TEMA 3: Estructura atómica. Sistema periódico. Enlace químico

IES LEOPOLDO QUEIPO
DEPARTAMENTO FÍSICA Y QUÍMICA
1º BACHILLERATO
TEMA 3: Estructura atómica. Sistema periódico. Enlace químico
1.- Partículas subatómicas y elementales. Tubos de descarga. Modelos
atómicos de Thomson y de Rutherford.
En el siglo V a.C., el fílósofo griego Demócrito ya pensaba que la materia era discontinua.
Es decir, la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles, a las que llamó
átomos (en griego: no divisible). Esta idea no fue aceptada por muchos de sus
contemporáneos, como Platón o Aristóteles (filósofos de gran peso en el pensamiento humano
durante siglos). Por este motivo, esta idea de los átomos quedó ahí y no fue retomada hasta
que en 1803, apoyándose en hechos experimentales, Dalton formuló su teoría atómica que ya
vimos en el tema anterior. Con su teoría, Dalton justificó el comportamiento de la materia en los
cambios químicos.
En 1897, Thompson, experimentando con un tubo de vidrio en el que se ha sacado casi todo el
aire y se introduce un gas diluido (precursor de los que se utilizan en los televisores) y al que
se le colocan dos placas conectadas a una fuente de alto voltaje, observó que la placa con
carga negativa, el cátodo, emite rayos que se dirigen a la placa con carga positiva, el ánodo.
Estos rayos se denominan inicialmente rayos catódicos.
Estudiando las características de estos rayos, mediante campos eléctricos y magnéticos, se
llegó a la conclusión de que dichos rayos estaban formados por un haz de pequeñas partículas
subatómicas con carga eléctrica y con masa mucho más pequeña que la de los átomos de
Hidrógeno, los más ligeros conocidos.
Estas partículas subatómicas recibieron el nombre de electrones.
El electrón es una partícula con carga negativa y el valor de esta carga es 1,6.10
considerada la unidad natural de carga.
-19
C,
A partir de este descubrimiento Thomson desarrolló en
1898 su modelo atómico, según el cual el átomo es una
esfera de carga positiva en la que encuentran distribuidos
los electrones.
Puesto que la materia, normalmente, no manifiesta
propiedades eléctricas, se considera que la carga
negativa de los electrones está compensada con la carga
positiva de la esfera donde están inmersos los electrones.
Este modelo justifica los fenómenos que ocurren en los
tubos de descarga y la formación de iones positivos (por
pérdida de electrones ) y de iones negativos por la
ganancia de electrones.
1
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Modelo atómico de Rutherford
En esta época se puso en evidencia que determinados átomos pesados (U, Ra...) se
descomponían de forma natural, transformándose en otros átomos de elementos diferentes y
emitiendo, a la vez, diferentes tipos de radiaciones (radioactividad):
Rayos α → Haces de partículas con masa y carga positiva. Son núcleos de helio
Rayos β → Haces de electrones
Rayos γ → Radiaciones electromagnéticas de alta energía y con gran poder de penetración.
No tienen carga ni masa y son de naturaleza similar a la de los rayos X.
En relación con este fenómeno, Rutherford realiza una serie de experiencias en las que,
utilizando un elemento radiactivo, el Radio, hace incidir un fino haz de partículas α (carga
positiva y masa) procedentes de dicho elemento sobre una delgadísima lámina de un metal.
Alrededor de dicha lámina metálica se dispone una pantalla que emite fluorescencia allí donde
chocan esas partículas α, permitiendo, así, detectar si estas partículas α se desvían o no.
Casi todas las partículas α atravesaban el metal sin desviarse de su trayectoria rectilínea, y
algunas pocas, muy pocas, sufrían una gran desviación en su trayectoria al atravesarla lámina
o rebotaban sin llegar a atravesarla.
Esto dio pie a que Rutherford, para poder justificar los resultados de su experimento,
elaborase un nuevo modelo atómico.
Puesto que la mayor parte de las partículas α no se desviaban, supuso que la mayor
parte del átomo estaba vacía y por este motivo las partículas α, al no encontrar ningún
obstáculo, no se desviaban.
Teniendo en cuenta que las partículas α tienen carga positiva, las que se desvían lo
hacen al pasar cerca de una zona con carga positiva que las repele. Esta zona del
átomo debía ser muy pequeña, puesto que eran muy pocas las partículas que se
desviaban.
Teniendo en cuenta que las partículas α tienen masa, las que rebotan lo hacen al
chocar frontalmente con la zona del átomo donde se encuentra la masa (del mismo
modo que lo hacen dos canicas o dos bolas de billar). Puesto que son muy pocas estas
partículas α que rebotan, esta zona del átomo con masa debe ser muy pequeña.
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Por todo esto, Rutherford consideró que los átomos están formados por dos partes que él
llamó núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central del átomo que
resulta ser muy pequeña comparada con el total del
átomo, unas diez mil veces menor, su tamaño es del
-14
orden de 10 m, mientras que el del átomo es del
-10
orden de 10 m. En el núcleo se concentra la carga
positiva del átomo
La corteza está casi vacía y en ella se
encuentran los electrones, que debido a la atracción
que sobre ellos ejercen las cargas positivas del
núcleo, giran alrededor de él describiendo órbitas
circulares (de modo similar a la forma en que la Luna
gira alrededor de la Tierra).
2. Número atómico. Número másico. Isótopos.
En 1919, Rutherford, descubre que la carga positiva del núcleo se debe a la existencia de una
partículas denominadas protones, de carga igual a la de los electrones y de masa unas 1800
veces mayor a la del electrón.
En 1932, Chadwick, describe la existencia, en el núcleo, de una partícula sin carga eléctrica y
de masa similar a la del protón a la que denominó neutrón.
Número atómico (Z): es el número de protones que tiene un núcleo de un átomo y es
propio de cada elemento químico.
Z = nº de protones
Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo.
A = protones + neutrones
Así, podemos representar a los núcleos atómicos de la siguiente forma:
A
Z
X
Es posible encontrar átomos de un mismo elemento químico (mismo Z) con distinto número
másico (A) ya que presentan distinto número de neutrones. A estos átomos se les conoce
como isótopos
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3. Espectros atómicos. Hipótesis de Planck. Modelo atómico de Bohr.
Espectros atómicos
En 1860, Bunsen y Kirchhoff expusieron distintos elementos químicos a alta temperatura,
logrando su vaporización en el interior de un tubo de vacío. Este proceso venía acompañado
por la emisión de un haz de luz característico de cada elemento. A continuación, se hacía
pasar el haz de luz por un prisma de vidrio, lo que provocaba que el haz se separase en los
distintos rayos que lo formaban. Los rayos eran recogidos a la salida del prima en un material
fotosensible. Se generaba un registro gráfico de la emisión formado por líneas discretas. A este
registro de le denomina espectro atómico y es característico de cada elemento. A la técnica
analítica basada en el estudio de los espectros se le denomina Espectroscopia.
El hecho de que cada elemento tuviese su propio espectro hacía pensar que este dependía de
la estructura interna de los átomos.
Sin embargo, el modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar el fenómeno de los
espectros. Por ello fue necesario el desarrollo de otro modelo atómico capaz de justificar los
espectros. Surge así el modelo atómico de Bohr
Hipótesis de Planck. Modelo atómico de Bohr
El modelo atómico reúne al modelo atómico de Rutherford con la hipótesis de Planck. La
hipótesis de Planck pone de manifiesto que: “no es posible absorber o emitir cualquier cantidad
de energía, sino un múltiplo entero de una mínima cantidad de energía denominada cuanto”
E = h·
-34
Donde h = 6,6261·10 J·s recibe el nombre de constante de Planck y
radiación emitida o absorbida.
es la frecuencia de la
Postulados de Bohr
1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, pero no en cualquier
órbita, sino tan solo en aquellas que tienen niveles de energía permitidos.Las orbitas
están cuantizadas.
La energía que corresponde al electrón en una órbita viene dada por la expresión:
Donde n recibe el nombre de número cuántico principal (n= 1,2,3,.....,etc)
2. El electrón, mientras se encuentra en estas órbitas ni absorbe ni emite energía.(orbitas
estacionarias)
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3. El electrón absorbe o emite energía, tan solo cuando pasa de una órbita a otra y esta
cantidad de energía (que absorbe o emite) se corresponde, exactamente, con la
diferencia de energía que hay entre las órbitas entre las que se produce el salto del
electrón.
4. Hipótesis de De Broglie. Orbital atómico. Principio de incertidumbre de
Heisenberg.
Hipótesis de De Broglie
Afirma que la materia puede tener un doble comportamiento: ondulatorio y corpuscular. Debido
a esta idea el concepto de orbita atómica queda rechazada y se desarrolla el de orbital,
definido como aquella región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar un
electrón.
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Este principio afirma que es imposible conocer con precisión y simultáneamente la posición y el
momento lineal de una partícula.
=
5. Números cuánticos. Configuración electrónica de un átomo.
La hipótesis de De Broglie permite, según Schödinger, asociar un comportamiento ondulatorio
al electrón, por lo tanto podemos definir una ecuación de onda para el electrón. Cada solución
a la ecuación viene caracterizada por los valores de tres números cuánticos que describen a un
orbital atómico concreto:
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Los números cuánticos que definen a un orbital son 3, cada uno con el siguiente significado:
Número cuántico principal n: especifica el nivel energético que tiene el orbital. Toma
valores numéricos enteros
n= 1, 2, 3,... siendo n=1 el nivel de menor energía
Número cuántico secundario l: describe la forma geométrica del orbital y nos informa
del subnivel de energía donde se encuentra el orbital. Toma valores enteros desde 0
hasta n-1. Así podemos realizar la siguiente asociación:
l = (0 hasta n-1)
por ejemplo, si n=3  l = 0 , 1 , 2
Valor de l
0
1
2
3
Tipo de orbital
s
p
d
f
Número cuántico magnético m: indica la orientación espacial del orbital. Toma valores
comprendidos entre –l y +l. Por ejemplo:
m = (-l,... 0... + l)
por ejemplo, si l =1  m = -1, 0, 1
cuando l=1 (orbital p) observamos 3 orientaciones posibles en el espacio que se
corresponde con las tres direcciones del espacio
Los números cuánticos n,l y m determinan un orbital. Los números n y l informan sobre la
energía del orbital. Todos los orbitales con los mismos n y l presentan la misma energía y se
denominan orbítales degenerados.
Numero cuántico de espin s: Indica las dos únicas posibilidades de giro sobre su propio
eje que presenta un electrón. Su valor puede ser ½ o - ½
Por lo tanto un electrón quedará definido mediante cuatro números cuánticos: n,l,m y s. Los
tres primeros identifican al orbital donde se encuentra el electrón, el último determina cuál es,
en función de su sentido de giro
Configuración electrónica
La configuración electrónica de un átomo es la forma en la que se distribuyen los electrones en
sus orbitales en su estado fundamental. Se entiende por estado fundamental, aquel estado de
mínima energía para el átomo
La configuración electrónica se basa en las siguientes normas:
Principio de mínima energía
Los orbitales se llenan de electrones siguiendo un orden creciente de energía, empezando por
los de menor valor energético, los más cercanos al núcleo
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La regla de madelung nos ayudará a decidir:
1. El orbital de menor energía es aquel que posee un menor
valor para n+l
2. Si tienen el mismo valor para n+l, es más estable el de
menor n
Principio de exclusión de Pauli
En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales. Esto implica que en orbital sólo caben
dos electrones.
Principio de máxima multiplicidad de Hund
Cuando se procede al llenado de un subnivel, los electrones tienden a estar desapareados al
máximo manteniendo espines paralelos
Estabilidad adicional de un subnivel semilleno o lleno
En ocasiones, hay elementos de transición o de transición interna que presentan
configuraciones electrónicas algo distinta a lo esperado. Un ejemplo de esto lo podemos ver
con el Cr (Z=24), atendiendo a las normas anteriores, su configuración debería ser:
2
2
6
2
6
4
2
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
sin embargo se observa que cuando tiene un subnivel semilleno, se estabiliza, por lo que si es
posible, buscará esa opción. Como el 3d y el 4s son orbitales muy próximos, es posible esa
transición electrónica. Así la configuración del Cr es:
2
2
6
2
6
6
1
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
También se observa esa estabilidad cuando existe la posibilidad de llenar el subnivel, un
ejemplo lo podemos ver en el Cu (Z=29)
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6. Sistema Periódico. Configuración electrónica y periodicidad. Energía de
ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad
Sistema periódico
El sistema periódico actual clasifica a los elementos químicos en orden creciente de número
atómico (Z). Consta de 108 elementos que se ordenan en 18 columnas o grupos y 7 filas o
periodos. La IUPAC (Unión internacional de Química pura y aplicada) recomienda numerar a
los grupos del 1 al 18, y los periodos del 1 al 7
La posición de los elementos en la tabla periódica está relacionada con sus configuraciones
electrónicas y puesto que las propiedades químicas de los elementos están directamente
relacionadas con sus configuraciones electrónicas, esta tabla será de gran utilidad, pues es un
compendio de las propiedades químicas de los distintos elementos.
Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles, que a su vez
coincide con el número de periodo. Todos los elementos del mismo grupo tienen una
configuración similar en su último.
Puesto que la configuración electrónica externa determina las propiedades químicas, todos los
elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, ya que su configuración
electrónica externa es similar. Los electrones del último nivel se denominan electrones de
valencia.
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Propiedades periódicas
a) Radio atómico:
Se puede indicar por la medida del radio atómico. De forma experimental se mide
cuando los átomos están unidos. El radio atómico es la mitad de la distancia entre los
núcleos de dos átomos que se encuentran unidos.
Variación en un grupo. En un grupo el radio aumenta a medida que descendemos en
él, ya que aumenta el número de niveles en la corteza del átomo.
Variación en un periodo. En un periodo el radio disminuye según avanzamos por él, ya
que todos los átomos tienen el mismo número de niveles y al aumentar la carga nuclear
Z (protones del núcleo), los electrones de la capa externa son atraídos con más fuerza
por el núcleo, acercándose más a él.
b) Energía de ionización:
Se define como energía de ionización de un átomo la energía necesaria para arrancar
un electrón externo a dicho átomo, cuando éste se encuentra en estado gaseoso, y
formar así un ion positivo. Por ejemplo: en el caso del Na, sería la energía
necesaria para producir el siguiente proceso:
+
Na(g) → Na (g) + 1 e
-
Variación en un grupo. La energía de ionización disminuye al descender en un grupo.
Según se desciende en un grupo va aumentando el tamaño del átomo, por lo que
disminuye la atracción que ejerce el núcleo por el electrón del último nivel, en
consecuencia disminuye la energía necesaria para arrancarlo.
Variación en un periodo. La energía de ionización aumenta a medida que se avanza
por un periodo. Puesto que en un periodo todos los átomos tienen el mismo número de
niveles, su tamaño es similar (aunque haya algunas variaciones), pero la carga nuclear
Z (número de protones) va aumentando por lo que también va aumentando la fuerza de
atracción del núcleo sobre el electrón y por tanto la energía necesaria para arrancarlo.
c) Afinidad electrónica:
La afinidad electrónica de un átomo es la energía que se desprende cuando un átomo
neutro, en estado gaseoso gana un electrón y forma un ion negativo. Por ejemplo: para
el Cl, sería la energía que se desprende en el siguiente proceso:
−
−
Cl(g) + 1e → Cl (g).
Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón y formar un ion
negativo mayor es su afinidad electrónica. La afinidad electrónica varía de forma
análoga a la de la energía de ionización en la tabla periódica.
Variación en un grupo. Disminuye al descender en un grupo. Los átomos de mayor
tamaño tienen al núcleo más alejado de la capa externa y atraen con menos facilidad a
los electrones.
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Variación en un periodo. Aumenta al avanzar en un periodo. Al aumentar la carga
nuclear (Z) los átomos atraen con más facilidad a los electrones.
d) Electronegatividad:
Se define como la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de otro
elemento cuando se combina con él. Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a
incorporar un electrón a su corteza (mayor afinidad electrónica), mayor será también su
electronegatividad, por tanto la variación de la electronegatividad en la tabla periódica
es similar a la de dicha propiedad. Aumenta al avanzar en un periodo y disminuye al
descender en un grupo.
Esta propiedad tiene gran interés desde el punto de vista químico, pues permite
clasificar a los elementos químicos en electronegativos (valores altos de
electronegatividad) y electropositivos (valores bajos de electronegatividad).
Los elementos electronegativos, también llamados no metales, son elementos que
presentan elevada tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica elevada) y poca
tendencia a perderlos (energía de ionización elevada). Es decir, formarán
preferentemente iones negativos.
Elementos electropositivos, también llamados metales, son elementos con poca
tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica baja) y mucha tendencia a perderlos
(energía de ionización baja). Es decir, formarán preferentemente iones positivos.
7. Enlace químico. Estabilidad energética. Teoría de Lewis. Estructuras de
Lewis.
Se conoce como enlace químico a la unión que se da entre dos o más átomos. El motivo de
esta unión es meramente energético. Los átomos enlazan para ganar estabilidad, esta
estabilidad se traduce en un mínimo de energía. De tal forma que dos átomos enlazarán si la
energía del sistema, después de formado el enlace, es menor a la que presenta el sistema
cuando los átomos están separados. Por ejemplo:
1.- Los átomos están
muy alejados y
no
interaccionan.
2.- Los átomos se
aproximan y la energía
disminuye
3.- Se
alcanza la
situación más estable
,mínimo de energía, la
distancia
entre
los
átomos recibe el nombre
de distancia de enlace y
la
energía
correspondiente,
energía de enlace.
4.- Si forzamos a los
átomos
y continúan
acercándose,
la
repulsión
entre
los
átomos hace que la
energía aumente
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La Teoría de Lewis intenta relacionar la estabilidad de un átomo con su configuración
electrónica, para ello se basa en hechos experimentales:
Los elementos químicos más activos tienen pocos electrones en su capa de valencia
(uno o dos) o están cerca de completarla (seis o siete electrones)
Se observó la falta de reactividad en los gases nobles, caracterizados por tener ocho
electrones en la capa de valencia, menos el Helio con dos.
Por lo tanto, según Lewis, los átomos tienden a adquirir una configuración electrónica estable,
es decir, la del gas noble más cercano. Por lo tanto los átomos son estables cuando presentan
ocho electrones en la capa de valencia (Regla del octeto). Lewis representa a los a´tomos
mediante una simbología donde se representan los electrones de la capa de valencia mediante
puntos. Por ejemplo:
8. Enlace iónico.
Se produce entre un átomo con tendencia a ganar electrones para completar su capa de
valencia y un átomo que necesita perder electrones para mostrar una configuración electrónica
estable. Como consecuencia de ello se produce un intercambio de electrones entra los átomos
enlazantes, que origina la formación de un catión y un anión que se atraen electrostáticamente.
A esta unión se le denomina enlace iónico. Por ejemplo:
2
2
6
Na (Z=11)  1s , 2s , 2p , 3s
2
2
6
1
2
+

2
2
6
2
2
6
 Na =1s , 2s , 2p
5
-
Cl (Z=17)  1s , 2s , 2p , 3s , 3p 
2
 Cl = 1s , 2s , 2p , 3s , 3p
6
Este tipo de enlace no forma moléculas sino redes cristalinas.
La fuerza de atracción entre iones actúa en todas direcciones, de manera que cada ion
positivo atrae a los iones negativos próximos y viceversa. Cada ion se rodea del máximo
número posible de iones de distinto signo, ordenándose y formando así las redes cristalinas.
Los compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades:
Las sustancias iónicas, a temperatura ambiente, son sólidas.
Presentan altos puntos de fusión y ebullición.
Son duros (es difícil rayarlos)
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Son solubles en agua
Conducen la electricidad cuando están disueltos o en estado líquido.
A pesar de su estabilidad las sustancias iónicas se rompen fácilmente cuando
son golpeadas, es decir, son frágiles.
9. Enlace covalente. Enlace covalente dativo. Polaridad.
El enlace covalente es la unión propia de elementos no metálicos. Este enlace se produce
entre átomos con tendencia a ganar electrones para completar su capa de valencia por lo que
será imposible asistir a un intercambio electrónico como en el enlace iónico. Se fundamenta en
la compartición de electrones entre los átomos enlazantes con el fin de adquirir una
configuración electrónica más estable. Veamos algunos ejemplos:
Así, si nos fijamos en la molécula de Cl2:
2
2
6
2
5
2
2
6
2
5
Cl (Z=17) = 1s 2s 2p 3s 3p
Se puede conseguir configuración estable si comparten 1e
-
Cl (Z=17) = 1s 2s 2p 3s 3p
Para Lewis, el enlace covalente tiene lugar cuando dos electrones, uno de cada átomo son
compartidos equitativamente por los dos átomos enlazantes aumentando la densidad
electrónica entre los núcleos atómicos.
Los electrones de la capa de valencia se ordenan en pares compartidos o no compartidos,
dependiendo si participan o no en el enlace. Cuando hay un solo par compartido, el enlace
covalente se denomina simple o sencillo, pero no es la única posibilidad, veamos los siguientes
casos:
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En la molécula de oxígeno, O2 :
Observamos como se hay dos pares de electrones compartidos, lo que origina un enlace
covalente doble. En la molécula de nitrógeno, N 2, los átomos necesitan compartir 3 pares de
electrones:
Por lo tanto, asistimos a la formación de un enlace covalente triple.
En el caso de los enlaces doble o triple, el hecho de que haya más electrones implicados en el
enlace, hace que la fortaleza del enlace aumente y la longitud de enlace (distancia entre los
núcleos de los átomos enlazantes) sea menor que en los enlaces sencillos.
Si nos fijamos en la molécula de H2O:
Dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón de valencia y un átomo de oxígeno con
seis electrones de valencia.
Se forman aquí dos enlaces covalentes entre el oxígeno y cada uno de los átomos de
hidrógeno. Todos los átomos consiguen configuraciones estables compartiendo electrones (dos
cada átomo de hidrógeno y ocho el átomo de oxígeno).
Además, de estos enlaces sencillos o múltiples, en los que los dos átomos que se unen
aportan por igual los electrones que comparten, existe otro tipo de enlace denominado enlace
covalente coordinado en el que dos átomos comparten una pareja de electrones, pero estos
dos electrones del enlace son aportados por uno de los dos átomos que se enlazan. El átomo
que aporta los electrones se llama dador y el que los recibe aceptor. Este enlace se representa
por una flecha y difiere del enlace covalente normal, únicamente en su formación, pues una vez
formado se comporta como un enlace covalente normal.
Enlaces polares y apolares
Cuando dos átomos iguales o con igual electronegatividad comparten una pareja de electrones,
atraen hacia si la pareja de electrones con igual fuerza, de manera que esta queda centrada
entre los dos átomos. A este enlace covalente se le llama apolar.
Si los dos átomos que se unen mediante enlace covalente tienen diferente electronegativiadad,
comparten la pareja de electrones, pero el más electronegativo tira más de esos electrones y
se los acerca, de manera que la pareja de electrones no está centrada entre los dos átomos,
sino que está más próxima al elemento más electronegativo y más alejada del menos
electronegativo. Es un enlace covalente polar.
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El átomo que se acerca los electrones tiene polaridad negativa y el otro polaridad positiva. No
llega a haber una separación total de cargas, no son dos iones (uno positivo y otro negativo),
simplemente aparece una disposición asimétrica de cargas, hacia donde se desplazan los
electrones del enlace, es el polo negativo y la otra parte del enlace el polo positivo.
Moléculas polares y apolares
Cuando en una molécula los enlaces son apolares la molécula es apolar, sin polaridad.
Cuando en una molécula los enlaces son polares pueden ocurrir dos cosas:
1. La polaridad del enlace no se anula o compensa con la polaridad de otros enlaces y
entonces la molécula es polar.
Ej: HF. El F es más electronegativo, tiene polaridad negativa y el H tiene polaridad
positiva. La polaridad de este enlace no está compensada puesto que sólo existe
este enlace. El HF es una molécula polar.
Ej: H2O. Los dos enlaces O-H tienen polaridad y puesto que entre si forman un
ángulo de enlace distinto de 180º, estas polaridades no se anulan. El H 2O es una
molécula polar.
2. La polaridad del enlace se anula pues en la molécula existen otros enlaces con igual
polaridad y todos ellos se encuentran distribuidos de una forma simétrica, de manera
que las polaridades se anulan y la molécula es apolar.
Ej: CCl4. El Cl es más electronegativo que el C, luego los cuatro enlaces C-Cl son
polares, pero, están distribuidos de forma simétrica (dirigidos hacia los vértices de
un tetraedro), de modo que estas polaridades se compensan, se anulan. El CCl4
es una sustancia apolar.
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10. Fuerzas intermoleculares: Fuerzas de Van der Waals. Enlaces de
hidrógeno.
Son las fuerzas de unión que se producen entre moléculas cuyos átomos están unidos por
enlaces covalentes. Existen diferentes tipos de fuerzas intermoleculares:
Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas dipolo-dipolo. Las moléculas polares se unen mediante fuerzas de orientación. La
parte positiva de una molécula se orienta, se acerca a la parte negativa de otra y aparece una
fuerza de tipo eléctrico. Estas fuerzas, aunque de la misma naturaleza son mucho más débiles
que un enlace iónico, puesto que aquí no tenemos cargas netas sino dipolos (molécula neutra
en la que la carga negativa está desplazada hacia una parte de la molécula).
Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Se originan al poner en contacto una sustancia polar con otra
apolar. Los dipolos permanentes de la sustancia polar altera momentáneamente la simetría de
la nube electrónica de la sustancia apolar, generando un dipolo inducido, lo que trae consigo lo
consiguiente interacción electrostática.
Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido o fuerzas de dispersión o tipo London: Se
establecen entre moléculas apolares. La nube electrónica simétrica de estas moléculas sufre
fluctuaciones temporales aleatorias que generan una asimetría instantánea que da como
resultado un dipolo intantáneo. Este dipolo induce otro en la molécula vecina generando la
consiguiente interacción.
Puentes de Hidrógeno
El puente de hidrógeno es una interacción que se produce entre dos moléculas cuando se dan
las siguientes circunstancias:
A. En una de ellas tenemos un átomo de hidrógeno formando un enlace covalente muy
polarizado (N, O, F)
B. Próxima a esta molécula, debe haber una molécula con un átomo muy electronegativo
y pequeño (N,O,F) con un par de electrones sin compartir
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Entonces se produce una interacción entre el átomo de hidrógeno (desprovisto casi en su
totalidad del electrón) y el par de electrones de la molécula vecina
Un ejemplo de este unión lo podemos ver entre las moléculas de agua:
Los puentes de hidrógeno presentan las siguientes características:
La intensidad de los puentes de hidrógeno está comprendida entre los enlaces
covalentes y las fuerzas de Van der Waals.
Tiene un carácter direccional como le ocurre al enlace covalente
Provoca aumentos considerables en los puntos de fusión y ebullición de las sustancias
que los presentan
11.- Propiedades de las sustancias covalentes.
Podemos distinguir dos tipos de sustancias covalentes:
Sólidos moleculares
Están constituidos por moléculas que se unen mediantes fuerzas intermoleculares. Debido a la
poca intensidad de estas fuerzas, los sólidos moleculares presentan las siguientes
características:
Poseen puntos de fusión y ebullición muy bajos ya que se estructura se debe a fuerzas
de van der Waals. Estos puntos aumentan con la polaridad y el tamaño de las
moléculas. Normalmente, la mayoría de sustancias moleculares son líquidos o gases a
temperatura ambiente.
No conducen electricidad ni calor, ya que los electrones permanecen vinculados a los
enlaces covalentes que forman a las moléculas.
La solubilidad depende de la polaridad de la molécula.
Son muy blandos
Sólidos covalentes
Son sustancias formadas por átomos unidos covalentemente formando redes tridimensionales.
El diamante presenta una estructura de átomos de carbono
unidos entre sí mediante enlaces covalentes muy fuertes y
direccionales. Cada átomo de carbono aparece unido con otros
cuatro átomos vecinos, situados en los extremos de un tetraedro
regular.
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La estructura del grafito está formada por
anillos hexagonales, en los cuales cada átomo
de carbono está vinculado con otros tres,
situados en los vértices de un triángulo regular
a su alrededor. Los anillos hexagonales forman
capas en la estructura de grafito y la distancia
entre dos capas paralelas es muy superior a la
distancia entre átomos dentro de una capa.
Estas capas están unidas entre sí por fuerzas
débiles de Van der Waals.
Los sólidos covalentes presentan las siguientes características:
Tienen altos puntos de fusión y ebullición
Son insolubles
No conducen la electricidad
Son muy duros
12. Enlace metálico. Modelo del mar de electrones.
El enlace que se produce entre los átomos de los metales se llama enlace metálico.
Ya hemos visto que todos los elementos metálicos tienen en la última capa muy pocos
electrones y que los pierden con cierta facilidad. Estos son los electrones de valencia.los
átomos se desprenden de sus electrones de su capa de valencia y forman cationes.Los
cationes se distribuyen ordenadamente en redes cristalinas compactas y los electrones de
valencia quedan alrededor de estos cationes formando una especie de nube o gas de
electrones. Los restos positivos están fijos y los electrones de valencia tienen movilidad. El
enlace metálico es debido a la atracción ejercida entre el gas electrónico y los cationes.
Na  1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Propiedades de los metales
A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No
obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.
Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
Presentan un brillo característico.
Son dúctiles y maleables. Esto es debido a la no direccionalidad del enlace metálico y
a que los "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier tracción no
modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas.
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Presentan el llamado "efecto fotoeléctrico"; es decir, cuando son sometidos a una
radiación de determinada energía, emiten electrones.
Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de
aleaciones.
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