INTRODUCCIÓN

En el presente trabajo hablaremos de la Tabla Periódica y hare una breve

introducción de cada uno de ellos: La tabla periódica de los elementos clasifica,

organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus

propiedades y características; su función principal es establecer un orden

específico agrupando elementos, también hablaremos de los modelos atómicos:

Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que

trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ninguna manera

debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sino más bien como el

diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron

varios modelos atómicos & algunos más elaborados que otros; así como

otros temas mas que pondré mas adelante. Ernest Rutherford

TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a DmitriMendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.

HISTORIA

La historia de la tabla periódica está

íntimamente relacionada con varios

aspectos del desarrollo de la química

y la física:

El descubrimiento de los

elementos de la tabla periódica.

El estudio de las propiedades

comunes y la clasificación de los

elementos.

La noción de masa

atómica (inicialmente denominada

"peso atómico") y, posteriormente, ya

en el siglo XX, de número atómico.

Las relaciones entre la masa atómica

(y, más adelante, el número atómico)

y las propiedades periódicas de los

elementos.

El descubrimiento de los elementos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista HenningBrand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a AntoineLavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos.

LA NOCIÓN DE ELEMENTO Y LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

El descubrimiento de un

gran número de nuevos

elementos, así como el

estudio de sus propiedades,

pusieron de manifiesto

algunas semejanzas entre

ellos, lo que aumentó el

interés de los químicos por

buscar algún tipo de

clasificación.

La palabra "elemento" procede de la ciencia

griega, pero su noción moderna apareció a lo

largo del siglo XVII, aunque no existe un

consenso claro respecto al proceso que condujo a

su consolidación y uso generalizado. Algunos

autores citan como precedente la frase de Robert

Boyle en su famosa obra El químico escéptico,

donde denomina elementos "ciertos cuerpos

primitivos y simples que no están formados por

otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los

ingredientes de que se componen

inmediatamente y en que se resuelven en último

término todos los cuerpos perfectamente

mixtos". En realidad, esa frase aparece en el

contexto de la crítica de Robert Boyle a los

cuatro elementos aristotélicos.

LOS PESOS ATÓMICOS

A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva

concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y

de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación

de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de

elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de

la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones

recíprocas).

METALES, NO METALES, METALOIDES Y METALES DE

TRANSICIÓN

Ley de las octavas de

Newlands

En 1864, el químico

inglés John Alexander Reina

Newlands comunicó al Royal

College of Chemistry (Real

Colegio de Química) su

observación de que al ordenar

los elementos en orden

creciente de sus pesos

atómicos (prescindiendo del

hidrógeno), el octavo

elemento a partir de cualquier

otro tenía unas propiedades

muy similares al primero. En

esta época, los llamados gases

nobles no habían sido aún

descubiertos.

La primera clasificación de elementos

conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier,

quien propuso que los elementos se

clasificaran en metales, no

metales y metaloides o metales de transición.

Aunque muy práctico y todavía funcional en la

tabla periódica moderna, fue rechazada debido

a que había muchas diferencias en

las propiedades físicas como químicas.

CARACTERISTICAS DE LOS METALES Y LOS NO METALES

METALES

Se llama metal a los elementos químicos caracterizados por ser buenos conductores del calor y la electricidad. Poseen alta densidad y son sólidos en temperaturas normales (excepto elmercurio); sus sales forman iones electropositivos (cationes) en disolución.

La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un solape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo que le da su peculiar brillo.

No metal

Se denomina no metales , a los elementos

químicos que no son metales pues sus

características son totalmente diferentes. Los no

metales, excepto el hidrógeno, están situados en

la tabla periódica de los elementos en el bloque p.

Los elementos de este bloque son no-metales,

excepto los metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te), todos

los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), y algunos

metales (Al, Ga,In, Tl, Sn, Pb).

Los no-metales aparecen en color a la derecha de la

tabla periódica.

Tienden a formar aniones u oxianiones en solución

acuosa. Su superficie es opaca, y son malos

conductores de calor y electricidad. En

comparación con los metales, son de baja densidad,

y se derriten a bajas temperaturas. La forma de los

no metales puede ser alterada fácilmente, ya que

tienden a ser frágiles y quebradizos.

LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al

Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de

que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos

(prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier

otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los

llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias

(grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados

por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

TABLA PERIÓDICA DE MENDELÉYEV

En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla

Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer que basó su

clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función

de la masa atómica de los elementos.

Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la

naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con

los criterios siguientes:

Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.

Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como

la valencia.

CLASIFICACIÓN

Grupos

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos.

Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia

atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por

ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su

último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse

como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son

los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del

octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.

Períodos

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos.Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica,los elementos que componen una misma fila tienen propiedadesdiferentes pero masas similares: todos los elementos de un períodotienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cadaelemento se coloca según su configuración electrónica. El primerperíodo solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sóloel orbital 1s.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

Período 1

Período 2

Período 3

Período 4

Período 5

Período 6

Período 7

file:///C:/Users/JOSE%20LUIS/Documents/crucigrama.htm

file:///C:/Users/JOSE%20LUIS/Documents/CUESTIONARIO.htm

MODELOS ATÓMICOS

Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo,que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ningunamanera debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sinomás bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lolargo del tiempo existieron varios modelos atómicos & algunosmás elaborados que otros:

Modelo atómico de Demócrito, el primer modelo atómico,postulado por el filósofo griego Demócrito.

Modelo atómico de John Dalton, surgido en el contexto de laquímica, el primero con bases científicas.

Modelo atómico de Thompson, o modelo del budín, donde loselectrones son como las "frutas" dentro de una "masa" positiva.

Modelo del átomo cúbico de Lewis, donde los electrones estándispuestos según los vértices de un cubo, que explica la teoría de lavalencia.

Modelo atómico de Rutherford, el primero que distingue entre elnúcleo central y una nube de electrones a su alrededor.

Modelo atómico de Bohr, un modelo cuantizado del átomo, conelectrones girando en órbitas circulares.

Modelo atómico de Sommerfeld, una versión relativista delmodelo de Rutherford-Bohr.

Modelo atómico de Schrödinger, un modelo cuántico norelativista donde los electrones se consideran ondas de materia.

MODELO ATÓMICO DE DEMOCRITO

El ser humano siempre se cuestionó sobre la conformación de la materia, hasta

que aproximadamente en el año 400 años antes de Cristo, Demócrito el

reconocido filósofo griego, quién era discípulo de Leucipo ( creador de la teoría

atómica de la materia, la cual dice que la materia se encuentra conformada por

partículas idénticas e indivisibles).

Entonces Demócrito al proponer su modelo atómico dice que la materia se

encuentra formada por diminutas partículas, las cuales no pueden ser divididas,

por tal motivo a estas partículas indivisibles las llamó átomos (palabra griega

que significa indivisible).

Las propuestas de Demócrito no

fueron aceptadas por los filósofos

de su época, no fue sino hasta 2200

años luego que el concepto de

Demócrito sobre los átomos

pudiera ser tomada en

consideración.

Se dice que este filósofo, aparte de

seguir los conceptos de Leucipo,

también estudió la materia en base

a los conceptos del también filósofo

griego Aristóteles, aunque este

último decía que la materia no se

encontraba conformada por

partículas sino más bien que esta

era continua.

Ya a inicios del siglo XIX, el gran

químico inglés, John Dalton, se

basó en la hipótesis de Demócrito y

pudo así sentar las bases de la

teoría atómica.

Para conocer un poco más de Demócrito, se dice

que nació en el año 460 a.C. y murió en el año -

370 a.C., gran filósofo griego que pudo

desarrollar la teoría atómica del universo,

siguiendo la idea de Leucipo.

En resumen la teoría atómica de Demócrito

sobre la materia, propone que absolutamente

todas las cosas se encuentran conformadas por

partículas pequeñísimas, invisibles, que no

pueden ser divididas ni destruidas, estas

partículas se encuentran en movimiento a través

de la eternidad en un espacio infinito y vacío.

MODELO ATÓMICO DE DALTON

Postulados de Dalton.

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:1

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.

Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en1808 por John Dalton. El siguiente modelo fue el modelo atómico de Thompson.

El modelo permitió explicar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiometrias fijas (Ley de las proporciones múltiples), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros. Por ejemplo 14 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar [[dióxido de carbono [CO2]](CO2).

MODELO ATÓMICO DE THOMPSON

El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudín de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una nube de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.

Éxitos del modelo

El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida del estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thomsonaunaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catódicos

Insuficiencias del modelo

Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos

observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas

sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las

predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los

resultados del experimento de Rutherford,que sugería que la carga positiva

estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que

se conoció como núcleo atómico. El modelo siguiente fue el modelo atómico de

Rutherford.

Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la

regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr,

Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas

en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una

disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de

Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.

Modelo atómico del átomo cúbico El modelo del átomo cúbico fue un modelo atómico temprano, en el

que los electrones del átomo estaban posicionados siguiendo los

ocho vértices de un cubo. Esta teoría fue desarrollada en 1902

por Gilbert N. Lewis y publicada en 1916 en el artículo "The Atom

and the Molecule" (El Átomo y la Molécula); sirvió para dar cuenta

del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de Abegg. Fue

desarrollada posteriormente por Irving Langmuir en 1919, como

el átomo del octeto cúbico. La figura a continuación muestra las

estructuras de los elementos de la segunda fila de la tabla periódica.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORDEl modelo atómico de

Rutherford es un modelo

atómico o teoría sobre la estructura

interna del átomo propuesto por el

químico y físico británico-

neozelandés Ernest Rutherford

para explicar los resultados de

su "experimento de la lámina de

oro", realizado en 1911.

El modelo de Rutherford fue el

primer modelo atómico que

consideró al átomo formado por

dos partes: la "corteza", constituida

por todos sus electrones, girando a

gran velocidad alrededor de un

"núcleo", muy pequeño, que

concentra toda la carga eléctrica

positiva y casi toda la masa del

átomo.

Rutherford Llegó a la conclusión de que la masa del

átomo se concentraba en una región pequeña de

cargas positivas que impedian el paso de las

partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el

átomo poseía un núcleo o centro en el cual se

concentra la masa y la carga positiva, y que en la

zona extranuclear se encuentran los electrones de

carga negativa.

Historia

Antes de que Rutherford propusiera su modeloatómico, los físicos aceptaban que las cargaseléctricas en el átomo tenían una distribuciónmás o menos uniforme. Rutherford trató de vercómo era la dispersión de las partículas alfa porparte de los átomos de una lámina de oro muydelgada.

Los ángulos resultantes de la desviación de las partículassupuestamente aportarían información sobre cómo era ladistribución de carga en los átomos. Era de esperar que, silas cargas estaban distribuidas uniformemente segúnel modelo atómico de Thomson, la mayoría de las partículasatravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimasdeflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamenterecta. Aunque esto era cierto para la mayoría de laspartículas alfa, un número importante de estas sufríandeflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salíanrebotadas en dirección opuesta a la incidente.

Rutherford pensó que esta fracción de partículas rebotadasen dirección opuesta podía ser explicada si se suponía laexistencia de fuertes concentraciones de carga positiva en elátomo. Lamecánica newtoniana en conjunción con la ley deCoulomb predice que el ángulo de deflexión de una partículaalfa relativamente liviana por parte de un átomo de oro máspesado, depende del "parámetro de impacto" o distanciaentre la trayectoria de la partícula y el núcleo:1

(1)

Donde:

, siendo la constante dieléctrica del vacío y la cargaeléctrica del centro dispersor., es la energía cinética inicial dela partícula alfa incidente. es el parámetro de impacto.Dadoque Rutherford observó una fracción apreciable de partículas"rebotadas" para las cuales el ángulo de deflexión es cercanoa χ ≈ π, de la relación inversa a (1):

(2)

MODELO ATÓMICO DE BOHR El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un

modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico

en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos

postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico

danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden

tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos

presentaban espectros de emisión característicos (dos

problemas que eran ignorados en el modelo previo de

Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas

tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert

Einstein en 1905.

¿EN QUE CONSISTÍA EL MODELO DE NIELS BOHR?

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohrintentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en

órbitas circulares alrededor del núcleo,

ocupando la órbita de menor energía

posible, o la órbita más cercana posible al

núcleo. El electromagnetismo clásico

predecía que una partícula cargada

moviéndose de forma circular emitiría

energía por lo que los electrones deberían

colapsar sobre el núcleo en breves instantes

de tiempo. Para superar este problema Bohr

supuso que los electrones solamente se

podían mover en órbitas específicas, cada

una de las cuales caracterizada por su nivel

energético. Cada órbita puede entonces

identificarse mediante un número

entero n que toma valores desde 1 en

adelante. Este número "n" recibe el nombre

de Número Cuántico Principal.

Modelo atómico de Sommerfeld

El Modelo atómico de Sommerfeld es

un modelo atómico hecho por el físico

alemán Arnold Sommerfeld (1868-

1951) que básicamente es una

generalización relativista del modelo

atómico de Bohr (1913).

Insuficiencias del modelo de Bohr

El modelo atómico de Bohr funcionaba

muy bien para el átomo de hidrógeno,

sin embargo, en los espectros realizados

para átomos de otros elementos se

observaba que electrones de un mismo

nivel energético tenían distinta energía,

mostrando que existía un error en el

modelo. Su conclusión fue que dentro

de un mismo nivel energético existían

subniveles, es decir, energías

ligeramente diferentes. Además desde el

punto de vista teórico, Sommerfeld

había encontrado que en ciertos átomos

las velocidades de los electrones

alcanzaban una fracción apreciable de

lavelocidad de la luz. Sommerfeld

estudió la cuestión para electrones

relativistas.

[

Características del modelo

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:

l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp

l = 1 se denominarían p o principal.

l = 2 se denominarían d o diffuse.

l = 3 se denominarían f o fundamental.

EN RESUMENEn 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.

A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.

El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.

Modelo atómico de Schrödinger

El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes

La forma concreta en que surgieron de

manera natural estos subniveles, fue

incorporando órbitas elípticas y correcciones

relativistas. Así, en 1916, Arnold

Sommerfeld modificó el modelo atómico de

Bohr, en el cual los electrones sólo giraban

en órbitas circulares, al decir que también

podían girar en órbitas elípticas más complejas

y calculó los efectos relativistas.

Características del modelo

Insuficiencias del modelo

Si bien el modelo de Schrödinger

describe adecuadamente la

estructura electrónica de los

átomos, resulta incompleto en

otros aspectos:

El modelo de Schrödinger en su

formulación original no tiene en

cuenta el espín de los electrones,

esta deficiencia es corregida por

el modelo de Schrödinger-Pauli.

El modelo de Schrödinger ignora

los efectos relativistas de los

electrones rápidos.

El modelo atómico de Schrödinger concebía

originalmente los electrones como ondas de materia. Así

la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria

que describía la evolución en el tiempo y el espacio de

dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una

interpretación probabilística de la función de onda de los

electrones. Esa nueva interpretación es compatible con

los electrones concebidos como partículas casi puntuales

cuya probabilidad de presencia en una determinada

región viene dada por la integral del cuadrado de la

función de onda en una región. Es decir, en la

interpretación posterior del modelo, éste era

modelo probabilista que permitía hacer predicciones

empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de

movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por

el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de

ciertas mediciones no están determinadas por el modelo,

sino sólo el conjunto de resultados posibles y

su distribución de probabilidad.

PERIODICIDAD QUIMICA

La determinación de las

propiedades y la clasificación de

los elementos ha sido unos delos

logros más importantes de la

química. La periodicidad se

describe como una propiedad de

los elementos químicos. Indica

que lo elementos que pertenecen

a un mismo grupo o familia de la

tabla periódica

tienen propiedades muy

similares. Los elementos se

ordenan en

un arreglo sistemático, aunque no

es ideal, es muy útil

CLASIFICACIONES PERIÓDICAS

INICIALES

Los científicos ven la necesidad de

clasificar los elementos de alguna

manera

que permitiera su estudio más sistemati

zado. Para ello se tomaron como base la

s similitudes químicas y físicas de los

elementos.

El radio atómico dependeráde la distancia al núcleo delos electrones de la capa devalencia.

COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:

Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).

El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia

Es la energía requerida para remover un elemento.

Energía de ionización: citrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con el período.

Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

Johann W. Dobeneine

r:

Hace su clasificación en

grupos de tres elementos

con propiedades químicas s

imilares, llamadas triadas.

John Newlands: Organiza los elementos en

grupos de ocho u octavas,

en orden ascendente de sus pes

os atómicos y

encuentra que cada octavo ele

mento existía repetición o

similitud entre las propiedades

químicas de algunos de ellos.

Dimitri Mendeleievy Lothar Meyer:

Clasifican lo elementos en

orden ascendente de los pesos

atómicos. Estos se distribuyen

en ocho grupos, de tal manera

que aquellos de propiedades

similares quedaban ubicados

en el mismo grupo.

CLASIFICACIONES PERIODICAS INICIALES (TABLA)

TABLA PERIÓDICA ACTUAL

En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos

con rayos x determinó los números atómicos de los elementos

y con estos creó una nueva organización para los elementos.

Ley periódica

" Las propiedades químicas de los elementos son función

periódica de sus números atómicos "Lo que significa que

cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en

forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades q

uímicas similares y propiedades físicas que varían

periódicamente.

TABLA PERIODICA ACTUAL

ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIODICA

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos

A

y grupos B

.Los elementos de los grupos A

se conocen como elementos representativos

y los de los grupos B

como elementos de transición

.

Los elementos de transición internao tierras raras se colocan aparte en latabla periódica en dos grupos de 14elementos, llamadas series

lantánida

y actínida.

La tabla periódica permite clasificara los elementos en metales, nometales y gases nobles.

Una línea diagonal quebrada ubicaal lado izquierdo a los metales y allado derecho a los no metales.

Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución

electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de

valencia el grupo.

Elementos representativos:

Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución

electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los

electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

Grupo IA: Alcalinos Grupo

IIA Alcalinotérreos Grupo

VIIA: Halógenos Grupo

VIIIA: Gases nobles

C:\Users\JOSE LUIS\Documents\crucigrama2.htm

RADIO ATÓMICO

El radio atómico esta definido como la mitad

de la distancia entre dos núcleos de dos átomos

adyacentes. Diferentes propiedades físicas,

densidad, punto de fusión, punto de ebullición,

estos están relacionadas con el tamaño de los

átomos. Identifica la distancia que existe entre

el núcleo y el orbita las externo de un átomo.

Por medio del radio atómico, es posible

determinar el tamaño del átomo.

Propiedades

En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la

cantidad de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio

atómico es mayor.

En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar el número

atómico (Z), hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce

el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo

así la distancia entre el núcleo y los electrones.

El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre

núcleos de átomos "vecinos" en una molécula es la suma de sus radios

covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre

núcleos de átomos "vecinos" en cristales metálicos. Usualmente, por radio

atómico se ha de entender radio covalente. Es inversamente proporcional

con el átomo.

Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida

que aumenta el número atómico. Al aumentar el

número atómico, Z, muchas de las propiedades

fisicoquímicas de los elementos varían de forma

periódica. Una de ellas es el radio atómico, que se

obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre

los átomos.

El radio atómico es la distancia entre el núcleo del

átomo y el electrón estable más alejado del mismo.

Se suele medir en picómetros (1 pm=10–12 m) o

Angstroms (1 Å=10–10 m).

Al ser los núcleos y los

electrones partículas

cuánticas, sometidas al

principio de indeterminación

de Heisenberg, las medidas

directas de distancias no

pueden tener sino un

significado estadístico.

Convencionalmente, se

define como la mitad de la

distancia existente entre los

centros de dos átomos

enlazados, y dependiendo de

ese enlace podremos hablar

de radios atómicos, iónicos,

metálicos

VARIACIÓN RADIO ATÓMICO

En función del tipo de

enlace químico se definen

también otros radios como

el covalente (generalmente

para elementos no

metálicos) y el iónico (para

elementos metálicos).

Situados ahora en la tabla

periódica, una sencilla regla

mnemotécnica para recordar

el modo en que aumenta el

radio atómico es la

siguiente:

C:\Users\JOSE

LUIS\Documents\cuestiona

rio4.htm

El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.

La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el mismo, el radio disminuye.

Paralelamente a esto, en cada período aumenta en una unidad el número de capas en el que se distribuyen los electrones del átomo, de manera que los átomos de los elementos de mayor período tienen mayor radio.

La estructura de Lewis, tambiénllamada diagrama de punto, modelode Lewis o representación de Lewis,es una representación gráfica quemuestra los enlaces entrelos átomos de una molécula y lospares de electrones solitarios quepuedan existir.

Esta representación se usa para saberla cantidad de electrones de valenciade un elemento que interactúan conotros o entre su misma especie,formando enlaces ya sea simples,dobles, o triples y estos se encuentraníntimamente en relación con losenlaces químicos entre las moléculasy su geometría molecular, y ladistancia que hay entre cada enlaceformado.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece

Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.

Diagrama de puntos en estructura de Lewis,

entre carbono C, hidrógeno H, Gy oxígeno O, representados según la

estructura de Lewis.

EJEMPLO DEL DIAGRAMA DE ESTRUCTURA

DE LEWIS

Las moléculas más simples, entre lascuales se encuentran las moléculasorgánicas, deben presentar un átomocentral, en algunos casos el átomocentral es el carbono debido a su bajaelectronegatividad, luego éste quedarodeado por los demás átomos de lasotras moléculas. En moléculascompuestas por varios átomos de unmismo elemento y un átomo de otroelemento distinto, éste último seutiliza como el átomo central, lo cualse representa en este diagrama con 4átomos de hidrógeno y uno de silicio.El hidrógeno también es un elementoextenuante, puesto que no debe ircomo átomo central.

En algunos casos es difícil determinarel átomo central, en general cuandotodos los átomos de los elementos delcompuesto aparecen más de una vez.

reacción de átomos de hidrógeno ysilicio en modelo de Lewis.

La regla del octeto, establece que los

átomos se enlazan unos a otros en el

intento de completar su capa de valencia

(última capa de la electrosfera). La

denominación “regla del octeto” surgió en

razón de la cantidad establecida de

electrones para la estabilidad de un

elemento, o sea, el átomo queda estable

cuando presenta en su capa de valencia 8

electrones. Para alcanzar tal estabilidad

sugerida por la regla del octeto, cada

elemento precisa ganar o perder

(compartir) electrones en los enlaces

químicos, de esa forma ellos adquieren

ocho electrones en la capa de valencia.

Veamos que los átomos de oxígeno se

enlazan para alcanzar la estabilidad

sugerida por la regla del octeto.

La justificativa para esta regla es que las

moléculas o iones, tienden a ser más

estables cuando la capa de electrones

externa de cada uno de sus átomos está

llena con ocho electrones (configuración

de un gas noble). Es por ello que los

elementos tienden siempre a formar

enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.

Los átomos son más estables cuando

consiguen ocho electrones en la capa de

su estado de óxido, sean pares solitarios o

compartidos mediante enlaces covalentes.

Considerando que cada enlace covalente

simple aporta dos electrones a cada átomo

de la unión, al dibujar un diagrama o

estructura de Lewis, hay que evitar

asignar más de ocho electrones a cada

átomo.

En términos de las estructuras de Lewis en general, la carga formal deun átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, lasdefiniciones no estándar asumidas para el margen de beneficioutilizaron:

Cf = Nv - Ue - Bn , donde:

Cf es la carga formal.

Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.

Ue representa el número de electrones no enlazados.

Bn representa el número total de electrones de enlace, esto divididoentre dos.

La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre elnúmero de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y elnúmero de electrones que pertenecen a él en la estructura. El total delas cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.

La fórmula del ion de nitrito es NO2-

Paso uno: Escoger el átomo central. Existe sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con

menos electronegatividad, por lo que éste se convertirá en nuestro átomo central.

Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada

oxígeno posee 6, para un total de (6 x 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de -1, lo que nos indica un

electrón extra, por lo que el número total de electrones es de 18.

Paso tres: Ubicar los pares electrónicos. Cada oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa

cuatro electrones, dos en cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente

como 7 pares solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares solitarios, dándole a cada

oxígeno 8 electrones, incluyendo el par del enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el

átomo de nitrógeno.

Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a

ellos. El átomo de nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios de uno de

los oxígenos debe formar un doble enlace, y ambos átomos se unirán por un doble enlace. Puede

hacerse con cualquiera de los dos oxígenos. Por lo tanto, debemos tener una estructura de

resonancia.

Paso cinco: Dibujar la estructura. Las dos estructuras de Lewis deben ser dibujadas con un átomo de

oxígeno doblemente enlazado con el átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno en cada

estructura estará enlazado de manera simple con el átomo de nitrógeno. Ponga los corchetes

alrededor de cada estructura, y escriba la carga ( - ) en el rincón superior derecho afuera de los

corchetes. Dibuje una flecha doble entre las dos formas de resonancia.

Gilbert Newton Lewis (Weymouth, Massachusetts, 23 de octubre de 1875 -Berkeley, 23 de marzo de 1946) fisicoquímico estadounidense, famoso por su trabajo llamado "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto".

. Tuvo educación hogareña hasta esa edad y de escuela pública entre los 9 y los 14, momento en el cual ingresó en la Universidad de Nebraska para, tres años más tarde, comenzar a estudiar en la Universidad de Harvard donde mostró interés por la economía pero se concentró en química, obteniendo su bachillerato en 1896 y su doctorado en 1898. Desarrolló un intenso trabajo en cuestiones relativas principalmente a esta disciplina, publicando numerosos artículos con los resultados de sus investigaciones.

Murió a los 70 años de un ataque cardíaco mientras se encontraba trabajando en su laboratorio en Berkeley. Se le debe el estudio de los electrones periféricos de los átomos, del que dedujo, en1916, una interpretación de la covalencia; propuso, en 1926, el nombre de fotón para el cuanto de energía radiante.

Teorías sobre el enlace químico

En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos.

Historia del concepto de enlace

químico Las primeras especulaciones respecto a

la naturaleza del enlace químico son

tan tempranas como en el siglo XII. Se

suponía que ciertos tipos de especies

químicas estaban unidas entre sí por

un tipo de afinidad química.

En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría

de enlace atómico, en "Query 31" de

su Opticks, donde los átomos se unen

unos a otros por alguna "fuerza".

Específicamente, después de investigar

varias teorías populares, en boga en

aquel tiempo, de cómo los átomos se

podía unir unos a otros, por ejemplo,

"átomos enganchados", "átomos

pegados unos a otros por reposo", o

"unidos por movimientos

conspirantes“.

Teoría de los orbitales moleculares

La teoría de los orbitales

moleculares (TOM) usa una

combinación lineal de orbitales

atómicos para formar orbitales

moleculares, que abarcan la

molécula entera. Estos orbitales

son divididos frecuentemente

en orbitales

enlazantes, orbitales anti

enlazantes, y orbitales de no

enlace. Un orbital molecular es

simplemente un orbital de

Schrödinger que incluye varios,

pero frecuentemente sólo dos,

núcleos.

Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital anti enlazante, y realmente debilitará el enlace.

Enlaces en fórmulas químicas

La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícilel uso de una sola técnica para indicar los orbitales yenlaces. En la fórmula molecular, los enlaces químicos(orbitales enlazantes) entre átomos están indicados porvarios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión.Algunas veces, se desprecian completamente.

Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular deletanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede serescrito en papel como isómeros conformacionales,tridimensional, completamente bidimensional (indicandocada enlace con direcciones no tridimensionales),bidimensional comprimida (CH3–CH2–OH), separando elgrupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o susconstituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se estédiscutiendo.

Enlaces químicos

EnlaceLongitud(pm)

Energía(kJ/mol)

H — Hidrógeno

H–H 74 436

H–C 109 413

H–N 101 391

H–O 96 366

H–F 92 568

H–Cl 127 432

H–Br 141 366

DEFINICION DE ENLACES QUIMICOS

Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que

mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión

simplista del enlace localizado, el número de electrones que

participan en un enlace (o están localizados en un orbital

enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis,

respectivamente. Los números pares son comunes porque las

moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los

electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más

avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un

número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a

cada átomo involucrado en un enlace.

C:\Users\JOSE LUIS\Documents\crucigrama3.htm

Enlace iónico

Un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta

de la presencia de atracción electrostática entre los iones de

distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja

energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta

afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los

átomos capta electrones del otro. Gracias a esto se forma un

compuesto quimico simple.

Características

Algunas características de este tipode enlace son:

Ruptura de núcleo masivo.

Son sólidos de estructura cristalinaen el sistema cúbico.

Altos puntos de fusión (entre 300C o 1000 C) y ebullición.

Son enlaces resultantes de lainteracción entre los metales de losgrupos I y II y los no metales de losgrupos VI y VII.

Son solubles en agua y otrasdisoluciones acuosas.

Una vez en solución acuosa, sonexcelentes conductores deelectricidad.

En estado sólido no conducen laelectricidad. Si utilizamos unbloque de sal como parte de uncircuito en lugar del cable, elcircuito no funcionará.

Se denomina enlace iónico alenlace químico de dos o másátomos cuando éstos tienen unadiferencia deelectronegatividad de ΔEN = 2o mayor. Este tipo de enlace fuepropuesto por Walther Kosselen 1916.

En una unión de dos átomospor enlace iónico, un electrónabandona el átomo máselectropositivo y pasa a formarparte de la nube electrónica delmás electronegativo.

En la imagen del fondo podemos observar el Enlace iónico en el NaCl..

Clasificación

Los iones se clasifican en dos tipos:

a) Anión: Es un ion con carga negativa, loque significa que los átomos que loconforman tienen un exceso de electrones.Comúnmente los aniones están formadospor no metales, aunque hay ciertosaniones formados por metales y nometales. Los aniones más conocidos son(el número entre paréntesis indica lacarga):)

F(-) fluoruro.

Cl(-) cloruro.

Br(-) bromuro.

I(-) yoduro.

S(2-) sulfuro.

SO4(2-) sulfato.

NO3(-) nitrato.

PO4(3-) fosfato.

Enlace covalente no polar Cuando el enlace lo forman dos

átomos del mismo elemento, la

diferencia de electronegatividad es

cero, entonces se forma un enlace

covalente no polar. El enlace

covalente no polar se presenta

entre átomos del mismo elemento

o entre átomos con muy poca

diferencia de electronegatividad.

Un ejemplo es la molécula de

hidrógeno, la cual está formada por

dos átomos del mismo elemento,

por lo que su diferencia es cero.

Otro ejemplo, pero con átomos

diferentes, es el metano. La

electronegatividad del carbono es

2.5 y la del hidrógeno es 2.1; la

diferencia entre ellos es de 0.4

(menor de 0.5), por lo que el

enlace se considera no polar.

Además el metano es una

molécula muy simétrica, por lo

que las pequeñas diferencias de

electronegatividad en sus cuatro

enlaces se anulan entre sí.

Muchas sustancias mantienen unidas sus moléculas entre sí en el seno líquido o sólido. Esto es debido, además de las condiciones de presión y temperatura, por las fuerzas de Van der Waals. Estas se producen aún en moléculas no polares por el movimiento de los electrones a través de las moléculas; en lapsos sumamente pequeños de tiempo, los electrones de las mismas se "cargan" hacia un extremo de la molécula.

Enlace metálico

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo.

Enlace metálico en el

Cobre.

CARACTERISTICAS

Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.

Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y tienen un punto de fusión alto.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes.

La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).

Enlace por puente de

hidrógeno

Un enlace por puente de

hidrógeno o enlace de hidrógeno es

la fuerza atractiva entre un átomo

electronegativo y un átomo de

hidrógeno unido covalentemente a

otro átomo electronegativo.

PUENTES DE HIDROGENO

Resulta de la formación de

una fuerza dipolo-dipolo con un

átomo de hidrógeno unido a un

átomo de nitrógeno, oxígeno o

flúor (de ahí el nombre de "enlace

de hidrógeno", que no debe

confundirse con un enlace

covalente a átomos de

hidrógeno).

Ejemplo de enlace de

hidrógeno intermolecular en

un complejo dimétrico auto

ensamblado molecular

reportado por Meijer y

colaboradores.

ENLACE

Un átomo de hidrógeno unido a un átomo relativamente

electronegativo es un átomo donante del enlace de

hidrógeno. Este átomo electronegativo puede ser flúor,

oxígeno o nitrógeno. Un átomo electronegativo tal como el

flúor, oxígeno o nitrógeno es un aceptor de enlace de

hidrógeno, sin importar si está enlazado covalentemente o

no a un átomo de hidrógeno.

El carbono también puede participar en enlaces de

hidrógeno, cuando el átomo de carbono está enlazado a

algunos átomos electronegativos, como en el caso de

cloroformo, CHCl3.

CARACTERISTICAS

El enlace de hidrógeno suele ser descrito como una

interacción electrostática dipolo-dipolo. Sin embargo, también

tiene algunas características del enlace covalente: es

direccional, fuerte, produce distancias interatómicas menores

que la suma de los radios de van der Waals, y usualmente

involucra un número limitado de compañeros de interacción,

que puede ser interpretado como un tipo de valencia. Estas

características covalentes son más significativas cuando los

aceptores se unen a átomos de hidrógeno de donantes más

electronegativos.

PUENTE DE HIDROGENO Enlaces de hidrógeno en

el agua

El ejemplo de enlace de hidrógeno

más ubicuo,y quizás el más simple, se

encuentra entre las moléculas de agua.

En una molécula aislada de agua, el

agua contiene dos átomos de hidrógeno

y un átomo de oxígeno. Dos moléculas de

agua pueden formar un enlace de

hidrógeno entre ellas; en el caso más

simple, cuando sólo dos moléculas están

presentes, se llama dímero de agua y se

usa frecuentemente como un sistema

modelo.

Cuantas más moléculas

estén presentes, como en

el caso del agua líquida,

más enlaces son posibles,

debido a que el oxígeno de

una molécula de agua

tiene dos pares libres de

electrones, cada uno de

los cuales puede formar

un enlace de hidrógeno

con átomos de hidrógeno

de otras dos moléculas de

agua.

El elevado punto de

ebullición del agua se debe al

gran número de enlaces de

hidrógeno que cada molécula

tiene, en relación a su baja

masa molecular, y a la gran

fuerza de estos enlaces de

hidrógeno. El agua tiene puntos

de ebullición, fusión y

viscosidad muy altos,

comparados con otras

sustancias no unidas entre sí

por enlaces de hidrógeno.

TEORÍA AVANZADA DEL ENLACE DE HIDRÓGENO Más generalmente, el enlace de

hidrógeno puede ser visto como un

campo escalar electrostático dependiente

de la métrica, entre dos o más enlaces

intermoleculares. Esto es ligeramente

diferente de los estados ligados

intramoleculares de, por ejemplo, el

enlace covalente o el enlace iónico; sin

embargo, el enlace de hidrógeno sigue

siendo un fenómeno de estado ligado,

puesto que la energìa de interacción

tiene una suma neta negativa.

*

*Así, según la diferencia entre las

electronegatividades de éstos se

puede determinar

(convencionalmente) si el enlace

será, según la escala de Linus

Pauling:

* Iónico (diferencia superior o

igual a 1,7)

* Covalente polar (diferencia

entre 1,7 y 0,4)

* Covalente no polar (diferencia

inferior a 0,4).

La electronegatividad es una medida

de fuerza de atracción que ejerce un

átomo sobre los electrones de otro,

en un enlace covalente. Los

diferentes valores de

electronegatividad se clasifican

según diferentes escalas, entre ellas

la escala de Pauling y la escala de

Mulliken.

En general, los diferentes valores de

electronegatividad de los átomos

determinan el tipo de enlace que se

formará en la molécula que los

combina.

* *La electronegatividad de un átomo

determinado, esta afectada

fundamentalmente por dos

magnitudes: su masa atómica y la

distancia promedio de

los electrones de valencia con

respecto al núcleo atómico. Esta

propiedad se ha podido

correlacionar con otras

propiedades atómicas y

moleculares. Fue Linus Pauling el

investigador que propuso esta

magnitud por primera vez en el

año 1932, como un desarrollo más

de su teoría del enlace de valencia.

La electronegatividad es la medida

de la capacidad de un átomo (o de

manera menos frecuente un grupo

funcional) para atraer hacia él

los electrones, cuando forma

un enlace químico en una molécula.

*Es interesante señalar que la electronegatividad no esestrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a unátomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variarligeramente cuando varía el "entorno"3 de un mismoátomo en distintos enlaces de distintas moléculas. Lapropiedad equivalente de la electronegatividad para unátomo aislado sería la afinidad electrónica oelectroafinidad.

*Dos átomos con electronegatividades muy diferentesforman un enlace iónico. Pares de átomos con diferenciaspequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentespolares con la carga negativa en el átomo de mayorelectronegatividad.

*

* Los diferentes valores de

electronegatividad se clasifican

según diferentes escalas, entre ellas

la escala de Pauling anteriormente

aludida y la escala de Mulliken.

* En general, los diferentes valores de

electronegatividad de los átomos

determinan el tipo de enlace que se

formará en la molécula que los

combina. Así, según la diferencia

entre las electronegatividades de

éstos se puede determinar

(convencionalmente) si el enlace

será, según la escala de Linus

Pauling:

*Covalente no polar:

*Covalente polar:

* Iónico:

*Cuanto más pequeño es

el radio atómico, mayor es

la energía de ionización y

mayor la electronegatividad y

viceversa, la

electronegatividad es la

tendencia o capacidad de un

átomo, en una molécula, para

atraer hacia sí los electrones.

*

*La escala Mulliken (también llamada escala Mulliken-

Jaffe) es una escala para la electronegatividad de

los elementos químicos, desarrollada por Robert S.

Mulliken en 1934. Dicha escala se basa en

la electronegatividad Mulliken (cM) que promedia

la afinidad electrónica A.E. (magnitud que puede

relacionarse con la tendencia de un átomo a adquirir

carga negativa) y los potenciales de ionización de sus

electrones de valencia P.I. o E.I. (magnitud asociada con

la facilidad, o tendencia, de un átomo a adquirir carga

positiva). Las unidades empleadas son el kJ/mol:

*En la siguiente tabla se encuentran tabulados algunos

valores de la electronegatividad para elementos

representativos en la escala Mulliken:

Al

1,37

Ar

3,36

As

2,26

B

1,83

Be

1,99

Br

3,24

C

2,67

Ca

1,30

Cl

3,54

F

4,42

Ga

1,34

Ge

1,95

H

3,06

I

2,88

In

1,30

K

1,03

Kr

2,98

Li

1,28

Mg

1,63

N

3,08

Na

1,21

Ne

4,60

O

3,21

P

2,39

Rb

0,99

S

2,65

Sb

2,06

Se

2,51

Si

2,03

Sn

1,83

Sr

1,21

Te

2,34

Xe

2,59

*

*También hay un número

de relaciones lineales con

la energía libre que se han

usado para cuantificar

estos efectos, como la

ecuación de Hammet, que

es la más conocida.

*Grupo electronegativo

* En química orgánica, la

electronegatividad se asocia más

con diferentes grupos funcionales

que con átomos individuales. Los

términos grupo

electronegativo y sustituyente

electronegativo se pueden

considerar términos sinónimos.

Es bastante corriente distinguir

entre efecto

inductivo y resonancia, efectos

que se podrían describir en

términos de electronegatividades

σ y π, respectivamente.

*