Enlace Químico

ENLACE QUÍMICO

ENLACE IÓNICO

Los compuestos iónicos resultan normalmente de la reacción de un metal de bajo potencial de ionización, con un no metal. Los electrones se transfieren del metal al no metal, dando lugar a cationes y aniones, respectivamente. Estos se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas fuertes llamadas enlaces iónicos.

NATURALEZA DEL ENLACE COVALENTE

El enlace de tipo covalente se produce entre elementos no metálicos, o no metálicos con el hidrógeno, es decir entre átomos de electronegatividades semejantes y altas en general. Se debe generalmente a la compartición de electrones entre los distintos átomos. En algunos casos puede darse un enlace covalente coordinado o dativo, en el que uno sólo de los átomos cede los dos electrones con que se forma el enlace.

ESTRUCTURAS DE LEWIS, REGLA DEL OCTETO.

Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar el enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción más fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis.

Regla del octeto: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.

PROPIEDADES DE LOS ENLACES.

Propiedades de las sustancias iónicas:

• Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
• Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
• Son solubles en disolventes polares como el agua.
• Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.
• Propiedades de los compuestos covalentes.
• Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
• La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
• Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.
• Los enlaces metálicos:
• Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
• Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
• Presentan brillo metálico.
• Son dúctiles y maleables.
• Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
ENLACE METÁLICO.
El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de los metáles entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales muy compactas.

RESUMEN.
Los tres tipos de enlaces más frecuentes en las moléculas, son:
• Enlace iónico: que se suele dar entre un metal y un no metal. Y que da lugar a estructura de redes cristalinas.
• El enlace metálico, que se da entre dos metales.
• Y el enlace covalente, que se da entre dos no metales o no metal e hidrógeno. Este se suele representar a través de estructuras de Lewis, que cumplen la regla del octeto, aunque puede haber alguna excepción a dicha regla.
Teoría de Lewis.
Ideas básicas:
• Los electrones , especialmente los que están en la capa más externa (capa de valencia), juegan un papel fundamental en el enlace químico.
• En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro, formándose iones positivos y negativos que se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas denominadas enlaces iónicos.
• En otros casos se comparten entre los átomos uno o más pares de electrones, esta compartición de electrones se denomina enlace covalente.
• Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica especialmente estable. Generalmente se trata de una configuración de gas noble con ocho electrones más externos que constituyen un octeto.
Símbolos de Lewis y estructuras de Lewis.
Un símbolo de Lewis consiste de un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando a los electrones más externos (electrones de la capa de valencia). Así el símbolo de Lewis para el silicio que tiene la configuración [Ne]3s23p2 es:

para escribir los símbolos de Lewis se sitúan puntos solitarios en los lados del símbolo hasta un máximo de cuatro y luego se van pareando hasta formar un octeto. Los símbolos de Lewis se escriben habitualmente para los elementos de los grupos principales y en raras ocasiones para los elementos de transición.
Ejemplo1. Escritura de los símbolos de Lewis.
Escriba símbolos de Lewis para los siguientes elementos: a) N, P, As, Sb, Bi b) Al, I, Se, Ar.

Solución: Éstos son elementos del grupo VA (15). Sus átomos tienen todos cinco electrones de valencia (ns2np3). Los símbolos de Lewis tienen cinco puntos:
El Al está en el grupo IIIA (13); el I en el VIIA(17); el Se en el VIA(16) ; el Ar en el VIIIA (18)

Para los elementos de los grupos principales el número de electrones de valencia y por ende el número de puntos que aparecen en un símbolo de Lewis es igual al número del grupo en la tabla periódica.
Una Estructura de Lewis es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico.

PRIMERAS AGRUPACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS-TABLA PERIODICA

PRIMERAS AGRUPACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
A lo largo del siglo XIX se avanzó notablemente en el descubrimiento de elementos químicos y en la determinación de sus propiedades. Se observaron comportamientos químicos similares de varios elementos y se planteó la búsqueda de una clasificación de los mismos para dar cuenta de las semejanzas de comportamiento observadas.
En 1817 Döbereiner  (1780-1849) apreció un notable parecido en las propiedades de algunos grupos de tres elementos. Estos grupos de tres, además de mostrar propiedades semejantes, presentaban una variación gradual en esas propiedades al avanzar del primero al último. Diez años después, en 1827, tras haber comprobado que aumentaba el número de grupos de tres elementos en los que se daba este tipo de relación, planteó el concepto de que en la naturaleza existían tríadas, definidas de tal forma que el elemento central de la triada tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros (ley de tríadas).
Triadas de Döbereiner Elementos Compuestos Elementos Compuestos Elementos Compuestos Litio  LiCl LiOH Calcio  CaCl2 CaSO4 Azufre  H2S SO2 Sodio  NaCl NaOH Estroncio  SrCl2 SrSO4 Selenio  H2Se SeO2 Potasio  KCl KOH Bario  BaCl2 BaSO4 Teluro  H2Te TeO2   Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de los elementos que formaban cada triada con sus masas atómicas relativas y encontró que la masa atómica promedio de las masas de los elementos extremos, tenía una valor muy próximo a la del que quedaba colocado en medio de la triada [por ejemplo, en la triada de halógenos, formada por cloro, bromo y yodo, la masa atómica relativa del bromo (79.9) es aproximadamente la media entre la del cloro (35.5) y la del yodo (127)]. Además hizo notar que los elementos de cada triada formaban compuestos semejantes, tal como se señala en las tres triadas que recoge la taba adjunta.
Esta contribución de Döbereiner indujo a la búsqueda de otros elementos y de regularidades en sus propiedades. A lo largo de un periodo de más de 30 años se fue viendo que los tipos de relaciones químicas que había encontrado Döbereiner se extendían a un número mayor de tres elementos. Así, por ejemplo, se añadió el flúor a la triada inicial de halógenos; se agruparon oxígeno, azufre, selenio y teluro, nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto fueron agrupados por otra parte,... Todo lo cual suponía sustituir el concepto inicial de tríadas por el de grupos o familias.
En la segunda mitad del siglo XIX ya se conocían más de 50 elementos químicos. En 1862 De Chancourtois  (1820-1886), geólogo mineralogista francés, fue el primero en colocarlos en orden creciente de su masa atómica relativa y poner a la vez en evidencia una cierta periodicidad en sus propiedades. Para mostrarla construyó en 1864 una hélice de papel arrollada sobre un cilindro vertical. Los elementos aparecían ordenados por sus masas atómicas relativas y sobre la misma generatriz quedaban situados  elementos con propiedades similares. Este diagrama recibió poca atención, en parte debido a que pareció muy complicado, y también porque fue planteado con un enfoque más geológico que químico.
Octavas de Newlands 1 2 3 4 5 6 7 Li 6,9 Be 9,0 B 10,8 C 12,0 N 14,0 O 16,0 F 19,0 Na 23,0 Mg 24,3 Al 27,0 Si 28,1 P 31,0 S 32,1 Cl 35,5 K 39,0 Ca 40,0             Mientras tanto, el químico inglés Gladstone  (1827-1902) también había señalado la utilidad de ordenar a los elementos según masas atómicas crecientes y su compatriota Newlands  (1837-1898) investigó detalladamente esa posibilidad. En 1864 comunicó al Royal College of Chemistry que al ordenar los elementos en orden creciente de sus masas atómicas relativas (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esa época, los gases nobles no habían sido aún descubiertos y Newlands construyó una tabla (a la izquierda) que, lógicamente, obviaba su presencia (sería la columna número 8 al comparar con la tabla actual).
Newlands (1837-1898)   Estos avances sugerían una ordenación de los elementos en familias o grupos (en vertical), con propiedades muy parecidas entre sí, y, a la vez, en periodos (en horizontal) formados por siete (más uno ausente entonces) elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. Newlands les dio el nombre de octavas (ley de las octavas), intentando relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales. Esta connotación "musical", y el hecho de que la regla dejaba de cumplirse a partir del calcio, contribuyeron a que la propuesta de Newlands no fuera bien apreciada durante un tiempo por la comunidad científica, que inicialmente la menospreció e incluso ridiculizó.
Pero, 23 años más tarde, después de haberse consolidado la ordenación de Mendeleiev y de Meyer, la Royal Society reconoció la aportación de Newlands y le concedió su más alta condecoración: la medalla Davy. TABLAS PERIÓDICAS DE MENDELEIEV Y MEYER   En la misma época en que Newlands planteó la ley de las octavas, Mendeleiev (1834-1907) y Meyer (1830-1895), cada uno por su lado, y desconociendo ambos el trabajo de Newlands, trabajaron sobre la posibilidad de relacionar las masas atómicas y las propiedades de los elementos. En las publicaciones de Mendeleiev en 1869 y un año después (1870) en las de Meyer, se encuentra la culminación del trabajo de décadas anteriores.   Mendeleiev (1834-1907)   Los siguientes párrafos de Mendeleiev señalan los inconvenientes que habían evidenciado intentos anteriores de clasificación basados en propiedades físicas o químicas de los elementos, y muestran cómo reivindicó una ordenación basada en la masa atómica relativa: "Desde que se sabe que un elemento como el fósforo puede aparecer en forma metálica o no metálica, resulta imposible establecer una clasificación fundada en diferencias físicas, ..., hasta hace poco la mayoría de los químicos se han inclinado en favor de una ordenación de los elementos basada en las valencias. Pero existe mucha incertidumbre en estos intentos,...Sin embargo todos saben que cualquiera que sea el cambio en las propiedades de un elemento, algo permanece inmutable,... En este aspecto el único valor numérico que conocemos es la masa atómica del elemento. El primer intento que hice en esa dirección fue el siguiente: seleccioné los cuerpos de masas atómicas pequeñas y los ordené de acuerdo con sus magnitudes; con esto vi que aparecía una periodicidad en sus propiedades y valencia".   Siguiendo esta línea de trabajo, Mendeleiev publicó su primera tabla periódica en 1869. En 1872, después de introducir varias modificaciones, volvió a publicar una segunda tabla más elaborada, precursora de la actual. Abajo se expone el tipo de tabla periódica que planteó Mendeleiev en 1872. Hubiera fracasado de no ser porque intuyó que debían existir elementos todavía no descubiertos y les reservó los huecos adecuados para mantener la periodicidad en las propiedades. Dijo: "Los espacios vacíos corresponden a elementos que quizá sean descubiertos en el transcurso del tiempo". Así se puede observar, por ejemplo, que entre el calcio (Ca) y el titanio (Ti) Mendeleiev dejó un hueco, para que los elementos que siguen quedaran en la columna que les corresponde según sus propiedades. Otro problema que encontró Mendeleiev al plantear su tabla periódica fue que no todos los elementos, ordenados por su masa atómica, "caían" en el grupo (columna) adecuado en función de sus propiedades. Mendeleiev profundizó en la idea de que cualquier elemento, por pertenecer a la vez a un grupo (vertical) y a un periodo (horizontal), debía participar de las propiedades de ambos y ser un promedio de los valores correspondientes a los elementos que le rodean en el sistema periódico. Esto le permitió predecir propiedades de elementos aún no descubiertos. Estas predicciones tuvieron una brillantísima confirmación cuando se descubrieron elementos con las propiedades que él había supuesto. Como ejemplo, la tabla adjunta recoge la comparación de propiedades previstas para el elemento que debía ocupar el hueco existente justo debajo del titanio (Ti) (al que Mendeleiev denominó provisionalmente ekasilicio), y las observadas en 1886 por Winkler (1838-1904) cuando descubrió el elemento que finalmente ocupó ese lugar: El germanio (Ge).   Además del germanio, otros  elementos, cuyas propiedades predijo acertadamente Mendeleiev, fueron el galio (Ga), al que llamó eka-aluminio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que fue el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis química, en 1937.

Numero cuántico

Número cuántico

Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas conservadas en ciertos sistemas 

cuánticos. En muchos sistemas el estado del sistema puede ser representado por un conjunto de números, los números cuánticos, que se corresponden con valores posibles de observables que conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del sistema.

En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que indican las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad.

En física de partículas, también se emplea el término números cuánticos para designar a los posibles valores de ciertos observables o magnitud física que poseen un espectro o rango posible de valores discretos.

Conjunto de números cuánticos

El conjunto de números cuánticos más ampliamente estudiado es el de un electrón simple en un átomo: a causa de que no es útil solamente en química, siendo la noción básica detrás de la tabla periódica, valencia y otras propiedades, sino también porque es un problema resoluble y realista, y como tal, encuentra amplio uso en libros de texto.

En mecánica cuántica no-relativista, el hamiltoniano atómico de un átomo hidrogenoide consiste de la energía cinética del electrón y la energía potencial debida a la fuerza de Coulomb entre el núcleo y el electrón. En átomos más generales es necesario incluir la energía de interacción entre diferentes electrones. La energía cinética puede ser separada en una parte debida al momento angular, J, del electrón alrededor del núcleo, y el resto. Puesto que el potencial es esféricamente simétrico, el Hamiltoniano completo conmuta con J2. A su vez J2 conmuta con cualquiera de los componentes del vector momento angular, convencionalmente tomado como Jz. Estos son los únicos operadores que conmutan mutuamente en este problema; por lo tanto, hay tres números cuánticos. Adicionalmente hay que considerar otra propiedad de las partículas denominada espín que viene descrita por otros dos números cuánticos.

En particular, se refiere a los números que caracterizan los estados propios estacionarios de un electrón de un átomo hidrogenoide y que, por tanto, describen los orbitales atómicos. Estos números cuánticos son:

I) El número cuántico principal n Este número cuántico está relacionado tanto con la energía como con la distancia media entre el núcleo y el electrón, medida en niveles energéticos, aunque la distancia media en unidades de longitud también crece monótonamente con n. Los valores de este número, que corresponde al número del nivel energético, varían teóricamente entre 1 e infinito, pero solo se conocen átomos que tengan hasta 8 niveles energéticos en su estado fundamental ya que el número atómico y el número cuántico principal se relacionan mediante 2n2 = Z < 110.

II) El número cuántico secundario o azimutal (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Un orbital de un átomo hidrogenoide tiene l nodos angulares y n-1-l nodos radiales. Si:

l = 0: Subórbita "s" (forma circular) →s proviene de sharp (nítido) (*)

l = 1: Subórbita "p" (forma semicircular achatada) →p proviene de principal (*)

l = 2: Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) →d proviene de difuse (difuso) (*)

l = 3: Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) →f proviene de fundamental (*)

l = 4: Subórbita "g" (*)

l = 5: Subórbita "h" (*)

(*) Para obtener mayor información sobre los orbitales vea el artículo Orbital.

III) El número cuántico magnético (m, ml), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.

IV) El número cuántico de espín (s, ms), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores ½ y -½.

El estado cuántico de un electrón está determinado por sus números cuánticos:

nombre	símbolo	significado orbital	rango de valores	valor ejemplo
número cuántico principal		shell o capa
número cuántico secundario o azimutal (momento angular)		subshell o subcapa		para :
número cuántico magnético, (proyección delmomento angular)		energía shift		para :
número cuántico proyección de espín		espín		para un electrón, sea:

  La regla de Madelung se utiliza para predecir las estructuras electrónicas con el nombre de regla n+l. Han sido descritas reglas similares como el principio de Aufbau, el principio de construcción, la regla de diagonales o el propio Sistema Periódico de los elementos. Son complementarias las reglas de Hund, el diagrama de Moeller, el Principio de exclusión de Pauli, etc.

Aquí esta regla se presenta con algunas modificaciones, destacando otros puntos de vista.  Para resaltar su valor,  hay que evitar, de momento, las interpretaciones físicas dadas a sus números. Es conveniente sustituir el nombre de un átomo por el de su número,  porque su número es el gran protagonista. Posee un lugar único y concreto asociado a un orden de construcción simétrica, con características a las que corresponderá una actitud física.

Su posición puede definirse con dos referencias bidimensionales, como en un juego de cuadrículas perpendiculares y en los casos complejos la regla puede ampliarse modificada hasta necesitar 4 referencias diferentes, como ocurre para el principio de exclusión de Pauli.

Lo importante para comprender sus sorprendentes atribuciones consiste en recordarlas simultáneamente. No son más difíciles que sería el reglamento de un juego. La regla aparentemente consiste en una forma de predicción de la estructura de los átomos. Una estructura que se distribuye  entre niveles y subniveles.

El número de niveles es conocido como n y los distintos subniveles con el número l. Aunque también el número l tiene que representar, con otra forma, al número de componentes de los subniveles.

La naturaleza es tan asombrosa a veces,  como autora y protagonista de las matemáticas, que convierte esta distribución en un orden de sorprendentes facultades.

Así, una misma suma con distintos niveles y subniveles muestra algunas de esas atribuciones especiales. Las diferentes combinaciones de dos cifras que sumen un mismo número forman un período. Por ejemplo, una suma de 7, con parejas de distintos números n+l, puestos en orden forman un período completo.
Es decir,  la suma de  4 +3, 5+2, 6+1 y 7+0  en sucesión creciente de n asegura un orden de atribuciones.

En la práctica, representamos aquí los casos de posibles números n+l, con su orden para ocho periodos.
8 =5+3=6+2=7+1=8+0.
7 =4+3=5+2=6+1=7+0.
6  =4+2=5+1=6+0.
5 =3+2 =4+1=5+0.
4 =3+1=4+0.
3 =2+1=3+0.
2 =2+0.
1 =1+0.

 El conjunto de todos los períodos posibles forman a su vez un sistema simétrico. Un sorprendente comportamiento para la física teórica. Para introducirnos en sus peculiaridades debemos seguir las observaciones a una descripción geométrica de sus componentes, dispuestas en el cuadro siguiente.

TABLAS 1. REGLA N+L.  ORDEN DE LLENADO

Orden de ___niveles__  (a) =n+l	1  ..........	2  ..........	3  ..........	4  ..........	5  ..........	6  ..........	7  ..........	8  ..........	(b)	(c)  Atomos
8					14	10	6	2	32	X. 120
7				14	10	6	2		32	Ra 88
6				10	6	2			18	Ba 56
5			10	6	2				18	Sr 38
4			6	2					8	Ca 20
3		6	2						8	Mg  12
2		2							2	Be  4
1	2								2	He 2
	2	8	18	32	32	18	8	2

Orden de ___niveles__  (a) =n+l	1  ..........	2  ..........	3  ..........	4  ..........	5  ..........	6  ..........	7  ..........	8  ..........	(b)	(c)  Atomos
8					14 (17)	10(18)	6(19)	2(20)	32	X. 120
7				14(13)	10(14)	6(15)	2(16)		32	Ra 88
6				10(10)	6(11)	2(12)			18	Ba 56
5			10(7)	6(8)	2(9)				18	Sr 38
4			6(5)	2(6)					8	Ca 20
3		6(3)	2(4)						8	Mg  12
2		2(2)							2	Be  4
1	2(1)								2	He 2
	2	8	18	32	32	18	8	2