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[Música] las sustancias que forman nuestro mundo están compuestas de átomos fuertemente unidos entre sí por poderosas fuerzas eléctricas que nosotros llamamos enlaces químicos.
[Música] enlaces químicos y estructura atómica.
Por qué algunas sustancias caen y rebotan, otras caen y se rompen, y otras solamente se caen y se quedan inmóviles. Por qué algunas sustancias permanecen en estado sólido al ser calentadas, mientras que otras se licúan rápidamente. Y cuando las sustancias interaccionan, por qué unas veces se necesita aportar energía y otras veces se desprende.
Las propiedades físicas y químicas de los elementos y compuestos dependen en gran parte de la naturaleza de los enlaces y de las fuerzas que mantienen unidos sus átomos y moléculas. Debemos tener presente, mientras visualizamos la estructura atómica, que no hay manera de mostrar sus tamaños relativos correctamente. El diámetro de un átomo corriente es 10.000 veces más grande que el diámetro de su núcleo. Si un átomo fuera ampliado de modo que su límite externo pasara por las porterías de un campo de fútbol, siguiendo la escala, el núcleo no sería mayor que el de un guisante situado en el centro del campo, con un diámetro inferior a 1 cm.
La interacción de las partículas cargadas que forman los átomos es la clave de su unión. La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los protones del núcleo y las cargas negativas de los electrones situados en niveles de energía alrededor del núcleo mantienen a estos dentro del átomo. Cuando dos átomos se acercan el uno al otro, hay una fuerza de atracción entre los protones del núcleo de un átomo y los electrones del otro.
Todos los enlaces químicos están formados de esta manera y han creado materia en sus diversas formas: elementos, cuando los átomos iguales se unen, y compuestos, cuando los átomos que son diferentes se mantienen unidos por los enlaces químicos. Los químicos han ideado modelos para las diversas clases de enlaces, descripciones que han ayudado a explicar las propiedades de los elementos y de los compuestos y a predecir sus comportamientos. Las clases de enlaces más representativos son aquellos que se forman y se rompen durante las reacciones químicas, pero podría ser más fácil comprender su naturaleza si nos ocupamos primero de un tipo de enlace que explica solo las propiedades físicas de un grupo de sustancias importantes.
Los metales han permitido el desarrollo de nuestra sociedad tecnológica en las comunicaciones, en la construcción, en los transportes, en la gran revolución electrónica. Los metales son sustancias indispensables. Los metales también son básicos en los procesos de la naturaleza. En la tabla periódica de los elementos, los metales se encuentran todos en la misma zona. Tienen una serie de propiedades similares que pueden ser explicadas por los enlaces metálicos que se encuentran solamente entre los átomos de los metales. Este tipo de enlace, como todos, está basado en la estructura atómica.
Podemos considerar la estructura del metal sodio, por ejemplo, como un caso típico. Un átomo de sodio es eléctricamente neutro. En su nivel de energía más externo tiene un electrón, es un electrón de valencia. Los electrones de valencia están implicados en los enlaces. Este electrón está tan débilmente atraído por el núcleo de su átomo que, en una gran agregación de estos átomos, el efecto es una nube de electrones de valencia negativamente cargados fluyendo entre los átomos regularmente ordenados y que han perdido sus electrones exteriores permanentes. Esto proporciona a los átomos una carga positiva, así que podemos llamarle iones. Es la atracción entre los iones cargados positivamente y la nube de electrones negativos fluyendo entre ellos lo que enlaza todos los átomos para formar los elementos metálicos.
Bajo el microscopio podemos observar cómo se forman los enlaces metálicos con átomos del metal plata ordenándose a sí mismos en estructuras muy precisas conocidas como cristales. Una pauta repetida llamada red cristalina está en construcción. Como los átomos se mueven dentro de esta red, ellos liberan sus electrones, convirtiéndose en iones positivos.
El enlace metálico puede explicar las propiedades comunes de los metales. ¿Por qué los metales tienden a tener brillo? Las ondas luminosas están implicadas en ello y tienen una cierta frecuencia de vibración. Ellas hacen que la nube de electrones de la superficie externa del metal oscile a la misma frecuencia cuando las ondas los alcanzan. Esta energía adicional es radiada hacia fuera por los electrones y podemos verla como una reflexión de la luz y la superficie aparece brillante.
Estos electrones externos móviles explican muchas otras propiedades que les son características. Cuando existe una diferencia de voltaje entre dos partes de un metal, la fuerza eléctrica produce con facilidad un movimiento de los electrones libres. Esto explica su alta conductividad eléctrica. Los metales son también buenos conductores de calor. El calor produce una elevada energía cinética en los electrones libres que forman parte del enlace metálico. Los electrones se mueven y ceden su energía extra a los electrones con menor energía y estos pasan su nueva energía de la misma forma. Por esta razón, el calor es fácilmente conducido a través del metal.
Los metales son dúctiles y bajo una presión física las redes que forman los cristales de los metales vuelven a formarse a sí mismas. Las hileras de iones separados de la red se deslizan uno al lado de otro, pero mientras la separación no sea demasiado grande, la atracción entre la nube electrónica y los iones, el enlace metálico, es lo suficientemente fuerte para evitar que el metal se rompa. Al contrario, la red toma simplemente una nueva alineación. El metal cambia de forma. Perse, el enlace metálico es casi la fuerza que mantiene unida nuestra sociedad tecnológica basada en los metales.
En los elementos metálicos, todos los iones atraen a todos los electrones y los iones son todos de una sola clase. En un segundo tipo de enlace, la fuerza de atracción se produce solamente entre los iones, iones de sustancias diferentes. Cuando un metal activo como el sodio interacciona con un no metal activo como el cloro, el resultado es uno de nuestros compuestos más familiares: la sal común de mesa, el cloruro de sodio.
Como los metales, la sal forma cristales y un examen radiográfico de los cristales de sal muestra una estructura similar a la que hemos visto en los metales, una red de partes regularmente ordenadas. Pero no hay muchas similitudes en las propiedades. Los cristales de sal son claros y tienden a desviar la luz más que a reflejarla como hacen los metales. Los cristales de sal son muy quebradizos, se rompen fácilmente, no como los metales. La sal conduce la electricidad, no, no como un sólido, solo en fusión. Y los puntos de ebullición y los puntos de fusión de las sales, en general, son relativamente altos. El punto de fusión de la sal de mesa, por ejemplo, es 800°C, esto es unos 700° más alto que el punto de fusión del metal sodio, uno de sus constituyentes.
El enlace que mantiene unidas estas sustancias recibe su nombre por la clase de partículas que las forma: es el enlace iónico, formado por la fuerza de atracción entre iones positivos y negativos. Las partículas visibles en un cristal de sal son iones, tal como en los metales, pero los iones de un elemento metálico son todos de una sola clase y están todos cargados positivamente. En la sal y en otros sólidos iónicos no ocurre lo mismo.
Podemos ver por qué si consideramos lo que sucede cuando un solo átomo de sodio interacciona con un solo átomo de cloro. Una mirada a la tabla periódica nos dice algo acerca de estos átomos. El sodio es el primer elemento de este periodo. Aparte del único electrón de valencia de su nivel de energía más externo, el sodio tiene la estructura atómica del neón, un gas noble y un elemento altamente inerte. Por otra parte, el cloro es el anterior al último elemento de este periodo. Tiene siete electrones en su nivel exterior, exactamente un electrón menos de los ocho que tiene el argón, que es tan inerte como el neón.
Ahora, al acercar el sodio y el cloro con la suficiente energía y lo suficientemente cerca para interaccionar, entran en juego unas poderosas fuerzas electrostáticas. Las fuerzas mueven el único electrón del nivel del átomo de sodio hacia el nivel exterior del átomo de cloro. Pero con un electrón menos, el átomo de sodio, originariamente neutro, tiene ahora un exceso de carga positiva. Y el originariamente neutro átomo de cloro, al ganar un electrón, tiene ahora un exceso de una carga negativa. Y así ambos son iones, átomos cargados eléctricamente. Los dos iones están unidos por este enlace iónico.
Esta misma fuerza de atracción atrae ion tras ion en una ordenación que está exactamente determinada por las fuerzas electrostáticas y por el tamaño de los iones implicados. Los iones se agrupan formando una red que gradualmente crece, formando un cristal iónico de sal común.
El enlace iónico puede ayudar a explicar las propiedades que asociamos comúnmente con la sal de mesa y otros compuestos iónicos similares. ¿Qué los cristales de sal son transparentes? No brillan como los metales, que están también formados por iones. En el enlace metálico, la nube de electrones libres externos absorbe y después emite la energía de las ondas de luz. Pero en los cristales iónicos, la organización de los átomos hace que la energía luminosa no resulte absorbida y reflejada. Por el contrario, las ondas de luz son capaces de pasar a través de los cristales.
¿Por qué es tan quebradizo un cristal de sal? Cuando un cristal es sometido a una tensión, la orientación de sus partes positiva y negativa resulta cambiada. Los iones positivos estaban alrededor de cada ion negativo y los iones negativos alrededor de cada ion positivo. Pero ahora los iones con las mismas cargas llegan a estar muy cerca unos de otros. ¿Y qué ocurre? Una repulsión, puesto que las cargas del mismo signo se repelen. Y de este modo, la estructura se rompe. El cristal se hace añicos.
Y en cuanto a la conductividad eléctrica, aunque todas las partes del cristal de sal están cargadas, iones positivos y negativos, no hay partes con carga para fluir libremente como la nube de electrones de un metal. Todos ellos están sujetos en su lugar. Por consiguiente, cuando una diferencia de voltaje es aplicada a la sal sólida, no hay movimiento de las partículas cargadas. Por la misma razón, la energía calórica no resulta bien transmitida por la sal y otras sustancias iónicas en su fase sólida. Y los puntos de ebullición y de fusión son altos a causa de la fortaleza de los enlaces iónicos, siendo muy fuertes, particularmente entre los metales activos y los no metales.
Cuando la sal se funde, los enlaces que mantenían unidos a los iones se rompen y los iones ya no están sujetos por más tiempo a su rígida estructura. Ahora una diferencia de voltaje ejerce su efecto. Libres para moverse, los iones negativos de la sal fundida son repelidos por la carga negativa de un electrodo. Su movimiento hacia el electrodo positivo constituye un flujo de corriente eléctrica. Pero puesto que los iones son considerablemente más pesados que los electrones, son más difíciles de mover. Y por esto, una sustancia iónica fundida no conduce la electricidad tal como lo hace un metal.
Así hemos tratado de los átomos de los metales que forman elementos con enlaces metálicos, y de los átomos de los metales activos y de los no metales que forman compuestos con enlaces iónicos. Ahora, para ilustrar una tercera clase de enlaces, vamos a examinar el azufre. El azufre, como muy pocos elementos, se encuentra en la naturaleza en forma casi pura y es un no metal. No es un buen conductor de la electricidad ni en estado líquido, tal como son las sales y los metales, ni en estado sólido, como solo son los metales.
Ahora tomemos un compuesto, agua por ejemplo. Tampoco conduce la electricidad muy bien, ni como un sólido ni como un líquido. El agua está formada de dos no metales, hidrógeno y oxígeno. Estos elementos tampoco conducen la electricidad fácilmente en ninguna fase. Así podemos concluir razonablemente que ni los electrones libres ni los iones son partes de estas substancias. Lo que el azufre, el agua, el hidrógeno y el oxígeno tienen en común es que cada uno de ellos está compuesto por moléculas: dos o más átomos químicamente enlazados.
Los ocho átomos del azufre están unidos entre sí para formar una molécula individual de azufre. Dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno se unen para formar una molécula individual de agua. Dos átomos de hidrógeno forman una molécula de ese gas. Dos átomos de oxígeno forman también una molécula de ese gas. Una molécula es la unidad más pequeña de una sustancia que retiene las propiedades químicas de tal substancia.
Vamos a considerar primero los átomos que forman una molécula de hidrógeno. Un átomo de hidrógeno tiene un electrón en su nivel de energía exterior, un electrón de valencia. Para explicar cómo se enlazan los dos átomos, tenemos que asumir que cuando se acercan lo suficientemente uno a otro, sus niveles exteriores se cruzan y sus electrones exteriores son compartidos por los dos átomos. Ambos electrones exteriores son atraídos por las cargas positivas de ambos núcleos al mismo tiempo. Puesto que el enlace está formado por los dos átomos que comparten un par de electrones de valencia, se le llama enlace covalente. "Co" es un prefijo que significa "con" o "juntos".
Los enlaces covalentes se encuentran normalmente entre los átomos de los elementos no metálicos y son muy fuertes. Los elementos normalmente más gaseosos como el hidrógeno, el oxígeno y el yodo están en la forma molecular. Estos son cristales de yodo en formación, compuestos por moléculas ordenadas regularmente, conteniendo cada molécula dos átomos de yodo. Los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos en las moléculas son fuertes, pero las fuerzas que mantienen las moléculas unidas en el cristal son débiles y no suponen compartir electrones. Puesto que estas fuerzas, que reciben el nombre de fuerzas de Van der Waals, son tan débiles, no se necesita mucha energía para separar las moléculas de su ordenación cristalina. Así, el yodo tiene un punto de fusión y un punto de ebullición muy bajos. De hecho, a temperatura ambiente, el yodo se sublima, pasa directamente de la fase sólida a la fase gaseosa.
Por la misma razón, el hielo, que es agua en estado sólido como cristal molecular, es más bien frágil. Pero las moléculas de agua son en sí mismas muy estables. En la molécula de agua, un átomo de oxígeno con sus seis electrones exteriores comparte el electrón exterior individual de cada uno de los dos átomos de hidrógeno. En efecto, por medio de estos pares de electrones compartidos, ahora cada átomo tiene la estable configuración de un gas noble. El hidrógeno tiene dos electrones en su primer nivel de energía, como el helio, y el átomo de oxígeno tiene ocho en su segundo, como el neón.
El número de electrones de valencia determina el modo como deben ser compartidos los electrones adicionales. Puesto que el oxígeno tiene seis electrones exteriores, tiene espacio para dos más que le confieren la configuración de un gas noble de ocho. Excepto el hidrógeno, con su capacidad para solo dos electrones, la inmensa mayoría de enlaces covalentes dan por resultado ocho electrones exteriores. Puesto que esto ocurre tan regular, esta forma en que son añadidos los electrones se llama la regla del octeto. Y también el nitrógeno, que tiene solo cinco electrones exteriores, siguiendo la regla del octeto, tiende a añadir tres electrones a su nivel exterior de energía y puede hacerlo por medio de enlaces covalentes con tres átomos de hidrógeno. Tres pares de electrones son compartidos por ellos. Cada átomo de hidrógeno suministra un electrón al átomo de nitrógeno, y cada átomo de hidrógeno comparte uno de los electrones del nitrógeno, y todos ellos tienen configuraciones de gas noble.
Los átomos de carbono pueden formar un máximo de cuatro enlaces covalentes. Así, el átomo de carbono puede enlazar covalentemente con cuatro átomos de hidrógeno, resultando compartidos cuatro pares de electrones y formando el combustible doméstico llamado metano, gas natural. Los átomos de carbono también pueden enlazar con otros átomos de carbono para formar moléculas parecidas a cadenas, haciendo posible un inmenso número de variaciones. Hay más compuestos de carbono que de cualquier otro elemento. Los compuestos de carbono son la base de toda la vida. Las enormes variaciones que ofrece el carbono han hecho posible moléculas tan complejas como el ADN, el cual está compuesto de miles de átomos. La complejidad del ADN es el resultado de los mismos enlaces covalentes que mantienen unida la simple molécula de agua.
El resultado de la atracción entre las cargas de la molécula. Ahora las cargas en las moléculas covalentes pueden hacer algo más que mantener los átomos unidos en la molécula de agua. Por ejemplo, estas cargas no están distribuidas por igual. El lado del oxígeno tiende a ser más negativo y el lado del hidrógeno más positivo. Se ha producido una polaridad. En general, los enlaces covalentes entre los átomos de diferentes elementos son generalmente polares, dando como resultado lo que llamamos un enlace polar. Pero los enlaces covalentes entre átomos parecidos son no polares. Las moléculas en conjunto están equilibradas electrostáticamente.
La polaridad se forma normalmente cuando diferentes clases de átomos no metálicos se unen covalentemente. La clase de enlace que es probable que se forme entre átomos está relacionada con ciertas propiedades periódicas de los elementos, una de las más importantes de las cuales es su electronegatividad, la medida de la tendencia de un átomo para atraer electrones. Generalmente, la electronegatividad aumenta a medida que pasamos a través y hacia arriba de la tabla, hacia los elementos más no metálicos. Cuanto mayor sea la diferencia en la electronegatividad, mayor será la probabilidad de que dos átomos formen un enlace iónico. Cuanto menor sea la diferencia en la electronegatividad, mayor será la probabilidad de que los electrones sean compartidos entre los átomos de un enlace covalente.
Pero el hecho de que la electronegatividad cambia gradualmente a través de la tabla nos hace pensar en el hecho de que puede no haber límites bien definidos entre los diferentes tipos de enlaces en la naturaleza. Las divisiones entre los enlaces son confusas. Los químicos han realizado estas sutiles distinciones solo para ayudarse a sí mismos y a nosotros a comprender la estructura y las propiedades del increíble número de sustancias que componen nuestro mundo.