El enlace metálico es la atracción electrostática entre los cationes y la nube de electrones




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fecha de publicación10.08.2016
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TIPOS DE SUSTANCIAS

SUSTANCIAS METÁLICAS

El enlace metálico es la atracción electrostática entre los cationes y la nube de electrones.

Son todos los ELEMENTOS metálicos (Li, Na, Mg, Ca, etc).

A temperatura ambiente son sólidos ( excepto el Hg): redes de cationes metálicos inmersos en una nube o mar de electrones (formada por los que cada átomo ha perdido para conventirse en catión). Jamás llevarán subíndice porque no tendría significado.

Propiedades:

  • Puntos de fusión y ebullición muy variables según la fortaleza del enlace metálico, que depende:

      • Tamaño de los cationes

      • Número de electrones que cada átomo ha perdido y con los que contribuye a la nube de electrones

  • Nada frágiles, por el contrario, son muy fácilmente deformables (maleables y dúctiles: pueden estirarse en láminas muy finas o en hilos sin romperse).

  • Conducen bien la electricidad, incluso sólidos, debido a la movilidad de la nube de electrones que rodea a los cationes.

SUSTANCIAS IÓNICAS

El enlace iónico es la unión que resulta de las fuerzas electrostáticas que se establecen entre los iones de distinto signo: cationes y aniones)

Son COMPUESTOS. Por ejemplo:

  • Binarios ( METAL + NO METAL). Si el no metal es oxígeno se llaman óxidos iónicos. Si el no metal es hidrógeno reciben el nombre de hidruros iónicos. (Ej.: Na2O,NaH, etc)

  • Ternarios:

Hidróxidos metálicos (NaOH, Al(OH)2, etc)

Oxosales (Na2SO3, Na2SO4, etc)

Sales de amonio (NH4Cl, (NH4)2S, etc)

A temperatura ambiente son sólidos: redes de cationes y aniones unidos por atracción electrostática (enlace iónico). En los compuestos iónicos más frecuentes:

  • Los cationes serán:

  • Monoatómicos (siempre metálicos) → Li+, Al3+,…

  • Poliatómicos → (NH4)+

  • Los aniones serán:

  • Monoatómicos (siempre no metales) → F-, N3-,…

  • Poliatómicos → OH-, aniones de oxoácidos (NO3-, MnO4-)



Dentro de un anión poliatómico, los enlaces entre los átomos son COVALENTES

Sus fórmulas son empíricas: representan la proporción de iones en la red. Suele emplearse la nomenclatura Stock.

Propiedades:

  • Puntos de fusión y ebullición altos o muy altos, debido a la fortaleza del enlace iónico. Por este motivo, estos compuestos son sólidos a temperatura ambiente.

  • Duros (el rayarlos implica la ruptura de enlaces iónicos) pero frágiles ( un golpe puede enfrentar iones del mismo signo y provocar la ruptura).

  • No conducen la electricidad en estado sólido (los iones están en posiciones fijas localizadas) pero sí fundidos o disueltos (si se disuelven en disolventes polares).

SUSTANCIAS ATÓMICAS

El único enlace que tienen es el covalente, que es la compartición de unos o más pares de electrones.

Son:

  • ELEMENTOS. Algunos no metales o semimetales: B, C, Si,….

  • COMPUESTOS: SiO2 (cuarzo), SiC (carborundo), BN (borazón).

A temperatura ambiente son sólidos: redes de átomos unidos por enlaces covalentes.

Sus fórmulas son empíricas: representan la proporción de átomos en la red. Suele emplearse la nomenclatura de la IUPAC para nombrarlos.

Propiedades:

  • Puntos de fusión y ebullición muy altos debido a la fortaleza del enlace covalente.

  • Muy duros (el rayarlos implica ruptura de enlaces covalentes)

  • No conducen la electricidad (no hay cargas móviles: no hay iones y los electrones están localizados en los enlaces covalentes).

  • En general, no se disuelven.

SUSTANCIAS MOLECULARES

Los átomos de dentro de las moléculas se unen mediante enlace covalente como resultado de la compartición de uno o más pares de electrones. La unión entre las moléculas como consecuencia de las fuerzas de carácter electrostático que se establecen entre ellas se denomina enlace intermolecular.

Son:

  • ELEMENTOS. Como algunos no metales: F2, Cl2, Br2, I2, H2, O2, N2, P4, S8, S2 y los gases nobles (monoatómicos).

  • COMPUESTOS. Por ejemplo:

  • Binarios (NO METAL + NO METAL)

Si el no metal es oxígeno reciben el nombre de óxidos moleculares.

Si el no metal es hidrógeno tenemos compuestos como el amoníaco, el agua o los haluros de hidrógeno.


  • Ternarios: como los oxoácidos.

Todas estas fórmulas no son empíricas sino moleculares: cada subíndice no representa la proporción de nada, sino el número exacto de átomos en cada molécula. No suele emplearse la nomenclatura Stock, sino la estequiométrica de la IUPAC.

Estructura de Lewis de moléculas (pasos a seguir):

  1. Se escriben los números de oxidación encima de cada átomo en la fórmula. Estos números representan las cargas ficticias de los átomos si imaginamos que los enlaces que forman son iónicos en vez de covalentes, y por tanto que en vez de compartir electrones los están perdiendo o ganando.

  2. Se hacen las configuraciones electrónicas de cada átomo, utilizando el modelo de cajas en la última caja o capa de valencia.

  3. Si la mólecula es ABn, el número de oxidación del átomo central A coinide en valor absoluto con el número de electrones que comparte. En este caso, puede suceder:

  1. Que el número de electrones que comparta coincida con el número de electrones desapareados. Este es el caso más sencillo, simplemente compartirá dichos electrones.

  2. Que el número de electrones que comparta sea mayor que el número de electrones que tiene desapareados. En este caso:

  • Si existen orbitales vacíos disponibles dentro del mismo nivel o capa promocionará electrones hasta conseguir tener tantos desapareados como los que necesita para compartir y formar un enlace covalente con cada uno.

  • Si no existen orbitales vacíos dentro del mismo nivel, hay que pensar en la posibilidad de formar enlaces covalentes coordinados o dativos (el átomo central solapará alguno o todos los orbitales llenos de que disponga con orbitales vacíos de otros átomos). Sólo en este caso y si no tienen orbitales vacíos, los átomos terminales promocionarán “hacia atrás” para conseguirlos.

Fundamentos básicos para determinar la geometría de una molécula ABn

  • Llamaremos número de direcciones del átomo central a la suma del número de átomos a los que se une (n) y el número de pares solitarios que tiene (orbitales de valencia que están llenos y que no comparte)

  • El método de Repulsión de Pares de Electrones de Nivel de Valencia (RPENV) afirma que las direcciones que rodean al átomo central se orientarán de forma que adquieran una configuración en la que estén lo más alejadas posibles unas direcciones de las otras, para que las repulsiones entre ellas sean mínimas. En concreto:

Nº direcciones Ángulo Geometría de las direcciones

2 180º Lineal

3 120º Triangular

4 109,5º Tetraédrica

No hay que confundir la geometría de las direcciones con la geometría de la molécula, que es la que los núcleos forman (sin tener en cuenta los pares solitarios).

El hecho de que en las moléculas haya ángulos algo menores que los valores que aparecen en el tabla de arriba, se debe a que la repulsión entre los electrones que forman parte de los pares solitarios es mayor que la repulsión entre los electrones de un par solitario y otro enlazante, y ésta aún mayor que la repulsión entre los electrones de dos pares enlazantes. Esto provoca que los ángulos entre los pares solitarios se abran y en consecuencia se cierren los ángulos entre los pares enlazantes.

Geometría de moléculas



La polaridad de una molécula depende de si sus enlaces son o no polares y también de su geometría:

  • Enlaces polares: dependiendo de la electronegatividad de los átomos, los enlaces covalentes pueden ser:

  • Apolares: si los dos átomos tienen la misma electronegatividad y por tanto la distribución de las carga electrónica entre los núcleos es totalmente simétrica.

  • Polares: si los dos átomos tienen distinta electronegatividad. En este caso, uno de ellos atrae más los electrones del enlace que el otro, estableciéndose una separación de cargas (las simbolizamos como + y -) o lo que es igual, la distribución de carga electrónica entre los núcleos es asimétrica.

  • Geometría

El momento dipolar de una molécula o polaridad será la suma de todos los momento dipolares de los enlaces y los momentos dipolares de los pares solitarios ( = enlaces+ pares solitarios).

Siempre ha de dibujarse sobre la geometría correcta de la molécula.

molécula= 0 MOLÉCULA APOLAR molécula ≠ 0 MOLÉCULA POLAR

Si todas las direcciones del átomo central son iguales, molécula= 0 MOLÉCULA APOLAR

A temperatura ambiente son sólidos, líquidos o gaseosos, dependiendo de la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas (no importa la fortaleza del enlace covalente entre los átomos dentro de las moléculas).

Fuerzas de atracción entre moléculas (Fuerzas intermoleculares)

  • Enlace de hidrógeno: imprescindible que en la molécula haya H unido a F, O, N (los tres átomos más electronegativos).



  • Fuerzas de Van der Waals:

  • Dipolo permanente- dipolo permanente



    (Polar- Polar)


  • Dipolo permanente- dipolo inducido



    (Polar- Apolar)


  • Dipolo instantáneo- dipolo inducido (fuerzas de dispersión)



(Apolar- Apolar)

Una molécula no polar puede experimentar un ligero desplazamiento de su nube electrónica y formar un dipolo instantáneo, que induce otro dipolo en una molécula próxima. Ambos dipolos se atraen.



Dentro de cada tipo de Fuerza de Van der Waals la intensidad aumenta con la superficie de la molécula, es decir, con el tamaño (que en general, aunque no siempre, va unido al peso molecular).

Propiedades de las sustancias moleculares:

  • Puntos de fusión y ebullición relativamente bajos o muy bajos dependiendo de las fuerzas intermoleculares.

  • Si las moléculas son polares se disuelven en disolventes polares (H2O, NH3,…). Si las moléculas son apolares se disuelven en disolventes apolares (CCl4). “SIMILAR DISUELVE A SIMILAR”.

  • No conducen la electricidad ni sólidos, ni fundidos, ni disueltos (a no ser que el proceso de disolución vaya acompañado de una reacción química donde se rompan las moléculas y se generen iones como en los ácidos y en las bases).

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