

elctrica elevada. 5) Maleable. 6) Con brillo metlico. 7) Cristal que se quiebra

fcilmente al golpearlo. 8) Soluble en agua dando una disolucin conductora. 9) Aislante

que se convierte en conductor elctrico al fundirse. 10) Con olor fcilmente detectable.

252.- a) Escribid las estructuras de Lewis del tricloruro de fsforo y el trifluoruro de boro.

b) Proponed una estructura para cada uno de ellos.

c) Justificad el diferente comportamiento polar de ambas especies.

253.- Ordenar segn la polaridad creciente los enlaces de las siguientes molculas: a) HI, HF,

HBr, HCl; b) CH4, BH3, H2O, HF.

254.- Cuando reacciona cloro (gas) con sodio (slido) se forma cloruro de sodio (slido). Estas

tres sustancias se caracterizan por poseer cada una un tipo de enlace diferente. Explique

brevemente las caractersticas del enlace en cada una de ellas.

255.- Concepto de polaridad del enlace covalente. Explique cul sera el orden de mayor a

menor polaridad de los enlaces N-N, N-F y N-O.

256.- Entre las siguientes sustancias: i) Li, ii) diamante, iii) bromuro de cesio y iv) agua:

a) Cul de ellas est formada por molculas unidas por enlaces de hidrgeno?.

b) Cul de ellas es conductora?.

c) Cul de ellas presenta mayor punto de fusin?.

d) Cul de ellas es un aislante pero conduce la corriente elctrica al disolverla en agua?.

Razone las respuestas.

257.- Dadas las siguientes sustancias: a) Bromuro de cesio; b) Dixido de nitrgeno; c) Yoduro

clcico; d) Sodio metlico. Indicar el tipo de enlace qumico que predomina en cada una

de ellas.

258.- Justifique la geometra molecular de las siguientes especies: AsCl3, CO2, H3O+, BF3.

259.- El elemento de nmero atmico 38 se combina con el elemento de nmero atmico 16.

a) Indicar la configuracin electrnica de los tomos de estos elementos en estado

fundamental y sealar a qu grupo de la tabla peridica pertenece cada uno de ellos.

b) Indicar el tipo de enlace y algunas propiedades del compuesto que resulta.

260- Dadas las siguientes sustancias: H2, NaF, H2O, C(diamante) y CaSO4: Indique los tipos

de enlace que presentan. y el estado de agregacin, a 25 C y presin atmosfrica, que

cabra esperar en cada caso.


132

261.- Dadas las siguientes molculas: diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de

boro y amoniaco; a) Justificar su geometra molecualr. b) Indicar que molculas

presentan momento dipolar.

262.- Represente las estructura de Lewis, indicando geometra molecular y polaridad de las

molculas: NH3, F2O, SnBr2. Razone las respuestas.

263.- Escriba las estructuras electrnicas de Lewis de las siguientes especies: F-, NH4+, etano,

eteno y etino.

264.- Sean X e Y elementos del sistema peridico, de configuraciones electrnicas:

1s22s22p63s2 y 1s22s22p5, respectivamente. a) Cul ser la frmula ms probable del

compuesto formado entre X e Y?. b) Qu tipo de enlace existir entre X e Y?. Raznelo.

265.- Cul es la configuracin electrnica del in Ca+2 y qu tipo de enlace presentan el calcio

elemental y el sulfato clcico?.

266.- Dados las siguientes sustancias: agua, hierro, cloruro potsico y amoniaco, indicar cual

es el tipo de enlace qumico que presentan.

267.- Indicar si las siguientes molculas tendrn o no enlaces mltiples: HCN, CS2, CO2 y BH3.

Cul es su geometra?.

268.- Dados los siguientes compuestos NO, H2S y K2SO4, se pide razonar para cada uno de

ellos:

a) En qu tipo de compuesto lo clasificaras?

b) Estado de agregacin previsible a temperatura ordinaria.

269.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son slidos pero la naturaleza de sus retculos

es muy distinta. Explicar los tipos de slidos que forman y deducir algunas propiedades

directamente relacionadas con su estructura.

270.- Dar una explicacin a los siguientes hechos:

a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusin de 800 C, en cambio el cloro es un gas a

temperatura ambiente.

b) El diamante no conduce la corriente elctrica, mientras que el nquel si lo hace, y el

grafito?

c) El flor es una sustancia molecular, mientras que el fluoruro de cesio es inico.

271.- Clasifique como: metlico, covalente, inico o molecular.

a) Un slido que conduce la corriente elctrica.

b) Un slido que no es conductor, pero s lo es cuando se funde .

c) Un slido aislante que no se disuelve en agua y que funde a 2000 C.

d) Un slido aislante que se disuelve en agua dando una disolucin conductora de la

electricidad.

El enlace qumico

133

272.- Naturaleza de las fuerzas de Van der Waals. Seguidamente se dan los siguientes puntos

de ebullicin que corresponden a los gases nobles: Ne, Ar y Kr: : -152,3 C, - 246,048 C

y -185,7 C. Diga a qu gas noble corresponde cada punto de ebullicin, explicando su

respuesta.

273.- Diga qu tipo de slido (molecular, covalente, inico o metlico) forma cada una de las

siguientes sustancias, explicndolo: (i) agua, (ii) silicio, (iii) magnesio, (iv) sal comn.

Para cada uno de ellos, determine las siguientes propiedades fsicas: a) punto de fusin

(alto, medio, bajo); b) conductividad elctrica (conductor, aislante).

274.- Dadas las siguientes sustancias: litio, etano, fluoruro de sodio y slice (dixido de silicio),

clasificarlas atendiendo al tipo de enlace que presenta: a) Segn su dureza. b) La que

mejor conduce en estado slido. c) La que presenta las fuerzas intermoleculares ms

dbiles. d) La ms soluble en disolventes polares.

275.- Realiza un trabajo monogrfico donde se reflejen:

- tipo de enlaces que mantienen unidos a los tomos o iones. - estructura de la red cristalina. - justificacin de las propiedades fsicas, qumicas y mecnicas en base a los dos

puntos anteriores.

de los siguientes compuestos:

a) cloruro sdico.

b) cloruro de cesio.

c) Blenda (sulfuro de cinc).

d) Cuarzo (dixido de silicio).

e) Carbono grafito.

f) Carbono diamante.

g) Azufre en sus distintas formas de cristalizacin.


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Enlace Químico

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