Módulo 2

Unidades 4, 5 y 6

Análisis microscópico de la

materia

Química General e Inorgánica

Lic. María Cecilia Taballione

Química General e Inorgánica – María Cecilia Taballione | 2

UNIDAD 4: Estructura

atómica

Antes de avanzar ¿por qué tener conocimientos introductorios de física

cuántica? Porque es la base de la física denominada “moderna” (atómica

y nuclear) que nos explica el comportamiento de la energía y de la

materia atómica, debemos saber que se aplica en la gran mayoría de los

desarrollos tecnológicos, entre ellos en la electrónica.

4.1- Teoría atómica de la

materia

4.1.1 Radiación electromagnética

En esta parte de la materia centraremos nuestra atención en todo lo relacionado a la energía. Veremos cómo se distribuye la energía dentro de los átomos (en sus orbitales), la energía necesaria para formar y romper enlaces y los diferentes tipos de energía existentes denominados en general energía electromagnética.

La energía se define como la capacidad para realizar un trabajo, por eso es muy común escuchar que cuando una persona está cansada, se dice que tiene poca energía. La energía, a diferencia de la materia, no puede tocarse, olerse verse o pesarse.

Así mismo, definimos trabajo como el cambio de energía resultante de un proceso.

Los diferentes tipos de energía que podemos observar en nuestra vida cotidiana parecen ser todas diferentes. ¿Pensaría Ud. que la energía que tienen los rayos X que se utilizan para tomar radiografías tienen algo en común con la energía de la luz del sol que se refleja en la nieve de las montañas? Pues sí, éstas parecen ser todas diferentes pero tienen características comunes.

Existen muchos tipos de energía, algunas más y otras menos importantes en la química. Mencionaremos algunas formas de energía comunes y de gran uso en el campo de la química.

- Energía potencial: La energía potencial de un sistema es la capacidad de dicho sistema de realizar un trabajo pura y

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exclusivamente en función de su posición o configuración. Puede pensarse como la energía almacenada en el sistema o como una medida del trabajo que el sistema puede realizar. En química la energía potencial es una forma de energía relacionada a la organización estructural de los átomos o moléculas. Esta organización puede ser el resultado de enlaces químicos. La energía química de una sustancia puede ser transformada a otras formas de energía mediante una reacción química.

- Energía térmica: Es la energía liberada en forma de calor. Puede ser obtenida el sol o por una reacción química exotérmica, como la combustión. Está asociada al movimiento de los átomos y las moléculas; es lo que vimos cuando desarrollamos en el Módulo I la teoría cinético – molecular. A mayor energía térmica tendremos mayor temperatura, debido a que habrá mayor movimiento dentro de la porción de materia que estemos analizando, pero hay que distinguir muy bien entre energía térmica y temperatura: si comparamos una taza de té a 70ºC y una bañera con agua a 40ºC, la bañera tendrá más energía térmica ya que tiene más volumen y, por lo tanto, más moléculas en movimiento y colisionando entre ellas. La transferencia de energía química de un cuerpo a otro debido a una diferencia de temperatura se denomina calor.

- Energía química: Es un tipo de energía que se almacena en las unidades estructurales de cada sustancia y está dada por el tipo y arreglo que tienen los átomos dentro de esa sustancia. Cuando esta sustancia participa de una reacción, la energía química se libera, se almacena o se transforma en otro tipo de energía.

- Energía radiante: Es la energía proveniente del sol y es la principal fuente de energía de la Tierra. Es la que poseen las ondas electromagnéticas.

Todas las formas de energía se pueden convertir en algún otro tipo de energía. Por ejemplo, la energía que proviene del sol, es energía radiante, que al ponerse en contacto con nuestro cuerpo se transforma en calor (energía térmica).

Los científicos han llegado a la conclusión de que, aún cuando la energía se presenta en una forma convertible en otro tipo, esta no se destruye ni se crea. Con esto se enuncia el principio de conservación de la energía: “nada se pierde, todo se transforma”.

Este principio enuncia que si un tipo de energía desaparece, otro tipo de energía debe aparecer en la misma magnitud y viceversa.

Todos los tipos de energía radiante, se llaman radiación electromagnética y la característica común entre ellas es que todas se mueven a través del vacío a la velocidad de la luz. La velocidad de la luz es una constante muy utilizada en física y en química y su valor es conocido con bastante exactitud (2,9979250 x 10 8 m/s = 3 x 10 8 m/s).

La energía radiante es la que poseen las ondas electromagnéticas, como la luz visible, las ondas de radio, los rayos X, los rayos ultravioleta (UV), los infrarrojos (IR).

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Las ondas electromagnéticas tienen ciertas características que vamos a estudiar para poder entender la teoría cuántica. Esta teoría fue desarrollada por el científico Marx Planck y lleva su nombre (teoría cuántica de Planck). Él estudió las radiaciones que emitían los sólidos a sometidos a diferentes temperaturas. Descubrió que los átomos y moléculas emitían energía en cantidades discretas, a las que él llamó cuantos.

Un cuanto es el incremento de energía más pequeño que puede suceder a

una frecuencia dada hdonde h es la constante de Planck y tiene un valor de 6,63 . 10 -34 Joules- s (J-s).

Para entender un poco más sobre esta teoría debemos aprender algunas características de la naturaleza de las ondas electromagnéticas.

La forma más conocida de ilustrar el comportamiento y las propiedades de las ondas es compararlas con las olas del mar, ya que todas tienen un comportamiento ondulatorio.

Las propiedades de las ondas electromagnéticas son su longitud, su altura y el número de ondas que pasan por un determinado punto en un segundo (Fig. 4.1).

Fig. 4.1 Características de una onda de energía radiante.

Si tomamos como ejemplo una ola del mar y le realizamos un corte

trasversal, podremos ver que es periódica. Imaginemos que la fig. 4.1

representa a esa ola. El patrón de los picos (crestas) y las depresiones

(valles) se repite a intervalos regulares, la distancia entre esos picos es lo

que llamamos longitud de onda ().

El número de longitudes de onda completas que pasan en un segundo

por un punto determinado se denomina frecuencia de la onda ().

Por ejemplo, si tiramos un corcho en el mar, podemos medir la

frecuencia de la ola, contando el número de veces por segundo que el

corcho se mueve de arriba hacia abajo en un ciclo completo.

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El último término que mencionamos cuando citamos las características de una onda es su altura. La altura de una onda se denomina amplitud de onda. Por definición es la distancia máxima entre el punto más alejado de una onda y el punto de equilibrio o medio.

Como toda la energía radiante se mueve a la velocidad de la luz, que es una constante, la longitud de onda y la frecuencia están relacionadas entre sí, mediante la siguiente fórmula:

= c (4.1)

Donde,

= es la frecuencia de la onda medida en s-1 (Hertz Hz)

es la longitud de onda y,

c = es la velocidad de la luz

De esta ecuación podemos sacar algunas conclusiones: si la longitud de onda es larga, habrá menos ciclos de la onda pasando en un segundo, y la frecuencia será baja. En cambio, si la longitud de onda es baja, ocurrirá lo contrario, los ciclos que pasan por un punto determinado en un segundo serán muchos y la frecuencia será alta (fig. 4.1).

Se pueden caracterizar las diferentes formas de energía radiante de acuerdo a su longitud de onda. La tabla 4.1 muestra los tipos de radiación de acuerdo a su longitud de onda. Esta distribución de los diferentes tipos de energía radiante de acuerdo a su longitud de onda se denomina espectro electromagnético. UNIDAD SÍMBOLO LONGITUD (m) TIPO DE RADIACIÓN

Angstrom A 10-10 Rayos X Nanómetro Micrómetro

nm m

10-9 10-6

Ultravioleta, visible Infrarrojo

Milímetro mm 10-3 Infrarrojo Centímetro cm 10-2 Microondas Metro m 1 TV, radio Tabla 4.1 Unidades comunes de longitud de onda para la radiación electromagnética. Fuente: Brown, LeMay, Bursten Chemistry the central science; 9th edition, pág. 201.

El espectro electromagnético se extiende desde la radiación de menor

longitud de onda, como los rayos gamma y los rayos X, pasando por la

luz ultravioleta, la luz visible y los rayos infrarrojos, hasta las ondas

electromagnéticas de mayor longitud de onda, como son las ondas de

radio.

La figura 4.2 muestra que la luz visible es solo una pequeña porción del

espectro electromagnético. Somos capaces de percibir la luz visible por

las reacciones químicas que se producen en nuestros ojos cuando

tomamos contacto con ella.

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Los otros tipos de radiación pueden tener efectos nocivos sobre nuestro

cuerpo. Es decir, si estamos expuestos a la radiación de rayos X durante

mucho tiempo, esta puede ocasionar daños en los tejidos, incluso cáncer.

Asimismo, la sobreexposición a la luz ultravioleta ocasiona el bronceado

y en algunos casos quemaduras severas.

Fig. 4.2 espectro electromagnético.

Fuente: http://es.wikipedia.org

Las radiaciones de alta frecuencia (onda corta) tiene más energía que la

radiación de longitud de onda larga. Planck desarrolló una relación

cuantitativa entre la frecuencia y la longitud de onda y la plasmó en la

teoría cuántica la cual plantea las reglas que rigen los cambios de energía

de un objeto. Recordemos que en esta teoría las energías están

cuantizadas, esto es, que la ganancia o pérdida de energía por un objeto

debe ser un múltiplo entero de hLas energías de 0.6 hhestán

prohibidas por Planck.

E = h h h

4.1.2 Efecto fotoeléctrico

Tan solo pocos años después que Planck enunciara su teoría cuántica,

Albert Einstein la usó para resolver lo que hasta el momento era un

misterio para la física, el efecto fotoeléctrico, descubierto por

Heinrich Hertz, en 1887.

Hertz observó que ciertos metales, bajo la acción de la luz, emitían

cargas negativas (electrones). Esta emisión de electrones se debía a la

radiación ultravioleta. Recordemos que las energías pueden

transformarse unas en otras, en este caso, en el efecto fotoeléctrico, tiene

lugar la conversión de energía luminosa en energía eléctrica

(movimiento de electrones).

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A modo de definición, el efecto fotoeléctrico es el proceso de emisión de electrones en la superficie de un metal alcalino cuando se le hace incidir luz de determinada frecuencia.

Las características de la emisión fotoeléctrica referida a un metal son:

La emisión de electrones es instantánea al incidir la luz sobre el metal.

Al aumentar la intensidad luminosa se incrementa el número de electrones emitidos, pero no la velocidad de salida.

La velocidad de los electrones emitidos sólo depende de la frecuencia de la radiación incidente.

Para cada metal existe una cierta frecuencia umbral, por debajo de la cual no se produce emisión fotoeléctrica.

El efecto fotoeléctrico es un fenómeno general, pero en algunos casos la emisión de los electrones depende de la frecuencia de la luz excitatriz. Cuando se someten los metales a la acción sucesiva de las radiaciones luminosas, desde la radiación ultravioleta hasta la infrarroja, se comprueba que en un metal determinado, el efecto fotoeléctrico se produce cuando la frecuencia de la radiación es superior a un valor límite que se llama umbral fotoeléctrico.

Se ha comprobado que cualquiera sea el metal al que se le hace incidir la luz, las partículas que se desprenden son siempre las mismas, y que tienen la misma masa y la misma carga que el electrón.

El efecto fotoeléctrico demuestra que la energía luminosa transportada por las radiaciones que inciden en el metal se transforma en energía mecánica. Parte de esa energía mecánica se emplea en arrancar los electrones de la superficie del metal y la otra parte se transforma en energía cinética de los electrones que salen expulsados con una velocidad (v).

Según la teoría de Planck la energía transportada por una radiación debe

ser múltiplo entero de hec. 4.2). este producto es un cuanto de energía, es decir, el menor cambio de energía que se puede obtener a una dada frecuencia

Einstein dijo que la luz está formada por pequeños cuantos de energía a

los que él llamó fotones. Cada fotón de frecuencia transporta una energía (E) que es igual a

E = h(4.3)

Donde:

E= Energía del fotón. h= Constante de Planck (6.6.10-34)

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= Frecuencia de radiación.

Según esta ecuación la energía radiante, tal como la luz, se propaga en paquetes de energía, cuyos tamaños son proporcionales a la frecuencia de la radiación, así como, la energía ha de ser absorbida o emitida por cuantos completos, no siendo admisibles fracciones del cuanto. Esta fue la hipótesis planteada por Einstein para demostrar el porqué del efecto fotoeléctrico.

Si observamos bien la ec. 4.3 es exactamente igual a la obtenida por Planck, lo cual da mayores fundamentos a su teoría y explica el porqué Einstein empleó esta teoría atómica como resolución al efecto fotoeléctrico.

Para resumir todo lo expresado sobre este fenómeno tan importante, podemos concluir que el efecto fotoeléctrico tiene lugar cuando la energía de la radiación incidente en la superficie del metal es igual o mayor que el umbral fotoeléctrico. De lo contrario este último no tiene lugar, aún cuando el rayo de luz sea muy intenso.

Fig.4.3 efecto fotoeléctrico. Fuente: http://esrenovable.blogspot.com

Cuando la energía de la radiación incidente es mayor al umbral fotoeléctrico, no solo se logra el desprendimiento de los electrones de la superficie del metal, sino también que estos adquieran una cierta energía cinética, transformando la ec. 4.3 en

Ecin = h- Eunión (4.4)

hEcin + Eunión (4.5)

Donde

Ecin = es la energía cinética de los electrones desprendidos del metal Eunión = es la energía de unión entre el electrón y la superficie del metal

Así la energía cinética del electrón emitido es igual a la energía suministrada por el fotón de radiación menos la energía de unión que mantiene el electrón en el metal (ec. 4.4).

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4.1.3 Principio de incertidumbre

“Existe una incertidumbre ya sea en la posición o en el momento del

electrón, que no se puede reducir más allá de determinado nivel mínimo.

Cuanto más exactamente se conoce uno, menor será la exactitud con la

que se conoce el otro.” Werner Heisenberg

El descubrimiento de las propiedades ondulatorias de la materia llevó a

crear nuevos interrogantes en la física clásica. Sabemos que las energías

pueden transformarse de un tipo a otro y además que se conserva. Esto

es fácil de demostrar cuando estamos en presencia de elementos de

tamaño macroscópico, como el caso de una pelota que va cayendo, pude

determinarse su velocidad, la dirección de su movimiento y su posición

en todo momento. Pero, ¿es esto aplicable a las partículas subatómicas

que también presentan propiedades ondulatorias?

Una onda se extiende en el espacio y su posición no está definida con

exactitud. Se puede anticipar que no es posible determinar exactamente

dónde se localiza un electrón en un momento específico. A partir de

ahora tendremos que considerar que el electrón tiene una dualidad de

onda – partícula.

Para describir el problema de cómo localizar una partícula subatómica

que se comporta como onda, W. Heisenberg en 1927 formuló una teoría

que ahora se conoce como principio de incertidumbre de

Heinsenberg. Él llegó a la conclusión de que cuando este principio se

aplica a los electrones, es imposible conocer simultáneamente con

exactitud la posición y la cantidad de movimiento de un electrón

(momento). Por lo tanto no es correcto imaginarse a los electrones

girando en órbitas circulares bien definidas moviéndose alrededor del

núcleo atómico.

Para entender mejor la aplicación del principio de incertidumbre

imaginemos que queremos localizar un electrón con un rayo de luz que

rebota en él y luego llega a un detector. Los objetos pueden ser

localizados con una exactitud no mayor a la longitud de onda de la

radiación utilizada.

Así, si queremos una medición exacta de la posición de un electrón

deberemos utilizar una longitud de onda corta, es decir fotones de alta

energía. Mientras mayor energía tengan los fotones, mayor momento

impartirán al electrón cuando colisionen con él, lo cual cambia el

momento del electrón de una manera impredecible. El intento de medir

con exactitud la posición del electrón introduce una incertidumbre

importante en la medición de su momento; la acción de medir la

posición del electrón en un momento dado, hace que el conocimiento de

su posición futura sea inexacto.

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Ahora suponga que usamos fotones de longitud de onda larga (baja

energía), el momento del electrón no cambia de manera sustancial

durante la medición, pero su posición se conocerá con una exactitud

considerablemente menor.

4.2 Orbitales atómicos y

configuración electrónica

4.2.1 Representación de orbitales s, p, d y f

La energía del electrón es una combinación de su energía potencial y de su energía cinética. La mecánica cuántica toma en cuenta estas propiedades y el comportamiento ondulatorio de las partículas.

Erwin Schrödinger, físico austríaco, propuso una ecuación que incorpora el comportamiento del electrón dentro del átomo. Con esta ecuación se calculan los estados de energía permitidos para el electrón. Las soluciones para esta ecuación son llamadas también funciones de onda

().

La mecánica cuántica no define específicamente en qué lugar del átomo

se encuentra el electrón (principio de incertidumbre), más bien nos

indica las zonas donde existe mayor probabilidad de encontrarlo.

El cuadrado de la función de onda () se denomina densidad de

probabilidad o densidad electrónica.

Los números cuánticos son números que indican las características de

los electrones en los átomos. Están basados en la teoría atómica de Bohr

que es la más aceptada en la física cuántica. El modelo de la mecánica

cuántica utiliza tres números cuánticos, n, l y m para describir un orbital.

El orbital es la descripción ondulatoria del tamaño, la forma y la

orientación de una región del espacio disponible para un electrón. Cada

orbital con diferentes valores de n presenta una energía específica para el

estado del electrón. A continuación se explican los números cuánticos:

n, número cuántico principal: indica en qué nivel de energía se

encuentra el electrón. Tiene un valor entero que varía entre 1 y 7.

Mientras más grande es n, el orbital se hace mayor y el electrón se

encuentra más tiempo lejos del núcleo, por ende está unido con

menos fuerza al mismo.

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l, número cuántico azimutal: Puede tener valores enteros desde

0 hasta (n – 1) para cada valor de n. Este número cuántico define la

forma del orbital. El valor de l un orbital se designa con las letras s, p,

d y f que corresponden a valores de l de 0, 1, 2 y 3

ml, número cuántico magnético: Adquiere valores enteros

entre l y -l incluyendo el 0 (cero). Describe la orientación del orbital

en el espacio.

ms, número cuántico de spin: indica el sentido de giro del

campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma

valores 1/2 y -1/2.

Una capa electrónica es un conjunto de orbitales que tienen el mismo

valor de n. Una subcapa electrónica es un conjunto de orbitales con

el mismo valor de n y l. Cada subcapa se designa con un dado valor de n

y una letra (s, p, d o f) de a cuerdo al valor de l. Ejemplo: n=3 l=1

equivale a decir que se trata de un orbital 3p.

La tabla 4.2 resume las relaciones que existen entre los tres números

cuánticos.

n l Subcapa ml

Número de

orbitales en la

subcapa

1 0 1s 0 1

2 0 2s 0 1

1 2p 1, 0, -1 3

3 0 3s 0 1

1 3p 1, 0, -1 3

2 3d 2,1,0,-1,-2 5

4 0 4s 0 1

1 4p 1, 0, -1 3

2 4d 2, 1, 0, -1, -2 5

3 4f 3, 2, 1, 0,-1, -2, -3 7

Tabla 4.2 Relaciones entre los valores de n, l y ml para n = 4.

Fuente: Brown, LeMay, Bursten Chemistry the central science; 9th edition, pág. 214

Existen algunas reglas que hay que tener en cuenta a la hora de designar

los orbitales, a saber:

La primera es que cada capa está dividida en un número de subcapas

igual al número cuántico principal, n.

Cada capa tiene una subcapa s.

Cada capa a partir de la segunda tiene una subcapa p, a partir de la

tercera tiene subcapas d y así sucesivamente.

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La segunda regla es que cada subcapa está dividida en orbitales. Cada

subcapa s consta de un orbital, la capa p consta de 3, la d tiene 5 y la f

posee 7 orbitales.

Cada orbital tiene una forma definida. Ahora veremos cómo se

representan cada uno de ellos y algunas características teniendo en

cuenta todo lo que hemos aprendido hasta el momento.

Orbitales s: Los orbitales s son esféricamente simétricos. La

probabilidad de encontrar el electrón cerca del núcleo decrece a

medida que nos alejamos de él, es decir a medida que n aumenta.

Fig. 4.4 Orbitales s para n=3. Fuente: http://www.iesrdelgado.org

Orbitales p: La distribución de la densidad electrónica de estos

orbitales se muestra en la figura 4.5. Podemos ver que, a diferencia

de los orbitales s, estos no tienen una forma esférica y simétrica.

Aquí la mayor probabilidad de encontrar un electrón se concentra a

uno y otro lado del núcleo. Estos orbitales tienen dos lóbulos. Los

orbitales de un dado n tienen el mismo tamaño y la misma forma,

pero difieren en su orientación en el espacio (px, py, pz).

Fig. 4.5 Orbitales s para n=3. Fuente: http://www.iesrdelgado.org

Orbitales d y f: Los orbitales d aparecen solamente para n igual a

3 o mayor. Hay 5 orbitales d, cada uno corresponde a los cinco

valores posibles de ml. Cuando n es igual a 4 o mayor aparecen en

escena los orbitales f. Estos son bastante difíciles de representar en

diagramas tridimensionales.

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Fig. 4.6 Orbitales s para n=3. Fuente: http://www.iesrdelgado.org

4.2.2 Energía de los orbitales

En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del

número cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los

orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno.

Para átomos con más de un electrón (polielectrónicos) los orbitales

atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de

hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de

energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones).

La figura 4.7 muestra los diferentes niveles de energía para los orbitales

que hemos estudiado. Los orbitales f no se representan en esta figura, ya

que para los fines de esta materia, basta con conocer hasta los orbitales

d.

Fig. 4.7 energías de orbitales para átomos de más de un electrón

Podemos ver en la figura 4.7 que el nivel 2p tiene una energía mayor que

el nivel 2s para un átomo polielectrónico. En esta figura se ha

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representado cada orbital con el número de electrones máximos que

puede alojar. Cada cuadrito indica que allí puede alojarse un par de

electrones. Así en los orbitales s se alojan dos electrones y en los d hasta

10, cada par con spin opuesto, de lo contrario se repelerían y no podrían

estar en el mismo orbital.

Para finalizar, podemos hacer una generalización de las energías de los

orbitales. Cuando se trata de un átomo de muchos electrones, para un

dado valor de n, la energía de un orbital se incrementa con el valor de l.

4.2.3 Principio de exclusión de Pauli

Este principio se utiliza para la determinación de las configuraciones

electrónicas de los átomos multielectrónicos. Establece que dos

electrones de un mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro

números cuánticos. Si dos electrones se encuentran en un mismo orbital

y nivel de energía los números cuánticos n, l y ml son iguales, pero el ms

no puede ser igual en ambos electrones, para uno de ellos será +1/2 y

para el otro – ½. En otras palabras, solo dos electrones pueden coexistir

en el mismo orbital atómico y deben tener spines opuestos.

Como ejemplo vamos a analizar la configuración electrónica del átomo

de Helio (fig. 4.8). En la figura se muestran tres maneras diferentes de

colocar los electrones en un orbital atómico, en este caso el orbital 1s.

Fig. 4.8. Formas posibles de colocar los electrones en el átomo de Helio

El átomo de Helio (He) tiene dos electrones en su última capa; de

acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, para dos electrones de un

mismo átomo y que se colocan en el mismo nivel, sus cuatro números

cuánticos no pueden ser iguales, deben diferir en el ms (número cuántico

de spin). Con esto en mente podemos ver que las opciones A y B de la

figura 1.8 no pueden ser viables, ya que sus cuatro números cuánticos

son iguales y al tener el mismo spin los electrones se repelen. La opción

C de la misma figura muestra a los electrones ubicados con spines

opuestos, es decir, apareados; esto condice con las leyes de la física

clásica y con el principio de exclusión de Pauli. Por lo tanto de las tres

formas que tenemos de ubicar los electrones, solo la C es la correcta, las

otras dos están prohibidas.

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4.2.4 Regla de Hund

“Al llenar los orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d o los siete orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable (tiene menos energía) cuando tiene los electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos)”. Friedrich Hund

La regla de Hund se basa en el hecho de que los electrones se repelen el

uno al otro (como ocurre en física con dos cargas eléctricas del mismo

signo). Al ocupar diferentes orbitales, los electrones permanecen lo más

alejados posible uno de otros, lo cual disminuye las repulsiones entre

ellos.

Configuración electrónica de los elementos: Se denomina así al arreglo de los electrones dentro del átomo. La configuración electrónica más estable, se deduce de todos los principios enunciados anteriormente, y es aquella donde las fuerzas de repulsión son mínimas y las energías son las más bajas.

Veremos ejemplos de configuraciones electrónicas de algunos elementos. Nos ayudaremos con el diagrama de Mouller que se muestra en la figura 4.9, donde se indica el orden en que se llenan los orbitales y la cantidad máxima de electrones que admite cada orbital. Por ejemplo el orbital 1s admite como máximo dos electrones, el superíndice indica cuantos electrones hay en esa capa; por ejemplo si leemos 2p3, eso indica que hay 3 electrones en el nivel p y se dice 2 p tres (y no 2p al cubo).

Fig.4.9 Diagrama de Mouller. Fuente: http://www.fisicanet.com.ar

Ahora veremos un ejemplo de cómo usar todas las reglas y principios

que hemos aprendido a cerca de los orbitales integrándolos a todos. El

ejercicio de ejemplo 4.1 muestra como se realiza la configuración

electrónica del aluminio.

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Ejercicio de ejemplo 4.1

Dibuje el diagrama de la configuración electrónica del Aluminio, elemento número 13 (13 electrones)

Solución

Utilizando el principio de exclusión de Pauli, la Regla de Hund y el diagrama de Mouller, dibujaremos

la configuración electrónica del aluminio (Al)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

No es necesario dibujar las casillas de Pauli, la configuración electrónica se podría haber escrito de la

En él se muestran las tres maneras de representar la configuración

electrónica de un elemento: mediante las casillas de Pauli, solo usando el

diagrama de Mouller y dando la configuración del gas noble más cercano

y completando con la cantidad de electrones necesarios para completar

la configuración del átomo que estemos estudiando.

4.3- Isótopos, número atómico

y número de masa

Ya hemos visto que lo que hace que un átomo de un elemento sea diferente a un átomo de otro elemento es el número de protones que tiene cada uno en el núcleo. El número específico de protones es diferente para cada elemento y, como los átomos tienen carga eléctrica neutra, el número de electrones es igual al número de protones. Por ejemplo, todos los átomos del elemento Carbono tiene seis electrones y seis protones en el núcleo. En general, todos los átomos de carbono tienen también seis neutrones, pero hay algunos de esos átomos que pueden llegar a tener más neutrones. Los átomos de un mismo elemento que difieren en la cantidad de neutrones (y por lo tanto en su masa) se denominan isótopos.

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Esto sencillamente se lee: Carbono-12 El número de protones que tiene un átomo se llama número atómico. Este se escribe con el subíndice, pero generalmente se omite ya que todos los átomos del mismo elemento tienen el mismo número de protones. En el índice superior vemos que se indica la suma de los protones + los neutrones, a esto se le llama número de masa. Generalmente se utiliza la notación con sub índices y sobre índices cuando nos referimos a un isótopo de un elemento. Un átomo de isótopo específico se llama núclido. Con esto podemos concluir que un isótopo es aquel átomo de determinado elemento que difiere del resto en su número de masa. En la tabla 4.3 se dan algunos ejemplos de isótopos del carbono.

SÍMBOLO Nº DE

PROTONES

Nº DE

ELECTRONES

Nº DE

NEUTRONES 10C 6 6 4 11C 6 6 5 12C 6 6 6 13C 6 6 7 14C 6 6 8 15C 6 6 9 16C 6 6 10

Tabla 4.3 Isótopos conocidos del carbono. Fuente: Brown, LeMay, Bursten Chemistry the central science; 9th edition, pág. 41

4.3.1 Fisión y fusión nuclear

Las energías necesarias para provocar cambios en los núcleos atómicos son mucho mayores a las asociadas con los cambios químicos.

La energía liberada en las reacciones que involucran rupturas de núcleos atómicos se llama energía nuclear. A este tipo de reacciones las llamaremos a partir de ahora reacciones nucleares.

Ejercicio de ejemplo 1.3

¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene un átomo de 197Au?

Solución

En la tabla periódica el Oro (Au) tiene número atómico de 79. Por lo tanto, un

átomo de 197 Au tiene 79 protones, 79 electrones y (197 – 79) = 118 neutrones

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El uso de la energía nuclear representa tantas ventajas como inconvenientes para el desarrollo de la sociedad y del medio ambiente.

La principal ventaja de la energía nuclear es, sin duda, la capacidad de producir energía eléctrica comparada con otras fuentes de producción de energía eléctrica ya sea mediante combustibles fósiles o las energías renovables. Pero por otro lado se generan una gran cantidad de residuos nucleares muy peligrosos y difíciles de gestionar.

Analizaremos los dos métodos principales por los que se obtiene la energía nuclear:

Fisión nuclear: La fisión nuclear es la desintegración de núcleos de átomos pesados por el bombardeo con neutrones a cierta velocidad. En este proceso se produce la división del núcleo de un átomo. El núcleo se convierte en diversos fragmentos con una masa casi igual a la mitad de la masa original más dos o tres neutrones.

La suma de las masas de estos fragmentos es menor que la masa original. Esta 'falta' de masas (alrededor del 0,1 % de la masa original) se ha convertido en energía según la ecuación de Einstein (E=mc2)

La fisión nuclear puede ocurrir cuando un núcleo de un átomo pesado captura un neutrón, o puede ocurrir espontáneamente.

Fig. 4.10 Fisión nuclear. Fuente: http://www.mailxmail.com

Los neutrones que escapan de la fisión, al bajar su energía cinética, se encuentran en condiciones de fisionar otros núcleos pesados, produciendo una reacción nuclear en cadena. Cabe señalar, que los núcleos atómicos utilizados son de Uranio - 235.

El número de fisiones aumenta rápidamente y si no se controla puede producirse una gran explosión.

El proceso de la fisión permite el funcionamiento de los Reactores nucleares que actualmente operan en el mundo.

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Fusión nuclear: Esta reacción se produce cuando dos núcleos de átomos muy livianos se unen, formando un núcleo atómico más pesado y de mayor estabilidad.

Fig. 4.11 Fisión nuclear. Fuente: http://www.mailxmail.com

La energía necesaria para que se lleve a cabo la unión de estos núcleos puede provenir de alguna fuente de energía térmica o utilizando aceleradores de partículas.

Tanto uno como otro método lo que hacen es acelerar las partículas a una velocidad tal que se puedan vencer las fuerzas de repulsión electrostáticas que se generan al momento del choque necesario para que se produzca la fusión nuclear.

La fusión nuclear es atractiva como fuente de energía debido a la

disponibilidad de isótopos ligeros y a que los productos de fusión no son

radiactivos. Es un proceso más limpio que la fisión.

En la actualidad el uso de la fusión nuclear está muy limitado, debido a

que las energías que se necesitan para vencer las fuerzas repulsivas son

tan altas que generan temperaturas muy elevadas, tanto que se ha

llamado a la fusión reacción termonuclear. Además ningún material

estructural conocido es capaz de soportar las temperaturas tan elevadas

que se necesitan para la fusión, por lo que el confinamiento de la

reacción también es un problema a resolver.

4.3.2 Radiactividad

La radiactividad es la emisión de energía en forma de partículas cargadas por la desintegración de núcleos inestables. Estas partículas cargadas u ondas electromagnéticas ionizan el medio que atraviesan. Una excepción son los neutrones que no tienen carga eléctrica pero ionizan la materia en forma indirecta.

Es una propiedad de ciertos elementos químicos cuyos núcleos atómicos

son inestables: con el tiempo, para cada núcleo llega un momento en que

alcanza su estabilidad al producirse un cambio interno, llamado

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desintegración radiactiva, que implica un desprendimiento de

energía conocido de forma general como radiación.

La energía que interviene es muy grande si se compara con la

desprendida en las reacciones químicas en que pueden intervenir las

mismas cantidades de materiales, y el mecanismo por el cual se libera

esta energía es totalmente diferente.

Fue descubierta por el químico francés Becquerel en 1896, mientras

realizaba estudios de fluorescencia.

Observó que una placa fotográfica no expuesta a la luz y envuelta en papel negro era impresionada como por la luz visible, ultravioleta o rayos X cuando el paquete se ponía en contacto con compuestos del elemento pesado uranio.

Dedujo que este elemento debía producir algún tipo de radiación la cual atravesaba el papel hasta alcanzar y afectar a la placa fotográfica. Un cuidadoso estudio emprendido por Becquerel y otros científicos, entre ellos los Curie y Rutherford, reveló que cierto número de elementos químicos pesados parecían ser interiormente inestables y daban a origen a radiaciones penetrantes.

Con ello, esos mismos elementos se transformaban en otros diferentes, siguiendo caminos complicados, pero bien definidos, en busca de una estabilidad final. Este fenómeno totalmente distinto de cualquier otro estudiado hasta entonces, recibió el nombre de radiactividad, y el proceso de transformación fue llamado desintegración radiactiva.

La radiación puede ser de tres clases diferentes, conocidas como partículas, desintegraciones y radiación.

Radiación alfa (: (desintegración alfa ): Son núcleos de helio

(carga +2 y masa 4.0028 uma) que se desplazan a gran velocidad. Tienen

muy poco poder de penetración. Son de naturaleza ionizante y pueden

emitirse espontáneamente por algunos núcleos radiactivos o por la

captura de un neutrón. Cuando un rayo alfa pasa a través de la materia,

ioniza muchos de los átomos de ella a lo largo de su trayectoria, así

pierde gradualmente energía cinética hasta que es frenado totalmente

(absorbido).

Radiación beta (): Son radiaciones de partículas formadas por

electrones o positrones (partículas cargadas positivamente +1). Debido a

que son partículas cargadas ionizan directamente. El paso de los rayos

beta a través de la materia es macroscópicamente observable por el

efecto calórico, debido a la energía cinética disipada. Esta radiación

también puede provocar ciertas reacciones químicas y producir cambios

estructurales en los materiales por donde pasa, por ejemplo, decolorar al

vidrio. La emisión de una partícula beta convierte un neutrón dentro del

núcleo en un protón, aumentando el número atómico en una unidad.

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Radiación gamma (): Es radiación electromagnética de longitud de

onda corta, esto es, de muy alta energía. Los rayos gamma no cambian el

número atómico ni la masa atómica del átomo; generalmente

acompañan a otra emisión radiactiva.

Fig. 4.12 Partículas radiactivas. Fuente: http://www.minera-net.com.ar

Fig. 4.13 grado de penetración de las radiaciones.

Fuente: http://www.minera-net.com.ar

4.3.3 Uso de isótopos

En medicina la radiación de alta energía emitida por el radio fue

utilizada durante mucho tiempo en el tratamiento del cáncer.

Actualmente se usa el cobalto-60 para el tratamiento del cáncer porque

emite una radiación con más energía que la que emite el radio y es más

barato que este. En medicina se usa el tratamiento con cobalto-60 para

detener ciertos tipos de cáncer con base en la capacidad que tienen los

rayos gamma para destruir tejidos cancerosos. El cobalto-60 se

desintegra emitiendo partículas beta y rayos gamma.

Para detectar desórdenes circulatorios de la sangre se utiliza una solución de cloruro sódico (NaCl) que contenga una pequeña cantidad de sodio radiactivo y midiendo la radiación el médico puede saber si la circulación de la sangre es anormal.

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Para el estudio de los desórdenes cerebrales se utiliza una tomografía de emisión de protones conocida como PET. Se le administra al paciente una dosis de glucosa (C6H12O6) que contenga una pequeña cantidad de carbono-11 (11C), que es radiactivo y emite positrones, luego se hace un barrido del cerebro para detectar los positrones emitidos por la glucosa radiactiva “marcada”. Se establecen las diferencias entre la glucosa inyectada y metabolizada por los cerebros normales y los anormales. Por ejemplo, con la técnica PET se ha encontrado que el cerebro de un esquizofrénico metaboliza alrededor de un 20 % de la glucosa que metaboliza un individuo normal.

En estudios de química orgánica se usan los isótopos radiactivos como

trazadores o rastreadores (por ejemplo, carbono-14) para conocer los

mecanismos de reacciones complejas como las de la fotosíntesis, en la

que en varias etapas se van formando moléculas más complejas.

Las mediciones de la radiactividad se usan para determinar la edad de

los minerales y de restos fósiles (datación).

El carbono -14 se ha usado para calcular la edad de reliquias que quedan

del hombre prehistórico y para determinar la autenticidad de lienzos de

la pintura renacentista.

4.4- Peso y masa atómica

Para concluir el tema de las partículas subatómicas, sus características y posibles reacciones, vamos a enunciar dos conceptos que tienen una importancia relevante en la química de los elementos.

Para concluir el tema de las partículas subatómicas, sus características y posibles reacciones, vamos a enunciar dos conceptos que tienen una importancia relevante en la química de los elementos, estos son masa y peso atómicos. Por lo tanto, veremos un ejemplo, que fue el que estudiaron los científicos para sacar las conclusiones que hoy nos hacen entender estos conceptos.

Los científicos encontraron que cada 100 g de agua se tienen 11,1 g de hidrógeno y 89,9 g de oxígeno. Si hacemos la relación entre estas dos cantidades tendremos que el agua tiene 8 veces más de oxígeno, en masa, que de hidrógeno. Cuando los científicos comprendieron que el agua tiene dos átomos de oxígeno y uno de hidrógeno, concluyeron que el átomo de oxígeno debería pesar 2 x 8 = 16 veces el de hidrógeno. Al ser el hidrógeno el elemento más liviano le asignaron arbitrariamente una masa relativa de 1 (sin unidades) y al resto de los elementos se les determinó su masa en relación al hidrógeno.

Ya se conoce la masa del átomo de hidrógeno (1,6736 . 10-24 g), a esta

medida se le llama unidad de masa atómica (uma). Por lo tanto

1 uma = 1,6736 . 10-24 g

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Utilizando estas unidades la masa del átomo de hidrógeno -1 es 1,0080

uma y la del oxígeno – 16 es 15,995 uma.

La masa atómica promedio de un elemento se calcula teniendo en cuenta

la masa de todos los isótopos conocidos y su abundancia relativa. La

masa atómica promedio de cada elemento se conoce como peso

atómico. Los pesos atómicos de cada elemento se corresponden con su

número dentro de la tabla periódica.

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UNIDAD 5: Enlaces y

fórmulas químicas

5.1- Teoría de los enlaces

químicos

La teoría de teoría del enlace de valencia o teoría de los enlaces químicos es un complemento a la teoría de orbitales moleculares. Esta última predice las propiedades magnéticas de un elemento de una manera directa. La teoría de enlace de valencia lo hace de una forma más complicada, pero llega a las mismas conclusiones.

La teoría de enlace de valencia también provee una descripción más que permite visualizar fácilmente la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces en el transcurso de una reacción.

En particular, la teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría de orbitales moleculares en su forma simple predice la disociación en una mezcla de átomos e iones.

La formación de la densidad electrónica entre los núcleos de dos átomos ocurre cuando un orbital atómico de valencia (última capa) de uno de los átomos se fusiona con un orbital de valencia del otro átomo. Estos orbitales, ahora comparten una región en el espacio y se dice que se traslapan.

Este traslape hace que los dos electrones de un enlace compartan un espacio en común entre los dos núcleos. La región de traslape es una región favorable para que residan los electrones, ya que son atraídos simultáneamente por los dos núcleos.

En química, la teoría de enlace de valencia explica la naturaleza de la formación de un enlace químico en términos de valencias atómicas. Como regla, se dice que, el átomo central de una molécula tiende a formar pares electrónicos, según lo define la regla del octeto.

Regla del octeto: Esta regla dice que cuando se forman las uniones químicas entre átomos, cada uno de ellos adquiere la estructura electrónica del gas inerte más cercano, quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones, excepto los átomos que se encuentran cerca del helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones.

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Excepciones a la regla del octeto: Existen tres excepciones a la regla del octeto, que aunque en raras ocasiones ocurren, debemos conocerlas:

1- Moléculas que tienen un número impar de electrones: En casos como en ClO2, NO y el NO2 que contienen números impares de electrones de valencia, es imposible tener un octeto completo alrededor de cada uno de los átomos.

2- Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto: Esta excepción tiene lugar cuando hay menos de ocho electrones alrededor de una molécula o un ión. Se encuentra por lo general en compuestos de Boro y Berilio, por ejemplo el BF3.

3- Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto: Consideremos el ejemplo del PCl5. Al dibujar la estructura de Lewis para este compuesto nos vemos forzados a colocar diez electrones alrededor del fósforo central.

La regla del octeto funciona bien debido a que los elementos que se utilizan normalmente solo emplean en sus enlaces los orbitales s y p (1º y 2º periodo de la tabla) que solo tienen ocho electrones. Pero a partir del 3º periodo hacia adelante empiezan a tomar participación los orbitales d no saturados que pueden utilizar para enlaces. Los elementos del 3º periodo pueden satisfacer la regla del octeto, pero existen ocasiones en que pueden ser forzados a romperla.

En la figura 5.1 se muestra como a medida que aumenta la densidad electrónica entre los núcleos, la energía potencial del sistema disminuye, es decir, aumenta la fuerza del enlace.

Fig. 5.1 cambio de la energía potencial en la formación de la molécula de H2.

Fuente: http://www.montenegroripoll.com

También se muestra en la figura, que mientras los átomos más se acercan, la energía aumenta rápidamente, debido a las repulsiones electrostáticas entre los núcleos. Esto se hace más notorio a distancias internucleares muy pequeñas.

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El enlace que resulta cuando se traslapan dos orbitales s, uno de

cada átomo, se denomina enlace sigma (). Aquí la densidad electrónica se concentra de una manera simétrica alrededor de la línea que une los dos núcleos (eje intermolecular). Cuando se traslapa un orbital s con un orbital p de otro átomo o cuando se traslapan dos orbitales p que se apuntan entre sí, también produce enlaces sigma. En ambos casos se origina un aumento en la densidad electrónico alrededor del eje internuclear.

Fig. 5.2 Orbitales s en la formación de la molécula de H2

Fuente: http://www.oocities.com

Si dos orbitales p orientados perpendicularmente al eje internuclear se traslapan, el enlace que se forma se denomina

enlace pi (). Las densidades electrónicas en estos enlaces se encuentran concentradas por encima y por debajo del eje que une los núcleos. Aquí no hay posibilidad alguna de encontrar a los electrones en el eje internuclear, como ocurre en el enlace sigma.

En general, se pueden hacer las siguientes consideraciones: un enlace

simple está formado por un enlace , un doble enlace está formado por

un enlace y un enlace y un triple enlace estará formado por un enlace y dos enlaces (Fig. 5.3)

Fig. 5.3 Formación de enlaces y

Fuente: http://hogareducativo.blogspot.com

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5.2- Símbolos y puntos de

Lewis

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

Las estructuras de Lewis son una manera sencilla de representar los enlaces entre los átomos en una molécula. Es imprescindible comprender muy bien este tema para poder avanzar en los siguientes temas que componen este capítulo.

Para representar estas estructuras se deben seguir un procedimiento sistemático. Vamos a enunciar este procedimiento y luego, mediante ejemplos, explicaremos el uso de las estructuras de Lewis.

1- Sumar los electrones de valencia de todos los átomos: Utilizando la tabla periódica se pueden conocer los electrones de valencia de cada átomo. Si la especie que vamos a representar es un ión. Adicione un electrón por cada carga negativa o reste un electrón por cada carga positiva. Es importante el número total de electrones y no de qué átomo proviene cada uno.

2- Escribir los símbolos de los átomos involucrados para mostrar en qué orden están unidos entre sí: Generalmente se representan en el orden en que están unidos en la molécula o el ión.

3- Dibujar un enlace simple entre cada par de átomos unidos entre sí.

4- Completar los octetos de los átomos unidos con el átomo central: Sitúe como átomo central al átomo menos electronegativo. Nunca el Hidrógeno.

5- Colocar los electrones sobrantes sobre el átomo central, aún cuando resulte con más de un octeto.

6- Si no hay electrones suficientes como para que el átomo central complete un octeto, ensaye dobles o triples enlaces: Utilice uno o más de los pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al átomo central para formar los enlaces múltiples.

El ejercicio de ejemplo 5.1 ilustra el uso de las reglas de Lewis que hemos enunciado.

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5.3- Fórmula molecular y

fórmula empírica

Se utilizan las fórmulas químicas para representar la composición de

moléculas, iones y otros compuestos. Cuando hablamos de composición

no solo nos referimos a qué elementos forman el compuesto químico

sino también en qué proporción está presente cada elemento en ese

compuesto.

Estas fórmulas se componen de símbolos (símbolo químico de cada

elemento) y subíndices con la cantidad de átomos presentes de cada uno

de los elementos que forman parte del compuesto a formular.

Ejercicio de ejemplo 5.1

Representar las estructuras de Lewis para a) PCl3; b) HCN-

Solución

a) El fósforo (grupo VA) tiene cinco electrones de valencia, y cada átomo de cloro (grupo VII A) tiene siete. El

número total de electrones es: 5 + (3 x 7) = 26. Hay varias formas de acomodar los átomos, pero

generalmente, el átomo del primer elemento de la fórmula está rodeado por los átomos restantes. Así

quedaría entonces:

b) El hidrógeno tiene un electrón en la capa de valencia, el carbono tiene cuatro y el nitrógeno cinco. Esto hace

un total de 1 + 4 +5 = 10. Como el hidrogeno tiene un solo par de electrones que puede acomodar, en

cualquier compuesto tiene un solo enlace asociado a él. Entonces para este compuesto tenemos que,

Estos dos enlaces requieren cuatro electrones, al colocar los electrones restantes en el nitrógeno, el carbono no

queda con su octeto completo, por lo que debemos ensayar enlaces múltiples,

De esta manera nos da un octeto alrededor del Carbono y del Nitrógeno.

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Así, por ejemplo, una molécula que tiene la fórmula H2SO4 posee dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno. Podemos formular dos tipos de fórmulas químicas: la fórmula empírica y la fórmula molecular.

Fórmula empírica: Es el tipo de fórmula más simple. Da solamente el número relativo de átomos de cada tipo en una molécula. Indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y la relación entre el número de átomos de cada clase. Siempre indica las proporciones enteras más pequeñas entre los átomos de cada clase. Esta fórmula se determina experimentalmente. Por ejemplo: La fórmula empírica de H2O2 (peróxido de hidrógeno) es HO, que resulta de hacer la relación entre la cantidad de átomos de oxígeno y de hidrógeno.

Fórmula molecular: Esta fórmula indica los números reales y los tipos de átomos en una molécula. Los subíndices en estas fórmulas son múltiplos de los que se presentan en las fórmulas empíricas.

En general, se prefieren las fórmulas moleculares antes que las empíricas

porque brindan mayor información. Con frecuencia las fórmulas de las

moléculas se escriben para mostrar cómo están enlazados sus átomos.

Estas fórmulas se conocen con el nombre de fórmulas estructurales;

estas fórmulas no necesariamente dan la geometría correcta de las

moléculas.

Por ejemplo, la fórmula estructural del agua es

Ejercicio de ejemplo 5.2

Escribir la fórmula empírica de la glucosa (C6H12O6).

Solución

En la molécula hay 6 átomos de Carbono, 12 átomos de Hidrógeno y 6 átomos de

Oxígeno. Como vemos la cantidad de todos los átomos es divisible por 3 y por 6.

Si dividimos por 3 nos queda: C2H4O2, que no es una fórmula empírica, ya que no

expresa la relación mínima entre todos los átomos de la molécula. En cambio, si

dividimos por 6, tenemos: CH2O que es la fórmula empírica que buscábamos.

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5.4- Tipos de enlaces químicos

Se define al enlace químico como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inertes. Es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables. Los responsables de que se forme un enlace químico son los electrones de valencia.

Para calcular los electrones de valencia se procede de la siguiente manera:

1- Se realiza la configuración electrónica de cada uno de los átomos que van a intervenir en el enlace.

2- Se identifica la última capa, es decir el último nivel de energía.

3- Se suman los electrones de esta última capa y estos son los electrones de valencia que participarán en la formación del enlace químico

La figura 5.4 muestra la formación de la molécula diatómica homonuclear de Flúor (F2). La configuración electrónica de cada átomo de Flúor (número atómico 9) es: 1s2 2s2 2p5. Cada uno de ellos tiene siete electrones de valencia; al combinarse para formar el enlace, quedan ambos átomos con el octeto completo.

Fig. 5.4 formación de la molécula de F2. Fuente: http://www.kalipedia.com

Los enlaces que forman los diferentes átomos entre sí y que dan lugar a las moléculas, tienen diferentes fuerzas. De acuerdo a esto se han podido clasificar los enlaces en tres tipo: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos.

Enlaces iónicos: Este término se refiere a las fuerzas electrostáticas presentes cuando existen dos cargas opuestas. Como sabemos los iones

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se forman cuando se transfieren electrones de un átomo a otro. En general los compuestos iónicos son el resultado de interacciones de los metales del extremo izquierdo de la tabla periódica con elementos no metálicos del extremo derecho de la tabla.

El ejemplo más conocido de enlace iónico es la formación del cloruro de sodio o sal de mesa (NaCl). Cuando el Na metálico se pone en contacto con el gas Cl2 la reacción es extremadamente violenta y exotérmica y da como resultado el cloruro de sodio, una sustancia formada por iones Na+ y Cl-.

2 Na (sólido) + Cl2 (gas) 2 NaCl (sólido)

La formación de Na+ a partir de Na, y de Cl- a partir de Cl indica que un electrón del átomo de Na ha sido transferido al átomo de Cl y ambos han quedado con el octeto completo. Esta transferencia de electrones tiene lugar cuando los átomos difieren mucho en su atracción por los electrones. La transferencia de electrones entre estos átomos se puede representar así:

Cada ión tiene octeto completo. El octeto del Na+ es 2s2 2p6 que son los electrones de valencia que están debajo del único electrón de valencia 3s del átomo de Na.

Cuando se forma un compuesto iónico cada ión se rodea del mayor número de iones posibles del signo contrario formándose una estructura que se denomina red cristalina y es uniforme en todas las direcciones.

Fig. 5.5 Formación de la red cristalina para el cloruro de sodio. Fuente:

http://www.fq.uh.cu

La formación de esta red cristalina lleva asociada una energía, llamada energía de red. La energía de red de un compuesto iónico es la energía necesaria para separar completamente un sólido iónico en sus iones gaseosos.

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El elevado valor de la energía de red para el NaCl explica el hecho de que este compuesto sea un sólido muy estable y con un elevado punto de fusión.

Resumiendo, la atracción entre iones de cargas opuestas aumenta a medida que sus cargas se incrementas y a medida que la distancia entre sus centros disminuye. Para un arreglo determinado de iones, las energías reticulares aumentan a medida que las cargas de los iones aumentan y a medida que los radios iónicos disminuyen.

La magnitud de las energías de red depende principalmente de las cargas iónicas ya que los radios iónicos no varían apreciablemente.

Enlace covalente: Existen muchas sustancias que no se comportan como los compuestos iónicos. Para ellas Lewis razonó que otra manera de que un átomo puede adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo es compartiendo electrones con otros átomos. Los enlaces en los que los electrones son compartidos y no transferidos se llaman enlaces covalentes.

Un ejemplo muy común para este tipo de enlaces es el que se produce en la formación de la molécula de hidrógeno (o en la de flúor, fig.5.4):

La formación de la molécula de hidrógeno es el ejemplo más sencillo. En este caso al compartirse los electrones cada átomo de hidrógeno queda con dos electrones que llenan la capa 1s de su capa de valencia, quedando ambos átomos con la configuración electrónica del Helio (He)

Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.

En las estructuras de Lewis el par de electrones que se comparten para formar el enlace se representa con una línea recta. Y los electrones no compartidos se representan por puntos.

Si los pares de electrones que se comparten son dos, el enlace será doble y si son tres, será un enlace triple, cada uno representado por dos y tres líneas rectas respectivamente.

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A diferencia de lo que ocurre en los enlaces iónicos, aquí los átomos están unidos principalmente por las atracciones electrostáticas entre los núcleos positivos y la concentración de la carga negativa alrededor de ellos.

Este tipo de enlace es el que forman los no metales de los grupos IV al VII de la tabla periódica.

Los enlaces covalentes pueden clasificarse en enlaces covalentes polares, no polares o apolares y covalentes dativos. Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.

Enlace covalente polar: Se produce cuando los átomos tienen diferentes electronegatividades y la nube electrónica no está distribuida uniformemente, sino que está más concentrada en el átomo más electronegativo. Se generan así dos polos, uno con densidad positiva y uno

con densidad negativa (y -), esto es llamado dipolo. Son ejemplos de ello, el HCl y H2O. fig. 5.6

Fig. 5.6 enlace covalente polar de la molécula de agua.

Fuente: http://www.maph49.galeon.com

Enlace covalente no polar: Se produce entre átomos iguales. No hay diferencia de electronegatividad o es muy poca. La densidad de carga negativa se reparte uniformemente entre ambos núcleos. Generalmente forman este tipo de enlace las moléculas homonucleares, Cl2, F2, I2, etc. Un ejemplo es el presentado en la fig. 5.4.

Enlace covalente dativo o coordinado: Se forma cuando dos átomos comparten electrones pero éstos provienen de uno de los dos átomos. Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos. Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que el átomo

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electropositivo tenga un par de electrones libres en un orbital exterior y el átomo electronegativo tenga capacidad para recibir ese par de electrones en su última capa de valencia. Son ejemplos de este tipo de enlace H2SO4, NH3, SO2.

Enlaces metálicos: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+.

Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. Esto es llamado la teoría del mar de electrones.

Fig. 5.7 teoría del mar de electrones. Fuente: http://deliquios.blogspot.com

En este modelo el metal se representa como un conjunto de cationes (iones con carga +) rodeado de un mar de electrones. Los electrones están confinados en el metal por las atracciones electrostáticas de los cationes y se distribuyen de manera uniforme en toda la estructura. Sin embargo, los electrones son móviles y ningún electrón está confinado a un catión metálico en particular.

Muchas de las propiedades de los metales, como la maleabilidad y ductilidad se explican porque los iones metálicos se pueden mover libremente sin necesidad de romper enlaces; el cambio en las posiciones de los iones origina el cambio de forma del metal y está favorecida por la redistribución de los electrones.

En el modelo del mar de electrones se espera que la energía de los enlaces aumente con el número de electrones de valencia (electrones enlazantes). Esta energía aumenta en un principio con el aumento del número de electrones y luego comienza a disminuir.

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5.4-1. Compuestos iónicos y moleculares.

Propiedades

Los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independientemente de su naturaleza. Este hecho confiere a todos ellos unas propiedades características, entre las que destacan:

Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a altas temperaturas. Por tanto, son rígidos y su punto de fusión es bastante elevado.

En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos. Al introducir dos electrodos, uno positivo y otro negativo, en una disolución iónica, se crea un flujo de electrones al ser los iones repelidos por el ánodo y atraídos por el cátodo (y viceversa para los cationes). Este fenómeno se denomina conductividad iónica (Fig. 5.8).

Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones. Por ello pueden usarse como material refractario.

Son duros y quebradizos. La dureza, entendida como oposición a ser rayado, es considerable en los compuestos iónicos; al suponer el rayado la ruptura de enlaces por un procedimiento mecánico, este resulta difícil debido a la estabilidad de la estructura cristalina.

Ofrecen mucha resistencia a la dilatación, porque esta supone un debilitamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas.

Son muy solubles en agua y en otros solventes polares. Estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrólitos).

Formas redes cristalinas de gran estabilidad.

Son ejemplos: Sales típicas como el NaCl, Ca(NO3)2.

Fig. 5.8 Corriente eléctrica provocada por solución de un compuesto iónico. Fuente:

http://www.kalipedia.com

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Según como se unen los átomos que forman enlaces covalentes encontraremos sustancias reticulares y moleculares. Los compuestos reticulares tienen las siguientes características:

Son compuestos formados por enlaces covalentes que forman una red tridimensional.

Solo se presentan en estado sólido.

Tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados.

No son solubles en ningún solvente.

Son ejemplos: el diamante, el cuarzo, el grafito, entre otros.

Los compuestos moleculares tienen las siguientes propiedades:

Están formados por moléculas que se unen entre sí por fuerzas de enlaces débiles.

Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Sus puntos de fusión y ebullición son relativamente bajos, debido a que las fuerzas que los mantienen unidos son débiles.

Son malos conductores del calor y de la electricidad.

Si son compuestos moleculares polares son solubles en solventes polares, de lo contrario se solubilizan en solventes apolares.

Son ejemplos: el nitrógeno, el alcohol y el azúcar.

Los compuestos metálicos presentan las siguientes características:

Están formados por átomos que se unen entre sí por enlaces metálicos.

Son sólidos a temperatura ambiente, excepto cesio, mercurio y galio, que son líquidos.

Pueden ser muy blandos hasta muy duros.

El rango de puntos de fusión va desde los más bajos hasta los más altos.

Excelentes conductores eléctricos y del calor.

Maleables (forman láminas) y dúctiles (forman hilos y alambres).

Poseen brillo metálico.

La mayoría son más densos que el agua.

Son ejemplo de este tipo de compuestos: todos los elementos metálicos, por ejemplo, Cobre, Hierro, Aluminio, etc.

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UNIDAD 6: La tabla

periódica de los elementos

6.1- Configuración electrónica

y la tabla periódica

Mientras analizábamos el tema de las configuraciones electrónicas de los elementos, pudimos ver que tienen relación con su ubicación en la tabla periódica.

La tabla periódica está estructurada de tal manera que los elementos que tienen el mismo tipo de configuración electrónica de la capa de valencia están ubicados en columna.

La tabla 6.1 muestra los elementos de los grupos II A y III A con su configuración electrónica.

Grupo II A Grupo III A

Be [He] 2s2

Mg [Ne] 3s2

Ca [Ar] 4s2

Sr [Kr] 5s2

Ba [Xe] 6s2

Ra [Rn] 7s2

B [He] 2s2 2p1

Al [Ne] 3s2 3p1

Ga [Ar] 3d10 4s2 4p1

In [Kr] 4d10 5s2 5p1

Tl [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p1

Tabla 6.1 configuraciones electrónicas de los dos primeros grupos de la tabla periódica. Fuente: Brown, LeMay, Bursten Chemistry the central science; 9th edition, pág. 225

Si se comprende cómo está organizada la tabla periódica, no será necesario memorizar las configuraciones electrónicas de todos los elementos. Sabiendo en qué columna se encuentra el elemento en cuestión podemos deducir la configuración electrónica de su capa de valencia.

Observe en la fig. 6.1 que los elementos se pueden agrupar de acuerdo al tipo de orbital de valencia que contiene. A la izquierda hay dos columnas (grupos 1 y 2 A) que contienen los denominados metales activos y llenan la capa s de valencia.

El bloque que está a la derecha que consta de seis columnas (grupos 3 a 8 A) ocupan orbitales p de valencia y son llamados elementos representativos.

Al medio de la tabla periódica hay 10 columnas que contienen los metales de transición. Estos elementos llenan orbitales d.

Debajo de la tabla hay 14 elementos que están llenando orbitales 4f y se conocen como tierras raras o lantánidos, en tanto los 14 siguientes que llenan orbitales 5f se denominan actínidos.

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Fig. 6.1 Diagrama en bloques de la tabla periódica. Fuente:

http://www.gacetadigital.com

Para conocer la configuración electrónica de todos los elementos puede consultar: http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/configuracion.html

Ahora le presentaremos la tabla periódica completa, con todos los elementos descubiertos hasta el momento.

Fig. 6.2 Tabla periódica de los elementos. Fuente: http://tablaperiodica.educaplus.org

Se invita al estudiante a visitar el siguiente sitio web: http://tablaperiodica.educaplus.org. Allí haciendo “click” en cualquiera de los elementos se le abrirá una ventana con importante información acerca de cada uno de los elementos.

Fig. 6.3 Datos que brinda la tabla periódica para cada elemento

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6.2- Propiedades periódicas de

los elementos

A medida que pasaba el tiempo, nuevos elementos se iban agregando a la tabla periódica. Es por eso que los científicos de principios de 1800 trataron de establecer propiedades físicas y químicas similares entre los diferentes elementos cuando se acomodan en orden creciente de peso atómico.

Mendeleyev, uno de los precursores de insistir en ubicar los elementos de acuerdo a sus características similares, formuló que todos los elementos con características semejantes debían pertenecer a las mismas familias. Por esta razón dejó varios espacios en blanco en su tabla periódica.

Cuando se descubrieron nuevos elementos se encontró que la ubicación que les correspondía en la tabla periódica de acuerdo a su peso atómico, eran coincidentes con las formulaciones realizadas por Mendeleyev.

Otro científico, Moseley acomodó a los elementos de acuerdo a las frecuencias observadas por Rayos X para cada elemento, asignándole un valor entero y único al que llamó número atómico.

Ahora sabemos que el número atómico de un elemento no solo es igual al número de protones en el núcleo sino también es igual al número de electrones en ese átomo.

Así como características tales como, número atómico y peso atómico pueden derivarse de la observación de la tabla periódica, veremos qué otras propiedades físico – químicas podemos deducir a partir de la ubicación de un elemento en la tabla.

6.2.1 Radio atómico

Este concepto es difícil de definir para un átomo aislado, ya que los átomos, según la mecánica cuántica no tienen límites bien definidos.

Para dar una explicación a este concepto nos imaginaremos un enlace en una molécula de Cl2; se puede definir el radio de un átomo (radio atómico) como el radio de una esfera que tiene las longitudes de enlaces observadas cuando ambas se tocan ligeramente la una con la otra.

En la fig. 6.4 se muestra como varia el radio atómico dentro de un grupo y de un período.

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Tabla 6.4 Variación del radio atómico en un periodo y en un grupo

6.2.2 Energía de ionización

La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en su estado fundamental y en fase gaseosa.

Cada remoción sucesiva de los electrones requiere más energía, debido a que la carga nuclear positiva que provee la fuerza de atracción, permanece sin cambios mientras la cantidad de electrones decrecen uniformemente.

Se ha observado un gran incremento de la energía de ionización luego de la remoción de los electrones necesarios para lograr la configuración de un gas noble. El siguiente electrón, al encontrarse en una capa más interna el átomo (valor más pequeño de n) requerirá más energía para ser separado del núcleo.

Las tendencias periódicas de las energías de ionización se resumen en la fig. 6.5.

Fig. 6.5 Variación de la energía de ionización

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón.

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6.2.3 Afinidad electrónica

Es la tendencia de un átomo a ganar electrones para formar un ion negativo. Es la energía que se desprende o se absorbe cuando un átomo gana un electrón y se transforma en un ion negativo.

Si al ganar un electrón se desprende energía, la afinidad electrónica es positiva, y el ion formado es estable. Si por el contrario se absorbe energía, la afinidad electrónica es negativa y el ion formado es inestable.

Los elementos con alta energía de ionización tendrán gran tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas positivas.

Los elementos con baja energía de ionización tendrán poca tendencia a ganar electrones: tendrán afinidades electrónicas negativas.

Por ello, la afinidad electrónica varía en la tabla periódica exactamente igual que el potencial de ionización.

En la fig. 6.6 se muestra como varía en la tabla periódica esta propiedad.

Fig. 6.6 Variación de la Afinidad electrónica en la tabla periódica

6.2.4 Carácter metálico

Mientras más características de metal presente un elemento, mayor será su carácter metálico.

El carácter metálico se puede considerar como la facilidad para que un átomo libere electrones.

Entonces, mientras más alejados los tenga ejercerá una fuerza de atracción menor y los soltará fácilmente. De aquí se puede deducir que los átomos de los periodos mayores en un grupo, tendrán mayor carácter metálico que los de los primeros periodos.

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Fig. 6.7 Variación del carácter metálico de los elementos

En cuanto a la comparación a lo largo de un periodo: un átomo va a atraer con mayor fuerza a los electrones que le permita alcanzar una configuración de gas noble, pasada esta configuración, ya no los atrae con tanta fuerza. De aquí se deduce que los elementos de la izquierda de la tabla periódica tendrán mayor carácter metálico que los cercanos a los gases nobles que se encuentran a la derecha de la tabla. Hay otras dos propiedades que también tienen un patrón de variación dentro de la tabla periódica: la carga nuclear efectiva y la electronegatividad.

- La carga nuclear efectiva Zef, es la carga neta que afecta a un electrón externo.

- La electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones de otro átomo en un enlace químico. La capacidad de un átomo para atraer electrones está relacionada con su afinidad electrónica y su energía de ionización.

En la fig. 6.8 se resume la variación de estas propiedades periódicas.

Tabla 6.8 Variación de Zef y electronegatividad

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6.3- Desarrollo de la tabla

periódica

6.3.1 Metales alcalino y alcalino térreos

Grupo Ia: Metales alcalinos: Ellos son: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) y Francio (Fr). Las propiedades generales que presentan son las siguientes:

Los metales alcalinos son sólidos metálicos suaves con propiedades metálicas características, como el lustre, la conductividad térmica y eléctrica.

Estos elementos tienen densidades y puntos de fusión bajos. Li, Na y K son menos densos que el agua. El Li es el más duro y a la vez el menos denso. El Cs es el más blando y el más denso.

Al reaccionar con agua forman hidróxidos.

Constituyen la familia más reactiva desde el punto de vista químico. Reaccionan rápidamente con agua, oxígeno y otras sustancias.

Los átomos de estos metales poseen un solo electrón en la capa externa, es decir, son monovalentes. Dada su estructura atómica, ceden fácilmente el electrón de valencia y pasan al estado iónico. Esto explica el carácter electropositivo que poseen, así como otras propiedades.

Se combinan fácilmente con la mayor parte de los no metales, por ejemplo, se combinan con hidrógeno para formar hidruros, con azufre para formar sulfuros y con el cloro para formar cloruros sólidos.

Cuando se colocan sobre una llama, emiten colores característicos.

Grupo II a: metales alcalinotérreos: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba) y Radio (Ra).

Algunas de sus propiedades son:

Son sólidos con propiedades metálicas típicas.

Son densos, duros y sus puntos de fusión son más elevados que los del grupo Ia. También son menos reactivos que sus vecinos.

Forman compuestos incoloros o blancos a menos que se combinen con aniones coloreados.

Los alcalinotérreos más pesados generan llamas de color característico.

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Forman iones con doble carga positiva, ya que tienen dos electrones de valencia.

No se encuentran en forma natural por ser demasiados activos. generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos.

6.3.2 No metales: características generales

de los grupos IV a, V a, VI a, VII a, VIII a

Grupo IV a (Grupo 14): Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn) y Plomo (Pb).

La tendencia de pasar de elementos no metálicos a elementos metálicos a medida que bajamos en este grupo en muy notoria. El carbono es netamente no metálico, el silicio presenta características entre metálicas y semimetálicas, el estaño y el plomo totalmente metálicas.

Las electronegatividades de los elementos son bajas.

Forman enlaces covalentes.

Enlaces C – C muy fuertes. Esto permite la formación de cadenas muy extensas y anillos de átomos, llamada concatenación.

Todos tienen 2 y 4 electrones de valencia.

Los elementos metálicos del grupo, es Sn y el Pb, no reaccionan con agua pero si con ácidos como el clorhídrico (HCl), liberando hidrógeno.

Grupo V a (grupo 15): Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb) y Bismuto (Bi).

Con frecuencia adquieren el octeto de electrones a través de enlaces covalentes. El número de oxidación puede variar entre -3 a +5, dependiendo de la naturaleza y el número de átomos con los que se enlacen.

Son muy reactivos a altas temperaturas. Suelen formarse enlaces covalentes entre átomos de N y P y enlaces iónicos entre Sb y Bi.

Todos, menos el nitrógeno son sólidos a temperatura ambiente.

El Nitrógeno reacciona con O2 y H2 a altas temperaturas. El Nitrógeno y el Fósforo son no metálicos, el Arsénico y el antimonio son metaloides y el bismuto es un metal. Las electronegatividades indican un alto grado de carácter no metálico para el nitrógeno y menor grado para los restantes miembros del grupo.

Grupo VI a (Grupo 16): Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Teluro (Te) y Polonio (Po)

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El carácter metálico aumenta la descender en el grupo.

Excepto el Oxígeno, que es gaseoso, el resto son sólidos a temperatura ambiente.

El Oxígeno forma alótropos, formas diferentes el mismo elemento en el mismo estado físico.

Tienen seis electrones en su capa de valencia.

El Oxígeno es un gas diatómico, el Azufre y el Selenio forman moléculas octa-atómicas S8 y Se8. El teluro y el Polonio tienen estructuras tridimensionales.

Grupo VII a (Grupo 17), los halógenos: Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At)

Todos los halógenos son no metales típicos.

Sus puntos de fusión y ebullición aumentan con el número atómico.

Flúor y Cloro son gases a temperatura ambiente, el Bromo es líquido y el Iodo es sólido.

Forman moléculas diatómicas: F2, Cl2, Br2, I2. Son volátiles y su color se incrementa al aumentar el número atómico.

El Astato es muy escaso y reactivo.

Son elementos oxidantes, disminuyendo esta capacidad al descender en el grupo.

Todos los átomos poseen una configuración que difiere de la de gas noble en un electrón, de forma que los elementos tienden a formar especies negativas, X¯, o a formar enlaces covalentes simples.

Grupo VIII a (Grupo 18), los gases nobles: Helio (He), Neón (Ne),

Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe), Radón (Rn).

Son no metales y se encuentran en estado gaseosa a temperatura ambiente.

Todos son monoatómicos.

Algunos pueden formar compuestos con otros átomos.

El Radón tiene una reactividad muy elevada.

Son incoloros, inodoros e insípidos y de baja reactividad.

Tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos, los que los hace útiles en procesos criogénicos y de refrigeración.

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6.3.3 Metales de transición

Grupos 3 a grupo 12:

Están situados en la parte central de la tabla periódica, el bloque d.

Tienen características típicas de metales: elevada dureza, puntos de ebullición altos, buenos conductores térmicos y eléctricos.

Cuantos más electrones compartan un núcleo, más fuerte es el metal.

Tienen varios estados de oxidación, pudiendo alcanzar una carga positiva tan alta como la de su grupo, e incluso en ocasiones cargas negativas.

Sus combinaciones son muy coloreadas.

Pueden formar aleaciones entre ellos.

Son buenos catalizadores

Sólidos a temperatura ambiente y forman complejos iónicos.

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Bibliografía Lectura 2

Capítulos 2, 6, 7, 8, 9

- Brown, LeMay, Bursten (2004) Chemistry, the central science. 9th ed. Pearson: New York

Capítulo 2, 7, 9, 10

- Chang, R. (2001) Química General. 7th ed. MacGraw Hill: México

Capítulo 2

- Garrido, Valdez y Quintanilla. (2008) Manual esencial de química. Editorial Santillana

Capítulos 2, 3, 4,5

- Universidad nacional del Perú. Química General. Tins básicos.

- Wikipedia, la enciclopedia libre. www.wikipedia.org

www.uesiglo21.edu.ar