Sabemos que las sustancias compuestas tienen más de una clase de átomos
y éstos se encuentran en proporciones definidas entre sí. Estas proporciones
son de números enteros sencillos.
Por ejemplo: la sal de cocina (cloruro de sodio) contiene la misma cantidad
de átomos de cloro que de sodio.
Representamos el cloruro de sodio así:
Cl Na
El agua contiene el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno.
Representamos el agua así:
El “agua oxigenada” es una sustancia
distinta (peróxido de hidrógeno)
También hay sustancias bastante
complicadas:
H2O
H2O2
C55H70MgN4O6
(clorofila b)
Muchas veces los átomos se encuentran efectivamente en esas cantidades
formando unidades materiales llamadas moléculas. Este es el caso del agua.
En otros compuestos no se puede decir que exista la molécula, pero sí se
mantiene estrictamente la proporción, como en el caso del cloruro de sodio.
Molécula
de agua
Cristal de
cloruro de
sodio
Aunque la molécula no exista realmente, el concepto nos será extremadamente
útil:
Molécula es la menor porción de materia característica de una sustancia pura.
En todos los casos hay fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Y,
dada su naturaleza, estas fuerzas deben ser de carácter eléctrico
Sin embargo, la gran diferencia de características que presentan las distintas
sustancias, hacen necesaria una explicación más detallada.
La estructura
electrónica juega un
papel determinante.
Por ejemplo: En las moléculas de muchísimas
sustancias, puede especularse que todos los
átomos tienen una estructura electrónica de gas
noble, adquirida, ya sea: cediendo, tomando o
compartiendo electrones con los otros átomos.
Pero aquí, el tamaño también importa
Se puede construir un buen modelo que explique estos
hechos, a partir del concepto de
ELECTRONEGATIVIDAD
Electronegatividad (e.n.): Es la capacidad relativa que tiene un
átomo para atraer los electrones de una unión química.
Se mide en una escala de 0 a 4 y fue establecida por Linus Pauling
Linus Pauling
1901-1994
Premio Nobel de
química
Premio Nobel de
la Paz
Lo que resulta importante para describir un enlace es la diferencia de
electronegatividades.
Gran diferencia (>2)
Alta e.n.
Pequeña
diferencia
Baja e.n.
Se origina cuando hay alta diferencia de e.n. Se
forman dipolos con el polo negativo sobre el átomo
más e.n. Los átomos se mantienen unidos por
atracción electrostática.
Por ejemplo, en el caso del ClNa, que vimos antes,
Si el sólido se transforma en líquido, por calentamiento o
por disolución en un solvente adecuado (por ejemplo,
agua) no se obtiene un líquido molecular sino que se
forma una “sopa” de iones.
catión
Na
+
anión
Cl
El átomo de Na pierde su electrón
3s, quedando con la estructura
electrónica del He y el átomo de Cl,
con ese electrón, completa su orbital
3p tomando la configuración
electrónica del Ar. Ambas estructuras
son muy estables.
La unión es muy fuerte
Estas sustancias, en estado líquido,
son buenas conductoras de la
electricidad. La corriente eléctrica es
transportada por los iones, que son
partículas cargadas.
Estas sustancias son sólidos a
temperatura ambiente y tienen
altos puntos de fusión. No son
maleables, si no rígidas y
quebradizas. Se disuelven bien
en solventes polares como el
agua.
Se origina cuando no hay diferencia de e.n.
(unión entre átomos iguales, para formar
sustancias puras) o ésta es pequeña. Un par
de electrones es compartido por ambos
átomos, en un orbital molecular.
En forma estricta, sólo en el primer caso tendremos un enlace 100%
covalente, ya que si los átomos son distintos, los electrones estarán
desplazados hacia el más e.n. confiriéndole cierto carácter iónico a la
sustancia.
Un buen ejemplo es el agua H-O-H, donde la
diferencia de e.n. es 1,4. Esto produce (en el agua
pura) que una de cada 10.000.000 de moléculas,
esté disociada en iones. Esta concentración es
insuficiente para que haya una buena conductividad
eléctrica. Pero si hay disuelta una pequeña cantidad
de alguna sustancia iónica, el comportamiento
cambia totalmente, volviéndose un buen conductor.
El pequeño carácter iónico del agua es suficiente
para romper las uniones electrovalentes, disolviendo
fácilmente a los compuestos iónicos (electrolitos).
En el caso del flúor (1s2, 2s2, 2p5), podemos
hacer la siguiente descripción:
Cada átomo tiene un orbital
p parcialmente ocupado
con electrones sin aparear.
En la molécula F2 estos
electrones se aparean en
un nuevo orbital molecular.
La unión es más débil
que la anterior
Aquí no hay partículas
cargadas con libertad de
movimiento (ni electrones,
ni iones). No hay
conducción eléctrica.
Las sustancias covalentes
son gases, líquidos o sólidos.
Sus puntos de fusión son
notablemente más bajos. No
se disuelven bien en
solventes polares como el
agua.
Es el que aparece entre los átomos de baja e.n., esto es los metales.
Como los átomos no atraen muy fuertemente a sus electrones, los más exteriores
se encuentran en un estado relativamente libre, lo que les permite moverse a lo
largo de todo el material.
El sólido está formado,
entonces, por una red
cristalina de cationes, entre
los que se desplazan, al azar,
electrones libres.
La unión no es muy
fuerte.
Los electrones libres hacen que
los materiales sean buenos
conductores.
Frente a un esfuerzo mecánico,
los cationes pueden deslizarse
unos sobre otros, por lo que el
material resulta dúctil y maleable
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