3. Enlace e formulación

ENLACE QUÍMICO
ENLACE IÓNICO
ENLACE IÓNICO. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS IÓNICOS
ENLACE COVALENTE. ESTRUTURAS DE LEWIS
ENLACE COVALENTE. POLARIDADE DOS ENLACES
ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES
ENLACE METÁLICO. MODELO DO GAS ELECTRÓNICO
ENLACE METÁLICO. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS METÁLICOS
FUERZAS INTERMOLECULARES
FORMULACIÓN INORGÁNICA

Ada E. Yonath (1939-)

Ada E. Yonath, israelí, recibiu en 2009 o Premio Nobel de Química xunto con Venkatraman Ramakrishnan e Thomas A. Steitz polos seus estudos sobre a estrutura e función do ribosoma.

O seu traballo centrouse na determinación e o estudo da estrutura dos ribosomas, macromoléculas responsables da síntese de proteínas e o modo de acción dos antibióticos. Introduciu unha nova técnica, a criobiocristalografía, na cal os cristais de materiais biolóxicos sensible á radiación son arrefriados a temperaturas menores de 100 K, o que facilita o seu estudo por raios X.

ENLACE QUÍMICO

A razón que fai que os átomos se unan é a razón que move todos os cambios da natureza, os átomos únense para conseguir máis estabilidade. A maior parte dos átomos son máis estables xuntos que separados. Tentaremos comprender por que.

Imaxina dous átomos a gran distancia. Se son máis estables unidos que separados cando se acheguen é porque as forzas de atracción serán favorables para a formación da ligazón. Cales poden ser estas forzas? pois as interaccións dos electróns dun átomo cos protóns do outro e viceversa. Pero a medida que se acheguen tamén estarán sometidos a forzas de repulsión, as establecidas entre os electróns dun átomo e os do outro, ou as interaccións entre os núcleos dos dous átomos. Chegará un momento en que as forzas atractivas maximízanse e as repulsivas minimízanse, neste momento os núcleos estarán a unha distancia que chamaremos distancia de enlace. Xa non se poden xuntar máis pois se repelerían, nin se poden separar pois se atraerían. Diremos que quedaron enlazados. Esta distancia de ligazón correspóndese cunha enerxía que chamaremos enerxía de enlace.

Chamamos enlace químico á interacción que se dá entre os átomos cando se unen para dar moléculas ou redes cristalinas.

Para entender por que se estabilizan os átomos ao formar enlaces é útil fixarse nos únicos elementos da Táboa que non teñen tendencia a asociarse, son tan estables que non necesitan unirse a outros átomos. Son os gases nobres. Non foi fácil descubrilos pois existen en pequenas cantidades no aire. Houbo que licuar o aire para obtelos illados. Máis fantástica é a historia do helio, He, que foi descuberto antes no Sol que na Terra.

Por que son tan estables os gases nobres? O único que diferencia aos gases nobres dos demais elementos é que teñen as capas electrónicas completas, con máis propiedade, teñen 8 electróns na capa máis externa, os dous electróns s, e os seis electróns p. Ter esta configuración ns² np⁶ debe de conferir gran estabilidade aos átomos. Esta configuración coñécese como configuración de gas nobre.

Todos os demais átomos tenden a conseguir esta configuración de gas nobre cando se combinan con outros átomos. Este comportamento denominámolo Regra do octeto: Os átomos cando se asocian con outros átomos tenden a gañar, perder ou compartir electróns para conseguir configuración de gas nobre.

Ben, xa vimos que para conseguir estabilidade os átomos deben conseguir configuración de gas nobre, e para conseguir esta configuración deben de gañar, perder ou compartir electróns. En función de como se comporten os átomos para conseguir configuración de gas nobre atopamos tres enfoques diferentes para o problema do enlace: Enlace iónico, enlace covalente e enlace metálico.

Comproba as interaccións atractivas e repulsivas entre átomos utilizando esta simulación da Universidade de Colorado:

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE IÓNICO

Que ocorre cando temos dous átomos de moi diferente electronegatividade? Por exemplo un metal como o sodio, Na, e un non metal como o cloro, Cl. As súas configuracións electrónicas son:

[₁₁Na] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

[₁₇Cl] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² 3p² 3p¹

Para que estes átomos consigan máis estabilidade deben conseguir configuración de gas nobre, pódena conseguir se o sodio perde un electrón, e este electrón gáñao o cloro. É dicir transfírese un electrón do sodio ao cloro:

[₁₁Na⁺] = 1s² 2s² 2p⁶

[₁₇Cl⁻] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Vemos que se forman dous ións, o metal dá lugar a un ión positivo e o non metal a un ión negativo. Estes ións atráense por forzas de tipo electrostático de Coulomb, pero non se tocarán, xa que a pequenas distancias as forzas de repulsión entre as capas electrónicas dos dous ións separaríanos. Por tanto manteranse ligados entre eles a certa distancia.

Como non teremos só dous ións, teremos moitísimos, cada ión dun signo rodearase do maior número de ións de signo contrario, formándose unha rede cristalina de ións positivos e negativos. No caso do cloruro de sodio, NaCl, esta rede será:

O índice de coordinación, ou ións dun signo que rodean a outro de signo contrario, a unha distancia mínima, nesta rede é 6. Cada ión Na⁺ está rodeado de 6 ións Cl⁻, e cada ión Cl⁻ está rodeado de 6 ións Na⁺. Esta rede cristalina coñécese como rede cúbica centrada nas caras.

Podemos atopar redes cristalinas con maior índice de coordinación, así a rede do CsCl presenta un índice de coordinación 8, cada ión Cs⁺ rodéase de 8 ións Cl⁻, e cada ión Cl⁻ rodéase de 8 ións Cs⁺. Esta rede cristalina coñécese como rede cúbica centrada no corpo.

De que depende que unhas redes cristalinas presenten unha disposición de ións diferentes doutras? A diferenza está nas características dos ións, nos seus tamaños relativos e nas súas cargas eléctricas. Para unhas características dadas os ións buscarán a estrutura máis estable.

Cando os ións non teñen a mesma carga, en valor absoluto, non hai o mesmo número de ións que rodean a outro de signo contrario. Por exemplo na fluorita, CaF₂, cada ión F⁻ está rodeado de 4 ións Ca²⁺, e cada ión Ca²⁺ está rodeado por 8 ións F⁻.

Esta tamén é unha estrutura cúbica centrada nas caras, pero de tipo fluorita.

Podemos estudar desde o punto de vista enerxético a formación do cristal iónico, Supoñamos que temos os elementos que forman o cristal e queremos chegar ao composto iónico. A enerxía involucrada neste proceso é a entalpía de formación do cristal cando o proceso está realizado a presión constante. Se se forma o cristal esta enerxía debe ter un valor negativo. Pero este proceso podémolo levar a cabo a través doutros pasos intermedios, xa que a entalpía é unha función de estado, e só depende dos estados inicial e final. O ciclo de reaccións que nos leva destas dúas formas diferentes ata o cristal coñécese como ciclo de Born-Haber.

Ciclo de Born-Haber: Permítenos calcular a enerxía de rede aplicando a lei de Hess.

Observamos así que o proceso máis favorable na formación do cristal iónico é a formación da rede cristalina. A enerxía involucrada en conseguir o cristal iónico a partir dos ións en estado gas é a entalpía reticular ou entalpía de rede.

Ecuación de Born-Landé: Permite calcular a entalpía de rede a partir duns parámetros dependentes dos ións e outros característicos da rede cristalina.

Z⁺ y Z⁻ = cargas dos ions
e = carga do electrón
N_A = número de Avogadro
A = constante de Madelung, depende do tipo de rede cristalina
ε₀ = permitividade do baleiro
r₀ = distancia entre os centros dos ions
n = factor de compresibilidade de Born

Se comparamos compostos que presentan a mesma rede cristalina a enerxía de rede será proporcional ao seguinte cociente:

Neste caso, se temos dous compostos iónicos que cristalizan na mesma rede, avaliando como varían as cargas dos ións, ou as distancias entre os mesmos, podemos coñecer que composto presentará maior enerxía de rede.

Lembra que podes recristalizar sales para obter cristais grandes e ben formados, como podes ver neste vídeo:

ENLACE IÓNICO. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS IÓNICOS

Os compostos iónicos presentan unhas propiedades resumidas nesta táboa:

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS IÓNICAS
Propiedade	Característica	Por que?
Estructura	Redes cristalinas formadas por ións.	Os ións de distinto signo atráense e rodéanse do maior número de ións de signo contrario, formando unha rede cristalina iónica.
Estado físico	Sólidas	O gran número de ións que forman a rede fai que se presente en estado sólido
Puntos de fusión e ebulición	Altos	Os enlaces iónicos son ligazóns fortes, difíciles de romper. Os puntos de fusión e ebulición serán máis altos nos compostos iónicos con maiores enerxías de rede.
Dureza	Son duras pero tamén fráxiles	Son duras porque as ligazóns son fortes, pero son fráxiles pois ao golpealas as capas de ións desprázanse entrando en contacto ións do mesmos signo que se repelen.
Solubilidade	Algunhas son solubles en auga e disolventes polares	As moléculas polares como a auga rodean os ións e sepáranos da rede se as forzas de interacción entre o ión e a auga son maiores que entre o ión e o resto da rede. Se a enerxía de rede é grande a súa solubilidade será moi baixa.
Conductividade eléctrica	Conducen a corrente en disolución ou fundidas	Para que haxa condutividade debe haber movemento de cargas, os ións só pódense mover cando están disoltos ou en estado líquido, nos sales fundidos
Exemplos	Cloruro de sodio, NaCl

	Sulfato de cobre, CuSO₄·5H₂O

	Calcita, CaCO₃

	Outros: Sales: CaSO₄, Na₂CO₃, NH₄NO₃. Óxidos: CaO, Fe₂O₃. Hidróxidos: NaOH, Ba(OH)₂.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. ESTRUTURAS DE LEWIS

Que ocorre cando os elementos que se enlazan son dous non metais? Os non metais tenden a gañar electróns para conseguir configuración de gas nobre, pero para que un átomo gañe electróns debe haber outro que os perda, como pasaba no enlace iónico, pero agora todos os átomos teñen necesidade de electróns. Neste caso os átomos necesitados de electróns téñenos que conseguir por outro procedemento que será compartindo electróns. Os átomos achegaranse ata que as súas nubes electrónicas solapen e poidan compartir certo número de electróns, cos que conseguir a configuración de gas nobre, que necesitan.

Un primeiro modelo interesante para entender como se poden compartir electróns para conseguir configuración de gas nobre é o modelo das estruturas de Lewis.

Estruturas de Lewis

Gilbert Newton Lewis (1875-1946)

Este modelo, para explicar a ligazón covalente, foi proposto por Gilbert Newton Lewis en 1916. Segundo este modelo os átomos aproxímanse ata solapar as súas capas electrónicas, de forma que os átomos cando se enlazan comparten pares de electróns. Estes pares de electróns que se comparten denomínanse pares enlazantes. Pero tamén podemos ter pares de electróns sen compartir sobre algúns átomos, que chamaremos pares non enlazantes. Nestas estruturas observamos que, cando se enlazan, os átomos conseguen ter catro pares de electróns ao redor dos mesmos, é dicir, conseguen completar o octeto, conseguen configuración de gas nobre.

No tema de enlace de 4º de ESO xa vimos como construir estas estruturas de Lewis para moléculas sinxelas.

Molécula	Estrutura de Lewis
H₂
F₂
Cl₂
O₂
N₂
HF
HCl
H₂O
NH₃
CH₄
HCN
CO₂

En todas observamos que os átomos están rodeados de 4 pares de electróns, configuración de gas nobre, excepto o H que está rodeado dun par, configuración de gas nobre para o hidróxeno.

Para construír estruturas máis complexas podemos seguir as normas seguintes:

1º Elixir o átomo central. Adoita ser o menos electronegativo ou o que máis electróns necesita para conseguir estrutura de gas nobre.

2º Calcular os electróns de valencia necesarios, EN, para que os átomos cumpran coa regra do octeto. Contaranse 8e⁻ por cada átomo, coas seguintes excepcións:2e⁻ para o H, 4e⁻ para o Be, 6e⁻ para o B. Os elementos a partir do terceiro período poden ter "octetos expandidos", se son necesarios sumaranse ao número de electróns de valencia o número de ligazóns formadas, se non dá menos de 8, para obter os electróns necesarios, EN.

3º Calcular os electróns de valencia dispoñibles, ED. Sumaranse os electróns de valencia de todos os átomos da molécula, e teranse en conta tamén as cargas dos ións, nas cargas negativas súmanse electróns, nas positivas réstanse.

4º Calcular os pares enlazantes, PE. Aos electróns necesarios, EN, restámoslle os electróns dispoñibles, ED, dándonos os electróns que se deben compartir. Dividindo por 2 obtemos os pares de enlace, PE:

5º Calcular os pares non enlazantes, PN. Os electróns dispoñibles, ED, menos os electróns que forman pares de ligazón, 2·PE, dannos os electróns que non enlazan nada, que non contribúen á ligazón. Dividindo por 2 obtemos os pares non enlazantes, PN:

Por exemplo, calcula a estrutura de Lewis para o ozono, O₃:

Que estrutura podemos propoñer para o ozono segundo a TRPECV?

Vexamos cal é a estrutura real do ozono: Estrutura do ozono (Wikipedia).

Cargas formais

Se contamos os electróns que asignamos a cada átomo na estrutura, con respecto aos electróns de valencia que debería ter, podemos calcular a carga formal sobre cada átomo.

Para contar os electróns sobre cada átomo contaremos un por cada par de enlace e dous por cada par non enlazante.

Se o número de electróns ao redor do átomo é maior que o número de electróns de valencia hai exceso de electróns. A carga formal será negativa e igual ao número de electróns en exceso.

Se o número de electróns ao redor do átomo é menor que o número de electróns de valencia hai defecto de electróns. A carga formal será positiva e igual ao número de electróns en defecto.

Se o número de electróns ao redor do átomo é igual ao número de electróns de valencia non hai nin exceso nin defecto de electróns. A carga formal será cero.

A suma de todas as cargas formais debe ser igual á carga total do composto.

Se podemos propoñer varias estruturas para un composto será máis probable a que presente menores cargas formais sobre os seus átomos.

Resonancia

Sábese que na molécula de ozono os enlaces son iguais, pero na estrutura de Lewis proposta os enlaces son diferentes, un sinxelo e outro dobre. Unha solución a este problema é propoñer máis dunha estrutura posible para unha substancia, estruturas que chamaremos estruturas resonantes. A estrutura real será unha mestura entre as estruturas resonantes, que chamaremos híbrido de resonancia.

Octeto incompleto

Hai átomos nalgúns compostos que non teñen electróns suficientes para completar o octeto, como lle pasa ao B no BF₃.

Octeto expandido

Outros compostos teñen átomos que poden presentar máis de catro enlaces, dise que teñen o octeto expandido. Son átomos que dispoñen de orbitais d que tamén poden utilizar na formación de enlaces, como lle ocorre ao S no SF₆, e a outro elementos do terceiro período e superiores.

TRPECV

TRPECV significa Teoría de repulsión dos pares electrónicos da capa de valencia. Este modelo tenta explicar a xeometría das moléculas a partir das estruturas de Lewis. Predí a xeometría molecular e os ángulos de enlace supoñendo que os pares electrónicos, xa sexan de enlace como non enlazantes, débense dispoñer nunha xeometría que minimice as forzas repulsivas entre os mesmos. Para determinar a estrutura, os enlaces dobres e triples, contan coma se fosen sinxelos.

Pares electrónicos	Disposición dos pares	Ángulos	Exemplos
2	Lineal	180º	BeF₂ CO₂
3	Trigonal plana	120º	BF₃ SO₃
4	Tetraédica	109º	CH₄, NH₃, H₂O
5	Bipiramidal trigonal	120º y 90º	PCl₅
6	Octaédrica	90º	SF₆

Constrúe moléculas e observa a súa xeometría utilizando esta simulación da Universidade de Colorado:

En MODELO, podes construír moléculas engadindo pares de enlace e pares non enlazantes ao átomo central. Tamén podes eliminar pares. Podes mostrar os ángulos de enlace, observa como varían os ángulos de enlace en función do número de pares. Tamén che dá o nome da xeometría de pares e da xeometría molecular.

En MOLÉCULAS REAIS tes algúns exemplos de moléculas. Alternando entre a estrutura real e o modelo podes observar o efecto que producen os pares non enlazantes sobre a xeometría molecular.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. POLARIDADE DOS ENLACES

Polaridade dos enlaces

Cando dous átomos iguais únense mediante un enlace covalente os dous átomos atraen igualmente aos electróns do enlace. O centro da carga positiva e negativa na molécula é o mesmo. Isto pasa no H₂, N₂, ou Cl₂.

Pero que ocorre se os átomos unidos por unha ligazón covalente son distintos, como ocorre por exemplo no HCl. Se dous átomos distintos únense por un enlace covalente sempre un atraerá máis os electróns do enlace que o outro. O átomo máis electronegativo atraerá máis aos electróns do enlace producindo unha separación de cargas. Sobre o cloro haberá una certa carga parcial negativa e sobre o hidróxeno una certa carga parcial positiva, xa que o cloro é máis electronegativo que o hidróxeno. Esta separación de cargas creará un momento dipolar de enlace .

O momento dipolar é un vector que vén dado polo produto da carga efectiva sobre cada átomo e a distancia que as separa. O sentido deste vector apunta cara ao átomo máis electronegativo.

Polaridade molecular

Unha molécula é polar se cumpre dúas condicións:

1º Se ten enlaces polares, é dicir, se ten enlaces entre átomos distintos, e

2º se estes dipolos non se anulan por simetría.

A molécula de auga, presenta ligazóns polares e como é angular estes dipolos de ligazón non se anulan por simetría,

senón que se suman vectorialmente para dar un vector momento dipolar total distinto de cero. O H₂O é unha molécula polar.

A molécula de CO₂, tamén presenta enlaces polares, pero estes anúlanse por simetría, de forma que o momento dipolar total é cero. O CO₂ é unha molécula apolar.

Como sabemos que dipolos de enlace se anulan por simetría? Depende do número de enlaces iguais que rodeen a un átomo central e dos ángulos que formen. Telos nesta táboa:

ANÚLANSE POR SIMETRÍA OS SEGUINTES DIPOLOS DE ENLACE
Dipolos de enlace iguaIs	Disposición dos dipolos de enlace	Ángulos
2	Lineal	180º
3	Trigonal plana	120º
4	Tetraédica	109º
5	Bipiramidal trigonal	120º y 90º
6	Octaédrica	90º

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES

As substancias covalentes poden ser moléculas ou cristais covalentes, é dicir, redes cristalinas onde todas as ligazóns son covalentes. Dependendo de cada tipo de substancia teremos diferentes propiedades:

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES
Propiedade	Característica	Por que?
Estrutura	Moléculas dun determinado número de átomos	Os átomos comparten electróns dando lugar a ligazóns covalentes que os unen formando agregados que chamamos moléculas.
Estado físico	Gas, líquido ou sólido	As moléculas máis pequenas adoitan dar lugar a gases a non ser que as interaccións intermoleculares sexan grandes.
Puntos de fusión e ebulición	Baixos	En xeral as forzas entre moléculas son débiles.
Dureza	Brandas	Debido ás débiles forzas intermaleculares.
Solubilidade	As substancias polares disólvense en disolventes polares, como a auga, e as substancias apolares disólvense disolventes apolares.	A solubilidade depende da polaridade das moléculas, as polares disólvense en disolventes polares e as apolares en disolventes apolares.
Condutividade eléctrica	En xeral non son condutoras	Os electróns dos enlaces están localizados e carecen de cargas que se poidan desprazar.
Exemplos	Auga, H₂O

	Sacarosa, C₁₂H₂₂O₁₁ (azucre de mesa)

	Sofre, S

	Outros: O₂, N₂, CH₄, C₆H₁₂O₆, CH₃CH₂OH

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS COVALENTES CRISTALINAS
Propiedade	Característica	Por que?
Estrutura	Redes cristalinas covalentes	Os átomos comparten electróns dando lugar a estruturas cristalinas formadas por enlaces covalentes
Estado físico	Sólido	Debido á fortaleza dos enlaces covalentes, custa moito rompelos
Puntos de fusión e ebulición	Moi altos	A interacción entre os átomos na rede é moi forte
Dureza	Moi duras	Son as substancias máis duras que coñecemos debido á fortaleza dos enlaces que as forman
Solubilidade	Insolubles	Os disolventes non son capaces de romper os enlaces covalentes que as forman
Conductividade eléctrica	En xeral non son condutoras, aínda que o grafito si é condutor	Os electróns dos enlaces están localizados e carecen de cargas que se poidan desprazar. Aínda que algunhas si presentan condutividade como o grafito.
Exemplos	Cuarzo, SiO₂

	Silex, rocha que contén sílice SiO₂, moi apreciada na prehistoria para a fabricación de útiles de pedra.

	Outros exemplos: C(grafito), C(diamante), carborundo SiC

Se sodes afeccionados aos minerais saberedes que están formados por substancias cristalinas iónicas ou covalentes. Observa este vídeo para saber como se forman na natureza os cristais destes minerais:

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE METÁLICO. MODELO DO GAS ELECTRÓNICO

Enlace metálico: dáse entre átomos metálicos. Son todos sólidos coa excepción do mercurio que é líquido a temperatura ambiente. Presentan índices de coordinación moi altos, frecuentemente 12, é dicir, cada átomo metálico rodéase a unha distancia mínima doutros doce átomos metálicos. 6 nun plano, 3 sobre ese plano, e 3 máis por baixo do plano, nunha estrutura que se denomina hexagonal compacta.

Estruturas das redes metálicas: Podemos distinguir nos metais tres redes de diferente estrutura:

Rede cúbica centrada no corpo (CC). Por exemplo: ferro alfa, vanadio, cromo, titanio, molibdeno, wolframio.
Rede cúbica centrada nas caras (CCC). Por exemplo: ferro gamma, cobre, aluminio, ouro, prata, chumbo, níquel.
Rede hexagonal compacta (HC). Por exemplo: magnesio, cinc, cadmio.

As diferenzas entre estas estruturas pódelas atopar nestes vídeos:

Os metais caracterízanse por ter estruturas moi compactas e altas densidades, os seus átomos deben estar moi xuntos. Entre as súas propiedades características están a alta condutividade eléctrica e condutividade térmica. Dado que os electróns de valencia dos metais pódense mover con facilidade duns átomos a outros, debido aos seus baixos potenciais de ionización. Podemos supoñer un modelo no que os átomos se distribúen en estruturas cristalinas compactas e os electróns de valencia desprázanse entre eles con facilidade, é o que se denomina o modelo do gas electrónico, ou do mar de electróns.

Se illamos os electróns de valencia, nos átomos metálicos, o restos que queda é un catión metálico, por iso ao representar este modelo debúxase unha estrutura de ións metálicos positivos, entre a que se moven os electróns de valencia. Pero hai que ter coidado con esta representación, pois non existen tales ións, lembra que para que haxa un ión positivo, que perde electróns, ten que haber ións negativos, que os gañen, como ocorre nos compostos iónicos. Os electróns que se moven na rede cristalina sempre están en contacto cos átomos metálicos, de forma que non hai tales ións, só é unha forma de representar o átomo, debuxando a nube de electróns de valencia e o resto do átomo.

Este modelo tamén explica as propiedades de ductilidade, facilidade para formar fíos, e maleabilidade, facilidade para formar láminas moi finas, que presentan os metais. Ao non haber repulsiones, nin ligazóns fortes que haxa que romper entre os átomos, o gas electrónico que os envolve favorece o seu desprazamento entre os mesmos.

Fuente

Lembra que aínda que ás veces represéntese este modelo como unha estrutura de cationes metálicos rodeados dun mar de electróns, non existen propiamente estes cationes, non é un modelo iónico, tampouco o é covalente, compartindo os electróns con átomos próximos. En todo caso debemos de entender que todos os átomos metálicos comparten, entre todos, os seus electróns de valencia.

ENLACE METÁLICO. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS METÁLICOS

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS METÁLICAS
Propiedade	Característica	Por que?
Estrutura	Redes cristalinas metálicas	Os átomos metálicos forman estruturas moi compactas con altos índices de coordinación
Estado físico	Sólido (o Hg é líquido)	Os altos índices de coordinación fan que estas estruturas sexan sólidas.
Puntos de fusión e ebulición	Medios e altos	Hai metais que funden facilmente como Sn ou Pb e outros que só o fan a altísimas temperaturas como W ou Os
Dureza	Variable	Algúns son moi brandos como o Na que se corta con coitelo, ou o Pb, e outros presentan gran dureza dependendo da fortaleza da ligazón. En xeral son dúctiles e maleables.
Solubilidade	Insolubles en auga, pero solubles noutros metais formando aliaxes, e en Hg formando amálgamas. Tamén moitos se disolven ben en ácidos.	As moléculas de auga non os disolven pero os ácidos oxidan moitos átomos metálicos a cationes que así pasan á disolución.
Condutividade eléctrica	Son moi bós condutores	Os electróns libres da rede cristalina favorecen a condutividade eléctrica e térmica dos metais.
Exemplos	Ouro, Au.

	Mercurio, Hg, único metal líquido a temperatura ambiente

	Aluminio, Al; Ferro, Fe; Latón, aliaxe de Cu e Zn.

Déixovos aquí uns vídeos interesantes sobre dous metais curiosos. Un o mercurio, Hg, o único metal líquido a temperatura ambiente. Outro o wolframio, W, dos metais máis densos que existen.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

FORZAS INTERMOLECULARES

Xa vimos que as substancias covalentes moleculares podían presentarse nos tres estados: sólido, liquido e gas. Que aparezan nun ou outro estado depende das interaccións entre moléculas. Estas interaccións entre moléculas son un tipo de ligazón que chamaremos enlaces débiles, ou forzas intermoleculares, para diferencialos dos enlaces fortes: iónico, covalente e metálico.

Estas ligazóns entre moléculas poden ser de dous tipos: Forzas de Van der Waals e enlaces de hidróxeno.

As forzas de Van der Waals poden ser de varios tipos:

Forzas de dispersión de London, ou forzas dipolo instantáneo - dipolo inducido.
Forzas dipolo - dipolo inducido, ou forzas de Debye.
Forzas dipolo - dipolo, ou forzas de Keesom.

As forzas de dispersión de London, ou forzas dipolo instantáneo - dipolo inducido, xustifican os puntos de ebulición máis altos do esperable para moléculas apolares como, N₂, O₂, ou os gases nobres. Estas moléculas apolares non debesen interaccionar, pero nalgunha delas pódense producir dipolos instantáneos. Ao moverse os electróns dentro da molécula, nalgún momento, pode haber máis densidade electrónica nunha partes que noutras da molécula. Estes dipolos instantáneos, que terán unha duración moi curta, inducen nas que están próximas dipolos inducidos, estes dipolos formados interaccionan en breves intervalos de tempo, aumentando os puntos de ebulición. Nos instantes posteriores estes dipolos desaparecen, as moléculas volverán ser apolares, polo que estas interaccións son moi débiles.

As forzas dipolo - dipolo inducido, ou forzas de Debye, teñen lugar ao interaccionar moléculas polares con moléculas apolares, como o H₂O (polar) co CO₂ (apolar).

As forzas dipolo - dipolo, ou forzas de Keesom, son as máis intensas das tres, as dúas moléculas deben de ser polares. É o caso de interacción entre moléculas de HCl, por exemplo.

O enlace de hidróxeno, ou enlace por pontes de hidróxeno, prodúcese en moléculas que conteñen átomos de pequeno tamaño, moi electronegativos e con pares non enlazantes, como o F, O e N, unidos a átomos de hidróxeno, como ocorre no HF, H₂O e NH₃.

As moléculas de auga presentan ligazóns polares O-H, podemos representar unha certa carga parcial negativa sobre o osíxeno e unha certa carga parcial positiva sobre o hidróxeno. Estas cargas parciais e os pares non enlazantes sobre o osíxeno, permiten pensar que se debilita a ligazón entre o osíxeno e os hidróxenos da molécula, e créase unha ligazón parcial entre o osíxeno dunha molécula e os hidróxenos doutras, de forma que os hidróxenos fan de ponte entre dous átomos de osíxeno, creándose unhas ligazóns parciais, que deben ter unha compoñente covalente, como propuxo Pauling, e recentemente demostrouse. Estas interaccións estarían entre as forzas de Van der Waals e as ligazóns covalentes. Os enlaces de hidróxeno tamén son os responsables da estrutura de moitas proteínas (seda, seda de araña, queratina), polisacáridos estruturais (celulosa, quitina), e algúns polímeros sintéticos (poliamidas).

Nas moléculas de ADN os enlaces de hidróxeno son os responsables dos emparellamentos entre Timina-Adenina e Citosina-Guanina, nos que se forman 2 e 3 enlaces de hidróxeno respectivamente.

A interacción por enlace de hidróxeno é moito máis forte que as interaccións dipolo-dipolo. O enlace de hidróxeno é a xustificación dos altos puntos de ebulición do HF, H₂O e NH₃ fronte aos demais compostos de hidróxeno dos seus grupos, nos que as interaccións son dipolo - dipolo. Observa o seguinte gráfico que nos representa os puntos de ebulición dos compostos de hidróxeno.

En los compuestos de hidrógeno de los elementos del grupo del carbono observamos que el punto de ebullición aumenta de una forma, más o menos lineal desde el C al Sn, estas son moléculas apolares, pero más polarizables al aumentar el tamaño del átomo central.

Podríamos esperar un comportamiento similar en los demás grupos, que aunque presentan moléculas polares, vemos que siguen esta misma variación del punto de ebullición, con la excepción de tres compuestos, el NH₃, el HF y el H₂O.

En estos tres compuestos el punto de ebullición es notablemente mayor que el que se esperaría de comportarse como los demás compuestos de su grupo. ¿Qué ocurre entonces? Pues que debe haber una interacción entre las moléculas, en este caso, mayor que la que se explicaría por las fuerzas de Van der Waals. El enlace de hidrógeno, o enlace por puentes de hidrógeno, es la interacción que justifica estos altos puntos de ebullición. El nitrógeno, flúor y oxígeno que forman estos compuestos tienen unas características que los diferencian de los demás, son átomos pequeños, electronegativos y con pares no enlazantes. Cuando estén unidos al hidrógeno pueden presentar enlaces por puente de hidrógeno. Fíjate que el cloro no forma parte de este selecto grupo, al ser del tercer período y ser más voluminoso. El carbono tampoco, no es tan electronegativo, y no presenta pares no enlazantes.

Observa en el gráfico que el H₂O, si la interacción que presentara entre las moléculas fuera similar a las de los compañeros de grupo, es decir, interacción dipolo-dipolo, su punto de ebullición debería ser de unos -80ºC. Muy por debajo del real de 100ºC. Eso significaría que el agua debería ser gas a cualquier temperatura que se da en la Tierra, o dicho de otro modo, no habría agua líquida en la Tierra, y por tanto no habría vida en nuestro planeta, por lo menos vida como la que conocemos. La vida, por tanto, tiene que estar muy agradecida a los enlaces de hidrógeno, y no solo a los del agua, sino a los que se dan en otras moléculas como ácidos nucleicos o proteínas, también moléculas muy ligadas a la vida. No estaría mal hacerle un monumento a los enlaces por puente de hidrógeno, ¿no te parece?

Nos compostos de hidróxeno dos elementos do grupo do carbono observamos que o punto de ebulición aumenta dunha forma, máis ou menos lineal dende o C ao Sn, estas son moléculas apolares, pero máis polarizables ao aumentar o tamaño do átomo central.

Poderiamos esperar un comportamento similar nos demais grupos, que aínda que presentan moléculas polares, vemos que seguen esta mesma variación do punto de ebulición, coa excepción de tres compostos, o NH₃, o HF e o H₂O.

Nestes tres compostos o punto de ebulición é notablemente maior que o que se esperaría de comportarse como os demais compostos do seu grupo. Que ocorre entón? Pois que debe haber unha interacción entre as moléculas, neste caso, maior que a que se explicaría polas forzas de Van der Waals. O enlace de hidróxeno, ou enlace por pontes de hidróxeno, é a interacción que xustifica estes altos puntos de ebulición. O nitróxeno, flúor e osíxeno que forman estes compostos teñen unhas características que os diferencian dos demais, son átomos pequenos, electronegativos e con pares non enlazantes. Cando estean unidos ao hidróxeno poden presentar enlaces por ponte de hidróxeno. Fíxate que o cloro non forma parte deste selecto grupo, ao ser do terceiro período e ser máis voluminoso. O carbono tampouco, non é tan electronegativo, e non presenta pares non enlazantes.

Observa no gráfico que o H₂O, se a interacción que presentase entre as moléculas fose similar ás dos compañeiros de grupo, é dicir, interacción dipolo-dipolo, o seu punto de ebulición debería ser duns -80ºC. Moi por baixo do real de 100ºC. Iso significaría que a auga debería ser gas a calquera temperatura que se dá na Terra, ou dito doutro xeito, non habería auga líquida na Terra, e por tanto non habería vida no noso planeta, polo menos vida como a que coñecemos. A vida, por tanto, ten que estar moi agradecida ós enlaces de hidróxeno, e non só aos da auga, senón aos que se dan noutras moléculas como acedos nucleicos ou proteínas, tamén moléculas moi ligadas á vida. Non estaría mal facerlle un monumento ás ligazóns por ponte de hidróxeno, non che parece?

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

FORMULACIÓN INORGÁNICA