ENLACES QUÍMICOS INTRODUCCIÓN: Comúnmente, los átomos se encuentran en estado de agregación o de combinación; ya que al estar próximos, su contenido energético es menor, adquiriendo una estructura más estable. ENLACES QUÍMICOS. Se les da el nombre de enlaces químicos a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos o grupos atómicos. El conocimiento del enlace químico es importante, debido al tipo de enlace que mantiene unidas a las partículas que constituyen una sustancia, este determina sus propiedades. Los enlaces químicos más característicos son: IÓNICO COVALENTE COVALENTE COORDINADO METÁLICO. PUENTE DE IDRÓGENO FACTORES QUE DETERMINAN EL TIPO DE ENLACE QUÍMICO a) Naturaleza de las fuerzas de enlace: Todos los enlaces involucraran fuerzas de atracción electrostática entre los átomos, pues resultan de la atracción simultánea de dos o más núcleos por los electrones. b) Longitud de enlace o distancia internuclear: Comúnmente oscila entre uno y tres o cuatro Amstrongs (Aº), se relaciona con los tamaños de átomos e iones. En general aumenta al disminuir la atracción entre las partículas. c) Energía que mantiene el enlace: Los enlaces se establecen debido a que la energía es menor cuando los átomos están próximos entre sí, adquiriendo una estructura más estable. La energía de enlace y en consecuencia, la estabilidad del mismo está determinada por la magnitud de las fuerzas de atracción. ING. RAÚL ALCÁNTARA 1
TEORIA DEL OCTETO Como se estudio en el capítulo anterior, las propiedades de los átomos están determinadas por su distribución electrónica. Los únicos átomos que presentan una configuración electrónica estable, por tener completos sus niveles energéticos, de acuerdo con el orden de ocupación de orbitales, son: 2e, 10Ne, 18Ar, 36Kr, 54Xe, y 86Rn Conocidos como gases nobles, dichos átomos se caracterizan, con excepción del elio, por tener ocho electrones periféricos. La relación existente entre el enlazamiento de los átomos y su configuración electrónica fue propuesta por Kossel y Lewis en 1913 y ampliada por Langmuir en 1919, al sugerir que los átomos tienden a completar su octeto para adquirir la estructura estable de un gas noble, cediendo, aceptando o compartiendo electrones. Para visualizar la estabilidad electrónica de los átomos, de acuerdo con la teoría del octeto, Lewis sugirió unas representaciones llamadas símbolos electrónicos. En dichas representaciones, el símbolo químico del elemento representa el KERNEL del átomo, constituido por el núcleo y los electrones pertenecientes a las capas internas; en tanto que, los electrones externos, se representan por puntos o cruces alrededor del símbolo. TABLA PERIODICA DE ALGUNOS ELEMENTOS CON SUS SIMBOLOS ELECTRONICOS CAPA EXTERNA s 1 s 2 s 2 p 1 s 2 p 2 s 2 p 3 s 2 p 4 s 2 p 5 s 2 p 6 PERIODO GRUPO IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA CERO 1 e 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Br Kr 5 Rb Sr I Xe 6 Cs Ba Rn 7 Fr Ra ING. RAÚL ALCÁNTARA 2
ENLACE IÓNICO Una de las propiedades atómicas sobresalientes es la electronegatividad, la cual tiene un valor bajo en los metales y elevado en los no metales; por tanto, cuando se combinan átomos de dichos tipos de elementos, puede suponerse que ocurre una transferencia de electrones del átomo metálico al átomo no metálico, formándose un catión (ion positivo) y un anión (ion negativo). La fuerza de atracción electrostática existente entre iones de cargas opuestas, constituyen el enlace llamado IONICO o ELECTROVALENTE. La carga de un ion monoatómico, está determinada por el número de electrones que el átomo gana o pierde para adquirir la configuración electrónica del gas noble, que le sigue o le precede en el sistema periódico; el signo de la carga depende de que los electrones sean perdidos o ganados, siendo positivo en el primer caso y negativo en el segundo caso. EJEMPLO: El átomo de magnesio de número atómico 12, tiene la siguiente configuración electrónica: [10Ne] 3s Por lo que al combinarse tiende a perder los dos electrones periféricos, para adquirir la configuración electrónica estable del 10Ne, resultando el ion Mg + +. Por el contrario, él átomo de cloro, de número atómico 17, tiene la siguiente configuración electrónica: [10Ne] 3s 3pX 3pY 3pZ Por lo que al unirse tiende a ganar un electrón y así, adquirir la configuración estable del 18Ar, formando el ion Cl -1. Puesto que en un compuesto iónico la suma algebraica de las cargas eléctricas debe ser igual a cero, la fórmula del compuesto resultante de la combinación del magnesio con el cloro será MgCl2. Este proceso puede representarse utilizando estructuras de Lewis; esto es, mediante una ecuación con símbolos electrónicos: Mg + C l + Cl Mg ++ + 2 Cl Otros ejemplos de formación de compuestos iónicos, mediante ecuaciones electrónicas, serían los siguientes: = Mg + S Mg ++ + S Na + S + Na 2 Na + + S = De las ecuaciones anteriores, se deduce que la fórmula condensada del primer compuesto es MgS y la del segundo es Na2S. La fórmula condensada de un compuesto iónico indica la relación en la cual se unen los iones. ING. RAÚL ALCÁNTARA 3
ENLACE COVALENTE Los átomos no metálicos presentan una electronegatividad elevada, ya que requieren electrones para completar su octeto; por tanto, al unirse entre sí no habrá transferencia de electrones, sino una compartición de los mismos. A la fuerza de atracción existente entre los núcleos de los átomos no metálicos y el par de electrones compartido entre ellos, se le conoce con el nombre de ENLACE COVALENTE. El número de enlaces covalentes que puede formar un átomo dado, está determinado por su número de electrones de valencia. Así por ejemplo, el átomo de carbono, con 4 electrones periféricos, formará 4 enlaces covalentes, ya que necesita 4 electrones para completar su octeto; en cambio, el átomo de hidrógeno, con un electrón periférico, formará un solo enlace covalente, pues requiere un electrón para adquirir la estructura estable del helio. De tal manera, que al combinarse ambos elementos se unirán cuatro átomos de hidrógeno con un átomo de carbono, formando un compuesto que se puede representar mediante la fórmula C4. La valencia de un átomo unido por enlaces covalentes, es igual al número total de pares de electrones compartidos con otros átomos. En ciertos casos, dos átomos pueden unirse compartiendo entre ellos dos o tres pares de electrones, originando un doble o un triple enlace covalente. Las distancias entre átomos unidos por enlaces múltiples son más cortas que las existentes entre átomos unidos por enlaces sencillos, ya que estos últimos son más débiles. Un conjunto de átomos unidos mediante enlaces covalentes constituye una MOLÉCULA. En términos más amplios, una molécula puede considerarse como la partícula más pequeña de una substancia pura (elemento o compuesto), que presenta sus propiedades y puede existir en libertad. Las propiedades de una molécula están determinadas por le número, tipo y arreglo de los átomos que la forman. Así, las moléculas de los elementos se componen de una sola clase de átomos mientras que, las moléculas de un compuesto substancia formada por la unión química de dos o más elementos, en proporciones definidas están constituidas de dos o más clases de átomos. Por ejemplo, una molécula de oxígeno está formada por dos átomos de dicho elemento; en cambio, en la molécula de agua existen dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Las moléculas se representan mediante diferentes tipos de fórmulas, destacando entre ellas las siguientes: 1. La condensada o molecular, que indica solamente la composición de la molécula; es decir, el número y la naturaleza de los átomos que la forman. 2. La electrónica o de Lewis, que indica la distribución de los electrones periféricos en los átomos enlazados. 3. La desarrollada, que muestra la estructura de la molécula, al señalar los enlaces existentes entre sus átomos El enlace covalente se representa, en una fórmula desarrollada, con una línea o trazo de valencia y en una fórmula electrónica o estructura de Lewis, con dos marcas colocadas entre los dos símbolos. ING. RAÚL ALCÁNTARA 4
Ejemplo: FÓRMULA CONDENSADA FÓRMULA ELECTRÓNICA FÓRMULA DESARROLLADA Cl2 Cl Cl Cl - Cl O2 O O O = O N2 N N N = N Cl Cl - Cl 2O O - O - N3 C26 N C C - N - - C - C - C24 C C - C = C - C22 C C - C = C - ING. RAÚL ALCÁNTARA 5
Dependiendo de que la electronegatividad de los átomos enlazados sea igual o diferente, el enlace covalente resultante se clasifica como no polar en el primer caso y como polar en el segundo. Mientras que en el enlace covalente no polar el par electrónico es compartido equitativamente por ambos átomos, el enlace covalente polar, ocurre un desplazamiento de los electrones compartidos hacia el átomo más electronegativo, lo que origina la formación de cargas parciales. Ejemplos: + - Br Br P Br ENLACE COVALENTE NO POLAR Electronegatividades: Br = 2.8 P = 2.1 = 2.1 ENLACE COVALENTE POLAR La diferencia de electronegatividades entre dos átomos permite predecir las características del enlace químico resultante; en la escala de PAULING, una diferencia de 1.7 indica un 51% de carácter iónico, de donde, si la diferencia es igual o mayor a este valor, el enlace formado se considera iónico; si es menor y los átomos unidos tienen electronegatividades elevadas, el enlace es covalente polar y cuando dicha diferencia es igual a cero y los átomos unidos son no metálicos, el enlace establecido es covalente no polar. Cabe aclarar que los elementos de electronegatividades bajas, se reunirán mediante otro tipo de enlace, llamado metálico, el cual será estudiado al final del capítulo. En los ejemplos anteriores, la diferencia de electronegatividad entre bromo y bromo y entre hidrógeno es igual a cero; por tanto, el enlace es covalente no polar, conocido también con el nombre de covalente puro. En cambio, la diferencia de electronegatividad entre hidrógeno y bromo es 0.7 y en consecuencia, el enlace resultante es covalente polar. La electronegatividad del sodio es 0.9; por tanto, al unirse con el bromo para formar NaBr, el enlace formado sé considera iónico, ya que la diferencia de electronegatividad en este caso es igual a 1.9. ING. RAÚL ALCÁNTARA 6
ESCALA DE ELECTRONEGATIVIDAD SEGÚN PAULING I A II A III A IV A V A VI A VII A 2.1 Li Be B C N O F 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.6 1.7 2.0 2.4 2.8 Rb Sr I 0.8 1.0 2.5 Cs Ba 0.7 0.9 ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO El enlace covalente coordinado consiste en la compartición de un par de electrones por dos átomos, pero proporcionado por uno de ellos solamente. Para que se forme este tipo de ligadura se requiere un átomo donador, que tenga un par de electrones en un orbital exterior y otro átomo aceptor, que pueda recibir un par electrónico en su capa de valencia. Este enlace es común en los óxidos no metálicos, en los iones poliatómicos y en los iones complejos de los metales de transición. EJEMPLOS: FÓRMULA CONDENSADA ESTRUCTURA DE LEWIS FÓRMULA DESARROLLADA Enlace coordinado SO2 O S O enlace coordinado O = S (donador) O (aceptor) NO3 O N O O - O - N = O O N4 + + N - N - ING. RAÚL ALCÁNTARA 7
En las formulas desarrolladas el enlace coordinado suele representarse por una flecha, que apunta del donador al aceptor. A partir de la formula electrónica de un compuesto y tomando en consideración las diferencias de electronegatividad existentes entre los distintos átomos unidos, es posible predecir los diferentes tipos de enlaces presentes en dichos compuesto. EJEMPLO: Enlace coordinado Na O N O O 0.9 3.5 3.5 3.0 diferencia diferencia = 2.4 = 0.5 enlace iónico enlace covalente polar ING. RAÚL ALCÁNTARA 8
FORMACIÓN DE MOLÉCULAS DE ACUERDO CON LA TEORIA CUÁNTICA De acuerdo con la Teoría Cuántica, el enlace covalente se forma, si dos átomos pueden compartir sus electrones de valencia colocados en orbitales semiocupados y se explica, por una superposición o traslapamiento de los orbitales de los dos electrones enlazantes; en la región de solapado, los dos electrones de spin contrario, son atraídos simultáneamente por ambos núcleos. EJEJMPLO: Formación de la molécula de hidrógeno: + + + región de solapado orbital s orbital s traslapamiento de orbitales + Normalmente, un átomo se encuentra en su estado fundamental o basal en el cual, los electrones ocupan los orbitales disponibles de mínima energía. Se supone que al formarse una molécula, los átomos pasan por un estado excitado, en el que, por adición de energía, algún electrón ha sido promovido a un subnivel energético superior; la excitación es de especial importancia en los átomos de los elementos de los grupos IIA, IIIA y IVA del sistema periódico, debido a que al efectuarse, aumenta su capacidad de enlace. Así por ejemplo la configuración electrónica del átomo de Berilio ( 4Be) en estado basal es : 1s 2s 2px 2py 2pz en dicho estado de acuerdo con la teoría cuántica, el átomo de Berilio no puede formar enlaces covalentes, ya que no presenta electrones desapareados. Al experimentar una excitación, uno de los electrones 2s puede desaparearse y pasar a un orbital 2p vacío, presentando en dicho estado la siguiente configuración electrónica: 1s 2s 2px 2py 2pz Con la que puede intervenir en la formación de dos enlaces covalentes, puesto que es el número de electrones no apareados. En la formación de un enlace covalente, debe considerarse un proceso de reacomodo energético, conocido como IBRIDACIÓN; mediante el cual, por combinación de orbitales atómicos de deferentes subniveles, se producen orbitales idénticos. Este proceso explica la formación de enlaces equivalentes, a partir de orbitales de enlace de diferentes tipos, así, como ángulos de enlace distintos a los determinados por la posición de los orbitales puros disponibles. ING. RAÚL ALCÁNTARA 9
En principio, es posible que intervengan en una IBRIDACIÓN un orbital s y orbitales p y d ; sin embargo, para el desarrollo del curso, tienen especial interés la hibridación que ocurre al combinarse un orbital s con uno ó más orbitales p. Los orbitales equivalentes resultantes, se denominan sp, sp 2 o sp 3, según que participen en el proceso, uno, dos o los tres orbitales p ; dichos orbitales híbridos diferirán en su contenido energético y en su orientación especial, siguiendo esta colineal en el primer caso, coplanar en el segundo y tetraédrica en el tercero. Lo anterior se ilustra en los siguientes diagramas: 180 O + 1 orbital s 1 orbital p 2 orbitales sp y 120 O + x 1 orbital s 2 orbitales p 3 orbitales sp 2 + x y z 109 o 1 orbital s 3 orbitales p 4 orbitales sp 3 A Los orbitales híbridos se les asigna una forma intermedia entre la de los orbitales s y la de los p ; Suponiendo que están constituidos por 2 lóbulos de distinto tamaño, siendo uno muy pequeño. En los diagramas anteriores cada orbital híbrido se ha representado en la siguiente forma: A continuación se presentan los diagramas energéticos para los átomos de elementos correspondientes a distintos grupos de la tabla periódica, en los estados basal, excitado e híbrido. ING. RAÚL ALCÁNTARA 10
GRUPO ELEMENTO ESTADO BASAL ESTADO EXCITADO IBRIDACIÓN ESTADO IBRIDO II A III A IV A V A 4Be 5B 6C 7N 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p sp 3 sp 1s 2sp 2p sp 2 1s 2sp 2 2p 1s 2sp 3 sp 3 1s 2sp 3 VI A 8O 1s 2s 2p sp 3 1s 2sp 3 VII A 9F 1s 2s 2p sp 3 1s 2sp 3 Cabe señalar que los átomos de algunos elementos pueden experimentar más de un tipo de hibridación, aunque en la tabla anterior se indica solamente la hibridación más común. Un caso de especial interés en el del átomo de carbono, que puede sufrir cualquiera de los tres tipos de hibridación anteriormente explicados. Es posible representar gráficamente una molécula un diagrama energético; en un diagrama orbital, cada enlace covalentes se indica comúnmente con un rectángulo que encierra los círculos que representan los dos orbitales de enlace. Así por ejemplo, el diagrama orbital de la molécula de 2 es: 1s 1s ARQUITECTURA MOLECULAR La forma de una molécula esta determinada por el número y la orientación espacial de los orbitales de enlace del átomo central. En general, puede deducirse la geometría de una molécula considerando que los pares de electrones enlazados y no enlazados, entorno al átomo central, tienden a estar tan alojados como sea posible. En el siguiente cuadro se presentan, mediante diagramas orbitales y esquemas espaciales, las moléculas formadas por átomos de elementos de diversos grupos del sistema periódico y el hidrógeno, de la misma forma se indica la forma de la molécula resultante. ING. RAÚL ALCÁNTARA 11
GRUPO ÁTOMO CENTRAL FORMULA CONDENSADA DIAGRAMA ORBITAL REPRESENTACIÓN ESPACIAL FORMA MOLECULAR Y ANGULO DE ANLACE II A Be2 1s 1s 1s 2sp Be LINEAL 180 O 1s 1s 1s III A B3 1s 2sp 2 PLANA TRIANGULAR B 120 O 1s 1s 1s 1s IV A C4 1s 2sp 3 C TETRAEDRICA 109 O 1s 1s 1s V A N3 1s 2sp 3 N PIRAMIDAL 90 109 O 1s 1s VI A 2O 1s 2sp 3 O ANGULAR 90 109 O 1s VII A F 1s 2sp 3 F LINEAL 180º ING. RAÚL ALCÁNTARA 12
MOLECULAS POLARES Y NO POLARES Las propiedades de las sustancias moleculares, dependen directamente de la forma de las moléculas. Como se indicó anteriormente, los enlaces covalentes pueden clasificarse en polares y no polares; a su vez las moléculas también pueden ser apolares y polares, según si la distribución de la carga electrónica sea simétrica o asimétrica. Todas las moléculas diatómicas, formadas por átomos de diferente electronegatividad, son dipolos. En una molécula poliatómica constituida por átomos distintos, la polaridad será la resultante de todos los dipolos presentes. Por tanto, estará determinada por la geometría y por la simetría molecular; de tal manera, que una molécula será polar si es asimétrica y no polar si es simétrica, ya que en este ultimo caso la polaridad de los enlaces covalentes se anula entre sí. O Ejemplos: CI F Be F Molécula lineal asimétrica Molécula lineal simétrica Molécula angular, asimétrica MOLECULA POLAR O DIPOLO MOLECULA APOLAR MOLECULA POLAR O DIPOLO F B N F F Molécula plana triangular Simétrica. MOLÉCULA APOLAR Molécula piramidal, asimétrica. MOLÉCULA POLAR O DIPOLO Cl Cl C Cl Cl Molécula tetraédrica, simétrica MOLÉCULA APOLAR Cl C Cl Cl Molécula tetraédrica, asimétrica MOLÉCULA POLAR O DIPOLO ING. RAÚL ALCÁNTARA 13
ORBITALES MOLECULARES Según la Teoría Cuántica, al formarse un enlace covalente entre dos átomos, cada uno de ellos contribuye con un orbital atómico parcialmente ocupado; el orbital que se origina de esa participación mútua de electrones, se denomina ORBITAL MOLECULAR e incluye los núcleos de los dos átomos. El contenido energético de un orbital molecular estable, es menor que la suma de los contenidos energéticos de los orbitales atómicos aislados. Los orbitales moleculares pueden ser de dos tipos: sigma ( ) y Pi( ). En los enlaces tipo sigma, la distribución de los electrones compartidos es simétrica sobre la línea que una ambos núcleos; el orbital sigma, que resulta de un traslapamiento axial de orbitales atómicos, rodea al núcleo como los orbitales s y es de forma elipsoidal. Estos orbitales se forman siempre que los enlaces covalentes son sencillos. Ejemplos: Orbitales atómicos Traslapamiento Axial Orbital molecular p s + + + + + s s Eje internuclear + + + p p + + + s sp 3 El orbital resulta de una superposición lateral de orbitales p ; la distribución electrónica en esta unión tienen un nodo en el plano de la molécula y gran densidad electrónica arriba y debajo de este plano. El traslapamiento lateral de orbitales p se verifica en la formación de dobles y triples enlaces. Los electrones Pi no están tan firmemente unidos como los de un enlace sigma, por tanto, este tipo de ligadura es más susceptible de experimentar una ruptura que la sigma. ORBITALES ATÓMICOS TRASLAPAMIENTO LATERAL ORBITAL MOLECULAR p p + Eje internuclear ING. RAÚL ALCÁNTARA 14
Ejemplos de moléculas con enlaces sigma y pi: Fórmula Condensada Fórmula Electrónica Fórmula Desarrollada F2 F F F - F O2 O O O = O N2 N N N = N Diagrama Orbital 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p Traslapamiento enlace p p p enlace p p enlace p p enlace p 1s 2s 2p p p p enlace p ING. RAÚL ALCÁNTARA 15
PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS DE SUSTANCIAS POLARES Y NO POLARES PROPIEDAD SUSTANCIAS POLARES IÓNICAS MOLECULARES (COVALENTES) SUSTANCIAS MOLECULARES NO POLARES ESTADO FÍSICO Sólidos cristalinos Sólidos, líquidos o gases PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN Elevados Moderados Bajos SOLUBILIDAD Solubles en líquidos polares Solubles en líquidos apolares CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA, EN SOLUCIÓN O FUNDIDOS Conductores (electrólitos) Algunos conductores Aislantes ( no electrólitos) REACTIVIDAD QUÍMICA Elevada Media Baja ENLACE METÁLICO Un cristal metálico puede considerarse formado por ines positivos o Kernels atómicos ordenados regularmente, con electrones de valencia débilmente unidos y con libertad de movimiento dentro de la red. DIAGRAMA DE UN CRISTAL METÁLICO MAR ELECTRÓNICO IÓN METÁLICO La atracción electrostático existente entre los iones positivos y los electrones delocalizados constituye el enlace conocido como METÁLICO. Los electrones móviles explican muchas de las características específicamente metálicas. ING. RAÚL ALCÁNTARA 16
MALEABILIDAD Y DUCTILIDAD. Al no estar los enlaces metálicos estrictamente dirigidos en el espacio, es posible deformar fácilmente un cristal metálico, sin que se rompa la estructura cristalina. CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA Bajo la influencia de una diferencia de potencial, los electrones de valencia de un metal pueden moverse rápidamente, cambiando de una posición a otra. CONDUCTIVIDAD TÉRMICA Al aumentar la temperatura de un metal, los electrones de las regiones de temperatura elevada adquieren una gran energía cinética, que cederán en parte a las regiones más frías del cristal. BRILLO O LUSTRE METÁLICO La reflexión de la luz por una superficie metálica es el efecto neto de la absorción y la emisión de energía radiante por los electrones relativamente sueltos de la superficie. PROPIEDADES GENERALES DE LOS METALES Y NO METALES Desde el punto de vista de su configuración electrónica, los metales se caracterizan, en general, por presentar pocos electrones periféricos; en tanto que, los no metales tienen muchos electrones en la capa de valencia. Esto origina que los átomos de ambos tipos de elementos se unan mediante distinto tipo de enlace, lo que explica la diferencia en su comportamiento tanto físico como químico. En un cristal metálico, los átomos están unidos por fuerzas atractivas intensas (Las que constituyen el enlace llamado metálico); en cambio, los átomos de los no metales se unen mediante enlaces covalentes y las fuerzas de atracción entre las moléculas resultantes son débiles. A continuación se resumen las principales propiedades físicas de metales y no metales. METALES NO METALES Presentan aspecto metálico y brillo metálico. No poseen aspecto ni brillo metálico. Son buenos conductores del calor y de la electricidad. Son malos conductores del calor y de la electricidad (Son aislantes). Los puntos de fusión y ebullición son elevados. Los puntos de fusión y ebullición son bajos. Son dúctiles y maleables, algunos son tenaces y otros son No son dúctiles ni maleables, ni tenaces. maleables. Densidad generalmente alta. Densidad baja. Presentan en su mayoría estado sólido a excepción del Se presentan en los tres estados de agregación física. Mercurio (g), Galio (Ga), Cesio (Cs), y Francio (Fr), los cuales son líquidos. Son monoatómicos. Son Diatómicos (O2, Cl2, N2, ) ó Poliatómicos (P4, S8) Se oxidan por perdida de electrones Se reducen por ganancia de electrones. Poseen baja energía de ionización y alto peso específico. Poseen alta energía de ionización y bajo peso específico. De acuerdo a su configuración electrónica por regla presentan en su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones. Su estructura molecular cristalina está formada por un solo átomo, al unirse con el oxígeno forma óxidos y estos al reaccionar con el agua forman hidróxidos. De acuerdo a su configuración electrónica por regla presentan en su último nivel de energía de 4 a 7 electrones. Al combinarse con el oxígeno forman anhídridos y estos al reaccionar con el agua, forman oxiácidos. Los elementos más alcalinos son los más activos. Los halógenos y el oxígeno son los más activos. Varios no metales presentan alotropía. ING. RAÚL ALCÁNTARA 17
ALOTROPÍA La alotropía es la propiedad de algunos elementos de presentarse en más de una forma, con propiedades físicas distintas, debido al diferente arreglo de sus átomos o moléculas. Son ejemplos de elementos con varias formas alotrópicas los siguientes no metales: carbono, oxígeno azufre y fósforo. Las dos formas cristalinas del carbono: diamante y grafitos, estan constituidas por átomos de dicho elemento unidos mediante enlaces covalentes, aunque difieren en la disposición especial de sus átomos. DIAMANTE GRAFITO La molécula de oxígeno normal está formada por dos átomos unidos por un doble enlace covalente; en cambio, la molécula de ozono, menos estable, es triatómica y presenta sólo ligaduras sencillas. O = O O 2 O Oxígeno normal O O Ozono O 3 Las partículas constitutivas de los cristales de azufre, tanto rómbico como del monocíclico, son moléculas anulares octa-atómicas, solo que organizadas en estructuras diferentes; mientras que, el azufre plástico o amorfo es un polímero, cuyas moléculas están formadas por muchos átomos enlazados entre sí en largas cadenas. S S S S S S S S S S S S S S S S Las diversas formas alotrópicas de un elemento se originan en diferentes condiciones y son estables a una temperatura determinada; así por ejemplo la estructura más estable del azufre, a temperatura ambiente, es la rómbica. ENLACE POR PUENTE DE IDRÓGENO. Es el que se establece entre el átomo de idrógeno de una molécula y un átomo no metálico, fuertemente electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno, de otra molécula vecina. Estas atracciones intermoleculares son de particular interés, pues de ellas dependen ciertas propiedades extraordinarias de algunas substancias, como son los valores anormalmente elevados de densidad, punto de fusión y punto de ebullición. Existen enlaces de idrógeno entre las moléculas de agua, tanto al estado líquido como en el cristal de hielo. ENLACES DE IDRÓGENO Asociación de moléculas de agua. + - O - - - + - O - - - + - O ING. RAÚL ALCÁNTARA 18
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