miércoles, 1 de junio de 2016
¿QUÉ ES LA QUÍMICA ?
LA QUÍMICA
Es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.Es definida, en tanto, por Linus Pauling, como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias con referencia al tiempo.La química moderna se desarrolló a partir de la alquimia, una práctica protocientífica de carácter filosófico, que combinaba elementos de la química, la metalurgia, la física, la medicina, la biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina al ocurrir la llamada Revolución de la química, basada en la ley de conservación de la materia y la teoría de la combustión por oxígeno postuladas por el científico francés Antoine Lavoisier.
1. LA MATERIA
En química, la materia se define como cualquier cosa que tenga masa en reposo, volumen y se componga de partículas. Las partículas que componen la materia también poseen masa en reposo, sin embargo, no todas las partículas tienen masa en reposo, un ejemplo es el fotón. La materia puede ser una sustancia química pura o una mezcla de sustancias.
1.1 LA NATURALEZA DE LA MATERIA
La materia es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa.La materia es cualquier cosa que se puede ver y tocar (como agua,tierra y árboles) o no (como el aire).
La clasificación de la materia comprende las sustancias,las mezclas, los elementos y los compuestos, así como los átomos y las moléculas.
1.2 TEORÍA CINÉTICA CORPUSCULAR
La Materia está formada por pequeñas partículas en continuo movimiento. Podemos explicar los ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA usando este modelo.
ENLACE QUÍMICO
En química, un dato experimental importante es que sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.
Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.
Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que
conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones
que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia).
Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos.
En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables, con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.
Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.
Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia (sobre los niveles de energía Ver: Configuración electrónica).
La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.
Aquí debemos recordar que el número de electrones de
valencia de un átomo es igual al número de su familia o grupo (que
corresponden a las 18 divisiones verticales) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana.
Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos IA (o grupo 1) y IB (o grupo 11); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos IIA y IIB (o grupos 2 y 12), y cuatro para los elementos de los grupos IVB y IVA (o grupos 4 y 14).
Esta configuración electrónica de los gases nobles les comunica inactividad química y una gran estabilidad.
Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
La notación o estructura de Lewis es una representación gráfica que
muestra la cantidad de electrones de valencia que hay en el último
orbital.
La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, la cantidad de electrones de valencia se representan con puntos alrededor del elemento químico (símbolo), como vemos a la derecha en el ejemplo del Br.
Ver en Youtube:
http://ampliacionfq3eso.blogspot.com/2009/02/enlace-covalente-notacion-de-lewis.html
Entonces, los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número mayor o menor de electrones que de protones.
En el primer caso (más electrones) los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo (menos electrones) están cargados positivamente y se llaman cationes.
Ver: PSU: Química; Pregunta 06_2006
En cambio, elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.
Los elementos más electropositivos (tendencia a perder electrones) están situados en la parte izquierda del sistema o tabla periódica; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo (elementos con tendencia a tomar electrones).
EJEMPLOS:
El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón ubicado en el subnivel 3s
La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. Este ion es una especie muy estable.
Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo:
Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o ponerlos en común junto con otros muchos.
De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace químico: iónico, covalente y metálico.
Tomando como base la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman un enlace se puede predecir el tipo de enlace que se formará:
Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.
En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y además la diferencia en electronegatividades es grande, el compuesto es iónico. Es el caso del bromuro de potasio (KBr).
(Ver: PSU: Química, Pregunta 04_2005).
Propiedades de un enlace iónico
Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales:
• Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.
• La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.
• La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.
• Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
• Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.
Ver: PSU: Química; Pregunta 04_2005(Química2)
Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.
Ver: PSU: Química; Pregunta 09_2006
En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del mismo elemento) , tales como H2, O2, N2, F2 y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.
(Ver: PSU: Química, Pregunta 04_2005).
Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.
Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
Veamos un ejemplo:
¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,2 y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.
El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor que 0,5.
Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.
Ver: PSU: Química, Pregunta 08_2006
• La mayoría son insolubles en disolventes polares.
• La mayoría son solubles en disolventes apolares.
• Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.
• Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.
Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.
El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no metales que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.
Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno.
Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera y única capa o envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno tenderá a captar un segundo electrón.
En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan (formando moléculas diatómicas homonucleares), tendremos un enlace no polar.
Otro ejemplo de enlace covalente apolar (no polar), pero con átomos diferentes, es el metano (CH4).
La electronegatividad del carbono es 2,5 y la del hidrógeno es 2,1; la diferencia entre ellos es de 0,4 (menor de 0,5), por lo que el enlace se considera no polar. Además, el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñas diferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.
En cambio, se forma un enlace polar cuando los electrones son desigualmente compartidos (permanecen más tiempo cerca de un átomo que del otro) entre dos átomos. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión).
Esto quiere decir que, en un enlace covalente polar los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace covalente polar es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
Fuentes Internet:
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/uniones/ap02_enlaces.php
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/enlace_quimico.htm
http://www.monografias.com/trabajos7/enqui/enqui.shtml
http://cl.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/tipos-enlace-quimico.html?x=20070924klpcnafyq_73.Kes&ap=3
Es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.Es definida, en tanto, por Linus Pauling, como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias con referencia al tiempo.La química moderna se desarrolló a partir de la alquimia, una práctica protocientífica de carácter filosófico, que combinaba elementos de la química, la metalurgia, la física, la medicina, la biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina al ocurrir la llamada Revolución de la química, basada en la ley de conservación de la materia y la teoría de la combustión por oxígeno postuladas por el científico francés Antoine Lavoisier.
1. LA MATERIA
En química, la materia se define como cualquier cosa que tenga masa en reposo, volumen y se componga de partículas. Las partículas que componen la materia también poseen masa en reposo, sin embargo, no todas las partículas tienen masa en reposo, un ejemplo es el fotón. La materia puede ser una sustancia química pura o una mezcla de sustancias.
1.1 LA NATURALEZA DE LA MATERIA
La materia es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa.La materia es cualquier cosa que se puede ver y tocar (como agua,tierra y árboles) o no (como el aire).
La clasificación de la materia comprende las sustancias,las mezclas, los elementos y los compuestos, así como los átomos y las moléculas.
1.2 TEORÍA CINÉTICA CORPUSCULAR
La Materia está formada por pequeñas partículas en continuo movimiento. Podemos explicar los ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA usando este modelo.
* en los SÓLIDOS las partículas pueden rotar sobre su eje, vibrar, pero
NO PUEDEN DESPLAZARSE DE SU LUGAR. No hay movimiento de traslación. Aún
en un estado compacto como el sólido, la DISTANCIA entre partículas
equivale a 10 diámetros.
* en los LÍQUIDOS, las partículas se desplazan del lugar que tenían en
la red cristalina del sólido y comienzan a moverse libremente
DESLIZÁNDOSE unas sobre otras. Las partículas de los LÍQUIDOS presentan
presentan movimiento de TRASLACIÓN, además de la rotación y la
vibración. Esto se debe que un aumento de la energía de las partículas
logra que puedan vibrar más rápido y abandonar el lugar que ocupan en
la red cristalina.
* en los GASES, las partículas se desplazan a gran velocidad, están muy
separadas unas de otras y chocan entre sí. Esto es la razón del origen
de la presión que ejercen los gases.
1.3 CARACTERÍSTICAS DEL ESTADO DE AGREGACIÓN
La teoría cinética corpuscular nos permite describir los principales características de los estados de agregación:
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 1.4 MEZCLAS Una mezcla es un material formado por dos o más componentes unidos, pero no combinados químicamente. En una mezcla no ocurre una reacción química y cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas. No obstante, algunas mezclas pueden ser reactivas, es decir, que sus componentes pueden reaccionar entre sí en determinadas condiciones ambientales, como una mezcla aire-combustible en un motor de combustión interna.  Mezclas homogéneasAquellas mezclas en que sus componentes no se pueden diferenciar a simple vista. Las mezclas homogéneas de líquidos se conocen con el nombre de disoluciones y están constituidas por un soluto y un disolvente, siendo el segundo el que se encuentra en mayor proporción y además suele ser el líquido. Por ejemplo, el agua mezclada con sales minerales o con azúcar, el agua es el disolvente y el azúcar el soluto.Mezclas heterogéneasUna mezcla heterogénea es aquella que posee una composición no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual. Las partes de una mezcla heterogénea pueden separarse fácilmente. Pueden ser gruesas o suspensiones de acuerdo al tamaño.
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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
Para hablar de la estructura electrónica del átomo iniciaremos con el caso del átomo de hidrógeno figura 3, ya que es el átomo más sencillo de la tabla periódica. Si alrededor del núcleo como se mencionó anteriormente se encuentran los electrones, estos se encuentran desarrollando un movimiento orbital, dentro ciertas órbitas llamadas Niveles energéticos. Niels Bohr en 1913 supuso basándose en este concepto que la energía electrónica está cuantificada; es decir que los electrones se encuentran en órbitas discretas y que absorben o emiten energía cuando se mueven de una órbita a otra. Según Bohr, cada órbita corresponde a un nivel energético definido para cada electrón
ü Donde h es la constante de Planck cuyo valor es 6,63 x 10-34 julio/s, y (v) es la frecuencia de la radiación = c/X, c velocidad de la luz (3X108m7s), x es la longitud de onda. Por lo tanto: AE = hc/A.
. Energía emitida y absorbida por el electrón
En la teoría atómica moderna, el nivel de energía al cual pertenece un electrón se determina por cuatro números cuánticos. Estos son:
• Numero cuántico principal (n): Este representa los niveles energéticos principales para los electrones de los átomos y puede ser interpretado como una zona de alta probabilidad de encontrar electrones con un valor energético n. Se le asignan valores enteros 1, 2,3,… 7 o también por las letras K, L, M…
• Numero cuántico Secundario (l): Recibe también el nombre de numero cuántico azimutal y especifica el número de subniveles de energía dentro de los niveles de energía principales (n). (Figura 6). Al igual que el número anterior poseen designación en letras minúsculas y números como se muestra:
Designación numérica: 0 1 2 3
Designación letras: s p d f
• Numero cuántico Magnético (ml): Expresa la cantidad de niveles de
energía u órbitas para cada número cuántico secundario. Los valores que
pueden tomar los subniveles s, p, d, f son:
ml = 2l +1 o sea que: s=orbitales, p=orbitales, d=5 orbitales, f=7 orbitales.
• Número cuántico de Spin: Expresa las dos direcciones permitidas para el
giro del electrón en torno a su propio eje. Este se basa en el principio de
exclusión de Pauli, el cual indica que en un orbital no pueden estar
presentes más de dos electrones, con giros electrónicos o espines
opuestos.
Cada nivel energético también posee un número máximo de electrones; es decir cada nivel principal de acuerdo a la siguiente formula:
2n2 [3]
Donde n, corresponde al nivel a calcular; de esta manera el nivel 1 posee máximo 2 electrones, el nivel2 posee máximo 8 electrones y así sucesivamente.
A. Configuración electrónica de los elementos: La configuración electrónica es un método para representar la distribución de los electrones en los orbitales.
Para establecer la configuración electrónica de un elemento nos basaremos siguiendo las diagonales de la tabla que se muestra en la figura 8 y luego se llenaran los orbitales de acuerdo a como fueron explicados los números cuánticos. Acuerdo a como fueron explicados los números cuánticos.
Orbitales Ejemplo 1:
Escribir la configuración electrónica del hierro Z=26
SOLUCION: La notación para este elemento siguiendo las diagonales para la tabla es:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d
Cumpliendo con el número cuántico del spin, en cada orbital s, cabrán máximo dos electrones. En cada orbital p, cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d y 14 en los orbitales f. de esta manera la notación será:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2
Pero, como el número de electrones es Z=26, se deben sumar los exponentes de todos los términos, ya que estos son el número de electrones pertenecientes a cada subnivel, como se muestra:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6,
Obsérvese según la figura 9 que todos los orbitales hasta el 4S se encuentran perfectamente llenos (2 en cada uno) y para los orbitales 3d se distribuyen en 1 lleno y 4 semillenos.
B. Electronegatividad: Esta se define como la capacidad de un átomo para ganar o perder electrones. Los elementos en la tabla periódica se dividen en dos grupos:
• Elementos electropositivos: Son aquellos elementos cuyos átomos en una reacción química tienden a dar electrones para producir iones positivos o cationes. El número de electrones que cede cada átomo se llama Número de oxidación positivo. Los elementos electropositivos se encuentran ubicados en el tabla periódico en los grupos IA y IIA
• Elementos electronegativos: Son aquellos cuyos átomos en una reacción
química atraen electrones para producir iones negativos o aniones. Los
elementos más electronegativos se encuentran ubicados en la tabla
periódica en los grupos VIA y VIIA.
Los átomos de los elementos ubicados en el último grupo de la tabla periódica (gases nobles) son elementos que tienen valencia cero, es decir no reactivos ya que su configuración electrónica siempre finaliza con todos los orbitales llenos, tal como es el caso del helio y argón cuyos términos finales de la configuración son respectivamente 1s2 y 3s2, 3p6
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma columna.
En palabras de Theodor Benfey, la tabla y la ley periódica «son el corazón de la química —comparables a lo que la teoría de la evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran Cadena del Ser) y las leyes de la termodinámica en la física clásica».1
Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades químicas
similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede
utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de los
elementos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no
descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco
útil para analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada
en química y otras ciencias.
Dmitri Mendeléyev publicó en 1869 la primera versión de tabla periódica
que fue ampliamente reconocida. La desarrolló para ilustrar tendencias
periódicas en las propiedades de los elementos entonces conocidos, al
ordenar los elementos basándose en sus propiedades químicas,2 si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.3 Mendeléyev también pronosticó algunas propiedades de elementos entonces desconocidos
que anticipó que ocuparían los lugares vacíos en su tabla.
Posteriormente se demostró que la mayoría de sus predicciones eran
correctas cuando se descubrieron los elementos en cuestión.
La tabla periódica de Mendeléyev ha sido desde entonces ampliada y mejorada con el descubrimiento o síntesis de elementos nuevos y el desarrollo de modelos teóricos nuevos para explicar el comportamiento químico. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. Existen además otros arreglos periódicos de acuerdo a diferentes propiedades y según el uso que se le quiera dar (en didáctica, geología, etc).4
Se han descubierto o sintetizado todos los elementos de número atómico del 1 (hidrógeno) al 118 (ununoctium); la IUPAC confirmó los elementos 113, 115, 117 y 118 el 30 de diciembre de 2015.5
Los primeros 94 existen naturalmente, aunque algunos solo se han
encontrado en cantidades pequeñas y fueron sintetizados en laboratorio
antes de ser encontrados en la naturaleza.n. 1
Los elementos con números atómicos del 95 al 118 solo han sido
sintetizados en laboratorios. Allí también se produjeron numerosos radioisótopos
sintéticos de elementos presentes en la naturaleza. Los elementos del
95 a 100 existieron en la naturaleza en tiempos pasados pero actualmente
no.6 La investigación para encontrar por síntesis nuevos elementos de números atómicos más altos continúa.
| Grupo | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
| Bloque | s | d | p | |||||||||||||||
| ↓Período | ·El helio pertenece al bloque s | |||||||||||||||||
| 1 | 1 H |
2 He· |
||||||||||||||||
| 2 | 3 Li |
4 Be |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 Ne |
||||||||||
| 3 | 11 Na |
12 Mg |
13 Al |
14 Si |
15 P |
16 S |
17 Cl |
18 Ar |
||||||||||
| 4 | 19 K |
20 Ca |
21 Sc |
22 Ti |
23 V |
24 Cr |
25 Mn |
26 Fe |
27 Co |
28 Ni |
29 Cu |
30 Zn |
31 Ga |
32 Ge |
33 As |
34 Se |
35 Br |
36 Kr |
| 5 | 37 Rb |
38 Sr |
39 Y |
40 Zr |
41 Nb |
42 Mo |
43 Tc |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
47 Ag |
48 Cd |
49 In |
50 Sn |
51 Sb |
52 Te |
53 I |
54 Xe |
| 6 | 55 Cs |
56 Ba |
57-71 * |
72 Hf |
73 Ta |
74 W |
75 Re |
76 Os |
77 Ir |
78 Pt |
79 Au |
80 Hg |
81 Tl |
82 Pb |
83 Bi |
84 Po |
85 At |
86 Rn |
| 7 | 87 Fr |
88 Ra |
89-103 ** |
104 Rf |
105 Db |
106 Sg |
107 Bh |
108 Hs |
109 Mt |
110 Ds |
111 Rg |
112 Cn |
113 Uut |
114 Fl |
115 Uup |
116 Lv |
117 Uus |
118 Uuo |
| Bloque | f | d | |||||||||||||||
| * | Lantánidos | 57 La |
58 Ce |
59 Pr |
60 Nd |
61 Pm |
62 Sm |
63 Eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
71 Lu |
|
| ** | Actínidos | 89 Ac |
90 Th |
91 Pa |
92 U |
93 Np |
94 Pu |
95 Am |
96 Cm |
97 Bk |
98 Cf |
99 Es |
100 Fm |
101 Md |
102 No |
103 Lr |
|
| Leyenda | Estado de agregación de la materia a 0°C y 1 atm (Según el color del número atómico) |
||||
| 1 H |
<- Número atómico | Rojo | Azul | Negro | Gris |
| <- Símbolo químico | Gaseoso | Líquido | Sólido | Desconocido | |
| Metales | Metaloides | No metales | |||||||
| Alcalinos | Alcalino- térreos |
Lantánidos | Metales de transición |
Otros metales |
Otros no metales |
Halógenos | Gases nobles |
||
| Actínido | |||||||||
En química, un dato experimental importante es que sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.
Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.
Molécula de H2 |
1s1 1s1
|
Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos.
En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables, con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.
Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.
Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
Electrones de Valencia
Ya que arriba lo mencionamos, veamos este concepto.En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia (sobre los niveles de energía Ver: Configuración electrónica).
La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.
 |
| La ilustración describe cristales de Cloruro de sodio (enlace químico iónico). |
Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos IA (o grupo 1) y IB (o grupo 11); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos IIA y IIB (o grupos 2 y 12), y cuatro para los elementos de los grupos IVB y IVA (o grupos 4 y 14).
Ver: Tabla Periódica de los Elementos.
Todos los átomos de los gases nobles (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia, excepto el helio, que tiene dos. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles.Esta configuración electrónica de los gases nobles les comunica inactividad química y una gran estabilidad.
Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
Regla del octeto
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad.Estructura o Notación de Lewis
 |
La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, la cantidad de electrones de valencia se representan con puntos alrededor del elemento químico (símbolo), como vemos a la derecha en el ejemplo del Br.
Ver en Youtube:
http://ampliacionfq3eso.blogspot.com/2009/02/enlace-covalente-notacion-de-lewis.html
Valencia electroquímica
Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etcétera, se dice que el ion (o ión) es monovalente, bivalente, trivalente, etcétera.Iones
Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza (capas o niveles de energía que ocupan los electrones). El número de cargas positivas (cantidad de protones) del núcleo es igual al número de electrones que giran en la corteza; de ahí su electronegatividad (que en estado neutro es cero, y significa igual cantidad de protones a igual cantidad de electrones). Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.Entonces, los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número mayor o menor de electrones que de protones.
En el primer caso (más electrones) los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo (menos electrones) están cargados positivamente y se llaman cationes.
Ver: PSU: Química; Pregunta 06_2006
Elementos electropositivos y electronegativos
Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.En cambio, elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.
Los elementos más electropositivos (tendencia a perder electrones) están situados en la parte izquierda del sistema o tabla periódica; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo (elementos con tendencia a tomar electrones).
A modo de resumen:Ion: átomo o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica (han cedido o han captado electrones).Catión: ion con carga positiva (ha cedido electrones). Ejemplo: Ca+2 ion calcio, NH4+ ion amonio Anión: ion con carga negativa (ha captado electrones). Ejemplo: Br– ion bromuro, ClO2– ion clorito |
EJEMPLOS:
El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón ubicado en el subnivel 3s
| Na0 |
→
|
Na+
|
+
|
1e–
|
1s2 2s2 2p6 3s1
|
→
|
1s2 2s2 2p6
|
+
|
1e–
|
átomo de sodio
|
ion de sodio
|
La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. Este ion es una especie muy estable.
Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo:
| Cl0 |
→
|
1e–
|
+
|
Cl–
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
|
→
|
+
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
|
|
átomo de cloro
|
ion cloruro
|
Tipos de enlaces
Como dijimos al principio, el hecho de que los átomos se combinen o enlacen para formar nuevas sustancias se explica por la tendencia a conformar estructuras más estables. De ahí que dichos enlaces químicos sean considerados como un incremento de estabilidad.Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o ponerlos en común junto con otros muchos.
De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace químico: iónico, covalente y metálico.
Tomando como base la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman un enlace se puede predecir el tipo de enlace que se formará:
| Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2. | = | se formará un enlace iónico |
| Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0,5 y menor a 2,0. | = | el enlace formado será covalente polar |
| Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0,5 | = | el enlace será covalente puro (o no polar). |
Enlace iónico
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.
Enlace iónico: Molécula de NaCl |
 |
En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y además la diferencia en electronegatividades es grande, el compuesto es iónico. Es el caso del bromuro de potasio (KBr).
(Ver: PSU: Química, Pregunta 04_2005).
Propiedades de un enlace iónico
Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales:
• Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.
• La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.
• La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.
• Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
• Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.
Enlace covalente
Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.Ver: PSU: Química; Pregunta 04_2005(Química2)
Enlace covalente apolar (o no polar)
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.
Enlace covalente apolar: Molécula de N2(Usando la Notación de Lewis) |
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Ver: PSU: Química; Pregunta 09_2006
En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del mismo elemento) , tales como H2, O2, N2, F2 y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.
(Ver: PSU: Química, Pregunta 04_2005).
Enlace covalente polar
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual).Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.
Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
Veamos un ejemplo:
¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,2 y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.
El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor que 0,5.
Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.
Enlace covalente coordinado
Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un átomo aporta el par de electrones compartidos.Ver: PSU: Química, Pregunta 08_2006
Propiedades de los enlaces covalentes
• Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.• La mayoría son insolubles en disolventes polares.
• La mayoría son solubles en disolventes apolares.
• Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.
• Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.
Enlace metálico
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.
Cómo se forman los enlaces covalentes no polares y polares
Al contrario de los enlaces iónicos, en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones.El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no metales que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.
Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno.
Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera y única capa o envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno tenderá a captar un segundo electrón.
Enlace covalente apolar entre dos átomos de hidrógeno (H) |
 |
En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan (formando moléculas diatómicas homonucleares), tendremos un enlace no polar.
Otro ejemplo de enlace covalente apolar (no polar), pero con átomos diferentes, es el metano (CH4).
La electronegatividad del carbono es 2,5 y la del hidrógeno es 2,1; la diferencia entre ellos es de 0,4 (menor de 0,5), por lo que el enlace se considera no polar. Además, el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñas diferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.
En cambio, se forma un enlace polar cuando los electrones son desigualmente compartidos (permanecen más tiempo cerca de un átomo que del otro) entre dos átomos. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión).
Esto quiere decir que, en un enlace covalente polar los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace covalente polar es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
Fuentes Internet:
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/uniones/ap02_enlaces.php
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/enlace_quimico.htm
http://www.monografias.com/trabajos7/enqui/enqui.shtml
http://cl.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/tipos-enlace-quimico.html?x=20070924klpcnafyq_73.Kes&ap=3
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