PROPIEDADES PERIÓDICAS  FACTORES GENERALES DE LOS QUE DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS  Carga nuclear: carga positiva del núcleo del átomo, o sea, el número de protones o Z,  el número atómico.  Capa de valencia: capa más externa en la que se encuentran los electrones de valencia  y determina la distancia de los electrones más externos al núcleo. Cuánto más alejada  esté la capa de valencia, menos atraídos estarán los electrones externos por el núcleo.  Efecto pantalla: Las capas electrónicas más internas del átomo se encuentran entre la  capa  más  externa  o  de  valencia  y  el  núcleo,  y  provocan  una  repulsión  sobre  los  electrones más externos, que disminuye el efecto de la carga nuclear.   En muchos casos, especialmente, cuando se están completando orbitales d,  o f, hay  que valorar conjuntamente la carga nuclear y el efecto pantalla. Se habla entonces de  una  carga  nuclear  efectiva,  ya  que  la  carga  del  núcleo  está  compensada  por  la  repulsión entre los electrones.    RADIO ATÓMICO  Es  la  distancia  entre  el  núcleo  del  átomo  y  su  electrón  más  externo.  Una  forma  de  medirlo  es  obtener  la  semidistancia  entre  los  núcleos  de  dos  átomos iguales unidos por un enlace covalente (radio  covalente).     

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Al aumentar la carga nuclear, el radio atómico tiende a ser menor, ya que aumenta la  atracción electrostática del núcleo sobre los electrones.  Al descender en un grupo, aumenta el efecto pantalla y el número de capas (aumenta  n) por lo que el radio atómico aumenta. Las repulsiones entre electrones son mayores  y  disminuye  la  capa  nuclear  efectiva.  Los  electrones  estarán  menos  atraídos  por  el  núcleo.  Al avanzar en un periodo, la capa de valencia es la misma, pero aumenta el número de  protones,  la  carga  nuclear  es  mayor,  por  lo  que  aumenta  la  atracción  sobre  los  electrones y el radio disminuye, a excepción de los gases nobles.     RADIO IÓNICO  El radio iónico es el tamaño del anión o catión de un elemento químico. 

  En los cationes, disminuye el tamaño porque los electrones más externos pasan a ser  de la capa anterior, mientras que en los aniones, la carga del núcleo es la misma, hay  más  electrones  por  lo  que  la  repulsión  es  mayor,  y  en  consecuencia,  aumenta  el  tamaño, respecto al átomo del que proceden.          2

ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI)  Se  define  como  la  energía  necesaria  que  hay  que  proporcionar  a  un  átomo  para  arrancar un electrón de su capa de valencia.  X + EI  X+ + e‐            Se mide en KJ/mol ó eV/átomo. Es un proceso endotérmico.  En los grupos y en los periodos, al aumentar la carga nuclear, aumenta la atracción del  núcleo sobre los electrones y se necesita más EI para arrancar electrones (mayor EI).  Al descender en un grupo, se intensifica el efecto pantalla, pues aumenta el número de  capas de electrones entre el núcleo y la capa más externa. Disminuye la carga nuclear  efectiva y se necesita menos energía para arrancar el electrón de valencia (menor EI).  Este efecto compensa la acción de la carga nuclear.  Al  avanzar  en  un  periodo  aumenta  la  carga  nuclear  y  aumenta  la  EI  aunque  puede  haber  discontinuidades  si  al  perder  un  electrón  se  pierde  una  estructura  de  capa  cerrada o de semicapa cerrada (orbitales semi llenos).  Al aumentar la capa de valencia, los electrones que la ocupan están más alejados del  núcleo,  lo  que  hace  que  este  ejerza  menor  fuerza  electrostática  sobre  ellos,  están  menos atraídos y se necesita menos EI para arrancarlos (menor EI). 

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Podemos arrancar más electrones en cada átomo. En general, la primera EI es menor  que  la  segunda,  esta,  menor  que  la  tercera  y  así  sucesivamente,  ya  que  se  están  arrancando electrones a un ión, no a un átomo neutro o a un catión con mayor carga  negativa. Ahora bien, si al arrancar electrones, el ión llega a alcanzar estructura de gas  noble,  cuando  se  procede  a  arrancar  otro  electrón  la  EI  es  mayor  pues  perdería  estabilidad.      AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)    Es la energía que libera un átomo que se encuentra en estado gaseoso cuando gana 1  electrón.   X + e‐   X‐ + AE   Se mide en KJ/mol ó eV/átomo. Es un proceso exotérmico.  En los grupos y en los periodos, al aumentar la carga nuclear, aumenta la atracción del  núcleo sobre los electrones y se libera más energía (mayor AE).  Al descender en un grupo, se intensifica el efecto pantalla, pues aumenta el número de  capas de electrones entre el núcleo y la capa más externa. Disminuye la carga nuclear  efectiva y se libera menos energía al captar un electrón (menor AE).   Al aumentar la capa de valencia, elelectrón que gane el átomo estará más alejado del  núcleo y experimenta menos atracción, por lo que se liberará menos energía (menor  AE).   

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ELECTRONEGATIVIDAD  Es  la  tendencia  que  presenta  un  átomo  a  ganar  el  par  de  electrones  de  un  enlace  químico.  Se  mide  en  KJ/mol  o  en  unidades  arbitrarias.  La  electronegatividad  depende  de  la  energía de ionización y de la afinidad electrónica, y como ambas medidas son mayores  según  nos  desplazamos  al  subir  en  un  grupo  y  desplazarnos  hacia  la  derecha  en  un  periodo, la electronegatividad aumenta en la misma forma. Son una excepción de los  gases nobles, que no tienen electronegatividad por no presentar tendencia a enlazarse  con otros átomos. 

    OTRAS PROPIEDADES  Carácter  metálico:  los  metales  tienden  a  perder  electrones  con  facilidad  (baja  EI)  y  presentan  poca  tendencia  a  ganarlos  (baja  AE).  Los  metales  más  reactivos  se  encuentran  en  la  parte  inferior  e  izquierda  de  la  tabla  periódica.  Los  no  metales  más  activos o reactivos se encuentran en la parte superior  y derecha de la tabla.    Carácter oxidante: Un elemento es oxidante si al reaccionar con otro, gana electrones  y  es  reductor  si  los  pierde.  Dados  dos  elementos  químicos,  en  general,  será  más  oxidante el más electronegativo y más reductor el menos electronegativo.   

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ENLACE QUÍMICO    La mayor parte de las sustancias que existen en la naturaleza están formadas por uno  o más tipos de átomos enlazados, formando moléculas, redes cristalinas, etc, que les  confiere una mayor estabilidad.  El enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos cuando  forman moléculas o cristales, así como las fuerzas que mantienen unidas las moléculas  cuando se presentan en estado sólido o líquido.    ELECTRONEGATIVIDAD Y TIPO DE ENLACE    El  valor  relativo  de  la  electronegatividad  de  los  átomos  que  se  enlazan  determina  su  comportamiento, y en general, su tipo de enlace.  Si  ambos  átomos  tienen  electronegatividades  muy  diferentes,  uno  de  ello  perderá  el  electrón o electrones del enlace y formará un ión positivo o catión, y el otro los ganará  formándose un enlace iónico.  Si  los  dos  átomos  presentan  gran  tendencia  a  ganar  electrones,  o  sus  electronegatividades  son  altas  y  parecidas,  se enlazarán compartiendo  los  electrones  de  la  capa  de  valencia  y  formando  un  enlace  covalente.  Cuando  los  átomos  que  se  combinan tienen la misma electronegatividad, los electrones compartidos son atraídos  por igual por los dos átomos y forman un enlace covalente apolar. Cuando los átomos  que  se  combinan  tienen  distinta  electronegatividad,  los  electrones  compartidos  se  distribuyen de forma asimétrica y están más próximos al átomo más electronegativo,  formando un enlace covalente polar.   Si  los  dos  átomos  tienen  muy  poca  tendencia  a  ganar  electrones,  o  sus  electronegatividades  son  bajas  y  parecidas,  los  electrones  de  valencia  formarán  una  nube  o  mar  de  electrones  que  se  mueven  por  toda  la  red  de  cationes  pero  sin  capacidad de salir de ella debido a las atracciones electrostáticas.  Este enlace se llama  metálico.    TEORÍA DE LEWIS    Lewis ideó una representación bidimensional de las fórmulas para saber que átomos  estaban enlazados y como era el enlace entre ellos.  La  representación  de  Lewis  parte  del  símbolo  del  elemento  químico  y  distribuye  a  u  alrededor los electrones de la capa de valencia. Hasta los cuatro primeros electrones,  se  colocan  uno  a  cada  lado  del  símbolo,  y  si  el  elemento  tiene  más  electrones  se  reparten formando parejas. 

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Regla  del  octeto:  Lewis  establece  que  los  átomos  ganan,  pierden  o  comparten  electrones  para  lograr  la  configuración  del  gas  noble  más  próximo  (ns2np6),  con  8  electrones  en  sus  capas  de  valencia,  a  excepción  de  los  elementos  con  número  atómico muy bajo que tenderán a formar la configuración del He (1s2).  Los  átomos  que  alcancen  la  configuración  de  gas  noble  ganando  o  perdiendo  electrones,  formarán  iones  y  se  unirán  entre  sí  formando  un  enlace  iónico,  mientras  que los que los compartan formarán un enlace covalente.    ENLACE IÓNICO  El enlace iónico se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades  muy  diferentes.  El  más  electronegativo  formará  iones  negativos  y  el  menos  electronegativo,  iones  positivos.  El  enlace  se  produce  por  la  atracción  electrostática  entre los iones de distinto signo.      Proceso:  I. Formación de iones  Na (g)  + EINa  Na+ (g) + 1 e‐              Na (g) + 495,8 kJ/mol  Na+ (g) + 1 e‐      Cl (g) + 1 e‐  Cl‐ (g) + AECl                  Cl (g) + 1 e‐  Cl‐ (g) + 348,6 kJ/mol  El balance energético es E = 495,8 – 348,6 = 147,2 kJ/mol  El valor positivo nos indica que la formación del NaCl es desfavorable en términos  energéticos.  Esto  contradice  la  realidad,  ya  que  el  NaCl es más  abundante  que  el  Na  y  el  Cl2.  Y  además  el  Na  está  en  estado  sólido  y  hay  que  comunicarle  energía  para pasarlo a estado gaseoso  y al Cl2 hay que comunicarle energía para romper su  enlace.  Lo que ocurre es que los iones se ordenan en una red cristalina sólida, proceso en  el que liberan gran cantidad de energía, que se llama energía de red (U).  La  energía  de  red  es  la  energía  que  se  libera  cuando  se  forma  un  mol  de  un  compuesto iónico a partir de sus iones constituyentes en estado gaseoso. Se mide  en kJ/mol.   II. Formación del enlace  Na+ (g) + Cl‐ (g)   NaCl (s) + U              Na+ (g) + Cl‐ (g)   NaCl (s) + 787 kJ/mol    A  través  del  ciclo  de  Born‐Haber  podemos  realizar  un  estudio  termodinámico  desde  el  punto  de  vista  energético  de  todos  los  procesos  que  intervienen  en  la  formación de 1 mol de un compuesto iónico a partir de sus constituyentes.  Vamos a comprobar que la formación NaCl(s)  a partir de sus constituyentes es un  proceso exotérmico.    

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CICLOS DE BORN‐HABER 

  PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS  Forman grandes redes cristalinas, lo que determina sus propiedades características.  Son  sólidos  a  temperatura  ambiente,  con  elevados  puntos  de  fusión,  Para  fundir  un  compuesto  iónico  hay  que  romper  la  red  cristalina.  Cuanto  mayor  sea  su  energía  de  red, el punto de fusión será más alto.  Son solubles en disolventes polares. La disolución de un compuesto iónico supone la  ruptura de la red cristalina. Entre las moléculas del disolvente y los iones debe haber  unas  fuerzas  de  interacción  mayores  que  las  que  les  mantienen  unidos  en  la  red  cristalina.  Esto  se  consigue  cuando  el  disolvente  es  muy  polar,  como  es  el  caso  del  agua, donde varias moléculas del disolvente rodean a un ión (solvatación)  No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero si lo hacen en estado fundido  o en disolución, ya que los iones quedan libres.  Son  duros  y  grágiles.  La  dureza  mide  la  resistencia  al  rayado.  Para  rayar  un  cristal  iónico, hay que romper la red cristalina, lo que supone un aporte de energía capaz de  superar la atracción electrostática entre los iones. La fragilidad mide la resistencia a los  golpes.  Al  golpear  un  plano  de  la  red  cristalina,  los  iones  se  desplazan  por  lo  que  aparecen repulsiones electrostáticas y el cristal se quiebra. 

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ESTRUCTURA DE LOS CRISTALES IÓNICOS  Los  iones  que  forman  un  compuesto  iónico  se  ordenan  formando  una  red  cristalina  que  depende  fundamentalmente  de  la  proporción  de  aniones  y  cationes  y  de  sus  respectivos tamaños.  Como los iones son partículas cargadas, la energía electrostática es    EK

Q anión  Q catión        U  E   d enlace

  K = constante de Coulomb  de = distancia entre los iones = ranión + rcatión  La energía de red es proporcional a la energía electrostática, es decir aumenta con la  carga de los iones y disminuye con el tamaño de los mismos.  U  E    

Energía de red (U)

                                

Aumenta Z

Aumenta Z  Energía   de red (U) 

 

kJ/mol 

F‐  

Cl‐ 

Br‐ 

I‐ 

Li+ 

1036 

853 

807 

757 

Na+ 

923 

787 

747 

704 

K+ 

821 

715 

682 

649 

Rb+ 

785 

689 

660 

630 

             

                                                           ‐ Energías de red‐    La energía de red es una medida de la estabilidad del cristal iónico y cuánto mayor sea  (en valor absoluto), más difícil es romper el cristal.    -

Para un mismo catión, la Energía de red disminuye cuando aumenta el anión.  La carga es la misma, pero el radio del anión F‐ es más pequeño que el del I‐. 

-

Para un mismo anión, la Energía de red disminuye cuando aumenta el catión.  La carga es la misma, pero el radio del Li+ es más pequeño el del Rb+. 

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Muchas propiedades dependen de la energía de red en los compuestos iónicos:  -

Punto  de  fusión:  Para  fundir  un  compuesto  hay  que  romper  la  red  cristalina.  Cuánto mayor sea su energía de red, mayor punto de fusión tiene.   Ej: Energia de red (U):  LiF  > LiCl  > LiBr > LiI           T fusión: LiF  > LiCl  > LiBr > LiI  

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Solubilidad:  Para  disolver  un  compuesto  también  hay  que  romper  la  red.  Cuánto mayor sea su energía de red, menor será su solubilidad  Ej: Solubilidad:  LiF   I      La electronegatividad disminuye en un grupo  Polaridad:  H – F  > H – Cl  > H – Br > H – I     b) Los elementos enlazados pertenecen al mismo periodo  EN :  F > O > C > B   La electronegatividad aumenta en un periodo  Polaridad:  H – F  > H – O  > H – C > H – F     20

2. Explica  por  qué  las  moléculas  CCl4,  BCl3  y  BeF2  no  se  comportan  como  dipolos  a  pesar de tener enlaces muy polares.  El momento dipolar resultante de los enlaces es nulo.  CCl4  :  Tiene  geometría  tetraédrica.  Los  enlaces  son  polares  pero  la  suma  vectorial  de  sus  momentos  dipolares es cero.  BCl3:  La  molécula  es  trigonal  plana,  con  los  tres  enlaces    equivalentes,  formando  120°,  por  lo  que  se  anulan entre sí.  BeF2: Es lineal, por lo que los momentos dipolares son  iguales  pero  de  sentido  contrario,  y  el  momento  dipolar de la molécula es cero.            3. Justifica  por  qué  la  molécula  de  metano  es  apolar  CH4,  mientras  que  la  de  clorometano CH3Cl, con la misma geometría, es polar  Las dos tienen estructura tetraédrica.   Metano  AX4.  La  suma  total  de  los  momentos  dipolares  de  los  enlaces  es  cero,  al  ser  todos iguales.  Clorometano  AX4.  El  momento  dipolar  del  enlace  C‐Cl  es  mayor  que  los  momentos  dipolares  de  los  enlaces  C‐H,  por  lo  que  la  suma  de  todos  los  momentos  dará  un  momento  dipolar  de  la  molécula  dirigido  desde  el  centro  del  tetraedro  (C)  hacia  el  átomo de Cloro.  4. Deduce la polaridad de las moléculas de agua y de amoníaco    H2O:  es  una  molécula  muy  polar.  Los  momentos  dipolares de los enlaces H – O se ven reforzados por  los  dos  pares  de  electrones  no  compartidos  del  oxígeno  NH3:  También  es  una  molécula  muy  polar.  Los  momentos dipolares se orientan hacia el átomo de  nitrógeno  y  se  ven  reforzados  por  el  par  de  electrones no compartidos del nitrógeno.       

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PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES  Se presentan como moléculas y como redes  Sustancias moleculares:  Son átomos asociados formando moléculas. A temperatura ambiente pueden ser gases  (O2, H2, N2, CH4, NH3, HCl, SO2, NO2, etc), líquidos (H2O, Br2, CH3 ‐CH2OH,  CH3 ‐COOH,  etc) ó sólidos (I2, glucosa, naftaleno, etc). La explicación de que muchas se presenten  en estado gaseoso o líquido se debe a que las fuerzas intermoleculares son débiles, lo  que produce que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos. La solubilidad de estos  compuestos es elevada en disolventes apolares y su capacidad conductora es nula, si  bien en el caso de moléculas polares, cuanto mayor sea su polaridad, mayores serán  sus  puntos  de  fusión  y  ebullición,  así  como  su  solubilidad  en  disolventes  polares  y  la  conductividad eléctrica.  Redes covalentes:  Son sustancias de tipo macromolecular, es decir, están formadas por un número muy  elevado de átomos iguales o distintos, unidos entre sí, formando redes cristalinas. En  general, están formadas por átomos de C o Si. El C se presenta en forma de diamante  (átomos de C en las tres direcciones del espacio con geometría sp3) o grafito (átomos  de  C  con  geometría  sp2  que  forman  hexágonos  unidos  en  dos  direcciones  formando  láminas).  El  Si  se  presenta  como  SiO2  (sílice)  formando  minerales  como  cuarzo  o  la  arena  de  las  playas.  Su  estructura  es  tetraédrica  con  el  Si  como  átomo  central.  Los  sólidos  covalentes  tienen  altos  puntos  de  fusión  y  ebullición,  son  duros,  malos  conductores y en general, insolubles.   

FUERZAS INTERMOLECULARES  Son  fuerzas  que  se  producen  entre  las  moléculas   y  existen,  incluso,  entre  átomos  individuales que no forman enlace, como es el caso de los gases nobles y que afectan a  sus propiedades físico‐químicas. La energía de los enlaces intermoleculares es inferior  a 40 kJ/mol, mientras que la de los intramoleculares es entre 42 y 800 kJ/mol.  Por  ejemplo,  comparemos  la  energía  de  las  fuerzas  intramoleculares  (dentro  de  la  propia molécula, enlace covalente) e intermoleculares (entre distintas moléculas) del  cloruro de hidrógeno, HCl, y del hidrógeno, H2. 

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Cuanto  más  intensa  es  la  fuerza  intermolecular  que  une  las  moléculas  mayor  será  el  punto  de  fusión  y  ebullición,  porque  son  éstas  las  fuerzas  que  debemos  vencer  para  separarlas.  En  efecto,  como  vemos  en  los  dos  casos  anteriores,  el  HCl,  que  forma  fuerzas  intermoleculares  mucho  más  intensas,  tiene  un  punto  de  ebullición  más  elevado que el del hidrógeno.  Así  pues,  las  moléculas  covalentes  pueden  unirse  entre  sí  mediante  fuerzas  intermoleculares, pero estas últimas no siempre tienen la misma intensidad. ¿De qué  depende la mayor o menor intensidad de las fuerzas intermoleculares? Esencialmente,  de  la  polaridad  de  la  molécula.  Es  en  base  a  este  criterio,  el  de  la  polaridad,  que  estableceremos una clasificación de las fuerzas intermoleculares. Así, tendremos:  

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Fuerzas intermoleculares entre moléculas polares. En este caso tenemos dos  tipos:   o Fuerzas dipolo – dipolo o fuerzas de Van der Waals. Se trata de fuerzas  entre dipolos permanentes (por diferencia de electronegatividad entre  los átomos en moléculas cuyos dipolos no se anulan por geometría).  o Enlaces de hidrógeno o por puente de hidrógeno. Se presenta cuando  la  molécula  tiene  enlaces  formados  por  un  átomo  de  hidrógeno  y  un  átomo  pequeño  y  muy  electronegativo,  como  flúor,  nitrógeno  u  oxígeno.  Fuerzas  intermoleculares  entre  moléculas  apolares.  Reciben  el  nombre  de  fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido, o también fuerzas de dispersión  o fuerzas de London. En este caso, la mayor intensidad de este tipo de fuerzas  dependerá  de  la  masa.  A  mayor  masa  molecular,  mayores  fuerzas  de  dispersión  y, por tanto, mayores puntos de fusión y de ebullición. No obstante,  en general son fuerzas de carácter muy débil, de hecho son las más débiles de  todas las fuerzas intermoleculares. 

Fuerzas de Van der Waals o dipolo‐dipolo  Son  fuerzas  de  tipo  electrostático  que  mantienen  unidas  a  las  moléculas  polares.  Su  valor  oscila  entre  0,1  y  35  kJ/mol.  Por  ej.,  entre  moléculas  de  HCl  o  HI.  Los  dipolos  permanentes originan atracciones entre cargas de signo opuesto (mucho más débiles  que entre Cl‐ y Na+. 

       

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Enlace o puente de Hidrógeno    Estas fuerzas se producen entre moléculas formadas por H y  un átomo muy electronegativo y pequeño (tipo F, O o N). El  elemento unido al H atrae gran parte de la carga del enlace,  dejando  al  H  con  una  fuerte  densidad  de  carga  positiva  y  quedando él con una gran densidad de carga negativa, lo que  hace  que  las  moléculas  se  unan  entre  sí  por  atracción  electrostática. Oscilan, generalmente, entre 8 y 40 kJ/mol.    Los  puntos  de  fusión  y  ebullición  de  las  sustancias  disminuyen  al  hacerlo  la  masa  molecular, pues hay que comunicar una menor energía para que pasen a gas.    Si comparamos:  H2Te  (Te = ‐1,8 °C)  H2Se  (Te = ‐42 °C)  H2S (Te = ‐59,6 °C)  H2O    (Te  =  100  °C)    Tiene  menor  masa  molecular  y  en  cambio,  su  punto  de  ebullición  es  mayor,  debido  a  la  energía  adicional  que  hay  que  comunicarle  para  romper sus enlaces por puente de H, para  pasarla a estado gaseoso.        Además,  la formación  de  puentes  de  hidrógeno  es  también  la  causa  de  la  estructura  altamente ordenada del hielo.   Las  otras  moléculas  del  grupo,  como  H2S  y  H2Se,  son  levemente  polares  (electronegatividad del S: 2,5; electronegatividad del Se: 2,4; electronegatividad del H:  2,1). Pero, dado que las diferencias de electronegatividad son pequeñas, la magnitud  de los dipolos permanentes formados es muy inferior a la de las moléculas de agua y,  por  este  motivo,  también  es  menor  la  magnitud  de  las  fuerzas  intermoleculares  formadas  (en  este  caso  serán  Fuerzas  de  Van  der  Waals  o  dipolo‐dipolo,  por  no  presentar  enlaces  por  puente  de  hidrógeno).  Costará  menos  separar  las  moléculas  y  sus  puntos  de  ebullición  son  muy  inferiores  a  los  del  agua,  a  pesar  de  tener  mayor  masa molecular.  El  NH3,  HF,  alcoholes,  aminas,  ácidos  carboxílicos  presentan  también  enlaces  por  puentes de H.      24

Fuerzas de London o de dispersión: dipolo instantáneo – dipolo inducido    Las  fuerzas  dipolo  instantáneo  –  dipolo  inducido  se  dan  entre  moléculas  covalentes  apolares, e incluso entre átomos no enlazados, como es el caso de los gases nobles.  Se deben a la formación de dipolos instantáneos que se originan porque la molécula  presenta en un momento determinado una distribución de carga asimétrica e induce  un dipolo en la molécula vecina. La presencia de estas fuerzas explica que el O2 o el N2  puedan pasar a estado líquido o sólido si se enfrían suficientemente.   El proceso se explica así: en las moléculas covalentes apolares, puede suceder que la  nube  electrónica,  que  estará  en  movimiento  constante  en  torno  a  los  núcleos  atómicos, se halle más desplazada hacia un lado de la molécula durante un brevísimo  lapso de tiempo. 

Así,  la  molécula  que  es  normalmente  apolar,  se  puede  volver  fugazmente  polar  y  formar  un  dipolo  instantáneo.  Además,  por  un  proceso  de  inducción,  este  dipolo  instantáneo puede provocar, a su vez, el desplazamiento de la nube electrónica de las  nubes vecinas, formando lo que se conoce como un “dipolo inducido”. 

  Estas fuerzas de London, aumentan con el tamaño de la molécula y, por tanto, con la  masa  molecular.  Esto  es  debido  a  que  cuanto  más  grande  es  la  molécula,  más  electrones  tendrá, más grande  será  la  nube  electrónica y más  alejada  se  hallará ésta  del  núcleo.  Esto  hace  que,  en  las  moléculas  grandes,  sea  más  fácil  la  formación  de  dipolos instantáneos.  Se dice que estas moléculas son polarizables.   

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Por ejemplo, las moléculas diatómicas de los halógenos Cl2, Br2 e I2, presentan las  siguientes características en cuánto a sus puntos de fusión y ebullición y su estado de  agregación a temperatura ambiente: 

De forma esquemática, podemos representar la nube electrónica de cada una de estas  moléculas cada vez más grande y, por tanto, más polarizable, tal y como podemos ver  en la siguiente figura: 

Las  fuerzas  de  London  o  de  dispersión  son  las  más  débiles  de  todas  las  fuerzas  intermoleculares,  por  lo  que,  en  general,  las  moléculas  covalentes  apolares  presentarán bajos puntos de fusión y ebullición, aumentando en un mismo grupo con  el  tamaño  atómico.  Lo  mismo  ocurre  con  los  gases  nobles,  que  son  átomos  que  no  forman enlace, en los cuales el punto de ebullición superior corresponde, en efecto, al  más grande de la serie, el radón, por ser el más grande.   P. de ebullición de gases nobles  Helio:      ‐269 ºC  Neón:      ‐246 ºC  Argón:    ‐186 ºC  Criptón:  ‐152 ºC  Xenón:    ‐108 ºC  Radón:    ‐62 ºC              26

ENLACE METÁLICO    El  enlace metálico  es muy distinto al enlace iónico y covalente.   -

En  los  compuestos  metálicos  los  átomos  están  muy  próximos  los  unos  a  los  otros y forman estructuras compactas. Además, presentan unas características  propias,  entre  las  que  destaca  la  elevada  conductividad  eléctrica.  Esta  propiedad,  la  de  la  conductividad,  requiere  para  ser  explicada  que  los  electrones  implicados  en  el  enlace  metálico  tengan  libertad  y  facilidad  de  movimiento.  Es  por  este  motivo  que,  para  que  los  metales  tengan  electrones  móviles, requieren 2 características a nivel atómico: la primera, una energía de  ionización baja (recordemos que la energía de ionización es la energía necesaria  para  arrancar  un  electrón  de  la  capa  de  valencia)  y  la  segunda,  que  posean  orbitales de valencia vacíos y accesibles que permitan a los electrones moverse  con facilidad. 

Teoría del mar de electrones o gas electrónico   En la teoría del gas electrónico  (también llamada del mar de electrones o de la nube  electrónica), los átomos metálicos pierden sus electrones de valencia y forman una red  compacta  de  cationes.  Por  ejemplo,  en  el  caso  del  sodio,  cuya  configuración  electrónica es: 

Los  cationes  Na+,  formados  por  los  núcleos  atómicos  y  los  electrones  de  las  capas  internas,  se  empaquetan  y  los  electrones  de  valencia  se  mueven  con  libertad.  Estos  electrones no pertenecen ya a los átomos individuales, sino que son comunes a todos  los átomos que forman la red. Se dice que los electrones están deslocalizados.  Dependiendo del número de electrones de valencia que tenga el metal, habrá tantos  electrones deslocalizados como átomos o más. Por ejemplo, en el sodio, que pierde un  electrón,  habrá  tantos  electrones  como  átomos  de  sodio,  pero  en  el  magnesio,  que  tiene 2 electrones de valencia y los pierde ambos, habrá el doble de electrones que de  núcleos de Mg2+.  Así,  los  cationes  se  disponen  formando  un  retículo  cristalino  compacto  o  empaquetamiento  metálico  y  cada  catión  se  rodea  del  número  máximo  de  cationes  vecinos. Los electrones de valencia se mueven libremente por los intersticios de la red,  formando  el  gas  electrónico  y  actuando,  además,  como  un  colchón  que  evita  la  repulsión entre los distintos cationes. 

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Dada  la  libertad  de  movimiento  de  los  electrones  de  valencia,  esta  teoría  para  el  enlace metálico explica muy bien muchas de las propiedades metálicas, tales como la  elevada  conductividad  eléctrica  y  térmica.  También  explica  la  ductilidad  y  la  maleabilidad  o  la  resistencia  a  la  deformación,  porque  las  capas  de  cationes  pueden  deslizarse  unas  sobre  las  otras,  manteniendo  el  tipo  de  estructura  y  la  fortaleza  del  enlace.   

Enlace metálico: teoría de bandas    En  función  de  su  conductividad  eléctrica,  los  sólidos  se  pueden  clasificar  en  tres  grupos:  aislantes,  conductores  y  semiconductores.  Esta  última  propiedad,  la  semiconductividad, no puede ser explicada a partir del modelo del mar de electrones  visto hasta ahora para el enlace metálico. Se requiere una teoría más profunda que es  la teoría de bandas la cual, además de explicar la semiconductividad, explica también  por qué los metales son muy buenos conductores de la electricidad.  Consideremos el metal litio, cuya configuración electrónica es: 

  Vemos  que  un  átomo  de  litio  presenta  un  orbital  1s  lleno  (con  2  electrones)  y  un  orbital 2s semilleno (con 1 electrón). También podemos considerar a efectos prácticos  los orbitales 2p, que estarán en la capa de valencia del litio, aunque vacíos.  Pues bien, la Teoría de bandas considera que los orbitales atómicos de valencia de los  N átomos  del litio que estarán formando enlace metálico, se combinan entre sí para  dar  unos  orbitales  moleculares,  pertenecientes  a  todo  el  cristal  y  con  energías  muy  semejantes  entre  sí.  Tan  cercanos  se  hallan  energéticamente  estos  orbitales  moleculares  formados,  que  decimos  que  dan  lugar  a  una  banda.  Se  obtienen  tantos  orbitales moleculares como orbitales atómicos se combinen. 

 

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Así, si tenemos N átomos de litio, tendremos N orbitales atómicos 2s que darán lugar a  N orbitales moleculares que podemos llamar también 2s por facilidad de comprensión.  Estos  orbitales  estarán  muy  próximos  en  energía  y  darán  una  banda  2s. Lo  mismo  sucederá con los orbitales 3N 2p de los N átomos de litio (cada átomo de litio tendrá 3  orbitales 2p, px, py y pz), aunque estén vacíos, dando lugar también a una banda 2p.  A la banda formada por los orbitales 2s semillenos se le llama banda de valencia. A la  banda vacía formada por los orbitales 2p, se la llama banda de conducción. 

  Por tanto, en los metales, hay bandas de valencia, que son bandas en las que se hallan  los  electrones  de  valencia  y  pueden  estar  llenas  o  semillenas,  dependiendo  de  la  configuración  electrónica  del  metal,  y  bandas  de  conducción,  que  pueden  hallarse  vacías  o  parcialmente  vacías  y  facilitan  la  conducción  porque  son  energéticamente  accesibles. De hecho, los metales son conductores porque las bandas de valencia y de  conducción se superponen, y esto hace que los electrones se muevan con libertad de  una a otra.  En  el  caso  de  los  semiconductores,  las  bandas  de  valencia  y  de  conducción  no  se  superponen,  pero  la  diferencia  energética  entre  ambas  es  pequeña,  por  lo  que  una  pequeña  aportación  energética  hará  que  puedan  promocionar  electrones  a  la  banda  de conducción y, por tanto, conducir la corriente eléctrica.  En  los  aislantes,  por  su  parte,  las  dos  bandas  están  tan  alejadas  que  la  banda  de  conducción es inaccesible, motivo por el cual son incapaces de conducir la corriente: 

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Propiedades de los elementos metálicos    1.  Forman  redes  cristalinas  metálicas,  en  las  cuales  los  cationes  se  hallan  perfectamente  ordenados  en  el  espacio,  motivo  por  el  cual  los  metales  suelen  presentar dureza y presentan una elevada densidad.  2.  Elevadas  conductividades  térmica  y  eléctrica,  debido  a  la  gran  movilidad  de  los  electrones de valencia.  3. Gran deformabilidad, porque las capas de cationes se pueden desplazar entre sí sin  alterar la estructura. Por ello se pueden estirar en hilos, como el cobre (propiedad que  recibe  el  nombre  de  ductilidad)  y  también  en  láminas,  como  el  aluminio  (maleabilidad).  4.  En  general,  altos  puntos  de  fusión  y  ebullición,  lo  cual  implica  que  hace  falta  una  gran cantidad de energía para separar los átomos que forman el retículo cristalino. No  obstante,  sus  puntos  de  fusión  varían  notablemente  dentro  de  un  intervalo  muy  amplio:  el  mercurio  es  líquido  a  temperatura  ambiente,  el  galio  funde  a  29ºC  y  el  wolframio a 3380ºC.  5.  Brillo  metálico.  La  mayoría  de  los  metales  pulidos  no  absorbe  ninguna  radiación  luminosa incidente, sino que la refleja en su totalidad. De ahí que los vemos brillar con  un brillo plateado en su mayoría.  6.  Emisión  de  electrones.  Ya  vimos  en  la  explicación  del  efecto  fotoeléctrico  que  los  metales pueden emitir electrones al ser irradiados con una radiación de la frecuencia  adecuada.  Del  mismo  modo,  esto  también  puede  suceder  por  calor,  lo  que  recibe  el  nombre de efecto termoiónico. 

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