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Universidad de Oriente
Núcleo Bolívar
Departamento de Ciencias
Unidad de Cursos Básicos
Cátedra: Química I (010-1824)
ESTRUCTURA ATÓMICA; TABLA PERIÓDICA
Y
ENLACE QUÍMICO
Elaborado por:
Lcda. Dailyn Guzmán
Lcda. Eliana Guillén
Lcda. Zulangel Flores
La Química y tú
La química, como tal, es una ciencia relativamente
reciente. En épocas muy antiguas se desarrollaban ciertos
procesos químicos sin tener plena conciencia de lo que se
hacía.
Para citar solo algunos casos, podemos hablar del fuego,
que fue utilizado por primera vez por el hombre prehistórico
para cocinar sus alimentos y para desinfectar heridas.
Aunque seguramente el hombre prehistórico no tenía idea
de los procesos químicos envueltos en esas actividades, sí
pudo apreciar sus efectos. En un principio, fue necesario
utilizar armas para cazar sus alimentos.
Pero, las armas estaban elaboradas con materiales, tal
como el hierro, que son poco resistentes a ciertas
reacciones químicas (como la oxidación), por lo que se
dañaban con mucha rapidez. La química logró mejorar
enormemente este material gracias a otro proceso químico
en el cual se utilizó una mezcla que incluían al hierro y al
carbón para conformar una aleación mucho más resistente:
el acero.
Más adelante, se aprovecharon los procesos y las
reacciones químicas para producir materiales como vidrio,
jabón, medicamentos, perfumes, cosméticos tintes, vinos, y
muchos otros. La elaboración de cada uno de estos
materiales siempre traía implícita la ejecución de algún
proceso de naturaleza química.
1.- ESTRUCTURA ATÓMICA
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
Estructura del átomo
Modelos atómicos
Modelo atómico actual
Números cuánticos
Configuración electrónica
Sección 1.1 Estructura del átomo
En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible) es la
unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus
propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del
universo ya fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su
existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear
en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.
Partículas sub atómicas
A. Becquerel descubrió la radioactividad natural, lo que le llevó a deducir la existencia de
tres clases de partículas: los rayos alfa (carga positiva), los rayos beta (carga negativa), y
los rayos gamma (carga neutra). Esto sugería que los átomos no debían de ser partículas
indivisibles: descubrimiento de las partículas subatómicas.
El electrón: Se comenzó a estudiar la conductividad de gases a baja presión en un tubo
de descarga. Esto reveló una luminiscencia en la pared opuesta al cátodo, luminiscencia
que era creada por un chorro de partículas con carga negativa que parecía provenir del
cátodo: descubrimiento de los rayos catódicos.
Los rayos catódicos son partículas/radiaciones que se alejan del cátodo en línea recta, y
proyectan la sombra del ánodo en el otro extremo. Tienen carga negativa y un contenido
energético grande.
Los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes son iguales entre sí, y en todos los
casos tienen una relación carga/masa idéntica. Thomson le dió valor a esa relación.
Q/m = -1,76x1011 CKg-1
En 1911, A. Millikan determinó la carga de las partículas que constituían los rayos
catódicos (experimento de la gota de aceite). La carga obtenida en todas las gotas de
aceite era siempre múltiplo de un valor predeterminado, 1,6x10-19C, al que denominó "e".
De esta manera dedujeron que la materia estaba formada por unas partículas elementales
llamadas electrones, de carga negativa (-) y masa despreciable.
Los electrones son partículas de carga negativa y muy poca masa ubicadas en una “nube”
alrededor del núcleo del átomo. Los electrones son las partículas involucradas en los
enlaces y las reacciones químicas. Un átomo neutro (sin carga eléctrica) tiene el mismo
número de electrones que protones. Sin embargo, cuando un átomo pierde electrones,
adquiere una carga positiva (tendrá más protones que electrones). En cambio, si un
átomo gana electrones, su carga es negativa, pues tendrá más electrones que protones.
El protón: E. Goldstein estudió también el fenómeno que se produce en el tubo de
descarga. Empleando un cátodo perforado, observó una radiación de partículas con carga
positiva que parecía provenir de los canales abiertos en el cátodo: descubrimiento de los
rayos canales.
Los rayos canales están formados por partículas con carga positiva, y la relación
carga/masa es diferente según cual sea el gas empleado en el tubo. La carga de estas
partículas es igual a la del electrón, pero de signo contrario. Esto llevó al descubrimiento
de la segunda partícula subatómica: el protón, de carga positiva y masa superior a la del
electrón (m=1).
En 1919, Rutherford y Chadwick detectaron por primera vez el protón al bombardear
ciertos átomos con partículas x.
Los protones son las partículas que confieren la identidad a un elemento, y se denota con
la letra p+. Todos los átomos de un mismo elemento poseen el mismo número de
protones. Estas partículas poseen carga positiva y están ubicadas en el núcleo de un
átomo. Los protones contribuyen a la masa atómica, junto con los neutrones. Al número
de protones se le denomina número atómico y se representa con la letra Z. Como se
mencionó anteriormente, en un átomo neutro, el número atómico o número de protones
es igual al número de electrones en el átomo.
Número atómico (Z) = número de protones
(El número de protones es igual al número de electrones en un átomo neutro).
El neutrón. En 1930, Brothe y Becker observaron una nueva radiación muy penetrante al
someter una muestra de berilio a la acción de las partículas x. Entonces, Chadwick
determinó que se trataba de unas partículas neutras y con masa próxima a la del protón:
descubrimiento del neutrón.
Los neutrones ocupan el núcleo del átomo, junto con los protones, contribuyendo a la
masa del átomo.
La masa de un átomo determinado depende del número de protones y de neutrones que
se encuentren en su núcleo. A la suma de estos, protones y neutrones, se le denomina
número másico y se representa con la letra A.
A=Z+N
Es posible que átomos de un mismo elemento difieran en número de neutrones en su
núcleo; es decir, que tengan diferentes números másicos. A estos núclidos se les
denomina isótopos. Todos los isótopos de un elemento poseen las mismas propiedades
químicas, puesto que poseen el mismo número de protones (número atómico) y
electrones en sus átomos. La única diferencia entre isótopos de un elemento es el número
de neutrones en el núcleo de sus átomos, y por lo tanto, su número másico varía.
Ejemplo 1 (ÁTOMO NEUTRO): Determine el número neutrones y el número de
electrones para el elemento cuyo Z=6 y A=12
Carbono (C); Z=6 y A=12. Aplicando la relación: A = Z+N
Despejando N de la ecuación anterior: N = A-Z y sustituyendo los valores se tiene que:
N = 12 – 6 = 6 neutrones
¿Cómo determinar el número de electrones presentes en el átomo de carbono?
Recordemos que el átomo es neutro, lo que significa que debe poseer igual número de
cargas positivas y negativas. Partiendo de este hecho podemos decir que:
número de electrones (e-) = número de protones (Z) = 6 electrones
Ejemplo 2 (IONES): Determine el número neutrones y el número de electrones para los
iones Na+ y Cl-.
Para el primer caso Na+, éste es un átomo con carga positiva (catión), ésta carga positiva
se debe a que el elemento ha perdido un electrón de su última capa. Su número atómico
(Z) es 11 y su número másico (A) es 23.
Sustituyendo en la ecuación despejada del ejercicio anterior se tiene:
N = 23 – 11 = 12 neutrones
¿Cómo determinar el número de electrones presentes en el catión?
Como se dijo anteriormente, el átomo ha perdido un electrón, por lo que:
número de electrones (e-) = Z – 1 = 10 electrones
Para el caso del Cl-, éste es un átomo con carga negativa (anión), ésta carga negativa se
debe a que el elemento ha ganado un electrón para su última capa. Su número atómico
(Z) es 17 y su número másico (A) es 35. Entonces:
N = 35 – 17 = 18 neutrones
¿Cómo determinar el número de electrones presentes en anión?
Debido a que el átomo ha ganado un electrón, podemos decir que:
número de electrones (e-) = Z + 1 = 18 electrones
Ejemplo 3 (ISÓTOPO): Determine el número neutrones y el número de electrones para el
isótopo del carbono -13.
Si recordamos el ejercicio 1 la masa atómica (A) del carbono es 12, sin embargo la masa
atómica para este isótopo del mismo elemento es 13. Esta diferencia se debe al número
de neutrones presentes el núcleo de cada átomo, por lo que su número másico varía.
Z=6 y A=13, entonces el número de neutrones viene dado por:
N = 13 – 6 = 7 neutrones
¿Cómo determinar el número de electrones presentes en el átomo de carbono?
Los isótopos son eléctricamente neutros. Partiendo de este hecho podemos decir que:
número de electrones (e-)-= Z = 6
Sección 1.2 Modelos atómicos
Evolución de los modelos atómicos
El siglo XIX fue fecundo en logros experimentales: se descubre que algunas reacciones
químicas generan energía eléctrica; se utiliza la corriente eléctrica para producir
fenómenos químicos (electrólisis); se realizan descargas eléctricas en gases enrarecidos
que conducen al descubrimiento del electrón y el protón; finalmente se estudia el
fenómeno de la radioactividad natural. Todas estas conquistas contribuyeron en forma
notable a un mejor conocimiento de la estructura de la materia y no dejan lugar a dudas
sobre la naturaleza eléctrica. Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la
materia, el estudio físico plantea la necesidad de interpretar un modelo atómico básico y
elemental donde confluyan partículas con carga y una interpretación lógica para las
emisiones anteriormente descubiertas.
John Dalton creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que
lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación
de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis
Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo).
Leyes ponderales de las reacciones químicas:
Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton: Cuando dos elementos se
combinan entre sí, para dar dos o más compuestos, para una cantidad fija de uno de
ellos, las cantidades que se combinan del otro mantienen una relación de números
sencillos. Es decir, que teniendo dos o más compuestos diferentes, formados por los
mismos elementos, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una
cantidad fija de otro para formar esos compuestos están en una relación de números
enteros sencillos.
Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier: En una reacción química la
suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust: Cuando dos o más elementos se
unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa fija.
La teoría atómica de Dalton se puede resumir en:
1. Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas, indivisibles
e indestructibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y
demás propiedades. Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos,
en particular sus masas son diferentes.
3. Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan
entre sí, en una relación de números enteros sencillos, formando entidades
definidas (hoy llamadas moléculas). Esta llamada ley de las proporciones
definidas. Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla
posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la formula NH, etc.
4. Si dos elementos forman más de un solo compuesto, los pesos de un elemento
que se combina con un peso fijo de otro de hallan en una proporción de números
enteros pequeños. Esta llamada ley de las proporciones múltiples.
Errores del modelo:



El primer postulado ya no se ajusta a la realidad por el descubrimiento de las
partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón.
El segundo postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos.
El tercer postulado falla en el echo de que la molécula de agua, se sabe esta
constituida por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, y para el caso
del amoníaco la fórmula química es NH3.
Joseph John Thomson idea un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero
carente de sustento físico. El modelo denominado “pudín de pasas”, plantea un todo,
donde los electrones se encuentran en un ambiente cargado positivamente en un mismo
espacio otorgándole la neutralidad eléctrica obviamente asumida, sin embargo, al poco
tiempo, sus ideas no lograron convencer a la comunidad científica y el modelo no tuvo
consistencia.
Ernest Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de
bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de
Rutherford o modelo atómico nuclear. El átomo está formado por dos partes: núcleo y
corteza. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda
la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo,
en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas
alfa (también con carga positiva). La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en
relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas
alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con
masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones
giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están
ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
Errores en el modelo Planetario:
Este modelo no explicaba el origen de los espectros lineales, porque de acuerdo a las
leyes de la física clásica, un electrón en órbitas se debe acelerar, y por consiguiente
irradiar energía. Al hacerlo, el electrón perderá energía constantemente, y también en
forma constante disminuirá su radio orbital, de modo que emitirá una radiación continua y
eventualmente entrará en espiral en el núcleo. Esto contradice el hecho de que los
átomos son estables y los electrones que lo constituyen no entran en el núcleo y además
producen espectros lineales y no espectros continuos.
Ante esta situación, el modelo no era el adecuado para avanzar más en el conocimiento
del átomo, por lo tanto se tuvieron que buscar nuevas evidencias.
INFORMACION ADICIONAL:
Naturaleza ondulatoria de la luz
Si se tira una piedra en una piscina tranquila, el impacto de la piedra con el agua, produce
un movimiento del agua hacía arriba y hacía bajo de la superficie del agua, tal y como se
observa en la Figura 1. Este movimiento se desplaza a partir del sitio en donde choco la
piedra; ése es un ejemplo de una onda. Una onda es un cambio que se repite
continuamente o una oscilación de la materia en un campo físico.
Figura 1. Impacto de una Piedra en el Agua. Generación de Ondas
La luz también es una onda, que consiste en oscilaciones en campos eléctricos y
magnéticos que pueden viajar a través del espacio. La luz visible, los rayos X, las ondas
de radio, entre otras, son formas de radiación electromagnética.
Una onda se caracteriza por su longitud de onda y su frecuencia.
La longitud de onda (λ), es la distancia entre dos puntos idénticos de una onda. Como
se representa en la Figura 2.
Figura 2. Componentes de una onda
La frecuencia de una onda (ν), es el número de longitudes de ondas que pasan por un
punto fijo en una unidad de tiempo, el número de longitudes de onda que pasan en un
segundo es la frecuencia de esa onda. La frecuencia generalmente se expresa en (s-1),
llamado también Hertz.
La teoría ondulatoria electromagnética era eminentemente eficaz para explicar fenómenos
ópticos, tales como la difracción y la dispersión. Sin embargo, a pesar de muchos éxitos
esta teoría no pudo explicar la naturaleza de la radiación que emite un sólido caliente. Los
experimentos mostraron que esta radiación estaba distribuida en diferentes frecuencias, y
que a medida que aumentaba la temperatura del cuerpo radiante, se hacía más alta la
frecuencia a la cual la luz es emitida. Planck resolvió esta discrepancia, pero alejándose
extremadamente de las leyes usuales de la física.
La longitud de onda y la frecuencia se relacionan entre sí a través de la siguiente
expresión:
8
Donde c es la velocidad de la luz (3 x 10 m/s).
Ejemplo 4: La longitud de onda de la luz verde del semáforo se centra en 522 nm. ¿Cuál
es frecuencia de esta radiación?
Teoría cuántica de Max Planck
Max Planck (1847-1947) En 1900 dio a conocer que las variaciones de energía no se
presentan en forma continua, sino que se manifiestan en porciones, a las que llamó
cuantos.
De acuerdo con Planck, los átomos de un sólido oscilan, o vibran, con una frecuencia
definida que depende del sólido. Para un cuanto la energía viene dada por la siguiente
ecuación:
Donde:
Energía que posee un cuanto de luz o radiación.
Frecuencia de la luz.
Constante de Proporcionalidad (constante de Planck)
Ejemplo 5: Calcule la energía en Joules de:
4
a) Un fotón cuya longitud de onda es 5x10 nm (región infrarroja).
Combinando las ecuaciones anteriores, se obtiene:
-2
b) Un fotón cuya longitud de onda es 5x10 nm (región de rayos X).
6
Por lo que podemos decir que el fotón de rayos X es 1x10 veces (1 millón de veces) más
energético que un fotón del infrarrojo.
Planck, supuso que un sistema mecánico no podía tener cualquier energía arbitraria, sino
solamente ciertos valores de energía seleccionados. Se consideraba que una onda
electromagnética de frecuencia ν era irradiada desde la superficie de un sólido por un
grupo de átomos que oscilaban con la misma frecuencia. La suposición de Planck era que
en este grupo de átomos, el oscilador, no podía tener una energía arbitraria, sino que
debía tener una energía:
Donde:
n = Es un número positivo y entero.
ν = La frecuencia del oscilador.
h = Es la constante de Planck.
Él propone que el sistema tiene porciones discretas, o cuantos de energía. Cuando tal
oscilador irradia, debe perder energía; así, pues, si el oscilador irradia, el número cuántico
del oscilador n debe ser mayor que cero.
Efecto fotoeléctrico
Hacia 1902 se sabía que la luz incidente sobre una superficie metálica limpia, en el vacío,
hacía que la superficie emitiera electrones. La existencia de este efecto fotoeléctrico no
era de sorprender; se esperaba, según la teoría clásica de la luz, que la energía de la
onda electromagnética podría ser utilizada para extraer al electrón del metal. Pero la
representación ondulatoria de la luz era totalmente incapaz de explicar los detalles del
experimento.
En primer lugar los electrones no eran emitidos a menos que la frecuencia de la luz fuera
mayor que cierto valor crítico; segundo, los electrones emitidos tenían energías cinéticas
que aumentaban a medida que la frecuencia de la luz aumentaba; por último, aumentar la
intensidad de la luz no cambiaba la energía de los electrones, pero si aumentaba el
número emitido por unidad de tiempo. De acuerdo con la teoría ondulatoria, la energía de
la luz es independiente de su frecuencia, por lo que, esta teoría no pudo explicar los
fenómenos descritos anteriormente.
En 1905, Einstein señaló que el efecto fotoeléctrico podía ser explicado si la luz consistía
en partículas discretas de fotones de energía hν. Él explicó que un fotón de frecuencia ν y
de energía hν incide sobre la superficie metálica y entrega su energía a un electrón. Una
cierta cantidad de energía ε, es utilizada para vencer las fuerzas atractivas que hay entre
el electrón y el metal, y que el resto está a disposición del electrón eyectado y aparece
como energía cinética, (½ mv2). La ley de conservación de la energía da:
Donde
representa a una energía mínima que el fotón debe tener para arrancar el
electrón. Si expresamos en función de una frecuencia, es decir, si escribimos
,
entonces la ecuación se convierte en:
Ejemplo 6: Calcule la energía cinética de un electrón emitido de una superficie de
potasio, cuando incide una radiación cuya longitud de onda es 4x10-7 metros. La longitud
de onda umbral del potasio es 5,5x10-7 metros.
Hacía el año 1905 la asociación entre la energía y la frecuencia de radiación estaba clara,
lo que no estaba claro era la naturaleza de la radiación, además se sabía sobre la
representación del átomo de Rutherford. Esto permitió a Niels Bohr proponer en el año
1913 un modelo detallado del comportamiento de los electrones de los átomos.
Espectro electromagnético
Cada elemento, en realidad tiene un espectro característico de líneas debido a la emisión
de luz de los átomos gaseosos calientes. El espectro puede ser utilizado para identificar
los elementos.
El rango de frecuencias o longitudes de onda de la radiación electromagnética, se llama
espectro electromagnético, como se muestra en la Figura 3, la luz visible se extiende
desde el extremo violeta del espectro, el cual tiene una longitud de onda de
aproximadamente 400 nm, hasta el extremo rojo con una longitud de onda de menos de
800 nm. Más allá de estos extremos, la radiación electromagnética no es visible para el
ojo humano.
Figura 3. Espectro Electromagnético
Espectro de emisión y absorción del átomo de hidrógeno
Una muestra de átomos de hidrógeno excitado o de cualquier otro elemento, puede
hacerse pasar a través de un prisma y se separa en ciertas longitudes de ondas discretas.
Por lo tanto, el espectro de emisión, que es un registro fotográfico de las longitudes de
onda, se conoce como un espectro de líneas.
Cuando se hace pasar luz blanca a través de una muestra que contiene átomos de
hidrógeno no excitado y después a través de una rendija y un prisma, la luz transmitida
tiene menor intensidad que las mismas longitudes de onda que se emiten en el espectro
de emisión. El espectro de absorción registrado también es un espectro de líneas y es
negativo fotográfico del espectro de emisión.
Las series espectrales del átomo de hidrógeno aparecen cuando el electrón salta de una
órbita a otra, de un nivel de energía a otro distinto, como se observa en la Figura 4.
Figura 4. Espectro de Emisión del Átomo de Hidrógeno
La serie de Lyman aparece cuando el electrón pasa al nivel n=1, desde niveles de energía
más externos. Las series de Balmer, Paschen, Brackett y Pfund, resultan por procesos
análogos en los que el electrón salta a los niveles 2, 3, 4 y 5 respectivamente.
J. R. Ridberg descubrió, a finales del siglo XIX, que las longitudes de onda de las diversas
líneas del espectro de hidrógeno se relacionan mediante la siguiente ecuación
matemática:
Donde:
RH representa la Constante de Ridberg = 2,18 x 10
n, es el número cuántico principal (1, 2, 3, etc.).
-18
J
Cuando se emite un fotón, si ni > nf la energía se pierde hacia el entorno. En la Tabla 1,
se muestran las Series espectrales del átomo de hidrógeno.
Tabla 1. Series Espectrales del Átomo de Hidrógeno
Serie
nf
Ni
Región del espectro
Lyman
1
2, 3, 4, 5, 6,7
Ultravioleta
Balmer
2
3, 4, 5, 6,7
Visible y ultravioleta
Paschen
3
4, 5, 6,7
Infrarrojo
Brackett
4
5, 6,7
Infrarrojo
El éxito del modelo atómico de Bohr fue enorme pues superaba los inconvenientes del
modelo de Rutherford, justificaba las series espectrales conocidas y las que se
descubrieron después, explicaba todos los hechos experimentales; sin embargo, cuando
se utilizaron espectroscopios de mejor calidad se encontró que algunas rayas se
desdoblaban en dos o más, y al aumentar el número cuántico principal “n” el valor de la
constante de Ridberg crecía ligeramente, o lo que es lo mismo, si RH se hacía constante
las frecuencias calculadas eran ligeramente mayores que las obtenidas
experimentalmente.
Ejemplo 7: ¿Cuál es la longitud de onda de un fotón emitido durante una transición desde
el estado ni = 5 hasta nf = 2 en el átomo de hidrógeno? Dado que nf = 2 la transición da
lugar a una línea espectral en la serie de Balmer.
El signo negativo en la diferencia de energía (∆E), indica que esta es energía asociada
con un proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda (λ) se omite el signo
negativo de la energía porque la longitud de onda del fotón es positiva.
Modelo atómico de Niels Bohr en su primer postulado coincide con el modelo atómico
de Rutherford. El átomo consta de un núcleo en el que está localizada toda la carga
positiva del átomo y casi toda su masa. El electrón describe órbitas circulares alrededor
del núcleo de forma que la fuerza centrífuga equilibra la fuerza de atracción electrostática.
En su segundo postulado establece que el electrón no puede girar alrededor del núcleo en
cualquier órbita, sólo puede hacerlo en aquellas órbitas en las que se cumple que el
momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π, y por lo tanto:
mvr = nh/2π
El tercer postulado de Bohr, establece que cuando un electrón se mueve en una
determinada órbita no radia energía, solo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de
una órbita externa a otra más interna emite energía y la absorbe cuando pasa de una
órbita interna a otra más externa. La frecuencia de la radiación viene dada por la
ecuación:
E - E = hν
2
1
Siendo E y E las energías de las correspondientes órbitas.
1
2
La concordancia entre las frecuencias calculadas por Bohr y las obtenidas por los
espectroscopistas en el átomo de hidrógeno, significó un éxito rotundo para el modelo
atómico de Bohr.
En resumen podemos enunciar los postulados de Bohr de la siguiente manera:
1.
2.
3.
4.
El electrón en un átomo tiene sólo ciertos estados energéticos estacionarios (está
cuantizada su energía en ciertos niveles), esto es, que cuando está en un nivel
estacionario tiene una energía determinada.
En los estados estacionarios tiene una energía determinada.
El electrón se mueve alrededor del núcleo en órbitas circulares.
Los movimientos electrónicos permitidos para el electrón son aquellos en que su
energía es múltiplo de nh/2π. Es decir, no todas las órbitas posibles son permitidas,
sólo las que tienen momento angular específico.
Fallas del modelo atómico de Bohr
1.
Solamente era aplicable al átomo de hidrógeno.
2.
Si se determinaba el espectro de hidrógeno en un espectrógrafo de alta resolución,
no era posible explicar, mediante el modelo de Bohr, la presencia de nuevas líneas.
3.
Tampoco se podía explicar porque al aplicar un campo magnético al espectro
resuelto se obtenía un espectro diferente con la aparición de nuevas líneas.
Resumen de los modelos atómicos
Año
Científico
Descubrimientos experimentales
Durante el s.XVIII y principios del
XIX algunos científicos habían
investigado distintos aspectos de
las reacciones químicas,
obteniendo las llamadas leyes
clásicas de la Química.
1808
John
Dalton
1897
De este descubrimiento dedujo que
el átomo debía de ser una esfera de
materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados los
electrones.
(Modelo atómico
de Thompson.)
Demostró que los átomos no
eran macizos, como se creía,
sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro hay
un diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar
formado por una corteza con los
electrones girando alrededor de un
núcleo central cargado
positivamente.
(Modelo atómico
de Rutherford.)
Espectros atómicos discontinuos
originados por la radiación
emitida por los átomos excitados
de los elementos en estado
gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico,
según el cual los electrones giran
alrededor del núcleo en unos niveles
bien definidos.
(Modelo atómico
de Bohr.)
E.
Rutherford
1913
Niels Bohr
La imagen del átomo expuesta por
Dalton en su teoría atómica, para
explicar estas leyes, es la de
minúsculas partículas esféricas,
indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en
cada elemento
químico.
Demostró que dentro de los
átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se llamó
electrones.
J.J.
Thomson
1911
Modelo atómico
Sección 1.3 Modelo Atómico Actual
EL MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DE ERWIN SCHRÖDINGER
Heisenberg complica aún más los postulados clásicos, estableciendo uno de los dogmas
más intrigantes de la física. Se da cuenta de que para una partícula analizada bajo la
perspectiva cuántica, el simple hecho de medir dos de sus propiedades al mismo tiempo
conlleva a errores e imprecisiones.
Según el principio ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad de
movimiento de una partícula no pueden calcularse simultáneamente con un 100% de
exactitud, los valores obtenidos rondan los valores medios y no exactos (Principio de
Incertidumbre).
En 1924, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene propiedades del
tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones se
debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los
electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de
probabilidades.
La ecuación de Schrödinger
Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Erwin Schrödinger
(1887-1961) propuso una ecuación (ecuación de onda) que incorpora tanto los
comportamientos de partícula como ondulatorios del electrón (e-), con lo que se origina la
mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.
En el modelo mecánico cuántico, se habla de la probabilidad de que el e- esté en cierta
región del espacio en un instante dado.
La zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un
electrón es máxima, aproximada al 90% y se conoce como orbital atómico. En un orbital
no puede haber más de dos electrones. En la Figura 4 se presenta la evolución del
modelo del átomo.
Sección 1.4 Números Cuánticos
Los números cuánticos son los que determinan la región espacio-energía de mayor
probabilidad para encontrar a un electrón. Se llaman números cuánticos porque se basan
en la teoría cuántica.
En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posición
de los electrones alrededor del núcleo: n propuesto por N. Bohr en su modelo atómico,
propuesto por A. Sommerfeld l y ml se introducen por el efecto Zeeman (Cuando el
espectro magnético del hidrogeno se obtiene en presencia de un campo magnético se
produce el desdoblamiento de las líneas espectrales).
Unlenbeck y Groudsmit, propusieron un cuarto número cuántico, llamado espín denotado
como s y tiene los valores +1/2 y –1/2, que son las proyecciones del momento angular de
espín en una determinada dirección.
Figura 5. Evolución del Modelo del Átomo
Número cuántico principal “n”, puede tener valores enteros de 1, 2, 3, etc. Al aumentar
“n”, el orbital se hace más grande y el e- pasa más tiempo lejos del núcleo. Un aumento de
n, significa que el e- tiene mayor energía y está unido con menor fuerza al núcleo.
Número cuántico secundario o azimutal “l”, que adquiere valores desde 0 a (n-1) para
cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital. Como se representa
en la Figura 5. En general, la ecuación para determinar la capacidad electrónica del sub
nivel es:
Capacidad electrónica = (4 l + 2)
l=0
l=1
l=2
l=3
l=4
l=5
s (sharp)
p (principal)
d (diffuse)
f (fundamental)
g
h
Figura 6. Representación de los Orbitales s, p y d
Número cuántico magnético “ml”, puede adquirir valores entre l y –l, incluyendo al cero,
y describe la orientación espacial del orbital. En general, el número de orbitales para un
sub nivel de número cuántico l es:
Número de orbitales = (2l +1)
Número cuántico espín “ms”, indica el sentido del giro del electrón en torno a su eje
imaginario. El valor del espín corresponde a +1/2 ó –1/2, de acuerdo al sentido de giro.
Sección 1.5 Configuración Electrónica
La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un
átomo y están sujetos al principio de Pauli. Dicha configuración es resultado de los
estudios realizados por Bohr, quien dedujo que cada nivel de energía en un átomo solo es
capaz de mantener un cierto número de electrones a la vez. Esto quiere decir que el
número máximo de electrones (o población) en cualquier nivel de energía se determina
según la siguiente ecuación:
Número de electrones = 2n2
Donde:
n es igual al número cuántico principal.
Principio de Exclusión de Pauli:
Establece que: "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los cuatro
números cuánticos iguales". Este principio general enunciado por Pauli, tuvo una
consecuencia de incalculable valor al limitar a dos el número máximo de electrones por
orbital. La contribución de Pauli puso orden a un verdadero caos que se hacía presente al
intentar establecer la configuración electrónica de los átomos en los elementos.
Regla de Hund:
Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se
encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con
electrones de espín +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de
espín contrario -1/2.
¿Cómo determinar la configuración electrónica de los elementos químicos?
El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación
de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el erudito químico
Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de
construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el
nombre método de la lluvia.
Los orbitales se llenan respetando la regla de Hund. Se comienza con el orbital de menor
energía.
Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo
con el número cuántico l.
Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).
La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su
posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con
seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben
tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.
Número máximo de electrones en los subniveles es:
s: 2 electrones
p: 6 electrones
d: 10 electrones
f: 14 electrones
Para llenar los orbitales correctamente, siga la dirección de la flecha tal como se muestra
en la Figura 7. Primero 1s, luego 2s, después sube a 2p y baja 3s, 3p y baja a 4s. En este
punto, el siguiente nivel de energía más bajo no es 4p, sino que sube a 3d para luego
bajar a 4p y 5s. Y así, sucesivamente.
Al escribir la configuración electrónica de un elemento, se pone primero el número del
nivel y después el del subnivel, con el número de electrones que lo ocupan.
Observación: Existen excepciones como ocurre en los elementos de transición. Al
ubicarse en los grupos del cromo y del cobre, estos elementos presentan la característica
de poder ser estables por si mismos sin necesidad de una reacción con otro elemento.
Cuando a su última capa de valencia le faltan electrones para estar completa, los extrae
de capas internas, dando así una configuración fuera de lo común.
Figura 7. Llenado de los electrones, tendencia general
Configuración electrónica de Valencia
Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en el último nivel de
energía del átomo, siendo éstos los responsables de la interacción entre átomos de
distintas especies o entre los átomos de una misma.
¿Cómo determinar la configuración electrónica de valencia?




Si el último electrón cae en un subnivel s, la configuración electrónica de valencia
(C.E.V) vendrá dada por el subnivel s.
Si el último electrón cae en un subnivel p, la configuración electrónica de valencia
(C.E.V) vendrá dada por el subnivel s + subnivel p.
Si el último electrón cae en un subnivel d la configuración electrónica de valencia
(C.E.V) vendrá dada por el subnivel d + subnivel s. A menos que el subnivel d este
completamente lleno se toman los electrones del subnivel s.
Si el último electrón cae en un subnivel f, la configuración electrónica de valencia
(C.E.V) vendrá dada por el subnivel f + subnivel s. A menos que el subnivel f este
completamente lleno se toman los electrones del subnivel s.
Diagrama de orbitales
Como ya se ha mencionado, la forma en la que los electrones se distribuyen entre los
diferentes orbitales de un átomo es su configuración electrónica.
Consideremos el átomo de litio, que tiene tres electrones (recuerde que el número de
electrones de un átomo neutro es igual a su número atómico, Z). El orbital 1s puede dar
cabida a dos de los electrones (principio de exclusión de Pauli). El tercero se colocará en
el orbital con la siguiente energía más baja, el 2s.
Hemos visto que podemos resumir cualquier configuración electrónica escribiendo el
símbolo del subnivel ocupado y agregando un superíndice para indicar el número de
electrones que hay en ese subnivel. En el caso del litio escribimos 1s22s1. También
podemos mostrar la disposición de los electrones así:
Li
1s
2s
En este tipo de representación, denominada diagrama de orbitales, cada orbital se
representa con un cuadrito y cada electrón con una media flecha. Una media flecha que
apunta hacia arriba ( ) representa un electrón con un número cuántico con espín positivo
(ms =
), y una media flecha hacia abajo, ( ) representa un número cuántico con un
espín negativo (ms =
).
Cuando dos electrones con espines opuestos ocupan el mismo orbital, decimos que están
apareados. En el átomo de litio 2 electrones del orbital 1s están apareados, y el electrón
del orbital 2s no está apareado.
En la Tabla 2 se presentan los diagramas de orbitales para varios elementos ligeros.
Tabla 2. Diagramas de Orbitales de Varios Elementos Ligeros
Elemento
Total de
Electrones
Configuración
Electrónica
Diagrama de Orbitales
1s
2s
2p
3s
Li
3
1s22s1
Be
4
1s22s2
B
5
1s22s22p1
C
6
1s22s22p2
N
7
1s22s22p3
Ne
10
1s22s22p6
Na
11
1s22s22p63s1
Fuente: BROWN T, LEMAY H, BURTEN B. (1998). QUÍMICA: La Ciencia Central (1)
Las sustancias paramagnéticas tienen electrones desapareados y los campos
magnéticos las atraen levemente. En contraste, las sustancias diamagnéticas tiene
electrones apareados y los campos magnéticos las repelen muy levemente.
Ejemplo 8: Dibuje el diagrama de orbitales para el flúor, número atómico 9.
En la Tabla 2 se puede ver el ordenamiento de los orbitales 1s y 2s. Esto deja cinco
electrones para los tres orbitales 2p. Siguiendo la regla de Hund, colocamos un electrón
en cada uno de los orbitales 2p hasta que los tres tienen uno cada uno. El cuarto y quinto
electrón se aparean entonces con dos de los tres electrones que ya están en un orbital
2p, la representación correcta es:
1s22s22p5
1s
2s
2p
Los electrones 1s2 son los electrones de la capa interior, o internos, del átomo de flúor.
Los electrones 2s22p5 son los electrones de capa exterior o de valencia (7 electrones de
valencia).
Ejemplo 9: Dados los siguientes números cuánticos, determine la configuración
electrónica, dibuje el diagrama de orbitales, obtenga el número atómico (Z) y el número de
electrones de valencia del elemento:
a) (2,1,-1,
)
b) (3,2,2,
)
c) (6,0,0,
)
Si recordamos lo visto hasta ahora tenemos que:
s
= 0; y por lo tanto m =
0
Máx. N° de
2
p
=1
m=
-1
0
1
6
d
=2
m=
-2
-1
0
1
2
10
f
=3
m=
-3
-2
-1
0
1
2
3
14
a)
Sabemos que el primer número (2) representa el número cuántico principal, el
segundo (1) representa el número cuántico azimutal, el tercer número (-1) representa
el número cuántico magnético y el último número (
) representa el número
cuántico de espín electrónico.
De acuerdo a lo anterior podemos afirmar que el último electrón (electrón diferencial)
es el 2p4.
Por lo tanto la configuración electrónica y el diagrama de orbitales serán:
1s22s22p4
1s
2s
2p
El número atómico del elemento en estudio es Z = 8 y posee 6 electrones de valencia.
b)
De acuerdo a los números cuánticos presentados sabemos que el electrón diferencial
en este caso es el 3d5; así que la configuración electrónica y el diagrama de orbitales
serán: 1s22s22p63s23p64s23d5
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
El número atómico del elemento considerado es Z = 25 y tiene 7 electrones de valencia.
c)
Aquí el último electrón es el 6s1; por lo tanto la configuración electrónica y el
diagrama de orbitales serán: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1
1s
2s
4p
2p
5s
3s
4d
3p
4s
5p
3d
6s
El número atómico del elemento en estudio es Z = 55 y este posee 1 electrón de valencia.
Ejemplo 10. Determine la configuración electrónica, configuración electrónica de valencia
y números cuánticos para el ultimo electrón en cada uno de los elementos con Z=23, Z=2
y Z=17.
A.- Configuración electrónica: Usando el método de la lluvia
Z=23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Configuración electrónica de valencia:
Subnivel s+ Subnivel d=2+3=5 electrones
Números cuánticos para el ultimo electrón: (diagrama de orbitales para el elemento Z=23)
El último electrón está ubicado en el subnivel 3d, entonces:
n=3; l (orbital d)=2; ml=0 y ms=+1/2, por lo tanto el conjunto de números cuánticos
(3,2,0,+1/2)
B.- Configuración electrónica:
Z=2 1s2
Configuración electrónica de valencia:
Subnivel s=2 electrones
Números cuánticos para el ultimo electrón: (diagrama de orbitales para el elemento Z= 2)
El último electrón está ubicado en el subnivel 1s, entonces:
n=1; l (orbital s)=0; ml=0 y ms=-1/2. Por lo tanto el conjunto de números cuánticos
(1,0,0,-1/2).
C.- Configuración electrónica:
Z=17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Configuración electrónica de valencia:
Subnivel s+ Subnivel p=2+5=7 electrones
Números cuánticos para el ultimo electrón: (diagrama de orbitales para el elemento Z= 17)
El último electrón está ubicado en el subnivel 1s, entonces:
n=3; l (orbital p)=1; ml=0 y ms=-1/2. Por lo tanto el conjunto de números cuánticos
(3,1,0,-1/2)
Ejemplo 11. Para los siguientes conjuntos de números cuánticos pertenecientes al último
electrón, diga cuales son permisibles, para lo que si lo sean determine: subnivel y número
atómico.
(1,1,0,-1/2) = No es permisible, ya que, cuando n=1, el único valor que puede aceptar l es
0.
(3,0,0,-1/2) = Si es permisible. Estos tres valores n=3, l=0, ml=0, nos dicen que el último
electrón se ubica en el orbital s, debido a que l=0, por lo tanto corresponde al subnivel 3s.
el valor -1/2 nos indica que el espín se encuentra hacia abajo. Entonces la configuración
electrónica termina en: 3s1 y su número atómico es 12 (contando los electrones ubicados
en el diagrama de orbitales). Como se muestra a continuación:
(2,1,-2,+1/2)= No es permisible, ya que, cuando l=1, ml solo puede adquirir valores de -1,
0, 1
ACTIVIDAD 1
1. Marque con una X la respuesta correcta y explique.
El postulado de que los electrones giran en orbitas fijas y definidas corresponde a
___a) Bohr
___b) Planck
___c) Sommerfeld
___d) Schrödinger
2. El número másico de un elemento es 90 y tiene 63 electrones periféricos. ¿Cuál
será la estructura nuclear de ese elemento.
3. Dados los siguientes números atómicos, determine la configuración electrónica
para cada uno y halle los número cuánticos para el electrón 2 y el 10, si Z = 16;
para el electrón 12 y 25, si Z = 27 y para el electrón 28 y 32, si el Z = 37.
4. Dados los siguientes números cuánticos, determine el subnivel al cual pertenece y
determine el número atómico del elemento: (4, 2,-1,+1/2); (3, 1, 0,-1/2); (2, 0,1,+1/2).
5. Complete el siguiente cuadro
Símbol
o
Número
Atómico
C
6
Masa
Atómica
Número de
protones
Número
de
electrón
6
Fe
56
S
32
26
16
K+
20
O2Mn
10
25
8
55
Ag
108
Rb+
85
Zn
Número de
neutrones
37
30
35
Configuración
Electrónica
2.- TABLA PERIÓDICA
2.1 Clasificación de los elementos en la tabla periódica
2.2 Propiedades periódicas:
2.2.1 Volumen atómico
2.2.2 Radio Atómico
2.2.3 Radio Iónico
2.2.4 Energía de ionización
2.2.5 Afinidad electrónica
2.2.6 Electronegatividad
2.2.7 Carácter metálico
2.2.8 Estados de oxidación
2.3 Óxidos de metales y no metales
Sección 2.1 Clasificación de los elementos en la tabla periódica
La tabla periódica a través de su historia:
El descubrimiento del sistema periódico no es fruto de un momento de inspiración de un
individuo, sino que culmina con una serie de desarrollos científicos.
1817. J. Döbereiner estableció la Ley de las Tríadas, que señala que los pesos atómicos
de los elementos de características similares siguen una progresión aproximadamente
aritmética.
1864-1866. En 1864 Newlans, químico inglés, anuncio la ley de las octavas utilizando
como comparación la escala musical: de acuerdo con esta clasificación las propiedades
de los elementos se repiten de ocho en ocho. Pero esta Ley no pudo aplicarse a los
elementos más allá del calcio. La clasificación fue por lo tanto insuficiente, pero la tabla
periódica comenzó a ser diseñada.
1868. D. Mendeleiev, publico su primer ensaño sobre el sistema periódico en función
creciente después pesos atómicos, cuando se conocían 60 elementos.
1869. El 17 de febrero de 1819 nace la tabla periódica moderna de Mendeleiev.
1870. Ese año se publico una versión de la tabla periódica ideada por el químico alemán
L. Meyer que era muy parecida a la de Mendeleiev, sin embargo el químico alemán la
creo sin conocer el trabajo de Mendeleiev.
1894. W. Ramsay descubrió el argón, no predicho por Años después al desentrañarse la
estructura de los átomos se encontró, que las propiedades de los elementos son
realmente una función periódica del numero atómico (Z), osea del numero de protones
que posee cada átomo en su núcleo, lo que a su vez implica la forma como se distribuyen
sus electrones en los diferentes niveles de energía. Salvo este y otros pequeños cambios,
la idea primigenia de Mendeleiev permanece incólume en el tiempo.
1913. Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de
clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan
según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus
propiedades físicas y químicas".
Para principios del siglo XX se conocían un poco más de 60 elementos, pero no habían
podido ser ordenados siguiendo algún patrón. Es por ello que se dice: “la tabla periódica
puso orden en el caos que existía” dado que, con los aportes de Mendeleiev y otros
investigadores organizaron los elementos en grupos y periodos. Como se muestra en la
Figura 1.
Figura 1. Tabla periódica actual
La estructura general de la tabla periódica indica que en los grupos (columnas verticales),
se encuentran los elementos con propiedades químicas similares, ya que contienen el
mismo número de electrones en su nivel energético mas externo (configuración
electrónica de valencia). Según la nomenclatura actual, la tabla periódica tiene 18 grupos.
En los periodos (filas horizontales), el número atómico varia de uno en uno y dicha tabla
esta divida en 7 periodos, están formados por un conjunto de elementos que teniendo
propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de
niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de periodo al total de
niveles o capas.
Los elementos también se clasifican en la tabla periódica en bloques:
Bloque “s”: (a la izquierda de la tabla)
Bloque “p”: (a la derecha de la tabla)
Bloque “d”: (en el centro de la tabla)
Bloque “f”: (en la parte inferior de la tabla)
Tabla 1. Organización de los elementos en la tabla periódica
Bloque
Grupo
Nombres
Config. Electrón.
s
1
2
Metales Alcalinos
Metales Alcalino-térreos
ns1
ns2
p
13
14
15
16
17
18
Familia del boro
Familia del carbono
Familia del nitrógeno
Familia de oxígeno
Halógenos
Gases nobles
ns2 np1
ns2 np2
ns2 np3
ns2 np4
ns2 np5
ns2 np6
d
3-12
Elementos de transición
ns2(n–1)d1-10
Elementos de transición
Interna (lantánidos y
actínidos)
ns2(n–1)d1(n–2)f1-14
f
Metales alcalinos: Corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica. El nombre proviene
de sus propiedades básicas (alcalinas).Su configuración electrónica muestra un electrón
en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de
ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación 1+) y se unen
mediante enlace iónico con otros elementos. Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y
francio.
Metales alcalinotérreos: Son los elementos metálicos del Grupo 2. El nombre del grupo
proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de
que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos
(álcalis). Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones
s). Todos tienen el número de oxidación 2+ y son muy reactivos, aumentando la
reactividad al descender en el grupo. Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y
radio.
Metales de transición: Se ubican en los Grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla
Periódica, su nombre se debe 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. La
propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para
combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la
penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados
de oxidación y éstos son variables.
Elementos térreos o familia del boro: Lo forman el Grupo 13 de la Tabla Periódica,
estos son: boro, aluminio, galio, indio, talio. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla
(contiene aluminio) y se encuentra en desuso. Su configuración electrónica muestra tres
electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación
que alcanzan es 3+; galio, indio y talio presentan además 1+, aumentando la tendencia a
formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se parecen a
los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico aumenta
hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades
Elementos carbonoides o familia del carbono: Forman el Grupo 14 de la Tabla
Periódica, estos son: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo. Tienen cuatro electrones
de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo que los estados de oxidación que
presentan son 4+, 2+ y 4-: los compuestos con 4+ y la mayoría de los de número de
oxidación 2+ son covalentes. El único ion 4- es el carburo.
Elementos nitrogenoides o familia del nitrógeno: Forman el grupo 15 de la Tabla
Periódica. Son: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto. La configuración
electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3
electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último. La semi
ocupación de los orbitales p se traduce en un potencial de ionización alto, ya que es una
estructura electrónica relativamente estable. Frente a los electropositivos (hidrógeno y
metales) presentan estado de oxidación 3-, aunque disminuye la estabilidad de los
compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno,
azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número
atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado 3+. No reaccionan con el agua
o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno, todos reaccionan con ácidos oxidantes.
Con el oxígeno se forman los óxidos con número de oxidación 3+ y 5+, excepto el
nitrógeno que forma todos los comprendidos entre 1+ y 5+, aunque principalmente, 1+,
2+, 4+.
Elementos calcógenos o familia del oxigeno: Forman el Grupo 16, estos son: oxígeno,
azufre, selenio, teluro, polonio. El nombre calcógeno proviene del griego y significa
formador de minerales. La configuración electrónica presenta seis electrones de valencia:
2 electrones s y 4 electrones p. Al crecer el número atómico disminuye la tendencia de los
electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales
son 2-, 2+, 4+ y 6+, los dos últimos debido a la presencia de orbitales d a partir del azufre.
El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio
al polonio.
Los halógenos: Son los cinco elementos no metálicos que se encuentran en el Grupo 17
de la Tabla Periódica y son : flúor, cloro, bromo, iodo, astato .El término "halógeno"
significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se
les denomina "sales". Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico
aumenta según lo hace el número atómico. Se presentan en moléculas diatómicas cuyos
átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace
disminuye al aumentar el número atómico. Los halógenos tienen 7 electrones en su capa
más externa, lo que les da un número de oxidación de 1- y son enormemente reactivos
(oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el
flúor, presentan también los estados de oxidación 1+, 3+, 5+, 7+. El flúor es el elemento
más reactivo y más electronegativo del sistema periódico.
Los gases nobles: Se encuentra en el Grupo 18 de la Tabla Periódica. Los elementos
son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón. Estos elementos se consideraron inertes
hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última
capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente.
Ubicación de los elementos en un periodo
Para determinar el periodo se toma en consideración el mayor número cuántico principal
Ubicación de los elementos en un grupo.


Si el último electrón cae en el sub nivel s, d o f, el grupo vendrá dado por los
electrones de valencia.
Si el último electrón cae en el sub nivel p, a los electrones de valencia se le suma
diez.
Clasificación de los elementos:
1.- Según donde se ubique el electrón de mayor energía (último electrón):
.- Representativos: cuyos electrones de máxima energía ocupa los orbitales s o p.
.- Transición: cuyos electrones de máxima energía ocupa los orbitales d.
.- Transición interna: cuyos electrones de máxima energía ocupa los orbitales f.
2.- Según la tendencia a ganar o perder electrones: (ver Figura 2)
Metales: Tienen tendencia a perder electrones y formar iones con cargas positivas
”cationes” (alcalinos, alcalinoterreos, transición y transición interna).
Propiedades físicas de los metales:
1.- Alta conductividad térmica y eléctrica.
2.- Gris metálico o brillo plateado.
3.- Punto de fusión generalmente elevado.
4.- Ductibilidad (capacidad para formar alambres).
5.- Maleabilidad (capacidad para formar hojas o láminas delgadas)
6.- Casi todos son sólidos.
7.- En estado sólido se caracterizan por enlaces metálicos.
No Metales: Tienen tendencia a ganar electrones y formar iones con cargas negativas
“aniones”.
Propiedades físicas de los no metales:
1.- Mala conductividad eléctrica.
2.- Buenos aislantes térmicos.
3.- No poseen brillo metálico.
4.- Son sólidos, líquidos o gaseosos.
5.- Quebradizos en estados sólidos.
6.- No dúctiles
7.- Moléculas con enlace covalente, los gases nobles son mono atómicos.
Semimetales: Estos muestran algunas propiedades características tanto de los metales
como de los no metales. Muchos metaloides como el silicio, el germanio y el antimonio,
actúan como semiconductores, y son importantes para los circuitos electrónicos de estado
sólido. Los semiconductores son aislantes a temperaturas inferiores, pero algunos son
conductores temperaturas más altas.
Figura 2. Elementos metalicos, no metalicos y semimetalicos
Ejemplo 1: Clasifique los siguientes elementos dependiendo de su ubicación dentro de la
tabla periodica Z=4, Z=9, Z=10, Z=30.
Para Z=4
Configuración electrónica:1s22s2
Configuración electrónica de valencia (C.E.V): 2s2=2ePeriodo=n=2
Grupo=C.E.V=2 (metal alcalino terreo)
Como el último electron cae en el subnivel s, entonces se trata de un elemento
representativo.
Para Z=9
Configuración electrónica:1s22s2 2p5
Configuración electrónica de valencia (C.E.V): 2s22p5=2e-+5e-=7ePeriodo=n=2
Grupo=C.E.V+10=7+10=17 (halógeno)
Como el último electron cae en el subnivel p, entonces se trata de un elemento
representativo.
Para Z=10
Configuración electrónica: 1s22s2 2p6
Configuración electrónica de valencia (C.E.V): 2s22p6=2e-+6e-=8ePeriodo=n=2
Grupo=C.E.V+10=8+10=18 (gas noble).
Sección 2.2 Propiedades periódicas de los elementos
Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente
en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que
valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.
Carga nuclear efectiva (Zef)
Es la carga real que mantiene unido a un electrón al núcleo. Está representada
matemáticamente, mediante la siguiente ecuación y la misma depende de dos factores
contrapuestos:
Donde:
Z= carga nuclear
= constante de apantallamiento
Carga nuclear (Z). A mayor “Z” habrá mayor atracción por parte del núcleo al haber más
protones.
Constante de apantallamiento o efecto pantalla (). De electrones interiores o repulsión
electrónica
En general:
Son propiedades periódicas:








Volumen atómico.
Radio atómico.
Radio iónico.
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad.
Carácter metálico
Número de oxidación.
Observación: Es importante acotar que solo los elementos representativos exhiben estas
propiedades, ya que el caso de los metales de transición, el hecho de añadir o extraer un
electrón a un orbital d interno, produce cambios menos llamativos en las propiedades que
añadir o extraer un electrón a un orbital s o p externo.
Sección 2.2.1 Volumen atómico
El volumen atómico; que se obtiene dividiendo el peso atómico y la densidad (V=Pa/d).
El volumen atómico es una propiedad física tiene un efecto profundo sobre las
propiedades químicas ya que el tamaño del átomo es uno de los principales factores
considerados por Fajaus en sus reglas. Como actualmente se dispone de
representaciones aceptables de volúmenes atómicos e iónicos es usual reemplazar el
concepto de volumen atómico por el de radio atómico.
¿Cómo varía el volumen atómico?
En un mismo periodo, se observa una disminución desde los elementos situados a la
izquierda del periodo, hacia los centrales, para volver a aumentar el volumen
progresivamente a medida que nos acercamos a los elementos situados a la derecha del
periodo
En un mismo grupo, el volumen atómico aumenta al incrementarse el número atómico,
ya que al descender en el grupo los elementos tienen más capas.
El volumen atómico aumenta con el número atómico en elementos del mismo grupo. Los
grupos con mayor volumen atómico son los metales del bloque s, después los no metales,
y finalmente los metales de transición.
Sección 2.2.2 Radios atómicos
Es la mitad de la distancia (d), entre los núcleos de dos átomos adyacentes.
¿Cómo varía el radio atómico?
Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derecha: ¿por qué ocurre esto?
Figura 3. Representación del átomo de cloro (modelo de Bohr)
Aumenta en un mismo grupo de arriba abajo: ¿por qué ocurre esto?
Figura 4. Representación del átomo de magnesio (Z=12) (modelo de Bohr)
Al comparar Z=17 y Z=12, nos damos cuenta que poseen la misma cantidad de niveles
energéticos, pero diferentes números de protones en el núcleo y electrones de valencia.
Los electrones internos en cada átomo ejercen un efecto de apantallamiento, ósea, crean
una especie de barrera impidiendo que el núcleo ejerza su fuerza de atracción sobre los
electrones internos.
En el caso de Z=17, éste presenta un Zef de 7+ lo que indica que cada electrón de
valencia va ser atraído por una fuerza de 7+, ahora si observamos el caso del Z=12 su Zef
es de 2+, comparando se puede concluir que el núcleo del elemento Z=17 atrae con más
fuerza a los electrones externos lo que genera una disminución en la distancia entre él y
la capa de valencia (definición de radio atómico).
Por tanto: Z=12 presenta mayor radio atómico que Z=17.
Aumenta en un mismo grupo de arriba abajo: ¿por qué ocurre esto?
Figura 9. Representación del átomo de magnesio (Z=17) y del flúor (Z=9) (modelo de
Bohr)
Al comparar Z=17 y Z=9, nos damos cuenta que no poseen la misma cantidad de niveles
energéticos, lo que hace posible que varíe la distancia entre el núcleo y los electrones de
valencia, Z=17 presenta 3 niveles energéticos, mientras que el Z= 2 solo presenta 2.
Por tanto Z=17 tiene mayor radio atómico que Z=9.
En general:
Sección 2.2.3 Radios iónicos
Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la
estructura electrónica del gas noble más cercano.
Los cationes: Son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva
(menor apantallamiento o repulsión de e). Cuanto mayor sea la carga, menor será el ión.
Por ejemplo:
Los aniones: Son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga
nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la
carga, mayor será el Ion.
Por ejemplo:
Para los iones derivados de elementos de diferentes grupos, la comparación sólo tiene
significado si los iones son isoelectrónicos (igual número de e-). Para iones
Isoelectrónicos el radio iónico aumenta mientras mayor es la carga negativa del anión. El
radio iónico disminuye cuanto mayor es la carga positiva del catión.
Por ejemplo:
Sección 2.2.4 Energía de ionización
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.
¿Cómo varía la energía de ionización?
Aumenta en un mismo periodo de izquierda a derecha: ¿por qué ocurre esto?
Recordemos el caso del Z=17 y Z=12 (ver Fig. 7 y 8). El Z=17 presenta un zef mayor por
lo tanto los electrones son atraídos con más fuerza por el núcleo, esto va dificultar el
arrancarle un electrón de su capa de valencia, por lo que se le debe aplicar una energía
bastante alta para lograr el desprendimiento del mismo. (Definición de energía de
ionización).
Por tanto: Z=17 tiene mayor energía de ionización que Z=12
Disminuye en un mismo grupo de arriba abajo: ¿por qué ocurre esto?
Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores,
están más alejados de los núcleos y por tanto es más sencillo arrancarlos.
En el caso de los Z=17 y Z=9. El Z= 9 presenta una capa o nivel energético menos que el
otro elemento, lo que hace que sea atraído más directamente por su núcleo, ahora si
queremos arrancarle un electrón habrá que aplicarle una energía de ionización alta.
En el caso del Z=17 se hará más fácil arrancarle un electrón, ya que un nivel adicional de
energía permite que disminuya la atracción núcleo-electrón. Así pues, a mayor número de
niveles menor será la energía de ionización.
Por tanto: Z=9 tiene mayor energía de ionización Z=17.
En general:
Sección 2.2.5 Afinidad Electrónica
Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón.
¿Cómo varía la afinidad electrónica?
Aumenta en un mismo periodo de izquierda a derecha: ¿por qué ocurre esto?
Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo. Al existir más electrones en los
mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más fácil que
atraigan a un nuevo electrón. El Z=17 posee un núcleo con una zef de 7+, lo que le va
permitir atraer a los electrones con mayor fuerza. Recordemos que este presenta una alta
energía de ionización y además presenta también una alta afinidad electrónica. Entonces
a medida de que el núcleo posea mayor fuerza de atracción el elemento también
presentará una alta afinidad electrónica.
Por tanto: Z=17 tiene mayor afinidad electrónica Z=12
Disminuye en un mismo grupo de arriba abajo: ¿por qué ocurre esto?
Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores,
están más alejados de los núcleos, estos atraen con menor fuerza a los electrones y por
tanto desprenden menos energía al aceptar un nuevo electrón.
Por tanto: Z=9 tiene mayor afinidad electrónica Z=17.
En general:
Sección 2.2.6 Electronegatividad
Marca la capacidad de un átomo a atraer electrones.
¿Cómo varía la electronegatividad?
Aumenta en un mismo periodo de izquierda a derecha: ¿por qué ocurre esto?
El elemento con numero atómico Z=17 presenta un Zef mayor que el elemento Z=12, lo
que le va permitir atraer con mayor facilidad los electrones de otros átomos.
Por tanto: Z=17 tiene mayor electronegatividad que Z=12.
Disminuye en un mismo grupo de arriba abajo: ¿por qué ocurre esto?
Al descender en un mismo grupo como por ejemplo Z=9 y Z=17. El numero de capas o
niveles del Z=17 es mayor, lo que va disminuir la fuerza de atracción que el núcleo de
este átomo ejerce sobre los electrones de otros átomos.
Por tanto: Z=9 tiene mayor electronegatividad que Z=17.
En general:
Sección 2.2.7 Carácter metálico
Es la tendencia de un átomo a ceder electrones.
¿Cómo varía el carácter metálico?
Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derecha: ¿por qué ocurre esto?
Retomando el ejemplo de las Figura. 7 y 8. Los elementos Z=17 y Z=12, presentan la
misma cantidad de niveles energéticos, pero diferentes números de protones en el núcleo
y electrones de valencia.
Si recordamos el concepto de metales, este establece que un elemento metálico es aquel
que presenta la capacidad de donar electrones de su capa de valencia para adquirir
estabilidad. Entonces a mayor carga nuclear, menor será la capacidad del elemento
químico de donar electrones, ya que no se le va hacer tan fácil liberarlos.
Por tanto: Z=12 tiene mayor carácter metálico que Z=17.
Aumenta en un mismo grupo de arriba abajo: ¿por qué ocurre esto?
Al comparar Z=17 y Z=9, se puede observar que presentan diferentes niveles energéticos.
El elemento que presenta mayor nivel de energía será aquel que presente mayor carácter
metálico (Z=12), ya que, al aumentar el número de capas disminuye la influencia del
núcleo sobre los electrones externo, por lo que será más fácil arrancarle sus electrones
Por tanto Z=17 tiene mayor carácter metálico Z=9.
En general:
Sección 2.2.8 Número de oxidación
Los sistemas tienden a alcanzar el estado más estable posible minimizando su energía.
De todos los elementos químicos conocidos, los gases nobles son los más estables y ello
es debido a que tienen 8 electrones en la última capa (excepto el He que tiene 2).
Los elementos tienden a estabilizarse adquiriendo la configuración electrónica del gas
noble más cercano (regla del octeto) y para ello ganan, pierden o comparten electrones.
El número de oxidación de un elemento es precisamente el número de electrones que
tiende a ganar o perder. Aunque la opción más probable para conseguir el octeto es la
más simple, no hay que descartar que puedan darse otras opciones de estabilización.
Veamos algunos casos:









Los elementos del grupo 1 (configuración final ns1) tienen número de oxidación 1+
porque tienden a perder el último electrón.
Los elementos del grupo 2 (configuración final ns2) tienden a perder los dos
electrones de valencia por lo que su número de oxidación es 2+.
Los elementos del grupo 13 (configuración final ns2np1) como el Al tienden a
perder sus tres electrones externos por lo que tienen número de oxidación 3+,
aunque los elementos del grupo con mayor masa atómica como el In y el Tl
también pueden perder un electrón y presentar número de oxidación 1+.
En el caso del grupo 14 (configuración final ns2np2), el carbono presenta números
de oxidación 2+ y 4+, siendo 4+ el más frecuente; sin embargo los elementos Sn y
Pb presentan preferentemente número de oxidación 2+.
El grupo 15 (configuración final ns2np3) es algo más complicado. Por un lado
tienden a ganar 3 electrones para completar el octeto y por tanto presentan
número de oxidación 3- pero también pueden perder esos 5 electrones finales y
adquirir el número de oxidación 5+.
El grupo 16 (configuración final ns2 np4) tienden a ganar 2 electrones para
completar su octeto y por lo tanto presentan números de oxidación 2- pero también
se han registrado números de oxidación 1- para el oxígeno y números de
oxidación de 2+, 4+ y 6+ para el azufre, selenio y teluro.
Los elementos del grupo 17 (configuración final ns2np5) tienden a ganar un
electrón por lo que su número de oxidación fundamental es 1+, aunque pueden
presentar otros como 1+, 3+, 5+ y 7+, con más facilidad cuanto mayor número
atómico tienen.
Los gases nobles (configuración final ns2 para el He y ns2np6 para el resto) no
tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones por lo que su número de
oxidación es 0.
Para los metales de transición la situación es mucho más compleja debido a la
existencia de los orbitales d internos. Por ejemplo el Mn ([Ar] 3d54s2) puede
presentar números de oxidación 2+, +3, +4, +6 y +7.
Sección 2.3 Óxidos de metales y no metales
Son un extenso grupo de compuestos binarios que resultan de la unión de un metal o no
metal con el oxigeno. Se clasifican en óxidos básicos u óxidos metálicos y óxidos ácidos u
no metálicos.
Óxidos Metálicos:
Son compuestos con elevado punto de fusión que se forman como consecuencia de la
reacción de un metal con él oxigeno. Esta reacción es la que produce la corrosión de los
metales al estar expuesto al oxigeno del aire.
Un ejemplo de formación de un óxido metálico es la reacción del magnesio con él
oxigeno, la cual ocurre con mayor rapidez cuando se quema una cinta de magnesio. La
cinta de magnesio de color grisáceo se torna en un polvo blanco que es el óxido de
magnesio.
Ecuación química:
2 Mg + O2
2 MgO
Los óxidos metálicos, se denominan también óxidos básicos por que tiene la propiedad de
reaccionar con el agua y formar bases.
Ejemplo:
MgO + H2O
Mg(OH)2
Óxidos No Metálicos:
Los óxidos no metálicos son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al
reaccionar un no metal con el oxigeno. Se denominan también anhídridos y muchos de
ellos son gaseosos.
Ejemplo:
C + O2
CO2
Cuando los óxidos metálicos reaccionan con el agua forman ácidos, por lo que se le
llaman también óxidos ácidos.
Ejemplo:
CO2 + H2O
H2CO3
ACTIVIDAD 2
1. Determine el período y grupo, diga como varia el radio atómico y
electronegatividad, en forma creciente para los siguientes números atómicos Z= 8,
Z=16, Z=38, y cuál de ellos tiene mayor energía de ionización.
2. Marque con una X la respuesta correcta y explique: La ley periódica moderna
plantea que las propiedades de los elementos.
___a) Leyenda del grupo en el cual están ubicados
___b) Son función periódica del peso atómico
___c) Dependen del numero atómico
___d) Dependen del periodo al cual pertenece
3. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
a). 1s22s22p63s1
b). 1s22s22p4
Indicar:
a) Grupo y período al que pertenecen los elementos
b) Número de protones
c) Indicar si la electronegatividad, potencial de ionización y
carácter metálico serán grandes o no.
4. Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las
letras no representan los símbolos de los elementos, utilicé la letra V si la
proposición es verdadera y la F si es falsa:
a) A y B son elementos no metálicos
b) N y E son elementos representativos
c) Z pertenece al quinto período
d) La electronegatividad de L es menor que la de N
e) C es un elemento del segundo grupo
f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período
g) Los átomos del elemento L tienen menor electroafinidad que los de A
h) El P.I. de F es menor que la de B
V-F
V-F
V-F
V-F
V-F
V–F
V–F
V–F
5. Utilizando el mismo esquema de tabla periódica del ejercicio anterior lea cada una
de las siguientes afirmaciones. Si son verdaderas encuadre la letra V. Si son falsas
encuadre la F y coloque en el espacio en blanco la o las palabras que transformarían en
verdadera la proposición falsa modificando solamente el o los términos subrayados:
a) Los elementos, L, M y N son gases nobles
b) La electronegatividad de Z es mayor que la de M
V-F
V-F
c) Los electrones del nivel más externo de C son dos
V-F
d) J es un metal
V-F
e) C posee tres electrones en el último nivel ocupado
V-F
g) W no conduce la corriente eléctrica en estado sólido
V-F
h) La electronegatividad de L es mayor que la de K
V-F
j) H e I son no metales
V-F
6. De la siguiente serie: ¿Cuál átomo tiene afinidad electrónica más pequeña? Al, C,
Si.
7. De la siguiente serie: O, F, Cl, N, Br ¿Cuál es el más electronegativo?
8. Si el elemento numero atómico 11 es un metal alcalino ¿En qué grupos estarán los
elementos Z=18 y Z=12?
9. ¿Cuál es la relación que guardan los elementos ubicados en un mismo período?
10. Marque con una X la respuesta correcta y explique.
De acuerdo con la variación de la electronegatividad en la tabla periódica los dos
elementos más electronegativos son:
___a) Z=8 y Z=7
___b) Z=17 y Z=8
___c) Z=9 y Z=17
___d) Z=8 y Z=9
11. Determine el periodo y el grupo al que pertenecen los elementos de numero
atómico 18, 20,32, 40,7,1,50,78,39,89,35,11,9,10 y 86.
12. Explique la razón de la diferencia en afinidad electrónica de los de cada uno de
los pares siguientes:
a. Br y Cl
b. S y Cl
3.- ENLACE QUÍMICO
3.1 Definición y tipos de enlaces químicos
3.2 Enlace iónico
3.2.1 Redes cristalinas
3.2.2 Ciclo bohr haber
3.3 Enlace covalente: polar, apolar, coordinado
3.3.1 Teoría, simbología y estructuras de Lewis
3.3.2 Parámetros que definen el enlace covalente
3.3.3 Teoría del enlace de valencia “Hibridación de orbitales atómicos”
3.3.4 Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPCV)
“Geometría molecular”
3.3.5 Teoría del orbital molecular (TOM)
3.3.6 Polaridad del enlace covalente
3.4 Enlace metálico.
Sección 3.1. Enlace químico
Un enlace químico es el conjunto de interacciones que mantienen unidos a los átomos
entre sí, para dar lugar a estructuras más estables que los átomos o moléculas de partida.
Todos los sistemas químicos evolucionan en el sentido de alcanzar la máxima estabilidad,
y todos cuantos cambios físicos o químicos se produzcan espontáneamente tienen como
resultado un aumento de la estabilidad del sistema. Los electrones y orbitales que
intervienen en una unión química son los de la capa de valencia, por lo que se les llama
electrones de enlace.
Existen dos formas de alcanzar cualquiera de las ordenaciones estables comentadas:
 Cuando dos o más átomos se combinan, perdiendo electrones uno de los átomos
(metal) y ganándolos el otro tipo de átomos (no metal). Así se forman los
compuestos iónicos.
 Si dos o más elementos comparten electrones (no metales), éste enlace se llama
covalente.
Existe otro tipo de enlace llamado metálico que se da entre átomos de un mismo metal.
La formación de cualquier tipo de enlaces supone que el sistema resultante debe tener
menos energía que el formado por sus partículas aisladas. Cuanto mayor es la
disminución de energía, mayor será la estabilidad del enlace.
Sección 3.2 Enlace Iónico
El enlace iónico se produce por fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos;
entre elementos muy electropositivos (metales) y muy electronegativos (no metales). Este
enlace exige un proceso previo de ionización de los átomos, por ello se produce
preferentemente entre átomos con baja E:I. y alta A.E.
Ejemplo 1: Formación de la sal común (NaCl)
Na: Z=11. su configuración electrónica: 1s22s22p63s1 (metal)
Cl: Z=17 su configuración electrónica: 1s22s22p63s23p5 (no metal)
Formación del enlace:
Na+ E.I (necesaria para arrancar el e-)
Cl + e- (electrón ganado)
Na+ + Cl-
Na+ + e-
Cl- + A.E (libera energía al recibir el e-)
NaCl
El compuesto formado debe ser eléctricamente neutro: el nº de e- que un átomo pierde
debe ser igual al nº de e que gane el otro. Se llama VALENCIA IÓNICA o
ELECTROVALENCIA, al nº de e- que un elemento gana o pierde para formar un
compuesto iónico.
Cada ión ejercerá una atracción en torno suyo extendida en todas direcciones,
provocando que se sitúen a su alrededor cierto número de iones de carga opuesta; por
ello estos compuestos se encuentran en la naturaleza formando cristales iónicos: redes
cristalinas caracterizadas por poseer en sus nudos los iones positivos o negativos.
Se llama ENERGÍA DE RED O ENERGÍA RETICULAR a la energía que se desprende al
formarse un mol de compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Esta
energía es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional
a sus radios.
En la formación de un compuesto iónico intervienen fundamentalmente los siguientes
procesos energéticos:
 Energía de ionización, la necesaria para formarse los iones positivos (+) cuando
los átomos están en estado gaseoso.
 Afinidad electrónica, la que se desprende al formarse iones negativos (–).
 Energía de red, que se desprende al atraerse los dos iones formados.
Ciclo Bohr-Haber:
Este ciclo establece una relación entre el calor de formación de un compuesto iónico y los
diversos factores termodinámicos que influyen en él.
M (s) + 1/2 X2 (g) ↔ MX (s)
∆HQ: calor de formación
El ciclo de Born-Haber divide el proceso en el mayor número de pasos posible, todos ellos
simplificados al máximo, de manera que se pueda obtener el balance energético:
M (s) + S ↔M (g)
∆HS: calor de sublimación
M (g) + E.I ↔M+(g) + 1 e-
E.I: Energía de ionización
1/2 X2 (g) + 1/2 D ↔ X (g)
∆HD: calor de disociación
X (g) + 1 e- ↔X- + A.E (g)
A.E: afinidad electrónica
M+ (g) + X- (g) + U ↔MX (s)
U: energía reticular
Si sumamos todas las ecuaciones miembro a miembro:
M (s) + 1/2 X2 (g) ↔
MX (s)
Q = ∆H S + 1/2 ∆HD + E.I + A.E + U
Según las leyes de la termodinámica el calor puesto en juego cuando el proceso se lleva
paso a paso debe ser el mismo que el del proceso total:
Propiedades de los compuestos iónicos:






Puntos de fusión y ebullición: Son altos y directamente proporcionales a la energía
de red- Sustancia iónicas de gran carga y pequeño radio fundirá, a temperaturas
muy altas.
Dureza: definida como la dificultad que ofrecen a ser rayados, a mayor energía de
red, mayor dureza de los
cristales iónicos.
Densidad: son compuestos muy compactos, los iones están muy próximos y
ocupan poco volumen, tienen densidades elevadas.
Solubilidad: son muy solubles en disolventes polares como el agua Los iones se
rodean, inmersos los cristales en un disolvente, de moléculas de éste orientadas
por el extremo del dipolo con carga opuesta al ión (solvatación), aportando una
energía que es superior a la de la red, por lo que los iones se separan y el cristal
se disuelve. A mayor energía de red, por tanto, menor solubilidad.
Conductividad eléctrica: conducen la corriente en estado fundido o disueltos pero
no en estado sólido. Si una disolución de un compuesto iónico se introducen dos
electrodos, la disolución es conductora y se denomina solución electrolítica, y a los
solutos que las producen, electrolitos.
Sección 3.3 Enlace Covalente
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no
metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl,).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia)
y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de
la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden
cederse
electrones
entre
sí
para
formar
iones
de
signo
opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos,
uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos
átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica
de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos
unidos entre sí por enlaces covalentes.
Enlaces covalentes simples, dobles y triples:
La compartición de un par de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace
covalente simple. (
)
La compartición de dos pares de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace
covalente doble. (
)
La compartición de tres pares de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace
covalente triple. (
)
Tipos de enlaces covalentes:
Enlace Covalente Apolar: En el primer caso F2, dos átomos idénticos comparten
electrones de manera igual (los dos átomos presentan la misma electronegatividad por lo
tanto ∆E=0). La formación del enlace se debe a la atracción mutua de los dos núcleos
hacia los electrones compartidos
Enlace Covalente Polar: En el caso de la molecula de H2O, se produce por un
compartimiento desigual de electrones. En este caso los átomos presentan
electronegatividades diferentes, por lo ∆E≠0
En este tipo de enlaces los electrones se desplazan hacia el elemento más
electronegativo, generándose una separación de carga parcial, quedando el átomo más
electronegativo con una carga parcial negativa (-δ) y el menos electronegativo con una
carga parcial positiva (+δ).
A partir de los valores de electronegatividad, E, se puede describir la polaridad de un
enlace covalente. Para ello se utiliza la diferencia de electronegatividad, ΔE, que es el
valor absoluto de la diferencia de los valores de E en los átomos enlazados. Si el valor de
ΔE de los dos átomos es muy pequeño, el enlace entre ellos es esencialmente covalente.
Si ΔE, es grande, el enlace es esencialmente iónico (ΔE= 1,7). Para valores intermedios
de ΔE, el enlace se considera covalente polar.
Ejemplo 1: ¿Qué enlace es más polar, H – Cl o H – O?
Electronegatividad
E (H) = 2,1
E (Cl) = 3,0
E (O) = 3,5
Entonces: ΔEH-Cl = 3 – 2,1 = 0,9
y
ΔEH-O = 3,5 – 2,1= 1,4
El enlace H – O es más polar, porque existe una mayor diferencia de electronegatividad
entre los átomos que comparten el par electrónico.
Enlace Covalente coordinado o dativo: Cuando el par de electrones compartidos
pertenece solo a uno de los átomos. 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. El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→)
que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta
ninguno.
Ejemplo 2: Formación el catión amonio, NH4+ a partir del amoniaco, NH3, y del ion de
hidrógeno, H+.
El amoniaco se une con un protón H+ para formar el ion amonio, NH4+. El amoniaco (NH3)
aporta un par de electrones que son compartidos por el ion H+, el cual adquiere de esta
forma la configuración estable.
En resumen:
Sección 3.4 Teoría, simbología y estructuras de Lewis
Teoría de Lewis:
Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases
nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las
configuraciones electrónica de los gases nobles tienen 8 é en su capa más externa a
excepción del He que tiene 2 e-.
Regla del octeto: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o
comparten de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho
electrones, y así se adquiere la estructura electrónica de gas noble más cercano al
sistema periódico”.
Regla del Dueto: “consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un
enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones”.
Simbología:
Un símbolo de Lewis consiste de un símbolo químico que representa el núcleo y los
electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo
representando a los electrones más externos (electrones de la capa de valencia).
Los símbolos de Lewis se escriben habitualmente para los elementos de los grupos
principales y en raras ocasiones para los elementos de transición.
Estructuras de Lewis:
Cómo dibujar estructuras de Lewis
Método número 1
Las estructuras de Lewis nos ayudan a entender los enlaces en muchos compuestos y
se utilizan con frecuencia al estudiar las propiedades de las moléculas. Dibujar
estructuras de Lewis es una habilidad importante que el estudiante debe practicar. Los
pasos básicos son los siguientes:
1. Escriba los símbolos químicos de los átomos para indicar cuáles átomos están
unidos entre sí, y conéctelos con un enlace sencillo (un guión, que representa dos
electrones). Las formulas químicas suelen escribirse en el orden en que los átomos
se conectan en la molécula o ion, como en el HCN. Si un átomo central tiene un
grupo de átomos unido a él, el átomo central suele escribirse primero, como en el
CO32- y es SF4. Esto ayuda a recordar que el átomo central es por lo general menos
electronegativo que los átomos que lo rodean. Tenga presente que el hidrógeno y
los halógenos (F, Cl, Br y I) suelen ocupar posiciones terminales en las estructuras
de Lewis. Es decir, no pueden ser átomos centrales.
2. Determine el número total de electrones que participan en la molécula, sumando el
número total de electrones de valencia. En aniones poliatómicos, sume el número
total de cargas negativas. Por ejemplo, en el ion CO32- se añaden dos electrones
porque la carga 2- indica que hay dos electrones adicionales, además de los que
aportan los átomos neutros. En los cationes poliatómicos se resta el número de
cargas positivas del total. Así, para el NH4+ se resta un electrón porque la carga +1
indica la pérdida de un electrón del grupo de los átomos neutros.
3. Determine el número de electrones no compartidos, de la siguiente manera:
Nº de e- no compartidos = Nº total de e- – 2 (Nº de enlaces en la molécula)
4. Ubicar los electrones no compartidos como pares de electrones sobre los átomos
que rodean al átomo central, hasta completar el octeto. Recuerde que el hidrógeno
solo puede tener dos electrones, representados por un enlace sencillo en la
molécula.
5. Coloque los electrones que sobran en el o los átomos centrales.
6. Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, realice
movimientos de pares de electrones para formar dobles o triples enlaces.
Los ejemplos siguientes muestran el procedimiento de seis pasos para escribir las
estructuras de Lewis de un compuesto o de un ión.
Ejemplo 3. Escriba la estructura de Lewis del CHCl3.
1. Esqueleto de la estructura. Se escriben los símbolos químicos de los átomos
para indicar cuáles átomos están unidos entre sí, y se conectan con un enlace
sencillo (un guión, que representa dos electrones).
Cl
H
C
Cl
Cl
2. Nº total de e- de valencia
Primero: Escribimos la configuración electrónica y determinamos el nº de electrones
de valencia.
1
1 e- de valencia
1H = 1s
2
2
2
4 e- de valencia
6C = 1s , 2s , 2p
2
2
6
2
5
7 e- de Valencia
17Cl = 1s , 2s , 2p , 3s , 3p
Segundo. Calculamos el nº total de electrones de valencia, de la siguiente manera.
Tipo y Nº de
átomos
e- de valencia de cada átomo
Nº total de e- de valencia
H=1
C=4
C = 1x4 = 4
C=1
H=1
H = 1x1 = 1
Cl = 3
Cl = 7
Cl = 3x7 = 21
TOTAL = 26
3. Nº de e- no compartidos
26 – 2 (4 enlaces) = 26-8 = 18 e- no compartidos
4. Se ubican los electrones no compartidos como pares de electrones sobre los
átomos que rodean al átomo central, hasta completar el octeto.
..
: Cl:
H
C
..
..:
Cl
Estructura de puntos de Lewis
: ..Cl:
Ejemplo 4: Escriba la estructura de Lewis del BrO31. Esqueleto de la estructura. Se escriben los símbolos químicos de los átomos
para indicar cuáles átomos están unidos entre sí, y se conectan con un enlace
sencillo (un guión, que representa dos electrones).
O
Br
O
O
2. Nº total de e- de valencia
Primero: Escribimos la configuración electrónica y determinamos el nº de electrones
de valencia.
2
2
4
6 e- de valencia
8O = 1s , 2s , 2p
2
2
6
2
6
2
10
5
7 e- de valencia
35Br = 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p
Segundo. Calculamos el nº total de electrones de valencia, de la siguiente manera.
Tipo y Nº e- de valencia de cada átomo
de átomos
O=3
O=6
Br = 1
Br = 7
Nº total de e- de valencia
O = 3x6 = 18
Br = 1x7 = 7
TOTAL = 25 + 1 = 26
3. Nº de e- no compartidos
26 – 2 (3 enlaces) = 26-6 = 20 e- no compartidos
4. Se ubican los electrones no compartidos como pares de electrones sobre los
átomos que rodean al átomo central, hasta completar el octeto.
..
:O.. Br.. ..
..O:
:..O:
Estructura de puntos de Lewis
Ejemplo 5. Escriba la estructura de Lewis del O3.
1. Esqueleto de la estructura. Se escriben los símbolos químicos de los átomos
para indicar cuáles átomos están unidos entre sí, y se conectan con un enlace
sencillo (un guión, que representa dos electrones).
O
O
O
2. Nº total de e- de valencia
Primero: Escribimos la configuración electrónica y determinamos el nº de electrones
de valencia.
2
2
4
6 e- de valencia
8O = 1s , 2s , 2p
Segundo: Calculamos el nº total de electrones de valencia, de la siguiente manera.
Tipo y Nº de
átomos
O=3
e- de valencia de cada
átomo
O=6
Nº total de e- de valencia
C = 3x6 = 18
TOTAL = 18
3. Nº de e- no compartidos
18 – 2 (2 enlaces) = 18-4 = 14 e- no compartidos
4. Se ubican los electrones no compartidos como pares de electrones sobre los
átomos que rodean al átomo central, hasta completar el octeto.
.. .. ..
: ..O O O..:
5.
Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o
triples enlaces entre este átomo y los que se rodea usando los pares libres de
estos últimos.
..
..O :
..O ..O
: ..
.. .. ..
..O O ..O :
Estructura de puntos de Lewis
Estructuras de resonancia
Al dibujar la estructura de Lewis del ozono (O3) se satisface la regla del octeto para el
átomo central porque se coloca un enlace doble entre este átomo y uno de los dos
átomos de O externos. De hecho el doble enlace se puede colocar en cualquier extremo
de la molécula, como se muestra en estas estructuras de Lewis equivalentes:
.. ..
:..O O
..
..O ..O
O
..:
..
..O
..
Cada una de estas estructuras se conoce como estructura de resonancia. Una estructura
de resonancia es entonces una de dos o más estructuras de Lewis para una sola
molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis. La
doble flecha señala que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia.
El ion carbonato proporciona otro ejemplo de resonancia, para el cual es posible dibujar
tres estructuras de Lewis equivalentes:
..O
..
..
: :
O
C
..O
..:
-2
..
: ..O
:O :
C
..O
..:
-2
..
: ..O
..
: O:
C
..O
..
-2
Observe que la disposición de los átomos es la misma en todas las estructuras; lo único
diferente es la colocación de los electrones. Al escribir estructuras de resonancia, los
mismos átomos deben estar unidos unos a otros en todas las estructuras, de modo que
las únicas diferencias estén en el acomodo de los electrones.
Carga formal de un átomo
Es la carga eléctrica final que posee una molécula, al determinar la diferencia entre el
número de electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones
asignados a ese átomo en la estructura de Lewis. Se puede establecer que los aniones
poseen una carga formal negativa, los cationes carga formal positiva y los átomos neutros
igual a cero. Una forma práctica de establecer la carga formal (CF) es dibujando la
estructura de Lewis y luego aplicar la formula:
CF = Nº total de e- de valencia en el átomo libre – Nº total de e- no compartidos – Nº
de enlaces
Por ejemplo, determinemos la carga formal del ion carbonato (CO32-)
.. ..
O
C
..
O.. .
.
= 1s2, 2s2, 2p4
2
2
2
6C = 1s , 2s , 2p
8O
O
2-
......
6 electrones de valencia
4 electrones de Valencia
Las cargas formales para los átomos que componen la molécula se calculan así:
Átomo de carbono CF = 4-0-4= 0
Átomo de oxigeno en C=O CF = 6-4-2 = 0
Átomo de oxigeno en C-O CF = 6-6-1= -1
Carga neta = 0 + 0+ (-1) + (-1) = -2
Nota: la carga neta es la carga total de la molécula
Excepciones a la regla del octeto
Las excepciones de la regla del octeto caen en tres categorías que se distinguen por un
octeto incompleto, un número impar de electrones o más de ocho electrones de valencia
alrededor del átomo central.
Octeto incompleto:
En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central de una
molécula estable es inferior a ocho. Considere por ejemplo, el berilio, un elemento del
grupo 2A (y del segundo periodo). La configuración electrónica del berilio es 1s2, 2s2,
tiene 2 electrones de valencia en el orbital 2s. En fase gaseosa, el hidruro de berilio
(BeH2) existe como una molécula discreta. La estructura de Lewis del BeH2 es:
H
Be
H
Como se observa, sólo cuatro electrones rodean al átomo de berilio y no hay forma de
satisfacer la regla del octeto para el Be en esta molécula.
Nota: Los elementos del grupo 13, en particular boro y aluminio, también tienden a
formar compuestos en los que sus átomos se rodean en menos de ocho electrones. Por
ejemplo: BX3 y AlX3, donde X es un átomo de halógeno.
Moléculas con número impar de electrones:
Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Entre ellas se encuentra
el óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2):
.N. = ..O
. ..
..O = N. ..O ..
..
..
+
-
Puesto que se requiere un número par de electrones para completar ocho, la regla del
octeto no puede cumplirse para todos los átomos en cualquiera de éstas moléculas.
Octeto expandido:
Los átomos de los elementos del segundo periodo no tienen más de ocho electrones de
valencia alrededor del átomo central, pero los átomos de los elementos del tercer
periodo de la tabla periódica en adelante forman algunos compuestos en los que hay
más de ocho electrones alrededor del átomo central. Además de los orbitales 3s y 3p,
los elementos del tercer periodo también tienen orbitales 3d que pueden formar enlaces.
Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido. Entre los
compuestos que poseen este tipo de octeto se encuentran:
PX5 , SX6
Donde:
P = Fósforo
S = Azufre
X = Halógeno
Sección 3.3.2 Parámetros que definen el enlace covalente
Longitud de enlace:
Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes sencillos. La longitud de
enlace se define como la distancia existente entre los centros de los núcleos de dos
átomos unidos por un enlace covalente en una molécula. Para un par dado de átomos,
como carbono y nitrógeno, los enlaces triples son más cortos que los dobles, que a su vez
son más cortos que los enlaces sencillos. Por ejemplo, la longitud del enlace del
C N < C=N < C-C, como se muestra en la tabla 1.
Tabla 1. Longitudes promedio de enlaces covalentes en moléculas homonucleares.
Enlace
Cl–Cl
O=O
H–H
C–C
C=C
C C
Longitud de enlace (Å)
1,990
1,207
0,740
1,540
1,330
1,200
Energía de enlace:
Una medida de la estabilidad de una molécula es su energía de enlace, que se define
como la fuerza con que los átomos se mantienen unidos formando un enlace químico.
Para una molécula diatómica (Cl2, por ejemplo.) la energía de disociación del enlace, ED,
es la energía requerida para disociar una molécula gaseosa en sus átomos y se mide en
kcal.
Tabla 2. Energías de disociación de enlaces* en moléculas homonucleares.
Enlace
Reacción
ED (kcal mol-1)
H–H
H2 (g) → 2H (g)
104,2
Cl–Cl
Cl2 (g) → 2Cl (g)
54,0
O=O
O2 (g) → 2O (g)
118,0
N N
N2 (g) → 2N (g)
225,8
0
En condiciones de temperatura normal 298 k (25 C).
* También se utiliza para el mismo concepto, el término de energía de enlace.
Sección 3.3.3 Teoría del enlace de valencia “Hibridación de orbitales atómicos”
Esta teoría se basa en el hecho de que los electrones químicamente importantes para
formar enlace químico son los de valencia. Propone la definición de hibridación de
orbitales atómicos sobre el átomo central.
Es el término que se utiliza para explicar la mezcla de orbitales atómicos en un átomo
(por lo general el átomo central) para generar un conjunto de orbitales híbridos. Los
orbitales híbridos, son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no
equivalentes del mismo átomo, se combinan preparándose para la formación del enlace
covalente.
Hibridación sp: es la combinación de un orbital s y un orbital p.
Consideremos la molécula BeCl2 (cloruro de berilio). Se sabe que posee una geometría
lineal.
Cl - Be - Cl
2
2
4Be = 1s , 2s
Analizando solo los electrones de valencia es posible representar el diagrama orbital del
Be como:
2s
2p
Debido a que el átomo de Be no posee electrones desapareados en su estado
fundamental, no podría formar enlaces covalentes con el cloro. Así que se recurre a la
hibridación para explicar el comportamiento de los enlaces del Be. Primero se promueve
un electrón del orbital 2s a un orbital 2p, de lo que resulta:
Estado excitado
2s
2p
Ahora el Be tiene dos orbitales disponibles para el enlace, el 2s y el 2p. Sin embargo si
dos átomos de Cl se combinan con el Be en este estado excitado, un átomo de Cl
compartirá un electrón 2s; mientras que el otro Cl compartirá un electrón 2p, formándose
dos enlaces BeCl no equivalentes. Este esquema contradice las evidencias
experimentales. En la molécula real el BeCl2, los dos enlaces BeCl son idénticos en todos
los aspectos. Así, los orbitales 2s y 2p se deben mezclar, o llevar a cabo una hibridación,
para formar dos nuevos orbitales híbridos sp equivalentes:
Orbitales sp
Orbitales 2p vacíos
Los electrones de los orbitales híbridos se pueden formar enlaces de electrones
compartidos con los dos átomos de cloro. Puesto que los orbitales híbridos son
equivalentes pero apuntan en direcciones opuestas, el BeCl2 tiene dos enlaces idénticos y
una geometría lineal.
Combinación de un orbital s con un orbital p para formar dos híbridos sp.
orbital 2s + orbital 2px
híbridos sp, equivalentes
Pz del Cl
sp
sp
Be
Pz del Cl
Molécula lineal de BeCl2 formada por el traslape de dos orbitales híbridos sp del Be
con un orbital px de cada átomo de cloro.
Hibridación sp2: es la combinación de un orbital s y dos orbitales p.
A continuación se analizará la molécula BF3 (trifluoruro de boro). Se sabe que posee una
geometría trigonal plana.
F
B
F
F
= 1s2, 2s2, 2p1
Al considerar solo los electrones de valencia es posible representar el diagrama orbital del
B como:
5B
2s
2p
Debido a que el átomo de B posee un electrón desapareados en su estado fundamental,
solo podría formar un enlaces covalente con el fluor. Así que se recurre a la hibridación
para explicar el comportamiento de los tres enlaces del Be. Primero se promueve un
electrón del orbital 2s a un orbital vacío 2p, de lo que resulta:
Estado excitado
2s
2p
Ahora el B tiene tres orbitales disponibles para el enlace, el 2s y dos orbitales 2p. Sin
embargo si tres átomos de F se combinan con el Be en este estado excitado, un átomo de
F compartirá un electrón 2s; mientras que los otros dos F compartirán con un electrón 2p,
formándose tres enlaces BF no equivalentes. Este esquema contradice las evidencias
experimentales. En la molécula real el BF3, los dos enlaces BF son idénticos en todos los
aspectos. Así, el orbitales 2s y los dos orbitales 2p se deben mezclar, o llevar a cabo una
hibridación, para formar tres nuevos orbitales híbridos sp2 equivalentes:
Orbitales sp2
Orbital 2p vacío
Los electrones de los orbitales híbridos se pueden formar enlaces de electrones
compartidos con los dos átomos de flúor. Puesto que los orbitales híbridos son
equivalentes pero apuntan en direcciones opuestas, el BF3 tiene dos enlaces idénticos y
una geometría trigonal plana.
Combinación de un orbital s con dos orbitales p para formar los orbitales híbridos
sp
s
px
py
Tres orbitales híbridos sp2 equivalentes
Formación de la molécula BCl3 con una geometría plana trigonal.
Pz del F
sp2
sp2
sp2
Pz del F
Ѳ= 120º
Pz del F
Hibridación sp3: es la combinación de un orbital s y tres orbitales p.
Considere la molécula CH4 (metano). Se sabe que posee una geometría tetraédrica.
H
C
H
6C
= 1s2, 2s2, 2p2
H
H
y
1H
= 1s1
Al considerar solo los electrones de valencia es posible representar el diagrama orbital del
C como:
2s
2p
Primero se promueve un electrón del orbital 2s al orbital vacío 2p, de lo que resulta:
2s
Estado excitado
2p
Mezclando el orbital 2s con los tres orbitales 2p se generan cuatro nuevos orbitales
híbridos sp3 equivalentes:
Orbitales sp3
Los electrones de los orbitales híbridos se pueden formar enlaces de electrones
compartidos con los dos átomos de hidrógeno. Puesto que los orbitales híbridos son
equivalentes pero apuntan en direcciones opuestas, el CH3 tiene dos enlaces idénticos y
una geometría tetraédrica.
Formación de los orbitales híbridos sp3
Combinación 2s + 3 orbitales 2p
Formación de los cuatro orbitales híbridos sp3.
Formación de los cuatro enlaces en el metano, entre los 4 orbitales híbridos sp3 del
carbono y el orbital 1s de los4 átomos de hidrógeno, en una estructura tetraédrica.
H
H
H
C
H
ө = 109,5º
Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces:
En los enlaces covalentes que hemos considerado hasta ahora, la densidad electrónica
se concentra simétricamente a lo largo de la línea que conecta los núcleos. En otras
palabras, la línea que une los dos átomos pasa por el centro de la región de traslape.
Todos estos enlaces se llaman enlaces signa (σ), esto es, enlaces covalentes formados
por el solapamiento de orbitales, por los extremos; la densidad electrónica esta
concentrada entre los núcleos de los dos átomos enlazados.
Para describir los enlaces múltiples, debemos considerar un segundo tipo de enlaces que
es el resultado del traslape de dos orbitales p orientados perpendicularmente al eje
internuclear. Este traslape lateral de orbitales p produce un enlace pi (П). Un enlace П es
un enlace covalente en el que las regiones de traslape están arriba y abajo del eje
internuclear. A diferencia de los enlaces σ, en los enlaces П no hay probabilidad de
encontrar el electrón en el eje internuclear.
En casi todos los casos, los enlaces sencillos son enlaces σ. Un doble enlace consiste en
un enlace σ y un enlace П, y un triple enlace consiste en un enlace σ y dos enlaces П:
H-H
Un enlace σ
H
H
C=C
H
H
Enlace σ más un enlace П
:
N
N
:
Un enlace σ más dos enlaces П
Sección 3.3.4 Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia
(TRPCV) “Geometría molecular”
Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una
molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto
ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede participar.
La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella que hace
mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces y los no
usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula.
Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructura electrónica
de moléculas en base a la configuración de octetos, necesariamente deja en libertad
pares de electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un átomo que se
considere central, deben situarse de manera que la repulsión electrostática entre dos
pares, sea mínima.
El enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo de la repulsión de los
pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución
geometría de los pares de electrones que rodean al átomo centra en términos de la
repulsión electrostática entre dichos pares.
Reglas generales para la aplicación del modelo RPECV:
1. Se consideran las moléculas cuyo átomo central está rodeado por más de dos
átomos.
2. Se deben considerar todos los electrones que rodean al átomo central:
electrones que forman enlaces y los electrones no compartidos.
3. Los dobles y triples enlaces se consideran como enlaces sencillos.
Con este modelo en mente, se puede determinar la geometría de las moléculas (e iones)
de manera simétrica. Para lograrlo, es conveniente dividir las moléculas en dos
categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares libres en el átomo central.
1.
Moléculas en las que el átomo central no tienen pares de electrones libres.
Formula general: ABx donde A es el átomo central (x = número entero 1, 2, 3…)
Tabla 3. Distribución de los pares electrónicos alrededor de un átomo central (A) en una
molécula.
Nº de
Tipo de
Distribución de los pares de
Geometría
pares de
Ejemplos
molécula
eMolecular
eB–A–B
BeCl2,
Lineal
AB2
2
HgCl2
180º
Plana
BF3
B
trigonal
AB3
3
120º
A
B
B
B
109,5º
Tetraédrica
CH4, NH4+
AB4
4
A
B
B B
2.
Moléculas en las que el átomo central tiene pares de electrones no
compartidos.
Pares de eDistribución de los
Nº total de
Geometría
Enlaces
no
pares de eEjemplos
pares de emolecular
compartidos
..
3
2
1
A
B
4
3
..
1
A
B
2
Angular (de
la plana
trigonal)
SO2
Piramidal
trigonal
ENH3
B
B
4
120º
:
2
B
..
A
107º
B
104,5º Angular (de
la
tetraédrica)
B
H2O
Algunas reglas útiles para aplicar el modelo RPECV a todo tipo de moléculas:
1.- Se escribe la estructura de Lewis de la molécula, considerando únicamente los pares
de electrones que rodean al átomo central (esto es, el átomo que está enlazado a más de
un átomo).
2.- Se cuenta el número total de pares de electrones que rodean al átomo central (pares
enlazantes y pares libres). Una buena aproximación es considerar los dobles y triples
enlaces como si fueran sencillos. Puede revisar la tabla 3, para predecir la distribución
global de todos los pares de electrones.
3.- Usar la tabla 4 para predecir la geometría molecular.
Sección. 3.3.5 Teoría del orbital molecular
Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad de los enlaces covalentes en términos
del traslape de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría del
enlace de valencia puede explicar las geometrías moleculares predichas por el modelo
RPECV. Sin embargo, la consideración de que los electrones en una molécula ocupan
orbitales atómicos de los átomos individuales sólo puede ser una aproximación, ya que
cada electrón en una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como
un todo.
En algunos casos, la teoría de enlace de valencia no puede explicar satisfactoriamente
propiedades observadas en las moléculas. Considérese la molécula de oxígeno (O2) cuya
estructura de Lewis es la siguiente.
..
..
O = O
..
..
De acuerdo con esta descripción, todos los electrones en el O2 están apareadas y la
molécula debería ser diamagnética. Experimentalmente se encuentra que la molécula de
oxígeno es paramagnética, con dos electrones desapareados. Este hallazgo sugiere una
deficiencia fundamental en la teoría enlace de valencia, la cual justifica la investigación de
una propuesta de enlace alternativa, capaz de explicar las propiedades de las moléculas,
incluyendo el O2.
El magnetismo y otras propiedades de las moléculas se explican mejor por otra propuesta
de la mecánica cuántica llamada teoría de orbital molecular (OM). La teoría del orbital
molecular describe las uniones covalentes en términos de orbitales moleculares, que
resultan de la interacción de orbitales atómicos de los átomos que se unen y se asocian
con la molécula entera.
Orbitales moleculares de enlace y de antienlace
De acuerdo con la teoría de orbitales moleculares el traslape de los orbitales 1s de dos
átomos de hidrógeno conduce a la formación de dos orbitales moleculares: un orbital
molecular de enlace y un orbital molecular de antienlace. Un orbital molecular de enlace
tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que los formaron. Un
orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad, que los orbitales
atómicos que lo engendraron.
La colocación de electrones en orbitales moleculares de enlace, produce un enlace
covalente estable, mientras que la ubicación de electrones en orbitales moleculares de
antienlace da por resultado enlaces inestables.
Las interacciones constructiva y destructiva de los dos orbitales 1s de la molécula de H2
conducen entonces a la formación de un orbital molecular sigma σ1s de enlace y a un
orbital molecular sigma σ*1s de antienlace. (Ver Figura 1).
Átomo
Ha
1s
Molécula
σ*1s
Átomo
Hb
Energía
σ1s
Figura 1. Diagrama de niveles energéticos del orbital molecular, producidos en la
formación de la molécula
Sección 3.3.6 Polaridad del enlace covalente
El momento dipolar es una medida cuantitativa del grado de separación de cargas en
una molécula. La polaridad de un enlace, por ejemplo en HCl, se caracteriza por una
separación de cargas eléctricas. Esto se puede representar indicando las cargas parciales
δ+ y δ- en los átomos. Cualquier molécula que tiene una separación neta de carga, como
el HCl, tiene un momento dipolar distinto de cero y por lo tanto es una molécula polar.
(μ = Q.d)
Se puede relacionar la presencia o ausencia de un momento dipolar en una molécula con
su geometría molecular. Por ejemplo, la molécula de CO2 Cada enlace carbono - oxígeno,
tiene una polaridad en la cual el átomo de oxígeno más electronegativo tiene una carga
negativa parcial.
Se representa la contribución al momento dipolar de cada enlace (enlace dipolo)por una
flecha con un signo positivo en un extremo , La flecha del momento dipolar apunta desde
la carga parcial positiva hacia la carga parcial negativa. Así, se puede rescribir la fórmula
para el CO2 como
Cada enlace dipolo, como una fuerza, es una cantidad vectorial; esto es, tiene magnitud y
dirección. Como las fuerzas, dos enlaces dipolo de magnitud igual pero de dirección
opuesta se cancelan entre sí. Debido a que los dos enlaces carbono – oxígeno en CO2
son iguales, pero en direcciones opuestas, dan un momento dipolar neto de cero para la
molécula.
Aquellas moléculas AXn (donde todos los átomos X son idénticos, como en el CCl4) en
cuyas geometrías los enlaces A - X están dirigidos simétricamente alrededor del átomo
central (por ejemplo, lineal, plana trigonal y tetraédrica) dan moléculas de momento
dipolar cero; esto es, las moléculas son no polares.
Sección 3.4 Enlace metálico.
El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales a la
que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas. Los modelos que
pueden justificar las propiedades de los metales son: el modelo de nube electrónica y el
de enlace covalente deslocalizado.
.-El modelo de nube electrónica supone que la red cristalina está formada por iones del
metal y los e- cedidos están deslocalizados por el conjunto del cristal, desplazándose
libremente a través de los huecos existentes entre los iones, formando una nube
electrónica.
.- El modelo de enlace covalente deslocalizado supone que el enlace metálico es un tipo
de enlace covalente en el que el número de e- de valencia de los átomos es menor que el
de enlaces formados. Supone colocados los átomos en los vértices de una celda unidad,
rodeados por otros átomos, y los e- de valencia que aportan cada átomo.
Los enlaces metálicos:
.-Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión
y ebullición varían notablemente.
.-Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
.- Presentan brillo metálico.
.-Son dúctiles y maleables.
.-Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
ACTIVIDAD 3.
1) Determine la fórmula del compuesto iónico formado por los siguientes
elementos
a). K y S
b). Na y F
2) El Isocianato de metilo (CH3NC), se utiliza para fabricar pesticidas en Diciembre de
1984, el agua que se filtro en un tanque de una planta química en él que se
almacenaba esta sustancia produjo una nube toxica que mato a miles de
personas en Bhopal India. Dibuje la estructura de Lewis para el compuesto e
indique su hibridación y la geometría molecular.
3)
Utilizando la estructura de Lewis represente el siguiente ión CH3COO—, e indique
su hibridación y geometría d la molécula.
4)
Utilizando la estructura de Lewis represente la siguiente molécula CH2O. valor de
electronegatividad para el C=2,5 y O=3,5 y H=2,1; indique hibridación y geometría
de la molécula.
5)
El etanol (C2H5OH), además de usarse con fines culinarios (Bebida alcohólica),
se utiliza ampliamente en muchos sectores industriales y en el sector
farmacéutico, como principio activo o excipiente de algunos medicamentos y
cosméticos Dibuje la estructura de Lewis para esta molécula, indique su
hibridación y geometría molecular.
6)
Si se tiene Ioduro de potasio (KI) ¿Qué tipo de enlace químico presenta este
compuesto? Justifique su respuesta.
7)
Utilizando la estructura de Lewis represente el siguiente ion NO3-, e indique su
hibridación y geometría molecular.
8) La industria que más utiliza el ácido sulfúrico (H2SO4) es la de los fertilizantes,
otras aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo,
producción de pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no
ferrosos, manufactura de explosivos, detergentes, plásticos y fibras. Escriba la
estructura de Lewis para esta molécula, con su respectiva hibridación y geometría
molecular.