El mundo de la Quimica

jueves, 21 de noviembre de 2013

Electronegatividad

La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento con menos electronegatividad.
La electronegatividad de un átomo determinado está 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 no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.
Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.
Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

Grupo (Vertical)

Período (Horizontal)

H
2,20

Li
0,98

Be
1,57

B
2,04

C
2,55

N
3,04

O
3,44

F
3,98

Na
0,93

Mg
1,31

Al
1,61

Si
1,90

P
2,19

S
2,57

Cl
3,16

K
0,82

Ca
1,0

Sc
1,36

Ti
1,54

V
1,63

Cr
1,66

Mn
1,55

Fe
1,83

Co
1,88

Ni
1,91

Cu
1,90

Zn
1,65

Ga
1,81

Ge
2,01

As
2,18

Se
2,55

Br
2,96

Kr
3,00

Rb
0,82

Sr
0,95

Y
1,22

Zr
1,33

Nb
1,6

Mo
2,16

Tc
1,9

Ru
2,2

Rh
2,28

Pd
2,20

Ag
1,93

Cd
1,69

In
1,78

Sn
1,8

Sb
2,05

Te
2,1

I
2,66

Xe
2,60

Cs
0,79

Ba
0,89

Hf
1,3

Ta
1,5

W
2,36

Re
1,9

Os
2,2

Ir
2,2

Pt
2,28

Au
2,54

Hg
2,00

Tl
1,62

Pb
2,33

Bi
2,02

Po
2,0

At
2,2

Rn
2,2

Fr
0,7

Ra
0,9

Uut

Uup

Uus

Uuo

Lantánidos

La
1,1

Ce
1,12

Pr
1,13

Nd
1,14

Pm
1,13

Sm
1,17

Eu
1,2

Gd
1,2

Tb
1,1

Dy
1,22

Ho
1,23

Er
1,24

Tm
1,25

Yb
1,1

Lu
1,27

Actínidos

Ac
1,1

Th
1,3

Pa
1,5

U
1,38

Np
1,36

Pu
1,28

Am
1,13

Cm
1,28

Bk
1,3

Cf
1,3

Es
1,3

Fm
1,3

Md
1,3

No
1,3

Lr
1,3

Regla del octeto

La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electro químicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

domingo, 10 de noviembre de 2013

Enlaces

Si alguna vez te preguntaste qué es el enlace químico, hoy vamos a ver a qué nos referimos cuando hablamos de enlace químico.
Un enlace químico es la fuerza que existe entre dos o más átomos, esta fuerza es justamente lo que mantiene unidos a ambos átomos para formar las moléculas, pero es importante saber que, para enlazarse entre sí, los átomos deben ceder, aceptar o compartir electrones.
Son justamente los electrones de valencia los que determinarán el tipo de enlace químico que unirá a la molécula, es decir que, según los electrones de valencia podremos saber a grandes rasgos de que forma se unirá un átomo a otro, y qué características tendrá dicho enlace.

En principio se destacan cuatro grandes tipos de enlaces químicos, por un lado encontramos al enlace iónico, por otro el enlace covalente, seguido del covalente coordinado, y luego también contamos con el enlace metálico. A continuación veremos una breve descripción sobre cada uno de los tipos de enlaces químicos:

Enlace iónico: el enlace iónico se basa en la atracción electrostática que ocurre entre átomos que tienen cargas eléctricas opuestas entre sí, por lo que suele darse en átomos poco electronegativos y átomos muy electronegativos, además claro de que uno deberá ser capaz de ceder electrones, y el otro de aceptarlos, como por ejemplo el cloruro de sodio es un elemento con enlace iónico.

Enlace covalente: cuando dos o más átomos se unen en busca de aproximarse a un octeto estable, estos comparten los electrones de su último nivel porque la diferencia de electro negatividad no es suficiente para que uno ceda y el otro acepte. Así existe un par de electrones que es cedido por ambos átomos.
Enlace covalente coordinado: la diferencia con el enlace covalente, es que el par de electrones compartido pertenece únicamente a uno de los dos –o más- átomos.

Enlace metálico: si pensamos en los sólidos, uno de los primeros conceptos que aprendemos, es que las moléculas, y sus átomos, tienden a estar muy cercanos, muy próximos entre sí. Precisamente esto es lo que ocurre en los enlaces metálicos, se trata de un enlace químico que mantiene unidos a los átomos de los metales entre sí, produciendo una serie de estructuras realmente compactas en la que todos los átomos terminan compartiendo todos sus electrones de valencia.

Estructura de Lewis

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante para predecir estabilidades relativas.
Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.
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.

Ejemplo del diagrama de puntos en estructura de Lewis, entre carbono C, hidrógeno H, y oxígeno O, representados según la estructura de Lewis.

Configuración electrónica

Es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

Distribución electrónica

Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:

	s	p	d	f
n = 1	1s
n = 2	2s	2p
n = 3	3s	3p	3d
n = 4	4s	4p	4d	4f
n = 5	5s	5p	5d	5f
n = 6	6s	6p	6d
n = 7	7s	7p

Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):

1s	2s	2p 3s	3p 4s	3d 4p 5s	4d 5p 6s	4f 5d 6p 7s	5f 6d 7p

Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau que significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de configuración electrónica. Puede formularse como:

sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía.

Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 o 2 electrones. El subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10 electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de los electrones. Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor energía y cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla:

	s	p	d	f
n = 1	2
n = 2	2	6
n = 3	2	6	10
n = 4	2	6	10	14
n = 5	2	6	10	14
n = 6	2	6	10
n = 7	2	6

Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.

1s²	2s²	2p⁶ 3s²	3p⁶ 4s²	3d¹⁰ 4p⁶ 5s²	4d¹⁰ 5p⁶ 6s²	4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s²	5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

Para determinar la configuración electrónica de un elemento, basta con calcular cuántos electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un elemento con número atómico mayor tiene un electrón más que el elemento que lo precede. El subnivel de energía aumenta de esta manera:

Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energía.

Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transición al ubicarnos en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón dando así una configuración fuera de lo común.
Electron orbitals.svg

Predicción de fórmulas mediantes el uso de la tabla periódica

Permite separar los diferentes elementos químicos por sus propiedades
físicas y químicas.
Metales, no metales y semimetales

Metales	No metales	semimetales
Se encuentran en la zona izquierda y central de la tabla.	Se encuentran en la zona superior derecha de la tabla.	Se encuentran entre los metales y no metales
Son buenos conductores de calor y la electricidad. Son sólidos a excepción del mercurio que es líquido. Tienen brillo. Con el oxígeno forman óxidos metálicos.	Son malos conductores de la electricidad y el calor. Son de baja densidad, y se derriten a bajas temperaturas. Su forma puede ser alterada fácilmente, ya que tienden a ser frágiles. No tienen brillo.	Son sólidos a temperatura ambiente se los puede utilizar como semiconductores. Presentar un comportamiento intermedio entre los metales y los no metales

Disposición de los elementos en la Tabla Periódica

Metales alcalinos.- Corresponden a la familia IA de la Tabla Periódica, con excepción del hidrógeno que no es un metal. Presentan mayor carácter metálico que se incrementa con su número atómico. Son blandos, brillantes y reactivos, no se encuentra en estado elemental, solo combinados. Reaccionan violentamente con el agua y se conservan en aceite mineral o gasóleo.

Metales alcalinotérreos.- Están en el grupo IIA. Son menos reactivos que los alcalinos. Son de baja densidad, coloreados y blandos. Su flama presenta una coloración característica, que permite identificarlos por análisis cualitativo.

Metales térreos.- Son reactivos, no se encuentran en estado libre, sino formando generalmente óxidos o hidróxidos. El boro se diferencia por que es un semimetal. El aluminio es el más abundante en la tierra, es ligero. Junto con el Mg forman el duraluminio que se usa en la Aeronáutica.

Metales de transición.- Se ubican en la zona central de la Tabla Periódica. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Algunos elementos representativos de este grupo son el hierro, cobalto, níquel, mercurio, cobre, entre otros.

Halógenos.-Elementos del grupo VII A. Tienen mayor carácter no metálico. Forman compuestos con la mayoría de los elementos. Su carácter no metálico disminuye al aumentar el numero atómico. De este grupo, el flúor y el cloro son gases, el bromo es el único no metal líquido y el yodo es sólido.

Gases nobles.- Se encuentran el el grupo VIII A. Son gases monoatómicos, incoloros, poco reactivos y rara vez se combinan con otros elementos.

El kriptón y xenón reaccionan con el oxígeno y el flúor para formar algunos compuestos