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Tema 3
TABLA PERIÓDICA
Desarrollo de la tabla periódica
Algunos elementos, como la plata y el oro, se encuentran naturalmente en su forma
elemental y fueron descubiertos hace miles de años.
Algunos elementos radiactivos son extraordinariamente inestables y su aislamiento
depende de la tecnología moderna.
Aunque la mayoría de los elementos son estables, pero únicamente se pueden encontrar
formando compuestos con otros elementos.
En el siglo XIX, se diseñaron métodos para aislar muchos de los elementos de sus
compuestos.
A partir de ese momento se aíslan cada vez más y más compuestos.
Para 1800 había 31 elementos identificados 1865 había ya 63 elementos identificados
En 1869, Dimitri Mendelejew y Lothar Meyer publican independientemente esquemas de
clasificación de los elementos
El primero basado en sus propiedades químicas esencialmente, el segundo en sus
propiedades físicas.
Los elementos pueden ordenarse de acuerdo a su peso atómico
(es decir, g / mol de su mezcla natural de isótopos) mostrando como resultado un arreglo
con características periódicas
La insistencia de Mendeliev en ordenar a los elementos de acuerdo a su peso
atómico y agruparlos según sus características químicas, dio como resultado la aparición
de una serie de agujeros en la tabla
Ni el Galio (Ga), ni el Germanio (Ge) se conocían en la época, es decir había dos
agujeros en la tabla debajo del Aluminio (Al) y el Silicio (Si)
Concluye que debían de existir dos elementos, a los cuales llamó eka-aluminio y eka-
silicio y que debían llenar los agujeros.
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Ahora bien, Mendeliev no solamente predijo la existencia del Ga y el Ge, sino que
describió como eran, esto es describió algunas de sus propiedades físicas y químicas,
entre ellas: el peso atómico aproximado, la manera en que se combinarían con el
oxígeno y el cloro.
Cuando el Ga y el Ge fueron descubiertos varios años más tarde se observó que sus
propiedades físicas y químicas eran las que Mendeliev había predicho.
La exactitud de las predicciones de Mendeliev para los elementos desconocidos basadas en
la tabla periódica, convencieron sin lugar a dudas de su validez a los científicos de la
época.
En 1911 aparece el modelo del átomo de Rutherford
La mayor parte de la masa del átomo está localizada en un núcleo el cual es muy
denso
El núcleo tiene carga neta positiva
Alrededor del núcleo hay esencialmente espacio vacío en el cual residen los electrones
con una carga neta átomos neutros
En 1913 Henry Moseley (muerto en la batalla de Gallipoli a la edad de 28 años)
Investiga las frecuencias características de los rayos X producidos al bombardear cada
elemento con rayos catódicos (electrones) de alta energía.
Descubre que existe una relación matemática entre la frecuencia de los rayos X
producidos y el número atómico (es decir el número de serie de cada elemento en la
tabla)
Esto quería decir que el número atómico era más un número de serie, es decir, que tiene
alguna base física.
Moseley propone que el número atómico era el número de electrones en el átomo del
elemento en cuestión.
Es claro que esto también significa que el número atómico es el número de cargas
positivas del núcleo.
Los experimentos de Moseley:
Moseley usó varios metales como blancos en sus tubos de rayos catódicos.
Notó que cuando los rayos catódicos pegaban sobre el metal y estos rayos catódicos tenían
suficiente energía (obtenida usando alto voltaje), diferentes metales daban rayos X de
diferentes longitudes de onda ( o lo que es lo mismo de diferente energía).
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Lo que pasaba en esencia era que los rayos catódicos acelerados por el alto voltaje (electrones
de alta energía) sacan a los electrones internos del los átomos metálicos al golpear sobre
los átomos de los blancos metálicos.
Cuando los electrones sacados del átomo regresan a su lugar se emiten rayos X. Como los
electrones internos no están apantallados por los demás electrones, la
energía requerida para sacarlos depende del número de protones que
hay en el núcleo.
De esta manera la energía de los rayos X y por tanto su frecuencia y su longitud de onda, está
relacionada con el número de protones del núcleo. Moseley se dio cuenta de que los
números atómicos eran mucho más que un esquema adecuado para los elementos, sino
que tenían sentido físico real, esto es que eran el número de protones (y electrones) de
un elemento neutro.
Tubo de rayos X
1/λ= A (B-n)2 Ley de Moseley A y B Ctes n : numero de orden llamado mas
tarde nº atomico
PROPIEDADES PERIODICAS
Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman
propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo.
Las propiedades periódicas (físicas y Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por
ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos,
electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla
periódica.
RadiosAtómicos El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno
inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos.
Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa
de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se
realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y
los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.
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Radio atómico de un elemento
es la mitad de la distancia entre
los centros de dos átomos
vecinos.
Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A 10-10
m), nanómetros (nm,
10-9
m) picometro (pm, 10-12
m).
Variación periódica
Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más
externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor
energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace
que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).
Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el
mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel.
El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo
es más compacto).
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En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que
los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios
atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los
volúmenes atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay
tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las
repulsiones se hacen importantes, observándose un crecimiento paulatino tras
llegar a un mínimo.
Potencial de Ionización
1er
Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado
fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un
electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una
reacción endotérmica.
Ca(g) → Ca+(g) + 1e
- I 1ra= (+) ENDOTERMICO
2º Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y
obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía
cinética.
Ca+(g) → Ca
2+(g)
+1e
- I 2da = (+) Endotérmico
Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los
sucesivos potenciales de ionización.
Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el
átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil
eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de
iones positivos.
Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento
crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un
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electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos
cargas negativas que le repelan.
El conocimiento de los valores relativos de las energías de
ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un
compuesto iónico o covalente
Energía de ionización Tendencia del elemento Tipo de compuesto
Baja Perder electrones y dar iones
positivos Iónicos
Elevada Compartir electrones Covalentes
Muy elevada Ganar electrones y dar iones
negativos Iónicos
Variación periódica:
Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a
reducir el potencial de ionización debido a los efectos combinados
del tamaño y de efecto pantalla. Al descender en un grupo, se
obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están
menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá.
En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En
principio, la tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga
nuclear efectiva y no aumentar apenas el radio atómico, la energía de
ionización sea cada vez mayor.
En cada segmento periódico, los gases raros tienen las energías de
ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y
sólo los más pesados de ellos muestran alguna tendencia a unirse con
elementos para dar compuestos.
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En la gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo
período requieren más energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B,
C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo grupo se observa que la energía requerida
es similar pero cada vez menor , por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se observa que al
comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es similar.
Electroafinidad
Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en
estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado
fundamental.
O (g) +1e-→ O
-(g) E1ra =( -) Exotermico
Con muy pocas excepciones, este proceso de captación de electrones es favorable (la
atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).
Las segundas, terceras, ... afinidades electrónicas son siempre energéticamente
desfavorables .
O-(g) +1e → O
2-(g) E2da= (+) Endotermico
La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y
gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.
Variación periódica
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La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la
variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir
de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está
satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y
electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la
especie. Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados
cerca del oxígeno, el flúor y el cloro.
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí
electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto
mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la
capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus
valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala
arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor
asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos
electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.La
electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial
de ionización y su electroafinidad. Un átomo con una afinidad electrónica muy
negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos
y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será
muy electronegativo
Variación periódica
Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda
a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan
regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son
inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que
para los de la zona superior derecha.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que
originarán dos átomos en su unión:
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El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto
mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo
más electronegativo. Se origina un enlace polar.
Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una
transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.
UNIONES QUIMICAS
Enlace químico, fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas.
Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de
atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros
átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se
dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la
atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
Tipos de enlace y propiedades
El comportamiento químico de los sólidos, líquidos y gases que nos rodean está determinado
por las formas en que los átomos se unen entre sí, lo que a su vez depende de las interacciones
entre sus electrones más externos. Los electrones pueden transferirse de un átomo a otro
(enlace iónico), compartirse entre átomos vecinos (enlace covalente) o moverse libremente de
átomo en átomo (enlace metálico) estos electrones mas externos del átomo se denominan
electrones de valencia y coinciden con el numero de grupo al cual pertenece dicho átomo en la
tabla periódica. El moderno conocimiento de la estructura y comportamiento de la materia a
escala atómica explica con éxito las propiedades de la materia a gran escala.
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando
estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los
átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.
Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la
naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su
último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca
reactividad.
Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su
último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases
nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos
los átomos, es útil en muchos casos.
Símbolos de puntos de Lewis
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en contacto
los electrones más externos, llamados electrones de valencia.Con el objeto de destacar
los electrones de valencia y seguir su comportamiento en una reacción química, se
utilizan los símbolos de Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el
símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo en cuestión.
En la tabla 1 se muestran los símbolos de Lewis de los elementos representativos y de
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los gases nobles.Nótese que, con excepción del Helio, el número de electrones de
valencia de un átomo es el mismo que el número del grupo al cual pertenece. Los
metales de transición, los lantánidos y los actínidos tienen capas internas
incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de
Lewis.
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Enlace iónico: Sal Mediante una transferencia de un electrón al cloro de cada sodio adquiere la
distribución del neón Na[Ne]3s1 Na
+ [Ne]+ e
-
Mediante la transferencia de un electrón del sodio, el cloro adquiere la distribución del
argón Cl[Ne]3s23p
5 + e
- Cl
- [Ar]
El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) es un típico enlace
iónico. En el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión (ion de carga
positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion
de carga negativa). Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de
tamaño entre los átomos antes y después del enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas
electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en la que
cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de ‘vecinos próximos’ de carga
opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de
todo el cristal. LA FUERZA QUE MANTIENE UNIDO A LOS ATOMOS ENEL
CRISTAL ES DEL TIPO ELECTROSTATICA
Propiedades
Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Sólidos a temperatura
ambiente. La red cristalina es muy estable por lo que resulta muy difícil
romperla.
Son duros (resistentes al rayado).
No conducen la electricidad en estado sólido, los iones en la red cristalina
están en posiciones fijas, no quedan partículas libres que puedan conducir la
corriente eléctrica.
Son solubles en agua por lo general, los iones quedan libres al disolverse y
puede conducir la electricidad en dicha situación.
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Al fundirse también se liberan de sus posiciones fijas los iones, pudiendo
conducir la electricidad.
ENERGIA DE RED O ENERGIA RETICULAR
Cada ion ejercerá una atracción en torno suyo extendida en todas direcciones,
provocando que se sitúen a su alrededor cierto número de iones de carga opuesta ; por
ello, los compuestos que establecen este tipo de enlaces se encuentran en la naturaleza
formando CRISTALES IONICOS ; redes cristalinas caracterizadas por poseer en sus
nudos los iones positivos o negativos.
La energía reticular, ER, de un sólido iónico se define como la variación de
energía necesaria para disociar un mol del compuesto sólido en sus iones al
estado gaseoso . En el caso del NaCl se define como la variación de energía
puesta en juego en la reacción: NaCl(s) → Na+
(g) + Cl-
(g)
• La energía reticular es siempre positiva (es necesario un aporte energético exterior
para estos procesos); y es la misma, pero de signo contrario, a la energía que se
libera al colapsar la nube de iones para formar el sólido.
.
La energía reticular de un sólido iónico es una magnitud que no puede determinarse a
partir de medidas experimentales directas. Se utiliza un método indirecto basado en
la termodinámica, que se conoce con el nombre de ciclo de Born-Haber.
Primer paso. Se disocia la sal en sus elementos constituyentes (no iones).
NaCl(s) → Na(s) + ½ Cl2(g) ΔH Puesto que la energía de formación
molar de la sal, ΔHºF, se define según la reacción:
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ΔHº
F = - 411 kJ/mol
Entonces la variación de energía implicada, ΔH, es igual a - ΔHº
F. 5
b) Segundo paso. Se sublima el mol de átomos de sodio formados.
Na(s) → Na(g) ΔH = ΔHºS
= 108 kJ/mol
c) Tercer paso. Se disocia el medio mol de moléculas de cloro formadas, dando un mol de átomos de cloro.
½ Cl
2(g) → Cl(g) ΔH = ½ΔHº
D = ½ ·244 kJ/mol
d) Cuarto paso. Se ioniza el mol de átomos de sodio formados.
Na(g) → Na+
(g) + e-
ΔHºI = 496 kJ/mol
e) Quinto paso. Se ioniza el mol de átomos de cloro formados con el mol de electrones generados en el paso anterior.
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Cl(g) + e-
→ Cl-
(g) ΔH = ΔHºI = ΔHº
A = -350 kJ/mol
La variación de energía es igual a la energía de afinidad molar del cloro, ΔHº
A , tipo de energía que suele ser negativa (en este proceso
se libera calor) Hasta ahora la energía puesta en juego es: ΔH = -ΔHº
F + ΔHº
S + ½ ΔHº
D + ΔHº
I + ΔHº
A = 787 kJ/mol
esto quiere decir que nos encontramos a un nivel de 787 kJ/mol por encima del nivel entálpico de un mol de NaCl sólido.
f) Sexto paso. La nube de iones colapsa para formar el sólido, liberándose toda la energía anterior.
Na+
(g) + Cl-
(g) → NaCl(s) ΔH = -ΔHºR
= -787 kJ/mol
ENLACE COVALENTE .
No siempre los átomos se unen entre sí por transferencia de electrones.
También se pueden unir compartiendo pares de electrones para adoptar la
configuración electrónica del gas noble más próximo. Tal es el caso de la
molécula de H2. Por tratarse de una molécula formada por átomos iguales, no es
posible pensar que un átomo transfiera un electrón a otro; en este caso los
átomos comparten un par de electrones formado por el aporte de un electrón de
cada uno de los átomos. Adquieren de tal manera la estructura del gas noble
más próximo al hidrógeno: el Helio. El par de electrones compartidos se puede
representar por una línea.
Del mismo modo dos átomos de cloro forman una unión covalente. Cada
átomo comparte un par de electrones para completar el octeto electrónico:
.
Enlace covalente
+ +
Repulsió
n
Atracció
n Núcle
o
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Fuerza que mantiene unido a los átomos en un enlace covalente
Adviértase que algunos electrones de valencia no intervienen en la formación
del enlace covalente; éstos reciben el nombre de electrones no enlazados o
pares libres, de esta forma en el ejemplo anterior cada cloro tiene tres pares
deelectrones libresLos electrones compartidos se presentan siempre de a pares, pero los
átomos pueden compartir uno o más pares de electrones. Los átomos de la
molécula de oxígeno comparten dos pares de electrones (doble enlace) y los dela
molécula de nitrógeno comparten tres pares de electrones ( triple enlace)
. Ver estructura
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Hay muchos casos donde se cumple la regla del octeto, pero hay muchas excepciones
también.
Cuando los átomos que constituyen las moléculas son iguales, como en los casos que
hemos considerado, los pares de electrones compartidos se encuentran a igual distancia
de los núcleos; la molécula presenta una distribución uniforme de carga eléctrica : se
denomina unión covalente nopolar o apolar
También existe el enlace covalente polar para cuya comprensión es necesario introducir
el concepto de electronegatividad.
Propiedades.
Son las habituales de los enlaces covalentes:
Temperaturas de fusión bajas. A temperatura ambiente se encuentran en estado
gaseoso, líquido (volátil) o sólido de bajo punto de fusión.
La temperaturas de ebullición son igualmente bajas.
No conducen la electricidad en ningún estado físico dado que los electrones del
enlace están fuertemente localizados y atraídos por los dos núcleos de los
átomos que los comparten.
Son muy malos conductores del calor.
La mayoría son poco solubles en agua. Cuando se disuelven en agua no se
forman iones dado que el enlace covalente no los forma, por tanto, si se
disuelven tampoco conducen la electricidad
Electronegatividad
Es la capacidad que tiene un átomo para atraer a un par de electrones en una unión
covalente. El átomo que atrae con mayor intensidad al par electrónico es el más
electronegativo. Linus Pauling desarrolló un método para calcular las
electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos. Estos valores se muestran
en la tabla PERIODICA Nótese que, en general, la electronegatividad aumenta de
izquierda a derecha a lo largo de un período en la Tabla periódica, coincidiendo con la
disminución del carácter metálico de los elementos. En cada grupo, la
electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico indicando un aumento en
el carácter metálico. Los metales de transición no siguen esta tendencia. Los elementos
más electronegativos( los halógenos, oxígeno, nitrógeno y azufre) están ubicados en el
ángulo superior derecho de la Tabla Periódica, y los menos electronegativos (los
metales alcalinos y alcalinotérreos) se encuentran en el ángulo inferior izquierdo.
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Los átomos de elementos con diferencias de electronegatividad grandes
tienden a formar enlaces iónicos, dado que los elemtos menos electronegativos
donan su(s) electrón(es) al átomo del elemento de mayor electronegatividad. Losátomos
de elementos con electronegatividades similares tienden a formar entre sí enlaces
covalentes no polares y polares.
Enlace covalente polar En este tipo de unión química las moléculas presentan una distribución no uniforme de
carga eléctrica. Como ejemplo analicemos el caso del cloruro de hidrógeno:
Los dos átomos comparten un par de electrones, pero como sus electronegatividades son
diferentes ( Cl: 3 ; H: 2,1) el par electrónico es desigualmente atraído y se encuentra
más próximo al cloro que al hidrógeno.
Hay una variedad de unión covalente en la cual el par de electrones que se
comparte es aportado por uno de los átomos. Se llama unión covalente dativa o
coordinada. .
.. Ej: SO2
O S COVALENTE COORDINADA O DATIVA
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SE HÁ DEJADO DE UTILIZAR LA FECHA PARA REPRESENTAR DICHO
ENLACE DEBIDO A QUE EXPERIMENTALMENTE NO SE PUEDE
DIFERNCIAR DE UN ENLACE COVALENTE COMUN OTRO EJEMPLO ES
EL DEL ION AMONIO DONDE UNO DE LOS ELACES DEL N ES
COORDINADO PERO NO SE PUEDE DIFERENCIAR DE LOS RESTANTES
H
|
H — N+ — H
|
H
Momento dipolar Es una medida de la polaridad de un enlace Cada enlace tiene un momento
dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad
entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido
va del menos electronegativo al más electronegativo).
Producto de la carga (Q) por la distancia (r) = Q • r
Expresado en Debye (D) D = 3,33 x 10-30 C•m = 0 para un molécula no polar
La diferencia de electronegatividad hace que cada atomo quede cargado pero
con una carga parcial (δ- ) y (δ+)
La polaridad de las moléculas depende de dos factores:
a) La existencia de enlaces covalentes polares
b) Una geometría que lo permita
Enlaces covalentes polares
H F H F
Enlaces covalentes no polares
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CO2
.
Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal
Tener no nulo:
Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales, ....
Ej: H2O, NH3
MMoollééccuullaass aappoollaarreess.
Tienen nulo: Moléculas con enlaces apolares.
Ej: H2, Cl2.
Moléculas simétricas = 0. Ej: CH4, CO2.
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ENLACE METALICO.
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los
electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido
proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad. La
plata, un metal típico, consiste en una formación regular de átomos de plata que han
perdido cada uno un electrón para formar un ion plata. Los electrones negativos se
distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con
los iones plata positivos ningún electrón en particular esta
confinado a un ion metálico especifico. Esta estructura, conocida como enlace
metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos
conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a
otro, y resultan maleables porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas
no direccionales.
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