2 .2 Predicción de fórmulas de compuestos iónicos

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Predecir las fórmulas de los compuestos iónicos a partir de su posición en la tabla periódica.

En ejemplos previos aprendimos que cuando un metal y un no metal reaccionan para formar un compuesto iónico el metal cede uno o más electrones al no metal. Los metales del grupo 1A(1) siempre forman cationes +1, mientras que los elementos del grupo A(2) forman cationes + Los elementos del grupo 7A(17) forman aniones 1 y los elementos del grupo 6A(16) forman aniones . Es lógico, entonces, que este patrón esté directamente relacionado con la estabilidad de la con guración del gas noble. Los metales pierden electrones para alcanzar la con guración electrónica de un gas noble (la anterior en la tabla periódica). Un no metal forma un ion al ganar sucientes electrones para alcanzar la con guración electrónica del gas noble que le sigue en la tabla periódica. Estas observaciones nos llevan a un importante principio químico:

En casi todos los compuestos químicos estables de elementos representativos, cada átomo alcanza una con guración electrónica de gas noble. Este concepto constituye la base de nuestra comprensión del enlace químico.

Podemos aplicar este principio para predecir las fórmulas de los compuestos iónicos. Para predecir la fórmula de un compuesto iónico, debemos reconocer que los compuestos químicos son siempre eléctricamente neutros. Además, el metal perderá electrones para lograr una conguración de gas noble y el no metal ganará electrones para lograr una con guración de gas noble. Considere el compuesto formado entre el bario y el azufre. El bario tiene dos electrones de valencia mientras que el azufre tiene seis electrones de valencia:

Ba Xe 6s S Ne 3s 3p4

Si el bario pierde dos electrones, logrará la con guración del xenón. Al ganar dos electrones, el azufre adquiere la con guración del argón. En consecuencia, se trans ere un par de electrones entre los átomos. Ahora tenemos Ba + y S . Dado que los compuestos son eléctricamente neutros, debe haber una relación de un Ba a un S, dando la fórmula BaS.

El mismo principio funciona para muchos otros casos. Dado que la clave está en la con guración electrónica, la tabla periódica se puede usar para ampliar aún más la predicción. Debido a estructuras electrónicas similares, los elementos de una familia generalmente forman compuestos con las mismas proporciones atómicas. En general, si conocemos la relación atómica de un compuesto en particular, por ejemplo NaCl, podemos predecir las relaciones atómicas y las fórmulas de los otros cloruros de metales alcalinos. Estas fórmulas son LiCl, KCl, RbCl, CsCl y FrCl (tabla 2.3).

De manera similar, si sabemos que la fórmula del óxido de hidrógeno es H O, podemos predecir que la fórmula del sulfuro será H S, porque el azufre tiene la misma estructura electrónica de valencia que el oxígeno. Reconozca, sin embargo, que estas son solo predicciones;

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos no necesariamente se sigue que cada elemento en un grupo se comporte como los demás o incluso que un compuesto predicho realmente existirá. Por ejemplo, si se sabe que las fórmulas del clorato, el bromato y el yodato de potasio son KClO3, KBrO3 y KIO3, podemos predecir correctamente que los compuestos de sodio correspondientes tendrán las fórmulas NaClO3, NaBrO3 y NaIO3. El úor pertenece a la misma familia de elementos grupo 7A(17) que el cloro, el bromo y el yodo, por lo que parecería que el úor debería combinarse con el potasio y el sodio para dar uoratos con las fórmulas KFO3 y NaFO3. Sin embargo, no se sabe que existan uoratos de potasio y sodio.

En la discusión de esta sección nos referimos solo a metales representativos grupos 1A(1), A(2) y 3A(13) . Los metales de transición (grupo B) muestran un comportamiento más complicado (forman múltiples iones) y sus fórmulas no son tan fáciles de predecir.

EJEMPLO 2 . 7

La fórmula del sulfuro de calcio es CaS y la del fosfuro de litio es Li3P. Prediga fórmulas para: (a) sulfuro de magnesio, (b) fosfuro de potasio y (c) seleniuro de magnesio.

Solución a. Busque calcio y magnesio en la tabla periódica, ambos están en el grupo A(2). La fórmula del sulfuro de calcio es CaS, por lo que es razonable predecir que la fórmula del sulfuro de magnesio es MgS. b. Encuentre litio y potasio en la tabla periódica, están en el grupo 1A(1). Dado que la fórmula del fosfuro de litio es Li3P, es razonable predecir que K3P es la fórmula del fosfuro de potasio. c. Encuentre selenio en la tabla periódica, está en el grupo 6A(16), justo debajo del azufre. Por lo tanto, es razonable suponer que el selenio forma seleniuro de la misma manera que el azufre forma sulfuro. Dado que MgS fue la fórmula predicha para el sulfuro de magnesio en el inciso (a), podemos suponer razonablemente que la fórmula para el seleniuro de magnesio es MgSe.

PRÁCTICA 2 . 2

La fórmula del óxido de sodio es Na O. Prediga la fórmula para a. sulfuro de sodio b. óxido de rubidio

PRÁCTICA 2 . 3

La fórmula del fosfuro de bario es Ba3P . Prediga la fórmula para a. nitruro de magnesio b. arseniuro de bario

2 .3 El enlace covalente: compartición de electrones

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Dibujar la estructura electrónica de un enlace covalente.

Algunos átomos no trans eren electrones de un átomo a otro para formar iones. En cambio, forman un enlace químico al compartir pares de electrones entre ellos. Un enlace covalente consiste en un par de electrones compartidos entre dos átomos. Este concepto de unión fue introducido en 1916 por G. N. Lewis. En los millones de compuestos conocidos, el enlace covalente es el enlace químico predominante. La estructura de Lewis de un compuesto es una representación que muestra los electrones de valencia de ese átomo. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis (1875-1946) propuso usar el símbolo para el elemento y puntos para los electrones. Las verdaderas moléculas existen en sustancias en las que los átomos están enlazados covalentemente. Es adecuado referirse a moléculas de sustancias como hidrógeno, cloro, cloruro de hidrógeno, dióxido de carbono agua o azúcar ( gura 2.3). Estas sustancias contienen solo enlaces covalentes y existen como agregados de moléculas. No usamos el término molécula cuando hablamos de compuestos con enlaces iónicos, como el cloruro de sodio, porque tales sustancias existen como grandes agregados de iones positivos y negativos, no como moléculas ( gura .3).

Figura 2.3 El dióxido de carbono sólido (hielo seco) se compone de moléculas individuales de CO con enlaces covalentes y empaquetadas muy juntas. La sal de mesa es un gran agregado de iones Na+ y Cl en lugar de moléculas.

Un estudio de la molécula de hidrógeno nos da una idea de la naturaleza del enlace covalente y su formación. La formación de una molécula de hidrógeno (H ) involucra la superposición y el emparejamiento de orbitales electrónicos 1s de dos átomos de hidrógeno, como se muestra en la gura 2.4. Cada átomo aporta un electrón del par que comparten dos núcleos de hidrógeno. El orbital de los electrones ahora incluye ambos núcleos de hidrógeno, pero los factores de probabilidad muestran que el lugar más probable para encontrar a los electrones (el punto de mayor densidad de electrones) es entre los dos núcleos. Los dos núcleos están protegidos entre sí por el par de electrones, lo que permite que los dos núcleos se acerquen mucho entre sí.

Orbitales 1s HHH H

Átomos de hidrógeno

Orbitales 1s superpuestos Molécula de hidrógeno

. Par de electrones compartidos

La fórmula del cloro gaseoso es Cl . Cuando los dos átomos de cloro se combinan para formar esta molécula, los electrones deben interactuar de manera similar a la que se muestra en el ejemplo del hidrógeno. Cada átomo de cloro sería más estable con ocho electrones en su nivel de energía exterior. Pero los átomos de cloro son idénticos y ninguno es capaz de separar un electrón del otro. Lo que sucede es esto: el orbital no emparejado de electrones 3p de un átomo de cloro se superpone al orbital no emparejado de electrones 3p del otro átomo, lo que resulta en un par de electrones que se comparten mutuamente entre los dos átomos. Cada átomo proporciona uno del par de electrones compartidos. Así, cada átomo alcanza una estructura estable de ocho electrones al compartir un par de electrones con el otro átomo. El emparejamiento de los electrones p y la formación de una molécula de cloro se ilustran en la gura 2.5. Ninguno de los átomos de cloro tiene carga positiva o negativa, porque ambos contienen la misma cantidad de protones y tienen la misma atracción por el par de electrones que comparten. Otros ejemplos de moléculas en las que dos átomos comparten electrones por igual son el hidrógeno (H ), el oxígeno (O ), el nitrógeno (N ), el úor (F ), el bromo (Br ) y el yodo (I ). Note que se puede compartir más de un par de electrones entre los átomos:

H:H:F:F::Br:Br::I :I ::O::O::N:::N: hidrógenoflúorbromoyodooxígenonitrógeno

La estructura de Lewis dada para el oxígeno no explica adecuadamente todas las propiedades de la molécula de oxígeno. Se han propuesto otras teorías que explican los enlaces en las moléculas de oxígeno pero son complejas y están más allá del alcance de este libro.

Al escribir estructuras comúnmente reemplazamos el par de puntos usados para representar un par de electrones compartidos con un guion ( ). Un guion representa un enlace sencillo; dos guiones, un doble enlace; y tres guiones, un triple enlace (ver foto). Las seis estructuras que acabamos de mostrar pueden escribirse así:

Figura 2.4 La formación de una molécula de hidrógeno a partir de dos átomos de hidrógeno. Los dos orbitales 1s se superponen, formando la molécula de H . En esta molécula se comparten los dos electrones entre los átomos, formando un enlace covalente.

Modelos moleculares para F (verde, enlace simple), O (negro, doble enlace) y N (azul, triple enlace).

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

Orbitales p Superposición de orbitales p Orbitales p emparejados de cloro

Moléculas de cloro

Nota Un guion representa un par de electrones compartidos.

Orbitales p no compartidosPar compartido de electrones p

El enlace iónico y el enlace covalente representan dos extremos. En el enlace iónico los átomos son tan diferentes que los electrones se trans eren entre ellos, formando un par de iones cargados. En el enlace covalente dos átomos idénticos comparten electrones por igual (ver nota). El enlace es la atracción mutua de los dos núcleos por los electrones compartidos. Entre estos extremos se encuentran muchos casos en los que los átomos no son lo su cientemente diferentes para una transferencia de electrones, pero son lo su cientemente diferentes como para que el par de electrones no se pueda compartir por igual. Esta distribución desigual de electrones da como resultado la formación de un enlace covalente polar

EJEMPLO 2 . 8

¿Cuál es el concepto básico de un enlace covalente?

Solución

El concepto básico de un enlace covalente es la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos para formar un enlace covalente entre los dos átomos.

PRÁCTICA 2 . 4

Los átomos de las moléculas HBr y C H6 están unidos por enlaces covalentes. Dibuje las estructuras de Lewis que muestren estos enlaces covalentes.

2 .4 Enlace metálico: el mar de electrones

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Analizar las teorías que explican el enlace metálico e identificar las propiedades de los compuestos metálicos.

Algo que tienen en común el enlace covalente (en el cual se comparten un par de electrones entre dos átomos) y el enlace iónico (en el que los electrones son transferidos de un átomo a otro), es que los electrones del enlace que se forma están localizados, es decir, estos electrones se encuentran en uno de los átomos que forman el enlace o bien pueden ser compartidos por un par de átomos.

Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la con guración de gas noble. Sin embargo, los electrones de valencia no son su cientes para alcanzar la con guración de capa llena si son compartidos con otro átomo, por lo que no pueden formar enlaces covalentes. Debido a esto, forman un enlace metálico, en el que los electrones son compartidos entre los átomos vecinos y no solo por uno. De esta forma los electrones de valencia se encuentran deslocalizados y son capaces de moverse de forma relativamente libre a lo largo de todo el cristal, sin estar asociados a ningún par especí co de átomos ( gura 2.6).

Actualmente se han desarrollado dos teorías que explican el enlace metálico:

Teoría del mar de electrones

Los metales tienden a perder electrones debido a su baja energía de ionización. En un metal existen muchos átomos unidos entre sí. En este modelo, cada átomo de metal aporta sus electrones en sus capas más externas, los cuales se trasladan de forma libre entre ellos, de modo que crean una nube electrónica o mar de electrones de valencia deslocalizados. La atracción electrostática entre la carga positiva de los cationes y negativa de los electrones es lo que mantiene a los átomos del metal fuertemente unidos ( gura 2.7). El enlace metálico permite que los átomos de un metal permanezcan unidos y se agrupen entre sí. Esta cercanía hace que interactúen los núcleos generando estructuras compactas.

El modelo del mar de electrones explica de manera sencilla las propiedades de los metales. La ductilidad y la maleabilidad ocurren debido a que la deslocalización de electrones se lleva a cabo en todas las direcciones a manera de capas. Por tanto, ante un esfuerzo externo, estas capas se deslizan unas sobre otras sin que se rompa la estructura. Por otro lado, dado que los electrones son móviles, permiten el ujo de corriente eléctrica, lo que explica la conductividad eléctrica. Asimismo, ese movimiento de electrones puede conducir calor, transportando energía cinética de una parte a otra del metal.

Iones metálicos Los electrones se mueven libremente

Modelo de bandas

El modelo de bandas se basa en la teoría de orbitales moleculares, los cuales pueden estar llenos o vacíos. Si se combinan in nidad de átomos muy juntos entre sí, la superposición de orbitales dará lugar a regiones que se denominan bandas. La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se denomina banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando.

En los metales, la banda de valencia se solapa con la banda de conducción que está vacía, en donde los electrones están casi libres, de manera que pueden conducir la corriente eléctrica ( gura 2. ).

En los semiconductores, la banda de valencia no se solapa con la de conducción, por lo que existe una zona intermedia llamada banda prohibida. La banda de valencia está llena de electrones, pero la banda de conducción, aunque no está superpuesta, está muy próxima en energía. De esta forma, al aplicar diferencias de potencial no muy grandes, habrá algunos electrones que superen la zona prohibida en energía y lleguen a la banda de conducción, por lo que se producirá la conducción eléctrica, aunque en menor grado que en los materiales conductores.

En los aislantes, se presenta la banda de valencia totalmente llena, y la de conducción se encuentra vacía. Ambas están separadas por una región de energía extensa, llamada banda

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos prohibida, que no puede ser ocupada por electrones, así que no pueden ser desplazados por diferencias de potencial pequeñas, por lo que no conduce la electricidad.

Conductores

Figura 2.8 Teoría de bandas.

Entre las propiedades de los compuestos metálicos se pueden considerar: Los enlaces metálicos suelen ser sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio. El punto de ebullición y el de fusión de los enlaces son muy variados debido a que los enlaces son muy fuertes.

Tienen una buena conductividad de calor y electricidad. Esta propiedad se debe a que los electrones tienen la capacidad de actuar libremente en sus movimientos. La maleabilidad y la ductilidad se explican por la ausencia de enlaces direccionales.

Tienen altos puntos de fusión y de ebullición dependiendo de la estructura de la red. No son frágiles, pero sí poseen gran exibilidad y además son dúctiles. Son bastante solubles en estado fundido.

Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles próximos de energía, lo que provoca que absorban energía de prácticamente cualquier longitud de onda.

EJEMPLO 2 . 9

Explique cómo se combinan los átomos de sodio para formar el enlace metálico.

Solución

Na: 1s s p6 3s1 3(p d)0

Cada átomo de sodio en la red cristalina aporta un electrón de su capa de valencia, podría considerarse que dos átomos de sodio contiguos pueden formar un enlace covalente.

Cada átomo de sodio ofrece orbitales atómicos vacíos p y d de su capa de valencia. Se pueden formar redes in nitas de átomos con un gran número de electrones que pueden pasar de un orbital a otro con gran libertad de movimiento.

PRÁCTICA 2 . 5

Los siguientes elementos forman enlaces metálicos. Prediga mediante la con guración electrónica cuántos electrones de valencia pueden aportar al enlace.

a. Ca b. Fe a. Cu