TEMÁTICA A DESARROLLAR TABLA PERIÓDICA - COMPUESTOS- ENLACES
1. ELABORAR LOS RESÚMENES DE LAS TEMÁTICAS
2. REALIZAR LOS RESÚMENES DE LOS VÍDEOS
3. TRABAJAR LAS ACTIVIDADES
4. PRESENTAR EL BLOG EN HOJAS EXAMEN EN CARPETAS DEL 9 AL 14 DE MAYO
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 Henning Brand descubrió elfósforo (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 Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio(Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.
La noción de elemento y las propiedades periódicas
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes 2 siglos, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos.
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 "The Sceptical Chymist", 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.
A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra "Tratado elemental de Química". Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos.
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.
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).
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo cómo se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era uncompuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.
Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran enmetales, 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.
Tríadas de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio,sodio y potasio).
| Litio | LiCl LiOH | Calcio | CaCl2 CaSO4 | Azufre | H2S SO2 | ||||||
| Sodio | NaCl NaOH | Estroncio | SrCl2 SrSO4 | Selenio | H2Se SeO2 | ||||||
| Potasio | KCl KOH | Bario | BaCl2 BaSO4 | Telurio | H2Te TeO2 |
A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.
Chancourtois
En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.
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.
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| Li 6,9 Na 23,0 K 39,0 | Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,0 | B 10,8 Al 27,0 | C 12,0 Si 28,1 | N 14,0 P 31,0 | O 16,0 S 32,1 | F 19,0 Cl 35,5 |
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.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
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.
La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.
En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gas noble descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.
El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–sicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio(Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.
La noción de número atómico y la mecánica cuántica
La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.
Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.
La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.
| Grupo | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 |
| I A | II A | III B | IV B | V B | VI B | VII B | VIII B | VIII B | VIII B | I B | II B | III A | IV A | V A | VI A | VII A | VIII A | |
| Periodo | ||||||||||||||||||
| 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 | * | 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 | ** | 104 Rf | 105 Db | 106 Sg | 107 Bh | 108 Hs | 109 Mt | 110 Ds | 111 Rg | 112 Cn | 113 Uut | 114 Uuq | 115 Uup | 116 Uuh | 117 Uus | 118 Uuo |
| 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 |
| Alcalinos | Alcalinotérreos | Lantánidos | Actínidos | Metales de transición |
| Metales del bloque p | Metaloides | No metales | Halógenos | Gases nobles y Transactínidos |
¿Qué sabes de la Tabla Periódica?
| 1. ¿Quién fue el creador de la Tabla Periódica que usamos actualmente? | ||||
 a) Valeri Karpin | b) Mijaíl Gorbachov | c) Dimitri Mendeleiev | d) Fiódor Dostoyevski | e) Johann Döbereiner |
| 2. ¿En qué año publicó su Tabla Periódica? | ||||
| a) 1869 | b) 1896 | c) 1689 | d) 1898 | e) 1892 |
| 3. Este mérito debiera compartirlo con el químico alemán... | ||||
| a) Rudolf Diesel | b) Friedrick Wöhler | c) Alexander Winkler | d) Lothar Meyer | e) Norbert Haug |
| 4. ¿Cuántos grupos tiene la actual Tabla Periódica de la IUPAC? | ||||
| a) 9 | b) 18 | c) 21 | d) 12 | e) 7 |
| 5. ¿Cuántos períodos tiene la actual Tabla Periódica de la IUPAC? | ||||
| a) 9 | b) 18 | c) 21 | d) 12 | e) 7 |
| 6. ¿Qué elementos son líquidos a temperatura ambientede 25ºC? | ||||
| a) Hg y Na | b) Hg y B | c) Hg y Br | d) Hg, Br y Cl | e) los gases nobles |
| 7. ¿Qué elemento fue descubierto fuera de nuestro planeta? | ||||
| a) Lutecio | b) Mercurio | c) Criptón | d) Helio | e) Cerio |
| 8. En la Tabla los elementos se ordenan en horizontal en orden creciente de... | ||||
| a) masa atómicas | b) densidades | c) números atómicos | d) electrones | e) electronegatividades |
| 9. En la Tabla los elementos se ordenan en vertical por semejanza en sus... | ||||
| a) configuraciones electrónicas | b) masas | c) propiedades físicas | d) electronegatividades | e) propiedades químicas |
| 10. ¿Cuál es el elemento más ligero que no se encontró en la Naturaleza? | ||||
| a) Darmstadcio | b) Nobelio | c) Tecnecio | d) Actinio | e) Rutenio |
tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos.
Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.
| Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos. |  |
Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A 10-10m), nanómetros (nm, 10-9 m) picometro (pm, 10-12 m).
Variación periódica
|  |
RESUMEN
Los radios atómicos aumentan en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo.
Ejercicio propuesto
Disponga los átomos siguientes en orden de radio atómico creciente: Na, Be y Mg
Una vez situados estos elementos en el sistema periódico se ha de hacer uso de las variaciones periódicas de esta propiedad ya comentadas.
Na (metal alcalino) y Mg (metal alcalino-térreo) se encuentran en la misma fila de la tabla periódica. Puesto que el Mg está a la derecha, lo esperable es que rMg<rNa.
Be y Mg se encuentran en la misma columna. Dado que el Mg está por debajo que el Be, es predecible que rBe<rMg.
Por tanto, el orden pedido sería: rBe<rMg<rNa.
RADIO IONICO
La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido. Además el tamaño iónico influye en las propiedades de los iones en disolución.
El tamaño de un ion depende de:
|  |
Variación periódica
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Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas.
Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva.
RESUMEN
Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.
Ejercicio propuesto
¿Cuál de los siguientes iones y átomos es el más grande: S2-, S, O2-?
- Los aniones presentan un tamaño superior al de los átomos de los que proceden, por tanto, rS2->rS.
- S y O son elementos que se encuentran dentro de la misma columna y , en concreto, el S por debajo del O, de modo que al aumentar el número cuántico principal del orbital ocupado más externo del ion S2- se tiene que rS2->rO2-.
- Por tanto, el ion más grande es el ion S2-.
1er Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica.
2º Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.
Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos potenciales de ionización.
- Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos.
- Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.
- El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente
| Energía de ionización | Tendencia del elemento | Tipo de compuesto |
| Baja | Perder electrones y dar iones positivos | Iónicos |
| Elevada | Compartir electrones | Covalentes |
| Muy elevada | Ganar electrones y dar iones negativos | Iónicos |
Variación periódica:
|  |
Ejercicio propuesto
Con referencia a la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden de energía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K.
El orden se predice con base en la posición relativa de los elementos y las tendencias en cuanto a variación de esta propiedad ya comentadas:
- Na, P y Ar están en la misma fila de la tabla periódica, por lo que P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar.
- Ne y Ar son gases nobles. Puesto que el Ne presenta un menor número atómico es esperable que P.I.Ar<P.I.Ne.
- De igual modo, el Na y el K son metales alcalinos, por lo que atendiendo a su disposición en el sistema periódico, lo esperable es que P.I.K<P.I.Na.
- A partir de estas observaciones concluimos que las energías de ionización siguen el ordenP.I.K<P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar<P.I.Ne.
(*) Aún no se han llevado a cabo medidas exactas de las energías de ionización (ni de los pesos atómicos y otras propiedades) de algunos elementos, especialmente los actínidos. Algunos de ellos son radiactivos y otros son muy raros y es difícil obtener una cantidad suficiente para efectuar determinaciones precisas.
AFINIDAD ELECTRONICA
Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental.
Con muy pocas excepciones, este proceso de captación de electrones es favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).
Las segundas, terceras, ... afinidades electrónicas son siempre energéticamente desfavorables.
La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y gaseoso a un ion negativo con ncargas es la suma de las afinidades electrónicas.
Variación periódica
|  |
Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.
La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.
El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:
XM = 0,0085 (P.I. + A.E.)
Variación periódica
- Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
- Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:
El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.
Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.
Ejemplo:
| Compuesto | F2 | HF | LiF |
| Diferencia de electronegatividad | 4.0 - 4.0 = 0 | 4.0 - 2.1 = 1.9 | 4.0 - 1.0 = 3.0 |
| Tipo de enlace | Covalente no polar | Covalente polar | Iónico |
RESUMEN
La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.
Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico
En conclusión las propiedades periódicas, son propiedades repetitivas o parecidas que se dan sobre elementos de un mismo grupo y/o de un mismo período, que facilitan la elaboración de una gráfica que resume la mejor organización que pueden tener todos los elementos, ésta es la tabla periódica.
 a) A para Tamaño atómico y B para Electronegatividad b) A para Afinidad Electrónica y B para Electronegatividad c) A para Electronegatividad y B para Tamaño atómico d) A para Tamaño atómico y B para Potencial de Ionización e) A para Potencial de Ionización y B para Electronegatividad 2. ¿Cuál es la tendencia que presenta la afinidad electrónica en un período de la tabla periódica? a) Aumenta de Izquierda a derecha b) Disminuye de izquierda a derecha c) Aumenta de derecha a izquierda d) Disminuye de derecha a izquierda e) Permanece constante |
Enlaces Químicos
por Anthony Carpi, Ph.D.
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!
enlarge imageEn 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementoseran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes.
Enlaces Iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzaselectroestáticas que son la base del enlace iónico.
Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
 sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha), |
 resultando en |
 un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha). |
Concept simulation - Reenacts the reaction of sodium with chlorine.
(Flash required)
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana unavalencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace ionico. Los compuestos iónicos comparten muchas caractéristicas en común:
- Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales.
- Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio).
- Los compuestos iónicos se disuelven facilmente en el agua y otrossolventes polares.
- En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad.
- Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos uncristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con altos puntos de fusion debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos.
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| Cristal de Cloruro de Sodio | Esquema de Cristal NaCl |
Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. 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 elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas devalencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger 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.
Concept simulation - Recreates covalent bonding between hydrogen atoms.
(Flash required)
Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
 | Las Estructuras de Puntos de Lewis |  | ||||||
 |  |  |  |  |  |  |  | |
Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.
| H2 | H:H | or | H-H |
| O2 | |  |
Enlaces Polares y No-Polares
En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar .
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes 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). En un enlace polar covalente, 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 polar covalente es elenlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
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H2O: a water molecule |
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.
Los Dipoles
Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, laparte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El dipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba) en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) del electrón del dipolo y el otro electrón se ecuentra cerca de la parte delgada final (positiva) al otro lado de la molécula.
GUIA DE ENLACES
En este tema se trata de diseñar una unidad didáctica que nos permita valorar el aporte hecho por los científicos y la importancia de la comprensión del enlace químico en la interpretación de la estructura atómica de las sustancias, procurando así un mejor aprovechamiento y utilidad de este conocimiento en el contexto de la ciencia, la tecnología y la sociedad.
Al estudiar el modelo cuántico conocimos que existen condiciones que favorecen el desprendimiento de electrones del átomo y al cotejar esta información con el ordenamiento de los elementos de la tabla periódica reconocimos que existen grupos de elementos que pueden lograr esto con mayor o menor facilidad. Estos conocimientos nos serán de gran utilidad para identificar que las condiciones, bajo las cuales se dan las uniones de los átomos, determina el aspecto y las propiedades de las sustancias que se forman y que estas uniones también dependerán, en gran medida, de la naturaleza eléctrica de los elementos. Ciertamente, con el conocimiento del enlace químico llegaremos a entender la fundamentación de las fórmulas químicas, que nos conducirá al desarrollo del tema de las reacciones químicas que veremos posteriormente.
Actividad 1. Investiga: La mayoría de las personas hoy día prefieren utilizar un dentífrico que contenga flúor, seguramente tú eres una de ellas. ¿Sabes por qué puede el flúor ayudar a prevenir las caries? Ante la escasez de agua en algunas partes del mundo, ¿por qué crees que no se fabrica agua en los laboratorios?
- Comentario 1. La actividad persigue despertar curiosidad por el funcionamiento de estos fenómenos, que los llevará a la realización de investigaciones bibliográficas o de campo, por ejemplo, consultarán especialistas (químicos de algún laboratorio de aguas, odontólogos, etc.) Hay que mencionar que esta actividad es válida siempre que se asigne previamente al desarrollo del tema, como una actividad introductoria del tema, que de seguro captará la atención de los estudiantes y los colocará en mejor disposición para la asimilación de los conceptos.
La manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Por ejemplo, al respirar monóxido de carbono, las moléculas de CO se enlazan fuertemente a ciertas sustancias presentes en los glóbulos rojos de la sangre haciendo que estos queden como mineralizados, incapaces de transportar oxígeno, perdiendo así sus propiedades vitales. Entonces debemos preguntarnos: ¿Qué es el enlace químico?, ¿Cómo se da?, ¿Qué lo facilita?, ¿Qué lo impide?, ¿Qué determina que unos sean más fuertes que otros? Estas interrogantes son fundamentales en el estudio de la química, pues los cambios químicos, que pueden ser para bien o para mal, son esencialmente una alteración de los enlaces químicos.
1. ¿Qué mantiene unidos a los átomos?
Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.
A.2. Con tu grupo, realiza un estudio predictivo de la cantidad de sustancias que teóricamente podrían formarse a partir de los elementos de la tabla periódica, recuerda que pueden unirse dos o más átomos iguales o distintos y pueden hacerlo de más de una forma. Presenten una definición propia de enlace químico.
- C.2.. Con estas actividades los alumnos y alumnas en primera instancia, verificarán que en teoría son muchos las sustancias que pueden formarse, cada una con características y funciones distintas, esto deberá llevarlos a una visión inicial de la importancia del tema, y en las definiciones que puedan elaborar reconoceremos esto.
A.3. Los iones Na+ y Cl- libres no son abundantes en la naturaleza, sin embargo ¿por qué existe tanta sal (NaCl) en el mundo? Discute en tu grupo una posible respuesta coherente con lo ya establecido.
- C.3. Cuando los estudiantes realizan esta actividad, por lo general, coinciden en el concepto de enlace; que es precisamente lo que se busca, que comiencen a reconocer que esta capacidad de los átomos puede ser imprescindible para nuestras vidas.
2. ¿Por qué queremos entender cómo se enlazan las partículas materiales unas con otras?
Si comprendemos el mecanismo del enlace químico, este conocimiento puede llevarnos a controlar la formación o ruptura de estos enlaces, por consiguiente, la formación o deformación de sustancias, dependiendo siempre de lo que estemos necesitando.
A.4. Imagina que acabas de descubrir la forma de evitar que se enlacen el oxígeno y el hierro, que juntos formaban el indeseable óxido de hierro, causante de la perjudicial corrosión. Enumera 5 consecuencias ventajosas para la humanidad de tu descubrimiento.
- C.4. Esta actividad persigue que los estudiantes reflexionen sobre las ventajas que proporcionaría al desarrollo de la humanidad el poder incidir en la formación o ruptura de los enlaces químicos. De igual forma establecer que el manejo de este conocimiento por mentes sin escrúpulos puede causar grandes daños al mundo.
3. Regla del octeto y estructura de Lewis
A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.
A.5. En 1962, el químico canadiense N. Bartlett logró con relevante éxito, obtener el primer verdadero compuesto del Xenon. Investiga ¿cuál fue este compuesto?
- C.5. Fomentar el manejo de la bibliografía es muy importante cuando queremos formar investigadores con curiosidad científica, cuidando evitar las frustraciones que podrían resultar de no encontrar la información, por lo tanto es importante que esta se encuentre en los textos recomendados.
Una de las claves de la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte. Los gases nobles han sido utilizados cuando se ha hecho necesario tener una sustancia inactiva. Los buzos normalmente usan una mezcla de nitrógeno y oxígeno a presión para respirar bajo el agua. Sin embargo, cuando esta mezcla de gases es usada en profundidades, donde la presión es muy alta, el gas nitrógeno es absorbido por la sangre, con la posible consecuencia de causar desorientación mental. Para evitar este problema, se puede sustituir por una mezcla de oxígeno y helio. El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el inactivo helio que se disuelve en la sangre no causa desorientación mental. El único inconveniente radica en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo de la vibración de las cuerdas vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al del pato Donald.
A.6. Realiza la configuración electrónica de los gases nobles y señala que coincidencias hay entre éstas. ¿Qué conducta podemos esperar de estos átomos con relación a la formación de enlaces químicos?
- C.6. Con esta actividad lograremos diagnosticar la captación de los conceptos: estabilidad y neutralidad eléctrica asociados a la regla del octeto. Es importante que quede bien establecido cuál es el tipo de estructura (gas noble) que se relaciona directamente con estabilidad atómica.
.A.7. Basados en la configuración electrónica del Na+, O2-, Cl-, Li2+, N3+, indica cuál de estas especies cumple con la regla del octeto.
- C.7. Muchas veces los estudiantes olvidan, por que lo han visto en un curso previo, que las especies iónicas no contienen las mismas cantidades de electrones en su capa de valencia, por lo tanto esta práctica nos servirá para diagnosticar los niveles del grupo en cuanto al concepto de ion y ligarlo inmediatamente con la regla del octeto, enfatizando que estas especies no se forman por casualidad sino por una conveniencia: mayor estabilidad.
3.1 ¿Cómo diseñar una estructura de Lewis?
La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.
3.2 Parámetros a considerar en una estructura de Lewis
- Escribe el número total de electrones de valencia.
- Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones.
- Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.
A.8. Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro.
| ELEMENTO | ELECTRONES DE VALENCIA | ESTRUCTURA DE LEWIS |
| SODIO | 1 | Na* |
| MAGNESIO |  | |
| ALUMINIO | | |
| SILICIO | | |
| FÓSFORO | | |
| AZUFRE | | |
| ARGÓN | | |
| CLORO | | |
| LITIO | | |
| CALCIO | | |
A.9. A partir de los datos del cuadro anterior. Explica ¿qué representa la estructura de Lewis?
- C.8. y C.9. Con estas actividades los alumnos y alumnas deberán llegar a la conclusión de que la estructura de Lewis no es más que la representación simbólica de los electrones de valencia del átomo, que son al final de cuentas los que participan en un enlace.
A.10. El modelo estructural de Lewis es muy importante a pesar de las excepciones existentes, ¿Por qué? ¿Qué importancia tienen los modelos en el estudio de las ciencias en la vida diaria? ¿Qué es un modelo? ¿Es importante para ti tener un modelo?
- C.10. Este tipo de interrogantes pretende que los alumnos que participan de un curso científico, liguen un concepto de ciencias a un concepto humanístico y no pierdan de vista la importancia de mantener una escala de valores sobre la base de principios. Pretende iniciar un pequeño debate que servirá para promover la participación activa del grupo.
4. Clasificación de las sustancias de acuerdo a sus propiedades
Parece lógico suponer que las propiedades características de las sustancias aporten alguna información acerca de la forma en que están unidos los átomos que las forman.
A.12. Cite algunas propiedades de las sustancias que puedan ser indicativas del tipo de unión existente entre sus partículas (fuerte o débil, existencia o no de partículas cargadas, etc).
- C.12. Con esta actividad se pretende dejar establecido que el tipo de unión existente entre átomos estará íntimamente relacionado con propiedades como punto de fusión, punto de ebullición, conducción de la corriente eléctrica y algunas otras que pudieran ser demostradas luego mediante una práctica de laboratorio.
La materia que nos rodea se presenta en forma de sustancias con distinto aspecto y propiedades. El conocimiento de estas propiedades puede aportar alguna información acerca de las fuerzas que hacen unirse a las partículas en una sustancia. Así, por ejemplo, los puntos de fusión y ebullición de las diversas sustancias son indicativos de la mayor o menor fuerza de enlace entre las partículas (átomos, iones o moléculas) que constituyen el sólido o líquido. Por otra parte si una sustancia en determinadas condiciones conduce la corriente eléctrica, podría pensarse también en la existencia de partículas cargadas. Otras propiedades pueden ser la solubilidad, la facilidad de deformación o fragilidad de los sólidos, etc.
La diversidad de propiedades existentes (densidad, temperaturas de fusión y ebullición, dureza, solubilidad en diferentes líquidos, conductividad,..) hace que resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o atípicas. No obstante, a pesar de ello ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en tres grandes grupos que evidencian la existencia de cuatro formas fundamentales de unión entre los átomos, es decir de cuatro tipos de enlace:
En primer lugar nos encontramos con sustancias como el cloruro de sodio, yoduro de potasio, cloruro de magnesio, etc… que son compuestos de aspecto cristalino, frágiles y con elevados puntos de fusión y ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y no lo son en disolventes del tipo del benceno. No son conductores de la corriente en estado sólido, pero sí cuando se presentan fundidos o en disolución. La existencia de este tipo de sustancias, entre las que hemos citado como ejemplos típicos a las sales, está ligada a una forma de enlace que, por razones que luego veremos, se denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustancias como compuestos iónicos.- En segundo lugar, nos encontramos con sustancias como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua, amoniaco, etc, muchas de las cuales se encuentran, a temperatura y presión ordinarias, en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad pues resisten, en general, temperaturas elevadas sin descomponerse. En cambio cuando se hallan en estado sólido o líquido tienen por lo general bajos puntos de fusión y de ebullición. Por otra parte, los sólidos de esta clase no se disuelven en disolventes del tipo del agua, haciéndolo en los del tipo del benceno y no conducen la corriente eléctrica en estado líquido ni tampoco lo hacen sus disoluciones. El comportamiento de estas sustancias hace suponer la existencia de fuertes uniones intramoleculares dada la estabilidad de dichas moléculas, y de débiles uniones intermoleculares, teniendo presente la facilidad con que se logra separar las moléculas. Es decir, se pone de manifiesto la existencia en este tipo de sustancias de dos formas de enlace asociadas, denominándose a la primera enlace covalente y conociéndose las débiles interacciones intermoleculares como fuerzas de van der Waals (profesor de la Universidad de Amsterdam, premio Nobel en 1910, que modificó la ecuación general de los gases teniendo en cuenta, entre otras cosas, que entre sus moléculas podían existir fuerzas de atracción). En algunos casos se presenta sólo una de estas formas de unión. Así, se ha conseguido solidificar a los gases nobles que en condiciones normales se presentan como gases formados por átomos sueltos, en esos sólidos sólo estarán presentes, pues, las débiles fuerzas de van der Waals que aquí se ejercen entre partículas monoatómicas. Por otra parte el diamante, carbono puro, es un ejemplo de sustancia cuyos cristales constituyen verdaderas moléculas gigantes en las que todas las uniones entre átomos de carbono tienen las características del enlace covalente.
- Por último, nos referiremos a los metales, cuya propiedad más típica es su carácter conductor del calor y la electricidad en estado sólido. Los metales constituyen más de las tres cuartas partes de los elementos del sistema periódico por lo que no es de extrañar que exista una gran variedad en propiedades tales como dureza, punto de fusión, etc. Muchos de ellos tienen un brillo característico y son fácilmente deformables, es decir, son dúctiles y maleables (se separan fácilmente en hilos y láminas). El tipo de enlace existente entre los átomos de un metal se denomina, por razones evidentes, enlace metálico.
A.13. A partir de la información anterior elabore un cuadro de doble entrada en el que queden reflejados los principales tipos de enlace y algunas de sus propiedades características.
- C.13. Al realizar esta actividad quedará resumida la información proporcionada al grupo, y al ser ello y ellas los que elaboren el cuadro garantizaremos una mayor manipulación de la información por lo tanto un mejor afianzamiento.
A. 14. En la tabla siguiente se han recogido las propiedades características de tres sustancias sólidas (X, Y, Z) a la temperatura y presión ordinarias. Señale cuál de ellas puede considerarse un compuesto iónico, cuál un metal y cuál un compuesto cuyas partículas están unidas por fuerzas intermoleculares.
| Propiedad analizada | Sustancia sólida a temperatura y presión ambiente | ||
| X | Y | Z | |
| Punto de fusión | 808°C | 80°C | 1083°C |
| Solubilidad en agua | Sí | No | No |
| Solubilidad en benceno | No | Sí | No |
| Conductividad eléctrica en estado sólido | No | No | Sí |
| Conductividad eléctrica en disolución o fundida | Sí | No | Sí |
| Deformabilidad del sólido | Frágil | Frágil | Sí |
- C. 14. Es pertinente que al finalizar esta actividad se haga mención de algunas de las excepciones, por ejemplo: el carbono en sus dos formas cristalinas: diamante y grafito, presenta enlaces covalentes sin embargo, en ambas formas tiene punto de fusión por encima de 3500°C; el mercurio es un metal que a temperatura ambiente se encuentra en estado líquido y el galio funde a 28°C, aproximadamente.
En resumen, pues, el estudio de las propiedades de las sustancias nos permite agruparlas en tres grandes tipos poniendo en evidencia la existencia de cuatro formas distintas de interacción entre partículas: enlace iónico, enlace covalente, fuerzas intermoleculares y enlace metálico.
A.15. Diseñe posibles experiencias (cualitativas) para caracterizar distintas sustancias atendiendo a las siguientes propiedades: a) solubilidad en agua pura o destilada y en benceno, b) conductividad en estado sólido y en disolución, c) puntos de fusión d) deformabilidad.
- C.15. Solicitar el diseño de posibles experiencias a los participantes de un curso es una forma efectiva de lograr aprendizajes significativos, pero esto deberá ir acompañado de la ejecución de esos diseños experimentales, por lo que se cuidará la propuesta de sustancias de fácil acceso y se enfatizará en los cuidados que deberán tenerse al trabajar con disolventes orgánicos.
A.16. Proceda a la caracterización de las sustancias presentadas por el profesor y determine a cuál de los tres grandes grupos pertenece (iónicas, covalentes o metálicas).
- C.16. Con esta actividad se reafirmarán conceptos, características y propiedades de las sustancias según el tipo de enlace que presenten, siempre de acuerdo a las generalidades; se favorece también la elaboración de resúmenes e informes.
5. Tipos de enlace
Sabemos que la manera en que los átomos se enlazan ejercen un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.
Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.
5.1. Formación de iones y del compuesto iónico
A.17. Explique cuáles familias del sistema periódico formarán más fácilmente iones positivos, indicando su carga respectiva. Haga lo mismo para los iones negativos.
- C.17. Los elementos químicos situados a la izquierda del sistema periódico son los que menos electrones han de perder para adquirir estructura electrónica de gas noble. Recordemos que el número de la columna donde se encuentran coincide con el número de electrones de valencia. De esta forma los elementos de la primera columna, sólo han de perder un electrón para pasar a tener 8 en el último nivel (excepto el litio que pasaría a tener 2, como el gas noble helio). Análogamente sucedería con los de las columnas II y III que tendrían que perder 2 y 3 electrones respectivamente.
 |  |
| El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos del villano, Sr. Sodio. | Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar losiones sodio y cloro. |
En experiencias sencillas hemos podido ver que al disolver en agua cloruro de sodio sólido, la disolución resultante conduce la electricidad; esto indica que el cloruro de sodio está compuesto por iones Na+ y Cl-. Así cuando el sodio y el cloro reaccionan para formar cloruro de sodio, los átomos de sodio transfieren electrones a los átomos de cloro para formar los iones Na+ y Cl- que se agregan a continuación para formar cloruro de sodio sólido. Esta sustancia sólida resultante es dura; tiene punto de fusión de aproximadamente 800°C. La gran fuerza de enlace en el cloruro de sodio se debe a las atracciones entre iones de carga opuesta que se encuentran muy cercanos entre sí. Este es un ejemplo de enlace iónico.
Cuando un átomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la formación de un compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no metal.
El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones relativamente fácil (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).
A.18. Presenta el diagrama, utilizando las estructuras de Lewis, para la formación del NaCl (cloruro de sodio) a partir del ión cloruro, Cl-, y el ión sodio, Na+.
A. 19. El agua pura y la sal no conducen la electricidad, sin embargo cuando disolvemos sal en agua obtenemos una sustancia que resulta ser buena conductora de la electricidad;¿Cuál supones que sea la causa de esto?
- C.18. y C. 19. Resulta conveniente mantener la práctica de diseños de estructuras de Lewis y la emisión de hipótesis, que cada vez deberán ser más coherentes con los modelos establecidos, nos permitirá diagnosticar a cada paso la asimilación correcta y, de igual forma, percibir errores conceptuales en los que estén incurriendo.
Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.
En la figura anterior se puede ver la estructura del cloruro de sodio. En la forma (A) se indican las posiciones (centros) de los iones. En la forma (B) se representan los iones como esferas empacadas. Los iones esféricos están empacados de manera que las atracciones iónicas se maximicen.
A.21. Los átomos de sodio son de mayor tamaño que los de cloro. Explique por qué esto no es así en la figura
- C.21. Para mantener una conexión entre los temas (enlace, formación de iones, tamaño atómico), es recomendable aclarar el hecho de que el radio atómico aumenta cuando se forma un anión y disminuye cuando se forma un catión, lo que explica la diferencia de tamaños en el modelo. Valdría enfatizar en la diferencia entre radio atómico y radio iónico.
6. Electronegatividad
Linus Pauling definió la electronegatividad como La capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico. La electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta 4. Pauling asignó de manera arbitraria un valor de 4 al fluor que es el elemento con más capacidad para atraer electrones. En química los valores de electronegatividad de los elementos se determinan midiendo las polaridades de los enlaces entre diversos átomos. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que lo forman.
A.22. Con la ayuda de tu tabla periódica indica si la electronegatividad de los elementos de cada compuesto iónico es alta o baja. Ordena los compuestos iónicos según el incremento de polaridad del enlace.
| Compuesto | Metal | No Metal |
| NaCl | | |
| CaO | | |
| LiF0 | | |
Ordenamiento: --------------------------------------------------------------------------
- C.22. Quedará establecido que las diferencias de electronegatividades entre átomos que forman un enlace, será mayor en compuestos iónicos, por lo tanto, la relación será que a mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos, mayor polaridad del enlace.
A.23. Discute en tu grupo: ¿Qué relación hay entre la electronegatividad de un elemento y su tendencia a ceder electrones?
- C.23. En este punto podemos aprovechar la oportunidad para ligar conceptos, por ejemplo, quedará establecido que los elementos que están a la izquierda de la tabla periódica presentan baja electronegatividad y tendencia a formar cationes o sea ceder electrones y los que están a la derecha tendrán alta electronegatividad y tendencia contraria, de esta forma estaremos enfatizando en el conocimiento de la tabla periódica.
A.24. El enlace iónico, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un experimento que te permita identificar esas propiedades.
- C.24. A modo de recapitulación y contextualización de este apartado, por todo lo discutido hasta el momento evaluaremos la capacidad de los participantes de diseñar una práctica que les permita reconocer un compuesto con enlaces iónicos, con esto se facilita los aprendizajes de las características de este tipo de enlace de forma constructivista.
7. El enlace covalente
El modelo de enlace entre iones no se puede utilizar para explicar la unión entre cualquier pareja de átomos. Si dos átomos son iguales, no existe ninguna razón que justifique que uno de estos átomos se transforme en ión. Para justificar estas situaciones se utiliza otro modelo de enlace. Cuando los átomos que forman un enlace comparten sus electrones con la finalidad de cumplir con la regla de los ocho, se forma un enlace. El tipo de enlace que se observa en la molécula de hidrógeno y en otras moléculas en que los electrones son compartidos por los dos núcleos se llama enlace covalente. En la molécula de H2 los electrones residen principalmente en el espacio entre los núcleos en donde son atraídos de manera simultánea por ambos protones. El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la formación de la molécula de H2 a partir de dos átomos de hidrógeno separados. La formación de un enlace entre los átomos de hidrógeno implica que la molécula H2 es más estable por determinada cantidad de energía, que dos átomos separados (energía de enlace).
A.25. El cloro existe en la naturaleza como molécula diatómica (Cl2). ¿Cómo esperarías que cada átomo de cloro adquiera configuración electrónica estable? Dibuja la estructura de Lewis para la molécula de Cl2.
- C.25. Este caso se aclarará considerando también lo que ocurre al acercarse dos átomos de cloro:
Cuando dos átomos idénticos se acercan los dos electrones son atraídos de manera simultánea por ambos núcleos. Así se forma el enlace.
7.1. Otros tipos de enlaces covalentes entre los átomos
Hasta el momento se han considerado dos tipos de enlace extremos. En el enlace iónico, los átomos que participan son tan distintos que ganan o pierden uno o más electrones para formar iones con carga opuesta. El enlace se debe a las atracciones entre los iones. En el enlace covalente dos átomos idénticos comparten electrones de manera igual. La formación del enlace se debe a la atracción mutua de los dos núcleos hacia los electrones compartidos. Entre estos extremos se encuentran casos intermedios en los cuales los átomos no son tan distintos que ganen o pierdan electrones en su totalidad, pero son bastante distintos para que haya un compartimento desigual de electrones y se forme lo que se conoce como enlace covalente polar. La molécula de fluoruro de hidrógeno (HF) contiene este tipo de enlace en el cual existe la siguiente distribución de carga:
En donde la letra griega (delta) indica una carga parcial o fraccionaria.
A.26. Explica la polaridad de los enlaces en la molécula de agua, H2O y en la de HCl
- C.26. La explicación más lógica para el desarrollo de la polaridad del enlace (la carga parcial positiva y negativa sobre los átomos en moléculas como HCl) es que los electrones de los enlaces no se comparten de igual manera. Por ejemplo la polaridad de la molécula HCl se explica suponiendo que el átomo de cloro tiene una atracción más fuerte que al átomo de hidrógeno hacia los electrones que se comparten.
a) Distribución de la carga en la molécula de agua b) distribución de la carga en la molécula de cloruro de hidrógeno
Como la polaridad del enlace tiene implicaciones químicas importantes es conveniente asignar un número para indicar la capacidad del átomo para atraer a los electrones compartidos, o bien señalarlo con una flecha cuya punta esté dirigida hacia el centro de carga negativa.
A.27. Discute en tu grupo qué diferencia hay entre enlace iónico y enlace covalente. ¿Qué diferencias presentan estos tipos de enlace respecto a la electronegatividad y la polaridad?
- C.27. Como una actividad de recapitulación, es conveniente que los estudiantes realicen la comparación entre estos tipos de enlaces y determinen las relaciones de cada uno con los conceptos de electronegatividad y polaridad.
7.2. Enlace covalente múltiple
A.28. El hidrógeno, oxígeno y nitrógeno existen en su estado libre como moléculas diatómicas. Escribe la estructura de Lewis para cada molécula e identifica el tipo de enlace formado en cada caso y la cantidad de electrones compartidos.
- C.28.Hasta ahora hemos analizado la formación de enlaces sencillos, es decir aquellos en que se comparten un solo par de electrones entre los átomos, como en el hidrógeno. Alguno elementos del sistema periódico tienen la particularidad de poder establecer uniones covalentes en las que se comparten varios electrones formándose enlaces covalentes múltiples. Este es el caso, por ejemplo, de las moléculas de oxígeno y nitrógeno. En efecto, el oxígeno es un elemento que se encuentra en la sexta columna del sistema periódico por lo que tiene seis electrones de valencia y le faltan dos para completar el octeto.
La formación de la molécula de O2, se puede explicar así por la compartición de dos electrones de valencia aportados por cada átomo formándose un enlace covalente doble entre los átomos de oxígeno
A.29. Dibuja una posible estructura de Lewis para el dióxido de carbono (CO2).
- C.29. Lo inicial será encontrar la forma de ordenar los 16 electrones disponibles (4 del carbono y 6 de cada oxígeno) de manera que cada átomo tenga un octeto. Esto conducirá al estudiante a tres posibles estructuras que satisfacen la condición:
7.3. ¿Cómo se forma un enlace covalente coordinado?
Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor.
El donador será siempre el elemento menos electronegativo, tal como se muestra en el ejemplo entre el oxígeno y el azufre, que puede dar lugar a las moléculas correspondientes a distintos óxidos de azufre. Este enlace una vez formado no se diferencia para nada del enlace covalente normal. Sin embargo debido a cómo se origina se le puede denominar enlace covalente dativo o coordinado. Conviene tener en cuenta que no siempre las moléculas que teóricamente se podrían formar utilizando este tipo de enlace, existen en la realidad, ya que en ello intervienen también otros factores que aquí no hemos tenido en cuenta, como por ejemplo, el tamaño de los átomos que van a enlazarse y la propia geometría o forma de las moléculas.
A.30. A partir de la utilización del enlace covalente coordinado justifica las fórmulas de los siguientes compuestos: N2O5 ; y Cl2O3 .
- C.30. En el enlace covalente coordinado el átomo que aporta electrones adquiere carga ligeramente positiva, mientras que el que recibe adquiere carga ligeramente negativa. El enlace químico se debe en gran medida a la diferencia de electronegatividad de los elementos que forman enlace.
7.4. Conductividad del enlace covalente
La falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los electrones de enlace están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. La misma explicación se puede dar para las disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga neta moviéndose en la disolución. Dada la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, es de esperar un elevado punto de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio como sucede en el diamante; no obstante, cuando el número de enlaces es limitado como sucede en la mayor parte de las sustancias (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.) con enlaces covalentes, al quedar saturados los átomos enlazados en la molécula, la interacción entre moléculas que se tratará más adelante, será débil, lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentren en estado gaseoso a temperatura y presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos.
A.31. El enlace covalente, ¿qué propiedades da a un compuesto? Diseña un experimento que te permita identificar esas propiedades
A.32. A partir del modelo establecido para el enlace covalente, justifica las propiedades más características de estos compuestos
- C.31. y C.32. El modelo de enlace covalente que hemos construido es una simplificación que no permite responder a ciertas preguntas como, por ejemplo, la forma que tienen muchas moléculas (por qué en el diamante los átomos de carbono se unen formando tetraedros, por qué la molécula de agua no es lineal, etc.). El estudio de estas cuestiones se realizará en cursos posteriores de química.
8. Enlace metálico
Por último estudiaremos el enlace metálico, su importancia la podemos ver en el hecho de que las 3/4 partes de elementos del sistema periódico son metales. El papel que estas sustancias han tenido en el desarrollo de la humanidad es tan importante que incluso se distingue entre la edad de piedra, la edad del bronce y la del hierro. De los 90 elementos que se presentan en la naturaleza algunos metales como el sodio y el magnesio, pueden extraerse de los océanos donde se encuentran disueltos. Los demás metales se suelen obtener a partir de depósitos minerales que se hallan encima o debajo de la superficie terrestre. Algunos metales son tan poco reactivos que es posible encontrarlos directamente en forma elemental, este es el caso del oro, la plata y el platino. Otros se encuentran formando parte de distintos compuestos químicos. En general presentan propiedades muy peculiares que los han diferenciado desde hace siglos de las restantes sustancias, tales como: ser excelentes conductores del calor y la electricidad en estado sólido, ser fácilmente deformables (lo que permite trabajarlos y fabricar con ellos objetos de distintas formas). Por otra parte suelen presentarse como sólidos de dureza variable, con muy diversos puntos de fusión y ebullición (el galio, por ejemplo, funde a 2978° mientras que otro metal, el tantalio, lo hace a casi 3000°).
A. 33. ¿Qué implicaciones tuvo para la humanidad el descubrimiento de metales como el cobre y el hierro y la puesta a punto de técnicas adecuadas para extraerlos y trabajarlos?
- C.33. Con este tipo de actividades propiciamos la contextualización del tema, el estudiante se ve obligado a meditar sobre las implicaciones que ha tenido este estudio en el transcurso de la historia de la humanidad. En primer lugar podemos referirnos a la sustitución de herramientas y armas de piedra por otras de cobre. 3000 años antes de nuestra era, los sumerios sabían obtener cobre y alearlo con estaño para fabricar bronce. Posteriormente, cuando se dispuso de la tecnología adecuada, el bronce fue sustituido en muchos casos por el hierro. Las flechas y lanzas con puntas de hierro, supusieron una mejora en el rendimiento de la caza. También la invención del arado de hierro (unos 1000 años antes de nuestra era), cambió de forma espectacular la agricultura. Así mismo, las llantas metálicas colocadas en las ruedas de los carromatos o las simples herraduras de los caballos, dieron lugar a mejoras importantes en los primeros medios de transporte terrestre. Herramientas de hierro como martillos, clavos, sierras, etc., contribuyeron también de forma decisiva a la construcción de viviendas. La capacidad de los metales en general para ser moldeados en diferentes formas, permitió la elaboración de diversos recipientes de gran utilidad en la alimentación: ollas, platos, cucharas, cacerolas, etc., o la construcción de elementos de protección como las armaduras, escudos, cascos, mallas, etc. El descubrimiento de que el hierro podía mejorar muchas de sus propiedades al añadirle una cierta cantidad de carbón vegetal (acero), fue también un hito importante en la utilización de los metales.
A partir del siglo XVIII el desarrollo de la máquina de vapor y de los motores de explosión, suponen un enorme desarrollo de la industria siderúrgica, al tener que fabricar vías de ferrocarril, puentes, trenes, automóviles, barcos, monumentos, etc. Otra propiedad general de los metales, como es su capacidad para conducir la corriente en estado sólido, permitió más tarde transportar energía eléctrica de unos lugares a otros utilizando largos cables de cobre. Sin ello no hubiera sido posible la electrificación de ciudades y pueblos. Otros metales muy importantes son los llamados metales preciosos como la plata y el oro, usados desde la antigüedad en la fabricación de joyas y de monedas.
Tampoco podemos olvidar la utilización cada vez mayor de ciertos metales que tienen propiedades muy específicas, como los ejemplos que, en orden aleatorio, se citan a continuación: El aluminio en la construcción de diversos vehículos y en la industria de la construcción en general, por su baja densidad y resistencia a la corrosión. El calcio es un metal que forma parte de los huesos y dientes. La luz emitida por algunos metales, como el sodio y el mercurio, en estado de vapor e incandescentes se utiliza en iluminación de casa y ciudades. Metales como el cinc, el cadmio y el mercurio, se utilizan en la fabricación de pilas eléctricas. Uno de los usos del plomo, es como barrera frente a radiaciones (así las personas que trabajan con aparatos de rayos X se protegen con delantales y guantes de plomo), etc.
Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia. Además dichos electrones tienen mucha facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran (nivel más externo) lo cual podemos interpretar (en una primera aproximación) como una consecuencia de que éste se encuentre tan vacío.
Si tomamos como ejemplo el átomo de sodio, podemos plantearnos el problema de cómo explicar la existencia de un cristal de sodio metálico. Si intentamos aplicar el concepto de enlace covalente desarrollado en el punto anterior, nos encontramos con una dificultad: cada átomo de sodio, en su nivel de energía más externo, sólo tiene un electrón por lo que le faltarían 7 más para completar su octeto.
A.34. Utilice las ideas expuestas sobre los electrones de valencia de los metales para tratar de justificar las uniones entre átomos metálicos de sodio.
- C.34. En principio podemos pensar en la compartición de 8 electrones aportados por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran movilidad formarían una especie de nube electrónica común a 8 cationes Na+ y esto se extendería en las tres direcciones del espacio con todos los restantes átomos del metal. La idea anterior se puede aplicar a cualquier metal que podría entenderse así como una red de iones positivos vibrando en torno a una posición de equilibrio, en cuyo interior habría una nube colectiva de electrones de valencia con gran libertad de movimientos, la cual actuaría como elemento de unión entre los iones positivos. Esta es precisamente una de las características fundamentales del enlace metálico: la deslocalización de los electrones de valencia
A.35. Justifique de acuerdo con el modelo propuesto algunas de las propiedades de los metales.
- C.35. La conductividad eléctrica de los metales puede explicarse debido a la gran movilidad de los electrones de valencia. El hecho de que un cable metálico se caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según el modelo propuesto, a las interacciones entre los iones positivos de la red (en continua vibración) y los electrones que constituyen la corriente, lo cual hace que cuando se disminuye mucho la temperatura de un metal y los iones positivos de la red reducen la amplitud de sus vibraciones, la resistencia al paso de la corriente (desplazamiento de los electrones de valencia de un punto a otro) pueda disminuir de forma muy significativa.
Existen muchos metales para los que la resistencia al paso de la corriente es prácticamente nula por debajo de una temperatura determinada (temperatura crítica). Este fenómeno se llama superconductividad y fue descubierto en 1911 por el físico holandés H. Kamerling Onnes. Así, por ejemplo, la temperatura crítica del mercurio es de -268.8°C. De hecho se han observado corrientes eléctricas en anillos metálicos superconductores que se han mantenido durante años sin pérdidas aparentes. Naturalmente es preciso gastar energía en mantener el anillo a la temperatura adecuada. En la actualidad se está investigando intensamente en la obtención de materiales que presenten superconductividad a temperaturas más altas. Una de las líneas de investigación es trabajar con unos nuevos materiales que tienen óxido de cobre en su composición (cupratos). De momento el récord se obtuvo en 1993 con una temperatura crítica de -138°C
Si se consiguiera fabricar materiales que presentaran el fenómeno de la superconductividad a temperatura ambiente ocurriría una verdadera revolución ya que se podría transportar la corriente eléctrica sin sufrir apenas ninguna pérdida de energía, las máquinas eléctricas trabajarían más rápido y sin calentarse con un consumo de energía mucho menor (casi el 15 % de la factura de electricidad proviene de pérdidas debidas a la resistencia eléctrica), la contaminación atmosférica disminuiría, se podrían crear campos magnéticos muy potentes.
A.36. Discute en tu grupo: ¿Por qué un trozo de sal común es frágil y se puede romper fácilmente cuando se le somete a una fuerza y no ocurre lo mismo con un trozo de metal que se deforma antes de romperse?
- C.36. El modelo establecido para explicar el enlace metálico también es coherente con otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal (como ocurre en los sólidos iónicos) ya que la deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se pueden diferenciar de forma simple estos fenómenos:
(Comparación entre el comportamiento de un sólido metálico y otro iónico cuando se someten a una fuerza)
Análogamente el hecho de que los metales sean mucho mejor conductores del calor que materiales como la madera o el corcho blanco, se puede explicar también por la facilidad con que en los primeros se pueden mover los electrones de valencia y pueden vibrar los restos atómicos positivos. Todos hemos notado alguna vez lo bien que un metal transmite el calor cuando, por ejemplo, tocamos un objeto metálico que ha estado expuesto un tiempo al sol. La sensación es muy distinta que si tocamos un objeto de madera (igualmente expuesto) el cual nos parece que está a menor temperatura porque transmite mucho peor el calor a nuestra piel. Es por eso que los metales son muy malos aislantes térmicos.
A.37. Justifica, razonadamente, ¿por qué se ha prohibido el uso de pinturas, crayones y otros materiales que contengan plomo en sus estructuras?
- C.37. Con esta actividad tratamos de que la información suministrada a los estudiantes no parezca que es solo para aprobar un tema, sino que le ayuda a comprender mejor su entorno, en este caso será inducido a razonar sobre las característica de este metal y sus enlaces y llegarán a la conclusión de que por la facilidad que tienen estos átomos enlazados para desplazarse sin romper el cristal garantiza su permanencia en los organismos humanos, como en efecto sucede, el plomo se acumula en la sangre produciendo muerte por envenenamiento con plomo.
9. Fuerzas intermoleculares
Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes pueden formar moléculas. Así, por ejemplo, sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene agua y que cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos mediante enlaces covalentes. Sin embargo el agua es una sustancia que además de encontrarse en estado gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el que las moléculas de agua se unen entre sí, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre ellas el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. El mismo tipo de razonamientos podría hacerse para el caso de otras sustancias covalentes como por ejemplo, el I2, que en condiciones ordinarias se encuentra en estado sólido. Por otra parte, sabemos que muchas sustancias covalentes que a temperatura y presión ambientales se hallan es estado gaseoso, cuando se baja la temperatura lo suficiente pueden licuarse o solidificarse. De esta forma se puede obtener, por ejemplo, dióxido de azufre sólido enfriando SO2 a una temperatura inferior a -76°C. ¿Cómo se unen entonces las moléculas? A continuación abordaremos este problema.
Como ya hemos señalado, las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas de London). A continuación realizaremos un estudio elemental de cada uno de dichos grupos.
9.1. Atracción entre dipolo y dipolo
Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en la molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI). Anteriormente ya hemos representado algunas de estas moléculas.
A.38. Tanto el gas noble criptón (Kr) como el bromuro de hidrógeno son dos sustancias que en condiciones ordinarias se encuentran en estado gaseoso. Ambos gases están formados por moléculas con el mismo número de electrones y que son, aproximadamente, de la misma masa. Sin embargo, el bromuro de hidrógeno en estado líquido hierve a una temperatura 85°C más alta que el criptón. ¿A qué puede deberse este hecho?
- C.38. Si reflexionamos sobre lo que se demanda en la actividad anterior nos podemos dar cuenta que las moléculas de bromuro de hidrógeno consisten en un átomo de hidrógeno enlazado con otro más electronegativo que él. Ello hace que los electrones del enlace covalente pasen más tiempo cerca del átomo de bromo que del hidrógeno (aunque sin dejar de pertenecer a ambos). Como resultado, se produce una zona con mayor densidad de carga negativa en el átomo de bromo y otra zona con un defecto de carga negativa en el átomo de hidrógeno, formándose así un dipolo permanente. Entre los polos de distinto signo se establecerán fuerzas eléctricas atractivas. Este fenómeno no ocurre en el criptón, que está formado por moléculas monoatómicas en las que no existe ningún dipolo permanente. Esta diferencia sería la responsable de que el bromuro de hidrógeno hierva a una temperatura sensiblemente mayor que el criptón.
9.2. Enlace de hidrógeno
Anteriormente hemos estudiado el enlace covalente polar en el que hemos visto que en la molécula se forman dos zonas claramente diferenciadas, una con un exceso de carga negativa (la correspondiente al átomo más electronegativo) y otra con un defecto de carga negativa (la correspondiente al átomo menos electronegativo). Un caso de polaridad especialmente interesante es el que corresponde a moléculas tales como por ejemplo H2O, HF o NH3 en las que los átomos de hidrógeno se hallan unidos a otros átomos mucho más electronegativos.
A.39. Proponga una posible explicación que explique cómo es posible que se unan las moléculas de agua entre sí para formar agua líquida o sólida.
- C.39. En el agua el átomo de hidrógeno está unido con el de un elemento bastante más electronegativo como es el oxígeno. Dada la pequeñez del átomo de hidrógeno (es el átomo más pequeño) y la ausencia de electrones que protejan su núcleo (el átomo de hidrógeno tiene sólo un electrón), la molécula será muy polar, lo cual implica la posibilidad de que se unan unas con otras mediante fuerzas de tipo eléctrico entre polos de distinto signo tal y como se indica esquemáticamente a continuación:
El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.
El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor.
A.40. El punto de ebullición del agua líquida (a 1 atmósfera de presión) es de 100°C mientras que el amoniaco líquido hierve a -60,1°C. ¿A qué puede deberse esta diferencia?
- C.40. Tanto el átomo de azufre como el de oxígeno son más electronegativos que el átomo de hidrógeno. Sin embargo, el átomo de oxígeno es más electronegativo que el de nitrógeno (sólo el átomo de flúor supera al de oxígeno en electronegatividad). Así pues, en el caso del agua el par de electrones de enlace estará muy atraído por el oxígeno (más que en el caso del NH3), con lo que el átomo de hidrógeno quedará casi desnudo de carga negativa constituyendo un polo positivo muy intenso de forma que la atracción con el oxígeno de una molécula de agua vecina será muy intensa (más que en el caso del amoniaco).
A.41. En el agua en estado sólido (hielo) existe un gran número de enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua. Ello hace que el hielo presente una estructura muy abierta (a). Sin embargo, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la forma líquida algunos de esos enlaces se rompen (aunque se conservan todavía bastantes) y por eso el agua líquida (b) es más compacta (más densa) que el hielo.
¿Qué importancia tiene este hecho para la vida en los lagos y en el relieve de las altas montañas?
9.3. Fuerzas de London
A.42. El enlace entre moléculas polares se puede comprender con bastante facilidad (fuerzas de atracción eléctrica entre dipolos), pero ¿qué tipo de fuerzas puede mantener unidas a moléculas que no son polares, como, por ejemplo ocurre en el caso del helio sólido?
- C.42. En este caso hemos de pensar en la formación de dipolos transitorios inducidos. Para mayor simplicidad, supongamos que una molécula monoatómica de helio se acerca bastante a otra. En ese caso, debido al movimiento de los electrones, aunque la molécula sea neutra, se pueden producir en momentos determinados zonas de la molécula con mayor densidad de electrones que otras, es decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica. De acuerdo con esta idea, podemos pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que los electrones se encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con el mismo (a). En todas las demás posiciones los átomos de helio presentarán una cierta polaridad debido a que el centro de la carga negativa no coincidirá con el de la positiva (b).
- Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro lo suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se produzcan uniones intermoleculares (c). Esto se puede conseguirse bajando mucho la temperatura con lo que el movimiento es más lento. Una molécula polarizada puede incluso polarizar a otra vecina a ella que no lo esté (inducir un dipolo). Este tipo de fuerzas entre moléculas se denominan específicamente fuerzas de London. En la mayoría de los casos se trata de fuerzas muy débiles, aunque van aumentando con el tamaño molecular porque los átomos grandes al tener más electrones se pueden deformar con mayor facilidad. Así, el yodo a temperatura ambiente se puede presentar en forma de cristales de color violeta formados por la unión por fuerzas de London de moléculas de I2.
10. Recapitulación
Conociendo, de manera general, cuáles son los tipos de uniones más frecuentes que se dan entre los átomos, los mecanismos que rigen estos procesos y sabiendo de la existencia de excepciones y por supuesto del trabajo y dedicación que costó a los hombres y mujeres de ciencia alcanzar estas conclusiones, que dicho sea de paso, pueden no ser definitivas, damos por terminada esta unidad. Más adelante centraremos nuestra atención en conocer cómo se ha logrado unificar criterios para dar nombre a los compuestos que se derivan de las diferentes uniones atómicas.
A.43. Presenta un cuadro comparativo con el resultado de la investigación de las propiedades características que tienen algunos compuestos según el tipo de enlace que presentan en su estructuración.
A.44. Elabora un mapa de conceptos que muestre con claridad las relaciones existentes entre el concepto, tipos, características y aplicaciones del enlace químico.
A.45.: Realiza una evaluación grupal sobre la importancia del tema y el papel de los participantes y el facilitador en el desarrollo del mismo.
- C.43., C.44. y C.45. Con las actividades de recapitulación el estudiante acentúa los conceptos, sus interrelaciones y la elaboración y presentación de informes mediante instrumentos adecuados; con la última actividad favoreceremos la auto y la coevaluación que nos servirán de base para realizar los correctivos necesarios que nos ayuden a llevar el tema a una mayor contextualización en la sociedad.
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