Historia del Sistema Periódico

La Ley Periódica establece que cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunas propiedades se repiten periódicamente.

Sistema Periódico Actual

Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus números atómicos, algunas propiedades se repiten periódicamente.

Periodos

Al colocar a los elementos químicos con propiedades semejantes en la misma columna, quedan siete filas horizontales denominadas periodos.

Grupos

Hay 18 columnas o grupos. En cada grupo se encuentran elementos con propiedades químicas semejantes. Algunos tienen nombre propio, como los metales alcalinos, metales alcalinotérreos, anfígenos, halógenos y gases nobles. Conociendo la posición de un elemento en la tabla periódica, podemos determinar su configuración electrónica, y viceversa.

Apantallamiento y Carga Nuclear Efectiva

Apantallamiento

El apantallamiento se produce por la repulsión entre los electrones del átomo.

Carga Nuclear Efectiva

La carga nuclear efectiva (Z_eff) viene dada por la expresión: Z_eff = Z – σ, siendo Z el número atómico del elemento y σ el apantallamiento.

Variación de la Carga Nuclear Efectiva

• Dentro de un periodo, la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha porque aumenta el número de electrones en la misma capa y el apantallamiento no aumenta significativamente.
• Dentro de un grupo, la carga nuclear efectiva no varía significativamente, porque el número de capas electrónicas y el apantallamiento aumentan de la misma forma.

Propiedades Periódicas de los Elementos

Radio Atómico

El radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia internuclear mínima, d, que presenta una molécula diatómica de ese elemento en estado sólido.

• Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye con Z (número atómico) al aumentar la carga nuclear efectiva sobre la misma capa.
• Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta con Z, porque a igual fuerza nuclear efectiva, hay más capas electrónicas.

Radio Iónico

• En un catión, al perder electrones, la carga nuclear efectiva es mayor que la del átomo neutro. Por lo tanto, el radio del catión es menor que el del átomo neutro.
• En un anión, al ganar electrones, la carga nuclear efectiva es menor que la del átomo neutro. Por lo tanto, el radio del anión es mayor que el del átomo neutro.

Energía de Ionización (EI)

Es la mínima energía necesaria para que un átomo neutro X en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ion monopositivo, X⁺, también en estado gaseoso fundamental.

• La energía de ionización en un periodo aumenta con Z, ya que al aumentar la carga nuclear efectiva y disminuir el radio, la fuerza de atracción sobre los electrones externos es mayor.
• La energía de ionización dentro de un grupo disminuye con Z, ya que a igual fuerza nuclear efectiva y mayor radio, la fuerza de atracción sobre los electrones externos es menor.

Afinidad Electrónica (AE)

Es la variación de energía que se produce cuando un átomo neutro, X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, adquiere un electrón y se transforma en un ion mononegativo, X^–, también en estado gaseoso y fundamental. Su variación no es muy regular. En general, la tendencia a adquirir la configuración electrónica de un gas noble, tener todos los orbitales semillenos o el número de capas son variables que marcan la tendencia del gráfico resumen.

Electronegatividad (EN)

Es una medida de la capacidad de un átomo para competir por el par de electrones que comparte con otro átomo al que está unido por un enlace químico. Se usa la escala de Pauling, que toma el valor máximo de 4,0 para el flúor y el mínimo de 0,7 para el francio.

• La electronegatividad dentro de un periodo aumenta con Z. Al aumentar la carga nuclear efectiva y disminuir el radio, es mayor la tendencia a retener los electrones de enlace.
• La electronegatividad dentro de un grupo disminuye con Z, ya que a igual fuerza nuclear efectiva y mayor radio, es menor la tendencia a retener los electrones de enlace.

¿Por qué se Unen los Átomos?

Las fuerzas que mantienen unidos los átomos, los iones o las moléculas en las sustancias químicas (elementos y compuestos) constituyen el enlace químico.

Distancia de Enlace

La distancia de enlace es la distancia en la que la energía potencial es mínima y, por tanto, la estabilidad molecular es máxima.

Regla del Octeto

La estabilidad de los átomos en el enlace se obtiene cuando los átomos alcanzan el octeto electrónico, que se identifica con una configuración electrónica de gas noble (ns²np⁶) en su capa de valencia.

Enlace Iónico

El enlace iónico consiste en la unión de iones con cargas eléctricas opuestas mediante fuerzas de atracción electrostática.

Energía en las Redes Iónicas

Ciclo de Born-Haber

El Ciclo de Born-Haber es un método para calcular la energía reticular.

Energía Reticular (U)

La energía reticular o energía de red (U) es la energía liberada en la formación del enlace iónico a partir de iones en estado gaseoso.

Ecuación de Born-Landé

La Ecuación de Born-Landé describe la energía reticular, donde Z₊ y Z_– son las cargas de los iones; e es la carga del electrón; N_A es el número de Avogadro; r es la distancia entre iones; A es la constante de Madelung; n es el factor de compresibilidad; y k es la constante de Coulomb.

Enlace Covalente

Este tipo de enlace se forma generalmente entre dos no metales. En su capa de valencia, los átomos comparten electrones para alcanzar la estabilidad del octeto electrónico. Pueden compartir hasta tres pares de electrones.

Tipos de Sustancias Covalentes

• Sustancias covalentes moleculares: Su entidad mínima son moléculas formadas por átomos unidos por enlace covalente. Ejemplos: agua (H₂O), amoníaco (NH₃).
• Sólidos covalentes: Su entidad mínima son átomos que se unen entre sí por enlaces covalentes formando redes tridimensionales. Ejemplos típicos son las redes de carbono en el diamante o en el grafito.

Enlace Metálico

El enlace metálico se describe como un enlace deslocalizado entre los centros positivos (núcleos atómicos) y los electrones de valencia compartidos por una gran cantidad de átomos metálicos.

Nube Electrónica

Esta teoría de la nube electrónica explica perfectamente la gran conductividad eléctrica y térmica que presentan los metales, así como su gran resistencia. La nube electrónica impide que los centros positivos se enfrenten, evitando así la repulsión. Actúa como una «almohadilla», permitiendo que este tipo de redes se deformen con facilidad, estirándose en hilos (ductilidad) o láminas (maleabilidad).

Comparación de Propiedades Físicas según el Tipo de Enlace

A continuación, se comparan las propiedades físicas de las sustancias en función del tipo de enlace químico que presentan:

• Enlace Iónico

  • Sólidos cristalinos
  • Puntos de fusión y ebullición elevados
  • Duros y frágiles
  • Solubles en agua (generalmente)
  • Conductores de la electricidad fundidos o en disolución, aislantes en estado sólido

• Enlace Covalente Molecular

  • Generalmente líquidos y gases
  • Puntos de fusión y ebullición bajos
  • Solo las sustancias polares son solubles en agua
  • No conducen la electricidad

• Sólido Covalente (Red Covalente)

  • Sólidos
  • Puntos de fusión y ebullición muy elevados
  • La solubilidad y conductividad varían de una sustancia a otra (ej. diamante aislante, grafito conductor)

• Enlace Metálico

  • Sólidos cristalinos
  • Dúctiles y maleables
  • Puntos de fusión y ebullición elevados
  • Insolubles en agua (generalmente)
  • Excelentes conductores de electricidad y calor

Teorías de Enlace y Fuerzas Intermoleculares

Octeto de Lewis y Enlace Covalente

El enlace covalente consiste en compartir uno o más pares de electrones entre dos átomos, con el objetivo de alcanzar el octeto electrónico y, por tanto, una estructura de gas noble (ns²np⁶).

Orden de Enlace

El orden de enlace en las moléculas covalentes es el número de pares de electrones compartidos, y puede ser 1 (enlace sencillo), 2 (enlace doble) o 3 (enlace triple). A medida que aumenta el orden de enlace, también aumenta la energía de enlace y, por tanto, la estabilidad de la molécula.

Enlace Covalente Coordinado o Dativo

En este tipo de enlace covalente, los dos átomos comparten un par de electrones, pero uno de ellos aporta ambos electrones y el otro aporta un orbital vacío donde alojarlos.

Geometría Molecular: Teoría RPECV

La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) se basa en que las moléculas estables adquieren la orientación que provoca la menor repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia.

• Pares no enlazantes o pares libres: Son los pares de electrones que no forman enlace, pero que ocupan un lugar en el espacio.
• Pares de electrones enlazantes: Son los pares de electrones que constituyen los enlaces.

Hibridación y Teoría del Enlace de Valencia

Según la Teoría del Enlace de Valencia, cada par de electrones compartido se encuentra en un orbital entre los átomos que forman el enlace, perteneciendo a ambos átomos al mismo tiempo. Esta zona se denomina solapamiento orbital y allí se localiza el par de electrones de enlace.

Tipos de Solapamiento Orbital

• Solapamiento frontal (enlace σ): Ocurre cuando dos orbitales se enfrentan directamente. Se da entre dos orbitales s, entre uno s y otro p, o entre dos orbitales p con solapamiento frontal. Es el que da lugar a los enlaces sencillos.
• Solapamiento lateral (enlace π): Ocurre cuando los orbitales se encuentran paralelos y separados una cierta distancia en el espacio. Se da entre orbitales p paralelos y es el que produce los enlaces múltiples.

Hibridación de Orbitales

La hibridación de orbitales consiste en la combinación de los orbitales atómicos del átomo central para formar nuevos orbitales híbridos (ej. sp, sp², sp³). Para determinar la geometría molecular, es necesario conocer la forma y orientación de los orbitales combinados (s, p), los orbitales híbridos formados y los tipos de solapamiento que pueden tener lugar (frontal o lateral).

Polaridad de Enlaces y Moléculas

• Enlace Covalente Apolar

  Decimos que el enlace covalente es apolar cuando los átomos son iguales o tienen electronegatividades muy parecidas. En este caso, el par de electrones del enlace se encuentra en medio de ambos átomos, y la densidad electrónica es igual en toda la molécula.

• Enlace Covalente Polar

  El enlace covalente es polar cuando los átomos enlazados covalentemente tienen diferente electronegatividad. El par de electrones del enlace se encuentra desplazado hacia el átomo más electronegativo, lo que genera una densidad electrónica asimétrica.

Momento Dipolar (μ)

La separación de carga en una molécula crea un momento dipolar (μ). Es una magnitud vectorial que se representa con una flecha que apunta en la dirección del elemento más electronegativo. Una molécula en conjunto puede ser polar o no. Sumando vectorialmente los momentos dipolares de cada enlace se obtiene el momento dipolar molecular, el cual puede ser nulo dependiendo de la geometría molecular.

Fuerzas Intermoleculares

• Enlace de Hidrógeno

  El enlace de hidrógeno se da entre moléculas polares que contienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo pequeño y muy electronegativo (N, O, F).

• Fuerzas de Van der Waals (Dipolo-Dipolo)

  Estas fuerzas se establecen entre moléculas polares, es decir, aquellas que forman dipolos permanentes. Ejemplos: HCl, PH₃, H₂S y CO.

• Fuerzas de London (Dipolo Instantáneo-Dipolo Inducido)

  Estas fuerzas se establecen entre moléculas apolares o átomos que forman dipolos instantáneos. Su intensidad aumenta con el tamaño de la molécula.

Propiedades Físicas y Fuerzas de Enlace

La fusión o vaporización es un cambio físico, y la justificación de las temperaturas o puntos de fusión y ebullición de las sustancias se basa en el tipo de enlace o fuerza intermolecular que poseen.

• Moléculas Covalentes: Al fundir o vaporizar moléculas covalentes (como agua, amoníaco, yodo, etc.), se rompen las uniones intermoleculares (enlace de hidrógeno, fuerzas de Van der Waals, fuerzas de London), pero nunca los enlaces covalentes dentro de las moléculas.
• Sólidos Cristalinos Covalentes: En un sólido cristalino covalente (diamante, grafito, cuarzo), no hay fuerzas intermoleculares. Por tanto, si se funde o vaporiza, se rompen los enlaces covalentes.
• Sólidos Iónicos: Al fundir o vaporizar sólidos iónicos, se rompen los enlaces iónicos entre los aniones y los cationes. No hay fuerzas intermoleculares porque no existen moléculas individuales.
• Sólidos Metálicos: Para fundir un metal, es necesario romper la red metálica que mantiene a los cationes inmersos en el «mar de electrones». No se puede hablar de uniones intermoleculares, ya que no hay moléculas.

Es importante destacar que, en una reacción química, sí se rompen los enlaces covalentes.

Etiquetas: electronegatividad, Elementos químicos, Energía Ionización, Propiedades Atómicas, química, Radio Atómico, Sistema Periódico