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MATERIA

 

MATERIA

1.     ESTRUCTURA INTERNA DE LA MATERIA:

La química  es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades, sus transformaciones y los productos que se obtienen a partir de las mismas. Todo el universo está compuesto de materia, desde nuestro cuerpo hasta las estrellas y los planetas.

Desde la antigüedad, las personas dedicadas al estudio de la naturaleza se han cuestionado acerca dela composición, estructura y propiedades de la materia. También acerca de lo que ocurre si se combinan o se hacen reaccionar diferentes tipos de materia.

1.1.                  Primeras ideas de la composición de la materia

Probablemente, las primeras preguntas que surgieron entorno a la materia eran del tipo: ¿de que esta hecho esto?,¿Por qué se quema? O, ¿porque tiene este color? La curiosidad innata del ser humano y su afán de saber de qué está compuesto el mundo que lo rodea, junto con los aportes de muchos hombres y mujeres a través de la historia de la humanidad, han permitido la construcción y el desarrollo del conocimiento general y particular de la  química.

Entre los primeros pensadores griegos, se destacan Tales y Anaxímenes, originarios de una ciudad llamada Mileto y conocidos como ¨los Milesios¨, quienes afirmaban que el principio de todo era el agua y el aire respectivamente Heráclito, por su parte, consideraba que el elemento fundamental era el fuego, y Empédocles agrego a los anteriores un cuarto elemento: tierra así se constituyó la teoría de los cuatro elementos, según la cual la tierra, el agua, el aire y el fuego se combinaban para conformar la materia y definían las cualidades fundamentales de los cuerpos. Estas ideas fueron aceptadas años más tarde  por Aristóteles, quien hizo que perduraran por miles de años.

1.2.                  El átomo en la antigüedad:

En el siglo v a.c Leucipo y su discípulo Demócrito, filósofos griegos, introdujeron el concepto de átomo como partícula indivisible para explicar la estructura de la materia. A Leucipo se le atribuye la idea básica de que la materia está conformada por átomos, por eso es considerado el fundador de la escuela la atomista, si bien es cierto que fue Demócrito  quien consolido la existencia del átomo y desarrollo la teoría discontinua de la materia. Según esta teoría, la materia podía dividirse en partículas cada vez más pequeño hasta llegar  al tamaño diminuto indivisible de los átomos. Estos se movían todo el tiempo en un espacio infinito, llamado vacío. Según Demócrito, todos los átomos eran sólidos, indivisibles, indestructibles, eternos; y las diferentes formas de la materia se debían a la reorganización de los átomos.

La influencia de Aristóteles

Las ideas de Leucipo y Demócrito no recibieron el apoyo de los pensadores de la época que creían en la teoría de Aristóteles, a quien consideraban sabio.  Esto disminuyo y detuvo, por varios siglos, el estudio sobre la composición de la materia, hasta que Galileo (1564-1642), un matemático italiano, retomo el estudio de las teorías de Aristóteles y demostró experimentalmente que no eran válidas. Galileo  propuso a los científicos de su época que solo consideraran valida una teoría si lograban demostrarla y así surgió la ciencia experimental gracias a la cual revivió la teoría atomista.

1.3 teoría atómica de Dalton

A comienzos del siglo XIX, dos mil doscientos   años  después de Leucipo  y Demócrito, el científico inglés John  Dalton retomó las ideas acerca del átomo y las replanteó con base en resultados experimentales, siguiendo la sugerencia de Galileo. Este acercamiento es lo que se conoce como la teoría atómica de Dalton, la cual se resume en los siguientes postulados

  •  La materia está formada por partículas compactas indivisibles llamadas átomos.
  •  Los átomos son esferas compactas e indivisibles.
  •  Los átomos  de un mismo elemento simple tienen igual masa y otras características
  •  Los átomos de un elemento simple, difieren masa, tamaño y otras características de los átomos de cualquier otro elemento simple.
  •  Los átomos son las unidades básicas de la materia que se combinan formando moléculas, generando cambios químicos.
  •  En un cambio químico, los átomos no se crean ni destruyen sino que se reordenan
  • Existe un número limitado de átomos y, a partir de las combinaciones entre ellos, se forman todas las sustancias
  • La combinación química se efectúa cuando diferentes tipos de átomos se unen en proporciones numéricas simples y constantes para formar compuestos
  •  Los átomos de un elemento no pueden transformarse en átomos de otro elemento durante un cambio químico.

Actualmente, algunos postulados como la indivisibilidad del átomo han sido reformulados .sin embargo, teoría atómica de Dalton permitió grandes avances en el siglo XIX y facilitó a los químicos de la época determinar cómo estaban constituidos muchos compuestos.

 El descubrimiento del átomo como partícula divisible

Dos fenómenos fueron fundamentales para demostrar  que el modelo atómico propuesto por Leucipo, Demócrito y Dalton en el que se consideraba que el átomo  como una partícula indivisible  y la más pequeña que podría encontrase necesitada de ajustes: la electricidad y la radiactividad.

Al descubrir la electricidad, se halló que había dos tipos de cargas eléctricas: las positivas y las negativas, y que la electricidad se relacionaba con el magnetismo, es decir, con la capacidad de un objeto de tener fuerza de atracción o repulsión hacia otro.

Michael Faraday, un físico-químico de origen inglés, fue el primero en mencionar dicha relación entre electricidad y magnetismo con sus experimentos de electrolisis. La electrolisis es el proceso mediante el cual se separa un compuesto en los elementos que lo conforman, utilizando la electricidad. Al poner en práctica estas técnicas se descubrieron partículas aún más pequeñas que el átomo, llamadas  partículas subatómicas. Las más importantes son los  electrones,  los protones y los  neutrones: los  electrones  son partículas subatómicas cargadas negativamente, los  protones  son partículas  subatómicas cargadas positiva mente  y los  neutrones  son partículas subatómicas sin carga. Con estos descubrimientos surgió entonces la idea de la naturaleza eléctrica del átomo.

1.4: Descubrimiento del electrón.

El electrón fue descubierto cuando intento explicar el origen de las partículas que se formaban  durante la conducción de la corriente eléctrica, en unas sustancias  conocidas como electrolitos. Los   electrolitos son compuestos que conducen la electricidad cuando están disueltos  en agua. los científicos de la época observaron que luego de la electrolisis, se generaban  fragmentos con carga eléctrica de distinto tipo, a los cuales llamaron iones. Estos  experimentos permitieron concluir que la materia estaba asociada con cargas eléctricas.

El experimento clave para esto fue el de los rayos catódicos. Los   rayos  son radiaciones que se producen cuando algunos gases se someten a altos voltajes en instrumentos llamados   tubos de descarga. Los tubos de descarga  son hechos de vidrio y constan de dos electrodos, uno positivo (ánodo) y uno negativo (cátodo), conectados a altos voltajes. Al inyectar un gas dentro del tubo, se observo como los rayos se desplazaban en línea recta desde el cátodo hasta el ánodo.

 

 

  • Thomson y los rayos de descarga.

Joseph Thomson, físico británico, realizó experimentos con tubos  de descarga que  le permitieron darse cuenta de que los rayos catódicos tenían carga eléctrica negativa y masa. Así que los rayos catódicos eran haces de electrones, como los llamo Thomson. Al colocar un campo  magnético generado por un imán, estos rayos se desvían  de su trayectoria rectilínea, preferentemente hacia el lado positivo  del imán, Lo que sugería  que estos rayos  tenían carga eléctrica negativa. Cuando   Thomson  interponía un objeto  en forma de cruz, se proyectaba la sombra de esta,  lo que sugería  que los rayos catódicos. Con estos experimentos, encontró la relación entre la carga  y la masa del electrón,   tenían masa  del electrón, midiendo la relación entre la desviación del haz  de electrones  bajo influencia de un campo magnético, con un imán,  y web campo electrónico.

Como los rayos  son invisibles, se necesita de un sistema  de  detección para seguir su movimiento. Para esto se utilizan  algunos materiales como el vidrio  que emite luz bajo la influencia  de  dichos rayos catódicos, es decir, materiales,   fluorescentes. Los experimentos de Thomson tuvieron gran transcendencia  en el desarrollo de la televisión ,puesto que muchas de las pantallas  de los televisores  tradicionales, antes de la  etapa  del LCD y el plasma eran a base  de tubos de rayos catódicos  y la imagen de la televisión  no era otra cosa  que la fluorescencia  de la pantalla.

 

1.5 Descubrimiento del protón.

En la  misma  época  en  que  Thomson  hizo  estos  descubrimientos,  el  físico  alemán  Eugen  Golstein  observó  que  detrás  del  cátodo   se  producía  unos  rayos  a  los que  llamo rayos canales o rayos anódicos y que, bajo  la  influencia del  campo magnético, se  desvían asentido  opuesto  o  los  rayos  catódicos, es decir, hacia    la parte negativa. El  nombre  de rayos  canales surgió porque dichos rayos tenían  la propiedad de atravesar pequeñas perforaciones del cátodo. Tales  rayos se encontraban formados por  partículas  cargadas  positivamente a los que Golstein  denomino protones.

Golstein  encontró  que la masa y la carga de las partículas que  constituían los  rayos variaban según el gas en cerrado en él tuvo, contrario a lo que sucedía  con los rayos catódicos  descritos por Thomson: en el haz de electrones que hacían parte de cada rayo, no se veía afectada   ni la masa ni la carga al cambiar  el gas encerrado en él tubo.

1.6 teoría atómica de Thomson 

Con el descubrimiento  del electrón y el protón quedaba   atrás  la  idea  del  átomo   como  una  partícula indivisible  concebida   por  Leucipo,  Demócrito y   Dalton.  Thomson  propuso   entonces   que  el  átomo se consistía   de  electrones   y  protones  en  la  misma   proporción, de  tal  forma   que  era   eléctricamente   neutro. En    el  modelo  de Thomson.  Conocido como modelo   de  pastel  de   pasas,  el  átomo  estaba  constituida   por  una  esfera   compacta  con   distribución  continua  de  protones,  cargados   positivamente,   y  de electrones, cargados negativamente, incrustados   dentro  de  la  esfera    positiva(  como  uvas  pasas  dentro   del  pastel).En  el  modelo  de Thomson,  se  concebía a los  electrones como partículas que se podían extraerse de esa esfera positiva, como quitarle las uvas pasas a el pastel. A pesar de las limitaciones  del modelo propuesto por Thomson, en esa época tanto en Alemania como Inglaterra se empezó a generar  una nueva etapa del conocimiento acerca de la composición de la materia y otros científicos europeos se unieron a las investigaciones.

1.7 Los aportes de la radiactividad.

El descubrimiento del fenómeno de la radiactividad también ayudo a comprender mejor  el comportamiento  de ciertos átomos. Henri Becquerel, científico francés, descubrió accidentalmente, que algunos átomos emitían partículas que traspasaban medios opacos, producían fluorescencia y velaban placas fotográficas. La anécdota  de su experiencia es muy ilustrativa sobre las cosas que pueden ocurrir en el quehacer  científico: Becquerel experimentaba con sales de uranio para ver su fluorescencia. Un día  opaco, dejo las sales de uranio en un cajón de su escritorio  y en otro unas placas fotográficas. Estaban veladas sin recibir luz solar  y esto lo cuestiono  profundamente, hasta llevarlo a deducir  que las sales de uranio emitían algún tipo de radiación espontanea. Así como Becquerel descubrió la radiactividad, es decir, la capacidad  de algún elemento de emitir radiación sin tener en mente un experimento establecido para cumplir ese objetivo, se han hecho muchos descubrimientos en el universo, gracias  a esa constante curiosidad del ser humano y su afán por comprender los fenómenos que suceden a su alrededor.

El nombre de radiactividad ,para referirse  al fenómeno descubierto Becquerel, fue puesto posteriormente por  Marie Curie, una científica que, junto a su esposo  Pierre, descubrió otros elementos radiactivos a los que llamaron radio y polonio ;este último  en honor a Polonia ,el país de origen  de Marie. Los tres científicos se hicieron merecedores del premio  Nobel de física  en 1903 por sus hallazgos en este campo. Gracias a los  estudios de los esposos Curie, se llegó a plantear  que la radiactividad era una propiedad  de los átomos ,puesto que la cantidad  de  energía  emitida por estos  era proporcional  a la cantidad  de elemento radiactivo presente en la muestra .Marie Curie fue una de las primeras mujeres  científicas que contribuyo  ampliamente a el avance  de la química y la física. Fundó el  instituto    Curie que sigue  uno de los pioneros  en la investigación  actualmente en Francia.

1.8 Clases de radiación

Después del descubrimiento de los elementos  de los elementos radiactivos, el científico  Ernest  Rutherford, estudiante de Thomson  en Inglaterra, descubrió que había  tres clases de radiaciones, mediante  el diseño de un instrumento  para poder visualizarlas.

Las clases de radiación que descubrió son:

Radiaciones alfa: presentaban la desviación esperada para una partícula de carga positiva.

Radiaciones beta: presentaban la desviación esperada para una partícula de carga negativa.

Radiaciones gama: no experimentaban  ninguna desviación.se dedujo que eran radiaciones  de misma  naturaleza de la luz.

Por su labor, Rutherford, se considera el padre de la física nuclear.

1.9 teoría  atómica de Rutherford.

Además de clasificar las radiaciones de alfa, beta  y gama, Ernest Rutherford también realizo experimentos para probar el modelo atómico de su profesor Thomson. Uno de ellos consistía en impactar  una laminilla delgada de oro con partículas alfa provenientes de una fuente radiactiva. Detrás de la lámina de oro, coloco una pantalla  cubierta de zinc para así poder observar la dispersión de estas partículas.

En este experimento observo:

1. unas partículas alfa seguían su trayectoria en línea recta.

2. otras partículas se desvían con ángulos mayores de 90 grados.

3. Otras partículas rebotaban, lo que sugería  que la materia  no se distribuía uniformemente alrededor del átomo, sino que existía una zona central donde se concentraba la mayor parte de la  masa y todas las cargas positivas, a la que llamo núcleo.

Con base en sus observaciones, Rutherford planteo que las partículas que no se desvían, no se chocaban contra este núcleo positivo.las que desvían, pasan cerca del núcleo y la que rebotaban  se chocaban  de frente contra él. El modelo de Thomson  no podía explicar la emisión de partículas  alfa por átomos radiactivos, que suponía una región  dentro del átomo con alta concentración  de cargas v positivas, por lo que fue remplazado  por el modelo de Rutherford  con los siguientes postulados:

1. Los núcleos  de los átomos  son regiones  centrales pequeñas cargadas positivamente donde se concentra su masa.

2. Los electrones se mueven alrededor  del núcleo, en forma similar  a como se mueven  los planetas alrededor del sol  y al moverse, contrarrestan la carga positiva del núcleo.

Este modelo, propuesto  por Rutherford  podía explicar  la existencia  de una parte del átomo  donde se concentraban las cargas positivas, es decir, el núcleo atómico. Rutherford  calculo  el tamaño  del átomo y de su  núcleo y dedujo  que el tamaño  del núcleo  era casi cien mil veces menor que le radio  del átomo .al observar estas diferencias ,sugirió  la existencia  de  un espacio  vacío y amplio  dentro de la organización  atómica de la materia .igualmente ,dedujo que el átomo  era neutro  puesto que las  cargas  positivas  se neutralizaban  con las negativas  entre sí, sin embargo, su modelo no permitía  explicar las diferencia entre las masa y la carga eléctrica de los átomos, ya que el numero de protones  necesarios  para justificar  la carga no era el mismo para justificar la masa. Por ello, pensó en la presencia  de otras partículas que deberían  tener masa similar  a la del protón y carecer de carga  eléctrica; fue así como llego  al descubrimiento del neutrón.

1.10 descubrimiento del neutrón.

En 1932, james

 

1.10 Descubrimiento del neutrón

En 1.932 James Chadwick, físico inglés, alumno de Rutherford, descubrió la tercera partícula fundamental del átomo: el neutrón. Chadwick bombardeó átomos de berilio con partículas alfa de alta energía, provenientes del polonio y encontró como resultado de su experimento unas partículas carentes de carga eléctrica a los que llamó neutrones. Debido a que no tenían carga eléctrica, era difícil detectarlos y por eso recurrió a establecer los efectos producidos sobre otras partículas, interponiendo en la trayectoria de estas partículas “invisibles” provenientes del berilio, una placa de parafina; y así mismo, intercalo otras sustancias. También propuso que la masa del neutrón debería ser similar a la del protón, lo cual posteriormente se comprobó.

1.10.1  Número atómico

Gracias a los descubrimientos del protón y el neutrón se definió el número atómico como el número de protones que tiene el núcleo de un átomo, y se representó desde entonces con la letra Z. Ya que el átomo no tiene carga, se entendía que el número de protones reflejaría el número de electrones. Así, por ejemplo, para él hidrogeno que tiene un protón, el numero atómico  (Z) es 1 y, por lo tanto, tendría 1 electrón. Cada elemento tiene un número atómico característico, así que todos los átomos de un mismo elemento tendrán el mismo Z.

1.10.2 Masa atómica

La masa atómica o número de masa es la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo y se representan por la letra A.

A=Z+N

DONDE:

A=masa atómica,

Z=numero atómico,

N=numero de neutrones

Por ejemplo, el elemento calcio contiene 20 protones (Z) y 20 neutrones (N) en su núcleo, entonces la masa atómica será 40.

Los isótopos

Los isótopos son átomos del mismo elemento que presentan igual número atómico, pero diferente masa atómica debido  a que tienen diferente cantidad de neutrones. Si no existe un buen balance entre el número de protones y neutrones, la falta de estabilidad nuclear hace que el isótopo sea radiactivo.

Inconsistencias del modelo de Rutherford

El modelo atómico de Rutherford es uno de los más explicativos para describir la confirmación del átomo pero a pesar de sus grandes contribuciones, genera algunas preguntas como: ¿Por qué los electrones no caen o se aproximan al núcleo? Es decir, como se explica  que las cargas negativas no son atraídas por las positivas que se encuentran en el núcleo, si según la teoría  electromagnética clásica propuesta por Maxwell, se esperaría que el electrón, al girar alrededor del núcleo terminara cayendo sobre este. Otro cuestionamiento que surgió con el modelo de Rutherford fue: ¿Por qué los protones no se repelen entre sí aunque todos son positivos?

1.11 Teoría moderna sobre la materia

El físico alemán Max Planck provoco cambios muy significativos en la física con sus investigaciones. Propuso que los electrones emitían o absorbían energía discontinuamente en forma de paquetes de energía que denomino cuantos del latín quantum que significa “cantidad elemental”; actualmente son mas conocidos como fotones.

En 1.905, Albert Einstein, físico de origen alemán y posteriormente nacionalizado en Estados Unidos, colaboro en los estudios de Planck y, basándose en ellos, demostró que los paquetes de energía o cuantos emitidos o absorbidos por una partícula cargada, eran proporcionales a la frecuencia de la luz o radiación. Con estas investigaciones Einstein explico el efecto fotoeléctrico, proceso por el cual se liberan electrones de un material a causa de la radiación. De estos aportes surgió la mecánica cuántica, que intenta explicar el comportamiento  de la materia a nivel subatómico. Tanto Einstein como Planck recibieron el premio novel por sus trabajos.

1.12 Teoría atómica de Bohr

En 1.913, el físico Danés Niels Bohr basándose en el modelo de su maestro Rutherford, y conociendo los trabajos de Planck y Einstein, planteó un nuevo modelo sobre el átomo según los siguientes postulados:

  1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas de energía, a una distancia fija de este. Llamo a estas orbitas niveles de energía, que se representan con la letra n.
  2. El electrón no absorbe ni emite energía, si se encuentra en un nivel estable.
  3. Los electrones pueden pasar de un nivel de energía a otro, así que pueden así que pueden absorber o emitir energía. Cuando descienden de nivel absorben una cantidad de energía que es dada por la diferencia de energía entre los dos niveles. Para pasar a un nivel de energía inferior, deben liberar la cantidad de energía sobrante y esta energía se percibe en forma de luz o calor. Esta cantidad energía que gana o pierde el electrón equivale a un cuanto de energía.

Durante esta época, las discusiones científicas entre Amigos como Bohr y Einstein fueron famosas. Einstein creaba en su mente un experimento y lo comentaba a Bohr, quien generalmente le discutía alguno de sus planteamientos. De esas tertulias científicas surgieron las grandes ideas para el avance de la mecánica cuántica.

1.12.1 Experimento de Bohr y su teoría atómica

La luz blanca se compone de todos los colores, desde el violeta hasta el rojo y cada color  emite una energía que se conoce como espectro de emisión. Cuando la luz se hace pasar a través de un prisma de vidrio, se descompone en un espectro continuo de colores a longitudes de onda que nuestros ojos pueden percibir que se conoce como luz visible. Cada color tiene una frecuencia y una longitud de onda especificas. Cuando se utiliza un tubo de rayos catódicos con un gas en su interior, el espectro es diferente, ya que no se observa la descomposición en colores como la de la luz blanca, sino en líneas de color distantes entre si, por lo cual recibe el nombre de espectro de líneas. Cada elemento químico emite un espectro característico que lo diferencia de otros. Entonces, la diferencia entre el espectro generado por la luz blanca y el espectro generado por un elemento químico consiste en que el  primero es un espectro continuo y el segundo que es un espectro discontinuo.

1.12.2  Interpretación de líneas espectrales

Para explicar las líneas espectrales, Bohr sugirió que las líneas del espectro de un átomo correspondían a un salto entre dos niveles de energía. Como cada átomo tiene una cantidad de niveles definida, los electrones emiten en cada caída una radiación diferente, lo que genera varios tipos de luz. Esto llevo a Bohr a sugerir que cada átomo  tiene un espectro  característico que lo hace identificable. Como los electrones tienen una cantidad de energía establecida, expresada en las líneas del espectro, Bohr pensó que los electrones se pueden mover alrededor del núcleo solo a distancias que corresponden a dichas cantidades de energía. A   las distancias espaciales en las que los electrones se pueden mover, les llamo, niveles de energía. Estos  niveles energéticos son como los peldaños de una escalera: para subir o bajar, hay que apoyarse en un peldaño, nunca en los espacios intermedios. Estos niveles energéticos son estacionarios, entonces mientras que el electrón se  encuentre en alguno de ellos no emite energía. El estado de energía mas bajo, es decir, el primer peldaño de la escalera, se llama estado basal o fundamental. Cuando el electrón pasa a otro nivel de energía superior se le llama estado excitado.

1.12.3 Modelo atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr se ajusto perfectamente al átomo de hidrogeno que constaba

De un electrón y describió el átomo de la siguiente forma:

  • El átomo tiene un núcleo central, donde se concentra casi la totalidad de su masa. allí

Se encuentran los protones y los neutrones.

  • En los átomos, existe un número de niveles de energía(N) y se indica por números enteros 1, 2,3 y así sucesivamente desde el núcleo hacia afuera.la energía de cada nivel va aumentando conforme aumenta el número de nivel.
  • Al absorber energía, un electrón se mueve de un nivel de baja energía a alta energía, que equivale a pasar de un nivel de N menor a un N más grande.
  • Al pasar de un nivel de alta energía a baja energía, es decir, pasar de un N grande a un N menor electrón emite energía.
  • En cada nivel de energía solo puede haber un número limitado de electrones.

Un ejemplo ilustrativo del modelo es un edificio con pisos definidos  o limitados que representarían cada nivel de energía. Si tú quieres subir del primer piso al segundo, absorbes energía, pero cuando bajas estas liberando, así mismo sucede con los electrones.

Cuando propuso su modelo, Bohr fue considerado como un científico con ideas revolucionarias, pues ponía en duda las leyes clásicas de Newton y sugería la existencia de nuevas leyes, basado en los trabajos de Einstein y Planck. El trabajo de Bohr fue generalmente teórico, pero no por eso por eso perdió valides y vitalidad entre los científicos de la época. En 1922, Niels Bohr recibió el premio nobel de física por su investigación acerca de la estructura de los átomos y la radiación que emanan.

1.13 Visión moderna del átomo.

Los avances en el campo de la física exigieron modificaciones al modelo atómico de Bohr. En 1916 el física alemán Arnold Sommerfen observo que en un mismo nivel energético, existían electrones de diferente energía lo que sugería que había subniveles dentro del nivel de energía y modifico el modelo atómico de Bohr, donde los electrones se encontraban en orbitas circulares en lugar de orbitas elípticas. Con este modelo  modificado se sentaban las bases de la física cuántica clásica. En 1924, el científico francés Luis Brogli propuso que toda partícula en movimiento generaba un  comportamiento endulatorio, de manera que los electrones no giraban en  orbita definidas, sino  que se localizaban en regiones llamadas orbitales, que son regiones espaciales donde se tiene la probabilidad de encontrar un electrón en un instante determinado. Así se formula la naturaleza ondulatoria del electrón. Adicionalmente en 1925, Werner Heisenberg, propuso el principio de incertidumbre.

1.13.1 Principio de incertidumbre

El físico Alemán Heisenberg, estudiante de  Sommerfeld, anuncio el principio de incertidumbre, que indica que no es posible conocer simultáneamente y de forma precisa la posición y velocidad de un electrón.

Todo esto contribuyo a elaborar el modelo cuántico postulando la siguiente:

  1. El núcleo atómico, formado por protones y neutrones ocupa la región central del átomo. Allí se encuentra toda la masa del átomo.
  2. Los electrones no giran en orbitas definidas, sino que se mueven en orbitales o nubes electrónicas alrededor del núcleo. Cada orbital puede ser ocupado por dos electrones como máximo.
  3. dentro de la nube, los electrones están ordenados en niveles y subniveles de energía.

Con el desarrollo de la mecánica cuántica  y la naturaleza ondulatoria del electrón, durante la década de 1920, Erwin Schrondinger físico Austriaco, desarrollo un modelo matemático complejo de la concepción  del átomo teniendo en cuenta  todo el conocimiento acerca de este.  A través de una ecuación matemática, a la que llamo ecuación de onda, de Schrondinger, describió la energía y el comportamiento  de las partículas subatómicas. Aunque                 con este modelo no se puede saber con certeza donde esta un  electrón, es posible determinar la posible región  de su suposición  en un  momento dado.

1.13.2 Distribución electrónica: niveles y subniveles de energía

La distribución electrónica  hace referencia a la manera como se encuentran distribuidos los electrones en la periferia de   cada átomo. Los electrones se organizan alrededor del núcleo en orbitas u orbitales. Estas orbitas  corresponden a regiones  del espacio en las que la probabilidad de hallar un electrón exalta y se caracterizan por poseer un determinado nivel de energía. Los niveles de energía indican la distancia existente entre el electrón y el núcleo. A medida que se encuentren mas alejados del núcleo, los electrones tienen mas energía.los niveles se pueden representar con letras o números:

Letras: K, L, M, N, O, P, Q.

Números:(N)1, 2, 3, 4, 5, 6,7.

En un nivel de energía, hay un  número limitado de electrones, el cual se calcula mediante la formula:

Niveles de energía=2n2,

Donde:

N representa bel nivel de energía.

Cuando N=1, entonces, el número de electrones es igual a:

2x12= 2, lo que quiere decir que en el primer nivel de energía solo se alojan dos electrones.

Si N=2, entonces, el número de electrones es:

2x22=8 y así sucesivamente.

Cada nivel de energía esta formado  por subniveles, que se diferencian por la cantidad de energía que poseen. El nivel1 solo posee un subnivel de energía, el nivel 2, dos subniveles y así sucesivamente. Los subniveles de energía se designan con las letras minúsculas s, p, f. Cada subnivel está asociado a un nivel, y los subniveles también pueden tener un número definido de electrones.

1.13.3 Orbitales: forma y orientación espacial

Los orbitales son regiones del átomo donde se tiene la máxima posibilidad de encontrar un electrón. Cada Orbital puede  alojar dos electrones, pero estos deben girar en sentido contrario para vencer la fuerza de repulsión por tener la misma carga. A este sentido del giro se le conoce como espín.

La forma y orientación espacial de los orbitales es diferente. Para el subnivel s, hay un orbital  s de forma esférica con dos electrones.

Para el subnivel p, hay tres orbitales con diferente distribución espacial. El orbital px, orientado sobre el eje x, el py sobre el eje y  y  pz sobre el eje z. El subnivel d esta formado por cinco orbitales y el por siete.

1.13.4 Configuración electrónica de los átomos

La configuración electrónica de un átomo indica la distribución de sus electrones. Para realizarla se deben tener en cuenta las siguientes reglas y principios:

  • Se empieza ubicando los electrones desde los niveles y subniveles de menor energía.
  • Regla de Hund: al distribuir los electrones, en orbitales de un mismo subnivel, primero se ocupan con un solo electrón todos los orbitales presentes. Luego se completara con espines opuestos. Por ejemplo, si se tienen 3 electrones en el orbital p sería px1, py1, y pz1 y no px2, py1, pz0.
  • Principio de exclusión de Pauli: cada orbital aloja un máximo de dos electrones.

La simbología de la configuración electrónica es la siguiente:

1s2, donde 1 = nivel de energía, s = nombre del subnivel y 2 = número de electrones en los orbitales del subnivel.

El diagrama de Moeller es un diagrama útil para realizar la configuración electrónica de un átomo. Por ejemplo, para el fósforo (P) Z = 15. Su número de electrones es 1 y su distribución electrónica será: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3.  

Por ejemplo:

Veamos la configuración electrónica para el argón:

Ar (Z = 18):

Configuración electrónica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6.

 

2. Tabla periódica y enlace químico

 

La tabla periódica de los elementos es una forma de organizar los elementos químicos de acuerdo con sus propiedades físicas y químicas. En este tema  abordarás como empezó a plantearse la necesidad de tener una tabla para reunir información acerca de los elementos químicos y la evolución de la misma, hasta llegar ala versión moderna. También estudiarás el concepto de enlace químico que te ayudará a comprender cómo se forman los compuestos a partir de la unión de los elementos químicos.

2.1 Organización de elementos en la tabla periódica

Hacia el siglo XIX se conocían 63 elementos químicos y algunas de sus propiedades físicas y  químicas. Esta información de presentaba en forma de listado, sin vínculos que permitieran organizar la información en forma rigurosa. Fue entonces cuando los químicos de la época se preocuparon por organizar los elementos químicos descubiertos hasta el momento en grupos con propiedades similares. Las primeras propuestas las hicieron Johann Dobereiner y John Newlands.

2.1.1 Triadas Dodereiner

En 1829, Dobereiner, un químico alemán, propuso agrupar los elementos químicos en triadas .Una triada constaba de tres elementos químicos y se formaba partiendo de dos elementos semejantes, a los que se sumaba un tercero luego de sacar el promedio del peso atómico de los dos primeros. En 1817, el científico descubrió la primera triada: calcio,  bario y estroncio,   que tienen propiedades químicas similares. El promedio del peso atómico del calcio (Ca), que es 40, y  del bario (Ba), que es 137, daba el peso atómico del estroncio (Sr), que es 88, lo que conformaba una tríada. Así mismo encontró otros grupos de elementos donde se conservaba la misma relación. Mas adelante en 1829 descubrió la traída de los halógenos (cloro, bromo y yodo) y los metales alcalinos (litio, sodio y potasio). Con estos hallazgos, Dobereiner termino proponiendo sus triadas. Estas triadas fueron muy conocidas por los científicos de la época que siguieron investigando y observando que la clasificación de los elementos iba más allá   de la triada, hasta que Alexandre Chancourtois, geólogo francés, propuso ordenar los elementos en orden creciente de su peso atómico en una hélice, aunque su modelo fue complejo y poco popular.

2.1.2 Octavas de Newlands

En 1863, John Newlands, químico británico observó que al orden de los elementos químicos según su peso atómico del menor al mayor, el octavo elemento tenia propiedades químicas similares al primero, el noveno al segundo y, así sucesivamente, (exceptuando el hidrogeno y los gases nobles) cada ocho elementos, las propiedades se repetían como las octavas musicales, por lo que esta organización se llamó octavas de Newlands, De esta manera, quedaron en el mismo grupo el litio, el sodio y el potasio yen otro, el berilio, magnesio y calcio. Sin embargo, las octavas de Newlands no podían aplicarse más allá de algunos elementos. Pero estas servirían mas adelante para originar y descubrir los conceptos de grupos y periodos.

2.2 primeras formas de organización de la tabla periódica

Luego de las dos propuestas de organización de los elementos químicos anteriores en triadas y octavas en 1871, el químico ruso Dimitri Mendeleiev y el químico alemán Lothan Meyer propusieron, de forma independiente, una nueva organización de los 63elementos químicos que se conocían hasta la esa época y la llamaron tabla periódica de los elementos químicos. Mendeleiev organizó los elementos en orden creciente de pesos y los agrupo en filas horizontales o periodos y columnas verticales o grupos. Luego observo que todos los elementos de un mismo grupo presentaban propiedades químicas similares. Uno de los más impactantes aportes de Mendeleiev fue que dejó espacios en blanco para elementos que aún no habían sido descritos pero que se podían predecir, de acuerdo con su organización. Tiempo después, cuando se encontraron elementos que podían ubicarse en esos espacios en blanco dejados por Mendeleiev, se corroboró que sus predicciones habían sido muy acertadas. Con estas investigaciones se abrió campo para un gran avance en la química del siglo XX puesto que gracias a esta organización y elaboración de la tabla periódica, el mismo Mendeleiev formuló la ley periódica de los elementos.

2.3 Versión de la tabla periódica de Meyer

Por otro lado, en Alemania y por la misma época (1864), Meyer clasificó los elementos químicos conocidos hasta la fecha en orden creciente de peso atómico, igual que Mendeleiev, y a demás los relacionó con el volumen atómico. Al realizar una grafica de volumen atómico (eje y) en función de los pesos atómicos (eje x), encontró varios picos que correspondían a elementos con propiedades químicas similares; por ejemplo, litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), y cesio (Cs). A partir de la gráfica que realizó, también se dio cuenta de que cada punto máximo con sus ascensos y descensos correspondía a un periodo de la tabla de elementos; así mismo encontró  un comportamiento similar a las octavas de Newlands en el segundo y tercer periodo. A partir del tercero, ya había más de siete elementos por periodo. Por ejemplo, para el cuarto y quinto periodo había 17 elementos.

2.4 Ley periódica de mendeleiev

Mendeleiev ordenó todos los elementos químicos conocidos en aquella época, de forma tal que aquellos pertenecientes a una misma familia, aparecieran en la misma línea horizontal. Luego de proponer la tabla periódica, enunció una de las leyes más importantes en química, que denominó Ley periódica. Esta ley afirma: Las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos no se dan arbitrariamente o al azar, sino que dependen de la estructura del átomo que los conforma y varían de una forma regular con respecto al peso atómico.

Mas adelante se descubrió que dichas propiedades dependían no del peso atómico sino del número atómico, por lo tanto, las concepciones de ambos químicos respecto a este aspecto fueron erradas. La ley de la periodicidad explica, por ejemplo, las semejanzas entre algunos elementos químicos que se organizan en el mismo grupo o periodo.

El aporte de Mendeleiev a la química es reconocido en la historia de la ciencia por su gran poder de síntesis y por el alto impacto que generaron sus investigaciones al proponer la forma de clasificar y organizar los elementos químicos.

Mendeleiev publicó, en 1869, su libro Principios de la química, en el que desarrolló la teoría de la tabla periódica de los elementos y su obra fue traducida y divulgada en varios idiomas, lo que lo hizo acreedor a un gran reconocimiento mundial. El libro fue un texto guía por muchos años para la enseñanza de la química en las grandes escuelas de su tiempo. Meyer publico sus ideas en 1870, y realizo un trabajo independiente de Mendeleiev, pero como este ultimo publico primero sus investigaciones, se llevo el crédito de la tabla periódica

2.5 Estructura de la tabla periódica

Con el descubrimiento de nuevos elementos químicos, la tabla periódica propuesta por Mendeleiev fue  presentando inconvenientes debido a que no había lugar en la tabla para ellos, a pesar de los espacios en blanco que él había propuesto acertadamente.  Por ejemplo, el descubrimiento del argón y otros elementos de la misma familia de este, llamados gases inertes, y el descubrimiento de  las llamadas tierras raras  por la baja frecuencia con la que se encontraban. Todos estos elementos tenían pesos atómicos  muy cercanos, entonces no se podían colocar dentro de una misma fila, por lo que debieron ser colocados fuera de  la estructura principal de la tabla y se les colocó el nombre de lantánidos y actínidos, atendiendo al primer elemento de cada serie. En 1914, el físico británico Henry Moseley, estudiante de Rutherford, demostró que las propiedades de los elementos dependen de sus números atómicos  y de sus pesos atómicos. El nuevo ordenamiento de la tabla periódica corregía las irregularidades que se presentaban con el potasio y el argón, el níquel y el cobalto, el yudo y el telurio. Este replanteamiento de la tabla periódica también modificó la ley periódica de Mendeleiev, enunciando que las propiedades físicas y químicas de los elementos varían regularmente según su número atómico, y no de acuerdo con el peso atómico, como se había asegurado anteriormente. Con todos estos aportes, la tabla periódica se organizó en grupos y períodos.

2.5.1 Grupos

Los grupos son las columnas verticales de la tabla que incluyen los elementos con propiedades químicas similares. Generalmente, se pueden encontrar mencionados de dos formas: La primera, como 8 grupos de elementos designados con las letras A y B. La A de denomina los elementos representativos y la B, los de transición. En la segunda forma, los grupos van del 1 hasta el 18, de acuerdo con sus distribuciones electrónicas.

2.5.2 Períodos

Los períodos son 7 filas horizontales de la tabla. El número del período indica el número de niveles de energía del átomo. Generalmente, se encuentran mencionados con letras o números arábigos: K (1), L (2), y así sucesivamente, hasta Q (7). En 1950, el químico estadounidense Glenn Seaborg propuso la tabla periódica que conocemos en la actualidad, luego de colocar la serie de los actínidos debajo de la serie de los lantánidos. Seaborg descubrió y aisló 10 elementos químicos como el plutonio, el berkelio y el californio, entre otros. Seaborg es la única persona que en vida, pudo descubrir y aislar un elemento que lleva su nombre, el seaborgio, lo cual para él fue un honor más grande que el de haber ganado el premio Nobel de Química, en 1951.

2.5.3 Agrupación de los elementos según la configuración electrónica

La tabla periódica, además de estar organizada en grupos y periodos, también tiene en cuenta la configuración electrónica de los elementos y los subniveles de energía.

1.      Los elementos de un mismo grupo presentan la misma configuración electrónica en su nivel más externo.  Así, por ejemplo, si se observa el grupo 1, los elementos terminan su configuración en ns1, donde n es el nivel de energía.

 

2.      El número de electrones del último nivel indica el grupo al que pertenece el elemento. Por ejemplo, la configuración del aluminio (Al) Z=13 es 1s22s22p63s23p1.  Su ultimo nivel de energía es 3 y el numero de electrones en el ultimo nivel es 3(s21+p1), por esto pertenecen al grupo IIIA

 

3.      Los elementos que son del mismo periodo, empiezan con un elemento del grupo 1 y el número de electrones varía de 1 hasta 8 cuando se pasa de un grupo a otro. Por ejemplo, observa en la tabla periódica el periodo 3. Empieza por sodio (Na) que tiene 1 electrón en su ultimo nivel de energía, luego el magnesio (Mg) que tiene dos, y así sucesivamente hasta llegar al argón (Ar) que tiene 8 electrones en su ultimo nivel de energía.

 

4.      Los elementos inertes (grupoVIIIA) tienen 8 electrones en su ultimo nivel a excepción del helio (He) y se denominan gases nobles.

 

§  Las regiones s, p, d y f

Existen una relación entre la ubicación de los elementos y el subnivel al que pertenecen los electrones de su ultimo nivel, por eso hablamos de las regiones s, p, d y f, veamos.

 

Región s: A esta región pertenecen los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2). El subnivel s tiene un solo orbital para alojar dos electrones. El sodio, potasio, magnesio y calcio se ubican en esta región.

 

Región p: A esta región pertenecen seis grupos que van desde el IIA (13) hasta el VIIIA (18). El subnivel p tiene tres orbitales para alojar seis electrones. Elementos como aluminio, oxigeno, cloro y argón, se ubican en esta región.

 

Región d: A esta región pertenecen diez grupos que van desde el IIIB (3) hasta el IIB (12), donde los electrones se distribuyen en el subnivel d. Elementos como el hierro, cobre y cromo, se ubican en esta región que se conoce como elementos de transición interna.

 

Región f:A esta región pertenecen 14 grupos que se caracterizan porque los electrones externos están distribuidos en el subnivel f. Elementos como el uranio, lantano y actinio se ubican en esta región y se conoce como elementos de transición interna.

Adicionalmente, en la tabla los elementos químicos se encuentran organizados en metales y no metales. Los metales tienen brillo, son buenos conductores de calor y electricidad, son maleables y  dúctiles. Los no metales no tienen brillo, no conducen el calor o la electricidad, y los metaloides tienen propiedades intermedias.

2.6 Propiedades periódicas

Como su nombre lo indica, las propiedades periódicas son aquellas que se repiten secuencialmente en los elementos de la tabla periódica. Las principales propiedades periódicas son: potencial de ionización, afinidad electrónica, y electronegatividad.

2.6.1Potencial de ionización

El potencial de ionización es la energía necesaria para remover un electrón del último nivel de energía del átomo. Cuando el átomo pierde un electrón, queda con carga positiva y se llama ion positivo o catión. El potencial de ionización aumenta en los periodos de izquierda a derecha al aumentar el número atómico y el número de electrones en el último nivel. En los grupos disminuye de arriba hacia abajo por ser mayor la distancia entre el núcleo y los electrones periféricos. El potencial de ionización más elevado se encuentra en los gases nobles, que, por tener ocho electrones en su último nivel, poseen gran estabilidad y, por lo tanto, se necesita de una gran cantidad de energía para remover un electrón. Cuando se arranca el primer electrón, se llama primer potencial de ionización, para el segundo electrón, segundo potencial de ionización, y así sucesivamente.

2.6.2 Afinidad electrónica

La afinidad electrónica o electroafinidad es la cantidad de energía que se libera cuando un átomo gana un electrón. Si el átomo esta neutro y gana dicho electrón, se convierten un ion negativo  o anión. La electro afinidadaumenta en los periodos de izquierda a derecha y en los grupos, disminuye de abajo hacia  arriba.

2.6.3 Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad de un elemento para atraer los electrones de otros elementos hacia él y formar un enlace químico. Generalmente la electronegatividad de los elementos se reporta en la escala de Pauling.Con esta escala, el elemento mas electronegativo es el flúor que tiene un valor de 4,0 y se ubica en la parte superior derecha de la tabla periódica, y el menos electronegativo es el francio, que tiene un valor de 0,7. En los periodos la electronegatividadaumenta de izquierda aderecha y en los grupos, disminuye de arriba hacia abajo. La electronegatividad es una propiedad importante  para determinar el tipo de enlace químico que pueden formar dos elementos. Otra escala conocida para la electronegatividad es la escala de Mulliken, que es el promedio de la afinidad electrónica de un átomo y su potencial de ionización pero es poco utilizada.

2.7 Enlaces químicos y compuestos

Los enlaces químicos son uniones que se establecen entre átomos para formar moléculas o compuestos con características propias que permiten identificarlos. Las propiedades de la nueva sustancia formada dependen de los átomos que la constituyen y del tipo de enlace que los une. De igual manera, la estabilidad del enlace depende especialmente de los electrones del nivel externo, que se les llama electrones de valencia. Para que el enlace se realice, los átomos deben acercarse, hasta que sus electrones de valencia puedan interactuar y reordenarse, de manera que logren una mayor estabilidad que cuando están separados. Por ejemplo, en la naturaleza encontramos el oxigeno y el nitrógeno en forma de gases –a temperatura ambiente –como compuesto diatómicos, es decir, moléculas formadas por dos átomos de oxigeno y dos de nitrógeno, respectivamente. El aire que respiramos esta conformado mayoritariamente por estos dos elementos y es lo que conforma la atmosfera terrestre.

2.8 Ley del octeto

La ley del octeto formulada por el fisicoquímico americano Gilbert Lewis en 1916, plantea:

Ley del octeto: Durante la formación de las moléculas, la mayor parte de los  átomos tiende a completar ocho electrones en su último nivel de energía, es decir, ocho electrones de valencia.

El planteamiento de esta ley se obtuvo a partir de los estudios de gases nobles, con los que los científicos veían que todos, a excepción del helio, tenían ocho electrones de valencia, lo cual les conferíagran estabilidad e inactividad química.

Mas adelante se encontraron algunas limitaciones en la aplicación de la ley del octeto en moléculas donde había mas de ocho electrones de valencia, como ocurre con el pentacloruro de fosforo (PCI5). Estas moléculas fueron conocidas como moléculas hipervalentes descritas en 1969 por Jeremy Musher.   Estos estudios se conocen como La expansión del octeto. También se encontraron moléculas con menos de ocho electrones en su capa externa, llamadas hipovalentes.

2.9 Notación de Lewis

Luego de formular la ley del octeto, surgió la necesidad de diagramar los enlaces que se establecen entre los átomos para formar moléculas. Lewis propuso representar los electrones periféricos como puntos alrededor del símbolo del elemento. Por ejemplo, para el nitrógeno (N) Z=7, la configuración electrónica seria :1s22s22px12py12pz1, así que los electrones de valencia son 5 (electrones del nivel externo) donde 2 están apareados y 3 desapareados, representado así según la notación de Lewis:

 

Para realizar la estructura de Lewis, es muy importante tener en cuenta la configuración electrónica, para de ese  modo colocar los electrones. Por eso, para el nitrógeno se colocan 3 electrones desapareados y no dos pares de electrones y solo uno desapareado, que también sumaria 5 electrones.

En ocasiones, también los electrones se pueden representar con una cruz o un asterisco  a cambio del punto. Algunas veces, para facilitar el entendimiento de la estructura de Lewis, se pueden utilizar símbolos diferentes para cada elemento que conforme el compuesto. Los símbolos de los electrones se colocan arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. En las estructuras de Lewis, para las moléculas, pueden identificarse dos tipos de electrones: los primeros se conocen como electrones enlazantes o pares enlazantes y son los que están compartidos entre átomos. Los segundos son los que se comparten y, por lo tanto, se llaman electrones no compartidos o pares no enlazantes. Por ejemplo, para formar el sulfuro de hidrogeno, la formula química es H2S. El hidrogeno tiene un electrón y el azufre tiene seis en su capa externa, entonces la configuración de cada uno y del compuesto seria la siguiente:

 

 

Puedes observar como al formarse el compuesto, algunos electrones son enlazantes y otros son no enlazantes.

2.10 Clases de enlaces químicos

Los átomos alcanzan la ley del octeto perdiendo o compartiendo los electrones de valencia. Por ejemplo, los átomos que tienen uno o dos electrones de valencia, tienden a perder para convertirse en cationes (iones positivos) y los signos + que aparecen como exponentes indican la carga del ion: Na+, K+, Ca++, Mg++.

Por el contrario, los átomos que poseen seis o siete electrones de valencia, tienden aganar electrones para convertirse en aniones (iones negativos), por ejemplo, los iones cloruro Cl-, sulfuro S=.

La fuerza de atracción generada entre las dos clases de iones origina el enlace iónico. Por otro lado, algunos iones también pueden enlazarse entre si compartiendo electrones de valencia para completar el octeto y el tipo de unión que se origina es el enlace covalente.

2.10.1 Enlace iónico

El enlace iónico se forma por la unión de iones con carga de signo contrario. Usualmente estas uniones se establecen cuando los metales del grupo IA o IIAceden sus electrones de valencia a los no metales del grupoVIA o VIIA. De esta forma, hay un catión y un anión y se genera la fuerza de atracción entre iones, formando compuestos iónicos que generalmente son inorgánicos. El ejemplo mas común de compuesto iónico es el cloruro de sodio, NaCl, conocido como la sal de cocina.

Na0 + Cl0           Na+ +Cl- o NaCl

El sodio pierde su electrón de valencia y se convierte en catión y el cloro gana un electro convirtiéndose en anión. Ambos se unen mediante un enlace iónico y así el sodio cumple la ley del octeto al perder su electrón yel cloro completa ocho electronesal ganar el del sodio,

Cuando los elementos del grupoIA reaccionan con los del VIIA, lo hacen uno a uno. Esto se ve reflejado en su formula NaCl, KCl, Kl.

Otro ejemplo típico de enlace iónico es el que  se realizar entre el calcio, Ca y el flúor, formando el fluoruro de calcio, CaF2. Como el átomo del flúor solo puede recibir un electrón y el calcio tiene dos para dar, se necesitan dos átomos de flúor. Entonces la relación es uno a dos.

Para determinar si un enlace es iónico, podemos calcular la diferencia de electronegatividades entre los dos átomos que forman el compuesto. Si la diferencia es igual o mayor de 2, se dice que el enlace es de tipo iónico. Por ejemplo al restar la electronegatividad del cloro (3,16) de la del sodio (0,93) el resultado es 3,16- 0,93= 2,23), lo que indica que el tipo de enlace es iónico.

§  Las propiedades de las sustancias que al unirse establecen enlaces iónicos son:

 

1.      Son sólidos a temperatura ambiente. Los iones positivos y negativos forman redes bien estructuradas; permanecen fijos en la red cristalina unidos por fuertes atracciones y cada ion mantiene consigo sus electrones.

2.      Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.

3.      No conducen la electricidad mientras mantengan su estado sólido.

4.      Son solubles en agua. Las moléculas del agua se orientan convenientemente para rodear a los iones, penetrando y destruyendo la red.

5.      Son buenos conductores de electricidad, en solución o fundidos. En ausencia de red cristalina, los iones quedan libres y muy móviles.

6.      Son duros pero frágiles. Si el cristal se golpea en determinadas direcciones, sus planos se deslizan. Los iones de igual carga quedan enfrentados, con lo que se producen planos de fractura.

2.10.2 Enlace covalente

El enlace covalente se forma por la unión de dos elementos que tienen altos valores de electronegatividad, los cuales se unen compartiendo sus electrones de valencia y adquiriendo así un octeto estable.

Existen cuatro tipos de enlace covalente: apolar, polar, múltiple y coordinado o dativo.

§  Enlace covalente apolar: este tipo de enlace se presenta cuando los electrones compartidos vienen de dos átomos iguales, así la diferencia de electronegatividades es cero.

Su nombre se atribuye a que no hay predominio de cargas positivas o negativas. Un ejemplo de este enlace puede ser: H2, CL2, BR2.

§  Enlace covalente polar: este tipo de enlace se presenta cuando entre dos átomos la diferencia de electronegatividad es menor de 2, de tal forma que uno de los átomos ejerce el dominio sobre los electrones compartidos. El átomo con mayor electronegatividad queda con un exceso de carga negativa mientras el otro posee una carga positiva. Un ejemplo de este enlace puede ser: HCL, HBr, HI.

§  Enlace covalentemúltiple:este tipo de enlace se da cuando los átomos comparten más de un electrón, así puede formar enlaces dobles o tripes. Un ejemplo de esto puede ser: O2N2.

§  Enlace covalente coordinado o dativo: este tipo de enlace se presenta cuando uno de los átomos que forma parte del enlace es el que aporta el par de electrones. Un ejemplo de este es el cloruro de amonio (NH4CL) EN EL QUE EL NITRÓGENO APORTA EL PAR DE ELECTRONES COMPARTIDOS CON UN h.

 

 

 

 

 

 

 

 




 

 

 

 

 

 


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