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Transcript
TEMA 4. UNIONES ENTRE ÁTOMOS.
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3.
4.
5.
6.
7.
8.
Estabilidad de un átomo. Regla del octeto.
Enlace iónico.
Propiedades de los compuestos iónicos.
Enlace covalente.
Propiedades de los compuestos covalentes.
Enlace metálico.
Propiedades de los metales.
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. 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
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 CaF2 que quiere decir que en la red cristalina
habrá el doble de iones F- que de iones Ca2+ 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 Be2+ por cada ion S2-.
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
-
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 CaF2 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 2.
3. 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
988
800
740
660
2664
2570
2430
1925
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
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
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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
unen los átomos sino que nos informa exactamente de cuántos átomos hay en la
molécula. Por ejemplo, H2O 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:
-
CyH
-
SyO
-
I y Se
-
PyO
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, BH3, SO2, SO3, PCl5, 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 CO2 y el SiO2 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 CO2 forma moléculas donde se une un
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átomo de C a dos átomos de O, el SiO2 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 CO2 en estado sólido (a
8
temperaturas muy bajas) es muy fácil romper las uniones entre moléculas CO2--- CO2;
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.
Cl2
H2S
Cl2O
CCl4
H2O
SiO2
C(diama)
-102
-85’6
-59
-23
0
1610
3600
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
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
98
838
1668
327
1063
660
3410
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.
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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:
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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, SiH4, 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:
Conductividad eléctrica
Punto de fusión
Solubilidad en
Sustancia
(ºC)
agua
Sólido
Líquido
A
112
No
No
Insoluble
B
680
No
Si
Soluble
C
1610
No
No
Insoluble
D
660
No
Si
Soluble
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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, O2, CH4, 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:
H2O, CH4, HBr, KBr, Na, NaI, He, O2, SiO2, 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, CS2, 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?
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