Enlaces Químicos

  Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de valencia. En este capítulo analizaremos las características de cada tipo de enlace, como también veremos diferentes maneras de representarlos en el papel. Partiremos definiendo lo que es un enlace iónico.

• Enlace iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte será el enlace iónico. Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se muestra en la Imagen 27, mientras que en laImagen 28 se ve algunas maneras de escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace.

Imagen 27: Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal de mesa).

Na = Gris; Cl = Verde

Imagen 28: Formas de escribir una molécula que está unida mediante un enlace Iónico.

• Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son solubles en agua y otros solventes polares, entre otras características. Dos ejemplos se ven en laImagen 29 (a) y en la Imagen 29 (b), respectivamente. Por su parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de electronegatividad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro (ver Imagen 30 (a) e Imagen 30 (b) respectivamente).

Imagen 29: Densidades electrónicas en los siguientes compuestos polares: a) formaldehído (o metanal); b) 1,2-difluoretano. El color blanco indica una escasez de electrones, de ahí vienen respectivamente el color violeta, azul, verde y rojo (el cual indica mayor densidad electrónica).

(a)

(b)

Imagen 30: Densidades electrónicas en a) la molécula de Nitrógeno; b) la molécula de Cloro. El color blanco denota una escasez electrónica mientras que lo más violeta indica una zona más rica en electrones.

(a)

(b)

  En la Imagen 31 se puede ver formas de escribir un enlace covalente. La imagen superior corresponde a lo que se llama estructuras de Kekulé, mientras que la inferior se denomina estructuras de Lewis. Se profundizará algo más esto cuando veamos ácido-base.


Imagen 31: Formas de dibujar un enlace covalente en el papel.

• Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Si bien se clasifica también como enlace covalente, algunos químicos difieren de llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón cada uno, es por eso que se le coloca por separado. Este tipo de enlace se caracteriza porque el par electrónico del enlace es entregado por un sólo átomo, el cual debe poseer a lo menos un par de electrones libres sin enlazar (Como el Oxígeno, Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra característica importante es que el átomo que acepta el par electrónico debe estar carente de electrones (como el ión hidrógeno [más conocido como protón], el Aluminio, entre otros). Este tipo de enlace es muy importante para el capítulo de ácidos-bases (que se verá a continuación) debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido es aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par electrónico y una base una sustancia capaz de compartirlos. También los enlaces dativos sirven para poder comprender de mejor manera la disolución de sustancias (tema que se verá más adelante). En la Imagen 32 (a) y en la Imagen 32 (b) se pueden ver dos ejemplos de sustancias con un enlace dativo.

Imagen 32: Sustancias que contienen un enlace dativo (encerrado en el círculo naranja): a) ión hidronio; b) ión tetracloruro de Aluminio.

(a)

(b)

  En la Imagen 33 se ven tres formas de escribir un enlace dativo, en este caso se usó de ejemplo el ión hidronio. Por lo general se suele utilizar la estructura de Kekulé normal (superior), aunque muchos prefieren usar esa especie de estructura de Kekulé modificada (centro), ya que denota la presencia de un enlace con carácter distinto (en la imagen superior se podría pensar que los 3 enlaces son de la misma naturaleza). La estructura de Lewis (inferior) es poco usual, aun así es muy útil para ver comportamientos de solubilidad o ácido-base.


Imagen 33: Formas de escribir un enlace covalente coordinado en el papel.

  Con esto terminamos lo relacionado a enlaces químicos y tenemos las herramientas suficientes para empezar a comprender mejor como funciona una reacción ácido-base. Pero antes de eso, es necesario tener claro lo que es una disolución y cuáles son sus unidades de medición.

TABLA PERIODICA DINAMICA

En este enlace encontraràs algunas propiedades y funciones  de la tabla periòdica

Actividades:

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AlcalinosLos metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla periódica (excepto el Hidrógeno que es un gas). Su configuración electrónica es S1. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo. Los metales alcalinos son metales muy reactivos, por ello se encuentran siempre en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y nunca en estado puro.Son metales blandos, pueden ser rayados con facilidad. Los metales alcalinos tienen un gran poder reductor; de hecho, muchos de ellos deben conservarse en aceite mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con el oxígeno o el vapor de agua atmosféricos.AlcalinoterreosLos metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio(Be), magnesio(Mg), calcio(Ca), estroncio(Sr), bario(Ba) y radio(Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto. Tienen configuración electrónica ns2.Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo, a excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos, son metales de baja densidad, coloreados y blandos y la solubilidad de suscompuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos. MetalesLos 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades:Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.TerreosLos elementos térreos o boroideos son los que están situados en el grupo 13 de la tabla periódica. Su nombre proviene de Tierra, ya que el aluminio es el elemento más abundante en ella, llegando a un 7.5%. Tienen tres electrones en su nivel energético más externo. Su configuración electrónica es ns2np1. El boro se diferencia del resto de los elementos del grupo porque es un metaloide, mientras que los demás van aumentando su carácter metálico conforme se desciende en el grupo. Debido a esto,puede formar enlaces covalentes bien definidos, es un semiconductor, es duro a diferencia del resto que son muy blandos.CarbonoideosEl grupo XIV de la tabla periódica de los elementos (antiguo grupo IV A), también conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado por los siguientes elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb).La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos, especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica. A su vez, el silicio es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XXI, ya que forma parte principal de los circuitos integrados. Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más metálicas: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el estaño y el plomo son metales.NitrogenoideosEl grupo del nitrógeno o de los nitrogenoideos conforma el grupo 15 de la tabla periódica (antiguo grupo VA) y está compuesto por los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Todos ellos poseen 5 electrones de valencia (última capa s2p3). A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O2 yH2 a altas temperaturas.AnfigenosEl grupo de los anfígenos o calcógenos es el grupo conocido antiguamente como VIA, y actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). El término 'anfígeno' proviene del griego y significa formador de ácids y bases.Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4), sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número átomico.El oxígeno y el azufre se utilizan ampliamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.HalogenosLos halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos que forman el grupo 17 (anteriormente grupo VII A) de la tabla periódica: flúor, cloro, bromo, yodo y astato.En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas X2. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este anión se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros.Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan. Los elementos halógenos son aquellos que ocupan el grupo 17 del Sistema Periódico. Los halógenos F, Cl, Br, I y At, son elementos volátiles, diatómicos y cuyo color se intensifica al aumentar el número atómico. El flúor es un gas de color amarillo pálido, ligeramente más pesado que aire, corrosivo y de olor penetrante e irritante. El cloro es un gas amarillo verdoso de olor penetrante e irritante. El bromo a la temperatura ambiente es un líquido de color rojo oscuro, tres veces más denso que el agua, que se volatiliza con facilidad produciendo un vapor rojizo venenoso. El yodo es un sólido cristalino a temperatura ambiente, de color negro y brillante, que sublima dando un vapor violeta muy denso, venenoso, con un olor picante como el del cloro. El Astato es un elemento muy inestable que existe sólo en formas radiactivas de vida corta, y que aparece en el proceso de desintegración del 235U. Como es esperable, los puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo. Las energías de ionización de los halógenos presentan valores muy altos que van disminuyendo al aumentar el número atómico. Las afinidades electrónicas son elevadas como consecuencia de la tendencia a ganar un electrón y conseguir así la configuración de gas(es) noble(s).

ACTVIDAD PARA BACHILLERATO SABATINO

ACTIVIDAD 1 REALIZAR LA LECTURA Y SUBIR COMENTARIOS

ACTIVIDAD 2 REALIZAR MAPA CONCEPTUAL DE CADA GRUPO Y PRESENTARLO PROXIMA CLASE.

Alcalinos
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla periódica (excepto el Hidrógeno que es un gas). Su configuración electrónica es S1. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo. Los metales alcalinos son metales muy reactivos, por ello se encuentran siempre en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y nunca en estado puro.
Son metales blandos, pueden ser rayados con facilidad. Los metales alcalinos tienen un gran poder reductor; de hecho, muchos de ellos deben conservarse en aceite mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con el oxígeno o el vapor de agua atmosféricos.
Alcalinoterreos
Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio(Be), magnesio(Mg), calcio(Ca), estroncio(Sr), bario(Ba) y radio(Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto. Tienen configuración electrónica ns2.
Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo, a excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos, son metales de baja densidad, coloreados y blandos y la solubilidad de suscompuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos.
Metales
Los 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades:
Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.

Terreos
Los elementos térreos o boroideos son los que están situados en el grupo 13 de la tabla periódica. Su nombre proviene de Tierra, ya que el aluminio es el elemento más abundante en ella, llegando a un 7.5%. Tienen tres electrones en su nivel energético más externo. Su configuración electrónica es ns2np1. El boro se diferencia del resto de los elementos del grupo porque es un metaloide, mientras que los demás van aumentando su carácter metálico conforme se desciende en el grupo. Debido a esto,puede formar enlaces covalentes bien definidos, es un semiconductor, es duro a diferencia del resto que son muy blandos.
Carbonoideos
El grupo XIV de la tabla periódica de los elementos (antiguo grupo IV A), también conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado por los siguientes elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb).
La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos, especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica. A su vez, el silicio es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XXI, ya que forma parte principal de los circuitos integrados. Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más metálicas: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el estaño y el plomo son metales.
Nitrogenoideos
El grupo del nitrógeno o de los nitrogenoideos conforma el grupo 15 de la tabla periódica (antiguo grupo VA) y está compuesto por los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Todos ellos poseen 5 electrones de valencia (última capa s2p3). A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O2 yH2 a altas temperaturas.
Anfigenos
El grupo de los anfígenos o calcógenos es el grupo conocido antiguamente como VIA, y actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). El término 'anfígeno' proviene del griego y significa formador de ácids y bases.
Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4), sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número átomico.
El oxígeno y el azufre se utilizan ampliamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.
Halogenos
Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos que forman el grupo 17 (anteriormente grupo VII A) de la tabla periódica: flúor, cloro, bromo, yodo y astato.
En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas X2. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este anión se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros.
Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan. Los elementos halógenos son aquellos que ocupan el grupo 17 del Sistema Periódico. Los halógenos F, Cl, Br, I y At, son elementos volátiles, diatómicos y cuyo color se intensifica al aumentar el número atómico. El flúor es un gas de color amarillo pálido, ligeramente más pesado que aire, corrosivo y de olor penetrante e irritante. El cloro es un gas amarillo verdoso de olor penetrante e irritante. El bromo a la temperatura ambiente es un líquido de color rojo oscuro, tres veces más denso que el agua, que se volatiliza con facilidad produciendo un vapor rojizo venenoso. El yodo es un sólido cristalino a temperatura ambiente, de color negro y brillante, que sublima dando un vapor violeta muy denso, venenoso, con un olor picante como el del cloro. El Astato es un elemento muy inestable que existe sólo en formas radiactivas de vida corta, y que aparece en el proceso de desintegración del 235U. Como es esperable, los puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo. Las energías de ionización de los halógenos presentan valores muy altos que van disminuyendo al aumentar el número atómico. Las afinidades electrónicas son elevadas como consecuencia de la tendencia a ganar un electrón y conseguir así la configuración de gas(es) noble(s).

ACTIVIDADES



ACTIVIDAD 1

Leer  el documento y dar sus conclusiones


ACTIVIDAD  2


Realizar un resumen de cada teorìa y entregarlo en clase.

Teorìas atòmicas

1- Teorías atómicas
Vamos a ver ahora un resumen de las distintas teorías y modelos atómicos que han ido surgiendo con el tiempo.

1.1- Teoría atómica de DALTON  (1766  -1844)
- La materia está formada por pequeñas partículas indivisibles (átomos).

- Existen distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades.

- Las sustancias que tienen todos sus átomos iguales se llaman elementos.

- Los átomos de los elementos distintos se pueden unir en cantidad fija con otros para formar compuestos.

- Las partículas formadas por varios átomos se llaman moléculas.

1.2-  Modelo atómico de THOMPSON (1856  -1940)
- El átomo está formado por una esfera con carga positiva en cuyo interior están los electrones en número suficiente para neutralizar su carga. Este modelo es conocido como "budín de pasas".

1.3-  Modelo atómico de RUTHERFORD (1871 -1937)
- La mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva están en la zona central minúscula llamada núcleo.

- En torno al núcleo y a grandes distancias de él están los electrones girando a su alrededor.

- El número de cargas +  es el mismo que el de -, de manera que el átomo es neutro.

ERRORES: Las cargas en movimiento emiten energía, luego los electrones caerían al núcleo, cosa que no  ocurre. Los electrones al poder girar a cualquier distancia podrán tener cualquier energía, cosa que  también es falsa . No habla de los neutrones, lo cual es lógico ya que no se habían descubierto aún.

1.4- Modelo atómico de Niels Bohr (1885 -1962)  Corrigió los errores de Rutherford.

El físico danés Niels Bohr  propuso en 1913 un nuevo modelo atómico que indicaba lo siguiente:

- El átomo consta de una parte central (núcleo) en la que se halla la carga + y la casi totalidad de su masa y los electrones se mueven a su alrededor en órbitas circulares situadas en diferentes niveles
- A cada nivel le corresponde una energía que será mayor cuanto más alejada del núcleo esté
- La distancia de las órbitas al núcleo, así como su energía, no pueden tomar valores arbitrarios, sino solo unos definidos.
- Cada nivel admite un número máximo de electrones que es igual a  2n ²  donde n designa el nivel de energía (1 , 2 , 3, … )
ERRORES: Supone que todas las órbitas son circulares y esto es falso. Para sus cálculos supone que los electrones tienen una masa infinitamente menor que la de los  protones cuando solo es 1 830 veces menor. Supone que el núcleo es estático cuando se mueve alrededor de su centro de gravedad.

1.5-  Modelo atómico actual  (SCHRÖEDINGER y HEISEMBERG)     
Este modelo se basa en el principio de dualidad onda corpúsculo y en el principio de incertidumbre de Heisenberg.
- El electrón se comporta como una onda y como un corpúsculo (dualidad onda - corpúsculo)
- No es posible predecir la trayectoria del electrón ( principio de incertidumbre de Heisemberg). Hay que abandonar la idea de órbita y hablar de orbitales que son las zonas donde es más probable encontrar al electrón.
- En cada orbital no puede haber más de dos electrones.
- Hay varias clases de orbitales que se diferencian en su forma y orientación ( s , p , d , f )
- En cada nivel hay un número determinado de orbitales.