FÍSICA Y QUÍMICA Versión impresa ELECTRONES Y ENLACES

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Virginia Tebar Nieto
hace 7 años
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1 FÍSICA Y QUÍMICA Versión impresa ELECTRONES Y ENLACES

2 Niveles de energía Modelo atómico actual Orbitales Configuración electrónica Tabla periódica Cada electrón puede encontrarse con más probabilidad en unas regiones del espacio denominadas orbitales. Estos orbitales vienen definidos por unas energías concretas. Para pasar de un orbital a otro, se gana o se pierde una energía determinada. Sólo puede haber dos electrones en cada orbital. Los orbitales se agrupan en subcapas, cada una de las cuales puede tener diferente número de orbitales (s, con un solo orbital; p, con 3 orbitales; d, con 5 orbitales; f, con 7 orbitales). Las subcapas se agrupan en diferentes capas de orbitales, denominadas con un número. Los electrones tienden a ocupar los orbitales de menor energía. Este hecho permite «llenar» la configuración electrónica de cada elemento. Para ello podemos utilizar el diagrama de Moeller que encontraréis en la versión digital. Los gases nobles tienen llenas sus últimas subcapas s y p. Esta configuración de 8 electrones en la última capa los dota de una gran estabilidad. La distribución de los elementos en la tabla periódica es también coherente con la configuración electrónica de cada uno de ellos. Excepto los gases nobles, el resto de átomos no se encuentran en la naturaleza aislados: los átomos tienden a unirse los unos a los otros. Este enlace, esta unión, es el denominado enlace químico. Si los átomos que se unen son todos del mismo tipo, forman los elementos. Si los átomos que se unen pertenecen a dos o más tipos diferentes, forman los compuestos, que presentan propiedades diferentes a los elementos de los átomos que los forman. No debemos confundir mezcla con compuesto. ELECTRONES Y ENLACES 1

3 Mezclas y compuestos Enlace iónico En la mezcla, los átomos se encuentran mezclados sin ninguna proporción fija (son heterogéneos). En los compuestos, la proporción de los átomos no varía, es siempre la misma, una sustancia homogénea. Por ejemplo, si mezclamos hidrógeno y oxígeno en forma de gas, obtendremos una mezcla de dos gases. Si cogemos diferentes muestras de esta mezcla, en algunas habrá más oxígeno que en otras: es heterogénea. Cada elemento conserva sus propiedades diferenciadas. En cambio, el agua, formada por átomos de hidrógeno y oxígeno, siempre presentará una proporción de dos átomos de hidrógeno por átomo de oxígeno: es homogénea. Y es evidente que las propiedades del agua son totalmente diferentes de las del hidrógeno y el oxígeno; comenzando, por ejemplo, por el estado líquido que presenta. Como su nombre indica, es el enlace que se da entre dos iones. Las fuerzas que mantienen unidos estos compuestos son de atracción eléctrica. Los iones se disponen en mallas tridimensionales con iones positivos envueltos en negativos que, a su vez, están envueltos en positivos. El compuesto resultante es neutro, ya que tiene el mismo número de iones positivos que de negativos. Los compuestos alcalinos (positivos) y los compuestos halogenados (negativos) se unen mediante estos enlaces. La sal común de cocina (NaCl) es un compuesto iónico formado por el enlace del alcalino sodio (Na + ) y el halógeno cloro (Cl - ). Positivo y negativo. Resultado del compuesto: neutro. Propiedades de los sólidos iónicos Aún estando formados por iones, en estado sólido son muy malos conductores de electricidad. En un compuesto iónico, los electrones ya se han movido de los átomos para formar los iones, pero una vez formados, los electrones ya no se mueven entre ellos. Ya hemos dicho que es un enlace egoísta. Presentan puntos de fusión (pasar a estado líquido) y ebullición (pasar a estado gaseoso) altos. Las fuerzas eléctricas que mantienen unidos los iones entre sí son muy fuertes y difíciles de superar. Se necesita calentarlos mucho (mucha energía) para cerrar los enlaces iónicos. Los cristales que forman son duros (difíciles de rallar), pero frágiles (fáciles de romper). Al golpearlos podemos desplazar una hilera de iones y quedarán los iones de un mismo signo encarados entre ellos. Habrá repulsión y se facilitará la ruptura. ELECTRONES Y ENLACES 2

4 Enlace covalente Propiedades de los compuestos iónicos disueltos en agua Los compuestos iónicos son altamente solubles en agua, como ya hemos comprobado con la sal de la cocina. Esto permite que el agua rompa los enlaces iónicos fácilmente. Esta solubilidad en agua tiene una consecuencia sobre la conductividad: los compuestos iónicos disueltos o fundidos son buenos conductores de la electricidad. Esto es debido a que la carga de cada ión no queda compensada por la del ión de al lado y se pueden mover con libertad. Esta movilidad contribuye a mejorar el paso de las cargas eléctricas. El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten algunos de sus electrones. No hay un átomo que le robe electrones al otro. En este enlace ciertos electrones ya no son de uno u otro átomo, sino que están compartidos. Son electrones de la molécula resultante. En este tipo de enlace sólo participan los electrones de los niveles de energía más externos. A estos electrones se los conoce como electrones de valencia y corresponden, casi siempre, a los electrones de las subcapas s y p de la capa más externa. Se puede considerar que un átomo está estable cuando tiene 8 electrones de valencia (compartidos o no). A esta teoría se la conoce como la regla del octeto. Sólidos covalentes Existen dos grandes tipos de compuestos con enlaces covalentes. Las sustancias moleculares y las sustancias atómicas. En las primeras, moléculas discretas formadas por la unión covalente de un número concreto de átomos, se mantienen cohesionadas mediante fuerzas intermoleculares mucho más débiles que las fuerzas covalentes. En las sustancias atómicas, sin embargo, los enlaces covalentes se dan entre muchísimos átomos, formando mallas tridimensionales (debido a sus disposiciones tridimensionales también se las conoce como cristales atómicos). Propiedades de los sólidos covalentes Las propiedades de los compuestos covalentes variarán según sean sustancias moleculares o atómicas. Sin embargo, hay una propiedad común a todos ellos: son malos conductores del calor y de la corriente eléctrica. Para que haya una buena conductividad eléctrica tiene que haber electrones libres, o espacios libres para que los electrones «pasen» por ellos. En los enlaces covalentes, los electrones pertenecen a los átomos de la molécula y no pueden considerarse, por tanto, libres. ELECTRONES Y ENLACES 3

5 Enlace metálico En las sustancias atómicas los átomos están fuertemente unidos entre sí por enlaces covalentes. Las energías para romper estos enlaces son elevadísimas: las sustancias atómicas tienen puntos de fusión y ebullición altísimos. Por el mismo motivo, son sustancias muy duras y prácticamente insolubles en cualquier disolvente. Por su parte, las sustancias moleculares presentan fuerzas mucho más débiles entre las moléculas que las forman. Esto provoca que sus puntos de fusión y ebullición sean mucho más bajos que los de las anteriores. De igual manera, son sustancias blandas, que se rayan fácilmente. En cuanto a su solubilidad, depende enteramente de la naturaleza de las moléculas que las forman. Si las moléculas son polares, entonces sí pueden disolverse en agua (sustancia también polar). Este fenómeno se trata con más profundidad en otro apartado. En el enlace metálico todos los átomos ceden sus electrones a un fondo común. Los átomos de estos elementos y compuestos se encuentran, por tanto, totalmente inmersos en un mar de electrones con capacidad para moverse libremente por todo el cristal metálico. Los átomos han perdido los electrones, tienen carga + y, por tanto, se ven atraídos por la carga negativa de los electrones que los envuelven, manteniendo la estabilidad. Propiedades de los compuestos metálicos Al tener tantos electrones libres, los sólidos metálicos son excelentes conductores de la electricidad y del calor. Son dúctiles y maleables, ya que la nube de electrones permite muchos movimientos en los núcleos antes de romperse. No son solubles en agua. ELECTRONES Y ENLACES 4

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