TEMA 4. UNIONES ENTRE ÁTOMOS.

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1 TEMA 4. UNIONES ENTRE ÁTOMOS. 1. Estabilidad de un átomo. Regla del octeto. 2. Enlace iónico. 3. Propiedades de los compuestos iónicos. 4. Enlace covalente. 5. Propiedades de los compuestos covalentes. 6. Enlace metálico. 7. Propiedades de los metales. 8. Resumen 1. ESTABILIDAD DE UN ÁTOMO. REGLA DEL OCTETO. Los átomos no se presentan en solitario sino unidos entre sí formando compuestos o elementos. La razón es que un átomo solitario no es estable y se unen para alcanzar la estabilidad. Los únicos átomos que encontramos sin unirse a ningún otro son los de los gases nobles. Eso significa que estos átomos han de ser estables sin unirse a otros. Si nos fijamos en los gases nobles vemos que son los únicos que tienen todas sus capas electrónicas completas. Hay que pensar que esa es la razón de su estabilidad. De ello se deduce la regla del octeto: Un átomo es estable cuando tiene 8 electrones en la última capa (2 si es la K). Para trabajar con las uniones entre átomos Lewis ideó una forma de representarlos que consiste en escribir el símbolo rodeado de tantos puntitos como electrones tengan en la última capa, lo que se conoce como representación de Lewis: Es muy fácil recordar cuántos electrones hay en la última capa porque coinciden con el número del grupo de la tabla al que pertenece el elemento: los del 1 tienen 1 electrón; los del 2 tienen 2; los del 13, 3; los del 14, 4 y así sucesivamente. Cuando los átomos se unen entre sí es para conseguir tener 8 electrones en su última capa. Eso se puede conseguir de dos formas distintas: - ganando o perdiendo electrones: enlace iónico; - compartiendo electrones: enlace covalente. Llamamos enlace químico a la fuerza con que se unen los átomos. Existen 3 clases de enlaces que vamos a estudiar a continuación. Ejercicio 1. Indica qué iones formarán los siguientes elementos para ser estables: O, Ca, F, Al, K, P, H, C, Sr. 1

2 2. ENLACE IÓNICO. Los metales se caracterizan por tener pocos electrones en la última capa por lo que tienden a perderlos para adquirir la configuración de gas noble. Por el contrario los no metales tienen muchos electrones en la última capa y tienden a ganar los que les faltan para completar el octeto. Los electrones no se ganan o se pierden por separado: la única forma de que un átomo pierda electrones es que haya otro cerca que los tome. Cuando se acercan átomos de metales y no metales ocurre este proceso: el metal pierde electrones convirtiéndose en un ion positivo y el no metal los gana transformándose en un ion negativo. Como las cargas eléctricas de distinto signo se atraen todos los iones se agrupan y quedan fuertemente unidos, mediante lo que llamamos enlace iónico, formando una estructura sólida, donde se alternan unos y otros, a la que llamamos red cristalina. Podemos representar el proceso de unión entre Cl y Na de la siguiente manera: Según la representación de Lewis se puede hacer mucho más fácilmente utilizando sólo los electrones de la última capa: Los iones se agrupan de forma que cada ion positivo queda rodeado de iones negativos y viceversa: 2

3 En el ejemplo anterior el Na pierde 1 electrón y el Cl gana 1 electrón. En la red cristalina habrá exactamente el mismo número de iones Na y de iones Cl y eso se expresa en la formula del cloruro de sodio: NaCl, donde sólo aparece 1 átomo de cada pero que quiere decir que ambos elementos están en la misma proporción. Podemos ver muchos más ejemplos y deducir la fórmula que se obtiene para cada compuesto. Ejemplo 1: unión del Ca y el F. En este caso la fórmula del compuesto es CaF 2 que quiere decir que en la red cristalina habrá el doble de iones F - que de iones Ca 2+ puesto que cada átomo de Ca necesita 2 átomos de F que cojan sus electrones. En las fórmulas de los compuestos siempre se escribe el ion positivo delante. Ejemplo 2: unión del Be y el S. La fórmula del compuesto será BeS pues aunque cada Be pierde 2 electrones también cada S gana 2 electrones; así que hay un ion Be 2+ por cada ion S 2-. Ejercicio 2. Representa las uniones entre los átomos siguientes según Lewis y deduce la fórmula de cada compuesto: - Al y Br - O y Li 3

4 - N y Al - Mg y P Llamamos electrovalencia o valencia iónica al número de electrones que un átomo gana o pierde al formar un ion estable. En el caso del NaCl la electrovalencia del sodio es +1 y la del cloro es -1. En el CaF 2 el Ca es +2 y el F es -1. En el BeS el Be es +2 y el S es -2. Como se ve las electrovalencias de los metales son positivas porque pierden electrones y las de los no metales negativas porque los ganan. Ejercicio 3. Indica la electrovalencia de todos los elementos del ejercicio PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS. Los distintos compuestos que existen presentan propiedades derivadas del tipo de enlace que presentan. Todos los compuestos iónicos se parecen en una serie de propiedades específicas que son diferentes de las de los compuestos covalentes o metálicos. Veamos cuales son y por qué las presentan. a) Son sólidos a temperatura ambiente. Como el resultado de la unión es una estructura cristalina donde hay un montón de iones positivos y negativos fuertemente unidos esto se corresponde con un sólido según la teoría cinética de la materia. b) Tienen puntos de fusión y ebullición elevados. La temperatura de fusión o ebullición depende de la facilidad o dificultad para romper las uniones entre las partículas individuales (en este caso iones). En el caso del enlace iónico estas uniones son bastante fuertes por lo que cuesta trabajo separarlos y hay que alcanzar temperaturas elevadas para hacerlo. Como ejemplo vemos los puntos de fusión siguientes, en ºC: NaF NaCl NaBr NaI Mg0 CaO SrO BaO c) Dureza. La dureza mide la resistencia de una sustancia a ser rayada. Rayar es arrancar partículas de un compuesto y para eso hay que romper los enlaces que las 4

5 mantienen unidas. Por tanto esta propiedad va ligada a la anterior: si cuesta trabajo romper los enlaces tendrán puntos de fusión altos y también serán bastante duros. d) Solubilidad. La mayoría de los compuestos iónicos son solubles en agua y otros disolventes parecidos (como el alcohol) a los que llamamos polares porque presentan una parte + y otra -. Cuando se echa un compuesto iónico en agua las moléculas de agua rodean a los iones pero los positivos atraen a la parte negativa de las moléculas de agua, que son los oxígenos, y los negativos atraen a la parte positiva, que son los hidrógenos. Una vez rodeado un ion sus uniones con los otros de alrededor se debilitan y se separa de ellos quedando rodeado de varias moléculas de agua y con libertad de movimiento por toda la disolución. e) Conductividad eléctrica. La corriente eléctrica consiste en el desplazamiento de electrones a través de una sustancia. Los compuestos iónicos sólidos no conducen la corriente porque sus electrones no se pueden desplazar (si lo hicieran las uniones entre iones se romperían porque dejarían de estar cargados). Ahora bien, cuando un compuesto iónico se funde o se disuelve en agua sus iones tienen libertad para desplazarse. Si introducimos unos cables unidos a una pila observaremos que se transmite la corriente eléctrica a través de la disolución. Se debe a que los iones positivos se desplazan hacia el polo negativo y los negativos hacia el positivo. Aunque no sean electrones en movimiento también es una forma de corriente eléctrica ya que los iones son partículas cargadas. f) Fragilidad. Los compuestos iónicos son bastante duros pero a la vez son frágiles. En realidad duro no es lo contrario de frágil, sino resistente. Una sustancia puede ser muy difícil de rayar (dura) pero romperse con un pequeño golpe (frágil). La razón es que los compuestos iónicos están formados por capas de iones positivos y negativos que se atraen; pero si se golpea y se desplaza una fila de iones de forma que 5

6 coincidan los del mismo signo entonces se repelen y la sustancia se rompe siguiendo esa línea. 4. ENLACE COVALENTE. Cuando se unen átomos de no metales entre sí el mecanismo para conseguir la estabilidad no puede ser igual que en el enlace iónico porque en este caso los dos elementos tienen tendencia a ganar electrones y no hay ninguno que los pierda. Lo que ocurre es que los átomos alcanzan la estabilidad (completan su última capa) compartiendo los electrones necesarios para ello. Esto significa que los electrones compartidos pertenecen a la vez a los dos átomos. El mecanismo consiste en que al acercar dos átomos los dos núcleos son capaces de atraer a electrones del otro átomo de forma que se establecen fuerzas de atracción entre ellos a las que llamamos enlace covalente. También hay fuerzas de repulsión al acercar los átomos pero, cuando se unen, esas fuerzas son más pequeñas que las de atracción. Veamos distintas situaciones con los diagramas de Lewis: Se trata de ver cuántos electrones le faltan a un átomo para llegar a 8 y hacer que comparta esa misma cantidad con electrones de otro átomo que puede ser del mismo elemento o de otro distinto. Una vez que todos los átomos son estables no puede unirse ninguno más. Por ello la fórmula del compuesto no nos indica la proporción en que se 6

7 unen los átomos sino que nos informa exactamente de cuántos átomos hay en la molécula. Por ejemplo, H 2 O significa que se une 1 átomo de O a 2 átomos de H. Los compuestos iónicos forman redes de muchos iones (sólido) mientras que los covalentes aparecen como moléculas aisladas, por ello se presentan como gases en la mayoría de los casos. Ejercicio 4. Representa las uniones entre los átomos siguientes según Lewis y deduce la fórmula de cada compuesto: - C y H - S y O - I y Se - P y O Llamamos covalencia o valencia covalente al número de electrones que un átomo comparte para alcanzar la estabilidad. Así, en los ejemplos representados más arriba las covalencias serían 1 para el H y el Cl, 2 para el O, 3 para el N y 4 para el C. Ejercicio 5. Indica la covalencia de todos los elementos del ejercicio 4. No obstante hay muchos casos en los que se forman compuestos donde no se cumple la regla del octeto, como el CO, BH 3, SO 2, SO 3, PCl 5, etc. El hecho de que existan estos compuestos significa que la teoría que hemos estudiado sobre los enlaces covalentes es insuficiente para explicarlos y hay que formular otra, que ya existe pero no estudiamos este curso. Según vimos en el tema anterior los elementos de un mismo grupo de la tabla se parecen mucho entre sí y más si van consecutivos. Por ello el CO 2 y el SiO 2 deberían parecerse mucho; sin embargo el primero es un gas que ya conocemos y el segundo es la sílice (principal componente de la arena). La razón de esa diferencia tan grande está en la forma de unirse los átomos: mientras el CO 2 forma moléculas donde se une un 7

8 átomo de C a dos átomos de O, el SiO 2 forma una red como la de los compuestos iónicos sólo que no está formada por iones sino por átomos neutros de Si y O que comparten electrones para ser estables, en una proporción de 2 de O por cada 1 de Si. Este tipo de compuestos reciben el nombre de compuestos covalentes reticulares, mientras que los primeros que hemos estudiado se llaman compuestos covalentes moleculares. Se dan sobre todo en los elementos que están en el límite entre metales y no metales: C, Si, Ge, etc. Otros ejemplos de ellos son el grafito (mina del lápiz) y el diamante. Ambos están formados sólo y exclusivamente por carbono pero la forma de unirse los átomos es distinta en cada uno, lo que le confiere propiedades muy diferentes que se pueden explicar a la vista de su estructura: Diamante Grafito 5. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES. Hemos de distinguir entre compuestos covalentes moleculares y reticulares porque hay grandes diferencias entre ellos en algunas propiedades. a) Estado físico en que se presentan. Los moleculares se presentan generalmente en forma de gases o de líquidos aunque algunos son sólidos blandos como la cera. La razón es que están formados por moléculas aisladas (gases). No obstante entre molécula y molécula se producen atracciones a las que llamamos fuerzas intermoleculares. Si esas fuerzas son significativas tendremos un líquido o un sólido cuyas moléculas se pueden separar fácilmente. Los reticulares se presentan siempre como sólidos porque los átomos están unidos muy fuertemente entre sí mediante enlaces covalentes formando una red. b) Puntos de fusión y ebullición. Los sólidos moleculares presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos porque para fundirlos hay que romper uniones muy débiles (fuerzas intermoleculares). Si pensamos en el CO 2 en estado sólido (a 8

9 temperaturas muy bajas) es muy fácil romper las uniones entre moléculas CO CO 2 ; pero es muy difícil romper las uniones O=C=O que hay dentro de la molécula y que se llaman enlaces covalentes. Pero es que cambiar de estado es romper las uniones entre moléculas, manteniendo las uniones entre los átomos de una molécula. Los sólidos reticulares son las sustancias con los puntos de fusión más altos de la naturaleza ya que para pasar de sólido a líquido hay que romper enlaces covalentes entre átomos de la red. Cl 2 H 2 S Cl 2 O CCl 4 H 2 O SiO 2 C(diama) c) Dureza. Por la misma razón de antes los moleculares tienen una dureza muy baja y los reticulares muy alta. d) Solubilidad. Los compuestos reticulares no se disuelven en ninguna sustancia. Los moleculares se pueden disolver en agua si tienen una parte positiva y otra negativa (son polares) como por ejemplo el alcohol o en otros disolventes apolares si no tiene esa estructura como el éter o el tetracloruro de carbono. e) Conductividad eléctrica. Los compuestos covalentes no pueden conducir la corriente en ningún caso. La razón es que los electrones están fijos en los átomos y no pueden desplazarse y tampoco hay iones que puedan hacerlo. La razón de que el agua conduzca la corriente es que tiene compuestos iónicos (sales) disueltos, pero el agua pura no la conduce. 6. ENLACE METÁLICO. Los metales que todos conocemos están formados por uniones entre átomos iguales, de Fe, de Al o de Cu por ejemplo. A la hora de unir los átomos metálicos no nos sirve ninguno de los dos tipos de enlace que hemos estudiado: el iónico porque al ser átomos iguales todos tienen la misma tendencia (perder electrones) y el covalente porque tienen pocos electrones en su última capa (capa de valencia). La teoría que explica este enlace parte de que todos los átomos metálicos tienen tendencia a perder electrones porque tienen pocos en su capa de valencia. Pero esos electrones no pueden ser recogidos por otros átomos puesto que no hay no metales con los que unirse. Así que quedan formando una especie de nube electrónica que se puede mover por todo el metal. Cuando los átomos pierden sus electrones se transforman en 9

10 iones positivos estables que forman una red parecida a la de los compuestos iónicos. Lo normal sería que estos cationes se repelieran pero no lo hacen porque entre ellos están los electrones de la nube electrónica. A las fuerzas de unión que hay en esta red les llamamos enlaces metálicos. 7. PROPIEDADES DE LOS METALES. a) Estado físico. Todos los metales, excepto el mercurio, se presentan en estado sólido. Se debe a que los cationes forman una red donde están fuertemente unidos. b) Puntos de fusión y ebullición. La gran variedad de metales que hay hace que los puntos de fusión y ebullición varíen bastante de unos a otros yendo desde moderados a altos. En general, cuanto más electrones tengan en la capa de valencia más alto será su punto de fusión, siendo los más bajos los de los grupos 1 y 2 y los más altos los del centro de la tabla. Na Ca Ti Pb Au Al W c) Dureza. Como también está relacionada con la fortaleza de los enlaces ocurre lo mismo que con los puntos de fusión: varía entre valores medios y altos. d) Conductividad. Los metales conducen la electricidad porque sus electrones se pueden mover libremente a lo largo de la red. Cuando conectamos un cable metálico a los polos de una pila sus electrones se ven obligados a desplazarse desde el negativo hacia el positivo. También son buenos conductores del calor: si calentamos un extremo de un metal rápidamente llega el calor al extremo contrario. e) Solubilidad. Los metales no se pueden disolver en agua ni en ningún otro disolvente. Cuando se echan en un ácido se disuelven en el sentido de que desaparecen pero esto en realidad no es una disolución sino una reacción química ya que el metal se transforma en otro compuesto y no podemos volver a recuperarlo. f) Brillo metálico. Todos los metales presentan un brillo especial que se conoce como brillo metálico y que no presentan ningún otro tipo de compuestos. Se debe a su estructura. 10

11 g) Propiedades mecánicas: tenaces, dúctiles y maleables. En los compuestos iónicos vimos que al golpearlos se enfrentaban iones del mismo signo y se repelían. Este fenómeno no se produce en los metales porque todos los iones son del mismo tipo. Los metales son tenaces (contrario de frágiles) porque cuesta mucho romperlos; son dúctiles porque se pueden estirar mucho formando hilos (alambre) y son maleables porque se pueden aplastar formando láminas muy finas. 8. RESUMEN. A modo de resumen vamos a representar los cuatro tipos de sólidos que se pueden dar según el tipo de enlace, fijándonos en la clase de partículas que los forman y las fuerzas que las mantienen unidas. Como todos los sólidos forman una red en la que están unidas sus partículas, vamos a dibujar esa red pero separando unas partículas de otras para observarlas mejor. Un sólido iónico está formado por iones positivos y negativos unidos entre sí mediante enlaces iónicos: Un sólido covalente molecular está formado por moléculas unidas entre sí mediante fuerzas intermoleculares que son mucho más débiles que los enlaces químicos y se rompen mucho más fácilmente: 11

12 Un sólido covalente reticular está formado por átomos unidos entre sí por enlaces covalentes que son los más fuertes de los tres: Un sólido metálico está formado por iones positivos unidos mediante enlaces metálicos: Ejercicio 6. El silano, SiH 4, presenta las siguientes propiedades: Aspecto: gas incoloro Punto de fusión: -185ºC Punto de ebullición: -111ºC No conduce la corriente eléctrica No es soluble en agua Qué tipo de enlace es previsible que exista en este compuesto? Estará formado por moléculas o por redes? Ejercicio 7. Esta tabla te proporciona información acerca de las propiedades de ciertas sustancias: Sustancia Punto de fusión Conductividad eléctrica Solubilidad en (ºC) Sólido Líquido agua A 112 No No Insoluble B 680 No Si Soluble C 1610 No No Insoluble D 660 No Si Soluble 12

13 a) Cuáles son compuestos iónicos) b) Cuál de estas sustancias es un compuesto covalente molecular? c) Cuál de estas sustancias tiene un elevado punto de fusión comparado con el resto? Por qué no se trata de un compuesto iónico? Ejercicio 8. En esta lista: Na +, I -, N, Al, O 2, CH 4, CaS, selecciona: a) Dos átomos d) Dos moléculas b) Dos iones e) Dos compuestos c) Dos elementos f) Un metal y un no metal Ejercicio 9. Clasifica estas sustancias según el tipo de enlace que presentan: H 2 O, CH 4, HBr, KBr, Na, NaI, He, O 2, SiO 2, Cu Ejercicio 10. Qué diferencias encuentras entre una red iónica y la de un sólido covalente reticular? Ejercicio 11. Cómo serán los compuestos de cloro y fluor con el potasio? Puedes predecir si serán solidos, líquidos o gases? Serán solubles o insolubles en agua? Ejercicio 12. El disulfuro de carbono, CS 2, está formado por dos elementos no metálicos de qué tipo crees que será el enlace entre el C y el S?, este compuesto será soluble o insoluble en agua?, conducirá la corriente eléctrica? Ejercicio 13. En ocasiones el C y el O están unidos; sin embargo ambos tienen tendencia a captar electrones. Cómo se mantienen unidos? 13