oxido reduccion

REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION

Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final.

La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias reducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberando energía en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.

Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el valor de su número atómico.

Por ejemplo:

H Z = 1; es decir 1 protón y 1 electrón

Na Z = 11; es decir 11 protones y 11 electrones

I Z = 53; es decir 53 protones y 53 electrones

Generalmente, cuando un elemento determinado se combina a través de una reacción química, el número de electrones que está asociado a él, puede ser mayor o menor que su número atómico característico. De aquí nace el concepto de estado de oxidación o número de oxidación. Lo que simplemente significa, el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión, siguiendo ciertas reglas:

1. Si el número de electrones asignado a un elemento es mayor que su número atómico, se le confiere una carga formal negativa. Por el contrario, si el número de electrones asignado es menor que su número atómico, se le otorga una carga formal positiva.

Basado en el ejemplo anterior:

H+ Z = 1; 1 protón y 0 electrón N° Oxid. = +1

Na+ Z = 11; 11 protones y 10 electrones N° Oxid. = +1

I Z = 53; 53 protones y 54 electrones N° Oxid. = −1

2. En los elementos libres o compuestos formados por un mismo tipo de átomos, el número de oxidación de todos ellos es cero. Por ejemplo: Na, H2, S8, P4. Todos ellos tienen N° de oxidación = 0.

3. En los iones simples (constituidos por un sólo tipo de átomos), el N° de oxidación es igual a la carga del ión. Por ejemplo: Al+++, su N° de oxidación es +3; Fe++, su N° de oxidación es +2; Fe+++, su N° de oxidación es +3.

4. El N° de oxidación del oxígeno es generalmente –2, cuando forma parte de un compuesto; excepto en los siguientes casos:

• Cuando forma parte de compuestos llamados peróxidos, donde hay enlace O-O. En este caso el N° de oxidación asignado para el oxígeno es –1.

• Cuando el oxígeno se combina con flúor (elemento más electronegativo que el oxígeno), el N° de oxidación asignado para el oxígeno es +2.

5. El N° de oxidación asignado para el hidrógeno es +1 en la mayoría de los compuestos. La única excepción es en los hidruros, donde el hidrógeno se une a elementos menos electronegativos que él. Por ejemplo: hidruro de sodio (NaH), en estos casos el N° de oxidación asignado para el hidrógeno es –1.

6. Los N° de oxidación de los diferentes elementos que conforman una molécula deben coincidir con la carga total de esa molécula. Es decir, la suma de los N° de oxidación de los diferentes átomos que la constituye debe ser igual a la carga total de la molécula. De aquí podemos deducir lo siguiente:

• En las moléculas neutras, la suma de los N° de oxidación de los átomos que la forman debe ser igual a cero. Por ejemplo, H2O, el N° de oxidación del H es +1, como hay dos H, contribuye a la molécula con carga +2. El N° de oxidación del O es –2 y la molécula contiene sólo un O; por lo tanto la suma de +2 + (−2) = 0, que corresponde a la carga de una molécula neutra.

• En los iones que están formados por más de un tipo de elemento, la suma de los N° de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga que posee el ión. Por ejemplo, el ión dicromato, cuya fórmula es Cr 2 O 7−2. Los 7 oxígenos contribuyen con una carga aparente de –14, luego el Cr debe aportar con una carga aparente de +12, como los átomos de Cr son 2, cada uno tendrá un N° de oxidación de +6:

Sea Cr = x

Cr 2 O 7−2: 2142126xxx−=−=+=+ 2

En muchos casos el valor del N° de oxidación corresponde a la valencia de un elemento, pero son conceptos diferentes. Valencia de un elemento es el número de enlaces simples que puede formar un átomo; o bien, el número de átomos de hidrógeno con que puede combinarse; es un número absoluto, no hay un signo asociado a él. En cambio, el número de oxidación representa la carga aparente que tiene un átomo en un compuesto dado y corresponde a un mayor o menor número de electrones asociado a él, según las reglas menciónadas anteriormente. Este número puede ser positivo o negativo, dependiendo de la electronegatividad del átomo en particular. Por ejemplo, H2O, la valencia del oxígeno es 2 y su N° de oxidación es –2; En el óxido de flúor, F2O, la valencia del oxígeno es 2 y su N° de oxidación es +2, porque el flúor es más electronegativo que el oxígeno, entonces se le asigna 1 electrón más a cada flúor con respecto a su N° atómico y el oxígeno queda deficiente de esos 2 electrones. El átomo de sodio (Na, cuyo valor de Z = 11) es neutro y tiene un electrón (1 e-) en su último orbital (estado inicial). Cuando reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) e hidrógeno molecular (H2), pierde este electrón y se transforma en ión sodio (Na+), que corresponde al estado final según la siguiente ecuación: Na(0)+OH 2 Na++OH+H22222

La pérdida de 1 e- se llama oxidación. Una semirreacción de oxidación está siempre acompañada por una disminución en el N° de electrones del elemento que está siendo oxidado. La disminución del N° de electrones asociado con ese átomo, trae como consecuencia un aumento del N° de oxidación (es más positivo).

Los electrones cedidos por los dos átomos de Na se combinan con dos moléculas de H2O para formar una molécula de H2 gas y dos iones OH-. La ganancia de electrones por los hidrógenos del agua se llama reducción. Una semirreacción de reducción está siempre acompañada por un aumento del N° de electrones asociado con el elemento que está siendo reducido. Hay disminución del N° de oxidación.

Los electrones en una reacción de este tipo, son captados por las especies químicas que se reducen a la misma velocidad con que son cedidos por las especies que se oxidan: es decir, cuando ocurre una oxidación, hay siempre una reducción. Estos son sistemas acoplados, en que ambos procesos se realizan simultáneamente.

El compuesto que tiene en sí el elemento que capta los electrones y, por lo tanto, su N° de oxidación disminuye; es decir, se reduce se llama agente oxidante. En este ejemplo es el H2O.

El compuesto que tiene en sí el elemento que cede los electrones; por consiguiente, su N° de oxidación aumenta; es decir se oxida se llama agente reductor. En este ejemplo es Na°.

Agentes Oxidantes: K 2 Cr 2 O 7, K Mn O 4, HNO3, H 2 O 2, O2, Cl2, I2….

Agentes Reductores: H2S, H2, Na°, Mg°, SO2, H 2 SO 3….

propiedades fisicas

Las propiedades físicas son aquellas en las que se mantienen las propiedades originales de la sustancia ya que sus moléculas no se modifican.

Estado físico [editar]

Artículo principal: Estado de agregación de la materia

Según la agrupación de sus moléculas, los cuerpos tienen cuatro estados diferentes: sólido, líquido, gaseoso y plasma.

Estado líquido [editar]

Véase también: Fluido

Al alcanzar la temperatura de fusión el sólido se va "descomponiendo" hasta desaparecer la estructura cristalina alcanzándose el estado líquido, cuya característica principal es la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe una cierta ligazón entre los átomos del cuerpo, aunque de mucha menor intensidad que en el caso de los sólidos. El estado líquido presenta las siguientes características:

• Fuerza de cohesión menor (regular)
• Movimiento-energía cinética.
• Toma la forma del envase que lo contiene.
• En frío se comprime.
• Posee fluidez.
• Puede presentar fenómeno de difusión.

Estado gaseoso [editar]

Artículo principal: Gas

Por último, incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del gas se encuentran virtualmente libres de modo que son capaces de ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, aunque con mayor propiedad debería decirse que se distribuye o reparte por todo el espacio disponible. El estado gaseoso presenta las siguientes características:

• Fuerza de cohesión casi nula.
• Sin forma definida.
• Toma el volumen del envase que lo contiene
• Se puede comprimir fácilmente.
• Ejerce presión sobre las paredes del recipiente que los contienen y sobre comprimen los objetos del gas.

• Los gases se mueven con libertad.

Plasma [editar]

Al plasma se le llama a veces "el cuarto estado de la materia", además de los tres "clásicos", sólido, líquido y gas. Es un gas en el que los átomos se han roto, que está formado por electrones negativos y por iones positivos, átomos que han perdido electrones y han quedado con una carga eléctrica positiva y que están moviéndose libremente.
En la baja atmósfera, cualquier átomo que pierde un electrón (p.e., cuando es alcanzado por una partícula cósmica rápida) lo recupera pronto o atrapa otro. Pero la situación a altas temperaturas, como las que existen en el Sol, es muy diferente. Cuanto más caliente está el gas, más rápido se mueven sus moléculas y átomos, y a muy altas temperaturas las colisiones entre estos átomos moviéndose muy rápidamente son lo suficientemente violentas como para liberar los electrones. En la atmósfera solar, una gran parte de los átomos están permanentemente "ionizados" por estas colisiones y el gas se comporta como un plasma.
A diferencia de los gases fríos (p.e. el aire a la temperatura ambiente), los plasmas conducen la electricidad y son fuertemente influidos por los campos magnéticos. La lámpara fluorescente, muy usada en el hogar y en el trabajo, contiene plasma (su componente principal es el vapor de mercurio) que calienta y agita la electricidad, mediante la línea de fuerza a la que está conectada la lámpara. La línea hace positivo eléctricamente a un extremo y el otro negativo causa que los iones (+) se aceleren hacia el extremo (-), y que los electrones (-) vayan hacia el extremo (+). Las partículas aceleradas ganan energía, colisionan con los átomos, expulsan electrones adicionales y así mantienen el plasma, incluso aunque se recombinen partículas. Las colisiones también hacen que los átomos emitan luz y, de hecho, esta forma de luz es más eficiente que las lámparas tradicionales. Los letreros de neón y las luces urbanas funcionan por un principio similar y también se usan (o usaron) en electrónica.
Otro importante plasma en la naturaleza es la ionosfera, que comienza a unos 70-80 km por encima de la superficie terrestre. Aquí los electrones son expulsados de los átomos por la luz solar de corta longitud de onda, desde la ultravioleta a los rayos X: no se recombinan fácilmente debido a que la atmósfera se rarifica más a mayores altitudes y no son frecuentes las colisiones. La parte inferior de la ionosfera, la "capa D", a los 70-90 km, aún tiene suficientes colisiones como para desaparecer después de la puesta del sol. Entonces se combinan los iones y los electrones, mientras que la ausencia de luz solar no los vuelve a producir. No obstante, esta capa se restablece después del amanecer. Por encima de los 200 km, las colisiones son tan infrecuentes que la ionosfera prosigue día y noche.

Propiedades específicas de los sólidos [editar]

• Adherencia: atracción o unión entre las moléculas próximas de los cuerpos.
• Aleabilidad propiedad que tienen los materiales para formar aleaciones que dan lugar a nuevos materiales mejorando sus prestaciones. En todas las aleaciones un componente como mínimo tiene que ser un metal.
• Calor específico. La capacidad calorífica o calor específico de una sustancia es la cantidad de energía necesaria para aumentar 1 ºC su temperatura. Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor.
• Capilaridad: es la cualidad que posee una sustancia de absorber a otra.
• Compresibilidad: es una propiedad de la materia a la cual se debe que todos los cuerpos disminuyan de volumen al someterlos a una presión o compresión determinada manteniendo constantes otros parámetros. Los sólidos a nivel molecular no se pueden comprimir
• Conductividad eléctrica: es la capacidad de un cuerpo de permitir el paso de la corriente eléctrica a través de sí. Según esta condición los materiales se clasifican en conductores, aislantes y semiconductores.
• Conductividad térmica: es la capacidad de los materiales para dejar pasar el calor
• Dureza: dificultad que oponen los cuerpos a ser rayados. Escala de Mohs. La dureza se mide con unos instrumentos llamados durómetros y exsiten diferentes escalas de dureza Brinell, Rockwell, Vickers, etc
• Divisibilidad: propiedad en virtud de la cual los cuerpos sólidos pueden fraccionarse hasta el límite molecular.
• Ductilidad: propiedad que tienen algunos metales y aleaciones cuando, bajo la acción de una fuerza, pueden estirarse sin romperse permitiendo obtener alambres o hilos. A los metales que presentan esta propiedad se les denomina dúctiles. Los metales más dúctiles son el platino, oro y cobre. El cobre se utiliza principalmente para fabricar cables eléctricos , porque a su buena ductilidad añade el hecho de que sea muy buen conductor de la electricidad
• Elasticidad: designa la propiedad mecánica de ciertos materiales de sufrir deformaciones reversibles cuando se encuentra sujetos a la acción de fuerzas exteriores y de recuperar la forma original si estas fuerzas exteriores se eliminan
• Extensión: capacidad para ocupar una parte de espacio. (superficie, volumen, longitud)
• Fragilidad: propiedad de la materia que indica con que facilidad se puede romper un cuerpo al sufrir un golpe ligero. la propiedad opuesta a la fragilidad es la tenacidad.
• Impenetrabilidad: propiedad que impide que un cuerpo esté en el lugar que ocupa otro.
• Inercia: resistencia que opone un cuerpo para salir de su estado de reposo, para cambiar las condiciones de movimiento o cesar en él sin aplicación de alguna fuerza.
• Magnetismo: propiedad que tienen algunos metales para a atraer al hierro. El acero puede convertirse en imán si se desea. También se pueden producir electroimanes.
• Maleabilidad: propiedad que tienen algunos materiales para formar láminas muy finas. El oro es un metal de una extraordinaria maleabilidad permitiendo láminas de solo unas milésimas de milímetros. La plata y el cobre también son muy maleables, así como la hojalata, que es una aleación de hierro y estaño
• Mecanibilidad es la propiedad que tienen algunos materiales para ser mecanizados con procedimientos de arranque de viruta.
• óptica determina como pasa la luz a través de los sólidos. Pueden ser transparente, traslúcido u opacos
• Ósmosis. Es un fenómeno que consiste en el paso del solvente de una disolución desde una zona de baja concentración de soluto a una de alta concentración del soluto, separadas por una membrana semipermeable.
• Pesantez presión sobre los cuerpos sobre los que se apoya o tensión sobre los que prende.
• Peso específico también se conoce con el nombre de densidad. Relación entre su peso y su volumen. Densidad= Peso/Volumen D=P/V. El peso específico de una sustancia se define como el peso por unidad de volumen.
• Plasticidad propiedad mecánica de un material, biológico o de otro tipo, de deformarse permanentemente e irreversiblemente cuando se encuentra sometido a tensiones por encima de su rango elástico.
• Porosidad propiedad de tener espacio libre entre sus moléculas y poder absorber líquidos o gases.
• Punto de congelación temperatura a la cual un líquido se convierte en estado sólido
• Punto de ebullición: temperatura a la cual un líquido se convierte en gas
• Punto de fusión es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado sólido al estado líquido.
• Resiliencia: es la cantidad de energía que puede absorber un material, antes de que comience la deformación irreversible, esto es, la deformación plástica.
• Resistencia a la corrosión comportamiento que tienen los materiales al tomar contacto con productos químicos, especialmente ácidos.
• Resistencia mecánica: capacidad que tiene un material de soportar los distintos tipos de esfuerzo que existen sin deformarse permanentemente.
• Resistencia a la oxidación comportamiento que tienen los materiales ante el oxígeno de la atmósfera y el contacto con el agua.
• Soldabilidad es la propiedad que tienen algunos materiales para poder ser soldados
• Templabilidad propiedad que tienen algunos metales para endurecerse por tratamientos térmicos o químicos.
• Tenacidad: es la resistencia que opone un mineral u otro material a ser roto, molido, doblado o desgarrado, siendo una medida de su cohesión. El acero es un material muy tenaz, especialmente alguna de sus aleaciones.

Valores técnicos de algunos materiales [editar]

Material	Densidad kg/L	Punto de fusión ºC	Punto de ebullición ºC	Calor específico kcal/kgºC	Conductividad térmica kcal/mhºC
Ácido acético	1.08	16.8	118	.	.
Ácido cianhídrico	0.7	-15	27	.	.
Ácido clorhídrico 10%	1.05	-14	102	0.75	0.43
Ácido clorhídrico 40 %	1.20	.	.	.	.
Ácido nítrico	0.99	-92	19.5	.
Äcido Salicílco	1.12	159	211
Ácido sulfúrico cristalino	1.84	10 a	330	0.33	0.4
Ácido sulfúrico cristalino 50%	1.40	.	338	.	.
Ácido sulfuroso	1.49	-73	-10.	0.32	.
Aceite combustible	0.92	-5	175	.	0.10
Aceite de colza	0.91	-3.5	300	0.47	0.15
Aceite de linaza	0.94	-20	316	.	0.13
Aceite de maquina	0.91	-5	380	0.40	0.108
Aceite de transformador	0.87	-5	170	0.44	0.13
Aceite diésel	0.88	-5	175	.	0.11
Aceite gas	0.86	.	200	.	0.13
Aceite resina	0.96	-20	150	.	0.13
Acero	7.85	1350	2500	0.11	45
Acero colado	7.8	1350	.	0.120	45.0
Acero fundido	7.85	1400	2500	0.110	40.0
Acero rápido	8.7	1650	2600	0.119	22.0
Acetona	0.79	.	56.1	.	.
Ágata	2.6	1600	2600	0.19	9.36
Agua	1	0	100	0.999	0.50
Alcohol	0.8	-98	66	0.60	.
Alcohol 96%	0.82	-90	78	.	0.14
Algodón	1.5	.	.	0.324	.
Aluminio	2.7	658	2200	0.216	180.0
Aluminio bronce	7.7	1040	2300	0.104	110.0
ámbar	1.0	300	.	.	.
Antimonio	6.67	630	1440	0.05	19.37
Arcilla refractária	2.0	2000	2900	0.21	0.40
Arena seca	1.4	1550	2600	0.19	0.28
Arsénico	5.72	815	(633	0.083	.
Asbesto	2.5	.	.	0.195	0.15
Azufre cristalino	1.96	113	445	0.18	0.23
Bario	3.6	700	1537	0.07
Barro	1.7	1600	2980	0.22	0.72
Benzol	0.89	5.4	80	0.43	0.118
Berilio	1.85	1279		0.449	144.0
Bismuto	9.8	271	1480	0.03	9.0
Bórax	1.72	741	.	0.238	.
Brea	1.08	.	.	.	.
Bromo	3.14	-7.3	63	.	.
Bronce	8.0	900	2300	0.086	100
Cadmio	8.64	321	778	0.056	79.2
Calcio	1.55	800	851	0.15	.
Calderita	2.5	1200	2800	0.19	2
Calio	0.86	63	762.	0.019	.
Caliza	1.8	.	.	0.217	0.13
Carbidosilicio	3.12	.	.	0.16	13.1
Carbón mineral	1.3	.	.	0.31	0.14
Carbón vegetal	0.4	.	354	0.20	0.07
Carbono	3.51	3600	.	0.204	7.2
Carborundum	3.12	.	.	.	13.1
Cera	0.96	64	65 a	0.82	0.072
Cerio	6.77	630	.	.	.
Cesio	1.87	28.5	670	0.059	.
Chapopote	1.2	-15	300	.	0.16
Cloroformo	1.53	-70	61	.	.
Cobre fundido	8.8	1083	2310	0.094	320.0
Cobre laminado	8.9	1083	2310	0.094	320.0
Cobre puro	8.93	1083	2310	0.094	320 0
Concreto -acero	2.4	.	.	0.21	0.7
Constantán	8.89	160	240	0.098	20.0
Coque	1.4	.	.	0.20	0.158
Corcho	0.25	.	.	0.49	0.26
Corundio	4.0	2050	2980	0.23	0.6
Cromo	6.7	180	2200	0.108	.
Cuarzo	2.6	155	2590	0.19	0.94
Cuero	0.95	.	.	0.357	0.15
Diamante	3.5	.	.	0.079	7.2
Duraluminio	2.8	650	2000	0.22	111.0
Esmeril	4.0	2200	300	0.23	10.0
Espato	4.5	1580	.	0.11	.
Estaño colado	7.2	232	2200	0.06	55.0
Estaño laminado	7.4	232	2200	0.06	55.0
Esteatita	2.65	1650	.	0.25	2.3
Estroncio	2.54	797	1366	0.055	.
Eter	0.73	-117	35	0.54	0.12
Ethil perclorico	1.62	-20	119	0.216	.
Fibra de vidrio	0.15	.	.	0.20	0.03
Fibra volcanica	1.28	.	.	0.30	0.18
Fósforo	1.83	44.2	287.	0.19	.
Fósforo bronce	8.8	900	.	0.087	90
Fundición de zinc	6.8	393	1000	0.09	120.0
Gasolina	0.7	-150	50	0.5	0.14
Gis	2.2	.	.	0.20	0.8
Glicerina	1.27	-20	290	0.58	0.25
Grafito	2.1	.	.	0.197	4.32
Grasas	0.93	30 a	300	0.15	0.18
Gutapercha	0.98	148	180	.	.
Hielo	0.9	0	100	0.50	1.5
Hierro. blanco	7.4	1560	2500	0.13	45.0
Hierro colado	7.25	1200	2500	0.127	42.0
Hierro fundido	7.8	1200	.	0.110	40.50
Hierro óxido	5.1	1565	.	0.16	0.50
Hierro puro	7.86	1530	3000	0.109	40
Hollín	1.65	.	.	0.20	0.06
Hule crudo	0.95	125	.	.	0.170
Hule duro	1.4	.	.	.	0.15
Iridio	22.4	2450	4800	0.032	51.0
Ladrillo	1.5	.	.	0.22	0.7
Latón fundido	8.55	900	2300	0.092	80
Latón laminado	8.55	900	2300	0.092	90
Linóleo	1.2	.	.	.	.
Litio	0.53	186	1336	0.086	259.0
Madera	1.28	.	.	0.60	0.16
Madera	0.84	.	.	0.33	.
Madera abedul	0.65	.	.	0.45	0.122
Madera alerce	0.65	.	.	0.31	0.1
Madera arce	0.75	.	.	0.38	0.3
Madera chopo	0.65	.	.	0.32	0.131
Madera fresno	0.75	.	.	0.38	0.3
Madera haya	0.8	.	.	0.32	0.123
Madera haya blanca	0.7	.	.	0.32	0.123
Madera pino	0.65	.	.	0.31	0.14
Madera pino blanco	0.55	.	.	0.35	0.1
Madera roble	0.85	.	.	0.57	0.18
Magnesia	3.4	.	.	.	.
Magnesio	1.74	650	1120	0.25	135.0
Manganio	7.3	1260	1900	0.11	.
Mármol	2.4	1290	2870	0.21	1.8
Mercurio	13.6	-38.	357	0.033	7.2
Metal delta	8.6	950	.	0.091	90.0
Mica	3.0	1300	.	0.21	0.3
Mineral de hierro	3.5	1300	.	0.175	.
Minio	8.85	900	.	0.06	0.6
Molibdeno	10.2	2500	3560	0.065	.
Nieve	0.1	0		.	.
Níquel	8.8	1452	2400	0.110	45.0
Oro	19.33	1064	2610	0.031	265.0
Osmio	22.48	2500	5300	0.031	.
Óxido de cromo	5.21	2200	.	0.18	0.36
Paladio	11.5	1549	2200	0.059	61.0
Papel	0.9	.	.	0.319	.
Parafina	0.9	52	300	0.78	0.18
Petroeter	0.67	-160	40	0.42	0.12
Petróleo	0.80	-70	150	0.50	0.137
Piedra pomez	1.25	1500	2600	0.22	1.1
Pizarra	2.65	2000	.	0.181	0.36
Plata	10.5	960	2000	0.056	360.0
Plata artificial	8.55	1050		0.095	25.0
Platino	21.4	1764	3800	0.031	60.0
Plomo	11.34	327	1525	0.031	30.1
Porcelana	2.35	1670	.	0.22	0.7
Radio	5	700	.	.	.
Renio	21.4	3170	.	0.035	.
Rodio	12.3	1960	2500	0.058	76.0
Rubidio	1.52	39	696	0.08	.
Sebo	0.95	40 a	350	0.21	.
Selenio	4.55	220	690	0.084	.
Silicio	2.34	1415	2400	0.19	.
Sodio	0.98	97.5	880	0.30	115.0
Tantalio	16.6	3030	.	0.033	63.0
Telurio	6.25	455	1390	0.048	.
Terpentina	0.87	-10	160	0.43	0.09
Titanio	4.5	1800	.	0.146	.
Toluolio	0.88	-94.	110	0.38	0.12
Tombak	8.65	900	2300	0.091	80
Torio	11.3	1845	.	0.027	.
Triclorato	1.47	-86	87	0.31	0.14
Turba	0.64	.	.	0.45	0.05
Uranio	18.7	1850	.	0.028	.
Vanadio	0.6	1715	.	0.12	.
Vidrio plano	2.5	700	.	0.20	0.5
Wolframio	19.1	3350	4850	0.037	10.2
Yodo	4.95	113	184	0.052	.
Zinc colado	6.86	419	920	0.09	95.9
Zinc laminado	7.15	419	920	0.09	91.0

Véase también [editar]

enlace covalente

A diferencia del iónico, que se forma por atracción electrostática, el enlace covalente se forma por compartición de electrones entre los átomos que forman la molécula. La diferencia de electronegatividad entre los átomos varía desde cero hasta valores que en ningún caso permiten la transferencia completa de los electrones. Cada átomo tiende a adquirir la configuración electrónica de gas noble, compartiendo electrones entre átomos de características similares. En 1916, Lewis resaltó que los gases nobles eran muy poco reactivos debido a que su configuración electrónica era muy estable, y sugirió que los átomos pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con otros átomos, formando enlaces mediante pares de electrones, y adquiriendo así estructuras similares a las de los gases nobles.
He 1s2
Ne 1s2 2s2 2p6
Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Xn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Los átomos se combinan entre sí compartiendo pares de electrones. Atendiendo al número de pares de electrones compartidos se generarán enlaces simples, dobles o triples. Las parejas de electrones que no forman enlace se llaman pares electrónicos no compartidos.
Pasos para realizar la estructura de Lewis:

• Dibujar el esqueleto molecular uniendo los átomos por enlaces sencillos.
• Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si el átomo es un anión deber sumarse su carga al número total de electrones. Si se trata de un catión se restará del total.
• Restar dos electrones por cada enlace sencillo dibujado según la regla 1 y distribuir el resto como pares electrónicos no compartidos, de modo que cada átomo, si es posible, reciba ocho átomos.

Existen moléculas para las que se pueden realizar varias representaciones similares de su estructura, estas estructuras se llaman resonantes y se caracterizan por ser intercambiables entre sí por movimientos de pares de electrones manteniendo los núcleos fijos. Finalmentalmente se ha comprobado que en la molécula de CO2 todos los enlaces entre carbono y oxígeno son iguales. Si una de las estructuras resonantes fuese la verdadera las longitudes de los enlaces serían distintas, ya que los enlaces dobles son más cortos que los sencillos. La estructura real se aproxima a una media de todas las estructuras resonantes, dando lugar a lo que se llama un híbrido de resonancia. Hay ciertas normas que nos permiten saber en caso de duda, cual de las posibles estructuras resonantes es la más estable:

• Será más estable la estructura con mayor número de octetes.
• Será más estable aquella estructura que admita la colocación de las cargas de acuerdo con la electronegatividad de los átomos (las cargas positivas en los más electronegativos y las negativas en los menos electronegativos).
• Será más estable la estructura en la que la separación de las cargas sea menor.

En las estructuras realizadas según el modelo de Lewis para moléculas que contienen C, O, N y F se cumple la regla del octete, pero existen casos en los que esta regla no se cumple.

• Cuando la molécula tiene un número impar de electrones.
• Que en la molécula haya átomos que puedan mantener octetes incompletos.
• Que en la molécula hay elementos con octetes expandidos (elementos con orbitales d cuya energía está próxima a la de los orbitales p, y que por tanto pueden albergar más de ocho electrones).

Parámetros del enlace covalente:
Hay tres parámetros básicos que influyen en la formación de los enlaces:

• Energía de enlace: la que se pone en juego en el proceso siguiente 

X2(g) ----- 2X(g)   Hd   con H= 436 kJ/mol

• Energía de disociación: está determinada por la fuerza del enlace y se calcula por medio de ciclos termodinámicos experimentales (energías promedio)

 C-C   348 kJ/mol
C=C   612 kJ/mol
CC   837 kJ/mol

• Longitud de enlace: es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazados.

 C-H   1’09 A
C-C   1’54 A
C=C   1’34 A
CC   1’20 A
Además también hay que tener en cuenta la polaridad, que es el carácter iónico de un enlace covalente (diferencia de electronegatividades entre los átomos enlazados). Los valores de la polaridad influyen en las energías de enlace y disociación, así como en la longitud de enlace.
Teoría de la repulsión de los pares electrónicos en la capa de valencia . Las estructuras de Lewis dan información sobre la configuración electrónica de una molécula. En función de ello se pueden explicar de manera cualitativa, las fuerzas, las longitudes de enlace, y algo de la reactividad de la molécula. Pero no nos dice nada de su geometría, la cual es responsable de muchas propiedades físicas y químicas. La TRPECV resulta muy adecuada para explicar la geometría molecular. Para ello deben seguirse tres pasos:

• Escribir la estructura de Lewis
• Contar el número de pares electrónicos que rodean al átomo central. Luego se predicen las distancias espaciales de manera que las repulsiones sean mínimas.
• Se predicen los ángulos de enlace sabiendo que las repulsiones entre pares libres son mayores que las repulsiones entre pares libres y enlazantes, y estas a su vez son mayores que las repulsiones entre pares enlazantes.

Polaridad y geometría:
En moléculas diatómicas (con los dos átomos iguales) sabemos que el momento polar  es igual a cero.
En las moléculas poliatómicas la polaridad depende de la electronegatividad de los átomos y también de la geometría de la molécula, ya que la polaridad molecular es la suma vectorial de los  de cada enlace.
La teoría de Lewis del enlace químico y su generalización, la TRPECV, nos hablan de un enlace químico en le que el par de electrones del enlace se localiza entre dos átomos. Sin embargo sabemos que los electrones no se encuentran en posiciones concretas, sino en unas zonas definidas por los orbitales atómicos. La teoría de la hibridación intenta combinar el modelo de enlace de Lewis con el modelo de orbital atómico. Se basa en dos ideas fundamentales:

• El enlace químico se forma por solapamiento de orbitales atómicos y en el orbital resultante se pueden alojar dos electores.
• Los orbitales atómicos antes de solaparse para formar un enlace se combinan entre sí para dar lugar a orbitales híbridos y conseguir así un solapamiento máximo.

Si nos fijamos en la configuración electrónica del berilio no podemos explicar la formación de la molécula de BeH2, ya que el Be, con Z= 4 y configuración 1s2 2s2, no tiene electrones desapareados, por tanto no debería poder combinarse. La explicación es bien sencilla. Si excitamos un electrón desde el orbital 2s al 2p la configuración electrónica del Be será 1s2 2s1 2p1, así hay dos electrones desapareados para formar enlaces. Existen moléculas para las que ni la teoría de Lewis ni la teoría de hibridación dan una explicación satisfactoria. Según esto todos los electrones están apareados y la molécula debería ser diamagnética (sin carga). Sin embargo, el O2 es paramagnético (el oxígeno líquido es azul pálido y se adhiere a los polos de un imán). Esto contradice la teoría de Lewis. La moderna teoría de enlace químico se estableció con el desarrollo de la teoría cuántica, y permite explicar estos fenómenos. Los enlaces  y  son el paso intermedio entre las ideas de Lewis de un par electrónico localizado y la moderna teoría de enlace. En términos mecanocuánticos se considera que el enlace se forma por solapamiento de los orbitales moleculares. La aproximación de orbital molecular incluye tres operaciones básicas:

• Los orbitales atómicos se combinan entre sí para dar lugar a orbitales moleculares característicos de la molécula como un todo. El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos que se combinan.
• Los orbitales moleculares se ordenan por en capas de energías crecientes.
• Los electrones de valencia de la molécula se distribuyen entre los orbitales moleculares disponibles. Las reglas para esto son:Cada orbital puede alojar dos electrones como máximo.Los electrones van siempre al orbital disponible de menor energía.Se cumple la regla de Hund: Cuando hay dos orbitales de la misma energía y dos electrones por distribuir se coloca un electrón en cada orbital, obteniendo dos orbitales semillenos.

La molécula más simple (H2), según esta teoría, los orbitales atómicos 1s de cada átomo se combinan entre sí para dar lugar a dos unidades moleculares.
Cuando los orbitales atómicos se combinan de manera que se consigue una distribución de electrones de mínima energía, se dice que se ha conseguido un solapamiento constructivo que conduce a la formación del enlace, ya que se consigue una situación de menor energía que la de partida. Cuando dos orbitales atómicos 1s se combinan de este modo se obtiene un orbital molecular 1s.
Existe una segunda combinación de orbitales 1s llamada combinación destructiva, ya que los orbitales se combinan con signo opuesto, lo que da lugar a un orbital molecular antienlazante 1s* en el que densidad de electrones es máxima en los extremos. Los orbitales moleculares se distribuyen en orden creciente de energía. En el caso del H2 hay dos electrones de valencia que se sitúan en el orbital 1s.
Orden de enlace: El orden de enlace de una molécula se obtiene restando el número de electrones en orbitales enlazantes menos el número de electrones en orbitales no enlazantes, todo ello dividido por 2. El resultado nos da el número de enlaces neto.
La combinación de dos orbitales 2s da lugar a dos orbitales moleculares 2s y 2s*.
La combinación de dos orbitales atómicos px da lugar a dos orbitales moleculares , es decir orbitales con simetría en torno al eje X. La combinación de orbitales se produce por solapamiento frontal. Sin embargo cuando se combinan dos orbitales py ó pz el solapamiento es lateral, o sea, que la densidad electrónica no es simétrica.
 

enlaces quimicos

Introducción

Este tema es tratado en un segundo curso de Química General, para estudiantes de 16 a 17 años de edad, con conocimientos previos de la tabla periódica , simbología y ubicación de los elementos en grupos y familias; modelo atómico de Bohr, el cual es utilizado como punta de lanza del modelo mecano-cuántico, haciendo incidencia en las características de los átomos: electrones de valencia, niveles energéticos, carácter iónico, carácter metálico, y la probabilidad de formación de iones para entrar al entendimiento de los mecanismos que rigen la formación de enlaces hacia la constitución de la materia. Posterior a este tema se trata la nomenclatura de la materia en su diversidad de formas de presentación.
En este tema se trata de diseñar una unidad didáctica que nos permita valorar el aporte hecho por los científicos y la importancia de la comprensión del enlace químico en la interpretación de la estructura atómica de las sustancias, procurando así un mejor aprovechamiento y utilidad de este conocimiento en el contexto de la ciencia, la tecnología y la sociedad.
Al estudiar el modelo cuántico conocimos que existen condiciones que favorecen el desprendimiento de electrones del átomo y al cotejar esta información con el ordenamiento de los elementos de la tabla periódica reconocimos que existen grupos de elementos que pueden lograr esto con mayor o menor facilidad. Estos conocimientos nos serán de gran utilidad para identificar que las condiciones, bajo las cuales se dan las uniones de los átomos, determina el aspecto y las propiedades de las sustancias que se forman y que estas uniones también dependerán, en gran medida, de la naturaleza eléctrica de los elementos. Ciertamente, con el conocimiento del enlace químico llegaremos a entender la fundamentación de las fórmulas químicas, que nos conducirá al desarrollo del tema de las reacciones químicas que veremos posteriormente.
Actividad 1. Investiga: La mayoría de las personas hoy día prefieren utilizar un dentífrico que contenga flúor, seguramente tú eres una de ellas. ¿Sabes por qué puede el flúor ayudar a prevenir las caries? Ante la escasez de agua en algunas partes del mundo, ¿por qué crees que no se fabrica agua en los laboratorios?

Comentario 1. La actividad persigue despertar curiosidad por el funcionamiento de estos fenómenos, que los llevará a la realización de investigaciones bibliográficas o de campo, por ejemplo, consultarán especialistas (químicos de algún laboratorio de aguas, odontólogos, etc.) Hay que mencionar que esta actividad es válida siempre que se asigne previamente al desarrollo del tema, como una actividad introductoria del tema, que de seguro captará la atención de los estudiantes y los colocará en mejor disposición para la asimilación de los conceptos.

La manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Por ejemplo, al respirar monóxido de carbono, las moléculas de CO se enlazan fuertemente a ciertas sustancias presentes en los glóbulos rojos de la sangre haciendo que estos queden como mineralizados, incapaces de transportar oxígeno, perdiendo así sus propiedades vitales. Entonces debemos preguntarnos: ¿Qué es el enlace químico?, ¿Cómo se da?, ¿Qué lo facilita?, ¿Qué lo impide?, ¿Qué determina que unos sean más fuertes que otros? Estas interrogantes son fundamentales en el estudio de la química, pues los cambios químicos, que pueden ser para bien o para mal, son esencialmente una alteración de los enlaces químicos.

1. ¿Qué mantiene unidos a los átomos?

Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.
A.2. Con tu grupo, realiza un estudio predictivo de la cantidad de sustancias que teóricamente podrían formarse a partir de los elementos de la tabla periódica, recuerda que pueden unirse dos o más átomos iguales o distintos y pueden hacerlo de más de una forma. Presenten una definición propia de enlace químico.

C.2.. Con estas actividades los alumnos y alumnas en primera instancia, verificarán que en teoría son muchos las sustancias que pueden formarse, cada una con características y funciones distintas, esto deberá llevarlos a una visión inicial de la importancia del tema, y en las definiciones que puedan elaborar reconoceremos esto.

A.3. Los iones Na⁺ y Cl^- libres no son abundantes en la naturaleza, sin embargo ¿por qué existe tanta sal (NaCl) en el mundo? Discute en tu grupo una posible respuesta coherente con lo ya establecido.

C.3. Cuando los estudiantes realizan esta actividad, por lo general, coinciden en el concepto de enlace; que es precisamente lo que se busca, que comiencen a reconocer que esta capacidad de los átomos puede ser imprescindible para nuestras vidas.

2. ¿Por qué queremos entender cómo se enlazan las partículas materiales unas con otras?

Si comprendemos el mecanismo del enlace químico, este conocimiento puede llevarnos a controlar la formación o ruptura de estos enlaces, por consiguiente, la formación o deformación de sustancias, dependiendo siempre de lo que estemos necesitando.
A.4. Imagina que acabas de descubrir la forma de evitar que se enlacen el oxígeno y el hierro, que juntos formaban el indeseable óxido de hierro, causante de la perjudicial corrosión. Enumera 5 consecuencias ventajosas para la humanidad de tu descubrimiento.

C.4. Esta actividad persigue que los estudiantes reflexionen sobre las ventajas que proporcionaría al desarrollo de la humanidad el poder incidir en la formación o ruptura de los enlaces químicos. De igual forma establecer que el manejo de este conocimiento por mentes sin escrúpulos puede causar grandes daños al mundo.

3. Regla del octeto y estructura de Lewis

A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.
A.5. En 1962, el químico canadiense N. Bartlett logró con relevante éxito, obtener el primer verdadero compuesto del Xenon. Investiga ¿cuál fue este compuesto?

C.5. Fomentar el manejo de la bibliografía es muy importante cuando queremos formar investigadores con curiosidad científica, cuidando evitar las frustraciones que podrían resultar de no encontrar la información, por lo tanto es importante que esta se encuentre en los textos recomendados.

Una de las claves de la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte. Los gases nobles han sido utilizados cuando se ha hecho necesario tener una sustancia inactiva. Los buzos normalmente usan una mezcla de nitrógeno y oxígeno a presión para respirar bajo el agua. Sin embargo, cuando esta mezcla de gases es usada en profundidades, donde la presión es muy alta, el gas nitrógeno es absorbido por la sangre, con la posible consecuencia de causar desorientación mental. Para evitar este problema, se puede sustituir por una mezcla de oxígeno y helio. El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el inactivo helio que se disuelve en la sangre no causa desorientación mental. El único inconveniente radica en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo de la vibración de las cuerdas vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al del pato Donald.
A.6. Realiza la configuración electrónica de los gases nobles y señala que coincidencias hay entre éstas. ¿Qué conducta podemos esperar de estos átomos con relación a la formación de enlaces químicos?

C.6. Con esta actividad lograremos diagnosticar la captación de los conceptos: estabilidad y neutralidad eléctrica asociados a la regla del octeto. Es importante que quede bien establecido cuál es el tipo de estructura (gas noble) que se relaciona directamente con estabilidad atómica.

.A.7. Basados en la configuración electrónica del Na⁺, O^2-, Cl^-, Li²⁺, N³⁺, indica cuál de estas especies cumple con la regla del octeto.

C.7. Muchas veces los estudiantes olvidan, por que lo han visto en un curso previo, que las especies iónicas no contienen las mismas cantidades de electrones en su capa de valencia, por lo tanto esta práctica nos servirá para diagnosticar los niveles del grupo en cuanto al concepto de ion y ligarlo inmediatamente con la regla del octeto, enfatizando que estas especies no se forman por casualidad sino por una conveniencia: mayor estabilidad.

3.1 ¿Cómo diseñar una estructura de Lewis?

La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.

3.2 Parámetros a considerar en una estructura de Lewis

• Escribe el número total de electrones de valencia.
• Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones.
• Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.

A.8. Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro.

ELEMENTO	ELECTRONES DE VALENCIA	ESTRUCTURA DE LEWIS
SODIO	1	Na*
MAGNESIO
ALUMINIO
SILICIO
FÓSFORO
AZUFRE
ARGÓN
CLORO
LITIO
CALCIO

A.9. A partir de los datos del cuadro anterior. Explica ¿qué representa la estructura de Lewis?

C.8. y C.9. Con estas actividades los alumnos y alumnas deberán llegar a la conclusión de que la estructura de Lewis no es más que la representación simbólica de los electrones de valencia del átomo, que son al final de cuentas los que participan en un enlace.

A.10. El modelo estructural de Lewis es muy importante a pesar de las excepciones existentes, ¿Por qué? ¿Qué importancia tienen los modelos en el estudio de las ciencias en la vida diaria? ¿Qué es un modelo? ¿Es importante para ti tener un modelo?

C.10. Este tipo de interrogantes pretende que los alumnos que participan de un curso científico, liguen un concepto de ciencias a un concepto humanístico y no pierdan de vista la importancia de mantener una escala de valores sobre la base de principios. Pretende iniciar un pequeño debate que servirá para promover la participación activa del grupo.

4. Clasificación de las sustancias de acuerdo a sus propiedades

Parece lógico suponer que las propiedades características de las sustancias aporten alguna información acerca de la forma en que están unidos los átomos que las forman.
A.12. Cite algunas propiedades de las sustancias que puedan ser indicativas del tipo de unión existente entre sus partículas (fuerte o débil, existencia o no de partículas cargadas, etc).

C.12. Con esta actividad se pretende dejar establecido que el tipo de unión existente entre átomos estará íntimamente relacionado con propiedades como punto de fusión, punto de ebullición, conducción de la corriente eléctrica y algunas otras que pudieran ser demostradas luego mediante una práctica de laboratorio.

La materia que nos rodea se presenta en forma de sustancias con distinto aspecto y propiedades. El conocimiento de estas propiedades puede aportar alguna información acerca de las fuerzas que hacen unirse a las partículas en una sustancia. Así, por ejemplo, los puntos de fusión y ebullición de las diversas sustancias son indicativos de la mayor o menor fuerza de enlace entre las partículas (átomos, iones o moléculas) que constituyen el sólido o líquido. Por otra parte si una sustancia en determinadas condiciones conduce la corriente eléctrica, podría pensarse también en la existencia de partículas cargadas. Otras propiedades pueden ser la solubilidad, la facilidad de deformación o fragilidad de los sólidos, etc.
La diversidad de propiedades existentes (densidad, temperaturas de fusión y ebullición, dureza, solubilidad en diferentes líquidos, conductividad,..) hace que resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o atípicas. No obstante, a pesar de ello ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en tres grandes grupos que evidencian la existencia de cuatro formas fundamentales de unión entre los átomos, es decir de cuatro tipos de enlace:

En primer lugar nos encontramos con sustancias como el cloruro de sodio, yoduro de potasio, cloruro de magnesio, etc… que son compuestos de aspecto cristalino, frágiles y con elevados puntos de fusión y ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y no lo son en disolventes del tipo del benceno. No son conductores de la corriente en estado sólido, pero sí cuando se presentan fundidos o en disolución. La existencia de este tipo de sustancias, entre las que hemos citado como ejemplos típicos a las sales, está ligada a una forma de enlace que, por razones que luego veremos, se denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustancias como compuestos iónicos.

En segundo lugar, nos encontramos con sustancias como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua, amoniaco, etc, muchas de las cuales se encuentran, a temperatura y presión ordinarias, en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad pues resisten, en general, temperaturas elevadas sin descomponerse. En cambio cuando se hallan en estado sólido o líquido tienen por lo general bajos puntos de fusión y de ebullición. Por otra parte, los sólidos de esta clase no se disuelven en disolventes del tipo del agua, haciéndolo en los del tipo del benceno y no conducen la corriente eléctrica en estado líquido ni tampoco lo hacen sus disoluciones. El comportamiento de estas sustancias hace suponer la existencia de fuertes uniones intramoleculares dada la estabilidad de dichas moléculas, y de débiles uniones intermoleculares, teniendo presente la facilidad con que se logra separar las moléculas. Es decir, se pone de manifiesto la existencia en este tipo de sustancias de dos formas de enlace asociadas, denominándose a la primera enlace covalente y conociéndose las débiles interacciones intermoleculares como fuerzas de van der Waals (profesor de la Universidad de Amsterdam, premio Nobel en 1910, que modificó la ecuación general de los gases teniendo en cuenta, entre otras cosas, que entre sus moléculas podían existir fuerzas de atracción). En algunos casos se presenta sólo una de estas formas de unión. Así, se ha conseguido solidificar a los gases nobles que en condiciones normales se presentan como gases formados por átomos sueltos, en esos sólidos sólo estarán presentes, pues, las débiles fuerzas de van der Waals que aquí se ejercen entre partículas monoatómicas. Por otra parte el diamante, carbono puro, es un ejemplo de sustancia cuyos cristales constituyen verdaderas moléculas gigantes en las que todas las uniones entre átomos de carbono tienen las características del enlace covalente.

Por último, nos referiremos a los metales, cuya propiedad más típica es su carácter conductor del calor y la electricidad en estado sólido. Los metales constituyen más de las tres cuartas partes de los elementos del sistema periódico por lo que no es de extrañar que exista una gran variedad en propiedades tales como dureza, punto de fusión, etc. Muchos de ellos tienen un brillo característico y son fácilmente deformables, es decir, son dúctiles y maleables (se separan fácilmente en hilos y láminas). El tipo de enlace existente entre los átomos de un metal se denomina, por razones evidentes, enlace metálico.

A.13. A partir de la información anterior elabore un cuadro de doble entrada en el que queden reflejados los principales tipos de enlace y algunas de sus propiedades características.

C.13. Al realizar esta actividad quedará resumida la información proporcionada al grupo, y al ser ello y ellas los que elaboren el cuadro garantizaremos una mayor manipulación de la información por lo tanto un mejor afianzamiento.

A. 14. En la tabla siguiente se han recogido las propiedades características de tres sustancias sólidas (X, Y, Z) a la temperatura y presión ordinarias. Señale cuál de ellas puede considerarse un compuesto iónico, cuál un metal y cuál un compuesto cuyas partículas están unidas por fuerzas intermoleculares.

Propiedad analizada	Sustancia sólida a temperatura y presión ambiente
	X	Y	Z
Punto de fusión	808°C	80°C	1083°C
Solubilidad en agua	Sí	No	No
Solubilidad en benceno	No	Sí	No
Conductividad eléctrica en estado sólido	No	No	Sí
Conductividad eléctrica en disolución o fundida	Sí	No	Sí
Deformabilidad del sólido	Frágil	Frágil	Sí

C. 14. Es pertinente que al finalizar esta actividad se haga mención de algunas de las excepciones, por ejemplo: el carbono en sus dos formas cristalinas: diamante y grafito, presenta enlaces covalentes sin embargo, en ambas formas tiene punto de fusión por encima de 3500°C; el mercurio es un metal que a temperatura ambiente se encuentra en estado líquido y el galio funde a 28°C, aproximadamente.

En resumen, pues, el estudio de las propiedades de las sustancias nos permite agruparlas en tres grandes tipos poniendo en evidencia la existencia de cuatro formas distintas de interacción entre partículas: enlace iónico, enlace covalente, fuerzas intermoleculares y enlace metálico.
A.15. Diseñe posibles experiencias (cualitativas) para caracterizar distintas sustancias atendiendo a las siguientes propiedades: a) solubilidad en agua pura o destilada y en benceno, b) conductividad en estado sólido y en disolución, c) puntos de fusión d) deformabilidad.

C.15. Solicitar el diseño de posibles experiencias a los participantes de un curso es una forma efectiva de lograr aprendizajes significativos, pero esto deberá ir acompañado de la ejecución de esos diseños experimentales, por lo que se cuidará la propuesta de sustancias de fácil acceso y se enfatizará en los cuidados que deberán tenerse al trabajar con disolventes orgánicos.

A.16. Proceda a la caracterización de las sustancias presentadas por el profesor y determine a cuál de los tres grandes grupos pertenece (iónicas, covalentes o metálicas).

C.16. Con esta actividad se reafirmarán conceptos, características y propiedades de las sustancias según el tipo de enlace que presenten, siempre de acuerdo a las generalidades; se favorece también la elaboración de resúmenes e informes.

5. Tipos de enlace

Sabemos que la manera en que los átomos se enlazan ejercen un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.
Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.

5.1. Formación de iones y del compuesto iónico

A.17. Explique cuáles familias del sistema periódico formarán más fácilmente iones positivos, indicando su carga respectiva. Haga lo mismo para los iones negativos.

C.17. Los elementos químicos situados a la izquierda del sistema periódico son los que menos electrones han de perder para adquirir estructura electrónica de gas noble. Recordemos que el número de la columna donde se encuentran coincide con el número de electrones de valencia. De esta forma los elementos de la primera columna, sólo han de perder un electrón para pasar a tener 8 en el último nivel (excepto el litio que pasaría a tener 2, como el gas noble helio). Análogamente sucedería con los de las columnas II y III que tendrían que perder 2 y 3 electrones respectivamente.

El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos del villano, Sr. Sodio.	Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y cloro.

En experiencias sencillas hemos podido ver que al disolver en agua cloruro de sodio sólido, la disolución resultante conduce la electricidad; esto indica que el cloruro de sodio está compuesto por iones Na⁺ y Cl^-. Así cuando el sodio y el cloro reaccionan para formar cloruro de sodio, los átomos de sodio transfieren electrones a los átomos de cloro para formar los iones Na⁺ y Cl^- que se agregan a continuación para formar cloruro de sodio sólido. Esta sustancia sólida resultante es dura; tiene punto de fusión de aproximadamente 800°C. La gran fuerza de enlace en el cloruro de sodio se debe a las atracciones entre iones de carga opuesta que se encuentran muy cercanos entre sí. Este es un ejemplo de enlace iónico.
Cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la formación de un compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no metal.

El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones relativamente fácil (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).
A.18. Presenta el diagrama, utilizando las estructuras de Lewis, para la formación del NaCl (cloruro de sodio) a partir del ión cloruro, Cl^- , y el ión sodio, Na⁺.
A. 19. El agua pura y la sal no conducen la electricidad, sin embargo cuando disolvemos sal en agua obtenemos una sustancia que resulta ser buena conductora de la electricidad;¿Cuál supones que sea la causa de esto?

C.18. y C. 19. Resulta conveniente mantener la práctica de diseños de estructuras de Lewis y la emisión de hipótesis, que cada vez deberán ser más coherentes con los modelos establecidos, nos permitirá diagnosticar a cada paso la asimilación correcta y, de igual forma, percibir errores conceptuales en los que estén incurriendo.

Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.

En la figura anterior se puede ver la estructura del cloruro de sodio. En la forma (A) se indican las posiciones (centros) de los iones. En la forma (B) se representan los iones como esferas empacadas. Los iones esféricos están empacados de manera que las atracciones iónicas se maximicen.
A.21. Los átomos de sodio son de mayor tamaño que los de cloro. Explique por qué esto no es así en la figura

C.21. Para mantener una conexión entre los temas (enlace, formación de iones, tamaño atómico), es recomendable aclarar el hecho de que el radio atómico aumenta cuando se forma un anión y disminuye cuando se forma un catión, lo que explica la diferencia de tamaños en el modelo. Valdría enfatizar en la diferencia entre radio atómico y radio iónico.

6. Electronegatividad

Linus Pauling definió la electronegatividad como La capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico. La electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta 4. Pauling asignó de manera arbitraria un valor de 4 al fluor que es el elemento con más capacidad para atraer electrones. En química los valores de electronegatividad de los elementos se determinan midiendo las polaridades de los enlaces entre diversos átomos. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que lo forman.
A.22. Con la ayuda de tu tabla periódica indica si la electronegatividad de los elementos de cada compuesto iónico es alta o baja. Ordena los compuestos iónicos según el incremento de polaridad del enlace.

Compuesto	Metal	No Metal
NaCl
CaO
LiF0

Ordenamiento: --------------------------------------------------------------------------

C.22. Quedará establecido que las diferencias de electronegatividades entre átomos que forman un enlace, será mayor en compuestos iónicos, por lo tanto, la relación será que a mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos, mayor polaridad del enlace.

A.23. Discute en tu grupo: ¿Qué relación hay entre la electronegatividad de un elemento y su tendencia a ceder electrones?

C.23. En este punto podemos aprovechar la oportunidad para ligar conceptos, por ejemplo, quedará establecido que los elementos que están a la izquierda de la tabla periódica presentan baja electronegatividad y tendencia a formar cationes o sea ceder electrones y los que están a la derecha tendrán alta electronegatividad y tendencia contraria, de esta forma estaremos enfatizando en el conocimiento de la tabla periódica.

A.24. El enlace iónico, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un experimento que te permita identificar esas propiedades.

C.24. A modo de recapitulación y contextualización de este apartado, por todo lo discutido hasta el momento evaluaremos la capacidad de los participantes de diseñar una práctica que les permita reconocer un compuesto con enlaces iónicos, con esto se facilita los aprendizajes de las características de este tipo de enlace de forma constructivista.

7. El enlace covalente

El modelo de enlace entre iones no se puede utilizar para explicar la unión entre cualquier pareja de átomos. Si dos átomos son iguales, no existe ninguna razón que justifique que uno de estos átomos se transforme en ión. Para justificar estas situaciones se utiliza otro modelo de enlace. Cuando los átomos que forman un enlace comparten sus electrones con la finalidad de cumplir con la regla de los ocho, se forma un enlace. El tipo de enlace que se observa en la molécula de hidrógeno y en otras moléculas en que los electrones son compartidos por los dos núcleos se llama enlace covalente. En la molécula de H₂ los electrones residen principalmente en el espacio entre los núcleos en donde son atraídos de manera simultánea por ambos protones. El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la formación de la molécula de H₂ a partir de dos átomos de hidrógeno separados. La formación de un enlace entre los átomos de hidrógeno implica que la molécula H₂ es más estable por determinada cantidad de energía, que dos átomos separados (energía de enlace).

A.25. El cloro existe en la naturaleza como molécula diatómica (Cl₂). ¿Cómo esperarías que cada átomo de cloro adquiera configuración electrónica estable? Dibuja la estructura de Lewis para la molécula de Cl₂.

C.25. Este caso se aclarará considerando también lo que ocurre al acercarse dos átomos de cloro:

Cuando dos átomos idénticos se acercan los dos electrones son atraídos de manera simultánea por ambos núcleos. Así se forma el enlace.

7.1. Otros tipos de enlaces covalentes entre los átomos

Hasta el momento se han considerado dos tipos de enlace extremos. En el enlace iónico, los átomos que participan son tan distintos que ganan o pierden uno o más electrones para formar iones con carga opuesta. El enlace se debe a las atracciones entre los iones. En el enlace covalente dos átomos idénticos comparten electrones de manera igual. La formación del enlace se debe a la atracción mutua de los dos núcleos hacia los electrones compartidos. Entre estos extremos se encuentran casos intermedios en los cuales los átomos no son tan distintos que ganen o pierdan electrones en su totalidad, pero son bastante distintos para que haya un compartimento desigual de electrones y se forme lo que se conoce como enlace covalente polar. La molécula de fluoruro de hidrógeno (HF) contiene este tipo de enlace en el cual existe la siguiente distribución de carga:

En donde la letra griega (delta) indica una carga parcial o fraccionaria.
A.26. Explica la polaridad de los enlaces en la molécula de agua, H₂O y en la de HCl

C.26. La explicación más lógica para el desarrollo de la polaridad del enlace (la carga parcial positiva y negativa sobre los átomos en moléculas como HCl) es que los electrones de los enlaces no se comparten de igual manera. Por ejemplo la polaridad de la molécula HCl se explica suponiendo que el átomo de cloro tiene una atracción más fuerte que al átomo de hidrógeno hacia los electrones que se comparten.

a) Distribución de la carga en la molécula de agua b) distribución de la carga en la molécula de cloruro de hidrógeno

Como la polaridad del enlace tiene implicaciones químicas importantes es conveniente asignar un número para indicar la capacidad del átomo para atraer a los electrones compartidos, o bien señalarlo con una flecha cuya punta esté dirigida hacia el centro de carga negativa.
A.27. Discute en tu grupo qué diferencia hay entre enlace iónico y enlace covalente. ¿Qué diferencias presentan estos tipos de enlace respecto a la electronegatividad y la polaridad?

C.27. Como una actividad de recapitulación, es conveniente que los estudiantes realicen la comparación entre estos tipos de enlaces y determinen las relaciones de cada uno con los conceptos de electronegatividad y polaridad.

7.2. Enlace covalente múltiple

A.28. El hidrógeno, oxígeno y nitrógeno existen en su estado libre como moléculas diatómicas. Escribe la estructura de Lewis para cada molécula e identifica el tipo de enlace formado en cada caso y la cantidad de electrones compartidos.

C.28.Hasta ahora hemos analizado la formación de enlaces sencillos, es decir aquellos en que se comparten un solo par de electrones entre los átomos, como en el hidrógeno. Alguno elementos del sistema periódico tienen la particularidad de poder establecer uniones covalentes en las que se comparten varios electrones formándose enlaces covalentes múltiples. Este es el caso, por ejemplo, de las moléculas de oxígeno y nitrógeno. En efecto, el oxígeno es un elemento que se encuentra en la sexta columna del sistema periódico por lo que tiene seis electrones de valencia y le faltan dos para completar el octeto.

La formación de la molécula de O₂, se puede explicar así por la compartición de dos electrones de valencia aportados por cada átomo formándose un enlace covalente doble entre los átomos de oxígeno
A.29. Dibuja una posible estructura de Lewis para el dióxido de carbono (CO₂).

C.29. Lo inicial será encontrar la forma de ordenar los 16 electrones disponibles (4 del carbono y 6 de cada oxígeno) de manera que cada átomo tenga un octeto. Esto conducirá al estudiante a tres posibles estructuras que satisfacen la condición:

7.3. ¿Cómo se forma un enlace covalente coordinado?

Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor.

El donador será siempre el elemento menos electronegativo, tal como se muestra en el ejemplo entre el oxígeno y el azufre, que puede dar lugar a las moléculas correspondientes a distintos óxidos de azufre. Este enlace una vez formado no se diferencia para nada del enlace covalente normal. Sin embargo debido a cómo se origina se le puede denominar enlace covalente dativo o coordinado. Conviene tener en cuenta que no siempre las moléculas que teóricamente se podrían formar utilizando este tipo de enlace, existen en la realidad, ya que en ello intervienen también otros factores que aquí no hemos tenido en cuenta, como por ejemplo, el tamaño de los átomos que van a enlazarse y la propia geometría o forma de las moléculas.
A.30. A partir de la utilización del enlace covalente coordinado justifica las fórmulas de los siguientes compuestos: N₂O₅ ; y Cl₂O₃ .

C.30. En el enlace covalente coordinado el átomo que aporta electrones adquiere carga ligeramente positiva, mientras que el que recibe adquiere carga ligeramente negativa. El enlace químico se debe en gran medida a la diferencia de electronegatividad de los elementos que forman enlace.

7.4. Conductividad del enlace covalente

La falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los electrones de enlace están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. La misma explicación se puede dar para las disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga neta moviéndose en la disolución. Dada la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, es de esperar un elevado punto de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio como sucede en el diamante; no obstante, cuando el número de enlaces es limitado como sucede en la mayor parte de las sustancias (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.) con enlaces covalentes, al quedar saturados los átomos enlazados en la molécula, la interacción entre moléculas que se tratará más adelante, será débil, lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentren en estado gaseoso a temperatura y presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos.
A.31. El enlace covalente, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un experimento que te permita identificar esas propiedades
A.32. A partir del modelo establecido para el enlace covalente, justifica las propiedades más características de estos compuestos

C.31. y C.32. El modelo de enlace covalente que hemos construido es una simplificación que no permite responder a ciertas preguntas como, por ejemplo, la forma que tienen muchas moléculas (por qué en el diamante los átomos de carbono se unen formando tetraedros, por qué la molécula de agua no es lineal, etc.). El estudio de estas cuestiones se realizará en cursos posteriores de química.

8. Enlace metálico

Por último estudiaremos el enlace metálico, su importancia la podemos ver en el hecho de que las 3/4 partes de elementos del sistema periódico son metales. El papel que estas sustancias han tenido en el desarrollo de la humanidad es tan importante que incluso se distingue entre la edad de piedra, la edad del bronce y la del hierro. De los 90 elementos que se presentan en la naturaleza algunos metales como el sodio y el magnesio, pueden extraerse de los océanos donde se encuentran disueltos. Los demás metales se suelen obtener a partir de depósitos minerales que se hallan encima o debajo de la superficie terrestre. Algunos metales son tan poco reactivos que es posible encontrarlos directamente en forma elemental, este es el caso del oro, la plata y el platino. Otros se encuentran formando parte de distintos compuestos químicos. En general presentan propiedades muy peculiares que los han diferenciado desde hace siglos de las restantes sustancias, tales como: ser excelentes conductores del calor y la electricidad en estado sólido, ser fácilmente deformables (lo que permite trabajarlos y fabricar con ellos objetos de distintas formas). Por otra parte suelen presentarse como sólidos de dureza variable, con muy diversos puntos de fusión y ebullición (el galio, por ejemplo, funde a 2978° mientras que otro metal, el tantalio, lo hace a casi 3000°).
A. 33. ¿Qué implicaciones tuvo para la humanidad el descubrimiento de metales como el cobre y el hierro y la puesta a punto de técnicas adecuadas para extraerlos y trabajarlos?

C.33. Con este tipo de actividades propiciamos la contextualización del tema, el estudiante se ve obligado a meditar sobre las implicaciones que ha tenido este estudio en el transcurso de la historia de la humanidad. En primer lugar podemos referirnos a la sustitución de herramientas y armas de piedra por otras de cobre. 3000 años antes de nuestra era, los sumerios sabían obtener cobre y alearlo con estaño para fabricar bronce. Posteriormente, cuando se dispuso de la tecnología adecuada, el bronce fue sustituido en muchos casos por el hierro. Las flechas y lanzas con puntas de hierro, supusieron una mejora en el rendimiento de la caza. También la invención del arado de hierro (unos 1000 años antes de nuestra era), cambió de forma espectacular la agricultura. Así mismo, las llantas metálicas colocadas en las ruedas de los carromatos o las simples herraduras de los caballos, dieron lugar a mejoras importantes en los primeros medios de transporte terrestre. Herramientas de hierro como martillos, clavos, sierras, etc., contribuyeron también de forma decisiva a la construcción de viviendas. La capacidad de los metales en general para ser moldeados en diferentes formas, permitió la elaboración de diversos recipientes de gran utilidad en la alimentación: ollas, platos, cucharas, cacerolas, etc., o la construcción de elementos de protección como las armaduras, escudos, cascos, mallas, etc. El descubrimiento de que el hierro podía mejorar muchas de sus propiedades al añadirle una cierta cantidad de carbón vegetal (acero), fue también un hito importante en la utilización de los metales.

A partir del siglo XVIII el desarrollo de la máquina de vapor y de los motores de explosión, suponen un enorme desarrollo de la industria siderúrgica, al tener que fabricar vías de ferrocarril, puentes, trenes, automóviles, barcos, monumentos, etc. Otra propiedad general de los metales, como es su capacidad para conducir la corriente en estado sólido, permitió más tarde transportar energía eléctrica de unos lugares a otros utilizando largos cables de cobre. Sin ello no hubiera sido posible la electrificación de ciudades y pueblos. Otros metales muy importantes son los llamados metales preciosos como la plata y el oro, usados desde la antigüedad en la fabricación de joyas y de monedas.
Tampoco podemos olvidar la utilización cada vez mayor de ciertos metales que tienen propiedades muy específicas, como los ejemplos que, en orden aleatorio, se citan a continuación: El aluminio en la construcción de diversos vehículos y en la industria de la construcción en general, por su baja densidad y resistencia a la corrosión. El calcio es un metal que forma parte de los huesos y dientes. La luz emitida por algunos metales, como el sodio y el mercurio, en estado de vapor e incandescentes se utiliza en iluminación de casa y ciudades. Metales como el cinc, el cadmio y el mercurio, se utilizan en la fabricación de pilas eléctricas. Uno de los usos del plomo, es como barrera frente a radiaciones (así las personas que trabajan con aparatos de rayos X se protegen con delantales y guantes de plomo), etc.
Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia. Además dichos electrones tienen mucha facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran (nivel más externo) lo cual podemos interpretar (en una primera aproximación) como una consecuencia de que éste se encuentre tan vacío.
Si tomamos como ejemplo el átomo de sodio, podemos plantearnos el problema de cómo explicar la existencia de un cristal de sodio metálico. Si intentamos aplicar el concepto de enlace covalente desarrollado en el punto anterior, nos encontramos con una dificultad: cada átomo de sodio, en su nivel de energía más externo, sólo tiene un electrón por lo que le faltarían 7 más para completar su octeto.
A.34. Utilice las ideas expuestas sobre los electrones de valencia de los metales para tratar de justificar las uniones entre átomos metálicos de sodio.

C.34. En principio podemos pensar en la compartición de 8 electrones aportados por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran movilidad formarían una especie de nube electrónica común a 8 cationes Na⁺ y esto se extendería en las tres direcciones del espacio con todos los restantes átomos del metal. La idea anterior se puede aplicar a cualquier metal que podría entenderse así como una red de iones positivos vibrando en torno a una posición de equilibrio, en cuyo interior habría una nube colectiva de electrones de valencia con gran libertad de movimientos, la cual actuaría como elemento de unión entre los iones positivos. Esta es precisamente una de las características fundamentales del enlace metálico: la deslocalización de los electrones de valencia

A.35. Justifique de acuerdo con el modelo propuesto algunas de las propiedades de los metales.

C.35. La conductividad eléctrica de los metales puede explicarse debido a la gran movilidad de los electrones de valencia. El hecho de que un cable metálico se caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según el modelo propuesto, a las interacciones entre los iones positivos de la red (en continua vibración) y los electrones que constituyen la corriente, lo cual hace que cuando se disminuye mucho la temperatura de un metal y los iones positivos de la red reducen la amplitud de sus vibraciones, la resistencia al paso de la corriente (desplazamiento de los electrones de valencia de un punto a otro) pueda disminuir de forma muy significativa.

Existen muchos metales para los que la resistencia al paso de la corriente es prácticamente nula por debajo de una temperatura determinada (temperatura crítica). Este fenómeno se llama superconductividad y fue descubierto en 1911 por el físico holandés H. Kamerling Onnes. Así, por ejemplo, la temperatura crítica del mercurio es de -268.8°C. De hecho se han observado corrientes eléctricas en anillos metálicos superconductores que se han mantenido durante años sin pérdidas aparentes. Naturalmente es preciso gastar energía en mantener el anillo a la temperatura adecuada. En la actualidad se está investigando intensamente en la obtención de materiales que presenten superconductividad a temperaturas más altas. Una de las líneas de investigación es trabajar con unos nuevos materiales que tienen óxido de cobre en su composición (cupratos). De momento el récord se obtuvo en 1993 con una temperatura crítica de -138°C
Si se consiguiera fabricar materiales que presentaran el fenómeno de la superconductividad a temperatura ambiente ocurriría una verdadera revolución ya que se podría transportar la corriente eléctrica sin sufrir apenas ninguna pérdida de energía, las máquinas eléctricas trabajarían más rápido y sin calentarse con un consumo de energía mucho menor (casi el 15 % de la factura de electricidad proviene de pérdidas debidas a la resistencia eléctrica), la contaminación atmosférica disminuiría, se podrían crear campos magnéticos muy potentes.
A.36. Discute en tu grupo: ¿Por qué un trozo de sal común es frágil y se puede romper fácilmente cuando se le somete a una fuerza y no ocurre lo mismo con un trozo de metal que se deforma antes de romperse?

C.36. El modelo establecido para explicar el enlace metálico también es coherente con otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal (como ocurre en los sólidos iónicos) ya que la deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se pueden diferenciar de forma simple estos fenómenos:

(Comparación entre el comportamiento de un sólido metálico y otro iónico cuando se someten a una fuerza)

Análogamente el hecho de que los metales sean mucho mejor conductores del calor que materiales como la madera o el corcho blanco, se puede explicar también por la facilidad con que en los primeros se pueden mover los electrones de valencia y pueden vibrar los restos atómicos positivos. Todos hemos notado alguna vez lo bien que un metal transmite el calor cuando, por ejemplo, tocamos un objeto metálico que ha estado expuesto un tiempo al sol. La sensación es muy distinta que si tocamos un objeto de madera (igualmente expuesto) el cual nos parece que está a menor temperatura porque transmite mucho peor el calor a nuestra piel. Es por eso que los metales son muy malos aislantes térmicos.

A.37. Justifica, razonadamente, ¿por qué se ha prohibido el uso de pinturas, crayones y otros materiales que contengan plomo en sus estructuras?

C.37. Con esta actividad tratamos de que la información suministrada a los estudiantes no parezca que es solo para aprobar un tema, sino que le ayuda a comprender mejor su entorno, en este caso será inducido a razonar sobre las característica de este metal y sus enlaces y llegarán a la conclusión de que por la facilidad que tienen estos átomos enlazados para desplazarse sin romper el cristal garantiza su permanencia en los organismos humanos, como en efecto sucede, el plomo se acumula en la sangre produciendo muerte por envenenamiento con plomo.

9. Fuerzas intermoleculares

Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes pueden formar moléculas. Así, por ejemplo, sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene agua y que cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos mediante enlaces covalentes. Sin embargo el agua es una sustancia que además de encontrarse en estado gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el que las moléculas de agua se unen entre sí, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre ellas el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. El mismo tipo de razonamientos podría hacerse para el caso de otras sustancias covalentes como por ejemplo, el I₂, que en condiciones ordinarias se encuentra en estado sólido. Por otra parte, sabemos que muchas sustancias covalentes que a temperatura y presión ambientales se hallan es estado gaseoso, cuando se baja la temperatura lo suficiente pueden licuarse o solidificarse. De esta forma se puede obtener, por ejemplo, dióxido de azufre sólido enfriando SO₂ a una temperatura inferior a -76°C. ¿Cómo se unen entonces las moléculas? A continuación abordaremos este problema.
Como ya hemos señalado, las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas de London). A continuación realizaremos un estudio elemental de cada uno de dichos grupos.

9.1. Atracción entre dipolo y dipolo

Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en la molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI). Anteriormente ya hemos representado algunas de estas moléculas.
A.38. Tanto el gas noble criptón (Kr) como el bromuro de hidrógeno son dos sustancias que en condiciones ordinarias se encuentran en estado gaseoso. Ambos gases están formados por moléculas con el mismo número de electrones y que son, aproximadamente, de la misma masa. Sin embargo, el bromuro de hidrógeno en estado líquido hierve a una temperatura 85°C más alta que el criptón. ¿A qué puede deberse este hecho?

C.38. Si reflexionamos sobre lo que se demanda en la actividad anterior nos podemos dar cuenta que las moléculas de bromuro de hidrógeno consisten en un átomo de hidrógeno enlazado con otro más electronegativo que él. Ello hace que los electrones del enlace covalente pasen más tiempo cerca del átomo de bromo que del hidrógeno (aunque sin dejar de pertenecer a ambos). Como resultado, se produce una zona con mayor densidad de carga negativa en el átomo de bromo y otra zona con un defecto de carga negativa en el átomo de hidrógeno, formándose así un dipolo permanente. Entre los polos de distinto signo se establecerán fuerzas eléctricas atractivas. Este fenómeno no ocurre en el criptón, que está formado por moléculas monoatómicas en las que no existe ningún dipolo permanente. Esta diferencia sería la responsable de que el bromuro de hidrógeno hierva a una temperatura sensiblemente mayor que el criptón.

9.2. Enlace de hidrógeno

Anteriormente hemos estudiado el enlace covalente polar en el que hemos visto que en la molécula se forman dos zonas claramente diferenciadas, una con un exceso de carga negativa (la correspondiente al átomo más electronegativo) y otra con un defecto de carga negativa (la correspondiente al átomo menos electronegativo). Un caso de polaridad especialmente interesante es el que corresponde a moléculas tales como por ejemplo H₂O, HF o NH₃ en las que los átomos de hidrógeno se hallan unidos a otros átomos mucho más electronegativos.

A.39. Proponga una posible explicación que explique cómo es posible que se unan las moléculas de agua entre sí para formar agua líquida o sólida.

C.39. En el agua el átomo de hidrógeno está unido con el de un elemento bastante más electronegativo como es el oxígeno. Dada la pequeñez del átomo de hidrógeno (es el átomo más pequeño) y la ausencia de electrones que protejan su núcleo (el átomo de hidrógeno tiene sólo un electrón), la molécula será muy polar, lo cual implica la posibilidad de que se unan unas con otras mediante fuerzas de tipo eléctrico entre polos de distinto signo tal y como se indica esquemáticamente a continuación:

El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.
El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor.
A.40. El punto de ebullición del agua líquida (a 1 atmósfera de presión) es de 100°C mientras que el amoniaco líquido hierve a -60,1°C. ¿A qué puede deberse esta diferencia?

C.40. Tanto el átomo de azufre como el de oxígeno son más electronegativos que el átomo de hidrógeno. Sin embargo, el átomo de oxígeno es más electronegativo que el de nitrógeno (sólo el átomo de flúor supera al de oxígeno en electronegatividad). Así pues, en el caso del agua el par de electrones de enlace estará muy atraído por el oxígeno (más que en el caso del NH₃), con lo que el átomo de hidrógeno quedará casi desnudo de carga negativa constituyendo un polo positivo muy intenso de forma que la atracción con el oxígeno de una molécula de agua vecina será muy intensa (más que en el caso del amoniaco).

A.41. En el agua en estado sólido (hielo) existe un gran número de enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua. Ello hace que el hielo presente una estructura muy abierta (a). Sin embargo, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la forma líquida algunos de esos enlaces se rompen (aunque se conservan todavía bastantes) y por eso el agua líquida (b) es más compacta (más densa) que el hielo.

¿Qué importancia tiene este hecho para la vida en los lagos y en el relieve de las altas montañas?

9.3. Fuerzas de London

A.42. El enlace entre moléculas polares se puede comprender con bastante facilidad (fuerzas de atracción eléctrica entre dipolos), pero ¿qué tipo de fuerzas puede mantener unidas a moléculas que no son polares, como, por ejemplo ocurre en el caso del helio sólido?

C.42. En este caso hemos de pensar en la formación de dipolos transitorios inducidos. Para mayor simplicidad, supongamos que una molécula monoatómica de helio se acerca bastante a otra. En ese caso, debido al movimiento de los electrones, aunque la molécula sea neutra, se pueden producir en momentos determinados zonas de la molécula con mayor densidad de electrones que otras, es decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica. De acuerdo con esta idea, podemos pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que los electrones se encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con el mismo (a). En todas las demás posiciones los átomos de helio presentarán una cierta polaridad debido a que el centro de la carga negativa no coincidirá con el de la positiva (b).

Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro lo suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se produzcan uniones intermoleculares (c). Esto se puede conseguirse bajando mucho la temperatura con lo que el movimiento es más lento. Una molécula polarizada puede incluso polarizar a otra vecina a ella que no lo esté (inducir un dipolo). Este tipo de fuerzas entre moléculas se denominan específicamente fuerzas de London. En la mayoría de los casos se trata de fuerzas muy débiles, aunque van aumentando con el tamaño molecular porque los átomos grandes al tener más electrones se pueden deformar con mayor facilidad. Así, el yodo a temperatura ambiente se puede presentar en forma de cristales de color violeta formados por la unión por fuerzas de London de moléculas de I₂.