Tipos de Sólidos y Fuerzas intermoleculares

 

Las propiedades que presentan las diferentes sustancias están relacionadas con su tipo de enlace, por lo que podemos usar algunas propiedades para identificar el tipo de enlace que presentan: iónico, covalente o metálico.

ü Las propiedades físicas de un compuesto reflejan la naturaleza de su enlace químico, es decir, la naturaleza de las fuerzas existentes ente sus átomos.

ü Los compuestos iónicos no forman moléculas individuales. Cómo las fuerzas electrostáticas entre iones son intensas, los compuestos iónicos poseen puntos de fusión y de ebullición elevados, por lo que a temperatura ambiente son sólidos. Son solubles en agua, pues los iones abandonan la red y se rodean de moléculas de agua y solo conducen la electricidad fundidos o en disolución.

ü Las sustancias covalentes pueden ser atómicos o moleculares. Las moleculares tienen puntos de fusión y de ebullición bajos, ya que las fuerzas intermoleculares son muy débiles comparadas con las fuerzas intramoleculares (los enlaces covalentes entre los átomos). Suelen ser gases, y si las fuerzas intermoleculares son muy fuertes pueden ser sólidos blandos o, si son intermedias, líquidos a temperatura ambiente. No se disuelven en agua por ser apolares, se disuelven en disolventes apolares u orgánicos como el CCl4. No conducen la corriente ni siquiera fundidos o en disolución.

ü Las sustancias covalentes atómicas (como el grafito o el diamante) se denominan sólidos covalentes, poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos, ya que solo se pueden fundir rompiendo los enlaces covalentes

Los compuestos covalentes pueden ser moleculares o atómicos, según se recoge en la siguiente tabla:

Geometría de las sustancias

 

Tipos de sustancias según sus enlaces

 Compuestos iónicos

Compuestos covalentes moleculares

Compuestos covalentes atómicos

Metales

Partículas en el cristal (Especies químicas enlazadas)

Iones: Cationes y aniones.

(Cristales iónicos)

Moléculas.

 

 

Átomos

(cristales covalentes)

Cationes y electrones deslocalizados

(cristales metálicos)

Fuerzas presentes

Enlaces iónicos.

 

 

Enlaces covalentes intramoleculares. Fuerzas intermoleculares. (De Van der Waals o de puentes de Hidrógeno)

Enlaces covalentes.

Enlaces metálicos.

 

Puntos de fusión

Altos, por encima de 600 ºC 

 

Bajos en general, de  -272 ºC a 400 ºC.

Elevados, entre 1.200 ºC y 3.600 ºC.

Variados, de -39 ºC a  3.400 ºC.

Solubilidad

Solubles en agua y otros disolventes polares.

 

 

Insolubles en agua.

Las sustancias apolares son solubles en disolventes apolares (orgánicos). Las polares, en disolventes polares (como el agua).

Insolubles.

 

Insolubles

Solubles en otro metal fundido (aleaciones).

 

Conductividad eléctrica

Conductores sólo en disolución o fundidos.

(Electrolitos de 2º orden)

Sustancias apolares, no conductoras.

Sustancias polares, algo conductoras.

No conductores,

Buenos conductores en estado sólido.

(electrones libres)

Otras características

Forman redes cristalinas de gran estabilidad.

La disolución de

los compuestos iónicos produce la disociación iónica de éstos.

Duros,  frágiles y quebradizos.

 

 

En condiciones ordinarias pueden ser gases, líquidos o sólidos volátiles

Sólidos muy blandos

Puntos de fusión y de ebullición bajos porque al fundir o hervir sólo se rompen las atracciones intermoleculares.

 

Los más duros de todos los sólidos como consecuencia de la gran estabilidad de sus enlaces.

No conducen la electricidad, ya que no tienen iones y sus electrones de valencia, claramente localizados, carecen de libertad de desplazamiento.

Los valores más altos de puntos de fusión corresponden a los metales de las series de transición.

Densidades elevadas, debido a sus estructuras compactas.

Buenas propiedades mecánicas: tenaces, dúctiles y maleables.

Ejemplos

 

NaCl;  CaBr2 ; KI, CaO; K2O;  K2SO4

 

H2O (s), I2, S8,

C10 H8 (naftaleno)

C12H22O11 (sacarosa)

C6H12O6 (glucosa)

Gases: H2; O2; N2; NH3; HF

C (diamante),

SiO (cuarzo); SiC (carborundo)

 

Al, Na, Ca, Fe, Cu, Au; Ag

 

Las sustancias químicas se clasifican en metálicas, iónicas, covalentes y moleculares. Los metales se caracterizan por: presentar brillo metálico y conducir la corriente eléctrica y la energía térmica. En general, tienen puntos de fusión y ebullición elevados, y además, son dúctiles, tenaces y maleables. Las sustancias iónicas presentan puntos de fusión y ebullición altos, caracterizándose por su dureza y fragilidad. Las sustancias covalentes, que forman redes bi y tridimensionales, son muy duras y tienen puntos de fusión y ebullición muy altos. Las sustancias moleculares suelen ser gases, líquidos y sólidos que presentan puntos de fusión y ebullición bajos.

En los metales, los átomos se encuentran muy empaquetados, de tal forma que sus orbitales atómicos más externos se encuentran solapados y los electrones de valencia están deslocalizados a lo largo del conjunto de orbitales de valencia vacíos. Es decir, los electrones se sitúan en un gran orbital molecular deslocalizado que engloba a toda la red metálica.

Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos de un enlace es muy grande, se puede admitir la existencia de iones que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas. Este enlace iónico podrá formarse si la energía necesaria para obtener los iones a partir de los átomos es compensada en la formación del sólido iónico. Se denomina energía reticular a la energía liberada por cada mol del cristal formado a partir de iones gaseosos aislados. Es grande cuando los iones son pequeños y muy cargados. Cuanto mayor sea la energía reti­cular tanto más estable será el cristal iónico.

El Agua  

La mayoría de las sustancias en estado sólido suelen ser más densas que en estado líquido. Sin embargo, la estructura del hielo es más ligera que el agua líquida. Existen diferentes estructuras para el hielo, no obstante, en todas ellas, cada molécula de H2O está rodeada tetraédricamente por otras cuatro. El resultado es una estructura abierta en la que queda espacio para más moléculas (baja densidad).

Cuando se funde el hielo, la energía cinética de las moléculas aumenta, desmoronándose parcialmente la estructura rígida del hielo al romperse paulatinamente los enlaces de hidrógeno. A la temperatura de 0°C la densidad del agua es mayor que la del hielo, ya que cada molécula de agua se ve rodeada por un mayor número de moléculas vecinas, con lo que la densidad aumenta. Este aumento del grado de empaquetamiento llega a ser máximo hasta la temperatura  de 3,98 °C en donde la densidad vale 1,000 g/ml. Si se sigue aumentando la temperatura, al incrementarse el estado de agitación de las moléculas, van disminuyendo las fuerzas intermoleculares con lo que se produce una disminución de la densidad.

Esta variación de la densidad del agua con la temperatura explica la forma de vida acuática en lugares de clima frío. Cuando la temperatura atmosférica disminuye hasta 0°C, o temperaturas inferiores, la primera en enfriarse es el agua de la superficie de lagos, charcas y ríos. Al ser más densa, el agua superficial desciende y reemplaza a la más caliente, que a su vez, se enfría y, a continuación, vuelve a descender hacia el fondo.

 

 Cuando toda el agua se ha enfriado hasta la temperatura de máxima densidad, cualquier enfriamiento posterior produce una capa superficial que ahora es menos densa por lo que permanecerá arriba hasta que se solidifique. Como el hielo es mal conductor del calor, el agua que está por debajo se enfría muy lentamente, de modo que la capa de hielo se ensancha poco a poco. Esto hace que en una charca, o en los lagos nunca se llegue a solidificar toda el agua completamente.

 

Actividades GUÍA DE LECTURA

1. Lee el  documento anterior y realiza un esquema que recoja las ideas fundamentales del mismo. Resume algunas de las propiedades físicas y químicas del agua, resaltando su importancia en algunos procesos físicos, químicos y biológicos.

2. Justifica la solubilidad en agua de algunas sustancias con enlaces covalente como la glucosa y el etanol.


 

 

Las siliconas; Se representa la estructura típica de una silicona de cadena.

Son compuestos que presentan la fortaleza e inercia del enlace silicio-oxígeno junto con alguna de las propiedades de lospolímeros orgánicos. Las siliconas son polímeros de fórmula general (R2SiO). en donde R es un radical orgánico. Se pueden formar polímeros con cadenas entrecruzadas como polímeros cíclicos.

 Estos compuestos poseen unas propiedades muy útiles. La presencia de los grupos hidrocarbonados en las siliconas hacen que sea una sustancia hidrófuga, siendo muy utilizadas en tejidos impermeables para evitar la humedad.

 Su elevada resistencia al calor permite emplearlas como sustituyentes del caucho y de los lubricantes cuando éstos pierden sus propiedades a causa de la temperatura. Se cuenta que en el frío invierno del 1942, los norteamericanos facilitaron lubricantes a base de siliconas para que los carros de combate de sus aliados soviéticos pudieran emprender una ofensiva contra las tropas alemanas. Son también muy buenos aislantes eléctricos. En la construcción permiten aislar y restaurar edificios y monumentos. Las metilsiliconas se emplean en cirugía ya que son biológicamente inertes y, además, no provocan la coagulación de la sangre ni se adhieren sobre los tejidos corporales. El primer implante de silicona se hizo en 1955, colocando un by-pass en un niño. En 1961 se empezó a estudiar su uso en implantes de mama. Se usan también en cosmética (cremas antisolares y de afeitar, dentífricos, lacas, etc.) y en imprenta (soporte etiquetas adhesivas)

A.1 Señala algunas de las propiedades de las siliconas y sus principales aplicaciones

 

Entre los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares tenemos las fuerzas de Van der Waals y los enlaces de hidrógeno. Las fuerzas de Van der Waals se caracterizan por ser muy débiles y aumentar con la masa molecular. El enlace de hidrógeno se da entre aquellas sustan­cias en las que sus moléculas contienen un átomo de hidrógeno enlazado a un átomo muy electronegativo X (que puede ser N, O y F).

ü La fuerzas que unen las moléculas entre si reciben en general el nombre de fuerzas de Van der Waals, que  pueden ser de tres tipos: de atracción dipolo – dipolo o de Keeson (en sustancias con dipolos permanentes o polares), fuerzas de atracción dipolo – dipolo inducido o de Debye (en sustancias polares) y fuerzas de dispersión o de London (debido a dipolos instantáneos partir de vibraciones que producen polarización instantánea)

ü Las fuerzas intermoleculares crecen con la masa molecular o atómica de las sustancias consideradas.

üCuanto mayor sean estas fuerzas mayor serán los puntos de fusión y ebullición de las sustancias.

ü  Cuanto mayor sea la polaridad de una molécula, más intensas son las fuerzas intermoleculares bipolares, debidas entre sus dipolos permanentes.

ü El enlace de hidrógeno es una unión entre moléculas en las que un átomo de hidrógeno actúa  de “puente “ entre dos átomos muy electronegativos, como F, O o N, que se encuentran unidos al hidrógeno mediante un enlace covalente muy polarizado, como en el HF, el H2O o el NH3

ü El enlace por puente de hidrógeno permite explicar las propiedades anómalas del agua, como puntos de fusión y de ebullición anormalmente altos y su actuación como disolvente, en comparación con las uniones del hidrogeno con otros anfígenos, como en el H2S; H2Se y H2Te. 

üLa energía de formación y rotura del enlace por puente de hidrógeno es muy pequeña, por lo que se forma y se rompe fácilmente, desempeñando un papel importante en biología por encontrase en las proteínas y en otras sustancias de interés biológico.