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La moléculaPara interpretar a cabalidad este artículo es recomendable que lea primero Enlaces químicos. Existen varias palabras que son claves en química y que todos hemos escuchado, digamos que las mas comunes y fundamentales son elemento, molécula y compuesto. Los elementos químicos principales son un grupo de alrededor de 90 formas naturales y espontáneas diferentes de manifestarse la materia que fueron identificadas y nombradas por los químicos a lo largo de la historia (además hay unas 23 formas adicionales que no aparecen en la naturaleza y fueron sintetizadas por los hombres). Se les denominó elementos ya que no podía cambiarse su naturaleza de ninguna forma por medios químicos, eran algo como los "ingredientes" básicos que se mezclaban para producir todo lo que nos rodea. Solo unos pocos de estos 90 elementos se podían encontrar en la naturaleza en forma libre (sin estar "mezclados" con ningún otro), la gran mayoría resultaron de "extraerlos" de sustancias en las que estaban acompañados de uno o mas de los otros elementos. El desarrollo posterior de la ciencia (especialmente de la química) indujo a pensar a los científicos que estos elementos estaban formados por la agrupación de minúsculas partículas indestructibles e indivisibles que se les llamó átomos, y se demostró además que los átomos de los diferentes elementos eran a su vez diferentes y que estaban formados por dos partes básicas: un núcleo central con carga eléctrica positiva debido a los protones; y una "nube" que rodeaba el núcleo con partículas cargadas negativamente o electrones (vea la estructura detallada del átomo aquí). El hecho de que una buena parte de los elementos "aparecieran" producto de la división de sustancias naturales que los contenían, con propiedades físicas y químicas muy diferentes a los elementos constitutivos independientes, también indujo a pensar que existía una cantidad mínima de esa sustancia formada por el menor número de átomos posibles, una "unidad" de sustancia que llamaron molécula. La demostración de que el proceso destrucción/formación de las sustancias era reversible no dejaba lugar a dudas, los átomos de los elementos se pueden juntar para formar la molécula y luego esta molécula se puede separar en los átomos independientes. La molécula no era una mezclaAlgo saltaba a la vista, cuando se unen átomos de elementos para formar una molécula no se estaba haciendo una mezcla común, por ejemplo, si se ponen en contacto el cloro (Cl), que es un gas en condiciones normales, con el sodio (Na), que es un sólido plateado y blando, se produce una sustancia con características físicas y químicas completamente diferentes a los "ingredientes" utilizados, el cloruro de sodio (NaCl), sal de mesa o sal común. Esto era completamente diferente al caso, por ejemplo, de mezclar sal y azúcar en cuya mezcla podían diferenciarse fácilmente los granos de cada ingrediente. Los átomos no se han mezclado, se han "acoplado" de alguna forma para dar como resultado una molécula de una sustancia absolutamente diferente un compuesto.¿Pero qué es en realidad una molécula?Una molécula es una entidad química formada por mas de un átomo que se mantienen unidos como unidad de sustancia por fuerzas de atracción interatómicas, por ejemplo, la molécula del metano (CH4) formada por cuatro átomos de hidrógeno (H) y uno de carbono (C) y que convencionalmente se puede representar como: donde las lineas dan cuenta de alguna forma de atracción que mantiene la integridad de la molécula.
La representación mostrada de la molécula del metano nos induce a pensar que la distribución espacial de los átomos es plana y que los átomos de hidrógeno están colocados a 90° unos de otros formando una cruz. ¿Es esto cierto? La forma de las moléculasLas moléculas en la realidad no siempre tienen los átomos distribuidos en un plano, en su lugar ellas forman figuras geométricas tridimensionales. Las posiciones relativas de los átomos en las moléculas resultan obligadas por la fuerza de repulsión entre los electrones de valencia (aquellos electrones que forman el enlace) que tienen cargas del mismo signo. Veamos:El metanoVolvamos a la molécula del metano, en ella las zonas donde se encuentran los enlaces entre los átomos son regiones de elevada carga negativa debido a la presencia de los electrones de valencia compartidos (figura 1). Debido a la repulsión entre las regiones, estas se colocarán en el espacio a la mayor distancia posible.Geométricamente el ángulo de 90° en un mismo plano, aunque lo aparenta, no establece la mayor distancia entre los enlaces, esta se logra cuando los átomos de hidrógeno se colocan según se muestra en la figura 2, en cuya disposición los enlaces están a la mayor distancia posible. Véase en forma de barras y bolas en la figura 3. Esta disposición de los átomos adquiere una forma de tetraedro regular. Un tetraedro regular es un polígono con los cuatro lados formados por triángulos equiláteros idénticos y observe que hay un átomo en el vértice de cada triángulo (figura 4). Ángulos iguales de 109.5° son lo que producen lo deseado, es decir la mayor separación entre los enlaces y por tanto la menor repulsión posible entre ellos, y con esto se maximiza la estabilidad de la molécula. Esta disposición no es exclusiva del metano, cada vez que usted tenga cuatro pares de electrones alrededor de un átomo en una molécula, la forma preferida será el tetraedro regular.
El formaldehídoPero no siempre hay cuatro pares de electrones alrededor de un átomo y de hecho la situación es distinta en muchos casos. Veamos el caso del formaldehído de fórmula CH2O. En el formaldehído la situación es distinta comparado con el metano, empecemos por construir el diagrama de la molécula plano y con los ángulos entre los los enlaces arbitrariamente a 90°. Ahora nos toca determinar cual es
la disposición
geométrica de los
enlaces para que estén a la mayor distancia posible. Pero la
cosa ha
cambiado en relación al metano, ahora hay un doble enlace C=O.
De
acuerdo a la teoría que hemos utilizado hasta ahora, llamada Teoría de Repulsión de Pares
de Electrones
de Valencia, los enlaces múltiples se tratan como si
fueran un
grupo simple de electrones o un enlace simple, ya que estos enlaces
múltiples ocupan, a groso modo, el mismo espacio que los
simples, de
modo que en este caso tenemos un átomo de carbono rodeado por
tres
grupos de electrones, dos grupos con átomos de hidrógeno
y un grupo con
el átomo de oxígeno
(O). Al número de grupos de
electrones que rodean el
átomo se le llama número
estérico
(NE),
el que ahora para el formaldehído es 3 y que para el caso
anterior del
metano era 4.
 Figura 5. Molécula de formaldehído El acetilenoEstudiemos ahora otro caso, el del acetileno C2H2. Este gas de olor desagradable y muy útil como combustible en las antorchas de soldadura y corte de metales tiene un triple enlace entre dos átomos de carbono, cada uno de los cuales está además enlazado a un átomo de hidrógeno. Comencemos por el diagrama de la molécula mostrado a continuación a la izquierda, utilizando los mismos preceptos que se usaron para el formaldehído, con los ángulos arbitrariamente a 90°.
¿Pero es la configuración de la figura 6 a la izquierda donde los enlaces están mas lejanos?, evidentemente no, ellos están mas separados si los enlaces se disponen a 180° como aparece en la figura 7 a la derecha. Es decir una molécula lineal. En ninguno de los compuestos mostrados hasta ahora el átomo central tiene electrones sobrantes pareados, de modo que veamos ahora uno de esos casos, el amoníaco NH3 un gas bastante común en casa disuelto en agua como agente de limpieza. El amoníacoComo siempre, empecemos por el diagrama de la molécula, pero ahora, primero como diagrama de puntos que luego se convierte a diagrama de lineas.
Primero a la izquierda, en la figura 8, está el diagrama de puntos de la molécula de amoníaco, como es un elemento del grupo VA de la tabla periódica tiene cinco electrones en la capa de valencia, dos pareados, que no se comparten, y tres sin parear. A la derecha, en la figura 9, se muestra el diagrama utilizando barras para los enlaces. Note que solo tres átomos de hidrógeno pueden acoplarse a los electrones sin parear del nitrógeno (N) y queda un par de electrones. Este par de electrones establece una diferencia importante con respecto a las sustancias tratadas con antelación. Los pares de electrones, que se constituyen como una zona de carga negativa concentrada cuentan como un número estérico, esto significa que la molécula de amoníaco tiene como número estérico 4 igual que la del metano visto arriba. El hecho de que esta molécula tiene como número estérico 4 significa que se puede predecir una forma tetraédrica regular con los tres grupos de electrones separados a 109.5 grados. La diferencia ahora radica que el vértice superior del tetraedro no tiene un átomo de hidrógeno, en su lugar aparecen allí los electrones sin parear (figura 10). 
La figura 11 muestra un esquema de barras y bolas para la molécula de amoníaco. Las determinaciones experimentales muestran que los ángulos de la forma piramidal del amoníaco son ligeramente menores que 109. 5°, y esto es razonable, ya que el par de electrones "ignorado" ocupa un espacio ligeramente mayor que los electrones envueltos en el enlace. Una regla aproximada que puede usarse es que los pares de electrones comprimen el ángulo entre los enlaces unos 2° y con esto podemos predecir que el ángulo H-N-H es aproximadamente de 105°, lo que concuerda bastante bien con el determinado experimentalmente. Como usted podrá comprender existen otros casos en la vida práctica, no obstante lo tratado hasta aquí puede resultar suficiente para comprender la esencia del modo en que las moléculas toman su forma geométrica. La tabla 1 a continuación muestra un resumen de los casos vistos y de otros que resultan comunes.  Figura 11.
Molécula
de amoníaco como bolas y barras.
Tabla
1. Disposición
geométrica
de algunas moléculas
Importancia de la formaBueno, después de todo usted se preguntará ¿cual es la importancia de la forma de la molécula? La respuesta es, la forma de la molécula puede ser muy importante en la práctica especialmente en lo relacionado con su actividad biológica o farmacológica. Usemos un ejemplo práctico. Algunos microorganismos infecciosos (bacterias) que invaden al ser humano y producen serias enfermedades se nutren de sustancias que encuentran en la sangre y que le son indispensables para su desarrollo y multiplicación. La farmacología ha descubierto que si se agregan al torrente sanguíneo ciertas sustancias con fórmula molecular diferente (con uno o más elementos químicos distintos) pero con la misma disposición espacial molecular, la bacteria resulta "engañada", toma esta sustancia como la que necesita pero no le sirve, su metabolismo se ve afectado y la bacteria muere o no se puede reproducir. De cualquier forma el sistema de defensa del organismo humano toma ventaja del hecho y termina aniquilando a los invasores. Hoy en día estas sustancias "engañadoras" se conocen como antibióticos.La forma de la molécula es importante además en otros aspectos como veremos a continuación La polaridad de las moléculas.Ya tenemos una idea de las formas de las moléculas y su relación con los antibióticos, pero esta forma puede ser muy importante en otras cuestiones. Las propiedades físicas y químicas también dependen de la forma.Una gran parte de las sustancias que nos rodean no están formadas por moléculas que andan "vagando" en el espacio a cualquier distancia entre ellas, si usted toma un poco de agua, el "cuerpo de agua" se mantiene como una unidad volumétrica que no se deshace ni crece de volumen espontáneamente. Del mismo modo sucede con el tetracloruro de carbono CCl4 (un líquido disolvente), con el hielo y otras muchas sustancias que nos rodean. Esta situación de coherencia nos induce a pensar que deben existir fuerzas de atracción entre las moléculas que las mantienen unidas en un cierto volumen fijo, y el hecho es absolutamente cierto para líquidos y sólidos. En los gases esto no se cumple, las moléculas de los gases si "vagan" sin ser retenidas por nada (o casi nada) y por lo tanto un gas dejado en el espacio (sin estar en un recipiente) se expande constantemente auto-diluyéndose, es decir sus moléculas se separan unas de otras sin control, parece que no hay fuerzas de atracción intermoleculares o estas son muy débiles. Si usted toma un trozo de hielo y trata de partirlo con las manos notará una fuerte resistencia, probablemente no podrá romperlo, sus moléculas están fuertemente unidas por interacción molecular, de no haberla resulta claro que el trozo de hielo se convertiría en gas al instante. Pero ¿de donde vienen esas fuerzas intermoleculares?, ¿de qué depende la magnitud de estas? Un rol clave en esto se encuentra en la forma de las moléculas. Moléculas polares y apolaresAnalicemos dos moléculas simples, la de hidrógeno H2 y la de fluoruro de hidrógeno HF (un gas). Ambas tienen forma lineal (todas las moléculas con solo dos átomos son lineales) pero entre ellas hay una gran diferencia.
La molécula de hidrógeno está formada por dos átomos de este elemento unidos por un enlace covalente puro, es decir ambos átomos comparten por igual los electrones de enlace (figura 12). Para el caso del HF la situación es distinta, el átomo de flúor al ser mas electronegativo (tabla 2) que su "compañero" el hidrógeno retiene mas tiempo en sus cercanías los electrones compartidos y el enlace resulta covalente polar (figura 13). ¿Que sucede con esto?, simplemente que hay una mayor concentración de carga negativa en las inmediaciones del átomo de flúor, y por la misma razón una mayor presencia de carga positiva alrededor el átomo de hidrógeno, la molécula se polariza eléctricamente. En la práctica este desbalance de cargas se representa con la letra griega minúscula delta (δ) y en la inmediaciones del átomo de flúor existe una carga δ- mientras que alrededor de átomo de hidrógeno una carga δ+. La polaridad de las moléculas de gases no es igual para todos, ya hemos visto que la molécula de hidrógeno no es polar, del mismo modo no son polares las moléculas de nitrógeno y del oxígeno del aire, estos gases comparten los electrones de valencia por igual y por tanto no hay regiones cargadas en la molécula. En el HF la significativa diferencia de eletronegatividad entre el hidrógeno y el flúor resulta en una molécula bastante polarizada, más que la molécula de cloruro de hidrógeno HCl veamos por qué. Observe la tabla 2 a la derecha, verá que el flúor (F) es mas electronegativo (EN = 4.0) que el cloro (Cl) con EN = 3.0, la electronegatividad es una magnitud que da idea de la fuerza con la que cierto elemento atrae para él los electrones compartidos en un enlace, de forma que la polaridad de una molécula estará en dependencia de la diferencia de electronegatividades (ΔEN) entre los átomos involucrados. Así tenemos que: La molécula de HF tiene ΔEN = 4.0 - 2.1 = 1.9 La molécula de HCl tiene ΔEN = 3.0 - 2.1 = 0.9 Ambas moléculas son polares pero la de HF es más polar de la de HCl. La polaridad de las moléculas se puede tratar como una magnitud vectorial, tiene un valor (que depende de ΔEN) y convencionalmente se le ha dado el sentido hacia δ- con una cruz del lado de δ+ tal y como se representa en las figuras 14 y 15 a continuación. La flecha representa una magnitud del enlace llamada momento dipolar que es simplemente una medida de cuanto dipolar es el enlace. Mientras más grande es el momento dipolar, mas polar es la molécula y a su vez mayores son las cargas δ+ y δ-.
Volvamos ahora al acetileno como ejemplo de una molécula con más de un enlace polar.  Note que en el acetileno tiene dos enlaces polares C-H y esto se puede detectar de la diferencia de electronegatividades entre ambos elementos, la EN del carbono es 2.5 mientras que la del hidrógeno es 2.1 lo que produce un ΔEN = 0.4 indicando un momento dipolar del enlace no muy alto, el enlace no es muy polar, pero es polar al fin. Además hay un enlace triple C-C que como es entre átomos iguales no es polar (ambos comparten los electrones del enlace por igual). Hagamos ahora el diagrama vectorial de la molécula del acetileno (figura 16 a continuación).  Figura 16. Diagrama
de la molécula del acetileno mostrando los vectores de momento
dipolar.
Aunque
la molécula tiene dos enlaces polares, ambos enlaces son iguales por lo
que los momentos dipolares son de la misma magnitud y tienen
sentidos contrarios, la suma de los vectores es cero y por tanto el
momento dipolar de la molécula es cero, la molécula en su
conjunto no
es polar.
Calculemos ahora la ΔEN de los enlaces H-O como la diferencia entre las electronegatividades de ambos elementos. ΔEN = 3.5 - 2.1 = 1.4 (vea la tabla 2) La magnitud de ΔEN es relativamente grande (el oxígeno es el segundo entre los elementos más electronegativos) lo que significa que el momento dipolar del enlace es alto y por tanto muy polarizado. Construyamos el diagrama vectorial de la molécula del agua según la convención establecida con anterioridad para determinar si la molécula en su conjunto es polar o apolar. La figura 18 a la derecha muestra la construcción del diagrama vectorial para determinar la polaridad de la molécula de agua. Note que efectivamente la suma de los vectores correspondientes a los momentos dipolares de cada enlace resulta en un vector con cierta magnitud (comparable con la del fuerte enlace polarizado H-O) y que este se dirige cortando el ángulo entre los átomos de hidrógeno a la mitad, o dicho de otra forma desde el lado δ+ de la molécula como un todo, hacia el lado δ- de la molécula como un todo según se muestra a continuación en la figura 19.
Las fuerzas intermolecularesAnteriormente se mencionaba el hecho de que no era fácil romper un trozo de hielo y ahora que conocemos que la molécula del agua es polar podemos explicar parcialmente este comportamiento.Fuerzas dipolaresLa molécula del agua tal y como se ha visto arriba tiene una zona cargada con δ+ en las inmediaciones de los átomos de hidrógeno y otra cargada δ- del lado del átomo de oxígeno. ¿Qué pasa si ponemos un grupo de moléculas de agua juntas? Las zonas con carga de diferente signo se atraen mutuamente lo que conduce a que las moléculas tiendan a acercarse unas a otras debido a estas fuerzas intermoleculares. Las fuerzas intermoleculares entre moléculas polares se llaman fuerzas dipolares o fuerzas dipolo-dipolo indicando la atracción entre los momentos dipolares de las moléculas.Como el momento dipolar de la molécula del agua es grande, la relativa atracción intermolecular es también grande, o dicho de otro modo las moléculas están unidas por una gran fuerza dipolar. Este hecho da cierta justificación del porqué el agua, formada por dos elementos gaseosos, uno de los cuales es el mas ligero de todos (el hidrógeno), tenga unas propiedades físicas que en realidad no podían esperarse de su fórmula química, entre estas: su elevado peso, su alto punto de ebullición y la gran dureza y resistencia a la rotura del hielo. Pero, a pesar del momento dipolar relativamente grande del agua, este no parece ser el único factor que explica sus "extrañas" propiedades físicas ya que por ejemplo el fluoruro de hidrógeno (HF) que tiene un momento dipolar más elevado en su molécula es un gas en condiciones normales. Hay algo más en la molécula de agua y lo veremos mas abajo. El hecho de que el agua sea líquida y no gaseosa en condiciones normales se puede aceptar como producto de fuerzas de interacción entre sus moléculas bastante polares, y este asunto de la polarización, a simple inspección, también puede servir para justificar que elementos como el oxígeno y el nitrógeno, cuyas moléculas no son polares, y por tanto no existen fuerzas de atracción entre ellas, sean gases en condiciones normales. ¡Pero cuidado! estos gases también se hacen líquidos si la temperatura baja lo suficiente; algo anda mal, si solo las fuerzas dipolares son las responsables de la atracción molecular, ni el nitrógeno ni el oxígeno (y otros gases en condiciones normales) podrían licuarse. No cabe duda, hay, además de las fuerzas dipolares, otras fuerzas intermoleculares que llegan a tener magnitudes suficientes como para "inmovilizar" las "viajeras" moléculas de los gases. Fuerzas de van der WaalsEl hecho de que las sustancias formadas por moléculas no polares se puedan licuar, obviamente indica la existencia de otras fuerzas intermoleculares diferentes a las fuerzas dipolo-dipolo.
Sin embargo el CO2, aun con la molécula no polar pasa directamente del estado gaseoso al sólido a los -78°C. Para encontrar la solución a este hecho aparentemente inexplicable acudiremos al modelo propuesto hace mas de 100 años por los químicos Fritz London y J.D. van der Waals. Según su modelo, cualquier átomo o molécula se trata como un espacio esférico definido que contiene electrones, y se asume que los electrones dentro de la esfera están en constante movimiento al azar. De acuerdo al modelo, una molécula cualquiera es una esfera que contiene los electrones de los átomos constituyentes, así la molécula de hidrógeno tiene dos electrones mientras que la del metano resulta una esfera mas grande con 10 electrones (cuatro de los hidrógenos y 6 del carbono). Bajo el mismo principio nuestra molécula de CO2 debe ser una esfera que contiene 20 electrones, 8 del oxígeno y 12 de los carbonos. London y van der Waals proponen que como los electrones están en constante movimiento puede suceder que en un instante de tiempo se produzca una agrupación de electrones en alguna zona de la esfera. Durante ese instante, el lado con más electrones adquiere una pequeña carga negativa y la zona del lado contrario, carente de electrones, la misma carga pero de sentido positivo. Durante el próximo instante de tiempo este desbalance desaparece, pero rápidamente puede aparecer al azar en otra zona de la esfera. Bajo este modelo, las moléculas exhiben un constante e instantáneo parpadeo de débiles momentos dipolares orientados que aparecen y desaparecen aleatoriamente de un instante a otro. Si nos seguimos por las propuestas de London y van der Waals en realidad todas las moléculas, aunque sean no polares, tienen cierto grado débil de polaridad que cambia de posición y dirección de un lado a otro dentro de la molécula. Debido a que el desbalance de electrones que produce este momento dipolar usualmente no es muy pronunciado la polarización de la molécula es muy pequeña y resulta una fracción del momento dipolar permanente de una molécula polar. Sin embargo este momento dipolar débil es el que produce la atracción entre las moléculas que eventualmente conduce al cambio de estado de gas a líquido o gas a sólido como el caso que nos ocupa del CO2. Veamos de cerca como es que las fuerzas de van der Waals pueden producir el cambio de estado, supongamos condiciones normales (presión atmosférica y 20°C). En estas condiciones las moléculas de cualquier gas se mueven dentro de su masa a relativas grandes velocidades, lo que les confiere una gran energía cinética. La débil fuerza de atracción producida por el instantáneo momento dipolar que puede tener una molécula cualquiera de la masa del gas no es suficiente para atraer hacia ella alguna otra molécula que pase muy próxima, la "veloz" molécula continúa su camino casi imperturbable. Sin embargo cuando baja la temperatura, baja también la energía de las moléculas y con ello su velocidad, llegará un momento, con temperatura suficientemente baja, que los débiles momentos dipolares puedan ser suficientes para frenar el movimiento de baja velocidad de las moléculas adyacentes y se produzca la necesaria "adhesión" intermolecular como para cambiar de gas a líquido o de líquido a sólido según el caso. Pero ¿cuan débiles son en realidad las fuerzas de van der Waals? En el caso de moléculas formadas por elementos ligeros (con pocos protones y por tanto pocos electrones) tales como las del H2, N2 y el O2 estas fuerzas son realmente muy débiles lo que explica sus bajísimos puntos de licuefacción (N2 = -210°C; H2 = -259°C; O2 = -223°C). ¿Porqué son muy débiles? la explicación salta a la vista; la esfera de van der Waals contiene pocos electrones de modo que la posibilidad de que varios de ellos se reúnan en una zona de la esfera es muy baja, normalmente el desbalance electrónico es poco significativo y por tanto el momento dipolar instantáneo también. Puentes de hidrógeno
Para encontrar la razón echemos un vistazo de cerca a el enlace H-O, cuando el oxígeno y el hidrógeno se enlazan de forma covalente el átomo de oxígeno se "apropia" (dada su elevada electronegatividad) del par de electrones compartidos generando un δ+ en el átomo de hidrógeno, y esto no es sorpresa ya lo sabíamos. Sin embargo, hay algo único del átomo de hidrógeno; este tiene solamente un electrón; del intercambio desigual con el átomo de oxígeno el núcleo del hidrógeno queda casi "desnudo" con su protón al descubierto (figura 21). Bajo estas condiciones el protón del hidrógeno se hace "hambriento" de electrones, y la presa que tiene al alcance son los electrones pareados de los átomos de oxígeno de las moléculas de agua vecinas. La distancia entre las moléculas de agua se hace muy corta, primero por la fuerte atracción que el protón casi desnudo ejerce sobre los electrones pareados del átomo de oxígeno de la otra molécula; y segundo porque el átomo de hidrógeno no tiene electrones que impidan el acercamiento, no hay cargas del mismo signo que se repelen. Esta fuerza atractiva adicional se conoce con el nombre de puente de hidrógeno y se representa usualmente con una linea de puntos entre los átomos involucrados (figura 22). La palabra "puente" se usa en lugar de atracción dipolo-dipolo porque esta fuerza de atracción en muy grande y se acerca a la fuerza de un enlace covalente. Para que se pueda formar un puente de hidrógeno entre moléculas se debe cumplir la condición de que el átomo de hidrógeno esté enlazado covalentemente con un átomo pequeño y mucho más electronegativo que él. Esta condición se cumple para los enlaces covalentes O-H, N-H y F-H ya que el oxígeno, el nitrógeno y el flúor son los elementos que más se "apropian" de electrones, es decir son los más electronegativos de la tabla periódica. Con frecuencia no se incluye al cloro como capaz de inducir puentes de hidrógeno. Más arriba, a la hora de introducir el asunto de las propiedades inusuales del agua, usamos el ejemplo del fluoruro de hidrógeno, que con momento dipolar incluso superior al del agua era un gas en condiciones normales, ahora, al final de la explicación, resulta que el flúor es también uno de los formadores de puentes de hidrógeno, entonces porqué el HF a diferencia del agua es un gas en condiciones normales. El asunto radica en la distribución de electrones de este elemento. Hay una gran diferencia entre el oxígeno y el flúor; el oxígeno tiene seis electrones en su capa de valencia, de modo que cuando comparte dos con sendos átomos de hidrógeno le quedan dos pares de electrones en el último nivel tal y como vimos en la figura 21. Esta elevada cantidad de electrones produce la "nube" mostrada en la misma figura de forma que constituye un "manjar" para el ávido protón descubierto del hidrógeno. Con el flúor la cosa cambia, este elemento solo tiene un electrón en el último nivel y este es el que está haciendo el enlace. Entonces la "nube" del átomo de flúor está vacía y por tanto el protón del hidrógeno no resulta atraído con fuerza por el átomo de flúor. El puente de hidrógeno es débil y esto permite una distancia relativamente grande entre las moléculas. La cosa no termina ahíHasta ahora hemos hablado de fuerzas intermoleculares como la razón que mantiene unidas las moleculas y con ello determina la integridad del cuerpo de la sustancia y su estado físico. Pero hay muchas sustancias en la práctica que no contienen moléculas en su interior, sí, su cuerpo no está integrado por moléculas y estas sustancias se conocen como sustancias no moleculares.Sustancias no molecularesYa hemos dicho, y recalcamos ahora, que algunas sustancias tales como el agua se mantienen en forma molecular aunque estén en el estado sólido, sus moléculas se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares (fuerzas de van der Waals, fuerzas dipolo-dipolo o puentes de hidrógeno), y un sólido de este tipo se le llama sólido molecular.Si entramos en la interioridad de un trozo de hielo podemos "ver" que este está compuesto por moléculas de agua atrapadas unas con las otras por puentes de hidrógeno "asegurándolas" en su lugar. Otro sólido molecular es la parafina formada por moléculas de hidrocarburos tales como el C20H42 pero en este caso las moléculas se mantienen juntas por fuerzas de van der Waals. Otras muchas sustancias, aunque tienen fuerzas intermoleculares relativamente débiles, no solidifican como sólidos moleculares y de hecho no contienen ninguna forma en su interior que puede clasificarse como molécula independiente, en su lugar estos sólidos existen como un cuerpo compacto que mantiene su integridad por grandes fuerzas covalentes o iónicas y se denominan sólidos no moleculares. Solidos iónicos no moleculares
En un sólido de este tipo no puede detectarse algo que se pueda llamar molécula, de modo que se les llama sólidos iónicos no moleculares. De la misma forma tampoco puede hablarse de fuerzas intermoleculares (ya que no hay moléculas) y su integridad se debe a los fuertes enlaces iónicos. Fundir estos compuestos requiere romper los enlaces iónicos y debido a que esta operación requiere de enormes cantidades de energía (calor), una buena parte de los cristales iónicos funden a temperatura cercana a 1000°C e incluso por encima de ese valor. El cloruro de sodio, por ejemplo, funde a 801°C, el cloruro de potasio a 776°C y el fluoruro de potasio a 720°C. Sólidos no moleculares no iónicos.No todos los cristales están formados por una red de iones, los hay también "amarrados" por enlaces covalentes y debido a esto se les llama cristales covalentes. Los cristales covalentes pueden ser lo mismo de compuestos como de elementos puros y a su estructura se le llama red cristalina covalente. Uno de los mas codiciados y caros cristales es el diamante, el que está constituido por un elemento puro (el carbono), otro elemento que forma cristales covalentes es el silicio.En ambos, carbono y silicio (en sus formas cristalinas), cada átomo está enlazado covalentemente con otros cuatro átomos del mismo elemento formando una red espacial.
Un ejemplo de compuesto que forma redes cristalinas covalentes es el cuarzo (dióxido de silicio) en el cual cada átomo de silicio está enlazado covalentemente con cuatro átomos de oxígeno, los que además están a su vez enlazados a otros átomos de silicio formando una gran red. Por simple inspección de la fórmula química generalmente no se puede saber si el sólido es molecular (como el hielo) o no molecular (como el silicio). Si el compuesto tiene un metal del grupo IA (1) o IIA (2) ligado a un no metal es una buena indicación de que es iónico y por lo tanto no molecular, pero en caso contrario no se puede predecir nada y hay que hacer la determinación experimentalmente. El punto de fusión es una buena pista, ya que un punto de fusión alto está ligado a enlaces fuertes que mantienen el sólido compacto. Si el punto de fusión es muy alto, cercano o mayor que 1000°C el sólido es muy probablemente no molecular, pero si el punto de fusión es bajo quiere decir que hay fuerzas de unión débiles y en consecuencia es muy posible que sea molecular. Veamos un caso particular. Si nos atenemos puramente a la fórmula química del dióxido de silicio SiO2 donde un átomo de silicio está unido a dos átomos de hidrógeno por dobles enlaces (figura 25), podemos asumir sin lugar a dudas que la molécula es lineal al igual que el dióxido de carbono. Y esta apreciación, en principio cierta, nos puede conducir al hecho erróneo de que como la molécula no es polar las fuerzas que mantienen unidas a estas en un trozo de silicio son fuerzas de van der Waals, sin embargo, el dióxido de silicio es un sólido muy duro en condiciones normales y tiene el punto de fusión entre 1660 y 1725°C. Estas dos características físicas "extremas" indican que no debe ser un sólido molecular, y como ya se dijo, los experimentos han demostrado que es un sólido no molecular que puede formar redes cristalinas muy estables debido a enlaces covalente entre los átomos que la forman.  Figura 25. Molécula del dióxido de silicio. Sólidos no moleculares metálicos.Otra clase de sólidos que tienen altos puntos de fusión son los metales puros, tales como la plata (Ag), el oro(Au), el hierro (Fe) y el cobre (Cu) entre otros. Estos sólidos no moleculares está formados por átomos neutros unidos por enlaces metálicos. Al igual que los enlaces covalentes, los enlaces metálicos se producen al compartir electrones, pero hay una gran diferencia. En una pieza de metal los electrones de valencia son libres en movimiento y están compartidos y son atraídos por todos los núcleos de los átomos de la pieza produciendo una fuerza de atracción extra entre los átomos (el hecho de la movilidad de los electrones explica la conductividad eléctrica de los metales).De la misma forma que los enlaces covalentes e iónicos estos enlaces son verdaderos enlaces, lo que significa, que en general, son fuertes y como ya usted sabe los enlaces fuertes interpartículas usualmente conducen a altos puntos de fusión. El oro funde a 1064°C, el hierro a 1535°C, estas son temperaturas muy altas lo que refleja la fuerza de los enlaces metálicos. De todas formas hay excepciones, el sodio (Na) funde a solo 98°C y el mercurio (Hg) es líquido en condiciones normales pero las razones de estas "anormalidades" que indican enlaces metálicos débiles se van del alcance de lo que se pretende con este artículo. Otros temas de química general aquí. Temas de química orgánica aquí. Para ir al índice general del portal aquí. |
