• ENLACE QUÍMICO
• ENLACE IÓNICO
• ENLACE IÓNICO. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS IÓNICOS
• ENLACE COVALENTE. ESTRUTURAS DE LEWIS
• ENLACE COVALENTE. POLARIDADE DOS ENLACES
• ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (TEV)
• ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE ORBITAIS MOLECULARES (TOM)
• ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES
• ENLACE METÁLICO. MODELO DO GAS ELECTRÓNICO
• ENLACE METÁLICO. TEORÍA DE BANDAS
• ENLACE METÁLICO. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS METÁLICOS
• FORZAS INTERMOLECULARES

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

   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 do enlace. 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 ligazóns 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 outro 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 da ligazón: 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 ións
e = carga do electrón
N_A = número de Avogadro
A = constante de Madelung, depende do tipo de rede cristalina
ε₀ = permitividade del baleiro
r₀ = distancia entre los centros dos ións
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 SUBSTANCIAS IÓNICAS
Propiedade	Característica	Por que?
Estrutura	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 enlaces 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 se poden mover cando están disoltos ou en estado líquido, nos sales fundidos
Exemplos	Cloruro de sodio, NaCl
	Sulfato de cobre, CuSO4·5H2O
	Calcita, CaCO3
	Otros: 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 na ligazón 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

   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 sixelas. 

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 do terceiro período en adiante 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 ligazón, 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 ligazón 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 ligazóns, 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 unha ligazón covalente os dous átomos atraen igualmente aos electróns da ligazón. 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 unha ligazón covalente sempre un atraerá máis os electróns da ligazón que o outro. O átomo máis electronegativo atraerá máis aos electróns da ligazón 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 ligazón.

   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 enlaces polares e como é angular estes dipolos de enlace 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. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (TEV)

• Teoría de enlace de valencia (TEV)

   É un modelo proposto en 1927 por Walter Heitler y Fritz London

Walter Heinrich Heitler (1904 - 1981)	Fritz Wolfgang London (1900 - 1954)

    e desenvolvido logo por Linus Pauling e J. C. Slater.

Linus Carl Pauling (1901 - 1994)	John C. Slater (1900 - 1976)

   Baséase no solapamento dos orbitais atómicos dos átomos. Os átomos forman enlaces cando solapan os seus orbitais atómicos, estes orbitais teñen que estar semiocupados, teñen que ter electróns desapareados, para formar ligazóns, ou se un está cheo o outro ten que estar baleiro. Vexamos que posibles solapamentos poden dar algúns orbitais atómicos cando forman enlaces:

   Os enlaces, ou solapamentos, poden ter simetría sigma, σ, se o solapamento ten lugar na zona internuclear, ou simetría pi, π, se solapan por encima e por baixo da zona internuclear.

   Vexamos como podemos representar algunhas moléculas sinxelas con este modelo:

   Partimos das configuracións electrónicas dos elementos, relacionamos os orbitais que solapan, e finalmente debuxamos a molécula cos solapamentos σ e π que correspondan.

H2
O2
N2

• Hibridación de orbitais atómicos

   Os orbitais atómicos solapan nunhas direccións determinadas pola súa xeometría no átomo. Por exemplo os tres orbitais p son perpendiculares, cando forman enlaces deberían dar xeometrías de enlace perpendiculares, pero en moitos casos isto non ocorre. Para xustificar a xeometría das moléculas tívose que introducir o concepto de orbital híbrido. Os orbitais atómicos puros de enerxías parecidas pódense combinar para dar un conxunto de orbitais híbridos que sexan todos de igual forma e de igual enerxía. O número de orbitais híbridos de cada tipo é igual ao número de orbitais atómicos puros que se combinan.

   No caso do metano, CH₄, sábese que forma 4 enlaces cos hidróxenos, por tanto o carbono debe de promocionar un electrón desde o orbital 2s a un orbital 2p baleiro, para ter a posibilidade de formar catro enlaces, a enerxía que hai que achegar vese dabondo compensada coa enerxía que achegan os dúas novas ligazóns que se forman.

CH4

Pero si se usan los orbitales atómicos puros del carbono, el metano debería tener tres enlaces iguales que se diferenciarían del formado entre el orbital 2s y el 1s del hidrógeno. Además los enlaces formados con los orbitales 2p deberían formar ángulos de 90º, ya que este es el ángulo que forman dichos orbitales. Se sabe que el metano forma cuatro enlaces iguales, con ángulos tetraédricos, de 109º, entre los mismos. Para justificar este hecho no pueden solapar los orbitales atómicos puros del carbono.

Los orbitales, como funciones de onda que son, se pueden combinar linealmente entre ellos para dar un nuevo conjunto de orbitales. Estos orbitales resultantes se llaman orbitales hibridos:

   Pero se se usan os orbitais atómicos puros do carbono, o metano debería ter tres enlaces iguais que se diferenciarían do formado entre o orbital 2s e o 1s do hidróxeno. Ademais as ligazóns formadas cos orbitais 2p deberían formar ángulos de 90º, xa que este é o ángulo que forman devanditos orbitais. Sábese que o metano forma catro enlaces iguais, con ángulos tetraédricos, de 109º, entre os mesmos. Para xustificar este feito non poden solapar os orbitais atómicos puros do carbono.

   Os orbitais, como funcións de onda que son, pódense combinar linealmente entre eles para dar un novo conxunto de orbitais. Estes orbitais resultantes chámanse orbitais hibridos:

ORBITAIS HÍBRIDOS
Orbitais híbridos sp	Cando se combinan linealmente un orbital s cun orbital p puros
	Obtéñense dous orbitais híbridos sp, que forman un ángulo de 180º
Orbitales híbridos sp2	Cando se combinan linealmente un orbital s con dous orbitais p puros
	Obtéñense tres orbitais híbridos sp2, que forman ángulos de 120º
Orbitales híbridos sp3	Cando se combinan linealmente un orbital s con tres orbitais p puros
	Obtéñense catro orbitais híbridos sp3, que forman ángulos de 109º

   Un orbital s e un orbital p mediante combinación lineal dan un conxunto de dous orbitais híbridos sp que forman ángulos de 180º, nunha disposición lineal.

   Un orbital s e dous orbitais p mediante combinación lineal dan un conxunto de tres orbitais híbridos sp² que forman ángulos de 120º, nunha disposición trigonal plana.

   Un orbital s e tres orbitais p mediante combinación lineal dan un conxunto de catro orbitais híbridos sp³ que forman ángulos de 109º, nunha disposición tetraédrica.

   Vexamos algunhas moléculas sinxelas nas que usamos orbitais híbridos:

Metano, CH4

Formación de orbitais híbridos

Solapamento de orbitais

Esquema da molécula

Eteno, CH2=CH2

Formación de orbitais híbridos

Solapamento de orbitais

Esquema da molécula

Etino, HC≡CH

Formación de orbitais híbridos

Solapamento de orbitais

Esquema da molécula

    ¿Cómo saber que orbitales híbridos usar en cada molécula? Si un átomo central está unido a dos átomos, con un ángulo de enlace de 180º, geometría lineal, usaremos orbitales sp, compatibles con esa geometría. La geometría la puedes predecir a partir de las estructuras de Lewis, y la TRPECV. Si un átomo central está unido a varios átomos, con ángulos de enlace de 120º, geometría de pares triangular plana, usaremos orbitales sp². Si un átomo central está unido a varios átomos, con ángulos de enlace de 109,5º; geometría de pares tetraédrica, usaremos orbitales sp³. Por eso es importante que te manejes bien con las estructuras de Lewis y la TRPECV.

   Como saber que orbitais híbridos usar en cada molécula? Se un átomo central está unido a dous átomos, cun ángulo de enlace de 180º, xeometría lineal, usaremos orbitais sp, compatibles con esa xeometría. A xeometría pódela predicir a partir das estruturas de Lewis, e a TRPECV. Se un átomo central está unido a varios átomos, con ángulos de enlace de 120º, xeometría de pares triangular plana, usaremos orbitais sp². Se un átomo central está unido a varios átomos, con ángulos de enlace de 109,5º; xeometría de pares tetraédrica, usaremos orbitais sp³. Por iso é importante que che manexes ben coas estruturas de Lewis e a TRPECV.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE ORBITAIS MOLECULARES (TOM)

   Como ampliación uns pequenos apuntamentos sobre orbitais moleculares.

   Outro enfoque da ligazón covalente proporciónanolos a Teoría de Orbitais Moleculares (TOM). Desenvolvida por Friedrich Hund e Robert Mulliken entre 1928 e 1931.

Friedrich Hund (1896 - 1997)	Robert Mulliken (1896 - 1986)

   Segundo a TEV os electróns de cada átomo pertencen ao mesmo átomo, e os orbitais que os describen son os que solapan para dar os enlaces, pero segundo a TOM os electróns pertencen á molécula, as moléculas son sistemas multinucleares que afectan a todos os electróns. Matematicamente é unha situación máis complexa que a anterior, téñense que utilizar métodos aproximados para resolver a ecuación de ondas para a molécula. O método CLOA (Combinación Lineal de Orbitais Atómicos) permite obter os orbitais moleculares, orbitais que afectan a toda a molécula, como combinación lineal dos orbitais atómicos dos átomos.

   Os orbitais moleculares obtéñense por combinación lineal dos orbitais atómicos, dous orbitais atómicos dan dous orbitais moleculares, un deles enlazante, reforza a densidade electrónica entre os núcleos, e outro antienlazante, diminúe a densidade electrónica entre os núcleos. Os orbitais enlazantes contribúen á ligazón, os antienlazantes todo o contrario.

   Vexamos que orbitais moleculares atopamos ao combinar algúns orbitais atómicos:

ORBITAIS ATÓMICOS	ORBITAIS MOLECULARES	TIPO
		Orbital antienlazante: diminúe a densidade electrónica entre os núcleos.
		Orbital enlazante: aumenta a densidade electrónica entre os núcleos.
		Orbital antienlazante: diminúe a densidade electrónica entre os núcleos.
		Orbital enlazante: aumenta a densidade electrónica entre os núcleos.
		Orbital antienlazante: diminúe a densidade electrónica entre os núcleos.
		Orbital enlazante: aumenta a densidade electrónica entre os núcleos.

   Os orbitais sen asterisco son orbitais enlazantes, contribúen á ligazón, os que teñen asterisco son antienlazantes, non contribúen á ligazón.

   Para describir as moléculas realizamos uns diagramas onde aparecen os orbitais atómicos de cada átomo e os orbitais moleculares da molécula. Estes orbitais distribúense nun diagrama de enerxía. Os electróns dispoñibles nos orbitais atómicos situaranse nos orbitais moleculares de menor a maior enerxía.

   A orde de enlace será:

   Neste caso a orde de enlace é 1, como sabemos corresponde á molécula de H₂.

   No caso da molécula de O₂, a orde de ligazón é 2, como é sabido. Pero a TOM proporciónanos unha información moi importante para o O₂, sabíase que as moléculas de O₂ son paramagnéticas, por tanto deberían ter electróns desapareados, agora neste modelo somos capaces de explicar este fenómeno que se dá noutras moléculas tamén, e que non era fácil de explicar cos modelos anteriores.

   Por último, lembra que o número de orbitais moleculares é sempre igual ao número de orbitais atómicos que combinamos.

ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES

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

PROPIEDADES DAS SUBSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES
Propiedade	Característica	Por que?
Estrutura	Moléculas dun determinado número de átomos	Os átomos comparten electróns dando lugar a enlaces 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 fuerzas entre moléculas son febles.
Dureza	Brandas	Debido ás febles 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.
Conductividade 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)
	Xofre, S
	Outros: O2, N2, CH4, C6H12O6, CH3CH2OH

PROPIEDADES DAS SUBSTANCIAS 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 as ligazóns 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

   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.

Fonte

Recuerda que aunque a veces se represente este modelo como una estructura de cationes metálicos rodeados de un mar de electrones, no existen propiamente estos cationes, no es un modelo iónico, tampoco lo es covalente, compartiendo los electrones con átomos próximos. En todo caso debemos de entender que todos los átomos metálicos comparten, entre todos, sus electrones de valencia.

   Lembra que aínda que ás veces represéntese este modelo como unha estrutura de catións metálicos rodeados dun mar de electróns, non existen propiamente estes catións, 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. TEORÍA DE BANDAS

   A teoría de bandas xorde de aplicar a TOM ás estruturas metálicas. Os orbitais atómicos combínanse para dar un conxunto de orbitais moleculares. O gran número de orbitais moleculares a considerar fai que se formen bandas cun número inmenso de niveis de enerxía. Os niveis de enerxía están moi xuntos, de forma que os electróns pódense mover facilmente entre eles dentro dunha banda.

   Se temos N orbitais atómicos, en N átomos dun metal, segundo a TOM obteremos, por combinación lineal, un conxunto de N orbitais moleculares de diferentes enerxías, pero debido ao número tan alto de orbitais os niveis de enerxía dos orbitais moleculares estarán moi xuntos, formando o que chamaremos unha banda de niveis de enerxía.

   Imaxinemos que temos un metal cun só electrón nos orbitais s da última capa. Os electróns formarán parte dunha banda semiocupada, o resto da banda está baleira. Estes electróns poderán moverse polo resto da banda semiocupada. Ademais nos metais é frecuente que as bandas formadas polos orbitais s solapen coas bandas formadas cos orbitais p, favorecendo así, aínda máis, o movemento de electróns pola rede cristalina metálica. Neste caso os electróns tamén poden moverse pola banda baleira, xa que a diferenza entre niveis é mínima.

   Se o metal ten dous electróns nos orbitais s, a banda estará totalmente ocupada, pero a condución é posible se lapela esta banda coa banda formada polos orbitais p. A banda ocupada coñécese tamén como banda de valencia, e a banda baleira como banda de condución. Os electróns teñen facilidade para pasar da banda de valencia á banda de condución, só precisan unha achega mínima de enerxía. Isto explica a alta condutividade eléctrica e térmica dos metais.

   Nos elementos semiconductores, que están na diagonal que divide a metais con non metais, a diferenza de enerxía entre a banda ocupada e a banda baleira é pequeno. Unha pequena cantidade de enerxía fai que estes elementos conduzan a corrente eléctrica. Isto ocorre en elementos como o Se, Ge, Ga. Os electróns poden saltar da banda de valencia á banda de condución cunha achega pequena de enerxía.

   Para favorecer a condutividade dos semiconductores sométense a un proceso de dopado, que consiste en adulteralos con pequenas cantidades doutro metais con diferente número de electróns de valencia. O seguinte esquema corresponde a cando o silicio dópase con galio. O galio ten menos electróns de valencia que o silicio, de forma que a banda ocupada agora ten un pequeno defecto de electróns que favorecen a condutividade. Este semiconductor dise que é de tipo p. Esta p indica que ao haber defecto de electróns é coma se houbese máis carga positiva da que debía haber.

   O seguinte esquema corresponde a cando o silicio dópase con arsénico. O arsénico ten máis electróns de valencia que o silicio, de forma que a banda baleira agora ten unha pequena cantidade de electróns que favorecen a condutividade. Este semiconductor dise que é de tipo n. Esta n indica que ao haber exceso de electróns é coma se houbese máis carga negativa da que debía haber.

   Estes semiconductores tipo n e p úsanse nas placas solares fotovoltaicas, observa neste vídeo como funcionan:

   Nas substancias illantes a diferenza entre a banda ocupada e a banda baleira é moi grande e por tanto non haberá condutividade eléctrica, isto ocorre por exemplo no diamante e outros sólidos cristalinos covalentes. O espazo que separa a banda ocupada, ou banda de valencia, e a banda baleira, ou banda de condución, coñécese como banda prohibida, ou banda gap, (en inglés bandgap, ou brecha enerxética). Nos condutores esta banda prohibida non existe, ao solapar as bandas de valencia e condución, nos semiconductores esta banda gap é moi pequena, dificultando a condución eléctrica, e nos illantes esta banda gap é moi grande, impedindo a condutividade eléctrica.

ENLACE METÁLICO. PROPIEDADES DOS COMPOSTOS METÁLICOS

PROPIEDADES DAS SUBSTANCIAS 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.
Conductividade eléctrica	Son moi bos 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. Uno 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:

1. Forzas de dispersión de London, ou forzas dipolo instantáneo - dipolo inducido.
2. Forzas dipolo - dipolo inducido, ou forzas de Debye.
3. 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 os enlaces 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 as ligazóns de hidróxeno son os responsables dos emparellamentos entre Timina-Adenina e Citosina-Guanina, nos que se forman 2 e 3 ligazóns 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 desde 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. Fíxache 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 aos 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 aos enlaces por ponte de hidróxeno, non che parece?

EXERCICIOS PARA PRACTICAR