Química de los enlaces químicos: ionicos, covalentes y metálicos

MATERIA: QUIMICA [I. S. C.] I T S A CAT: ING. GRISELDA PONCE DE LEON

UNIDAD III
ENLACES QUIMICOS
CONCEPTOS DE ENLACES QUIMICOS
Los átomos actúan unos sobre otros por medio de sus electrones en sus niveles de energía más
externos. Esta interacción de electrones conduce a fuerzas de atracción llamadas enlaces químicos,
que mantienen unidos a los átomos en los compuestos químicos.
Un compuesto no tiene ningún parecido con los elementos que lo forman; debe considerarse como
una sustancia con atributos propios. Sus características dependen en alto grado del tipo de enlace que
une a los átomos.
La razón por la que algunas sustancias se componen de iones y otras de moléculas se encuentra
en las estructura electrónicas y en la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los compuestos. En
esta unidad se estudiarán las relaciones entre estructura electrónica, fuerza de enlace químico y
propiedades de las sustancias. Resulta útil clasificar las fuerzas químicas en tres grupos amplios: enlaces
iónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos.
CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUÍMICOS
ENLACE IÓNICO: Se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre los iones de carga opuesta Los
iones pueden formarse a partir de átomos, por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a
otro. Las sustancia iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema
izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles).
ENLACE COVALENTE: Se presenta cuando dos átomos no metálicos comparten un par de electrones de
valencia.
ENLACE METALICO: Se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro y aluminio. En los metales
cada átomo está unido a varios átomos vecinos y dispuestos en una estructura tridimensional. Los
electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Los
enlaces metálicos originan propiedades metálicas típicas como son la elevada conductividad eléctrica y el
lustre.
SIMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia. Son
los que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada de un átomo.
Los símbolos de electrón punto (llamados también símbolos de Lewis) son una forma útil de
mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista en la formación de enlaces. El
símbolo del electrón-punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un
punto por cada electrón de valencia. Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico:
arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo.
Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones o de uno es arbitrario.
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo
número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles
tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja
afinidad electrónica y su falta de reactividad química. Puesto que todos los gases nobles (excepto el helio)
tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones también terminan con 8
electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a la regla del octeto: los átomos tienden a
ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Hay
muchas excepciones a la regla del octeto, pero ofrece un marco de referencia útil para introducir muchos
conceptos de enlaces importantes.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO:
Las excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales
 Moléculas con número impar de electrones.
 Moléculas en las que el átomo tiene menos de un octeto
 Moléculas en las que el átomo tiene más de un octeto.

NUMERO IMPAR DE ELECTRONES:
UNIDAD: III PAG: [ 37 ]
ENLACES QUIMICOS

En casi todas las moléculas el número de electrones es par, y hay un apareamiento completo de
los electrones. No obstante, en unas cuantas moléculas como ClO 2 , NO y NO2 el número de electrones es
impar. Obviamente, es imposible aparear totalmente estos electrones para lograr un octeto alrededor de
cada átomo, pues se requiere un número par de electrones para completar ocho.
: N :: O :
. ..
OCTETO INCOMPLETO (MENOS DE UN OCTETO):
Un segundo tipo de excepción ocurre cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un
átomo en una molécula o ión. Esta también es una situación relativamente rara y suele encontrarse en el
boro y berilio. Los elementos del grupo 3ª, en particular boro y aluminio, tienden a formar compuestos en
los cuales están rodeados por menos de ocho electrones.
.. ..
:F :B :F :
.. H : Be : H H - Be - H
.. : F : ..
..
OCTETO EXPANDIDO (MAS DE UN OCTETO):
Una tercera clase de excepción consiste en moléculas o iones en los que hay más de ocho
electrones en la capa de valencia de un átomo.
Los átomos de los elementos del segundo período no pueden tener más de ocho electrones de
valencia alrededor del átomo central, pero los átomos del tercer período de la tabla periódica en adelante
forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Además
de los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer período también tienen orbitales 3d que se pueden utilizar
para el enlace. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido. Un compuesto muy
estable que tiene un octeto expandido es el hexafluoruro de azufre, SF6.
.. ..
:F: .. : Cl :
.. F: ..
:F .. .. Cl :
.. s .. : Cl
..
..
:F
.. F:
.. .. P ..
.. :F: : Cl Cl :
.. .. ..
SF PCl5
El tamaño también desempeña6un papel importante para determinar si un átomo puede dar cabida a más
de ocho electrones. Cuanto más grande sea el átomo central más electrones podrán rodearlos. Las capas
de valencia expandidas ocurren con mayor frecuencia cuando el átomo central está unido a los átomos
más pequeños y más electronegativos, como F, Cl y O.
FORMULAS ESTRUCTURALES DE LEWIS
En la fórmulas estructurales de Lewis, el símbolo químico de un átomo está rodeado de puntos
correspondientes al número de electrones de su capa de valencia. El par compartido se muestra como una
línea y el par sin compartir (par solitario) de denota con dos puntos.
REGLAS PARA FORMAR ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLECULAS O IONES
1ro. Escribir como están enlazados los átomos.
2do. Determinar el número total de electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si es un ión
agregar un electrón por cada carga negativa o sustraer un electrón por cada carga positiva.
3ro. Unir los átomos enlazados con un par de electrones. Después colocar los restantes alrededor de los
átomos en el ión de manera que se cumpla la regla del octeto.
4to. Cuando no hay suficientes electrones para completar cada octeto indicar dos o tres pares de
electrones compartidos.

ENLACES QUIMICOS


ENLACE COVALENTE
Enlace en el cual se comparte un par de electrones o más de uno entre dos átomos. El par de
electrones compartidos se representa como una sola línea y cada electrón del par compartido es
atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos los átomos.
COMPARACIÓN ENTRE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES
Los compuestos iónicos y covalentes difieren en sus propiedades físicas generales debido a la
distinta naturaleza de sus enlaces. Hay dos tipos de fuerzas de atracción en los compuestos covalentes.
La primera es la fuerza que mantiene unidos a los átomos en una molécula. Una medida de cuantitativa de
esta atracción está dada por la energía de enlace. La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y
se llama fuerza intermolecular. Como las fuerzas intermoleculares comúnmente son más débiles que las
fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas, las moléculas de un compuesto covalente
no están unidos con fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos
o sólidos de bajo punto de fusión. Las fuerzas que electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un
compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a
temperatura ambiente y tienen puntos de fusión muy elevados. Muchos compuestos iónicos son solubles
en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos son
electrolitos fuertes. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se llegan a
disolver, las disoluciones acuosas por lo general no conducen la electricidad porque estos compuestos no
son electrolitos. Los compuestos iónicos fundidos conducen la electricidad porque contienen cationes y
aniones que se mueven libremente; los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen la
electricidad porque no hay iones presentes.

En resumen, a temperatura ambiente, los compuestos iónicos son cuerpos sólidos que forman
redes cristalinas. Su fórmula es la expresión de la proporción que existe entre los iones de uno y otro
elemento. Son sólidos con altos puntos de fusión y dureza. La energía necesaria para separar los iones
que forman la red es elevada. Son solubles en disolventes polares como el agua e insolubles en
disolventes no polares. Conducen la electricidad en estado de fusión y en disolución.

Los sólidos moleculares tienen por lo general bajos puntos de fusión, porque en ellos las fuerzas
intermoleculares son débiles. Son blandos, debido a que sus moléculas pueden deslizarse fácilmente y no
son conductores de la electricidad, ya que no tienen portadores de carga. La mayoría son líquidos o
gases.

TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE Y SUS ALCANCES
ENLACES COVALENTES Y TRASLAPE DE ORBITALES
El modelo RPENV es una forma sencilla de predecir la forma de las moléculas, pero no explica
porque existen enlaces entre los átomos. Al desarrollar teorías de los enlaces covalentes, los químicos han
abordado el problema desde otra perspectiva, la de la mecánica cuántica. La relación del concepto de
Lewis de enlaces de pares de electrones con la idea de los orbitales atómicos conduce a un modelo de los
enlaces químicos llamado TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA. Si extendemos este enfoque para incluir
las formas en que los orbitales atómicos pueden mezclarse entre sí, se obtiene una imagen que
concuerda con el modelo RPENV.

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA
En esta teoría dos orbitales atómicas semicompletas de dos átomos (una de cada átomo) se
consideran interpenetrándose para formar uno o más enlaces covalentes entre dichos átomos, de
tal manera que el par electrónico ocupe ambos orbitales. A esta interpenetración de orbitales átomicas
se le llama orbitales enlazantes. Los electrones que están en orbitales que no se interpenetran se llaman
pares electrónicos no enlazantes. La carga electrónica concentrada en la región situada entre los núcleos
garantiza la unión de los átomos. Traslape significa que dos orbitales comparten una región común en el
H H
espacio.
TEORIA DEL ENLACE
DE VALENCIA
UNIDAD: III H2 Región [ de ]
PAG: 39
ENLACES QUIMICOS traslape
H Cl Cl Cl

1s 3p 3p 3p


Algunos conceptos importantes en la formación de enlaces covalentes son los siguientes:
ANGULO DE ENLACE: ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la
molécula.
LONGITUD DE ENLACE: distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace.

TEORIA DE LOS ORBITALES MOLECULARES
En esta teoría los orbitales atómicos de átomos diferentes se combinan para formar nuevos niveles
de energía (orbitales moleculares) para toda la molécula. El número de orbitales moleculares formados
iguala el número de orbitales atómicos que se combinan. Los electrones ocupan los orbitales moleculares
de las moléculas del mismo modo que ocupan los orbitales atómicos de los átomos; es decir, en su estado
fundamental, una molécula tiene sus orbitales moleculares de menor energía ocupados. Algunos orbitales
moleculares son enlazantes, mientras que otros son antienlazantes.

TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES

nodo orbital molecular
σ *1s
1s 1s
H H

H2 orbital de
enlace σ 1s
PROPIEDADES DE LOS ENLACES COVALENTES
LA FORMA DE LAS MOLÉCULAS.
Cuando se escribe la estructura de Lewis para el agua parece que los átomos se disponen en línea
recta. ..
H: O : H
..
Sin embargo, experimentalmente se determina que la forma de la molécula no es lineal. LA molécula es
angular, como se muestra en la figura.
H α

d1 O H
d2

Se entiende por forma molecular la figura geométrica obtenida al unir los núcleos de los átomos
enlazados mediante líneas rectas. Estas líneas rectas representan los enlaces.
ENLACES QUIMICOS


ANGULOS DE ENLACE son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los
átomos de la molécula.

La LONGITUD DE ENLACE es la distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el
enlace. El factor más importante que determina la longitud de enlace es el tamaño de los átomos en
cuestión. Si se comparan enlaces del mismo tipo (sencillos, dobles, triples), la longitud del enlace será
mayor para los átomos más grandes
GEOMETRÍAS MOLECULARES
La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La
geometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, el
punto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que puede participar. Hay un procedimiento que
permite predecir la geometría de las molécula y iones, si se conoce el número de electrones que rodean al
átomo central, según la estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es que los pares de
electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. La capa de valencia es la capa
externa ocupada por los electrones en un átomo; contiene los electrones que generalmente están
involucrados en el enlace. En un enlace covalente un par de electrones, a menudo llamado par enlazante
es el responsable de mantener dos átomos juntos. Sin embargo, en una molécula poliatómica donde hay
dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de
los diferentes pares enlazantes hace que se mantengan lo más alejados posible. La geometría que al final
adopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en que la repulsión es mínima
MODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
(RPECV)
El enfoque anterior para estudiar la geometría molecular se denomina modelo de la repulsión de
los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución geométrica de
los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos
pares.
1.- Se considerará moléculas y iones en los cuáles un átomo central está unido a dos o más átomos.
2.- Debido a que los pares de electrones se repelen entre sí, se supone que los pares de electrones en el
nivel de valencia del átomo central toman posiciones lo más alejadas posible. La forma de la molécula o
ión es consecuencia de las repulsiones de esos pares de electrones.
3.- Se consideran todos los pares de electrones del nivel de valencia del átomo central: los pares que
forman los enlaces covalentes (llamados pares de enlace) y los pares que están sin compartir (llamados
pares de no enlace o pares libres).
4.- Los pares de no enlace ayudan a determinar la posición de los átomos en la molécula o ión. La forma
de la molécula o ión, sin embargo, está descrita en términos de posiciones de los núcleos y no en términos
de las posiciones de los pares electrónicos
Se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones) de manera sistemática. Para lograrlo
es conveniente dividir las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares
electrónicos libres en el átomo
central.
La secuencia para
predecir geometrías
moleculares es la siguiente
a) Se dibuja la estructura de
Lewis.
b) Se cuenta el número de
pares de electrones de
enlace y no enlazantes
alrededor del átomo
central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: (ver tabla página siguiente)
c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre
los pares de electrones de enlace y de no enlace.

ENLACES QUIMICOS


ENLACES QUIMICOS


ORBITALES HÍBRIDOS
Aunque el concepto de traslape de orbitales ayuda a entender la formación de enlaces covalentes,
no siempre es fácil extender estas ideas a las moléculas poliatómicas. Al aplicar la teoría del enlace de

ENLACES QUIMICOS

valencia a las moléculas poliatómicas se tiene que explicar tanto la formación de los enlaces de pares de
electrones como la geometrías observadas de las moléculas.
PUNTOS PARA ENTENDER LA HIBRIDACION
1.- El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Sólo se usa para explicar un esquema de
enlace en una molécula.
2.- La hibridación es la mezcla de al menos dos orbitales atómicos no equivalentes, por ejemplo, orbitales
s y p. En consecuencia un orbital híbrido no es un orbital atómico puro. Los orbitales híbridos tienen
formas muy diferentes de las de los orbitales atómicos.
3.- El número de orbitales híbridos generados es igual al número de orbitales atómicos puros que
participan en el proceso de hibridación.
4.- La hibridación requiere de energía, sin embargo, el sistema recobra esta energía al formarse el enlace.
5.- Los enlaces covalentes en moléculas poliatómicas se forman mediante el traslape de orbitales híbridos,
o de orbitales híbridos con orbitales no hibridados. Se supone que los electrones en una molécula ocupan
orbitales híbridos de los átomos individuales.
Las configuraciones de estado normal del berilio (1s2 2s2), del boro (1s2 2s2 2px1), y del carbono (1s2
2s 2px12py1), sugieren que deben formar 0, 1 y 2 enlaces covalentes, respectivamente. Los hechos
2

experimentales demuestran que no es así.
Berilio, Be Boro, B Carbono, C
1.- Forma dos enlaces 1.- Forma tres enlaces 1.- Forma cuatro enlaces
covalentes, por ejm: BeCl2 covalentes, por ejm: BeCl3 covalentes, por ejm: CH4
2.- En el BeCl2 o compuestos 2.- En el BeCl3 o compuestos 2.- En el CH4 o compuestos
similares ambos enlaces son similares, todos los enlaces son similares, todos los enlaces son
idénticos. idénticos. idénticos.
3.- El ángulo que forman los 3.- El ángulo entre dos 3.- El ángulo entre dos
dos enlaces es 180 º, la cualesquiera enlaces es 120º, la cualesquiera enlaces es 109º28’
geometría molecular es lineal. geometría molecular es o 109.5 º; la geometría
triangular plana. molecular es tetraédrica.

C Be Cl Cl Cl H
180º 120º B
C
Cl H H
109.5 º
H
Las estructuras electrónicas de estos elementos en las moléculas no son iguales a sus estructuras
en los átomos separados. Se utilizan procesos imaginarios para la formación de enlaces en estos
compuestos. Estos procesos se basan en tres etapas fundamentales:
ETAPA 1: Implica la promoción de electrones de una orbital 2s completa a una orbital 2p incompleta. Esta
promoción electrónica se verifica desde el estado normal más bajo del átomo , a un estado excitado de
energía más alto, por lo que se requiere una adición de energía.
ETAPA 2: Consiste en la mezcla de la orbital 2s con todas las 2p, que ahora contienen un electrón. Los
números de orbitales 2p que intervienen en el proceso de mezclado son: una para el berilio, dos para el
boro y tres para el carbono.
Después del mezclado, las orbitales dejan de tener la forma esférica de los orbitales s o la lobular
de las p, pues sus formas son en parte de tipo s y en parte de tipo p.
El proceso de mezclado de diferentes orbitales de un mismo átomo para formar orbitales
equivalentes se llama hibridación. A las orbitales formadas se les llama orbitales híbridas.
ETAPA 3: Consiste en la interpenetración de las orbitales híbridas del Be, B y C con las orbitales atómicas
del Cl y el H respectivamente.
La hibridación y la formación de enlaces deben considerarse como procesos simultáneos. En cierto
sentido, las orbitales se hibridizan al acercarse a las orbitales semicompletas de los otros átomos.
ORBITALES HIBRIDOS sp

ENLACES QUIMICOS

Se conocen como orbitales sp, puesto que se consideran como el resultado de mezclar un orbital s
y uno p. Para lograr el traslape máximo entre los orbitales sp del berilio y los p de los cloros, los núcleos de
estos dos últimos deben encontrarse sobre los ejes de los orbitales sp, deben estar localizados en lados
exactamente opuestos del átomo de berilio. Por consiguiente, el ángulo entre los enlaces Be-Cl debe ser
180º.

2p 2p 2p
x y z x y z y z
2s 2s 2sp

Be (estado normal) ETAPA 1 Be (estado excitado) ETAPA 2
Be (estado híbrido)

ETAPA 3

Be Cl2 (estado compuesto)

ORBITALES HIBRIDOS sp2
Para el boro en el trifluoruro de boro BF3, para tres enlaces se necesitan 3 electrones no
apareados.
Se les llama sp2, debido a que se consideran generados por la mezcla de un orbital s y dos p. Se
encuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigido hacia los vértices de un triángulo
equilátero, de modo que el ángulo entre dos orbitales cualesquiera es 120º. Se observa la geometría que
permite la separación máxima posible de los orbitales: un arreglo trigonal (de tres vértices).

2p 2p 2p
x y z x y z z
2s 2s
sp2

B (estado normal) B (estado excitado) BF3 (estado
B (estado híbrido)
ETAPA 1 ETAPA 2 ETAPA 3
compuesto)

ORBITALES HIBRIDOS sp3
Son orbitales 2Px resultan de x mezcla de un orbital s y tres p. sp3
2P
x
2Py que 2P la 2Py 2Pz sp3 Cada sp3 se 3 dirige hacia los
uno sp
vértices de un tetraedro regular. El ángulo entre dos orbitales es 109.5º.
2s 2s
x ETAPA 1 x ETAPA 2
C (estado normal) C(estado excitado) C(estado híbrido)
ENLACES QUIMICOS
ETAPA 3

CH (estado compuesto)
4


POLARIDAD DE LOS ENLACES
Los pares de electrones que se comparten entre dos átomos distintos por lo regular no se
comparten equitativamente. El concepto de polaridad del enlace es útil para describir la proporción en que
los electrones se comparten.
Un enlace covalente no polar es áquel en el que los electrones se comparten equitativamente
entre dos átomos, debido a que ambos tienen electronegatividades iguales.

H:H
En un enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de
enlace que el otro. Si la diferencia de electronegatividades es muy grande, se forma un enlace iónico.
δ+
.. δ- .. ..
H:F : : Na : F :
.. ..
..
Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parciales positiva y negativa, respectivamente
ENLACES MULTIPLES
El hecho de compartir un par de electrones constituye un solo enlace covalente, al que
comúnmente se le llama enlace sencillo.
H:H H-H
En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre
ellos.
Cuando dos pares de electrones unen a dos átomos el enlace se llama doble enlace.
O::C::O O=C=O
Cuando tres pares de electrones se comparten entre dos átomos se forma un enlace triple.
N:::N N=N
Por regla general, la distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número de
pares de electrones compartidos.

ENLACES QUIMICOS


ENLACE IONICO
FORMACION DE IONES: El enlace iónico se forma cuando un átomo gana o pierde uno o más electrones.
La pérdida de un electrón por un átomo produce un ión positivo o catión.
M(g) M+(g) + e-
Mientras que la ganancia de un electrón produce un ión negativo o anión.
X(g) + e- X -(g)
El proceso general puede representarse por:
M(g) X(g) M+(g) + X -(g)
Los iones M+ y X- así formados se atraen entre sí porque tienen cargas eléctricas opuestas:
M+(g) + X -(g) M+ X –
Esta atracción se llama enlace iónico y es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones
en un compuesto iónico.

ELEMENTOS QUE FORMAN COMPUESTOS IÓNICOS
Muchas sustancias naturales, entre ellas minerales de importancia comercial, son compuestos
iónicos. En estos compuestos, los cationes (con carga positiva) y aniones (con carga negativa) se atraen
mutuamente por fuerzas electroestáticas: las fuerzas de atracción entre cargas positivas y negativas. La
intensidad de la atracción electrostáticas determina muchas de las propiedades de los compuestos iónicos.
COMPUESTOS MOLECULARES
Están formados por unidades discretas denominadas moléculas que generalmente consisten en
un número pequeño de átomos no metálicos que se mantienen unidos mediante un enlace covalente.
Para representar un compuesto molecular se utiliza una fórmula química, una representación simbólica,
que indica: los elementos presentes y el número relativo de átomos de cada elemento.
COMPUESTOS IÓNICOS
La combinación química de un metal y un no metal da lugar a un compuesto iónico formado por
iones positivos y negativos unidos por fuerzas electrostáticas de atracción. La unidad fórmula de un
compuesto iónico es la agrupación de iones más pequeña eléctricamente neutra. La razón de átomos
(iones) de la fórmula unidad es la misma que la fórmula química. Como se encuentra incluida en una gran
red de iones, denominada cristal, no existe una fórmula unidad de un compuesto iónico como una unidad
discreta. Por tanto no es adecuado llamar molécula a una unidad fórmula del cloruro de sodio sólido.
El clasificar los compuestos como moleculares o iónicos es muy útil porque estos dos tipos de
compuestos tienen propiedades muy diferentes y por tanto diferentes usos. Las siguientes
generalizaciones ayudarán a predecir si un compuesto es iónico o no.
1.- Los metales a menudo forman compuestos iónicos; los metales pierden electrones para formar iones
positivos.
2.- Los no metales pueden formar tanto compuestos iónicos como moleculares. Estos elementos forman
iones negativos monoatómicos únicamente cuando se combinan con metales. Los no metales forman
compuestos moleculares cuando se combinan con no metales o metaloides.
3.- Es difícil predecir cuando los metaloides formaran iones. Estos elementos forman compuestos tanto
iónicos como moleculares.

PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
En los sólidos iónicos los cationes y aniones se mantienen en una formación ordenada llamada red
cristalina. En una red cristalina, cada catión está rodeado por aniones, y cada anión está rodeado por
cationes. Este acomodo lleva al máximo la atracción entre los cationes y los aniones y minimiza la
repulsión entre los iones con cargas iguales.
La fórmula de un compuesto iónico únicamente indica la proporción entre el número de cationes y
el número de aniones en el compuesto, utilizando los números enteros más pequeños posibles.
El acomodo regular de los iones en una red cristalina confiere a los compuestos iónicos dos
propiedades características: puntos de fusión elevados y formas cristalinas distintivas. Los puntos de
fusión se relacionan con las cargas de los iones. En el caso de iones de tamaño similar, como O-2 y F-1,
cuanto más altas son las cargas, más alto es el punto de fusión, porque los iones con mayor carga se
atraen más fuertemente.
Los sólidos iónicos cristalinos tienen formas características porque los iones están sujetos de forma
más bien rígida en sus lugares por las intensas fuerzas de atracción. Semejante alineación de los iones
ENLACES QUIMICOS

crea planos de iones dentro del cristal. Los cristales iónicos pueden henderse con una fuerza exterior que
haga que los planos de los iones se desplacen ligeramente, de modo que los iones con la misma carga se
acerquen entre sí. Esta repulsión hace que las capas en lados opuestos del plano de hendimiento se
separen y el cristal se parte.
Dado que los iones de un cristal tienen libertad de movimiento muy limitada que sólo les permite
vibrar alrededor de posiciones fijas, los sólidos iónicos no conducen la electricidad. En cambio, cuando el
sólido se funde, los iones pueden moverse con libertad mucho mayor. Por ello, los compuestos iónicos
fundidos conducen la corriente eléctrica.
ESTADO SOLIDO (CRISTALINO)
Una de las características más notorias de los sólidos es su existencia como cristales: cuerpos
sólidos limitados por superficies planas.
Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos (no cristalinos). Un sólido cristalino es un sólido cuyos
átomos, iones o moléculas están ordenados en disposiciones bien definidas. Estos sólidos suelen tener
superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre sí. El cuarzo y el diamante son ejemplos de
sólidos cristalinos.
Un sólido amorfo (palabra que significa sin forma) es un sólido cuyas partículas no tienen una
estructura ordenada. Estos sólidos carecen de formas y caras bien definidas. Entre los sólidos amorfos
más conocidos están el hule y el vidrio.
Un cristal es una disposición simétrica de átomos, iones o moléculas dispuestos en un
modelo tridimensional repetitivo. Si los centros de las unidades materiales se reemplazan por puntos, el
sistema de puntos resultante se llama un reticulado o red espacial o red cristalina. Utilizando una red de
líneas que unen los puntos del retículo, una red cristalina puede dividirse en partes idénticas llamadas
celdas unitarias.
REDES CRISTALINAS
El orden característico de los sólidos cristalinos nos permite tener una imagen de todo un cristal
examinando una pequeña parte de él. Podemos imaginar que el sólido se forma apilando bloques de
construcción idénticos. La unidad de repetición de un sólido se denomina celda unitaria.
Un retículo espacial es un arreglo regular geométrico de puntos en el espacio. Un retículo
cristalino puede imaginarse como un retículo espacial en el que los puntos están ocupados por átomos,
iones, moléculas o grupos de ellos. El arreglo de las partículas en un retículo cristalino se repite
periódicamente en tres dimensiones hasta los límites físicos de cada cristal simple.

Una celda unitaria es una pequeña porción del retículo que puede usarse para generar, o
construir todo el retículo bajo ciertas reglas.
La estructura cristalina se caracteriza por poseer una disposición ordenada en el espacio de sus
iones, átomos o moléculas. El cubo de color verde representa la malla, o paralelepípedo más pequeño del
espacio reticular

ENLACES QUIMICOS


Un material con estructura cristalina se caracteriza fundamentalmente por un orden o periodicidad
(repetición periódica de iones, átomos o moléculas en todas las direcciones del espacio). Ese "orden" se
opone al desorden que se manifiesta en los otros estados de la materia, tales como gases o líquidos.
Cuando un mineral no presenta materia cristalina (que no existe un orden regular) se denomina amorfo.
Debido a la periodicidad, los cristales presentan formas más o menos regulares con definición de
aristas, caras y vértices. Internamente, están constituidos por partículas que guardan entre sí relaciones y
distancias fijas; estos parámetros internos se estudian mediante rayos X, mientras que los externos se
realizan midiendo los ángulos que forman sus caras.
El cristalógrafo francés René Just Haüy, a finales del siglo XVIII, supuso que las diversas formas de
la minerales cristalinos eran el resultado de la yuxtaposición de un mismo paralelepípedo elemental. Haüy
formuló la ley que lleva su nombre, y que dice: "Tomando como eje de coordenadas las intersecciones de
las tres caras de un cristal que se corten en un vértice, los cocientes de los parámetros sobre un mismo eje
de todas las caras del mismo cristal vienen expresados por números racionales, en su mayoría sencillos".
En 1850, Auguste Bravais, homólogo de Haüy, consiguió precisar la hipótesis que éste expusiera,
definiendo la estructura cristalina como red cristalina, consistente en una estructura reticular resultado
del agrupamiento de pequeñísimos paralelepípedos formados por unos pocos átomos. Cada uno de
esos pequeños paralelepípedos constituyen lo que se denomina indistintamente malla, celda elemental,
celda unidad o paralelepípedo fundamental.
ESTRUCTURA RETICULAR
Como se dijo, la agrupación de pequeños paralelepípedos forma una estructura reticular. Los
átomos que se encuentran aislados dentro de esa estructura se denominan nudos. Entre nudo y nudo, a
lo largo de una dirección determinada, existe una distancia llamada traslación; si se toman dos nudos a lo
largo de una dirección, y se realiza una traslación indefinida a lo largo de ella (a intervalos equidistantes)
se obtiene lo que se denomina fila reticular, consistente en una serie rectilínea de puntos. Si trasladamos
paralelamente esta línea de puntos, igualmente mediante distancias equidistantes y sucesivas,
obtendremos lo que se llama plano reticular. Finalmente, si se apilan una serie de planos reticulares
separados por una traslación también regular, se obtiene una red espacial o espacio reticular, cuya figura
es tridimensional.
La malla, que como se dijo es la celda unidad o paralelepípedo
más pequeño existente en el espacio reticular, se define por tres
parámetros (a, b y c). Estos parámetros equivalen a la distancia que hay
entre dos nudos de cada fila reticular, y los tres ángulos bc, ac, y ab.
Combinando las dos traslaciones y el ángulo que forman entre sí, sólo
hay cinco posibles formaciones de redes planas: paralelogramo,
rectángulo, cuadrado, hexágono y rombo. Si formamos una red espacial
apilando estas redes planas, sólo existen catorce posibles formaciones,
las llamadas redes de Bravais.
La malla se define por los parámetros equivalentes a la distancia
existente entre dos nudos de cada fila reticular, y los tres ángulos bc, ac y
ab.
Auguste Bravais demostró que existían solamente catorce tipos distintos de redes que representan
las formas más sencillas en que puede descomponerse la materia cristalina, sin que por ello pierdan sus
propiedades originales. Los ángulos y traslaciones representan la parte fundamental del cristal, los cuales
se repiten indefinidamente y en todas direcciones.

ENLACES QUIMICOS

CARACTERÍSTICAS DE LOS SIETE SISTEMAS CRISTALINOS
ESTRUCTURA EJES ANGULO ENTRE LOS EJES
Cúbica a=b=c Todos los ángulos son de 90º
Tetragonal a=b≠c Todos los ángulos son de 90º
Ortorrómbica a≠b≠c Todos los ángulos son de 90º
Hexagonal a=b≠c Dos ángulos de 90º, un ángulo de 120º
Todos los ángulos son iguales y diferentes
Romboédrica a=b=c
de 90º
Dos ángulos de 90º, un ángulo diferente
Monoclínica a≠b≠c
de 90º
Todos los ángulos distintos entre sí y
Triclínica a≠b≠c
diferentes de 90º
ESTRUCTURAS CRISTALINAS

CORRELACIONES PROPIEDADES – ESTRUCTURA-ENLACE QUÍMICO
Los cristales están formados por átomos, iones y moléculas. Se pueden clasificar a los cristales en
cuatro tipos de acuerdo a la clase de partículas que forma el cristal y a las fuerzas que las mantienen
juntas.

FUERZAS
UNIDADES EN
TIPO DE QUE LAS
LOS PUNTOS PROPIEDADES GENERALES EJEMPLOS
CRISTAL MANTIENEN
RETICULARES
JUNTAS
IONICO Iones positivos Atracción Duros, quebradizos, alto punto de NaCl, LiF,
y negativos electrostática fusión, malos conductores del calor MgO, KNO3
y la electricidad. Conducen la
ENLACES QUIMICOS

electricidad en estado de fusión
MOLECULARES Moléculas London y Puntos de Fusión bajos, blandos, H2O, NH3, SO2
polares dipolo-dipolo conductores deficientes de
electricidad en estado líquido
Moléculas no
polares London H2, Cl2, CH4
REDES Átomos Enlaces Puntos de fusión elevados, muy C (diamante),
CRISTALINAS covalentes duros, no conductores de la SiC, SiO2
electricidad
METALICO Iones positivos Enlace Suaves o duros, de bajos a altos Todos los
y electrones metálico puntos de fusión, buenos elementos
móviles conductores del calor y la metálicos
electricidad, maleables y dúctiles
ENLACE METALICO
ENLACE METALICO: Un metal está constituido por una red rígida de iones positivos alrededor de los
cuales existe un “mar”, “nube” o “atmósfera” de electrones de valencia. Estos electrones están restringidos
a ciertos niveles de energía. Cuando se aplica energía, estos electrones se transfieren rápidamente de un
átomo a otro. Este sistema de enlace se denomina ENLACE METALICO.
DESLOCALIZACION DE ELECTRONES: significa que ciertos electrones no están firmemente unidos a
ciertos átomos, sino que pueden migrar libremente por el cristal metálico cuando se aplica una diferencia
de potencial. Se explica así la conductividad eléctrica.
TEORIA DE LAS BANDAS: se utiliza para justificar la conductividad eléctrica de los metales. Según esta
teoría, las posiciones reticulares en un metal cristalino están ocupadas por iones metálicos
positivos que están formados por los núcleos atómicos y por electrones de las capas interiores.
Los electrones de las capas externas no están asociados con ningún átomo en particular sino que
se encuentran en niveles de energía superiores que se agrupan en bandas.
Como las bandas de valencia y de conducción son adyacentes se requiere sólo una cantidad
despreciable de energía para promover un electrón de valencia a la banda de conducción, donde adquiere
libertad de moverse a través de todo el metal, dado que la banda de conducción carece de electrones.
Los electrones son los portadores de la carga en los conductores, como los metales, los
semiconductores y los aislantes, mientras que los iones llevan la carga en la mayoría de los compuestos
iónicos.
La movilidad depende del enlace atómico, de las imperfecciones de la red, de la microestructura y
en los compuestos iónicos de las velocidades de difusión.
CLASIFICACION DE LOS SOLIDOS CON BASE EN SU CONDUCTIVIDAD ELECTRICA
RESISTENCIA ELECTRICA: es la dificultad que oponen todos los cuerpos a ser atravesados por la
corriente eléctrica.
CONDUCTORES: Aquellos elementos que tienen resistividad muy baja. Ejm: cobre, plata, tugsteno,
aluminio.
AISLANTES: cuerpos que ofrecen una elevada resistencia a dejarse atravesar por la corriente eléctrica.
Ejm: vidrio, plástico, baquelita.
SEMICONDUCTORES: estos materiales son atravesados por la corriente eléctrica pero con cierta
dificultad. Son malos conductores y malos aislantes. Ejm: germanio, silicio.
DOPADO: Cuando se le añade una pequeña cantidad de otro elemento a un trozo puro de un
semiconductor como germanio o silicio, su conductividad aumenta extraordinariamente, de modo que pasa
a convertirse en un buen conductor. A esta adición de impurezas a un material semiconductor se le llama
dopado.
ELECTRONES DE VALENCIA: La corriente eléctrica se establece cuando algún átomo pierde alguno de
sus electrones de su órbita exterior. A los electrones que facilitan los fenómenos eléctricos se les llama
electrones de valencia.
SEMICONDUCTOR TIPO N: Cuando se introducen átomos de arsénico sobre la estructura atómica del
germanio (dopado), la estructura resultante queda modificada: el arsénico tiene 5 electrones de valencia

ENLACES QUIMICOS

en su órbita exterior, el germanio tiene 4 electrones. Si se agregan átomos con más de 5 electrones de
valencia a un semiconductor, se formara un semiconductor tipo N
El átomo de arsénico se integra dentro de la unión covalente de los átomos de germanio, pero el
electrón sobrante no tiene ahora cabida en el sistema, de modo que queda como electrón libre. Si ahora
se aplica una fuente de a corriente eléctrica se establece una vía de paso a los electrones libres
introducidos por el átomo de impureza, de modo que el cristal se hace conductor. A este tipo de cristal se
le llama semiconductor tipo N (por ser negativo). Ejm. de impurezas: Fósforo, Arsénico.
SEMICONDUCTOR TIPO N (Negativo)

SEMICONDUCTOR TIPO P: Cuando se introducen átomos que tienen solo 3 electrones de valencia
dentro de un semiconductor, por ejemplo, si dopamos germanio con indio, quedará un átomo que tendrá
en su órbita exterior compartida sólo 7 electrones y ello provocará inestabilidad del conjunto, por el hecho
de que en alguna parte del cristal hay un hueco que algún electrón ha de llenar. Ejm. de impurezas:
Aluminio, indio
El átomo que tiene el hueco o falta de un electrón, suele quedarse con el electrón más próximo que quede
a su alcance; en este caso el otro átomo se queda sin electrón y por lo tanto, con el hueco; esta situación
se efectúa con gran rapidez, el hueco está continuamente desplazándose por todo el cristal; en estas
condiciones de dopado, el cristal se hace conductor, pero lo que necesita son electrones y por lo tanto el
cristal resulta positivo, a lo que se llama semiconductor tipo P, porque si aplicamos una fuente de
alimentación se establecerá una circulación de huecos del polo positivo al negativo, es decir, los
electrones habrán enContrado la vía de los huecos para atravesar todo el cristal.
SEMICONDUCTOR TIPO P (Positivo)

DIFERENCIAS EN LAS POSICIONES DE LAS BANDAS EN LOS METALES, SEMICONDUCTORES
O AISLANTES
METAL SEMICONDUCTOR AISLANTE

Banda de conducción Banda de conducción Banda de conducción

Brecha energética
Banda de valencia
Brecha energética
Banda de valencia

ENLACES QUIMICOS


Banda de valencia

FUERZAS INTERMOLECULARES Y SU INFLUENCIA EN LAS PROPIEDADES FÍSICAS
INTRODUCCIÓN:
Los átomos se mantiene juntos en las moléculas mediante enlaces covalentes, que son fuerzas
dentro de las moléculas y son las responsables de la forma molecular, las energías de enlace, y muchos
aspectos del comportamiento químico. Las fuerzas que existen entre las moléculas son llamadas fuerzas
de atracción Intermoleculares. Estas fuerzas son las responsables de las propiedades físicas de los
líquidos y sólidos moleculares.
FUERZAS INTERMOLECULARES:
Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían dentro de un
intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónico o covalentes.
Existen tres tipos de fuerzas de atracción entre las moléculas neutras: fuerzas dipolo – dipolo,
fuerzas de dispersión de London y fuerzas de puente de hidrógeno. Estas fuerzas también se
denominan fuerzas de Van der Waals. Otro tipo de fuerza de atracción, la fuerza ión dipolo, es
importante en soluciones. Todas estas fuerzas son de naturaleza electrostática, pues implican atracciones
entre especies positivas y negativas.

FUERZAS DIPOLO – DIPOLO
Como se explico anteriormente, cuando se unen dos átomos diferentes por medio de enlaces
covalentes, la densidad electrónica del enlace no está simétricamente distribuida alrededor de los dos
núcleos. Esto da lugar a un extremo con carga parcial negativa y otro extremo con carga parcial positiva.
Dichos extremos reciben el nombre de dipolos. Estas cargas parciales están indicadas por los símbolos δ-
y δ +, para distinguirlas de largas completamente iónicas. Las fuerzas dipolo – dipolo son fuerzas se
presentan en las moléculas polares. La moléculas de este tipo tienen dipolos y se alinean en un campo
eléctrico. Las fuerzas dipolo-dipolo se originan por la atracción de los polos positivos y negativos de las
moléculas entre sí.
- + - + - +
δ δ δ δ δ δ

- + - + - +
δ δ δ δ δ δ
FUERZAS DE LONDON (FUERZAS DE DISPERSIÓN)
Este tipo de fuerzas se presentan en moléculas no polares, principalmente de gases no polares.
Son originadas por el movimiento electrónico. En un instante, la nube electrónica puede distorsionarse de
tal forma que se produce un dipolo en el cual una parte de la molécula es ligeramente más negativa que el
resto. En el instante siguiente, las posiciones de los polos negativos y positivos y positivos del dipolo serán
diferentes, debido a que los electrones se han movido.
Después de un período de tiempo muy corto, los efectos de estos dipolos instantáneos se cancelan
de tal forma que la molécula no polar no tiene un momento dipolo permanente . Este dipolo instantáneo
induce el apareamiento de dipolos en las moléculas vecinas (alineadas en la misma forma que se hallan
los dipolos permanentes).
Las fuerzas del London más fuertes se presentan entre las moléculas grandes y complejas que
poseen grandes nubes electrónicas que se distorsionan o polarizan fácilmente.

Distribución de carga
Catión Dipolo instantáneo Dipolo Dipolo instantáneo
esférica en un átomo de
helio

La facilidad con la que la distribución de carga de una molécula puede distorsionarse por la acción
de un campo eléctrico externo es su polarizabilidad. Cuanto mayor es la polarizabilidad de una molécula,
más fácilmente puede distorsionarse su nube de electrones para producir un dipolo instantáneo. Lo que
aumenta las fuerzas de dispersión de London.
FUERZAS DE PUENTE DE HIDROGENO
ENLACES QUIMICOS

Las atracciones intermoleculares de ciertos compuestos que contienen hidrógeno son
desusadamente fuertes (el agua es un ejemplo). Estas atracciones se presentan en compuestos en los
cuales el hidrógeno está enlazado covalentemente a elementos muy electronegativos de tamaño atómico
pequeño.
Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el
átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H-F, H-O o H-N) y un par de electrones no
compartido en un ión o átomo electronegativo cercano (usualmente un átomo F, O ó N de otra molécula).
H O H O H O H N H

H H H H
Puesto que los puentes de hidrógeno son generalmente más fuertes que las atracciones dipolo-
dipolo o las fuerzas de dispersión, desempeñan papeles importantes en muchos sistemas químicos de
importancia biológica. Por ejemplo, los puentes de hidrógeno estabilizan la estructura de las proteínas y
hacen posible la transmisión de información genética mediante el DNA. Además, las interacciones de
puente de hidrógeno explican la baja densidad del hielo en comparación con el agua líquida.
FUERZAS ION - DIPOLO
Existe una fuerza ión dipolo entre un ión y la carga parcial de un extremo positivo y uno negativo.
Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos
son atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción aumenta al incrementarse la carga del
ión o la magnitud del momento dipolar. Las fuerzas ión dipolo tienen especial importancia en la s
soluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, por ejemplo, una solución de NaCl en agua.

- -
δ δ
+ +
δ δ

+
-
+ δ
- δ
δ
- + +
δ δ δ

-
+ +
δ δ
- -
δ
ESTADOS DE LA MATERIA Y FUERZAS INTERMOLECULARES: δ
En la unidad I se presentó un resumen de la influencia de las fuerzas cinéticas (de movimiento) y
las fuerzas intermoleculares (de atracción) en los tres estados de la materia: sólido, líquido y gaseoso.
INFLUENCIA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LAS PROPIEDADES FÍSICAS
EL ESTADO LIQUIDO
En los gases, las moléculas se mueven rápidamente en una forma completamente desordenada.
En los sólidos, las moléculas se mantienen juntas en las posiciones ordenadas, típicas de los cristales. El
estado líquido es intermedio entre el estado gaseoso y el estado sólido.

En los líquidos, las moléculas se mueven más lentamente que en los gases. Por lo tanto, las
fuerzas de atracción molecular son capaces de mantenerlas juntas dentro de un volumen definido. Sin
embargo, el movimiento molecular es demasiado rápido para que las fuerzas de atracción puedan fijar las
moléculas dentro de las posiciones definidas de un retículo cristalino. Consecuentemente, un líquido
retiene su volumen, pero no su forma. Los líquidos fluyen y adquieren las formas de sus recipientes.
Un cambio de presión casi no tiene efecto sobre el volumen de un líquido, puesto que hay poco
espacio libre entre las moléculas. Los líquidos son incompresibles. Un aumento en la temperatura aumenta
ligeramente el volumen de la mayoría de los líquidos y pro consiguiente disminuye la densidad del líquido.
ENLACES QUIMICOS

VISCOSIDAD: La resistencia a fluir que presenta un líquido es su viscosidad. La viscosidad puede
medirse determinando el tiempo que cierta cantidad de líquido tarda en fluir a través de un tubo delgado
bajo la influencia de la gravedad.
La viscosidad tiene que ver con la facilidad con que moléculas individuales del líquido pueden
moverse unas respecto a otras; por tanto, depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas y la
existencia de características estructurales que pudieran hacer que las moléculas se enreden. La
viscosidad disminuye al aumentar la temperatura porque a temperaturas más altas el aumento en la
energía cinética de las moléculas vence más fácilmente las fuerzas de atracción entre ellas.

TENSIÓN SUPERFICIAL: Es otra propiedad de los líquidos originada por las fuerzas de atracción
intermolecular. Una molécula en el centro de un líquido es igualmente atraída en todas direcciones por las
moléculas vecinas. Sin embargo, las moléculas que están en la superficie de un líquido son atraídas
solamente hacia el interior del líquido. Por consiguiente, las moléculas de la superficie son atraídas hacia
el interior del interior, y el área de la superficie del líquido tiende a reducirse. Esto explica la forma esférica
de las gotas de un líquido. La tensión superficial es una medida de esta fuerza hacia el interior que actúa
sobre la superficie del líquido, la fuerza que se debe superar para ampliar el área superficial. La tensión
superficial se define como la energía requerida para aumentar el área superficial de un líquido en una
unidad de área. La tensión superficial disminuye con el aumento de la temperatura, puesto que el mayor
movimiento molecular tiende a disminuir el efecto de las fuerzas de atracción intermoleculares.
Las fuerzas intermoleculares que unen moléculas similares unas a otras, como los puentes de
hidrógeno de; agua, se llaman fuerzas de cohesión. Las fuerzas intermoleculares que unen una sustancia
a una superficie se llaman fuerzas de adhesión. El agua colocada en un tubo de vidrio se adhiere al vidrio
porque las fuerzas de adhesión entre el agua y el vidrio son más intensas que las fuerzas de cohesión
entre las moléculas del agua. Por ello, la superficie curva o menisco de la parte superior del agua tiene
forma de U. En el mercurio, el menisco tiene una curva hacia abajo en los puntos en que el metal hace
contacto con el vidrio. En este caso las fuerzas de cohesión entre los átomos de mercurio son mucho más
intensas que las fuerzas de adhesión ente los átomos de mercurio y el vidrio.

Si se coloca un tubo de vidrio de diámetro
pequeño (un capilar) en agua, el líquido sube por el
tubo. La elevación de líquidos por tubos muy angostos
se denomina acción capilar.

CAMBIOS DE FASE
Muchas propiedades importantes de los líquidos y sólidos tienen que ver con la facilidad con que
cambian de un estado a otro. Estas transformaciones se llaman cambios de fase. Dichos cambios de fase
se estudiaron en la unidad I.

PRESION DE VAPOR
Las moléculas pueden escapar de la superficie del líquido hacia la fase gaseosa por vaporización o
evaporación. La presión ejercida por el vapor en el espacio arriba del líquido comenzará a aumentar.
Después de un tiempo corto, ala presión de vapor alcanzará un valor constante, que se llama presión de
vapor de la sustancia.

PUNTO DE EBULLICION
La temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa, se llama
punto de ebullición del líquido. A esta temperatura el vapor producido en el interior del líquido resulta en la
formación de burbujas y turbulencia que es característica de la ebullición. La formación de burbujas es
imposible a temperaturas por debajo del punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido cambia al
cambiar la presión externa. El punto normal de ebullición de un líquido se define como la temperatura a
la cual la presión de vapor del líquido es igual a 1 atm.
ENLACES QUIMICOS


ESTADO SOLIDO
Cuando un líquido se enfría, las moléculas se mueven más y más lentamente. Eventualmente, se
alcanza una temperatura a la cual algunas moléculas poseen energías cinéticas suficientemente bajas
como para permitir que las atracciones intermoleculares las mantengan en el retículo cristalino. La
sustancia entonces empieza a congelarse. Gradualmente, las moléculas de baja energía adquieren
posiciones en el retículo cristalino.
El cambio de fase de líquido a sólido se llama solidificación, cristalización o congelación.

ESTADO GASEOSO:
Un gas ocupa el volumen del recipiente que lo contiene. Las partículas gaseosas están moviéndose
rápidamente y no existen fuerzas de atracción entre ellas. Un gas se puede comprimir fácilmente, ya que
los gases consisten principalmente de espacio vacío, así que una muestra de gas puede reducir su
volumen sin ofrecer gran resistencia.

ENLACES QUIMICOS

Química de los enlaces químicos: ionicos, covalentes y metálicos

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