UNIDAD III Tabla Periódica y términos

 

TABLA PERIODICA 

La tabla periódica es un cuadro que presenta todos los elementos químicos que existen ordenados según sus propiedades físicas. Fue diseñada por el químico ruso Dmitri Mendeléiev en 1869 y es considerado por muchos como el descubrimiento más importante de la química. 

Actualmente la tabla periódica actual cuenta con 118 elementos, 94 de ellos se encuentran de forma natural en la Tierra.

La tabla periódica de los elementos está organizada de menor a mayor según su número atómico, es decir, el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Además están distribuidos en 7 filas horizontales llamadas periodos y 18 columnas verticales conocidas como grupos, de modo que los elementos que pertenecen al mismo grupo tienen propiedades similares.

La tabla periódica por lo general nos muestra;

• El numero atómico, El símbolo de los elementos y la configuración electrónica propia del elemento.     

La tabla periódica se clasifica en;

• METALES
• NO METALES
• METALOIDES

METALES

Los metales son los elementos más numerosos de la Tabla Periódica y algunos forman parte de los más abundantes de la corteza terrestre.

Algunas de las propiedades físicas

 que tienen los metales son;

• Maleabilidad. Al someterse a compresión, algunos metales pueden formar láminas delgadas de material homogéneo.
• Ductilidad. Al ser sometidos a fuerzas de tracción, algunos metales pueden formar alambres o hilos de material homogéneo.
• Tenacidad. Capacidad de resistirse a la fractura, cuando se les somete a fuerzas bruscas (golpes, caídas, etc.).
• Resistencia mecánica. Capacidad de soportar tracción, compresión, torción y otras fuerzas sin ceder en su estructura física ni deformarse.

NO METALES

Son elementos poco abundantes en la Tabla Periódica, y se caracterizan por no ser buenos conductores del calor, ni de la electricidad. Sus propiedades son muy distintas a las de los metales. Por otra parte, forman enlaces covalentes para formar moléculas entre ellos.

No son brillantes y suelen tener diversos colores.

No son dúctiles ni maleables.

Adquieren siempre carga negativa al ionizarse.

Al combinarse con el oxígeno forman anhídridos, o bien conocidos como óxidos no metálicos.

METALOIDES

Los metaloides son cierto tipo de elementos químicos que exhiben un comportamiento intermedio entre los elementos metálicos y no metálicos, en lo que se refiere a asuntos de ionización y propiedades de enlace. Son elementos que actúan como metales en algunas situaciones y como no metales en otras.

• En su mayoría los metaloides son semiconductores eléctricos, o sea, conducen la electricidad.
• Conducen el calor mucho mejor que los elementos no metálicos.

Es por ello, que debemos de aprender a identificar en nuestra tabla periódica, donde se ubican, los METALES, NO METALES Y METALOIDES.

POR EJEMPLO VEAMOS LA SIGUIENTE IDENTIFICACION

HALOGENOS 

Los elementos halógenos son aquellos que ocupan el grupo 17 de la tabla periódica. Únicamente son seis, pero son altamente reactivos por su conformación química. Sus átomos tienen siete electrones en el último nivel, lo que les hace tener una alta electronegatividad.

Estos normalmente lo podremos encontrar en la tierra como sales. 

GASES NOBLES

Los gases nobles son aquellos que se encuentran en el extremo derecho de la tabla periódica, en el grupo VIIIA. Se trata de gases incoloros, inodoros, insípidos y no inflamables en condiciones normales y que además presentan una reactividad química muy baja debido a que su última capa de electrones está completa.

DIVISION DE LA TABLA PERIODICA 

La tabla periódica de los elementos esta dividida en GRUPOS Y PERIODOS. 

• Los grupos son todas las columnas verticales, que en total conforman 18 GRUPOS.
• Los periodos, son todas las filas de manera horizontal, que en total conforman 7 PERIODOS.

Es importante considerar que en un grupo están los elementos que tienen configuración electrónica externa similar.

• Grupos I a VIIIA: ◦ H, Be, B, C, N, O, F, He.
• Grupos I a VIIIB: ◦ Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe-Co-Ni, Cu, Zn.
  

Los elementos que encabezan a cada grupo don los elementos representativos de cada grupo, pues representan con mayor claridad las propiedades químicas.

ELEMENTOS DE TRANSICION 

Se encuentran normalmente como Lantánidos o Actínidos. 

LANTANIDOS

Son un grupo de elementos que forman parte del periodo 6 de la tabla periódica. Estos elementos son llamados «tierras raras» debido a que se encuentran en forma de óxidos, y también, junto con los actínidos, forman los «elementos de transición interna».

ACTINIDOS

Comparten características similares llamados elementos de transición interna, al igual que los lantánidos pertenecen al grupo llamadas las tierras raras, son de tiempos de vidas cortos y son radiactivos. Son pesados, tóxicos por su radioactividad destruyendo tejidos en el cuerpo humano como producir tumores cancerígenos, algunos de estos elementos llegan hasta los huesos modificando las células rojas o bajando su producción.

La numeración de los distintos grupos dentro de la tabla, actualmente está establecida por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, IUPAC, por sus siglas en inglés, el que corresponde al método tradicional europeo en el que se emplean números romanos y letras (IA, IIA, IIIA… VIIIA). 

GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA 

GRUPO IA 

También conocidos como Metales alcalinos. Este grupo esta Compuesto por los elementos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Ce) y francio (Fr), todos comunes en las cenizas vegetales y de carácter básico cuando forman parte de óxidos.

Poseen baja densidad, color propio y suelen ser blandos. En este grupo suele además incluirse el hidrógeno (H), aunque también es común que esté presente una posición autónoma entre los elementos químicos. 

Cabe resaltar que los metales alcalinos son extremadamente reactivos. 

Estos tienden a formar iones con carga 1+ que consecuentemente los lleve a tener configuración de gas noble. 

Estos poseen una configuración electrónica de nS1. 

GRUPO IIA 

Conocidos como metales alcalinotérreos.  Compuesto por los elementos berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra). Son metales blandos de baja densidad, buenos conductores y con electronegatividad menor o igual a 1,57 según la escala de Pauling. Son elementos menos reactivos que los del grupo 1, pero aún así, siguen siendo muy reactivos.

Al reaccionar con H2O forman X (OH)2 y Forman iones 2+ con configuración de gas noble. 

Los elementos de este grupo poseen configuración electrónica de nS2. 

POR EJEMPLO, IDENTIFIQUEMOSLOS EN LA SIGUIENTE TABLA...

GRUPO IIIA 

Se conoce generalmente como grupo del Boro.  El carácter metálico o electropositivo de los elementos de este grupo es bastante menor que el de los metales alcalinos y alcalinotérreos, lo que se pone de manifiesto por su menor reactividad, debida a sus elevadas energías de ionización.

El boro presenta un comportamiento anómalo y tiene propiedades típicas de un semimetal; mientras que, el resto de los elementos del grupo se comportan como metales.

Por lo general, como bien mencionamos anteriormente el boro no forma iones, los otros si, dentro de los cuales podemos destacar; Al3+, Ga3+, In3+, Tl3+, Ga+,, In+ , Tl+. 

Dicho grupo de elementos contienen una Configuración electrónica externa ns2np1

GRUPO IV

Conocido como la familia del Carbono. La posición central de este grupo hace que su comportamiento sea un poco especial, sobre todo el de su primer elemento carbono, que, tiene la propiedad de unirse consigo mismo, formando cadenas y dando lugar así a una infinidad de compuestos que constituyen la llamada Química Orgánica. 

El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el grupo, siendo el carbono un no-metal, el silicio y el germanio semimetales y el estaño, el plomo y el ununquadio típicos metales.

Dichos elementos forman por lo general iones 2+, los cuales se pueden considerar como; Ge2+, Sn2+ y Pb2+. 

De la misma manera contienen una configuración electrónica de; ns2np2.

IDENTIFIQUEMOS JUNTOS EN LA SIGUIENTE TABLA...

GRUPO V 

El nitrógeno y el fósforo son no metales, el arsénico y el antimonio son metaloides y el bismuto es un metal. Así que es de esperar una mayor variación en las propiedades dentro del grupo. 

Configuración electrónica externa ns2np3. 

El N, P, As forman iones 3- con configuración de gas noble El As, Sb, y Bi pueden formar iones 3+, son configuración de gas noble. 

GRUPO VIA

Recibe también el nombre de Grupo del Oxígeno por ser este el primer elemento del grupo. Tienen seis electrones en el último nivel con la configuración electrónica externa ns2 np4. Los tres primeros elementos, el oxígeno, azufre y selenio son no metales y los dos últimos el telurio y polonio son metaloides.

Como en todos los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en la capa de valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.

GRUPO VIIA

Grupo de los Halógenos, se caracteriza por el carácter iónico de muchos de sus compuestos, al reaccionar con metales.

La configuración electrónica externa de sus átomos nos indica que les falta un solo electrón para completar el nivel y adquirir la estructura correspondiente al gas noble que le sigue en el Sistema Periódico. Por ello, forman iones negativos con gran facilidad. Presentan una gran reactividad, siendo mayor en el flúor y disminuyendo conforme descendemos en el grupo. 

Poseen una configuración electrónica externa de ns2np5.

POR EJEMPLO... IDENTIFIQUEMOS LOS HALOGENOS

GRUPO VIIIA 

Conocidos como GRUPO DE LOS GASES NOBLES 

Poseen configuración electrónica externa de ns2np6, Dentro de este grupo; la configuración electrónica más estable que se conoce con 8 electrones de valencia = Octeto electrónico. 

A veces dichos grupos se combinan con los halógenos pero en general no son reactivos.

Los elementos de transición al reaccionar o formar iones pierden electrones formando cationes. Esto se debe a su naturaleza metálica. Pierden sus electrones en s y d. Los metaloides que forman cationes pierden primero sus electrones en s y p.

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ELEMENTOS DE TRANSICION 

Forman dos o más iones con diferente carga. 

El plomo puede formar cationes con carga +2 (lo más usual por pérdida de electrones p) o con carga +4 (menos común por pérdida de los electrones s y p). 

Como regla es importante ver que se pierden los electrones del número cuántico principal más alto. 

En los cationes de los metales de transición los orbitales 3d siempre tienen menor energía que los 4s. Esto favorece la pérdida de los electrones más energéticos.

    Observa en la imagen los elementos de Transición... 

PROPIEDADES PERIODICAS 

PERIODICIDAD

Es la tendencia progresiva de ciertas características de los elementos a variar según se avanza en Z. 

Esta característica describe como una propiedad de los elementos químicos. Indica que lo elementos que pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla periódica tienen propiedades muy similares.

RADIO ATOMICO 

Representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. 

Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la que se encuentre el elemento en cuestión. 

En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo. En los periodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

• AUMENTA DE ARRIBA PARA ABAJO
• AUMENTA DE DERECHA A IZQUIERDA.

EJERCITEMOS

• Organizar en orden creciente del radio (de menor a mayor).
• Si, Al, C --> C < Si < Al 
• P, Si, N --> N < P < Si 

RADIO IONICO 

Es el radio de un catión y anión. 

• El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.
• Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño. 
• Si el átomo forma un anión su tamaño AUMENTA.
• Si el átomo forma un catión, su tamaño DISMINUYE. 

EJERCITEMOS

• ¿Cuál de las dos especies es mayor?
• Pt+ o Pt 3+ --> Pt + 
• K+ o Li + --> K +
• Fe + o Fe 3+ --> F+
• Mg + o Mg 2+ --> Mg + 

ENERGIA DE IONIZACION

Es la energía necesaria para remover un electrón de la periferia de un átomo gaseoso para formar un ión positivo o catión. 

Puntos importantes a considerar:

• Los metales forman fácilmente cationes por lo que no necesitan mucha energía. 
• Los no metales no forman cationes, requieren mucha energía. 
• En un GRUPO, esta AUMENTA de abajo hacia arriba.
• AUMENTA de izquierda a derecha.

EJERCITEMOS

• Determinemos la primera energía de ionización, entre nitrógeno y fosforo.  --> R// Nitrógeno 

• Primera energía de ionización mayor, entre Litio o berilio --> R// Berilio. 

• Primera energía de ionización entre Calcio y Potasio --> R// Calcio 

AFINIDAD ELECTRONICA

La afinidad electrónica se define como la energía intercambiada (suele liberarse) cuando un átomo gaseoso aislado y en estado fundamental coge un electrón para formar un anión.

• Los elementos que forman fácilmente aniones liberan mucha energía (no metales). 
• Los elementos que difícilmente forman aniones liberan poca energía (metales)

Puntos importantes a considerar dentro de la afinidad electrónica:

• Aumenta en un período de izquierda a derecha. 
• Aumenta en un grupo de abajo hacia arriba. Aunque las variaciones a veces no se aprecian.

ELECTRONEGATIVIDAD 

Indica la habilidad de un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace. 

Está relacionada con el potencial de ionización y la afinidad electrónica pues son energías que determinan el ceder o ganar electrones.

Los elementos electronegativos poseen características importantes, tales como;

• Es más grande para los que tienden a atraer los electrones (no metales). 
• En un grupo, disminuye de arriba hacia abajo. 
• En un período, aumenta de izquierda a derecha.

POR EJEMPLO

• Dentro de los elementos mas electronegativos podemos encontrar; El flúor, Oxigeno, Cloro, Nitrógeno, Bromo. 

CARACTER METALICO

Describe el conjunto de propiedades químicas que se asocian con los elementos clasificados como metales en la tabla periódica. 

El carácter metálico depende de la capacidad de un elemento para perder sus electrones de valencia externos.

En general, el carácter metálico aumenta a medida que avanza hacia el lado inferior derecho de la tabla periódica.

• Dentro de un grupo aumenta de arriba hacia abajo.
• Dentro de un período disminuye de izquierda a derecha.

POR EJEMPLO

• Podemos considerar dentro de los elementos con carácter metálico;  Hierro, Magnesio, Oro, Níquel, entre otros. 

FUERZAS 

La fuerza es una magnitud vectorial que mide la razón de cambio de momento lineal entre dos partículas o sistemas de partículas.

• Estas se dividen en dos;
• Fuerzas intramoleculares
• Fuerzas intermoleculares

Intramoleculares

    Las fuerzas que unen a los átomos en una molécula se deben al enlace químico covalente.

Estas propiedades las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Intermoleculares

Son las que unen a las moléculas entre sí. Su efecto es observable a nivel macroscópico.

Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, entre otros. 

Estas se dividen en;

• Puentes de hidrógeno 
• Fuerzas de Van der Waals 
• Dipolo-Dipolo 
• Fuerzas de dispersión o de London

REGLAS QUE SE DEBEN CONSIDERAR

En términos generales las fuerzas intermoleculares son más débiles que las fuerzas intramoleculares.

Existen  dos principios fundamentales: 

• Lo polar disuelve a lo polar 
• Lo apolar disuelve a lo apolar. 

INTERACCIONES IÓN -DIPOLO 

Es una fuerza de atracción débil que se da entre los compuestos iónicos y los solventes polares. La atracción se da entre un ión positivo y el polo negativo de una molécula polar y viceversa.

FUERZAS DE VAN DER WAALS

INTERACCIONES DIPOLO-DIPOLO

Es una atracción débil entre el polo positivo de una molécula polar y el polo negativo de otra molécula polar. En el seno de la sustancia estas atracciones son interminables.

Estas atracciones hacen que las sustancias tengan altos calores de fusión o de ebullición pues se gasta energía en romper las interacciones. 

Las sustancias apolares no tienen estas fuerzas por eso son más volátiles.

Existen varios tipos de interacción dipolo-dipolo:

Interacción dipolo permanente. Es el que ocurre entre dos moléculas cuyos enlaces son covalentes polares, es  decir, que forman dipolos por diferencia de electronegatividad entre sus átomos.

Interacción dipolo inducido.  Se produce cuando en moléculas no polares, el dipolo es inducido, por ejemplo mediante un campo eléctrico.

También existen interacciones entre un dipolo permanente y un dipolo inducido. Los iones también son capaces de interaccionar con dipolos de moléculas, ya sean éstos permanentes o inducidos.

La interacción dipolo-dipolo también puede suceder entre dos partes de la misma molécula, si ésta es lo suficientemente grande.

FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE LONDON

Las fuerzas de dispersión, también conocidas como fuerzas de dispersión de London, en honor al científico Fritz London, son unas fuerzas de tipo intermolecular. Dichas fuerzas tienen lugar entre moléculas de tipo no polar, donde pueden encontrarse dipolos. 

• Son las fuerzas más débiles.
• Ocurren porque hay rotaciones momentáneas entre las moléculas, y las regiones electrónicas se combinan momentáneamente formando dipolos momentáneos.
• Ocurren solo entre moléculas apolares que al aproximarse sufren una distorsión en sus nubes electrónicas y producen recíprocamente dipolos inducidos transitorios.
  
  
  
  
  
  

PUENTE DE HIDROGENO 

Es un tipo de enlace muy particular, que aunque en algunos aspectos resulta similar a las interacciones de tipo dipolo-dipolo, tiene características especiales. Es un tipo específico de interacción polar que se establece entre dos átomos significativamente electronegativos, generalmente O o N, y un átomo de H, unido covalentemente a uno de los dos átomos electronegativos. En un enlace de hidrógeno tenemos que distinguir entre el átomo DADOR del hidrógeno (aquel al que está unido covalentemente el hidrógeno) y el ACEPTOR, que es al átomo de O o N al cual se va a enlazar el hidrógeno.

PROPIEDADES DE LOS PUENTES DE HIDROGENO

Las propiedades físico, químicas y biológicas del agua están controladas por el sistema de enlaces de Hidrógeno, que son fruto de la polaridad de la molécula, y que es debida, como se ha comentado, a la diferente electronegatividad de los átomos que la componen.

La colaboración por puentes de Hidrógeno de las moléculas de agua hace que:

 

• Sea la única sustancia que se puede encontrar naturalmente en los tres estados: hielo (sólido), agua (líquido) y vapor (gas).
• Sea una de las pocas moléculas que tiene su densidad más alta en el estado líquido. Si el agua líquida no fuera más densa que el hielo, todos los lagos se congelarían por completo en las regiones más frías del mundo.
• Pueda disolver casi cualquier sustancia excepto las apolares, tales como aceite y compuestos hidrofóbicos. Esta característica es fundamental para la vida.
• Presente un elevado calor específico lo que permite que la temperatura de un organismo permanezca relativamente constante, aunque varíe la temperatura ambiente.
• Tenga un elevado calor de vaporización lo que permite perder calor mediante la evaporación del sudor.
• Presente una elevada cohesión, adhesión y tensión superficial,

Los enlaces de hidrógeno tienen solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes, pero tienen importantes efectos sobre las propiedades de las sustancias en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en estructuras de cristal. Los compuestos con mayor capacidad para formar puentes de hidrógeno son los más electronegativos como N, O y F.

Un enlace entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo es muy polar, POR ELLO DICHO ENLACE DE HIDRÓGENO SE CONSIDERA UN ENLACE DIPOLO-DIPOLO.

Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están “apretadas” en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido.

Por ello, un sólido casi siempre se hunde al fondo cuando comienza a cristalizarse a partir de la fase líquida. Si esto ocurriera con el agua, los lagos, ríos y mares de las regiones en las que las temperaturas bajan de cero, se congelarían desde el fondo hacia arriba. Es poco probable que los peces y otros organismos acuáticos pudieran sobrevivir en un entorno así.

De manera Resumida;

• Reducen la presión de vapor 
• Aumentan los puntos de ebullición 
• Aumentar la viscosidad 
• Afectan la organización conformacional, especialmente en moléculas de interés biológico. 

Aquí un video para que te guíes de una mejor manera ¡Sigamos! 

Ahora bien, realmente existen dos clases de Enlace o Puente Hidrógeno: Enlace hidrógeno intermolecular y el Enlace hidrógeno intramolecular.

• El enlace hidrógeno intermolecular, se realiza entre moléculas.

• El enlace o puente hidrógeno intramolecular, es el que se forma dentro de la misma molécula, estando el Hidrógeno, a no más de 2 Ä. 

ENLACES QUIMICOS 

Los enlaces químicos mantienen unidas a las moléculas y crean conexiones temporales que son esenciales para la vida. Los tipos de enlace químico que se incluyen son covalente, iónico, así como enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London.

Los enlaces se forman por una característica que es fundamental, la cual es, porque los átomos están tratando de alcanzar el estado más estable (de menor energía) posible. Muchos átomos se vuelven estables cuando su orbital de valencia está lleno de electrones o cuando satisfacen la regla del octeto (al tener ocho electrones de valencia). 

ELECTRONES DE VALENCIA 

Son los electrones que se encuentran en la última capa electrónica (denominada orbitales de valencia) y tienen muchas posibilidades de participar en una reacción química. Estos electrones poseen el número cuántico principal n más alto. Tienen vital importancia en la formación de moléculas y compuestos ya que determinan la capacidad del átomo para formar enlaces. Cuando un elemento se une a otro lo hace a través de sus electrones de valencia.

También se puede decir que estos electrones son los electrones más alejados al núcleo del átomo, y en consecuencia los que pueden participar comúnmente en la formación de enlaces químicos.

ORBITAL DE VALENCIA Ó ULTIMO ORBITAL

Es el lugar donde se encuentran ubicados los electrones de valencia, corresponde al último nivel del átomo. O más bien lo que sería el orbital más lejano. En esta imagen se puede apreciar claramente cuales son los electrones de valencia.

Los electrones de valencia interactúan para establecer atracción entre los átomos. Existen 2 tipos de interacciones 

• Iónico 
• Covalente 

La formación de un enlace iónico

Los enlaces iónicos son enlaces que se forman entre iones con cargas opuestas. Por ejemplo, los iones sodio cargados positivamente y los iones cloruro cargados negativamente se atraen entre sí para formar cloruro de sodio o sal de mesa. La sal de mesa, al igual que muchos compuestos iónicos, no se compone solo de un ion sodio y un ion de cloruro; por el contrario, contiene muchos iones acomodados en un patrón tridimensional predecible y repetido.

• Para formar iones los electrones se transfieren de la capa externa de un átomo a la de otro. 
• El que pierde electrones queda positivo (catión) y el que gana electrones queda negativo (anión).

POR EJEMPLO

Los enlaces iónicos son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en el carbono, como nuestro ADN y proteínas. También hay enlaces covalentes en moléculas inorgánicas más pequeñas, tales como ----->

$\text H_2\text$Hstart text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, $\text {CO}_2$start text, C, O, end text, start subscript, 2, end subscript, y $\text {O}_2$start text, O, end text, start subscript, 2, end subscript. Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Entre más electrones compartan dos átomos, más fuerte será el enlace.

CARACTERISTICAS DE COMPUESTOS CON ENLCE IONICO

• Los compuestos conducen la electricidad al estar fundidos o en solución acuosa.
• La mayoría son solubles en agua.
• Tienen puntos de fusión elevados.
• Forman cristales bien definidos. 

Enlaces covalentes

Otra manera como los átomos se vuelven más estables es al compartir electrones (en lugar de ganarlos o perderlos por completo), formando así enlaces covalentes. Estos enlaces son mas comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos. 

Es una fuerza de atracción que se da entre 2 átomos debido a que un par de electrones con spin opuesto es compartido por los 2 átomos que forman el enlace. 

Los electrones de las capas externas son compartidos por los dos átomos enlazados.

El compartir electrones da origen al enlace covalente. 

POR EJEMPLO

Examinemos el agua, ahora bien... Una sola molécula de agua, H2O, está compuesta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno y el oxígeno comparte uno de sus electrones con cada hidrógeno

$\text H_2\text O$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text está compuesta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno y el oxígeno comparte uno de sus electrones con cada hidrógeno

Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, y le dan a cada átomo algo que se parece a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, y ocho para el O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que serían los átomos que la componen por sí solos.

REGLAS PARA LA FORMACIÓN DE IONES

1. 
   Los no metales forman aniones con configuración de gas noble, ganando electrones.
2. Los metales forman cationes perdiendo electrones.
3. Los metales de transición pierden primero los electrones s y luego los d si es necesario.
4. En la formación de iones no se suelen perder más de 3 electrones, salvo ciertas excepciones.

ESTRUCTURA DE LEWIS

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. En esta fórmula se muestran enlaces químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente indicando la ordenación de los átomos en el espacio. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace covalente. 

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada causa usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. Representan también si entre los átomos existen enlaces simples, dobles o triples. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones apartados (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. 

COMPUESTOS CON ENLACE IONICO

• La diferencia de electronegatividad entre los átomos que lo forman es grande, igual a 1.7 o más (Excepción HF). 
• Se da de manera común por transferencia de electrones de elementos metálicos de los grupos IA y IIA al O, los halógenos y otros no metales. 
• No forman verdaderas moléculas, lo que forma son redes cristalinas extendidas (le da características de dureza, y explica los altos puntos de fusión).

EJERCITEMOS

• Indiquemos que tipo de ion monoatómico pueden formar dichos elementos: 

• Cu  --> 2+ --> catión
• Na  --> + --> catión
• N  --> -3 --> anión
• Al --> 3+ --> catión 

ENLACE COVALENTE 

Es el enlace que esta presente en las moléculas diatómicas homonucleares (H2 , O2 , N2 , F2 , Br2, I2 , Cl2 ) o bien lo podemos considerar mediante la palabra Br O N Cl I F H. 

• Enlace covalente simple: se comparte una sola pareja de electrones, como el hidrógeno. 

• Enlace covalente doble: se comparten dos pareces de electrones entre 2 átomos, como es el caso del oxigeno que tiene pares de enlace y de no enlace. 

• Enlace covalente triple: dos átomos comparten 3 pares de electrones (máximo de pares que se pueden compartir) este es el cado del nitrógeno.

POR EJEMPLO

• Analicemos el siguiente ejemplo, tanto mediante la estructura de Lewis y sus enlaces. 

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACES COVALENTE

• Son no ionizables y si lo hacen, lo hacen en bajo porcentaje (porcentaje de carácter iónico, no hay nada completamente covalente).
• Este tipo de enlace da origen a verdadera moléculas.
• Se forman entre 2 no metales o entre un metaloide y un no metal, (hay algunas excepciones como el cloruro de bario)
• No conducen electricidad en ninguna fase.
• Hay una diferencia de electronegatividad pequeña entre los átomos que forman (menor a 1.7).

Enlaces covalentes polares

Hay dos tipos principales de enlaces covalentes: polar y no polar. En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ–) en distintas partes de la molécula.

Enlaces covalentes no polares

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. 

ENLACE METÁLICO

Los enlaces metálicos son el resultado de la atracción electrostática entre cationes metálicos y electrones deslocalizados. La naturaleza del enlace metálico explica muchas de las propiedades físicas de los metales, como son la conductividad y la maleabilidad.

1.- Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.

2.- Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. (Esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia)

3.- Presentan brillo metálico.

4.- Son dúctiles y maleables. (La enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir una rotura)

5.- Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

Los de uso más extendido son el hierro, el cobre, el aluminio y el zinc. 

MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES

El modelo de nube de electrones difiere del modelo más simplista de Bohr , en el que los electrones orbitan el núcleo de la misma manera que los planetas orbitan alrededor del sol. En el modelo de nubes, hay regiones donde probablemente se puede encontrar un electrón, pero teóricamente es posible que se ubique en cualquier lugar, incluso dentro del núcleo .

Los químicos utilizan el modelo de nube de electrones para trazar los orbitales atómicos de los electrones; estos mapas de probabilidad no son todos esféricos. Sus formas ayudan a predecir las tendencias que se ven en la tabla periódica.

Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a la «nube electrónica» que engloba a todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica.

LIMITACIONES DEL MODELO DEL MAR DE ELECTRONES

• No se puede usa para efectuar cálculos cuantitavos.
• 
  Explica razonablemente bien el proceso de conducción de la corriente eléctrica.
• No explica el brillo
  característico de los metales.
• El movimiento de los electrones explica la transferencia de calor en el metal.

EL ENLACE DE RED

• En las sustancias reticulares todos los átomos están unidos por enlaces covalentes (o reticulares).  
• Como el diamente, grafito y dióxido de silicio.

Poseen características

 en base a; 

• La Energía de enlace del orden de cientos de KJ/mol. Se rompen a temperaturas de 40000C a 20000C.
• Poseen Red extremadamente dura 
• Son sustancias insolubles en todos los solventes. 

ALÓTROPOS

Es la propiedad que poseen determinados elementos químicos de presentarse bajo estructuras moleculares diferentes, en el mismo estado físico. Por ejemplo, los alótropos de carbono se puedes presentar con diferente morfología, dependiendo de esta adquiere un nombre distinto. Entonces los alótropos son las formas diferentes de un mismo elemento.

Ocho alótropos del carbono:
a) Diamante
b) Grafito
c) Lonsdaleíta
d) C₆₀ (Buckminsterfulereno o buckybola),
e) C₅₄₀,
f ) C₇₀,
g) Carbono amorfo
h)Nanotubo de carbono de pared simple o buckytubo.

POR EJEMPLO VEAMOS LOS MAS IMPORTANTES

CARBONO DIAMANTE

El diamante es uno de los alótropos del carbono más conocidos, cuya dureza y alta dispersión de la luz lo hacen útil para aplicaciones industriales y joyería. El diamante es el mineral natural más duro conocido, lo que lo convierte en un abrasivo excelente y le permite mantener su pulido y lustre extremadamente bien. No se conocen sustancias naturales que puedan rayar o cortar un diamante excepto un diamante mismo.

Cada átomo de carbono en un diamante está unido covalentemente a otros cuatro átomos de carbono, dispuestos en un tetraedro. Estos tetraedros, juntos, forman una red tridimensional de anillos de carbono de seis miembros (similar al ciclohexano), en la conformación de silla, permitiendo que haya tensión de ángulo de enlace de cero. Esta red estable de enlaces covalentes y anillos hexagonales es la razón de que el diamante sea increíblemente duro.

GRAFITO

Es uno de los alótropos más comunes del carbono. A diferencia del diamante, el grafito es un conductor eléctrico, y puede ser usado, por ejemplo, como material en los electrodos de una lámpara de arco eléctrico. El grafito tiene la distinción de ser la forma más estable de carbono a condiciones estándar. En consecuencia, es usado en termoquímica como el estado estándar para definir el calor de formación de los compuestos de carbono.

El grafito es capaz de conducir la electricidad, debido a la deslocalización de los electrones π sobre y debajo de los planos de los átomos de carbono. Estos electrones tienen libertad de movimiento, por lo que son capaces de conducir la electricidad.

DIOXIDO DE SILICIO

Es un compuesto de silicio y oxígeno, llamado comúnmente sílice. Este compuesto ordenado especialmente en una red tridimensional (cristalizado) forma el cuarzo y todas sus variedades.

Entre cada par de átomos de silicio aparece uno de oxigeno. Tiene alta dureza y punto de fusión alto (1610 C).

¿Justo aqui, un video para que te apoyes con la teoría de los Alótropos!

REFERENCIAS 

1. Marroquín Tinti (2021) Tipos de enlaces Químicos. 
2. Zonte Ayala (2018) Quimica Plus. https://qoudo.wordpress.com/temarios/tema-4/puentes-de-hidrogeno/ 
3. Khan Academy (2017) Articulos de Quimica. https://es.khanacademy.org/science/quimica-pe-pre-u/xa105e22a677145a0:estructura-atomica/xa105e22a677145a0:tabla-periodica/a/246-repaso-de-tabla-peridica 
4. Edén Juárez (2019) Radio ionico, Educaplus. http://www.educaplus.org/elementos-quimicos/propiedades/radio-ionico-pauling.html 
5. Lenthech (2018) Elementos quimicos, Radios. https://www.lenntech.es/tabla-peiodica/radio-atomico.htm 
6. González Páez (2020) Electronegatividad de los elementos. https://www.quimica.es/enciclopedia/Electronegatividad.html 
7. Valencia Pizarro (2018) Alotropos. http://www.cienciamx.com/index.php/vocabulario/16633-alotropos