Trabajo final de quimica jose luis santillan lopez

INTRODUCCIÓN
 En el presente trabajo hablaremos de la Tabla Periódica y hare una breve
introducción de cada uno de ellos: La tabla periódica de los
elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos
químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es
establecer un orden específico agrupando elementos, también hablaremos de los
modelos atómicos: Un modelo atómico es una representación estructural de
un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De
ninguna manera debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sino
más bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del
tiempo existieron varios modelos atómicos & algunos más elaborados que
otros; así como otros temas mas que pondré mas adelante. Ernest
Rutherford

TABLA PERIÓDICA
 La tabla periódica de los
elementos clasifica, organiza y
distribuye los distintos elementos
químicos, conforme a sus
propiedades y características; su
función principal es establecer un
orden específico agrupando
elementos.
 Suele atribuirse la tabla a Dmitri
Mendeléyev, quien ordenó los
elementos basándose en la variación
manual de las propiedades químicas,
si bien Julius Lothar Meyer,
trabajando por separado, llevó a cabo
un ordenamiento a partir de las
propiedades físicas de los átomos. La
forma actual es una versión
modificada de la de Mendeléyev; fue
diseñada por Alfred Werner.

HISTORIA
 El descubrimiento de los elementos
 La historia de la tabla periódica está
 Aunque algunos elementos como
íntimamente relacionada con varios el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plo
aspectos del desarrollo de la química mo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran
y la física: conocidos desde la antigüedad, el
primer descubrimiento científico de un
 El descubrimiento de los elemento ocurrió en el siglo XVII
elementos de la tabla periódica. cuando el alquimista Henning
 El estudio de las propiedades Brand descubrió el fósforo (P). En el
siglo XVIII se conocieron numerosos
comunes y la clasificación de los nuevos elementos, los más importantes
elementos. de los cuales fueron los gases, con el
 La noción de masa desarrollo de la química
neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H)
atómica (inicialmente denominada y nitrógeno (N). También se consolidó
"peso atómico") y, posteriormente, ya en esos años la nueva concepción de
en el siglo XX, de número atómico. elemento, que condujo a Antoine
Lavoisier a escribir su famosa lista de
 Las relaciones entre la masa atómica sustancias simples, donde aparecían 33
(y, más adelante, el número atómico) elementos.
y las propiedades periódicas de los
elementos.

El descubrimiento de un  La palabra "elemento" procede de la ciencia
gran número de nuevos griega, pero su noción moderna apareció a lo
elementos, así como el largo del siglo XVII, aunque no existe un
estudio de sus consenso claro respecto al proceso que condujo a
propiedades, pusieron de su consolidación y uso generalizado. Algunos
manifiesto algunas autores citan como precedente la frase de Robert
semejanzas entre ellos, lo Boyle en su famosa obra El químico escéptico,
que aumentó el interés de los donde denomina elementos "ciertos cuerpos
químicos por buscar algún primitivos y simples que no están formados por
tipo de clasificación. otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los
ingredientes de que se componen
inmediatamente y en que se resuelven en último
término todos los cuerpos perfectamente
mixtos". En realidad, esa frase aparece en el
contexto de la crítica de Robert Boyle a los
cuatro elementos aristotélicos.

LA NOCIÓN DE ELEMENTO Y LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

LOS PESOS ATÓMICOS

 A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva
concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y
de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación
de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de
elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de
la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones
recíprocas).

Ley de las octavas de  La primera clasificación de elementos
Newlands
conocida, fue propuesta por Antoine
En 1864, el químico Lavoisier, quien propuso que los elementos se
inglés John Alexander Reina
clasificaran en metales, no
Newlands comunicó al Royal
College of Chemistry (Real
metales y metaloides o metales de transición.
Colegio de Química) su Aunque muy práctico y todavía funcional en la
observación de que al ordenar tabla periódica moderna, fue rechazada debido
los elementos en orden a que había muchas diferencias en
creciente de sus pesos las propiedades físicas como químicas.
atómicos (prescindiendo del
hidrógeno), el octavo
elemento a partir de cualquier
otro tenía unas propiedades
muy similares al primero. En
esta época, los llamados gases
nobles no habían sido aún
descubiertos.
METALES, NO METALES, METALOIDES Y METALES DE
TRANSICIÓN

METALES  No metal
Se llama metal a los elementos
químicos caracterizados por ser  Se denomina no metales , a los elementos
buenos conductores del calor y químicos que no son metales pues sus
la electricidad. Poseen alta características son totalmente diferentes. Los no
densidad y son sólidos en metales, excepto el hidrógeno, están situados en
temperaturas normales (excepto la tabla periódica de los elementos en el bloque p.
elmercurio); sus sales
Los elementos de este bloque son no-metales,
forman iones electropositivos
(cationes) en disolución. excepto los metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te), todos
La ciencia de materiales define los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), y algunos
un metal como un material en el metales (Al, Ga,In, Tl, Sn, Pb).
que existe un solape entre  Los no-metales aparecen en color a la derecha de la
la banda de valencia y la banda tabla periódica.
de conducción en su estructura
electrónica (enlace metálico).  Tienden a formar aniones u oxianiones en solución
Esto le da la capacidad de acuosa. Su superficie es opaca, y son malos
conducir conductores de calor y electricidad. En
fácilmente calor y electricidad, y comparación con los metales, son de baja densidad,
generalmente la capacidad de
reflejar la luz, lo que le da su
y se derriten a bajas temperaturas. La forma de los
peculiar brillo. no metales puede ser alterada fácilmente, ya que
tienden a ser frágiles y quebradizos.

CARACTERISTICAS DE LOS METALES Y LOS NO METALES

LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS

 En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al
Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de
que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos
(prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier
otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los
llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
 Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias
(grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados
por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

TABLA PERIÓDICA DE MENDELÉYEV
 En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla
Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer que basó su
clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función
de la masa atómica de los elementos.
 Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la
naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con
los criterios siguientes:
 Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
 Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como
la valencia.

CLASIFICACIÓN

 Grupos
 A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia
atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por
ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su
último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse
como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son
los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del
octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.

 Períodos
 Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos.
Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla
periódica, los elementos que componen una misma fila tienen
propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un
período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada
elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer
período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo
el orbital 1s.
 La tabla periódica consta de 7 períodos:
 Período 1
 Período 2
 Período 3
 Período 4
 Período 5
 Período 6
 Período 7
 file:///C:/Users/JOSE%20LUIS/Documents/crucigrama.htm
 file:///C:/Users/JOSE%20LUIS/Documents/CUESTIONARIO.htm

 Un modelo atómico es una representación estructural de
un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades.
De ninguna manera debe ser interpretado como un dibujo de un
átomo, sino más bien como el diagrama conceptual de su
funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron varios modelos
atómicos & algunos más elaborados que otros:
 Modelo atómico de Demócrito, el primer modelo
atómico, postulado por el filósofo griego Demócrito.
 Modelo atómico de John Dalton, surgido en el contexto de la
química, el primero con bases científicas.
 Modelo atómico de Thompson, o modelo del budín, donde los
electrones son como las "frutas" dentro de una "masa" positiva.
 Modelo del átomo cúbico de Lewis, donde los electrones están
dispuestos según los vértices de un cubo, que explica la teoría de la
valencia.
 Modelo atómico de Rutherford, el primero que distingue entre el
núcleo central y una nube de electrones a su alrededor.
 Modelo atómico de Bohr, un modelo cuantizado del átomo, con
electrones girando en órbitas circulares.
 Modelo atómico de Sommerfeld, una versión relativista del
modelo de Rutherford-Bohr.
 Modelo atómico de Schrödinger, un modelo cuántico no
relativista donde los electrones se consideran ondas de materia.

MODELOS ATÓMICOS

MODELO ATÓMICO DE DEMOCRITO

 El ser humano siempre se cuestionó sobre la conformación de la materia, hasta
que aproximadamente en el año 400 años antes de Cristo, Demócrito el
reconocido filósofo griego, quién era discípulo de Leucipo ( creador de la teoría
atómica de la materia, la cual dice que la materia se encuentra conformada por
partículas idénticas e indivisibles).

Entonces Demócrito al proponer su modelo atómico dice que la materia se
encuentra formada por diminutas partículas, las cuales no pueden ser
divididas, por tal motivo a estas partículas indivisibles las llamó átomos
(palabra griega que significa indivisible).

Las propuestas de Demócrito no  Para conocer un poco más de Demócrito, se dice
fueron aceptadas por los filósofos
que nació en el año 460 a.C. y murió en el año -
de su época, no fue sino hasta 2200
años luego que el concepto de 370 a.C., gran filósofo griego que pudo
Demócrito sobre los átomos desarrollar la teoría atómica del universo,
pudiera ser tomada en siguiendo la idea de Leucipo.
consideración.

Se dice que este filósofo, aparte de En resumen la teoría atómica de Demócrito
seguir los conceptos de sobre la materia, propone que absolutamente
Leucipo, también estudió la todas las cosas se encuentran conformadas por
materia en base a los conceptos del partículas pequeñísimas, invisibles, que no
también filósofo griego
Aristóteles, aunque este último pueden ser divididas ni destruidas, estas
decía que la materia no se partículas se encuentran en movimiento a través
encontraba conformada por de la eternidad en un espacio infinito y vacío.
partículas sino más bien que esta
era continua.

Ya a inicios del siglo XIX, el gran
químico inglés, John Dalton, se
basó en la hipótesis de Demócrito y
pudo así sentar las bases de la
teoría atómica.

Postulados de Dalton.  El modelo atómico de Dalton surgido en el
Dalton explicó su teoría formulando contexto de la química, fue el
una serie de enunciados simples:1
La materia está formada por partículas primer modelo atómico con bases científicas,
muy pequeñas llamadas átomos, que formulado en1808 por John Dalton. El siguiente
son indivisibles y no se pueden modelo fue el modelo atómico de Thompson.
destruir.
Los átomos de un mismo elemento son  El modelo permitió explicar por primera vez por
iguales entre sí, tienen su propio peso y qué las sustancias químicas reaccionaban
cualidades propias. Los átomos de los en proporciones estequiometrias fijas (Ley de las
diferentes elementos tienen pesos
diferentes. proporciones múltiples), y por qué cuando dos
Los átomos permanecen sin sustancias reaccionan para formar dos o más
división, aún cuando se combinen en compuestos diferentes, entonces las proporciones
las reacciones químicas.
de estas relaciones son números enteros. Por
Los átomos, al combinarse para
formar compuestos guardan relaciones ejemplo 14 g de carbono (C), pueden reaccionar
simples. con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido
Los átomos de elementos diferentes se de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de
pueden combinar en proporciones oxígeno para formar [[dióxido de carbono
distintas y formar más de un
compuesto. [CO2]](CO2).
Los compuestos químicos se forman al
unirse átomos de dos o más elementos
distintos.

MODELO ATÓMICO DE DALTON

MODELO ATÓMICO DE THOMPSON
 El modelo atómico de Thomson, es  Éxitos del modelo
una teoría sobre la  El nuevo modelo atómico usó la amplia
estructura atómica propuesta en 1904 evidencia obtenida del estudio de
por Joseph John Thomson, quien los rayos catódicos a lo largo de la
descubrió el electrón en 1897, mucho segunda mitad del siglo XIX. Si bien el
antes del descubrimiento del protón y modelo atómico de Dalton daba debida
del neutrón. En dicho modelo, cuenta de la formación de los procesos
el átomo está compuesto químicos, postulando átomos
por electrones de carga negativa en un indivisibles, la evidencia adicional
átomo positivo, como un pudín de suministrada por los rayos catódicos
pasas. Se pensaba que los electrones se sugería que esos átomos contenían
distribuían uniformemente alrededor partículas eléctricas de carga negativa. El
del átomo. En otras ocasiones, en lugar modelo de Dalton ignoraba la estructura
de una nube de carga negativa se interna, pero el modelo de Thomson
postulaba con una nube de carga aunaba las virtudes del modelo de Dalton
positiva. y simultáneamente podía explicar los
hechos de los rayos catódicos

 Insuficiencias del modelo
 Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos
observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas
sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las
predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los
resultados del experimento de Rutherford,que sugería que la carga positiva
estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que
se conoció como núcleo atómico. El modelo siguiente fue el modelo atómico de
Rutherford.
 Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la
regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de
Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades
periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como
resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que
ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.

Modelo atómico del átomo cúbico
 El modelo del átomo cúbico fue un modelo atómico temprano, en el
que los electrones del átomo estaban posicionados siguiendo los
ocho vértices de un cubo. Esta teoría fue desarrollada en 1902
por Gilbert N. Lewis y publicada en 1916 en el artículo "The Atom
and the Molecule" (El Átomo y la Molécula); sirvió para dar cuenta
del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de Abegg. Fue
desarrollada posteriormente por Irving Langmuir en 1919, como
el átomo del octeto cúbico. La figura a continuación muestra las
estructuras de los elementos de la segunda fila de la tabla periódica.

MODELO ATÓMICO
DE RUTHERFORD
El modelo atómico de  Rutherford Llegó a la conclusión de que la masa del
Rutherford es un modelo átomo se concentraba en una región pequeña de
atómico o teoría sobre la estructura cargas positivas que impedian el paso de las
interna del átomo propuesto por el partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el
químico y físico británico- átomo poseía un núcleo o centro en el cual se
neozelandés Ernest Rutherford concentra la masa y la carga positiva, y que en la
para explicar los resultados de zona extranuclear se encuentran los electrones de
su "experimento de la lámina de carga negativa.
oro", realizado en 1911.
 Historia
El modelo de Rutherford fue el
primer modelo atómico que  Antes de que Rutherford propusiera su modelo
consideró al átomo formado por atómico, los físicos aceptaban que las cargas
dos partes: la "corteza", constituida eléctricas en el átomo tenían una distribución
por todos sus electrones, girando a más o menos uniforme. Rutherford trató de ver
gran velocidad alrededor de un cómo era la dispersión de las partículas alfa por
"núcleo", muy pequeño, que parte de los átomos de una lámina de oro muy
concentra toda la carga eléctrica delgada.
positiva y casi toda la masa del
átomo.

 Los ángulos resultantes de la desviación de las partículas
supuestamente aportarían información sobre cómo era la
distribución de carga en los átomos. Era de esperar que, si
las cargas estaban distribuidas uniformemente según
el modelo atómico de Thomson, la mayoría de las partículas
atravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimas
deflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamente
recta. Aunque esto era cierto para la mayoría de las
partículas alfa, un número importante de estas sufrían
deflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salían
rebotadas en dirección opuesta a la incidente.
 Rutherford pensó que esta fracción de partículas rebotadas
en dirección opuesta podía ser explicada si se suponía la
existencia de fuertes concentraciones de carga positiva en el
átomo. Lamecánica newtoniana en conjunción con la ley de
Coulomb predice que el ángulo de deflexión de una partícula
alfa relativamente liviana por parte de un átomo de oro más
pesado, depende del "parámetro de impacto" o distancia
entre la trayectoria de la partícula y el núcleo:1
 (1)
 Donde:
 , siendo la constante dieléctrica del vacío y la carga
eléctrica del centro dispersor., es la energía cinética inicial de
la partícula alfa incidente. es el parámetro de impacto.Dado
que Rutherford observó una fracción apreciable de partículas
"rebotadas" para las cuales el ángulo de deflexión es cercano
a χ ≈ π, de la relación inversa a (1):
 (2)

MODELO ATÓMICO DE BOHR
 El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un
modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico
en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos
postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico
danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden
tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos (dos
problemas que eran ignorados en el modelo previo de
Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas
tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert
Einstein en 1905.

¿EN QUE CONSISTÍA EL MODELO DE NIELS
BOHR?
 Bohr se basó en  En este modelo los electrones giran en
el átomo de hidrógeno para hacer el órbitas circulares alrededor del
modelo que lleva su nombre. Bohr
intentaba realizar un modelo atómico núcleo, ocupando la órbita de menor
capaz de explicar la estabilidad de energía posible, o la órbita más cercana
la materia y los espectros de emisión y posible al núcleo. El electromagnetismo
absorción discretos que se observan en clásico predecía que una partícula cargada
los gases. Describió el átomo de moviéndose de forma circular emitiría
hidrógeno con un protón en el núcleo, y energía por lo que los electrones deberían
girando a su alrededor un electrón. El
modelo atómico de Bohr partía colapsar sobre el núcleo en breves instantes
conceptualmente del modelo atómico de de tiempo. Para superar este problema Bohr
Rutherford y de las incipientes ideas supuso que los electrones solamente se
sobre cuantización que habían surgido podían mover en órbitas específicas, cada
unos años antes con las investigaciones una de las cuales caracterizada por su nivel
de Max Planck y Albert Einstein. Debido energético. Cada órbita puede entonces
a su simplicidad el modelo de Bohr es
todavía utilizado frecuentemente como identificarse mediante un número
una simplificación de la estructura de la entero n que toma valores desde 1 en
materia. adelante. Este número "n" recibe el nombre
de Número Cuántico Principal.

Modelo atómico de
Sommerfeld

El Modelo atómico de Sommerfeld es  Características del modelo
un modelo atómico hecho por el físico  En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo
alemán Arnold Sommerfeld (1868-
1951) que básicamente es una
atómico de Bohr intentando paliar los dos
generalización relativista del modelo
principales defectos de éste. Para eso introdujo
atómico de Bohr (1913). dos modificaciones básicas: Órbitas casi-
Insuficiencias del modelo de Bohr elípticas para los electrones y velocidades
El modelo atómico de Bohr funcionaba relativistas. En el modelo de Bohr los electrones
muy bien para sólo giraban en órbitas circulares.
el átomo de hidrógeno, sin embargo, en La excentricidad de la órbita dio lugar a un
los espectros realizados para átomos de nuevo número cuántico: el número cuántico
otros elementos se observaba azimutal, que determina la forma de los
que electrones de un mismo nivel orbitales, se lo representa con la letra l y toma
energético tenían distinta
energía, mostrando que existía un error
valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas
en el modelo. Su conclusión fue que con:
dentro de un mismo nivel energético  l = 0 se denominarían
existían subniveles, es decir, energías posteriormente orbitales s o sharp
ligeramente diferentes. Además desde el
punto de vista teórico, Sommerfeld  l = 1 se denominarían p o principal.
había encontrado que en ciertos átomos  l = 2 se denominarían d o diffuse.
las velocidades de los electrones
alcanzaban una fracción apreciable de  l = 3 se denominarían f o fundamental.
lavelocidad de la luz. Sommerfeld
estudió la cuestión para electrones
relativistas.

EN RESUMEN
En 1916, Arnold Sommerfeld, con
la ayuda de la relatividad
de Albert Einstein, hizo las
siguientes modificaciones al
modelo de Bohr:
Los electrones se mueven
alrededor del núcleo, en órbitas
circulares o elípticas.
A partir del segundo nivel
energético existen dos o más
subniveles en el mismo nivel.
El electrón es una corriente
eléctrica minúscula.
En consecuencia el modelo
atómico de Sommerfeld es una
generalización del modelo atómico
de Bohr desde el punto de vista
relativista, aunque no pudo
demostrar las formas de emisión
de las órbitas elípticas, solo
descartó su forma circular.

Modelo atómico de
Schrödinger

El modelo atómico de  La forma concreta en que surgieron de
Schrödinger (1924) es un modelo manera natural estos subniveles, fue
cuántico no relativista. Se basa
en la solución de la ecuación de incorporando órbitas elípticas y correcciones
Schrödinger para un potencial relativistas. Así, en 1916, Arnold
electrostático con simetría Sommerfeld modificó el modelo atómico de
esférica, llamado también átomo
hidrogenoide. En este modelo los Bohr, en el cual los electrones sólo giraban
electrones se contemplaban en órbitas circulares, al decir que también
originalmente como una onda podían girar en órbitas elípticas más complejas
estacionaria de materia cuya
amplitud decaía rápidamente al y calculó los efectos relativistas.
sobrepasar el radio atómico.
El modelo de Bohr funcionaba
muy bien para
el átomo de hidrógeno. En los
espectros realizados para otros
átomos se observaba que
electrones de un mismo nivel
energético tenían energías
ligeramente diferentes

Características del
modelo

Insuficiencias del modelo  El modelo atómico de Schrödinger concebía
originalmente los electrones como ondas de materia. Así
Si bien el modelo de Schrödinger la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria
describe adecuadamente la que describía la evolución en el tiempo y el espacio de
estructura electrónica de los dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una
átomos, resulta incompleto en interpretación probabilística de la función de onda de los
otros aspectos: electrones. Esa nueva interpretación es compatible con
El modelo de Schrödinger en su los electrones concebidos como partículas casi puntuales
formulación original no tiene en cuya probabilidad de presencia en una determinada
cuenta el espín de los región viene dada por la integral del cuadrado de la
electrones, esta deficiencia es función de onda en una región. Es decir, en la
corregida por el modelo de interpretación posterior del modelo, éste era
Schrödinger-Pauli. modelo probabilista que permitía hacer predicciones
El modelo de Schrödinger ignora empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de
los efectos relativistas de los movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por
electrones rápidos. el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de
ciertas mediciones no están determinadas por el modelo,
sino sólo el conjunto de resultados posibles y
su distribución de probabilidad.

PERIODICIDAD
 CLASIFICACIONES PERIÓDICAS QUIMICA
INICIALES
La determinación de las
 Los científicos ven la necesidad de propiedades y la clasificación de
clasificar los elementos de alguna los elementos ha sido unos delos
manera logros más importantes de la
química. La periodicidad se
que permitiera su estudio más sistemati describe como una propiedad de
zado. Para ello se tomaron como base la los elementos químicos. Indica
s similitudes químicas y físicas de los que lo elementos que pertenecen
elementos. a un mismo grupo o familia de la
tabla periódica
tienen propiedades muy
similares. Los elementos se
ordenan en
un arreglo sistemático, aunque no
es ideal, es muy útil

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

 El radio atómico dependerá de la distancia al
núcleo de los electrones de la capa de valencia
 Es la energía requerida para remover un
elemento.
 Energía de ionización: citrón de un átomo
neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con el
período.
El radio atómico dependerá
Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con de la distancia al núcleo de
que un átomo atrae los electrones que participan
en un enlace químico. Aumenta de izquierda a los electrones de la capa de
derecha y de abajo hacia arriba. valencia.
 Afinidad electrónica: Es la energía liberada
cuando un átomo neutro captura un electrón para
formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a
derecha y de abajo hacia arriba.

CLASIFICACIONES PERIODICAS INICIALES (TABLA)
Johann W. Dobeneine Hace su clasificación en
r: grupos de tres elementos
con propiedades químicas s
imilares, llamadas triadas.
John Newlands: Organiza los elementos en
grupos de ocho u octavas,
en orden ascendente de sus pes
os atómicos y
encuentra que cada octavo ele
mento existía repetición o
similitud entre las propiedades
químicas de algunos de ellos.
Dimitri Mendeleiev Clasifican lo elementos en
y Lothar Meyer: orden ascendente de los pesos
atómicos. Estos se distribuyen
en ocho grupos, de tal manera
que aquellos de propiedades
similares quedaban ubicados
en el mismo grupo.

 En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos
con rayos x determinó los números atómicos de los elementos
y con estos creó una nueva organización para los elementos.
 Ley periódica
 " Las propiedades químicas de los elementos son función
periódica de sus números atómicos "Lo que significa que
cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en
forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades q
uímicas similares y propiedades físicas que varían
periódicamente.

TABLA PERIÓDICA ACTUAL

 Los elementos están distribuidos en  Los elementos de transición interna
filas (horizontales) denominadas o tierras raras se colocan aparte en la
períodos y se enumeran del 1 al 7 con tabla periódica en dos grupos de 14
números arábigos. Los elementos de elementos, llamadas series
propiedades similares están reunidos  lantánida
en columnas (verticales), que se
denominan grupos o familias; los  y
cuales están identificados con números  actínida.
romanos y distinguidos como grupos  La tabla periódica permite clasificar
 A a los elementos en metales, no
 y grupos metales y gases nobles.
 B  Una línea diagonal quebrada ubica
 .Los elementos de los grupos al lado izquierdo a los metales y al
 A lado derecho a los no metales.
 se conocen como  Aquellos elementos que se
 elementos representativos encuentran cerca de la
 y los de los grupos diagonal presentan propiedades de
metales y no metales; reciben el
 B nombre de metaloides.
 como
 elementos de transición
 .

ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIODICA

 Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución
electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de
valencia el grupo.
 Elementos representativos:
 Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución
electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los
electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.
 Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:
 Grupo IA: Alcalinos Grupo
 IIA Alcalinotérreos Grupo
 VIIA: Halógenos Grupo
 VIIIA: Gases nobles

 C:UsersJOSE LUISDocumentscrucigrama2.htm

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS

RADIO ATÓMICO
 El radio atómico esta definido como la mitad
de la distancia entre dos núcleos de dos átomos
adyacentes. Diferentes propiedades
físicas, densidad, punto de fusión, punto de
ebullición, estos están relacionadas con el
tamaño de los átomos. Identifica la distancia
que existe entre el núcleo y el orbita las externo
de un átomo. Por medio del radio atómico, es
posible determinar el tamaño del átomo.

Propiedades
 En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la
cantidad de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio
atómico es mayor.
 En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar el número
atómico (Z), hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce
el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo
así la distancia entre el núcleo y los electrones.
 El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre
núcleos de átomos "vecinos" en una molécula es la suma de sus radios
covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre
núcleos de átomos "vecinos" en cristales metálicos. Usualmente, por radio
atómico se ha de entender radio covalente. Es inversamente proporcional
con el átomo.

 Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida
que aumenta el número atómico. Al aumentar el
número atómico, Z, muchas de las propiedades
fisicoquímicas de los elementos varían de forma
periódica. Una de ellas es el radio atómico, que se
obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre
los átomos.
 El radio atómico es la distancia entre el núcleo del
átomo y el electrón estable más alejado del mismo.
Se suele medir en picómetros (1 pm=10–12 m) o
Angstroms (1 Å=10–10 m).

 Al ser los núcleos y los
electrones partículas
cuánticas, sometidas al
principio de indeterminación
de Heisenberg, las medidas
directas de distancias no
pueden tener sino un
significado estadístico.
Convencionalmente, se
define como la mitad de la
distancia existente entre los
centros de dos átomos
enlazados, y dependiendo de
ese enlace podremos hablar
de radios
atómicos, iónicos, metálicos

VARIACIÓN RADIO ATÓMICO
 El radio atómico de un elemento
 En función del tipo de aumenta de arriba a abajo y de
enlace químico se definen derecha a izquierda en la tabla
periódica.
también otros radios como  La explicación a este fenómeno se
el covalente (generalmente encuentra en que la fuerza de
atracción que el núcleo del átomo
para elementos no ejerce sobre los electrones es
metálicos) y el iónico (para mayor al final de cada período, de
manera que los electrones de los
elementos metálicos). átomos de los elementos que se
encuentran más a la derecha se
Situados ahora en la tabla encuentran más atraídos por el
periódica, una sencilla regla núcleo, de modo que, como el
número de niveles en el que se
mnemotécnica para recordar enlazan los átomos es el mismo, el
radio disminuye.
el modo en que aumenta el  Paralelamente a esto, en cada
radio atómico es la período aumenta en una unidad el
número de capas en el que se
siguiente: distribuyen los electrones del
átomo, de manera que los átomos
 C:UsersJOSE de los elementos de mayor período
LUISDocumentscuestiona tienen mayor radio.
rio4.htm

 La estructura de Lewis, también  Las estructuras de Lewis muestran los
llamada diagrama de punto, modelo diferentes átomos de una determinada
de Lewis o representación de Lewis, molécula usando su símbolo químico
es una representación gráfica que y líneas que se trazan entre los
muestra los enlaces entre átomos que se unen entre sí. En
los átomos de una molécula y los ocasiones, para representar cada
pares de electrones solitarios que enlace, se usan pares de puntos en
puedan existir. vez de líneas. Los electrones
 Esta representación se usa para saber desapartados (los que no participan
la cantidad de electrones de valencia en los enlaces) se representan
de un elemento que interactúan con mediante una línea o con un par de
otros o entre su misma especie, puntos, y se colocan alrededor de los
formando enlaces ya sea simples, átomos a los que pertenece
dobles, o triples y estos se encuentran  Este modelo fue propuesto
íntimamente en relación con los por Gilbert N. Lewis quien lo
enlaces químicos entre las moléculas introdujo por primera vez en 1916 en
y su geometría molecular, y la su artículo La molécula y el átomo.
distancia que hay entre cada enlace
formado.

EJEMPLO DEL DIAGRAMA DE ESTRUCTURA
DE LEWIS
Diagrama de puntos en estructura de Lewis,
entre carbono C, hidrógeno H, Gy oxígeno O, representados según la
estructura de Lewis.

 Las moléculas más simples, entre las  En algunos casos es difícil determinar
cuales se encuentran las moléculas el átomo central, en general cuando
orgánicas, deben presentar un átomo todos los átomos de los elementos del
central, en algunos casos el átomo compuesto aparecen más de una vez.
central es el carbono debido a su baja
electronegatividad, luego éste queda
rodeado por los demás átomos de las
otras moléculas. En moléculas
compuestas por varios átomos de un
mismo elemento y un átomo de otro
elemento distinto, éste último se
utiliza como el átomo central, lo cual
se representa en este diagrama con 4
átomos de hidrógeno y uno de silicio.
El hidrógeno también es un elemento
extenuante, puesto que no debe ir
como átomo central.
 reacción de átomos de hidrógeno y
silicio en modelo de Lewis.

 La regla del octeto, establece que los  La justificativa para esta regla es que las
átomos se enlazan unos a otros en el moléculas o iones, tienden a ser más
intento de completar su capa de valencia estables cuando la capa de electrones
(última capa de la electrosfera). La externa de cada uno de sus átomos está
denominación “regla del octeto” surgió en llena con ocho electrones (configuración
razón de la cantidad establecida de de un gas noble). Es por ello que los
electrones para la estabilidad de un elementos tienden siempre a formar
elemento, o sea, el átomo queda estable enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
cuando presenta en su capa de valencia 8  Los átomos son más estables cuando
electrones. Para alcanzar tal estabilidad consiguen ocho electrones en la capa de
sugerida por la regla del octeto, cada su estado de óxido, sean pares solitarios o
elemento precisa ganar o perder compartidos mediante enlaces covalentes.
(compartir) electrones en los enlaces Considerando que cada enlace covalente
químicos, de esa forma ellos adquieren simple aporta dos electrones a cada átomo
ocho electrones en la capa de valencia. de la unión, al dibujar un diagrama o
Veamos que los átomos de oxígeno se estructura de Lewis, hay que evitar
enlazan para alcanzar la estabilidad asignar más de ocho electrones a cada
sugerida por la regla del octeto. átomo.

 En términos de las estructuras de Lewis en general, la carga formal de
un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las
definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio
utilizaron:
 Cf = Nv - Ue - Bn , donde:
 Cf es la carga formal.
 Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.
 Ue representa el número de electrones no enlazados.
 Bn representa el número total de electrones de enlace, esto dividido
entre dos.
 La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el
número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el
número de electrones que pertenecen a él en la estructura. El total de
las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.

 La fórmula del ion de nitrito es NO2-
 Paso uno: Escoger el átomo central. Existe sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con
menos electronegatividad, por lo que éste se convertirá en nuestro átomo central.
 Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada
oxígeno posee 6, para un total de (6 x 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de -1, lo que nos indica un
electrón extra, por lo que el número total de electrones es de 18.
 Paso tres: Ubicar los pares electrónicos. Cada oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa
cuatro electrones, dos en cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente
como 7 pares solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares solitarios, dándole a cada
oxígeno 8 electrones, incluyendo el par del enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el
átomo de nitrógeno.
 Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a
ellos. El átomo de nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios de uno de
los oxígenos debe formar un doble enlace, y ambos átomos se unirán por un doble enlace. Puede
hacerse con cualquiera de los dos oxígenos. Por lo tanto, debemos tener una estructura de
resonancia.
 Paso cinco: Dibujar la estructura. Las dos estructuras de Lewis deben ser dibujadas con un átomo de
oxígeno doblemente enlazado con el átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno en cada
estructura estará enlazado de manera simple con el átomo de nitrógeno. Ponga los corchetes
alrededor de cada estructura, y escriba la carga ( - ) en el rincón superior derecho afuera de los
corchetes. Dibuje una flecha doble entre las dos formas de resonancia.

 Gilbert Newton Lewis (Weymouth, Massachusetts, 23 de octubre de 1875 -
Berkeley, 23 de marzo de 1946) fisicoquímico estadounidense, famoso por
su trabajo llamado "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto".
 . Tuvo educación hogareña hasta esa edad y de escuela pública entre los 9
y los 14, momento en el cual ingresó en la Universidad de
Nebraska para, tres años más tarde, comenzar a estudiar en
la Universidad de Harvard donde mostró interés por la economía pero se
concentró en química, obteniendo su bachillerato en 1896 y su doctorado
en 1898. Desarrolló un intenso trabajo en cuestiones relativas
principalmente a esta disciplina, publicando numerosos artículos con los
resultados de sus investigaciones.
 Murió a los 70 años de un ataque cardíaco mientras se encontraba
trabajando en su laboratorio en Berkeley. Se le debe el estudio de los
electrones periféricos de los átomos, del que dedujo, en1916, una
interpretación de la covalencia; propuso, en 1926, el nombre de fotón para
el cuanto de energía radiante.

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

Historia del concepto de enlace
 Las primeras especulaciones respecto a
químico la naturaleza del enlace químico son
tan tempranas como en el siglo XII. Se
suponía que ciertos tipos de especies
químicas estaban unidas entre sí por
un tipo de afinidad química.
 En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría
de enlace atómico, en "Query 31" de
su Opticks, donde los átomos se unen
unos a otros por alguna "fuerza".
Específicamente, después de investigar
varias teorías populares, en boga en
aquel tiempo, de cómo los átomos se
podía unir unos a otros, por ejemplo,
"átomos enganchados", "átomos
pegados unos a otros por reposo", o
"unidos por movimientos
conspirantes“.

Teoría de los orbitales moleculares
 La teoría de los orbitales  Si este orbital es del tipo en
moleculares (TOM) usa una que los electrones tienen una
mayor probabilidad de
combinación lineal de orbitales estar entre los núcleos que en
atómicos para formar orbitales cualquier otro lugar, el orbital
moleculares, que abarcan la será un orbital enlazante, y
molécula entera. Estos orbitales tenderá a mantener los núcleos
cerca. Si los electrones tienden
son divididos frecuentemente a estar presentes en un orbital
en orbitales molecular en que pasan la
enlazantes, orbitales anti mayor parte del tiempo en
enlazantes, y orbitales de no cualquier lugar excepto entre
los núcleos, el orbital
enlace. Un orbital molecular es funcionará como un orbital
simplemente un orbital de anti enlazante, y realmente
Schrödinger que incluye varios, debilitará el enlace.
pero frecuentemente sólo dos,
núcleos.

Enlaces en fórmulas químicas
 La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil
el uso de una sola técnica para indicar los orbitales y
enlaces. En la fórmula molecular, los enlaces químicos
(orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por
varios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión.
Algunas veces, se desprecian completamente.
 Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del
etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser
escrito en papel como isómeros
conformacionales, tridimensional, completamente
bidimensional (indicando cada enlace con direcciones no
tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–CH2–
OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula
(C2H5OH), o sus constituyentes atómicos (C2H6O), de
acuerdo a lo que se esté discutiendo.

Enlaces químicos

Longitud Energía
Enlace
(pm) (kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H 74 436
H–C 109 413
H–N 101 391
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
H–Br 141 366

DEFINICION DE ENLACES QUIMICOS

 Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que
mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión
simplista del enlace localizado, el número de electrones que
participan en un enlace (o están localizados en un orbital
enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis,
respectivamente. Los números pares son comunes porque las
moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los
electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más
avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un
número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a
cada átomo involucrado en un enlace.
 C:UsersJOSE LUISDocumentscrucigrama3.htm

Enlace iónico

 Un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta
de la presencia de atracción electrostática entre los iones de
distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja
energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta
afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los
átomos capta electrones del otro. Gracias a esto se forma un
compuesto quimico simple.

 Se denomina enlace iónico al  Características
enlace químico de dos o más  Algunas características de este tipo
átomos cuando éstos tienen una de enlace son:
diferencia de  Ruptura de núcleo masivo.
electronegatividad de ΔEN = 2
o mayor. Este tipo de enlace fue  Son sólidos de estructura cristalina
propuesto por Walther Kossel en el sistema cúbico.
en 1916.  Altos puntos de fusión (entre 300
C o 1000 C) y ebullición.
 En una unión de dos átomos
por enlace iónico, un electrón  Son enlaces resultantes de la
abandona el átomo más interacción entre los metales de los
grupos I y II y los no metales de los
electropositivo y pasa a formar grupos VI y VII.
parte de la nube electrónica del
más electronegativo.  Son solubles en agua y otras
disoluciones acuosas.
 En la imagen del fondo  Una vez en solución acuosa, son
podemos observar el Enlace excelentes conductores de
iónico en el NaCl.. electricidad.
 En estado sólido no conducen la
electricidad. Si utilizamos un
bloque de sal como parte de un
circuito en lugar del cable, el
circuito no funcionará.

Clasificación
 Los iones se clasifican en dos tipos:
 a) Anión: Es un ion con carga negativa, lo
que significa que los átomos que lo
conforman tienen un exceso de electrones.
Comúnmente los aniones están formados
por no metales, aunque hay ciertos
aniones formados por metales y no
metales. Los aniones más conocidos son
(el número entre paréntesis indica la
carga):)
 F(-) fluoruro.
 Cl(-) cloruro.
 Br(-) bromuro.
 I(-) yoduro.
 S(2-) sulfuro.
 SO4(2-) sulfato.
 NO3(-) nitrato.
 PO4(3-) fosfato.

Enlace covalente no polar
 Cuando el enlace lo forman dos  Otro ejemplo, pero con átomos
átomos del mismo elemento, la diferentes, es el metano. La
diferencia de electronegatividad es electronegatividad del carbono es
cero, entonces se forma un enlace 2.5 y la del hidrógeno es 2.1; la
covalente no polar. El enlace diferencia entre ellos es de 0.4
covalente no polar se presenta (menor de 0.5), por lo que el
entre átomos del mismo elemento
enlace se considera no polar.
o entre átomos con muy poca
Además el metano es una
diferencia de electronegatividad.
molécula muy simétrica, por lo
Un ejemplo es la molécula de
hidrógeno, la cual está formada por que las pequeñas diferencias de
dos átomos del mismo elemento, electronegatividad en sus cuatro
por lo que su diferencia es cero. enlaces se anulan entre sí.

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

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

CARACTERISTICAS

 Este enlace sólo puede estar en
  La vinculación metálica es no
sustancias en estado sólido. polar, apenas hay diferencia de
 Los metales poseen algunas electronegatividad entre los átomos
propiedades características que los que participan en la interacción de
diferencian de los demás materiales. la vinculación (en los
Suelen ser sólidos a temperatura metales, elementales puros) o muy
ambiente, excepto el mercurio, y poca (en las aleaciones), y los
tienen un punto de fusión alto. electrones implicados en lo que
 El enlace metálico es característico constituye la interacción a través
de los elementos metálicos. Es un de la estructura cristalina del
enlace fuerte, primario, que se forma metal. El enlace metálico explica
entre elementos de la misma especie. muchas características físicas de
Al estar los átomos tan cercanos unos metales, tales como
de otros, interaccionan sus núcleos maleabilidad, ductilidad, buenos
junto con sus nubes electrónicas, en la conducción de calor y
empaquetándose en las tres electricidad, y con brillo o lustre
dimensiones, por lo que quedan los
núcleos rodeados de tales nubes. (devuelven la mayor parte de la
energía lumínica que reciben).

PUENTES DE HIDROGENO

 Enlace por puente de  Resulta de la formación de
hidrógeno una fuerza dipolo-dipolo con un
 Un enlace por puente de átomo de hidrógeno unido a un
hidrógeno o enlace de hidrógeno es átomo de nitrógeno, oxígeno o
la fuerza atractiva entre un átomo flúor (de ahí el nombre de "enlace
electronegativo y un átomo de de hidrógeno", que no debe
hidrógeno unido covalentemente a confundirse con un enlace
otro átomo electronegativo. covalente a átomos de
hidrógeno).

 Ejemplo de enlace de
hidrógeno intermolecular en
un complejo dimétrico auto
ensamblado molecular
reportado por Meijer y
colaboradores.

ENLACE

 Un átomo de hidrógeno unido a un átomo relativamente
electronegativo es un átomo donante del enlace de
hidrógeno. Este átomo electronegativo puede ser flúor,
oxígeno o nitrógeno. Un átomo electronegativo tal como el
flúor, oxígeno o nitrógeno es un aceptor de enlace de
hidrógeno, sin importar si está enlazado covalentemente o
no a un átomo de hidrógeno.
 El carbono también puede participar en enlaces de
hidrógeno, cuando el átomo de carbono está enlazado a
algunos átomos electronegativos, como en el caso de
cloroformo, CHCl3.

CARACTERISTICAS

 El enlace de hidrógeno suele ser descrito como una
interacción electrostática dipolo-dipolo. Sin embargo, también
tiene algunas características del enlace covalente: es
direccional, fuerte, produce distancias interatómicas menores
que la suma de los radios de van der Waals, y usualmente
involucra un número limitado de compañeros de
interacción, que puede ser interpretado como un tipo de
valencia. Estas características covalentes son más significativas
cuando los aceptores se unen a átomos de hidrógeno de
donantes más electronegativos.

 Enlaces de hidrógeno en
el agua PUENTE DE HIDROGENO
 El ejemplo de enlace de hidrógeno
más ubicuo,y quizás el más simple, se
encuentra entre las moléculas de agua.
En una molécula aislada de agua, el
agua contiene dos átomos de hidrógeno
y un átomo de oxígeno. Dos moléculas de
agua pueden formar un enlace de
hidrógeno entre ellas; en el caso más
simple, cuando sólo dos moléculas están
presentes, se llama dímero de agua y se
usa frecuentemente como un sistema
modelo.

 El elevado punto de
ebullición del agua se debe al Cuantas más moléculas
gran número de enlaces de estén presentes, como en
hidrógeno que cada molécula el caso del agua líquida,
tiene, en relación a su baja más enlaces son posibles,
masa molecular, y a la gran debido a que el oxígeno de
fuerza de estos enlaces de una molécula de agua
hidrógeno. El agua tiene puntos tiene dos pares libres de
de ebullición, fusión y electrones, cada uno de
viscosidad muy los cuales puede formar
altos, comparados con otras un enlace de hidrógeno
sustancias no unidas entre sí con átomos de hidrógeno
por enlaces de hidrógeno. de otras dos moléculas de
agua.

TEORÍA AVANZADA DEL
 Más generalmente, el enlace de ENLACE DE HIDRÓGENO
hidrógeno puede ser visto como un
campo escalar electrostático dependiente
de la métrica, entre dos o más enlaces
intermoleculares. Esto es ligeramente
diferente de los estados ligados
intramoleculares de, por ejemplo, el
enlace covalente o el enlace iónico; sin
embargo, el enlace de hidrógeno sigue
siendo un fenómeno de estado
ligado, puesto que la energìa de
interacción tiene una suma neta
negativa.

*
* Así, según la diferencia entre las
electronegatividades de éstos se
puede determinar
La electronegatividad es una medida (convencionalmente) si el enlace
de fuerza de atracción que ejerce un
será, según la escala de Linus
átomo sobre los electrones de otro,
en un enlace covalente. Los Pauling:
diferentes valores de
electronegatividad se clasifican * Iónico (diferencia superior o
según diferentes escalas, entre ellas
igual a 1,7)
la escala de Pauling y la escala de
Mulliken. * Covalente polar (diferencia
En general, los diferentes valores de entre 1,7 y 0,4)
electronegatividad de los átomos * Covalente no polar (diferencia
determinan el tipo de enlace que se inferior a 0,4).
formará en la molécula que los
combina.

* * La electronegatividad de un átomo
determinado, esta afectada
fundamentalmente por dos
magnitudes: su masa atómica y la
La electronegatividad es la medida distancia promedio de
de la capacidad de un átomo (o de
manera menos frecuente un grupo
los electrones de valencia con
funcional) para atraer hacia él respecto al núcleo atómico. Esta
los electrones, cuando forma propiedad se ha podido
un enlace químico en una molécula. correlacionar con otras
propiedades atómicas y
moleculares. Fue Linus Pauling el
investigador que propuso esta
magnitud por primera vez en el
año 1932, como un desarrollo más
de su teoría del enlace de valencia.

* Es interesante señalar que la electronegatividad no es
estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un
átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar
ligeramente cuando varía el "entorno"3 de un mismo
átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La
propiedad equivalente de la electronegatividad para un
átomo aislado sería la afinidad electrónica o
electroafinidad.
* Dos átomos con electronegatividades muy diferentes
forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias
pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes
polares con la carga negativa en el átomo de mayor
electronegatividad.

* Los diferentes valores de * Covalente no polar:
electronegatividad se clasifican
según diferentes escalas, entre ellas * Covalente polar:
la escala de Pauling anteriormente
aludida y la escala de Mulliken.
* Iónico:
* En general, los diferentes valores de * Cuanto más pequeño es
electronegatividad de los átomos el radio atómico, mayor es
determinan el tipo de enlace que se la energía de ionización y
formará en la molécula que los mayor la electronegatividad y
combina. Así, según la diferencia viceversa, la
entre las electronegatividades de
éstos se puede determinar electronegatividad es la
(convencionalmente) si el enlace tendencia o capacidad de un
será, según la escala de Linus átomo, en una molécula, para
Pauling: atraer hacia sí los electrones.

*

* La escala Mulliken (también llamada escala Mulliken-
Jaffe) es una escala para la electronegatividad de
los elementos químicos, desarrollada por Robert S.
Mulliken en 1934. Dicha escala se basa en
la electronegatividad Mulliken (cM) que promedia
la afinidad electrónica A.E. (magnitud que puede
relacionarse con la tendencia de un átomo a adquirir
carga negativa) y los potenciales de ionización de sus
electrones de valencia P.I. o E.I. (magnitud asociada con
la facilidad, o tendencia, de un átomo a adquirir carga
positiva). Las unidades empleadas son el kJ/mol:

*

* En la siguiente tabla se encuentran tabulados algunos
valores de la electronegatividad para elementos
representativos en la escala Mulliken:

Al Ar As B Be Br C Ca Cl F Ga
1,37 3,36 2,26 1,83 1,99 3,24 2,67 1,30 3,54 4,42 1,34

Ge H I In K Kr Li Mg N Na Ne
1,95 3,06 2,88 1,30 1,03 2,98 1,28 1,63 3,08 1,21 4,60

O P Rb S Sb Se Si Sn Sr Te Xe
3,21 2,39 0,99 2,65 2,06 2,51 2,03 1,83 1,21 2,34 2,59

*Grupo electronegativo
* En química orgánica, la * También hay un número
electronegatividad se asocia más de relaciones lineales con
con diferentes grupos funcionales la energía libre que se han
que con átomos individuales. Los usado para cuantificar
términos grupo
electronegativo y sustituyente estos efectos, como la
electronegativo se pueden ecuación de Hammet, que
considerar términos sinónimos. es la más conocida.
Es bastante corriente distinguir
entre efecto
inductivo y resonancia, efectos
que se podrían describir en
términos de electronegatividades
σ y π, respectivamente.

*

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