Diferencias de Valencia entre el Oxígeno y el Azufre
El oxígeno y el azufre pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica, pero presentan diferencias en sus valencias. El oxígeno solo tiene valencia 2 porque es un elemento muy electronegativo y no dispone de orbitales d en su capa de valencia, por lo que no puede ampliar el octeto. En cambio, el azufre, al encontrarse en el tercer periodo, sí posee orbitales d disponibles, lo que le permite ampliar su capa de valencia y presentar valencias 2, 4 y 6.
Configuración Electrónica y Enlace Iónico: Magnesio y Cloro
El elemento alcalinotérreo del tercer periodo es el magnesio (Mg), y el segundo halógeno es el cloro (Cl).
a) Configuración electrónica y números cuánticos
El magnesio (Z = 12) presenta la configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s².
El último electrón se sitúa en el orbital 3s, por lo que sus números cuánticos son: n = 3, l = 0, m = 0 y s = ±1/2.
El cloro (Z = 17) tiene la configuración: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Su último electrón está en un orbital 3p, con números cuánticos: n = 3, l = 1, m = -1, 0, +1 y s = ±1/2.
b) Tipo de enlace, fórmula y propiedades
El magnesio es un metal y el cloro un no metal, por lo que entre ellos se establece un enlace iónico mediante transferencia de electrones. El magnesio pierde dos electrones formando el catión Mg²⁺ y cada átomo de cloro gana uno formando el anión Cl⁻, por lo que la fórmula del compuesto es MgCl₂. Este tipo de compuestos presenta un alto punto de fusión y ebullición, y conduce la electricidad cuando está fundido o disuelto en agua.
Tendencias de la Afinidad Electrónica
La afinidad electrónica aumenta en un periodo de izquierda a derecha. Por tanto, el orden creciente de afinidad electrónica de los elementos Li, C y F es: Li < C < F.
La afinidad electrónica es la variación de energía que se produce cuando un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental acepta un electrón para formar el correspondiente anión o ion negativo. En conclusión, el litio tiene menor afinidad electrónica por ser un metal que prefiere perder electrones, mientras que el flúor tiene mayor afinidad por su electronegatividad y su proximidad a la configuración de los gases nobles.
Geometría Molecular y Polaridad del Amoníaco (NH₃)
La geometría y polaridad del amoníaco (NH₃) se pueden explicar a través de la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) partiendo de su estructura de Lewis. El átomo central de nitrógeno posee cinco electrones de valencia, de los cuales emplea tres para formar enlaces covalentes simples con tres átomos de hidrógeno, quedando un par de electrones sin compartir (par solitario).
Al contabilizar los dominios electrónicos alrededor del nitrógeno, encontramos un total de cuatro focos de densidad electrónica (tres pares enlazantes y uno solitario). Según la TRPECV, para minimizar las repulsiones electrostáticas, estos cuatro pares se disponen espacialmente hacia los vértices de un tetraedro, lo que define su geometría electrónica. Sin embargo, dado que los pares solitarios ocupan más espacio que los enlazantes, la geometría molecular (que solo tiene en cuenta la posición de los núcleos atómicos) resulta ser una pirámide trigonal.
Esta misma repulsión del par solitario provoca que los ángulos de enlace H-N-H se cierren ligeramente, pasando de los 109.5° teóricos de un tetraedro perfecto a unos 107°. En cuanto a la polaridad, el nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno, lo que genera momentos dipolares de enlace dirigidos hacia el átomo central. Debido a la asimetría de la forma piramidal, estos vectores no se anulan entre sí, sino que se suman en un momento dipolar resultante distinto de cero. Por tanto, el amoníaco es una molécula polar, lo que le permite interactuar mediante fuerzas intermoleculares como los puentes de hidrógeno.
Comparativa de Puntos de Fusión y Fuerzas Intermoleculares
El orden de los compuestos según su punto de fusión, de menor a mayor, es: CH₄ < H₂S < H₂O < NaF. Esta progresión se justifica analizando la naturaleza de sus enlaces y la intensidad de las fuerzas que mantienen unidas a sus partículas:
- Metano (CH₄): En el nivel más bajo. Es una molécula covalente apolar con geometría tetraédrica simétrica, por lo que las únicas fuerzas intermoleculares presentes son las de dispersión de London. Al ser estas las interacciones más débiles, se requiere muy poca energía para separar las moléculas.
- Sulfuro de hidrógeno (H₂S): Aunque es una molécula polar, el azufre no es lo suficientemente electronegativo ni pequeño para formar puentes de hidrógeno. Sus moléculas se mantienen unidas mediante fuerzas dipolo-dipolo, más intensas que las de London pero más débiles que las del siguiente compuesto.
- Agua (H₂O): La gran diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno permite la formación de puentes de hidrógeno. Esta interacción es un tipo de fuerza intermolecular especialmente fuerte que eleva drásticamente el punto de fusión.
- Fluoruro de sodio (NaF): Presenta el punto de fusión más elevado. Es un compuesto iónico que forma una red cristalina tridimensional. Los iones Na⁺ y F⁻ están unidos por fuerzas electrostáticas extremadamente fuertes, cuya ruptura requiere una cantidad de energía térmica muy superior.
Estructura e Hibridación del Eteno (C₂H₄)
Eteno, C₂H₄ o CH₂ = CH₂. Se sabe que es una molécula plana con ángulos de enlace de 120° y con un enlace carbono-carbono de menor longitud y mayor reactividad que el del etano. Estudiando las configuraciones electrónicas:
- C: 1s² 2s² 2p²
- H: 1s¹
El hidrógeno puede formar un enlace por tener un electrón desapareado en el orbital 1s. El carbono solo tiene dos electrones desapareados; para explicar que forme cuatro enlaces, es necesario suponer que promociona un electrón del orbital 2s al 2p vacío. La configuración de la última capa del C será ahora: 2s¹ 2p³.
Para justificar los ángulos de 120°, ocurre una hibridación sp² en el átomo de carbono, dejando un orbital p sin hibridar para formar un enlace π. Los tres orbitales híbridos semiocupados de cada átomo de carbono se disponen en ángulos de 120° para minimizar la repulsión y forman enlaces σ (dos con los orbitales 1s del hidrógeno y uno con el carbono vecino). Los orbitales p puros de los dos carbonos se solapan lateralmente para formar el enlace π.