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Unidad 1:
Estructura de la materia
Primeros modelos atómicos
Teoría atómica de Dalton:
•
•
•
•
•
La materia está constituida por átomos, que son partículas indivisibles e indestructibles.
Loa átomos de un mismo elemento químico son iguales en masa y propiedades químicas.
Los átomos de elementos diferentes tienen una masa diferente y distintas propiedades químicas.
Los compuestos están formados por combinaciones de átomos de diversos elementos químicos.
En las reacciones químicas, la masa permanece constante. (Ley de Lavoisier)
Modelo de Thomson
El átomo no es indivisible. Está formado por una esfera maciza con carga positiva en la que
están incrustadas unas pequeñas partículas con carga negativa llamadas electrones. La carga
total del átomo es nula.
…………………………………..……………………………………………………………………………………….
Modelo de Rutherford
Experimento de Rutherford
Bombardeando una lámina fina de oro con las partículas α procedentes de la
desintegración radiactiva, Rutherford observó que alguna de ellas rebotaba como si
hubiera alcanzado una zona muy densa del átomo en la que hubiera una gran
acumulación de materia. Ello le llevó a proponer un nuevo modelo atómico.
Modelo de Rutherford
El átomo está formado por una parte central, llamada núcleo, en la que están situados
los protones y por tanto toda la carga positiva y la mayor parte de la masa. Alrededor
del núcleo giran los electrones en órbitas circulares atraídos por la fuerza eléctrica
entre cargas de distinto signo. (Cuando Rutherford propuso su modelo atómico, no se
conocía la existencia de los neutrones).
Problemas del modelo atómico de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford no explicaba la estabilidad del átomo ya que los electrones en órbita circular
debían emitir radiación, ir perdiendo energía y acabarían cayendo al núcleo. Tampoco podía explicar los espectros
atómicos ni la estabilidad del núcleo ya que los protones deberían alejarse debido a la repulsión eléctrica entre ellos.
Partículas fundamentales
electrón (e)
Masa
Carga
9,1091.10-31 kg
0,0005486 u
- 1,602.10-19 C
1 u = 1,6605 ⋅ 10 −27 kg
protón (p)
1,6725.10-27 kg
1,0072 u
1,602.10-19 C
neutrón (n)
1,6748.10-27 kg
1,0086 u
0
1 g = 6,022 ⋅ 10 23 u (Número de Avogadro )
Es el número de protones que tiene un átomo. Determina el elemento a que pertenece. Se
representa “Z”.
Número másico:
Es la suma del número de protones y neutrones de un átomo. Se representa “A”.
Son átomos que tienen el mismo número de protones y distinto número de neutrones. Tienen por tanto
Isótopos:
el mismo Z pero distinto A y pertenecen al mismo elemento. Los isótopos de un mismo elemento
tienen las mismas propiedades químicas.
Masa isotópica: Es la masa de un determinado átomo.
Masa atómica: Es la media, ponderada a su abundancia, de las masas de todos los isótopos que contiene un
elemento químico.
Ion:
Es un átomo que ha perdido o ganado electrones. Cuando ha perdido electrones tiene carga positiva y se
llama catión y cuando ha ganado electrones carga negativa y se llama anión.
Número atómico:
Radiación electromagnética
La luz es una onda que puede propagarse en el vacío. Está compuesta por un campo eléctrico y un campo
magnético, perpendiculares entre sí, que se propagan en una dirección perpendicular a ambos. La velocidad de
propagación es c=3,00.108 m.s-1. Como en cualquier otra onda, dicha velocidad es el cociente entre la longitud de
onda y el periodo:
λ
c=
c = λ⋅υ
T
El visible es una pequeña franja del espectro electromagnético que excita nuestro sentido de la vista. Contiene las
longitudes de onda comprendidas entre los 400 nm (violeta) y los 700 nm (rojo). A ambos lados del visible se
encuentran la radiación infrarroja con longitudes mayores de 700 nm y la ultravioleta con longitudes de onda
menores de 400 nm.
…………………………………..……………………………………………………………………………………….
Modelo atómico de Bohr
Antecedentes
Teoría de Planck
A finales del siglo XIX, para poder explicar la radiación del cuerpo negro, Planck tuvo que suponer que dicha
radiación no era un continuo sino que estaba formada por pequeños paquetes de energía a los que llamó cuantos.
La energía de cada paquete es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación:
E = h⋅υ
donde “h” es la llamada constante de Planck:
h = 6,63 ⋅ 10 −34 J ⋅ s
Efecto fotoeléctrico
Algunos años más tarde que Planck, en 1905, Einstein tuvo que hacer la misma suposición para poder explicar el
efecto fotoeléctrico.
El efecto fotoeléctrico, observado por primera vez por Hertz en 1887, consiste en la emisión de electrones por
ciertos metales cuando se hace incidir luz sobre su superficie.
Al cuanto de Planck (partícula de luz), Einstein lo llamó fotón.
Espectros atómicos
Un espectro es la separación de las radiaciones sencillas que integran una radiación compleja. El arco iris es el
espectro de la luz visible procedente del Sol.
Cuando se recoge la luz emitida por un elemento que ha sido previamente excitado (calor o electricidad) y se
hace pasar a través de un prisma óptico se observa un espectro formado por líneas de colores separadas por
bandas negras (espectro discreto) y que es característico de cada elemento. Este espectro se llama de emisión. Si
por el contrario se recoge la luz que previamente ha atravesado una muestra de un determinado elemento se
obtiene el espectro opuesto al anterior: donde antes había una línea coloreada, ahora hay una línea negra. Este
espectro se llama de absorción.
Espectro de hidrógeno
Las longitudes de onda del espectro del hidrógeno responden a la ecuación de Rydberg:
 1
1
1
= R⋅ 2 − 2 
 ni
λ
n j 

R 1,097 10 m
donde ni y nj son enteros positivos con nj>ni y R es la constante de Rydberg:
=
⋅ 7 −1 .
Las líneas del espectro de hidrógeno forman agrupaciones llamadas series. El valor de ni indica la serie y nj el
número de línea dentro de cada serie. La serie correspondiente a ni=1 se llama serie de Lyman y está situada en
la zona del ultravioleta. La de ni=2, serie de Balmer y está situada en el visible. El resto, series de Paschen
(ni=3), Brackett (ni=4), Pfund (ni=5), …, están situadas en el infrarrojo.
Postulados de Bohr
Tratando de explicar el espectro de hidrógeno, Niels Bohr en 1913 propuso un modelo atómico basado en el
modelo de Rutherford pero poniendo restricciones a las órbitas por las que se mueve el electrón. Dicho modelo
se resume en tres postulados:
• Los átomos están formados por un núcleo donde se encuentran los protones y alrededor del cual giran los
electrones en órbitas circulares y estables.
• Sólo son permitidas para el electrón aquellas órbitas en las que el momento angular es un múltiplo entero de
h / 2π .
⋅ v ⋅r = n⋅
h
n = 1, 2, 3, 4,....
π
• Los electrones pueden saltar de una órbita a otra emitiendo o absorbiendo energía en forma de radiación
electromagnética. La energía de los fotones es igual a la diferencia de energías de las órbitas entre las que se
produce el salto.
∆E = h ⋅ υ
Consecuencias de los postulados de Bohr
m
2
De los postulados de Bohr puede deducirse el radio de las órbitas permitidas y la energía del electrón en dichas
órbitas:
r = a ⋅ n2
E = −b ⋅
a = 0,0529 nm
1
n2
b = 2,18 ⋅ 10 −18 J = 13,6 eV
Estos resultados permiten explicar el espectro del hidrógeno: Cuando se produce en salto del electrón entre dos
órbitas “i” y “j” se desprende (o se absorbe) un fotón cuya energía es:
 1
1  1
1
∆ E = E j − Ei = − b ⋅ 2 −  − 2  = b ⋅  2 − 2 
 ni
n j  n i 
n j 

y como:
h⋅c
1 ∆E
b  1
1
∆E = h ⋅ υ =
⇒
=
=
⋅ 2 − 2
λ
λ h ⋅ c h ⋅ c  ni
n j 

se obtiene la ecuación de Rydberg ya que b / hc = R .
Problemas del modelo atómico de Bohr
El modelo de Bohr:
• Sólo podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno.
• No podía explicar los desdoblamientos producidos en las líneas del
espectro del átomo de hidrógeno observados cuando se utilizaron
espectrógrafos con mayor poder de separación. Tampoco podía
explicar los nuevos desdoblamientos producidos en esas líneas cuando
se observaba el espectro en presencia de un campo magnético.
La figura representa el espectro inicial que dio lugar al modelo atómico
de Bohr (a), el desdoblamiento producido en una de las líneas cuando
se amplía dicho espectro (b), el espectro que se obtenía en presencia de
un campo magnético (efecto Zeeman) (c) y el observado en presencia
de un campo magnético pero con una resolución todavía mayor (d).
• No explica el enlace.
Modelo mecanocuántico
Ideas fundamentales
• Orbitales en lugar de órbitas.
Los electrones no tienen trayectorias fijas aunque sí zonas preferidas del espacio; a estas zonas se les llama
orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que hay una determinada probabilidad de encontrar al
electrón. (Suele tomarse como referencia un 95 % de probabilidad)
• Principio de incertidumbre de Heisemberg.
Heisemberg introduce la idea de la imposibilidad de conocer con precisión y simultáneamente determinadas
parejas de magnitudes asociadas al electrón. En concreto, no puede conocerse con precisión y a la vez la
posición y el momento lineal del electrón: el producto de sus incertidumbres es mayor o igual que la
constante de Planck partido por 2 π .
∆ x ⋅∆p ≥
h
2π
Por muy precisos que sean los aparatos de medida utilizados, nunca puede superarse dicha limitación que es
intrínseca al hecho de medir y no tiene nada que ver con los instrumentos ni con el método de medida. Es
posible diseñar un experimento que consiga establecer con mucha precisión la posición del electrón pero
entonces habrá una gran incertidumbre respecto a su momento lineal y por tanto respecto a su velocidad.
• Dualidad onda-corpúsculo.
Para poder explicar los resultados de ciertos experimentos en los que los electrones mostraban propiedades
ondulatorias, Louis de Broglie, en 1923, propuso una teoría según la cual la materia tenía un comportamiento
dual, manifestando a la vez propiedades corpusculares y ondulatorias. La longitud de la onda asociada a una
partícula viene dada por la ecuación:
h
h
λ= =
p m⋅v
El comportamiento ondulatorio solo es observable para partículas muy pequeñas ya que cuando “m” es
grande se obtiene un valor muy pequeño para la longitud de onda.
Ecuación de Scrhödinger
Considerando la onda asociada al electrón como una onda estacionaria, Scrhödinger obtuvo la ecuación que lleva su
nombre:
h 2  δ 2 Ψ + δ 2 Ψ + δ 2 Ψ  + V(x, y, z )⋅ Ψ = E ⋅ Ψ
−
8 π 2 m  δ x 2 δ y 2 δ z 2 
La resolución de esta ecuación permite obtener el valor de la energía del electrón y de la función de onda Ψ cuyo
significado fue establecido por Born. Según este científico la función de onda está relacionada con la probabilidad
de encontrar el electrón en una determinada zona del espacio, es decir, con el orbital.
Números cuánticos
Los valores obtenidos para la energía y la función de onda dependen de unos números enteros llamados números
cuánticos. La energía depende de dos números cuánticos
. El nombre
y la función de onda de tres Ψ de cada número cuántico, los valores que puede tomar y su significado están resumidos en la siguiente tabla:
E(n, )
n
Principal
1,2,3,4,…
l
Secundario o
Azimutal
0 , 1 , 2 , … , n-1
m
Magnético
-l,…,0,…,l
(n, , m )
A mayor n mayor tamaño del orbital y más energía para el
electrón (nivel de energía)
De él depende la forma del orbital. También contribuye al
valor de la energía (subnivel). Suele representarse con una
letra: s para l=0, p para l=1, d para l=2 y f para l=3.
Indica la orientación espacial del orbital.
La existencia de los subniveles explica la estructura fina del espectro y las diferentes posibilidades para la
orientación de los orbitales explica el efecto Zeeman.
Para explicar el efecto Zeeman anómalo fue necesario introducir un cuarto número cuántico, el de espín (con dos
valores posibles) cuyo significado puede relacionarse con el pequeño campo magnético que crea el electrón al girar
sobre sí mismo.
s
Espín
+
1
2
, − 21
Giro del electrón alrededor de su eje.
La siguiente tabla resume los valores de los números cuánticos para los cuatro primeros niveles:
Nivel
n
1
2
3
4
Subnivel
Orbital
l
m
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
-1
-3
-2
-1
-1
-2
-2
-1
-1
-1
Electrón
(espín)
s
1
1
1
2
1
1
1
2
2
3
+½
-½
+½
+½
+½
-½
-½
-½
+½
+½
+½
-½
-½
-½
+½
+½
-½
-½
+½
-½
Número de
Orbitales
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
4
9
16
Número de
electrones
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
8
18
32
Forma y orientación de los orbitales
Las figuras muestran las formas de los orbitales s, p y d y la orientación de los tres orbitales p correspondientes a un
mismo subnivel.
Átomos polielectrónicos
La resolución de la ecuación de Schrödinger para átomos con más de un electrón ha de hacerse por métodos
aproximados. Lo más sencillo es suponer que la fuerza con la que atrae el núcleo a los electrones más externos es
menor debido a la repulsión de los electrones de las capas interiores (efecto pantalla o apantallamiento). Dicho
efecto puede ser tenido en cuenta considerando una carga nuclear menor que la real: la carga nuclear efectiva que
se calcula restando a la carga nuclear un término definido por Slater llamado constante de pantalla y que depende de
los electrones interiores.
Energía de los orbitales
En el átomo de hidrógeno, la energía del electrón depende únicamente del número cuántico principal, pero en los
átomos polielectrónicos, a causa del efecto pantalla, también depende de l. Los electrones situados en orbitales que
tienen igual “n” e igual “l” tienen la misma energía y se llaman isoenergéticos o degenerados. Hablaremos pues de
energía de los subniveles ya que todos los electrones correspondientes al mismo
subnivel tienen la misma energía.
Tienen mayor energía los subniveles en los que la suma “n+l” es mayor. Ejemplo: El
subnivel “3d”, con n+l=3+2=5, tiene más energía que el “4s” con n+l=4+0=4. En
caso de empate tiene mayor energía el subnivel con mayor “n”. Ejemplo: El subnivel
“4s” con n+l=4+0=4, tiene más energia que el “3p” con n+l=3+1=4, ya que tiene
mayor “n”.
Para recordar el orden de energía de los subniveles sin necesidad de aplicar la regla
“n+l” puede utilizarse el diagrama de Moeller (ver figura). El orden de los subniveles,
de menor a mayor energía se obtiene siguiendo las flechas: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,
4p, 5s, …
Reglas de llenado de los orbitales
Los electrones van “ocupando” los orbitales de acuerdo con las siguientes reglas:
Principio de Pauli
Principio de Aufbau
Regla de Hund
En un mismo átomo, no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales. Es equivalente a decir que en un mismo orbital caben como máximo dos
electrones, uno con espín + 12 y otro con espín − 12 .
Los electrones ocupan el orbital de mínima energía disponible.
Cuando hay varios orbitales degenerados disponibles, los electrones se sitúan con el
máximo desaparaeamiento posible, es decir, en orbitales diferentes y con el mismo
espín.
Configuración electrónica
Teniendo en cuenta las reglas de llenado de los orbitales, podemos saber los valores de los números cuánticos
asociados a cada uno de los electrones de un átomo. Veamos un ejemplo: para el átomo de oxígeno (Z=8)
Electrón nº
n
l
m
1
1
0
0
S
+ 12
2
1
0
0
− 12
3
2
0
0
4
2
0
0
+ 12
− 12
5
2
1
-1
+ 12
6
2
1
0
+ 12
7
2
1
+1
+ 12
8
2
1
-1
− 12
Suelen representarse los orbitales con un cuadradito y los electrones con una flecha que apunta hacia arriba para
espín positivo y hacia abajo para espín negativo. Los orbitales degenerados se dibujan juntos. La configuración del
oxígeno se representa pues:
Los tres orbitales”2p” son indistinguibles por lo que sería correcta cualquier disposición en la que se intercambiaran
los electrones entre ellos.
Configuración electrónica por subniveles
Cuando en la configuración únicamente se pretende indicar el valor de los dos primeros números cuánticos se
escribe el “nombre” del subnivel y, en posición de exponente, el número de electrones alojados en él. La
configuración del azufre (Z=16) sería: 1s22s22p63s23p4 o bien 1s22s2p63s2p4 donde se ha omitido el número del nivel
cuando es el mismo que el anterior. La configuración de un átomo puede abreviarse escribiendo entre corchetes el
gas noble seguido de la configuración de los electrones que diferencian a dicho átomo del gas noble; para el
azufre: [Ne] 3s2p4.
Estados excitados
Las configuraciones electrónicas que cumplen las reglas citadas son las que corresponden al estado fundamental del
átomo, pero un electrón puede tener más energía y encontrarse en otro subnivel aunque siempre cumpliendo el
principio de Pauli. Tenemos entonces lo que se llama un estado excitado. Ejemplo: La configuración de un estado
excitado del oxígeno podría ser: 1s22s22p33s1. Sería en cambio incorrecta la configuración 1s22s22p13s3.
Al igual que en modelo de Bohr, los espectros se explican por la promoción de electrones entre diferentes estados
excitados o entre un estado excitados y el estado fundamental.
Configuración electrónica por niveles
Se escriben entre paréntesis y separados por comas los números de electrones contenidos en cada capa. Para el
azufre es (2,8,6).
Capa de valencia
Es la última capa ocupada. En el azufre es la 3ª. Los electrones de dicha capa se llaman electrones de valencia. El
azufre tiene 6 electrones de valencia.
Electrón diferenciador
Es cualquiera de los electrones situados en el subnivel de mayor energía. Es el electrón que diferencia a un átomo de
otro con número atómico una unidad inferior.
Configuraciones electrónicas anómalas
Son aquellas que no cumplen la regla de Moeller. Son debidas a la estabilidad de algunas distribuciones como las de
subivel lleno (p6, d10, f14) o semillero (p3, d5, f7). La regla del octeto (p6) es un caso particular de este
comportamiento. Un ejemplo de este tipo de configuración es la del cromo: 1s22s22p33s2p64s13d5 en lugar de
1s22s22p33s2p64s23d4 que predice la regla de Moeller.
Configuración electrónica de los iones
La estabilidad electrónica de las configuraciones citadas en el punto anterior explica también la formación y
configuración de muchos iones. En el caso de los elementos de transición, es frecuente que los orbitales se
reordenen energéticamente y se pierdan antes los electrones del subnivel “s” que los del “d”. Veamos algunos
ejemplos:
Ca
Cl
1s22s22p63s2p5
Fe
1s22s22p63s2p64s23d6
1s22s22p63s2p64s2
Ca 2+
Cl −
Fe 2+
Fe 3+
1s22s22p63s2p6
1s22s22p63s2p6
1s22s22p63s2p64s13d5
1s22s22p63s2p63d5
Sistema periódico
El sistema periódico actual es una tabla de doble entrada en las
que figuran los elementos químicos ordenados de menor a
mayor número atómico. Las filas se llaman períodos y las
columnas grupos. Los periodos y los grupos se designan con
un número (ver figura).
Los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 se llaman principales
o representativos, los que van del 3 al 12 de transición y los
que están apartados de transición interna. Estos últimos
forman parte de la tabla pero se representan aparte para evitar
que sea demasiado larga. Están situados en la posición
indicada por los asteriscos y se llaman lantánidos (*) y
actínidos (**). Globalmente reciben el nombre de tierras
raras.
Antiguamente se utilizaba un número romano seguido de una letra para identificar a los grupos del Sistema
Periódico (La letra A para los grupos principales y la B para los de transición). La equivalencia entre las dos
nomenclaturas es:
1
I
A
2
II
A
3
III
B
4
IV
B
5
V
B
6
VI
B
7
VII
B
8
9
10
VIII B
11
I
B
12
II
B
13
III
A
14
IV
A
15
V
A
16
VI
A
17
VII
A
18
VIII
A
Los grupos principales reciben nombre que identifican genéricamente a todos los elementos del grupo:
1
2
13
14
15
16
17
18
IA
II A
III A
IV A
VA
VI A
VII A
VIII A
Metales alcalinos (exceptuando el hidrógeno)
Metales alcalinotérreos
Térreos o boroideos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos o calcógenos (exceptuando el oxígeno)
Halógenos
Gases nobles o elementos inertes
Sistema periódico y configuración electrónica
La posición de un elemento en la tabla periódica está directamente relacionada con la configuración electrónica de
sus átomos:
• El período coincide con el número de capas ocupadas.
• El grupo está relacionado con el último subnivel ocupado y con el número de electrones contenidos en dicho
subnivel (ver tabla)
1
s1
2
s2
3
d1
4
d2
5
d3
6
d4
7
d5
8
d6
9
d7
10
d8
11
d9
12
d10
13
p1
• Para los elementos de transición interna, el último subnivel ocupado es
el “f”.
• El helio es una excepción ya que pertenece al grupo 18 y en cambio
tiene configuración s2.
Teniendo en cuenta el tipo de subnivel en el que se sitúa el electrón
diferenciador de los átomos de cada elemento, la tabla periódica se divide en
los cuatro bloques de la figura.
14
p2
15
p3
16
p4
17
p5
18
p6
Propiedades periódicas
Muchas propiedades de los elementos ( o de sus átomos) tienen una variación regular al avanzar en un grupo o en un
período de la tabla. Son las llamadas propiedades periódicas. Revisaremos alguna de ellas.
Radio atómico
Definición: Es la distancia que separa al núcleo de su electrón más periférico.
En la práctica se toma como la mitad de la distancia que separa los núcleos de dos átomos iguales.
Variación en la tabla: En la tabla aumenta al descender en un grupo y disminuye al avanzar en un período como
puede comprobarse comparando los radios atómicos (expresados en Å) de los elementos del segundo período y del
segundo grupo.
Li: 1,52
Be: 1,13
Mg: 1,60
Ca: 1,97
Sr: 2,15
Ba: 2,17
B: 0,88
C: 0,77
N: 0,70
O: 0,66
F: 0,64
Ne: 0,69
El gas noble constituye una excepción a la regla.
Justificación:
• Al descender en un grupo aumenta el número de capas del átomo y los electrones externos están más alejados
con lo que aumenta el tamaño del átomo.
• Al avanzar en un período el número de capas no varía pero aumenta la carga nuclear efectiva debido a que se
incrementa la carga nuclear y casi no varía el apantallamiento. Por ello los electrones externos están más
fuertemente atraídos por lo que disminuye el radio atómico.
Radio iónico
Los radios de los iones se obtienen tomando como base las distancias entre núcleos en una red iónica.
• El radio de los cationes es muy inferior al de los átomos de los que proceden ya que en su formación se
pierde una capa electrónica. Ejemplo: r (Na)=1,86 Å; r (Na+ )=0,99 Å.
• En la formación de los aniones, el número de capas no varía y tampoco lo hace la carga del núcleo pero
disminuye la carga nuclear efectiva pues al aumentar el número de electrones crece la repulsión entre ellos y
por tanto el apantallamiento. Ejemplo: r (Cl)=0,99 Å; r (Cl - )=1,81 Å.
Energía de ionización
Definición: Es la mínima energía que hay que
proporcionar a un átomo en estado gaseoso y
fundamental para arrancar un electrón de su capa de
valencia.
X(g )+ EI → X + + e −
Variación en la tabla: En general, disminuye al
descender en un grupo y avanzar en un período. Hay
alguna excepción a esta regla debido a la especial
estabilidad de los subniveles llenos o semilleros (ver
gráfica).
Justificación:
• Al descender en un grupo, el electrón más externo está más alejado y por tanto menos atraído por el núcleo
por lo que será más fácil arrancarlo del átomo.
• Al avanzar en un período aumenta la carga nuclear efectiva y la atracción al electrón más externo será mayor
luego será más difícil arrancarlo del átomo.
Energías de ionización sucesivas: La energía necesaria para arrancar un electrón a un ion monopositivo se llama
segunda energía de ionización. La energía necesaria para arrancar un nuevo electrón, tercera energía de ionización y
así sucesivamente. Ejemplo:
Be + 1ª EI → Be + + e −
1ª EI(Be )= 9,3 eV
Be + + 2ª EI → Be 2+ + e −
Be
2+
3+
2ª EI(Be )= 18,2 eV
+ 3ª EI → Be + e
3ª EI(Be )= 154,2 eV
Los valores de las energías de ionización del Berilio explican por qué su estado de oxidación más frecuente es +2 ya
que pierde con facilidad dos electrones pero hace falta una mucha energía para que pierda el tercero.
Potencial de ionización: Cuando la energía utilizada para ionizar un átomo es de naturaleza eléctrica, suele utilizarse
el concepto de potencial de ionización. Es el mínimo potencial eléctrico necesario para ionizar un átomo.
Evidentemente, si la energía de ionización del berilio es de 9,3 eV, su potencial de ionización es de 9,3 V.
−
Afinidad electrónica (electroafinidad)
Definición: Es la mínima energía que desprende un átomo que se encuentra en estado gaseoso y fundamental cuando
capta un electrón.
X(g )+ e − → X − + AE
La presente definición es la recomendada por la IUPAC, pero existe otro criterio (el termodinámico) en el que la
electroafinidad es negativa al tratarse de energía desprendida.
Variación en la tabla: Igual que la energía de ionización, disminuye al descender en un grupo y aumenta al avanzar
en un período.
Justificación:
• Al descender en un grupo, el electrón captado estará más alejado del núcleo y por tanto menos atraído. La
energía desprendida será menor.
• Al avanzar en un período aumenta la carga nuclear efectiva, la atracción al electrón captado será mayor y la
energía desprendida también será mayor.
Electronegatividad
Definición: Es la tendencia que tiene un átomo a atraer sobre sí al par de electrones de un enlace. No tiene sentido
en el caso de los gases nobles.
El químico estadounidense Pauling estableció una escala arbitraria para los elementos del segundo período:
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
y obtuvo los demás valores teniendo en cuenta la polaridad de los enlaces.
Variación en la tabla: Disminuye al avanzar en el grupo y aumenta al avanzar en un periodo.
Justificación: debe variar igual que la energía de ionización y la afinidad electrónica ya que por la propia definición
un elemento atraerá más a lo electrones del enlace cuando más tendencia tenga a captar un electrón (AE) y cuanto
más difícil sea arrancárselo (EI).
Carácter metálico
Es la tendencia de los átomos a ceder electrones y formar, por tanto, iones positivos.
Es un concepto directamente relacionado con la energía de ionización. Evidentemente, cuanto menor sea ésta, más
fácilmente se desprenderán los electrones y mayor será el carácter metálico. Aumentará pues al descender en un
grupo y disminuirá al avanzar en un período.
Los elementos cuyos átomos tienen baja electronegatividad y, por tanto, alto carácter metálico se llaman metales u
aquellos en los que ocurre lo contrario no metales. Los elementos que tienen un comportamiento intermedio entre
los metales y los no metales se llaman semimetales.
Reactividad
Los metales son más reactivos cuanto más fácilmente pierden electrones, es decir, cuanto más pequeña sea su
energía de ionización. Por ello, la reactividad de los metales aumenta al descender en un grupo y disminuye al
avanzar en un período.
Los no metales son más reactivos cuanto más fácilmente ganen electrones, es decir, cuanto mayor sea su afinidad
electrónica. Por ello, la reactividad de los no metales aumenta al ascender en un grupo y al avanzar en un período.
Resumen
Las flechas indican el sentido en el que aumenta cada una de las propiedades:
Enlace
Se llama enlace al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando se forman moléculas o cristales,
así como las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas cuando la sustancia se encuentra en estado sólido o
líquido.
Tipos de enlace
El mecanismo de formación del enlace depende de la diferencia de electronegatividades de los átomos que se
enlazan. Aunque no pueda establecerse una frontera clara entre ellos, los enlaces se pueden clasificar en tres grandes
tipos:
Enlace iónico
Enlace covalente
Enlace metálico
Electronegatividades muy diferentes
Electronegatividades altas y similares
Electronegatividades bajas y similares
metal – no metal
no metal – no metal
metal – metal
Enlace iónico
Se forma entre un elemento poco electronegativo (metal) y otro muy electronegativo (no metal). El metal cede
electrones al no metal y se forman cationes y aniones que se atraen con una fuerza eléctrica formando una red
cristalina.
Teoría de Lewis
Lewis explica la formación del enlace iónico así como las fórmulas de los compuestos que tienen este enlace
aplicando la regla de octeto (Albrecht Kossel) según la cual los átomos ceden o captan electrones hasta adquirir la
configuración de gas noble. Ejemplo: Un átomo de sodio, con configuración electrónica (2,8,1) cede el electrón de
valencia a un átomo de cloro con configuración (2,8,7).
-
Así se forman los iones Na+ con estructura electrónica de Ne (2,8) y Cl con estructura electrónica de Ar (2,8,8).
Electrovalencia
Cuando el número de electrones que un átomo de un metal necesita ceder para adquirir configuración de gas noble
no coincide con el número de electrones que un átomo de un no metal necesita captar, la combinación no se produce
con la relación 1:1 sino que se combinan el número de átomos de cada elemento necesarios para que el número de
electrones cedidos coincida con el de los captados. Por ejemplo, cuando se unen el Mg (2,8,2) y el Cl (2,8,7), son
necesarios dos átomos de cloro por cada átomo de magnesio ya que el magnesio ha de ceder dos electrones para
adquirir la configuración de gas noble. La fórmula del compuesto formado es pues MgCl2. Se dice entonces que el
magnesio tiene electrovalencia “2” y el cloro “1” o bien “+2” y “-1” si se quiere indicar el signo de los iones
formados.
Electrovalencia es el número de electrones que ha de ceder o captar un átomo para adquirir la
configuración de gas noble.
La definición únicamente es valida para los elementos de los grupos principales.
Redes cristalinas
En el enlace iónico se unen gran cantidad de cationes y aniones, ordenados geométricamente,
para formar grandes estructuras llamadas cristales.
La disposición de los iones en la red cristalina está relacionada con la estequiometría del
compuesto y con el tamaño de los iones. En el caso del cloruro sódico, por ejemplo, se trata
de una red cúbica centrada en las caras (ver figura).
Se llama índice de coordinación al número de iones de un tipo que rodean a otro ion de
signo contrario. En la red de la figura, el índice de coordinación es 6 para ambos iones pero
si la estequiometría no es 1:1 el índice de coordinación del catión es distinto que el del anión.
Energía reticular o de red
Cuando se forma una red cristalina se producen una serie de interacciones eléctricas entre los iones de la red: fuerzas
de atracción entre los iones de distinto signo y de repulsión entre iones del mismo signo. En las redes, los iones están
dispuestos de manera que todo ion tenga más cerca los iones de signo contrario de manera que el balance global sea
una fuerza atractiva o lo que es lo mismo, que en la formación de la red se desprenda energía. Es la llamada energía
reticular. La definición considera el proceso inverso.
Energía reticular es la que hay que comunicar a un mol de un compuesto iónico para que sus iones se
separen a una distancia tal que dejen de interaccionar.
La energía reticular, que se representa “U” depende de las cargas de los iones y de la estructura de la red cristalina.
Su fórmula es:
q ⋅q
1
U = N Av ⋅ k ⋅ A C ⋅ A ⋅ 1 − 
d0
 n
donde “NAv“ es el número de Avogadro, “k” la constante de Coulomb, “qA“ y “qC“ las cargas del anión y del catión
respectivamente, “d0” es la distancia interiónica que puede tomarse como la suma de los radios del catión y del
anión, “A” es la constante de Madelung que tiene en cuenta la estructura de la red cristalina valorando las
interacciones atractivas y repulsivas que se producen en función de las distancias a las que se encuentran los iones y
“n” es el llamado factor de compresibilidad o de Born-Landé que recoge la influencia de la repulsión
interelectrónica entre iones vecinos.
Ciclo de Born Haber
Es un ciclo termodinámico en el que la formación del enlace iónico se desglosa en procesos elementales en los que
intervienen energías conocidas. A partir de ellas se puede calcular la energía global del proceso y valorar la mayor o
menor tendencia a que se produzca. Se parte de los elementos en su estado natural y mediante procesos elementales
se debe llegar a la formación de la red cristalina. Veamos un ejemplo para la formación del cloruro sódico:
+ 21 2
→
Los procesos elementales junto con las energías que intervienen son:
Na(s ) Cl (g ) NaCl(s )
Cl2(g ) → 2 Cl(g )
Na(s )+ SNa → Na(g )
• Disociación del cloro
• Sublimación del sodio
Na(g )+ 1ª EINa → Na +(g )+ e −
• Ionización del sodio
Cl(g )+ e −
• Ionización del cloro
→
Cl −(g )+ AE Cl
Na +(g )+ Cl −(g )→ NaCl(s )+ UNaCl
• Formación de la red
DCl = 244 kJ / mol
SNa = 107 kJ / mol
1ª EINa = 496 kJ / mol
AE Cl = 349 kJ / mol
UNaCl = 787 kJ / mol
2
La energía del proceso global (entalpía de formación) será, por tanto:
Cl2
∆ =
+ Na +
+
+
−
Na −
Cl − =
H
D
2
S
1ª EI
AE
kJ
U 244
2 107 496 349 − 787 = − 411 mol
donde se ha tenido en cuenta la mitad de la energía de disociación ya que en la reacción participa únicamente un
átomo de cloro. El proceso puede representarse en un diagrama entálpico:
La relación entre las energías de los procesos elementales y la energía global del proceso de formación de un
compuesto iónico depende de la estequiometría y del estado físico y químico de los elementos de partida. Para el
yoduro cálcico, por ejemplo:
+ 2
→
2
Ca(s ) l (s ) Cal (s )
∆H = S
Ca
+ S 2 + D 2 + 1ª EI
I
l
Ca
+ 2ª EI
Ca
− 2 ⋅ AE − U
l
Para el óxido de calcio:
+ 21 2
→
1
∆ H = 2 D O2 + S Ca + 1ª EICa + 2ª EICa − 1ª AE O − 2ª AE O − U
Ca(s ) O (g ) CaO(s )
Propiedades de los compuestos iónicos
• Los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente con elevados puntos de fusión. El punto de
fusión será mayor cuanto mayor sea su energía reticular ya que para fundir el sólido hay que romper la red.
• Son solubles en disolventes polares (como el agua). Como en el proceso de disolución debe romperse la red
cristalina, las sustancias serán más solubles cuanto menor sea la energía reticular.
• No conducen la corriente en estado sólido ya que aunque están formados por iones estos están fijos en la red.
Sí la conducen cuando están fundidos o disueltos ya que estos estados permiten la movilidad de los iones.
• Son duros. Como la dureza mide la resistencia al rayado y para rayar un cristal hay que romper parte de la red
cristalina, serán más duros aquellos que
posean mayor energía reticular.
• Son frágiles. Como se aprecia en la figura,
un pequeño desplazamiento en un punto del
cristal supone el enfrentamiento de iones
del mismo y la repulsión entre ellos
produce la rotura.
Enlace metálico
Cuando se unen átomos con baja electronegatividad (metales) se forman cristales en los que todos los iones son
positivos. Cuando hay átomos de varios metales diferentes (aleaciones), estos se unen en muy diferentes
proporciones, por lo que no se utilizan fórmulas para representarlos; la composición de una aleación se expresa en
tanto por ciento.
Modelo del mar de electrones
Las teorías sobre el enlace metálico deben justificar la estabilidad de una red en la que
todos los iones son positivos. La teoría del mar de electrones o de la nube electrónica
considera que los electrones de valencia, que se desprenden con facilidad de los metales,
no pertenecen a átomos concretos sino que se mueven libremente entre los iones de la
red. La repulsión entre los cationes se compensa con la fuerza con la que los atrae la nube
electrónica.
Propiedades de los metales
• Son sólidos a temperatura ambiente (salvo el mercurio). Su temperatura de fusión es muy variada pero
generalmente menor que la de los compuestos iónicos.
• Conducen la electricidad y el calor debido a la movilidad de los electrones.
• Son dúctiles y maleables. A diferencia de los que ocurría en los compuestos iónicos, al desplazar un plano de
la red cristalina no aparecen repulsiones que provoquen roturas.
• Poseen un brillo característico.
Enlace covalente
Es el que se forma entre dos átomos muy electronegativos (no metales). Existen cristales, como el diamante o el
dióxido de silicio, en los que los átomos están todos unidos mediante enlaces covalentes (sólidos covalentes),
pero lo más habitual es que las sustancias covalentes estén formadas por pequeñas agrupaciones de átomos llamadas
moléculas.
Teoría de Lewis
Lewis explica el enlace covalente considerando que los átomos que lo forman comparten electrones. Las moléculas
suelen dibujarse utilizando unos puntos que representan a los electrones de valencia; entre los símbolos de los
átomos que se enlazan se sitúan los electrones compartidos. Pueden compartirse un par de electrones (enlace
sencillo), dos (enlace doble) o tres (enlace triple).Veamos algunos ejemplos de estos diagramas:
Aunque una vez formado el enlace los electrones son indistinguibles, para mayor claridad, hemos utilizado diferente
color para representarlos teniendo en cuenta el átomo del que proceden.
Los pares de electrones de la capa de valencia pueden representarse mediante un pequeño segmento:
También puede representarse exclusivamente los electrones del enlace:
Enlaces dativos o coordinados
En muchos casos, para poder explicar la existencia de ciertas moléculas covalentes es necesario suponer que los dos
electrones compartidos son aportados por el mismo átomo. A este tipo de enlace se le llama dativo. El átomo que
aporta los electrones es el dador y el otro el aceptor. El enlace dativo se representa con una flecha que va desde el
dador al aceptor. Veamos un ejemplo:
Iones
Los iones compuestos se explican y representan de la misma forma, pero ha de tenerse en cuenta que se han perdido
o ganado electrones. En los ejemplos, los electrones ganados se han representado en otro color para mayor claridad.
Obsérvese que algunos de los enlaces son dativos.
Ion clorato
Ion nitrato
Ion hidronio
Resonancia
Existen muchas moléculas para las que las técnicas espectroscópicas demuestran que su estructura no puede ser la
prevista por la teoría de Lewis. Por ejemplo, en el dióxido de azufre, puede comprobarse experimentalmente que las
dos distancias de enlace son iguales, al contrario de lo que predice la estructura escrita en esta misma página.
Además, ambas distancias son intermedias entre la correspondiente al enlace sencillo y la del doble enlace. La teoría
de la resonancia supone que la estructura de la molécula es un híbrido entre dos formas llamadas resonantes (figura
de la izquierda). Puede interpretarse que los electrones están deslocalizados entre ambos enlaces lo que se puede
representar como se indica en la figura de la derecha.
La teoría de la resonancia permite explicar la estructura y propiedades de benceno cuya
molécula, a pesar de ser altamente insaturada, no presenta las propiedades características de
los alquenos. La estructura propuesta por esta teoría es que la molécula de benceno es un
híbrido entre las dos formas resonantes de la figura.
Problemas de la teoría de Lewis
Existen compuestos covalentes cuya estructura no puede explicarse con la teoría de Lewis y la regla del octeto. En
alguno de ellos, el átomo central queda rodeado por menos de ocho electrones (el boro en el tricloruro de boro) y
otros por más de ocho electrones (el fósforo en el pentacloruro de fósforo):
En otros casos, como en la molécula de monóxido de nitrógeno, hay un número impar de electrones y no existe
diagrama de Lewis capaz de representarla.
Polaridad de los enlaces
Cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos diferentes, los electrones que se comparten se encuentran en
promedio más cerca del núcleo del átomo más electronegativo lo que supone que aparezca una carga eléctrica
negativa sobre dicho átomo y una carga positiva sobre el menos electronegativo. Si
dice que el enlace es polar.
La polaridad del enlace se mide mediante el momento dipolar, magnitud física
definida como un vector que apunta hacia la carga negativa y cuyo módulo es el
producto de la carga por la distancia de enlace:
µ=q⋅d
En el sistema internacional, el momento dipolar se mide en ⋅ , pero en los niveles atómicos la unidad más
utilizada es el “debye” (D):
=
⋅ −30 ⋅
Cm
1 D 3,338 10
Cm
Geometría molecular
Las propiedades de las sustancias covalentes dependen entre otras cosas de la geometría de sus moléculas. La teoría
de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) afirma que los electrones de la capa
de valencia se sitúan lo más alejados posible de manera que las repulsiones entre ellos sean mínimas. Deben tenerse
en cuenta los electrones que forman parte del enlace y los que siendo de la capa de valencia no forman parte de
ningún enlace. Los electrones deben “tomarse” por pares cuando pertenecen al mismo orbital o cuando forman parte
del mismo enlace (sencillo, doble o triple). Esta teoría permite explicar la geometría de las moléculas covalentes.
Veamos algunos ejemplos:
BeH2
Los dos pares de electrones de valencia que rodean al átomo de berilio se sitúan en las
posiciones más alejadas de manera que la molécula será lineal.
BH3
Los tres pares de electrones de valencia que rodean al átomo de boro se sitúan en las
posiciones más alejadas de manera que los enlaces formarán ángulos de 120º. La molécula
será pues triangular.
SO2
En este caso el átomo central, el azufre, está rodeado por tres “grupos” de electrones: los
del enlace simple, los cuatro del enlace doble y los dos que no forman parte de enlace. Las
posiciones de estos electrones serán las mismas que las del caso anterior, alejados según
ángulos de 120º, pero en este caso una de las direcciones no cuenta para la geometría
molecular ya que en ella no hay ningún átomo enlazado. Se dice entonces que la molécula
es angular.
CCl4
Los cuatro pares de electrones de valencia se situarán ahora en las direcciones de los
vértices de un tetraedro (geometría tetraédrica). El ángulo de enlace es de
aproximadamente 109º.
NF3
Hay cuatro pares de electrones de valencia, tres que forman parte del enlace y uno que no.
Las direcciones serán también las de los vértices de un tetraedro pero una de ellas no está
ocupada. Se dice entonces que la geometría es piramidal.
H2S
También hay cuatro pares de electrones rodeando al elemento central pero ahora sólo dos de
ellos están ocupados. La geometría es angular. La asimetría de la molécula hace que tanto
en este caso como en el anterior el ángulo sea algo menor de 109º debido a las repulsiones
entre los pares de electrones no enlazados.
Polaridad molecular
Cuando una molécula tiene simetría perfecta, aunque los enlaces sean polares, los momentos dipolares se anulan
entres sí y la molécula es apolar. Es lo que ocurre en las moléculas de BeH2, BH3, y CCl4. Las moléculas asimétricas
como la de H2S sí presentan polaridad ya que en este caso no se anulan los momentos dipolares.
Teoría de enlace de valencia
Es un modelo basado en la mecánica cuántica, propuesto por Pauling en
1939, que permite explicar aspectos del enlace covalente que no podía
explicar la teoría de Lewis. Dicha teoría afirma que el enlace se forma por
el solapamiento de orbitales semiocupados. Los electrones del enlace,
que deben tener espines diferentes se aparean en la zona común. Los orbitales que se enlazan deben tener tamaños
similares. La figura representa esquemáticamente la formación del enlace entre dos átomos de hidrógeno.
La gráfica de la figura representa la energía de
interacción entre dos átomos, que tienen tendencia a
enlazarse formando una molécula diatómica, en función
de la distancia que separa a sus núcleos. Cuando la
distancia es muy grande, la interacción es despreciable y
la energía prácticamente nula. A medida que se acercan
los átomos aparecen fuerzas de repulsión entre las capas
electrónicas y entre los núcleos de ambos átomos y de
atracción entre núcleo de un átomo y capa electrónica de
otro. El balance global junto con los efectos cuánticos
relacionados con el solapamiento de los orbitales es el
representado en la figura. La gráfica tiene un mínimo al
que corresponde la mayor estabilidad. A la distancia, re , a la que se encuentran los átomos en ese mínimo se le llama
distancia de enlace y a la energía correspondiente, Ee , energía de enlace.
Covalencia
La covalencia (o valencia covalente) de un elemento es el número de electrones desapareados de sus átomos. Para
explicar determinadas valencias, la teoría de enlace de valencia ha de suponer que el enlace lo forman átomos que se
encuentra en estados excitados. El siguiente esquema explica las valencias 1, 3, 5 y 7 del cloro:
Enlaces sigma y pi
Cuando se forman enlaces en los que intervienen orbitales “p” existen dos
posibilidades: que el solapamiento sea frontal, enlace σ , o que sea lateral,
enlace π . El segundo es menos estable debido a que, para un mismo
solapamiento, los núcleos deben estar más cerca y son mayores las fuerzas de
repulsión. Los enlaces en los que participan orbitales “s” son siempre de tipo σ .
Cuando se trata de un enlace simple será siempre sigma ya que es más estable, pero cuando dos átomos están unidos
por un enlace doble, uno de los enlaces será sigma pero el otro deberá ser pi debido a las direcciones perpendiculares
de los orbitales “p”. Es lo que ocurre, por ejemplo, en la molécula de oxígeno, en la que cada átomo aporta dos
electrones que previamente al enlace están desapareados y situados en sendos orbitales p. En la molécula de
nitrógeno habrá un enlace sigma y dos enlaces pi.
Teoría de la hibridación
La teoría de enlace de valencia, sin más, no explica la geometría de las moléculas. Los enlaces de la molécula de
agua, por ejemplo, se formarán por solapamiento de los orbitales “1s” del hidrógeno con los dos orbitales
semiocupados del oxígeno (1s22s22px22py12pz1); pero dichos orbitales (py y pz) son perpendiculares por lo que el
ángulo de enlace debería ser de 90º y sin embargo es aproximadamente de 104,5º.
La teoría de la hibridación explica este hecho suponiendo que los átomos centrales de las moléculas “utilizan”
orbitales híbridos que se obtienen por combinación de orbitales atómicos. En todo caso se forman tantos orbitales
híbridos como orbitales atómicos se combinan.
Hibridación sp
Sirve para explicar la geometría lineal de moléculas como el
hidruro de berilio en las que el átomo central está rodeado por
dos pares de electrones. Se forma por la combinación de un
orbital “s” y uno “p”.
Hibridación sp2
Sirve para explicar la geometría de moléculas como el borano en
las que el átomo central está rodeado por tres pares de
electrones. Se forma por combinación de un orbital “s” y dos
orbitales “p”.
Hibridación sp3
Sirve para explicar la geometría de moléculas como el metano,
el amoníaco, el agua, etc, en las que el átomo central está
rodeado por cuatro pares de electrones (formen o no parte del
enlace). Se forma por combinación de un orbital “s” y tres “p”.
Forma y orientación de los orbitales híbridos
Los orbitales híbridos sp, sp2 y sp3 tienen todos la misma forma, la que se indica en la figura de
la derecha.
Los dos orbitales híbridos “sp” tienen la misma dirección, la del enlace, y sentido contrario; los
tres orbitales sp2 apuntan a los vértices de un triángulo equilátero y situados en un plano perpendicular al orbital “p”
que queda sin hibridar. Los orbitales sp3 apuntan a los vértices de un tetraedro.
Como ejemplo de aplicación de la teoría de la hibridación veamos la explicación de la molécula de eteno
(CH2=CH2). Los átomos de carbono tienen hibridación sp2; entre dos de ellos se forma un enlace sigma y con los
orbitales “pz” sin hibridar se forma un enlace pi.
Propiedades de las sustancias covalentes
Moleculares:
• Pueden presentarse en estado sólido, líquido o gaseoso, pero en general tienen bajos puntos de fusión.
• Son solubles en disolventes de polaridad similar: las polares, como el alcohol, se disuelven en disolventes
polares (como el agua) y las apolares, como las grasas, en disolventes apolares (como la gasolina).
• No conducen la electricidad en ninguno de sus estados.
• Los sólidos son blandos y elásticos.
Sólidos covalentes
• Son sólidos con altas temperaturas de fusión.
• Son duros y frágiles.
Fuerzas intermoleculares
En las sustancias covalentes moleculares existen fuerzas de atracción entre las moléculas que, aunque no son tan
intensas como los enlaces entre los átomos que las forman, son las responsables de muchas de sus propiedades.
Dipolo-dipolo
En las sustancias covalentes polares la parte positiva de una molécula atrae a las partes
negativas de las moléculas vecinas. Cuando dichas fuerzas son intensas, las moléculas se
ordenan de manera que a temperaturas bajas pueden llegar incluso a encontrarse en estado
sólido. Las sustancias covalentes polares tienen pues una temperatura de fusión muy superior al de las sustancias
apolares similares.
Enlace de hidrógeno
Un caso particular especialmente interesante de fuerzas dipolo-dipolo se da entre moléculas que contienen un átomo
de hidrógeno unido a otro muy electronegativo y de pequeño tamaño (F, O, N). Al perder el átomo de hidrógeno, al
menos en parte, el único electrón de que dispone, el núcleo queda desnudo, sin apantallamiento electrónico y la
fuerza intermolecular es especialmente intensa. A dicha fuerza se le llama enlace de hidrógeno o puente de
hidrógeno.
Los puentes de hidrógeno son los responsables de las peculiares propiedades
del agua: punto de fusión anormalmente alto, capacidad disolvente de
sustancias polares, etc. También desempeñan un papel muy importante en los
procesos biológicos.
Dipolos instantáneos
Entre las moléculas apolares también existen interacciones. Son debidas a la formación de dipolos instantáneos
provocados por el movimiento al azar de los electrones. Estas interacciones, llamadas fuerzas de dispersión o de
London, aumentan con el tamaño de la molécula ya que cuanto más grande sea ésta, más alejados están los
electrones de los núcleos y más movilidad tendrán los electrones de valencia. Eso explica, por ejemplo, el aumento
del punto de fusión de los halógenos a medida que descendemos en la tabla periódica (A temperatura ambiente, el
flúor y el cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo un sólido).