INTRODUCCIÓN
En el presente trabajo hablaremos de la Tabla Periódica y hare una breve
introducción de cada uno de ellos: La tabla periódica de los elementos clasifica,
organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus
propiedades y características; su función principal es establecer un orden
específico agrupando elementos, también hablaremos de los modelos atómicos:
Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que
trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ninguna manera
debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sino más bien como el
diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron
varios modelos atómicos & algunos más elaborados que otros; así como
otros temas mas que pondré mas adelante. Ernest Rutherford
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a DmitriMendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.
HISTORIA
La historia de la tabla periódica está
íntimamente relacionada con varios
aspectos del desarrollo de la química
y la física:
El descubrimiento de los
elementos de la tabla periódica.
El estudio de las propiedades
comunes y la clasificación de los
elementos.
La noción de masa
atómica (inicialmente denominada
"peso atómico") y, posteriormente, ya
en el siglo XX, de número atómico.
Las relaciones entre la masa atómica
(y, más adelante, el número atómico)
y las propiedades periódicas de los
elementos.
El descubrimiento de los elementos
Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista HenningBrand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a AntoineLavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos.
LA NOCIÓN DE ELEMENTO Y LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
El descubrimiento de un
gran número de nuevos
elementos, así como el
estudio de sus propiedades,
pusieron de manifiesto
algunas semejanzas entre
ellos, lo que aumentó el
interés de los químicos por
buscar algún tipo de
clasificación.
La palabra "elemento" procede de la ciencia
griega, pero su noción moderna apareció a lo
largo del siglo XVII, aunque no existe un
consenso claro respecto al proceso que condujo a
su consolidación y uso generalizado. Algunos
autores citan como precedente la frase de Robert
Boyle en su famosa obra El químico escéptico,
donde denomina elementos "ciertos cuerpos
primitivos y simples que no están formados por
otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los
ingredientes de que se componen
inmediatamente y en que se resuelven en último
término todos los cuerpos perfectamente
mixtos". En realidad, esa frase aparece en el
contexto de la crítica de Robert Boyle a los
cuatro elementos aristotélicos.
LOS PESOS ATÓMICOS
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva
concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y
de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación
de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de
elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de
la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones
recíprocas).
METALES, NO METALES, METALOIDES Y METALES DE
TRANSICIÓN
Ley de las octavas de
Newlands
En 1864, el químico
inglés John Alexander Reina
Newlands comunicó al Royal
College of Chemistry (Real
Colegio de Química) su
observación de que al ordenar
los elementos en orden
creciente de sus pesos
atómicos (prescindiendo del
hidrógeno), el octavo
elemento a partir de cualquier
otro tenía unas propiedades
muy similares al primero. En
esta época, los llamados gases
nobles no habían sido aún
descubiertos.
La primera clasificación de elementos
conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier,
quien propuso que los elementos se
clasificaran en metales, no
metales y metaloides o metales de transición.
Aunque muy práctico y todavía funcional en la
tabla periódica moderna, fue rechazada debido
a que había muchas diferencias en
las propiedades físicas como químicas.
CARACTERISTICAS DE LOS METALES Y LOS NO METALES
METALES
Se llama metal a los elementos químicos caracterizados por ser buenos conductores del calor y la electricidad. Poseen alta densidad y son sólidos en temperaturas normales (excepto elmercurio); sus sales forman iones electropositivos (cationes) en disolución.
La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un solape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo que le da su peculiar brillo.
No metal
Se denomina no metales , a los elementos
químicos que no son metales pues sus
características son totalmente diferentes. Los no
metales, excepto el hidrógeno, están situados en
la tabla periódica de los elementos en el bloque p.
Los elementos de este bloque son no-metales,
excepto los metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te), todos
los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), y algunos
metales (Al, Ga,In, Tl, Sn, Pb).
Los no-metales aparecen en color a la derecha de la
tabla periódica.
Tienden a formar aniones u oxianiones en solución
acuosa. Su superficie es opaca, y son malos
conductores de calor y electricidad. En
comparación con los metales, son de baja densidad,
y se derriten a bajas temperaturas. La forma de los
no metales puede ser alterada fácilmente, ya que
tienden a ser frágiles y quebradizos.
LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al
Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de
que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos
(prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier
otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los
llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias
(grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados
por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
TABLA PERIÓDICA DE MENDELÉYEV
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla
Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer que basó su
clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función
de la masa atómica de los elementos.
Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la
naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con
los criterios siguientes:
Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como
la valencia.
CLASIFICACIÓN
Grupos
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia
atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por
ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su
último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse
como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son
los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del
octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Períodos
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos.Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica,los elementos que componen una misma fila tienen propiedadesdiferentes pero masas similares: todos los elementos de un períodotienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cadaelemento se coloca según su configuración electrónica. El primerperíodo solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sóloel orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Período 2
Período 3
Período 4
Período 5
Período 6
Período 7
file:///C:/Users/JOSE%20LUIS/Documents/crucigrama.htm
file:///C:/Users/JOSE%20LUIS/Documents/CUESTIONARIO.htm
MODELOS ATÓMICOS
Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo,que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ningunamanera debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sinomás bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lolargo del tiempo existieron varios modelos atómicos & algunosmás elaborados que otros:
Modelo atómico de Demócrito, el primer modelo atómico,postulado por el filósofo griego Demócrito.
Modelo atómico de John Dalton, surgido en el contexto de laquímica, el primero con bases científicas.
Modelo atómico de Thompson, o modelo del budín, donde loselectrones son como las "frutas" dentro de una "masa" positiva.
Modelo del átomo cúbico de Lewis, donde los electrones estándispuestos según los vértices de un cubo, que explica la teoría de lavalencia.
Modelo atómico de Rutherford, el primero que distingue entre elnúcleo central y una nube de electrones a su alrededor.
Modelo atómico de Bohr, un modelo cuantizado del átomo, conelectrones girando en órbitas circulares.
Modelo atómico de Sommerfeld, una versión relativista delmodelo de Rutherford-Bohr.
Modelo atómico de Schrödinger, un modelo cuántico norelativista donde los electrones se consideran ondas de materia.
MODELO ATÓMICO DE DEMOCRITO
El ser humano siempre se cuestionó sobre la conformación de la materia, hasta
que aproximadamente en el año 400 años antes de Cristo, Demócrito el
reconocido filósofo griego, quién era discípulo de Leucipo ( creador de la teoría
atómica de la materia, la cual dice que la materia se encuentra conformada por
partículas idénticas e indivisibles).
Entonces Demócrito al proponer su modelo atómico dice que la materia se
encuentra formada por diminutas partículas, las cuales no pueden ser divididas,
por tal motivo a estas partículas indivisibles las llamó átomos (palabra griega
que significa indivisible).
Las propuestas de Demócrito no
fueron aceptadas por los filósofos
de su época, no fue sino hasta 2200
años luego que el concepto de
Demócrito sobre los átomos
pudiera ser tomada en
consideración.
Se dice que este filósofo, aparte de
seguir los conceptos de Leucipo,
también estudió la materia en base
a los conceptos del también filósofo
griego Aristóteles, aunque este
último decía que la materia no se
encontraba conformada por
partículas sino más bien que esta
era continua.
Ya a inicios del siglo XIX, el gran
químico inglés, John Dalton, se
basó en la hipótesis de Demócrito y
pudo así sentar las bases de la
teoría atómica.
Para conocer un poco más de Demócrito, se dice
que nació en el año 460 a.C. y murió en el año -
370 a.C., gran filósofo griego que pudo
desarrollar la teoría atómica del universo,
siguiendo la idea de Leucipo.
En resumen la teoría atómica de Demócrito
sobre la materia, propone que absolutamente
todas las cosas se encuentran conformadas por
partículas pequeñísimas, invisibles, que no
pueden ser divididas ni destruidas, estas
partículas se encuentran en movimiento a través
de la eternidad en un espacio infinito y vacío.
MODELO ATÓMICO DE DALTON
Postulados de Dalton.
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:1
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en1808 por John Dalton. El siguiente modelo fue el modelo atómico de Thompson.
El modelo permitió explicar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiometrias fijas (Ley de las proporciones múltiples), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros. Por ejemplo 14 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar [[dióxido de carbono [CO2]](CO2).
MODELO ATÓMICO DE THOMPSON
El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudín de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una nube de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.
Éxitos del modelo
El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida del estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thomsonaunaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catódicos
Insuficiencias del modelo
Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos
observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas
sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las
predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los
resultados del experimento de Rutherford,que sugería que la carga positiva
estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que
se conoció como núcleo atómico. El modelo siguiente fue el modelo atómico de
Rutherford.
Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la
regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr,
Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas
en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una
disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de
Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.
Modelo atómico del átomo cúbico El modelo del átomo cúbico fue un modelo atómico temprano, en el
que los electrones del átomo estaban posicionados siguiendo los
ocho vértices de un cubo. Esta teoría fue desarrollada en 1902
por Gilbert N. Lewis y publicada en 1916 en el artículo "The Atom
and the Molecule" (El Átomo y la Molécula); sirvió para dar cuenta
del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de Abegg. Fue
desarrollada posteriormente por Irving Langmuir en 1919, como
el átomo del octeto cúbico. La figura a continuación muestra las
estructuras de los elementos de la segunda fila de la tabla periódica.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORDEl modelo atómico de
Rutherford es un modelo
atómico o teoría sobre la estructura
interna del átomo propuesto por el
químico y físico británico-
neozelandés Ernest Rutherford
para explicar los resultados de
su "experimento de la lámina de
oro", realizado en 1911.
El modelo de Rutherford fue el
primer modelo atómico que
consideró al átomo formado por
dos partes: la "corteza", constituida
por todos sus electrones, girando a
gran velocidad alrededor de un
"núcleo", muy pequeño, que
concentra toda la carga eléctrica
positiva y casi toda la masa del
átomo.
Rutherford Llegó a la conclusión de que la masa del
átomo se concentraba en una región pequeña de
cargas positivas que impedian el paso de las
partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el
átomo poseía un núcleo o centro en el cual se
concentra la masa y la carga positiva, y que en la
zona extranuclear se encuentran los electrones de
carga negativa.
Historia
Antes de que Rutherford propusiera su modeloatómico, los físicos aceptaban que las cargaseléctricas en el átomo tenían una distribuciónmás o menos uniforme. Rutherford trató de vercómo era la dispersión de las partículas alfa porparte de los átomos de una lámina de oro muydelgada.
Los ángulos resultantes de la desviación de las partículassupuestamente aportarían información sobre cómo era ladistribución de carga en los átomos. Era de esperar que, silas cargas estaban distribuidas uniformemente segúnel modelo atómico de Thomson, la mayoría de las partículasatravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimasdeflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamenterecta. Aunque esto era cierto para la mayoría de laspartículas alfa, un número importante de estas sufríandeflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salíanrebotadas en dirección opuesta a la incidente.
Rutherford pensó que esta fracción de partículas rebotadasen dirección opuesta podía ser explicada si se suponía laexistencia de fuertes concentraciones de carga positiva en elátomo. Lamecánica newtoniana en conjunción con la ley deCoulomb predice que el ángulo de deflexión de una partículaalfa relativamente liviana por parte de un átomo de oro máspesado, depende del "parámetro de impacto" o distanciaentre la trayectoria de la partícula y el núcleo:1
(1)
Donde:
, siendo la constante dieléctrica del vacío y la cargaeléctrica del centro dispersor., es la energía cinética inicial dela partícula alfa incidente. es el parámetro de impacto.Dadoque Rutherford observó una fracción apreciable de partículas"rebotadas" para las cuales el ángulo de deflexión es cercanoa χ ≈ π, de la relación inversa a (1):
(2)
MODELO ATÓMICO DE BOHR El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un
modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico
en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos
postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico
danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden
tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos (dos
problemas que eran ignorados en el modelo previo de
Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas
tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert
Einstein en 1905.
¿EN QUE CONSISTÍA EL MODELO DE NIELS BOHR?
Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohrintentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.
En este modelo los electrones giran en
órbitas circulares alrededor del núcleo,
ocupando la órbita de menor energía
posible, o la órbita más cercana posible al
núcleo. El electromagnetismo clásico
predecía que una partícula cargada
moviéndose de forma circular emitiría
energía por lo que los electrones deberían
colapsar sobre el núcleo en breves instantes
de tiempo. Para superar este problema Bohr
supuso que los electrones solamente se
podían mover en órbitas específicas, cada
una de las cuales caracterizada por su nivel
energético. Cada órbita puede entonces
identificarse mediante un número
entero n que toma valores desde 1 en
adelante. Este número "n" recibe el nombre
de Número Cuántico Principal.
Modelo atómico de Sommerfeld
El Modelo atómico de Sommerfeld es
un modelo atómico hecho por el físico
alemán Arnold Sommerfeld (1868-
1951) que básicamente es una
generalización relativista del modelo
atómico de Bohr (1913).
Insuficiencias del modelo de Bohr
El modelo atómico de Bohr funcionaba
muy bien para el átomo de hidrógeno,
sin embargo, en los espectros realizados
para átomos de otros elementos se
observaba que electrones de un mismo
nivel energético tenían distinta energía,
mostrando que existía un error en el
modelo. Su conclusión fue que dentro
de un mismo nivel energético existían
subniveles, es decir, energías
ligeramente diferentes. Además desde el
punto de vista teórico, Sommerfeld
había encontrado que en ciertos átomos
las velocidades de los electrones
alcanzaban una fracción apreciable de
lavelocidad de la luz. Sommerfeld
estudió la cuestión para electrones
relativistas.
[
Características del modelo
En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:
l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp
l = 1 se denominarían p o principal.
l = 2 se denominarían d o diffuse.
l = 3 se denominarían f o fundamental.
EN RESUMENEn 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.
Modelo atómico de Schrödinger
El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes
La forma concreta en que surgieron de
manera natural estos subniveles, fue
incorporando órbitas elípticas y correcciones
relativistas. Así, en 1916, Arnold
Sommerfeld modificó el modelo atómico de
Bohr, en el cual los electrones sólo giraban
en órbitas circulares, al decir que también
podían girar en órbitas elípticas más complejas
y calculó los efectos relativistas.
Características del modelo
Insuficiencias del modelo
Si bien el modelo de Schrödinger
describe adecuadamente la
estructura electrónica de los
átomos, resulta incompleto en
otros aspectos:
El modelo de Schrödinger en su
formulación original no tiene en
cuenta el espín de los electrones,
esta deficiencia es corregida por
el modelo de Schrödinger-Pauli.
El modelo de Schrödinger ignora
los efectos relativistas de los
electrones rápidos.
El modelo atómico de Schrödinger concebía
originalmente los electrones como ondas de materia. Así
la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria
que describía la evolución en el tiempo y el espacio de
dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una
interpretación probabilística de la función de onda de los
electrones. Esa nueva interpretación es compatible con
los electrones concebidos como partículas casi puntuales
cuya probabilidad de presencia en una determinada
región viene dada por la integral del cuadrado de la
función de onda en una región. Es decir, en la
interpretación posterior del modelo, éste era
modelo probabilista que permitía hacer predicciones
empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de
movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por
el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de
ciertas mediciones no están determinadas por el modelo,
sino sólo el conjunto de resultados posibles y
su distribución de probabilidad.
PERIODICIDAD QUIMICA
La determinación de las
propiedades y la clasificación de
los elementos ha sido unos delos
logros más importantes de la
química. La periodicidad se
describe como una propiedad de
los elementos químicos. Indica
que lo elementos que pertenecen
a un mismo grupo o familia de la
tabla periódica
tienen propiedades muy
similares. Los elementos se
ordenan en
un arreglo sistemático, aunque no
es ideal, es muy útil
CLASIFICACIONES PERIÓDICAS
INICIALES
Los científicos ven la necesidad de
clasificar los elementos de alguna
manera
que permitiera su estudio más sistemati
zado. Para ello se tomaron como base la
s similitudes químicas y físicas de los
elementos.
El radio atómico dependeráde la distancia al núcleo delos electrones de la capa devalencia.
COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:
Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).
El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia
Es la energía requerida para remover un elemento.
Energía de ionización: citrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con el período.
Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Johann W. Dobeneine
r:
Hace su clasificación en
grupos de tres elementos
con propiedades químicas s
imilares, llamadas triadas.
John Newlands: Organiza los elementos en
grupos de ocho u octavas,
en orden ascendente de sus pes
os atómicos y
encuentra que cada octavo ele
mento existía repetición o
similitud entre las propiedades
químicas de algunos de ellos.
Dimitri Mendeleievy Lothar Meyer:
Clasifican lo elementos en
orden ascendente de los pesos
atómicos. Estos se distribuyen
en ocho grupos, de tal manera
que aquellos de propiedades
similares quedaban ubicados
en el mismo grupo.
CLASIFICACIONES PERIODICAS INICIALES (TABLA)
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos
con rayos x determinó los números atómicos de los elementos
y con estos creó una nueva organización para los elementos.
Ley periódica
" Las propiedades químicas de los elementos son función
periódica de sus números atómicos "Lo que significa que
cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en
forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades q
uímicas similares y propiedades físicas que varían
periódicamente.
TABLA PERIODICA ACTUAL
ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIODICA
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos
A
y grupos B
.Los elementos de los grupos A
se conocen como elementos representativos
y los de los grupos B
como elementos de transición
.
Los elementos de transición internao tierras raras se colocan aparte en latabla periódica en dos grupos de 14elementos, llamadas series
lantánida
y actínida.
La tabla periódica permite clasificara los elementos en metales, nometales y gases nobles.
Una línea diagonal quebrada ubicaal lado izquierdo a los metales y allado derecho a los no metales.
Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.
LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución
electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de
valencia el grupo.
Elementos representativos:
Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución
electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los
electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.
Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:
Grupo IA: Alcalinos Grupo
IIA Alcalinotérreos Grupo
VIIA: Halógenos Grupo
VIIIA: Gases nobles
C:\Users\JOSE LUIS\Documents\crucigrama2.htm
RADIO ATÓMICO
El radio atómico esta definido como la mitad
de la distancia entre dos núcleos de dos átomos
adyacentes. Diferentes propiedades físicas,
densidad, punto de fusión, punto de ebullición,
estos están relacionadas con el tamaño de los
átomos. Identifica la distancia que existe entre
el núcleo y el orbita las externo de un átomo.
Por medio del radio atómico, es posible
determinar el tamaño del átomo.
Propiedades
En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la
cantidad de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio
atómico es mayor.
En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar el número
atómico (Z), hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce
el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo
así la distancia entre el núcleo y los electrones.
El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre
núcleos de átomos "vecinos" en una molécula es la suma de sus radios
covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre
núcleos de átomos "vecinos" en cristales metálicos. Usualmente, por radio
atómico se ha de entender radio covalente. Es inversamente proporcional
con el átomo.
Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida
que aumenta el número atómico. Al aumentar el
número atómico, Z, muchas de las propiedades
fisicoquímicas de los elementos varían de forma
periódica. Una de ellas es el radio atómico, que se
obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre
los átomos.
El radio atómico es la distancia entre el núcleo del
átomo y el electrón estable más alejado del mismo.
Se suele medir en picómetros (1 pm=10–12 m) o
Angstroms (1 Å=10–10 m).
Al ser los núcleos y los
electrones partículas
cuánticas, sometidas al
principio de indeterminación
de Heisenberg, las medidas
directas de distancias no
pueden tener sino un
significado estadístico.
Convencionalmente, se
define como la mitad de la
distancia existente entre los
centros de dos átomos
enlazados, y dependiendo de
ese enlace podremos hablar
de radios atómicos, iónicos,
metálicos
VARIACIÓN RADIO ATÓMICO
En función del tipo de
enlace químico se definen
también otros radios como
el covalente (generalmente
para elementos no
metálicos) y el iónico (para
elementos metálicos).
Situados ahora en la tabla
periódica, una sencilla regla
mnemotécnica para recordar
el modo en que aumenta el
radio atómico es la
siguiente:
C:\Users\JOSE
LUIS\Documents\cuestiona
rio4.htm
El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.
La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el mismo, el radio disminuye.
Paralelamente a esto, en cada período aumenta en una unidad el número de capas en el que se distribuyen los electrones del átomo, de manera que los átomos de los elementos de mayor período tienen mayor radio.
La estructura de Lewis, tambiénllamada diagrama de punto, modelode Lewis o representación de Lewis,es una representación gráfica quemuestra los enlaces entrelos átomos de una molécula y lospares de electrones solitarios quepuedan existir.
Esta representación se usa para saberla cantidad de electrones de valenciade un elemento que interactúan conotros o entre su misma especie,formando enlaces ya sea simples,dobles, o triples y estos se encuentraníntimamente en relación con losenlaces químicos entre las moléculasy su geometría molecular, y ladistancia que hay entre cada enlaceformado.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece
Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Diagrama de puntos en estructura de Lewis,
entre carbono C, hidrógeno H, Gy oxígeno O, representados según la
estructura de Lewis.
EJEMPLO DEL DIAGRAMA DE ESTRUCTURA
DE LEWIS
Las moléculas más simples, entre lascuales se encuentran las moléculasorgánicas, deben presentar un átomocentral, en algunos casos el átomocentral es el carbono debido a su bajaelectronegatividad, luego éste quedarodeado por los demás átomos de lasotras moléculas. En moléculascompuestas por varios átomos de unmismo elemento y un átomo de otroelemento distinto, éste último seutiliza como el átomo central, lo cualse representa en este diagrama con 4átomos de hidrógeno y uno de silicio.El hidrógeno también es un elementoextenuante, puesto que no debe ircomo átomo central.
En algunos casos es difícil determinarel átomo central, en general cuandotodos los átomos de los elementos delcompuesto aparecen más de una vez.
reacción de átomos de hidrógeno ysilicio en modelo de Lewis.
La regla del octeto, establece que los
átomos se enlazan unos a otros en el
intento de completar su capa de valencia
(última capa de la electrosfera). La
denominación “regla del octeto” surgió en
razón de la cantidad establecida de
electrones para la estabilidad de un
elemento, o sea, el átomo queda estable
cuando presenta en su capa de valencia 8
electrones. Para alcanzar tal estabilidad
sugerida por la regla del octeto, cada
elemento precisa ganar o perder
(compartir) electrones en los enlaces
químicos, de esa forma ellos adquieren
ocho electrones en la capa de valencia.
Veamos que los átomos de oxígeno se
enlazan para alcanzar la estabilidad
sugerida por la regla del octeto.
La justificativa para esta regla es que las
moléculas o iones, tienden a ser más
estables cuando la capa de electrones
externa de cada uno de sus átomos está
llena con ocho electrones (configuración
de un gas noble). Es por ello que los
elementos tienden siempre a formar
enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
Los átomos son más estables cuando
consiguen ocho electrones en la capa de
su estado de óxido, sean pares solitarios o
compartidos mediante enlaces covalentes.
Considerando que cada enlace covalente
simple aporta dos electrones a cada átomo
de la unión, al dibujar un diagrama o
estructura de Lewis, hay que evitar
asignar más de ocho electrones a cada
átomo.
En términos de las estructuras de Lewis en general, la carga formal deun átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, lasdefiniciones no estándar asumidas para el margen de beneficioutilizaron:
Cf = Nv - Ue - Bn , donde:
Cf es la carga formal.
Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.
Ue representa el número de electrones no enlazados.
Bn representa el número total de electrones de enlace, esto divididoentre dos.
La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre elnúmero de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y elnúmero de electrones que pertenecen a él en la estructura. El total delas cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.
La fórmula del ion de nitrito es NO2-
Paso uno: Escoger el átomo central. Existe sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con
menos electronegatividad, por lo que éste se convertirá en nuestro átomo central.
Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada
oxígeno posee 6, para un total de (6 x 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de -1, lo que nos indica un
electrón extra, por lo que el número total de electrones es de 18.
Paso tres: Ubicar los pares electrónicos. Cada oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa
cuatro electrones, dos en cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente
como 7 pares solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares solitarios, dándole a cada
oxígeno 8 electrones, incluyendo el par del enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el
átomo de nitrógeno.
Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a
ellos. El átomo de nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios de uno de
los oxígenos debe formar un doble enlace, y ambos átomos se unirán por un doble enlace. Puede
hacerse con cualquiera de los dos oxígenos. Por lo tanto, debemos tener una estructura de
resonancia.
Paso cinco: Dibujar la estructura. Las dos estructuras de Lewis deben ser dibujadas con un átomo de
oxígeno doblemente enlazado con el átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno en cada
estructura estará enlazado de manera simple con el átomo de nitrógeno. Ponga los corchetes
alrededor de cada estructura, y escriba la carga ( - ) en el rincón superior derecho afuera de los
corchetes. Dibuje una flecha doble entre las dos formas de resonancia.
Gilbert Newton Lewis (Weymouth, Massachusetts, 23 de octubre de 1875 -Berkeley, 23 de marzo de 1946) fisicoquímico estadounidense, famoso por su trabajo llamado "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto".
. Tuvo educación hogareña hasta esa edad y de escuela pública entre los 9 y los 14, momento en el cual ingresó en la Universidad de Nebraska para, tres años más tarde, comenzar a estudiar en la Universidad de Harvard donde mostró interés por la economía pero se concentró en química, obteniendo su bachillerato en 1896 y su doctorado en 1898. Desarrolló un intenso trabajo en cuestiones relativas principalmente a esta disciplina, publicando numerosos artículos con los resultados de sus investigaciones.
Murió a los 70 años de un ataque cardíaco mientras se encontraba trabajando en su laboratorio en Berkeley. Se le debe el estudio de los electrones periféricos de los átomos, del que dedujo, en1916, una interpretación de la covalencia; propuso, en 1926, el nombre de fotón para el cuanto de energía radiante.
Teorías sobre el enlace químico
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos.
Historia del concepto de enlace
químico Las primeras especulaciones respecto a
la naturaleza del enlace químico son
tan tempranas como en el siglo XII. Se
suponía que ciertos tipos de especies
químicas estaban unidas entre sí por
un tipo de afinidad química.
En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría
de enlace atómico, en "Query 31" de
su Opticks, donde los átomos se unen
unos a otros por alguna "fuerza".
Específicamente, después de investigar
varias teorías populares, en boga en
aquel tiempo, de cómo los átomos se
podía unir unos a otros, por ejemplo,
"átomos enganchados", "átomos
pegados unos a otros por reposo", o
"unidos por movimientos
conspirantes“.
Teoría de los orbitales moleculares
La teoría de los orbitales
moleculares (TOM) usa una
combinación lineal de orbitales
atómicos para formar orbitales
moleculares, que abarcan la
molécula entera. Estos orbitales
son divididos frecuentemente
en orbitales
enlazantes, orbitales anti
enlazantes, y orbitales de no
enlace. Un orbital molecular es
simplemente un orbital de
Schrödinger que incluye varios,
pero frecuentemente sólo dos,
núcleos.
Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital anti enlazante, y realmente debilitará el enlace.
Enlaces en fórmulas químicas
La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícilel uso de una sola técnica para indicar los orbitales yenlaces. En la fórmula molecular, los enlaces químicos(orbitales enlazantes) entre átomos están indicados porvarios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión.Algunas veces, se desprecian completamente.
Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular deletanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede serescrito en papel como isómeros conformacionales,tridimensional, completamente bidimensional (indicandocada enlace con direcciones no tridimensionales),bidimensional comprimida (CH3–CH2–OH), separando elgrupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o susconstituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se estédiscutiendo.
Enlaces químicos
EnlaceLongitud(pm)
Energía(kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H 74 436
H–C 109 413
H–N 101 391
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
H–Br 141 366
DEFINICION DE ENLACES QUIMICOS
Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que
mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión
simplista del enlace localizado, el número de electrones que
participan en un enlace (o están localizados en un orbital
enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis,
respectivamente. Los números pares son comunes porque las
moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los
electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más
avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un
número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a
cada átomo involucrado en un enlace.
C:\Users\JOSE LUIS\Documents\crucigrama3.htm
Enlace iónico
Un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta
de la presencia de atracción electrostática entre los iones de
distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja
energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta
afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los
átomos capta electrones del otro. Gracias a esto se forma un
compuesto quimico simple.
Características
Algunas características de este tipode enlace son:
Ruptura de núcleo masivo.
Son sólidos de estructura cristalinaen el sistema cúbico.
Altos puntos de fusión (entre 300C o 1000 C) y ebullición.
Son enlaces resultantes de lainteracción entre los metales de losgrupos I y II y los no metales de losgrupos VI y VII.
Son solubles en agua y otrasdisoluciones acuosas.
Una vez en solución acuosa, sonexcelentes conductores deelectricidad.
En estado sólido no conducen laelectricidad. Si utilizamos unbloque de sal como parte de uncircuito en lugar del cable, elcircuito no funcionará.
Se denomina enlace iónico alenlace químico de dos o másátomos cuando éstos tienen unadiferencia deelectronegatividad de ΔEN = 2o mayor. Este tipo de enlace fuepropuesto por Walther Kosselen 1916.
En una unión de dos átomospor enlace iónico, un electrónabandona el átomo máselectropositivo y pasa a formarparte de la nube electrónica delmás electronegativo.
En la imagen del fondo podemos observar el Enlace iónico en el NaCl..
Clasificación
Los iones se clasifican en dos tipos:
a) Anión: Es un ion con carga negativa, loque significa que los átomos que loconforman tienen un exceso de electrones.Comúnmente los aniones están formadospor no metales, aunque hay ciertosaniones formados por metales y nometales. Los aniones más conocidos son(el número entre paréntesis indica lacarga):)
F(-) fluoruro.
Cl(-) cloruro.
Br(-) bromuro.
I(-) yoduro.
S(2-) sulfuro.
SO4(2-) sulfato.
NO3(-) nitrato.
PO4(3-) fosfato.
Enlace covalente no polar Cuando el enlace lo forman dos
átomos del mismo elemento, la
diferencia de electronegatividad es
cero, entonces se forma un enlace
covalente no polar. El enlace
covalente no polar se presenta
entre átomos del mismo elemento
o entre átomos con muy poca
diferencia de electronegatividad.
Un ejemplo es la molécula de
hidrógeno, la cual está formada por
dos átomos del mismo elemento,
por lo que su diferencia es cero.
Otro ejemplo, pero con átomos
diferentes, es el metano. 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.
Muchas sustancias mantienen unidas sus moléculas entre sí en el seno líquido o sólido. Esto es debido, además de las condiciones de presión y temperatura, por las fuerzas de Van der Waals. Estas se producen aún en moléculas no polares por el movimiento de los electrones a través de las moléculas; en lapsos sumamente pequeños de tiempo, los electrones de las mismas se "cargan" hacia un extremo de la molécula.
Enlace metálico
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo.
Enlace metálico en el
Cobre.
CARACTERISTICAS
Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.
Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y tienen un punto de fusión alto.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes.
La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).
Enlace por puente de
hidrógeno
Un enlace por puente de
hidrógeno o enlace de hidrógeno es
la fuerza atractiva entre un átomo
electronegativo y un átomo de
hidrógeno unido covalentemente a
otro átomo electronegativo.
PUENTES DE HIDROGENO
Resulta de la formación de
una fuerza dipolo-dipolo con un
átomo de hidrógeno unido a un
átomo de nitrógeno, oxígeno o
flúor (de ahí el nombre de "enlace
de hidrógeno", que no debe
confundirse con un enlace
covalente a átomos de
hidrógeno).
Ejemplo de enlace de
hidrógeno intermolecular en
un complejo dimétrico auto
ensamblado molecular
reportado por Meijer y
colaboradores.
ENLACE
Un átomo de hidrógeno unido a un átomo relativamente
electronegativo es un átomo donante del enlace de
hidrógeno. Este átomo electronegativo puede ser flúor,
oxígeno o nitrógeno. Un átomo electronegativo tal como el
flúor, oxígeno o nitrógeno es un aceptor de enlace de
hidrógeno, sin importar si está enlazado covalentemente o
no a un átomo de hidrógeno.
El carbono también puede participar en enlaces de
hidrógeno, cuando el átomo de carbono está enlazado a
algunos átomos electronegativos, como en el caso de
cloroformo, CHCl3.
CARACTERISTICAS
El enlace de hidrógeno suele ser descrito como una
interacción electrostática dipolo-dipolo. Sin embargo, también
tiene algunas características del enlace covalente: es
direccional, fuerte, produce distancias interatómicas menores
que la suma de los radios de van der Waals, y usualmente
involucra un número limitado de compañeros de interacción,
que puede ser interpretado como un tipo de valencia. Estas
características covalentes son más significativas cuando los
aceptores se unen a átomos de hidrógeno de donantes más
electronegativos.
PUENTE DE HIDROGENO Enlaces de hidrógeno en
el agua
El ejemplo de enlace de hidrógeno
más ubicuo,y quizás el más simple, se
encuentra entre las moléculas de agua.
En una molécula aislada de agua, el
agua contiene dos átomos de hidrógeno
y un átomo de oxígeno. Dos moléculas de
agua pueden formar un enlace de
hidrógeno entre ellas; en el caso más
simple, cuando sólo dos moléculas están
presentes, se llama dímero de agua y se
usa frecuentemente como un sistema
modelo.
Cuantas más moléculas
estén presentes, como en
el caso del agua líquida,
más enlaces son posibles,
debido a que el oxígeno de
una molécula de agua
tiene dos pares libres de
electrones, cada uno de
los cuales puede formar
un enlace de hidrógeno
con átomos de hidrógeno
de otras dos moléculas de
agua.
El elevado punto de
ebullición del agua se debe al
gran número de enlaces de
hidrógeno que cada molécula
tiene, en relación a su baja
masa molecular, y a la gran
fuerza de estos enlaces de
hidrógeno. El agua tiene puntos
de ebullición, fusión y
viscosidad muy altos,
comparados con otras
sustancias no unidas entre sí
por enlaces de hidrógeno.
TEORÍA AVANZADA DEL ENLACE DE HIDRÓGENO Más generalmente, el enlace de
hidrógeno puede ser visto como un
campo escalar electrostático dependiente
de la métrica, entre dos o más enlaces
intermoleculares. Esto es ligeramente
diferente de los estados ligados
intramoleculares de, por ejemplo, el
enlace covalente o el enlace iónico; sin
embargo, el enlace de hidrógeno sigue
siendo un fenómeno de estado ligado,
puesto que la energìa de interacción
tiene una suma neta negativa.
*
*Así, según la diferencia entre las
electronegatividades de éstos se
puede determinar
(convencionalmente) si el enlace
será, según la escala de Linus
Pauling:
* Iónico (diferencia superior o
igual a 1,7)
* Covalente polar (diferencia
entre 1,7 y 0,4)
* Covalente no polar (diferencia
inferior a 0,4).
La electronegatividad es una medida
de fuerza de atracción que ejerce un
átomo sobre los electrones de otro,
en un enlace covalente. Los
diferentes valores de
electronegatividad se clasifican
según diferentes escalas, entre ellas
la escala de Pauling y la escala de
Mulliken.
En general, los diferentes valores de
electronegatividad de los átomos
determinan el tipo de enlace que se
formará en la molécula que los
combina.
* *La electronegatividad de un átomo
determinado, esta afectada
fundamentalmente por dos
magnitudes: su masa atómica y la
distancia promedio de
los electrones de valencia con
respecto al núcleo atómico. Esta
propiedad se ha podido
correlacionar con otras
propiedades atómicas y
moleculares. Fue Linus Pauling el
investigador que propuso esta
magnitud por primera vez en el
año 1932, como un desarrollo más
de su teoría del enlace de valencia.
La electronegatividad es la medida
de la capacidad de un átomo (o de
manera menos frecuente un grupo
funcional) para atraer hacia él
los electrones, cuando forma
un enlace químico en una molécula.
*Es interesante señalar que la electronegatividad no esestrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a unátomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variarligeramente cuando varía el "entorno"3 de un mismoátomo en distintos enlaces de distintas moléculas. Lapropiedad equivalente de la electronegatividad para unátomo aislado sería la afinidad electrónica oelectroafinidad.
*Dos átomos con electronegatividades muy diferentesforman un enlace iónico. Pares de átomos con diferenciaspequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentespolares con la carga negativa en el átomo de mayorelectronegatividad.
*
* Los diferentes valores de
electronegatividad se clasifican
según diferentes escalas, entre ellas
la escala de Pauling anteriormente
aludida y la escala de Mulliken.
* En general, los diferentes valores de
electronegatividad de los átomos
determinan el tipo de enlace que se
formará en la molécula que los
combina. Así, según la diferencia
entre las electronegatividades de
éstos se puede determinar
(convencionalmente) si el enlace
será, según la escala de Linus
Pauling:
*Covalente no polar:
*Covalente polar:
* Iónico:
*Cuanto más pequeño es
el radio atómico, mayor es
la energía de ionización y
mayor la electronegatividad y
viceversa, la
electronegatividad es la
tendencia o capacidad de un
átomo, en una molécula, para
atraer hacia sí los electrones.
*
*La escala Mulliken (también llamada escala Mulliken-
Jaffe) es una escala para la electronegatividad de
los elementos químicos, desarrollada por Robert S.
Mulliken en 1934. Dicha escala se basa en
la electronegatividad Mulliken (cM) que promedia
la afinidad electrónica A.E. (magnitud que puede
relacionarse con la tendencia de un átomo a adquirir
carga negativa) y los potenciales de ionización de sus
electrones de valencia P.I. o E.I. (magnitud asociada con
la facilidad, o tendencia, de un átomo a adquirir carga
positiva). Las unidades empleadas son el kJ/mol:
*En la siguiente tabla se encuentran tabulados algunos
valores de la electronegatividad para elementos
representativos en la escala Mulliken:
Al
1,37
Ar
3,36
As
2,26
B
1,83
Be
1,99
Br
3,24
C
2,67
Ca
1,30
Cl
3,54
F
4,42
Ga
1,34
Ge
1,95
H
3,06
I
2,88
In
1,30
K
1,03
Kr
2,98
Li
1,28
Mg
1,63
N
3,08
Na
1,21
Ne
4,60
O
3,21
P
2,39
Rb
0,99
S
2,65
Sb
2,06
Se
2,51
Si
2,03
Sn
1,83
Sr
1,21
Te
2,34
Xe
2,59
*
*También hay un número
de relaciones lineales con
la energía libre que se han
usado para cuantificar
estos efectos, como la
ecuación de Hammet, que
es la más conocida.
*Grupo electronegativo
* En química orgánica, la
electronegatividad se asocia más
con diferentes grupos funcionales
que con átomos individuales. Los
términos grupo
electronegativo y sustituyente
electronegativo se pueden
considerar términos sinónimos.
Es bastante corriente distinguir
entre efecto
inductivo y resonancia, efectos
que se podrían describir en
términos de electronegatividades
σ y π, respectivamente.
*
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