Módulo I.- Sistema Periódico y Enlaces

MÓDULO I.- SISTEMA PERIÓDICO Y ENLACES

Hola, en este módulo te dejo algunos conceptos importantes de este tema.

Son algunos de los conceptos que suelen caer en exámenes y que os cuesta un pelín más justificar.

 

NÚMEROS CUÁNTICOS. – Son los valores que describen un orbital y el electrón que lo ocupa. Los tres primeros nos dan la información del orbital y el cuarto, acerca del electrón que lo ocupa.

Son los siguientes:

• Número cuántico principal (n): Indica la capa o nivel de energía y puede tomar valores comprendidos entre el 1 y el 7
• Número cuántico secundario (l): Indica la subcapa o nivel de energía y puede tomar valores comprendidos entre 0 y n-1. Según el subnivel que ocupen usaremos l = 0, si está en el orbital s; l = 1, si está en el orbital p; l = 2, si está en el orbital d y    l = 3, si está en el orbital f
• Número cuántico magnético (m): Indica las posibles orientaciones de los orbitales y va desde -l hasta +l (Recuerda, es el nombre de la caja donde hemos metido el último electrón)
• Número cuántico magnético de spin (s): Indica las posibles orientaciones que puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo (Recuerda +1/2 si entra boca arriba y -1/2, si lo hace boca abajo)

 

PROPIEDADES PERIÓDICAS. –

 

RADIO ATÓMICO: Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en un sólido metálico. Cuanto más abajo y más a la izquierda se encuentre un elemento en la tabla periódica, mayor será su radio atómico.

Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta hacia abajo porque de esta manera, aumenta el número de capas, puesto que aumenta el periodo

Dentro de un mismo periodo (misma capa) el radio atómico aumenta hacia la izquierda, ya que disminuye el número de protones y cuantos menos protones tenga el elemento, menor es la atracción hacia los electrones periféricos y el radio aumenta de tamaño (Recuerda, los electrones están más flojos, más sueltos, el elemento está más relajado y por eso el radio es mayor).

 

RADIO IÓNICO: Un anión tiene mayor radio que su átomo neutro. Teniendo en cuenta que los electrones se repelen entre sí, la nube electrónica o radio iónico se expande.

Y un catión, tiene menor radio iónico que si átomo neutro. Al tener menos electrones, hay menor repulsión y se contrae.

 

ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN: Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón (el más externo al núcleo) de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental

Cuanto más arriba y más a la derecha esté un elemento en la tabla periódica, mayor energía.

Cuando un átomo tiene un radio pequeño, los electrones periféricos están muy atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más trabajo arrancarlos (requiere mayor energía de ionización). Por esta razón, los gases nobles son los elementos que tienen mayor energía de ionización, aunque también es debió a su gran estabilidad.

Las sucesivas energías de ionización, siempre son mayores que las anteriores y la energía de ionización que coincide con el cambio de capa es mucho mayor, ya que ese electrón se arranca de una capa más cercana al núcleo y con configuración de gas noble.

 

AFINIDAD ELECTRÓNICA: Es la energía desprendida o absorbida, cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ion negativo (anión).

Cuanto más arriba y más a la derecha esté el elemento en la tabla periódica, mayor es su afinidad electrónica. Al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a ese hipotético electrón para crear el anión (cuanto más cerca esté de la configuración electrónica del gas noble, más ganas tiene de captar ese electrón, mayor afinidad electrónica).

 

ELECTRONEGATIVIDAD:  Capacidad que tiene un átomo de un elemento dado para atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos en un enlace covalente. Cuanto más arriba y más a la derecha esté un elemento en la tabla periódica, mayor electronegatividad. Al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones compartidos en dicho enlace.

Si un elemento es más electronegativo (más no metálico) tiene tendencia a ganar electrones formando aniones y viceversa, formando cationes.

 

TIPOS DE ENLACES. –

 

ENLACE IÓNICO: Este enlace se basa en la transferencia de electrones. Se da en elementos con mucha diferencia de electronegatividad (muy separados en la tabla). No comparten electrones, sino que los ceden desde el elemento menos electronegativo, que formará un catión, al más electronegativo, que formará un anión.

Este enlace es característico de la unión de elementos metálicos y no metálicos.

 

ENLACE COVALENTE: Este enlace se basa en compartir electrones, lo hacen porque los elementos que se unen tienen una electronegatividad similar, similar tendencia a atraer hacia si los electrones compartidos en un enlace covalente.

Es característico de la unión de elementos metálicos.

 

ENLACE METÁLICO: También se basa en compartir electrones, pero de forma colectiva, entre todos los átomos que componen el metal.

Se da, obviamente, en metales

 

ESTRUCTURA DE LEWIS. – Es la representación de cómo se enlazan los electrones de cada átomo para formar un conjunto en el que cada uno de ellos, quede rodeado por ocho electrones (regla del octeto).

En esta estructura los electrones pueden estar compartidos formando parte del enlace covalente o no compartidos, que serán los llamados electrones no enlazantes.

Cómo formarla:

• Elegimos un átomo central, que será el que tiene mayor covalencia, ya que podrá formar más enlaces con otros átomos. En definitiva, el menos electronegativo.
• Los electrones compartidos serán igual a los necesarios (que son a os que debe llegar cada elemento) menos los disponibles (que sin los que tiene cada elemento en su capa de valencia).
• Los electrones solitarios serán igual a los disponibles menos los compartidos.

Llamaremos hipovalencia al incumplimiento de la regla del octeto por defecto y llamaremos hipervalencia, al incumplimiento de la regla del octeto por exceso.

Llamaremos resonancia cuando una especie química puede ser representada por dos o más estructuras equivalentes. La correcta es una combinación de ellas, híbrido.

Llamaremos enlace covalente dativo o coordinado, al enlace covalente en el que el par de electrones compartidos los proporciona uno solo de los átomos implicados.

 

GEOMETRÍA MOLECULAR SEGÚN LA TEORÍA DE RPECV (repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia)

Esto nos permite predecir la geometría de la molécula en función de los pares enlazantes y no enlazantes que tenga el átomo central, según las siguientes tablas:

 

POLARIDAD DE ENLACE. – Viene determinada por la diferencia de electronegatividad existente entre los elementos que lo forman, de forma que si los átomos que se unen tienen electronegatividades similares será un enlace polar, en caso contrario, si hay mucha diferencia de electronegatividad, serán enlaces polares.

 

POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA. – Una molécula diatómica es polar siempre que su enlace covalente lo sea (lo serán todas las que estén formadas por el mismo elemento).

Para estudiar correctamente la polaridad de una molécula es recomendable pintar primero la estructura de Lewis de la misma, pintar sus enlaces y ver si la suma de los momentos es cero (simétrica), será apolar. Y será polar en el caso contrario, es decir, la suma de los momentos es distinta de cero.

 

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA. – Esta teoría establece que los enlaces se forman como consecuencia del solapamiento de los orbitales atómicos con electrones desapareados y espines opuestos. Los electrones ya apareados no formarán enlaces, por tant,o un elemento puede formar un número de electrones covalentes igual al número de electrones desapareados (covalencia)

Tendremos dos tipos de enlaces:  (enlaces sencillos, solapamiento frontal) y  (enlaces dobles o triples, solapamiento lateral).

 

HIBRIDACIÓN. – Proceso mediante el cual orbitales atómicos puros se combinan entre sí, transformándose en otros orbitales diferentes denominados orbitales híbridos.

Se formarán tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos puros se combinen.

Todos los orbitales híbridos son idénticos en forma y energía.

Los orbitales híbridos son muy direccionales y los enlaces que se obtienen con ellos son más fuertes.

 

Estos orbitales híbridos pueden presentar:

• Hibridación sp³: Es la combinación de un orbital s y tres orbitales p, para dar cuatro orbitales híbridos que reciben el nombre de orbitales híbridos sp³. Su geometría es tetraédrica.

Los compuestos cuyo átomo central presenta hibridación sp³ central solo pueden formar enlaces simples, dado que no tienen orbitales p libres que puedan formar un enlace pi de solapamiento lateral. Este tipo de hibridación se presenta siempre en enlaces simples (el metano, el etano, el agua o el amoniaco son ejemplos que suelen salir en exámenes)

• Hibridación sp²: Combinación de un orbital s y dos orbitales p, para dar tres orbitales híbridos que reciben el nombre de orbitales híbridos sp² y se disponen de forma trigonal plana.

Pueden darse en enlaces simples (por ejemplo, en el BF₃) o con enlaces dobles carbono – carbono (como, por ejemplo, en el eteno)

• Hibridación sp: Combinación de un orbital s con un orbital p para dar dos orbitales híbridos que reciben el nombre de orbitales híbridos sp y se disponen de forma lineal.

Pueden darse en enlaces simples (como, por ejemplo, en el cloruro de berilio BeCl₂) o en los triples enlaces carbono –  carbono (como, por ejemplo, en el etino)

En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.