TEMA 3: Estructura atómica. Sistema periódico....

IES LEOPOLDO QUEIPO DEPARTAMENTO FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATO

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TEMA 3: Estructura atómica. Sistema periódico. Enlace químico

1.- Partículas subatómicas y elementales. Tubos de descarga. Modelos atómicos de Thomson y de Rutherford. En el siglo V a.C., el fílósofo griego Demócrito ya pensaba que la materia era discontinua. Es decir, la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles, a las que llamó átomos (en griego: no divisible). Esta idea no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, como Platón o Aristóteles (filósofos de gran peso en el pensamiento humano durante siglos). Por este motivo, esta idea de los átomos quedó ahí y no fue retomada hasta que en 1803, apoyándose en hechos experimentales, Dalton formuló su teoría atómica que ya vimos en el tema anterior. Con su teoría, Dalton justificó el comportamiento de la materia en los cambios químicos. En 1897, Thompson, experimentando con un tubo de vidrio en el que se ha sacado casi todo el aire y se introduce un gas diluido (precursor de los que se utilizan en los televisores) y al que se le colocan dos placas conectadas a una fuente de alto voltaje, observó que la placa con carga negativa, el cátodo, emite rayos que se dirigen a la placa con carga positiva, el ánodo. Estos rayos se denominan inicialmente rayos catódicos. Estudiando las características de estos rayos, mediante campos eléctricos y magnéticos, se llegó a la conclusión de que dichos rayos estaban formados por un haz de pequeñas partículas subatómicas con carga eléctrica y con masa mucho más pequeña que la de los átomos de Hidrógeno, los más ligeros conocidos. Estas partículas subatómicas recibieron el nombre de electrones. El electrón es una partícula con carga negativa y el valor de esta carga es 1,6.10

-19 C,

considerada la unidad natural de carga. A partir de este descubrimiento Thomson desarrolló en 1898 su modelo atómico, según el cual el átomo es una esfera de carga positiva en la que encuentran distribuidos los electrones. Puesto que la materia, normalmente, no manifiesta propiedades eléctricas, se considera que la carga negativa de los electrones está compensada con la carga positiva de la esfera donde están inmersos los electrones. Este modelo justifica los fenómenos que ocurren en los tubos de descarga y la formación de iones positivos (por pérdida de electrones ) y de iones negativos por la ganancia de electrones.


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Modelo atómico de Rutherford En esta época se puso en evidencia que determinados átomos pesados (U, Ra...) se descomponían de forma natural, transformándose en otros átomos de elementos diferentes y emitiendo, a la vez, diferentes tipos de radiaciones (radioactividad): Rayos α → Haces de partículas con masa y carga positiva. Son núcleos de helio Rayos β → Haces de electrones Rayos γ → Radiaciones electromagnéticas de alta energía y con gran poder de penetración. No tienen carga ni masa y son de naturaleza similar a la de los rayos X. En relación con este fenómeno, Rutherford realiza una serie de experiencias en las que, utilizando un elemento radiactivo, el Radio, hace incidir un fino haz de partículas α (carga positiva y masa) procedentes de dicho elemento sobre una delgadísima lámina de un metal. Alrededor de dicha lámina metálica se dispone una pantalla que emite fluorescencia allí donde chocan esas partículas α, permitiendo, así, detectar si estas partículas α se desvían o no. Casi todas las partículas α atravesaban el metal sin desviarse de su trayectoria rectilínea, y algunas pocas, muy pocas, sufrían una gran desviación en su trayectoria al atravesarla lámina o rebotaban sin llegar a atravesarla. Esto dio pie a que Rutherford, para poder justificar los resultados de su experimento, elaborase un nuevo modelo atómico.

Puesto que la mayor parte de las partículas α no se desviaban, supuso que la mayor parte del átomo estaba vacía y por este motivo las partículas α, al no encontrar ningún obstáculo, no se desviaban.

Teniendo en cuenta que las partículas α tienen carga positiva, las que se desvían lo hacen al pasar cerca de una zona con carga positiva que las repele. Esta zona del átomo debía ser muy pequeña, puesto que eran muy pocas las partículas que se desviaban.

Teniendo en cuenta que las partículas α tienen masa, las que rebotan lo hacen al chocar frontalmente con la zona del átomo donde se encuentra la masa (del mismo modo que lo hacen dos canicas o dos bolas de billar). Puesto que son muy pocas estas partículas α que rebotan, esta zona del átomo con masa debe ser muy pequeña.


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XA

Z

Por todo esto, Rutherford consideró que los átomos están formados por dos partes que él llamó núcleo y corteza.

El núcleo es la parte central del átomo que resulta ser muy pequeña comparada con el total del átomo, unas diez mil veces menor, su tamaño es del orden de 10

-14 m, mientras que el del átomo es del

orden de 10 -10

m. En el núcleo se concentra la carga positiva del átomo

La corteza está casi vacía y en ella se encuentran los electrones, que debido a la atracción que sobre ellos ejercen las cargas positivas del núcleo, giran alrededor de él describiendo órbitas circulares (de modo similar a la forma en que la Luna gira alrededor de la Tierra).

2. Número atómico. Número másico. Isótopos. En 1919, Rutherford, descubre que la carga positiva del núcleo se debe a la existencia de una partículas denominadas protones, de carga igual a la de los electrones y de masa unas 1800 veces mayor a la del electrón. En 1932, Chadwick, describe la existencia, en el núcleo, de una partícula sin carga eléctrica y de masa similar a la del protón a la que denominó neutrón.

Número atómico (Z): es el número de protones que tiene un núcleo de un átomo y es propio de cada elemento químico. Z = nº de protones

Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo. A = protones + neutrones

Así, podemos representar a los núcleos atómicos de la siguiente forma: Es posible encontrar átomos de un mismo elemento químico (mismo Z) con distinto número másico (A) ya que presentan distinto número de neutrones. A estos átomos se les conoce como isótopos


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3. Espectros atómicos. Hipótesis de Planck. Modelo atómico de Bohr. Espectros atómicos En 1860, Bunsen y Kirchhoff expusieron distintos elementos químicos a alta temperatura, logrando su vaporización en el interior de un tubo de vacío. Este proceso venía acompañado por la emisión de un haz de luz característico de cada elemento. A continuación, se hacía pasar el haz de luz por un prisma de vidrio, lo que provocaba que el haz se separase en los distintos rayos que lo formaban. Los rayos eran recogidos a la salida del prima en un material fotosensible. Se generaba un registro gráfico de la emisión formado por líneas discretas. A este registro de le denomina espectro atómico y es característico de cada elemento. A la técnica analítica basada en el estudio de los espectros se le denomina Espectroscopia. El hecho de que cada elemento tuviese su propio espectro hacía pensar que este dependía de la estructura interna de los átomos. Sin embargo, el modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar el fenómeno de los espectros. Por ello fue necesario el desarrollo de otro modelo atómico capaz de justificar los espectros. Surge así el modelo atómico de Bohr Hipótesis de Planck. Modelo atómico de Bohr El modelo atómico reúne al modelo atómico de Rutherford con la hipótesis de Planck. La hipótesis de Planck pone de manifiesto que: “no es posible absorber o emitir cualquier cantidad de energía, sino un múltiplo entero de una mínima cantidad de energía denominada cuanto”

E = h·

Donde h = 6,6261·10-34

J·s recibe el nombre de constante de Planck y es la frecuencia de la radiación emitida o absorbida. Postulados de Bohr

1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, pero no en cualquier órbita, sino tan solo en aquellas que tienen niveles de energía permitidos.Las orbitas están cuantizadas. La energía que corresponde al electrón en una órbita viene dada por la expresión:

Donde n recibe el nombre de número cuántico principal (n= 1,2,3,.....,etc)

2. El electrón, mientras se encuentra en estas órbitas ni absorbe ni emite energía.(orbitas

estacionarias)


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3. El electrón absorbe o emite energía, tan solo cuando pasa de una órbita a otra y esta cantidad de energía (que absorbe o emite) se corresponde, exactamente, con la diferencia de energía que hay entre las órbitas entre las que se produce el salto del electrón.

4. Hipótesis de De Broglie. Orbital atómico. Principio de incertidumbre de Heisenberg. Hipótesis de De Broglie Afirma que la materia puede tener un doble comportamiento: ondulatorio y corpuscular. Debido a esta idea el concepto de orbita atómica queda rechazada y se desarrolla el de orbital, definido como aquella región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón. Principio de incertidumbre de Heisenberg Este principio afirma que es imposible conocer con precisión y simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula.

=

5. Números cuánticos. Configuración electrónica de un átomo. La hipótesis de De Broglie permite, según Schödinger, asociar un comportamiento ondulatorio al electrón, por lo tanto podemos definir una ecuación de onda para el electrón. Cada solución a la ecuación viene caracterizada por los valores de tres números cuánticos que describen a un orbital atómico concreto:


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Los números cuánticos que definen a un orbital son 3, cada uno con el siguiente significado:

Número cuántico principal n: especifica el nivel energético que tiene el orbital. Toma valores numéricos enteros

n= 1, 2, 3,... siendo n=1 el nivel de menor energía

Número cuántico secundario l: describe la forma geométrica del orbital y nos informa

del subnivel de energía donde se encuentra el orbital. Toma valores enteros desde 0 hasta n-1. Así podemos realizar la siguiente asociación:

Número cuántico magnético m: indica la orientación espacial del orbital. Toma valores comprendidos entre –l y +l. Por ejemplo:

Los números cuánticos n,l y m determinan un orbital. Los números n y l informan sobre la energía del orbital. Todos los orbitales con los mismos n y l presentan la misma energía y se denominan orbítales degenerados.

Numero cuántico de espin s: Indica las dos únicas posibilidades de giro sobre su propio eje que presenta un electrón. Su valor puede ser ½ o - ½

Por lo tanto un electrón quedará definido mediante cuatro números cuánticos: n,l,m y s. Los tres primeros identifican al orbital donde se encuentra el electrón, el último determina cuál es, en función de su sentido de giro Configuración electrónica La configuración electrónica de un átomo es la forma en la que se distribuyen los electrones en sus orbitales en su estado fundamental. Se entiende por estado fundamental, aquel estado de mínima energía para el átomo La configuración electrónica se basa en las siguientes normas:

Principio de mínima energía Los orbitales se llenan de electrones siguiendo un orden creciente de energía, empezando por los de menor valor energético, los más cercanos al núcleo

Valor de l Tipo de orbital

0 s

1 p

2 d

3 f

l = (0 hasta n-1) por ejemplo, si n=3 l = 0 , 1 , 2

m = (-l,... 0... + l)

por ejemplo, si l =1 m = -1, 0, 1

cuando l=1 (orbital p) observamos 3 orientaciones posibles en el espacio que se corresponde con las tres direcciones del espacio


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La regla de madelung nos ayudará a decidir:

1. El orbital de menor energía es aquel que posee un menor valor para n+l

2. Si tienen el mismo valor para n+l, es más estable el de menor n

Principio de exclusión de Pauli

En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en orbital sólo caben dos electrones.

Principio de máxima multiplicidad de Hund

Cuando se procede al llenado de un subnivel, los electrones tienden a estar desapareados al máximo manteniendo espines paralelos

Estabilidad adicional de un subnivel semilleno o lleno En ocasiones, hay elementos de transición o de transición interna que presentan configuraciones electrónicas algo distinta a lo esperado. Un ejemplo de esto lo podemos ver con el Cr (Z=24), atendiendo a las normas anteriores, su configuración debería ser:

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

3d4

4s2

sin embargo se observa que cuando tiene un subnivel semilleno, se estabiliza, por lo que si es posible, buscará esa opción. Como el 3d y el 4s son orbitales muy próximos, es posible esa transición electrónica. Así la configuración del Cr es:

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

3d6

4s1

También se observa esa estabilidad cuando existe la posibilidad de llenar el subnivel, un ejemplo lo podemos ver en el Cu (Z=29)


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6. Sistema Periódico. Configuración electrónica y periodicidad. Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad Sistema periódico El sistema periódico actual clasifica a los elementos químicos en orden creciente de número atómico (Z). Consta de 108 elementos que se ordenan en 18 columnas o grupos y 7 filas o periodos. La IUPAC (Unión internacional de Química pura y aplicada) recomienda numerar a los grupos del 1 al 18, y los periodos del 1 al 7 La posición de los elementos en la tabla periódica está relacionada con sus configuraciones electrónicas y puesto que las propiedades químicas de los elementos están directamente relacionadas con sus configuraciones electrónicas, esta tabla será de gran utilidad, pues es un compendio de las propiedades químicas de los distintos elementos. Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles, que a su vez coincide con el número de periodo. Todos los elementos del mismo grupo tienen una configuración similar en su último. Puesto que la configuración electrónica externa determina las propiedades químicas, todos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares, ya que su configuración electrónica externa es similar. Los electrones del último nivel se denominan electrones de valencia.


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Propiedades periódicas

a) Radio atómico: Se puede indicar por la medida del radio atómico. De forma experimental se mide cuando los átomos están unidos. El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos que se encuentran unidos. Variación en un grupo. En un grupo el radio aumenta a medida que descendemos en él, ya que aumenta el número de niveles en la corteza del átomo. Variación en un periodo. En un periodo el radio disminuye según avanzamos por él, ya que todos los átomos tienen el mismo número de niveles y al aumentar la carga nuclear Z (protones del núcleo), los electrones de la capa externa son atraídos con más fuerza por el núcleo, acercándose más a él.

b) Energía de ionización: Se define como energía de ionización de un átomo la energía necesaria para arrancar un electrón externo a dicho átomo, cuando éste se encuentra en estado gaseoso, y formar así un ion positivo. Por ejemplo: en el caso del Na, sería la energía necesaria para producir el siguiente proceso: Na(g) → Na

+(g) + 1 e

-

Variación en un grupo. La energía de ionización disminuye al descender en un grupo. Según se desciende en un grupo va aumentando el tamaño del átomo, por lo que disminuye la atracción que ejerce el núcleo por el electrón del último nivel, en consecuencia disminuye la energía necesaria para arrancarlo. Variación en un periodo. La energía de ionización aumenta a medida que se avanza por un periodo. Puesto que en un periodo todos los átomos tienen el mismo número de niveles, su tamaño es similar (aunque haya algunas variaciones), pero la carga nuclear Z (número de protones) va aumentando por lo que también va aumentando la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón y por tanto la energía necesaria para arrancarlo.

c) Afinidad electrónica: La afinidad electrónica de un átomo es la energía que se desprende cuando un átomo neutro, en estado gaseoso gana un electrón y forma un ion negativo. Por ejemplo: para el Cl, sería la energía que se desprende en el siguiente proceso:

Cl(g) + 1e − → Cl

− (g).

Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón y formar un ion negativo mayor es su afinidad electrónica. La afinidad electrónica varía de forma análoga a la de la energía de ionización en la tabla periódica. Variación en un grupo. Disminuye al descender en un grupo. Los átomos de mayor tamaño tienen al núcleo más alejado de la capa externa y atraen con menos facilidad a los electrones.


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Variación en un periodo. Aumenta al avanzar en un periodo. Al aumentar la carga nuclear (Z) los átomos atraen con más facilidad a los electrones.

d) Electronegatividad: Se define como la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de otro elemento cuando se combina con él. Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a incorporar un electrón a su corteza (mayor afinidad electrónica), mayor será también su electronegatividad, por tanto la variación de la electronegatividad en la tabla periódica es similar a la de dicha propiedad. Aumenta al avanzar en un periodo y disminuye al descender en un grupo.

Esta propiedad tiene gran interés desde el punto de vista químico, pues permite clasificar a los elementos químicos en electronegativos (valores altos de electronegatividad) y electropositivos (valores bajos de electronegatividad). Los elementos electronegativos, también llamados no metales, son elementos que presentan elevada tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica elevada) y poca tendencia a perderlos (energía de ionización elevada). Es decir, formarán preferentemente iones negativos. Elementos electropositivos, también llamados metales, son elementos con poca tendencia a ganar electrones (afinidad electrónica baja) y mucha tendencia a perderlos (energía de ionización baja). Es decir, formarán preferentemente iones positivos.

7. Enlace químico. Estabilidad energética. Teoría de Lewis. Estructuras de Lewis. Se conoce como enlace químico a la unión que se da entre dos o más átomos. El motivo de esta unión es meramente energético. Los átomos enlazan para ganar estabilidad, esta estabilidad se traduce en un mínimo de energía. De tal forma que dos átomos enlazarán si la energía del sistema, después de formado el enlace, es menor a la que presenta el sistema cuando los átomos están separados. Por ejemplo:

1.- Los átomos están muy alejados y no interaccionan. 2.- Los átomos se aproximan y la energía disminuye 3.- Se alcanza la situación más estable ,mínimo de energía, la distancia entre los átomos recibe el nombre de distancia de enlace y la energía

correspondiente, energía de enlace. 4.- Si forzamos a los átomos y continúan acercándose, la repulsión entre los átomos hace que la energía aumente


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La Teoría de Lewis intenta relacionar la estabilidad de un átomo con su configuración electrónica, para ello se basa en hechos experimentales:

Los elementos químicos más activos tienen pocos electrones en su capa de valencia (uno o dos) o están cerca de completarla (seis o siete electrones)

Se observó la falta de reactividad en los gases nobles, caracterizados por tener ocho electrones en la capa de valencia, menos el Helio con dos.

Por lo tanto, según Lewis, los átomos tienden a adquirir una configuración electrónica estable, es decir, la del gas noble más cercano. Por lo tanto los átomos son estables cuando presentan ocho electrones en la capa de valencia (Regla del octeto). Lewis representa a los a´tomos mediante una simbología donde se representan los electrones de la capa de valencia mediante puntos. Por ejemplo:

8. Enlace iónico. Se produce entre un átomo con tendencia a ganar electrones para completar su capa de valencia y un átomo que necesita perder electrones para mostrar una configuración electrónica estable. Como consecuencia de ello se produce un intercambio de electrones entra los átomos enlazantes, que origina la formación de un catión y un anión que se atraen electrostáticamente. A esta unión se le denomina enlace iónico. Por ejemplo: Na (Z=11) 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

1 Na

+=1s

2, 2s

2, 2p

6

Cl (Z=17) 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

5 Cl

-= 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

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Este tipo de enlace no forma moléculas sino redes cristalinas. La fuerza de atracción entre iones actúa en todas direcciones, de manera que cada ion positivo atrae a los iones negativos próximos y viceversa. Cada ion se rodea del máximo número posible de iones de distinto signo, ordenándose y formando así las redes cristalinas.

Los compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades:

Las sustancias iónicas, a temperatura ambiente, son sólidas.

Presentan altos puntos de fusión y ebullición.

Son duros (es difícil rayarlos)


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Son solubles en agua

Conducen la electricidad cuando están disueltos o en estado líquido.

A pesar de su estabilidad las sustancias iónicas se rompen fácilmente cuando son golpeadas, es decir, son frágiles.

9. Enlace covalente. Enlace covalente dativo. Polaridad. El enlace covalente es la unión propia de elementos no metálicos. Este enlace se produce entre átomos con tendencia a ganar electrones para completar su capa de valencia por lo que será imposible asistir a un intercambio electrónico como en el enlace iónico. Se fundamenta en la compartición de electrones entre los átomos enlazantes con el fin de adquirir una configuración electrónica más estable. Veamos algunos ejemplos: Así, si nos fijamos en la molécula de Cl2: Cl (Z=17) = 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

5

Se puede conseguir configuración estable si comparten 1e-

Cl (Z=17) = 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

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Para Lewis, el enlace covalente tiene lugar cuando dos electrones, uno de cada átomo son compartidos equitativamente por los dos átomos enlazantes aumentando la densidad electrónica entre los núcleos atómicos. Los electrones de la capa de valencia se ordenan en pares compartidos o no compartidos, dependiendo si participan o no en el enlace. Cuando hay un solo par compartido, el enlace covalente se denomina simple o sencillo, pero no es la única posibilidad, veamos los siguientes casos:


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En la molécula de oxígeno, O2 : Observamos como se hay dos pares de electrones compartidos, lo que origina un enlace covalente doble. En la molécula de nitrógeno, N2, los átomos necesitan compartir 3 pares de electrones: Por lo tanto, asistimos a la formación de un enlace covalente triple. En el caso de los enlaces doble o triple, el hecho de que haya más electrones implicados en el enlace, hace que la fortaleza del enlace aumente y la longitud de enlace (distancia entre los núcleos de los átomos enlazantes) sea menor que en los enlaces sencillos.

Si nos fijamos en la molécula de H2O: Dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón de valencia y un átomo de oxígeno con seis electrones de valencia. Se forman aquí dos enlaces covalentes entre el oxígeno y cada uno de los átomos de hidrógeno. Todos los átomos consiguen configuraciones estables compartiendo electrones (dos cada átomo de hidrógeno y ocho el átomo de oxígeno).

Además, de estos enlaces sencillos o múltiples, en los que los dos átomos que se unen aportan por igual los electrones que comparten, existe otro tipo de enlace denominado enlace covalente coordinado en el que dos átomos comparten una pareja de electrones, pero estos dos electrones del enlace son aportados por uno de los dos átomos que se enlazan. El átomo que aporta los electrones se llama dador y el que los recibe aceptor. Este enlace se representa por una flecha y difiere del enlace covalente normal, únicamente en su formación, pues una vez formado se comporta como un enlace covalente normal.

Enlaces polares y apolares Cuando dos átomos iguales o con igual electronegatividad comparten una pareja de electrones, atraen hacia si la pareja de electrones con igual fuerza, de manera que esta queda centrada entre los dos átomos. A este enlace covalente se le llama apolar. Si los dos átomos que se unen mediante enlace covalente tienen diferente electronegativiadad, comparten la pareja de electrones, pero el más electronegativo tira más de esos electrones y se los acerca, de manera que la pareja de electrones no está centrada entre los dos átomos, sino que está más próxima al elemento más electronegativo y más alejada del menos electronegativo. Es un enlace covalente polar.


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El átomo que se acerca los electrones tiene polaridad negativa y el otro polaridad positiva. No llega a haber una separación total de cargas, no son dos iones (uno positivo y otro negativo), simplemente aparece una disposición asimétrica de cargas, hacia donde se desplazan los electrones del enlace, es el polo negativo y la otra parte del enlace el polo positivo. Moléculas polares y apolares Cuando en una molécula los enlaces son apolares la molécula es apolar, sin polaridad. Cuando en una molécula los enlaces son polares pueden ocurrir dos cosas:

1. La polaridad del enlace no se anula o compensa con la polaridad de otros enlaces y entonces la molécula es polar.

Ej: HF. El F es más electronegativo, tiene polaridad negativa y el H tiene polaridad positiva. La polaridad de este enlace no está compensada puesto que sólo existe este enlace. El HF es una molécula polar. Ej: H2O. Los dos enlaces O-H tienen polaridad y puesto que entre si forman un ángulo de enlace distinto de 180º, estas polaridades no se anulan. El H2O es una molécula polar.

2. La polaridad del enlace se anula pues en la molécula existen otros enlaces con igual

polaridad y todos ellos se encuentran distribuidos de una forma simétrica, de manera que las polaridades se anulan y la molécula es apolar.

Ej: CCl4. El Cl es más electronegativo que el C, luego los cuatro enlaces C-Cl son polares, pero, están distribuidos de forma simétrica (dirigidos hacia los vértices de un tetraedro), de modo que estas polaridades se compensan, se anulan. El CCl4 es una sustancia apolar.


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10. Fuerzas intermoleculares: Fuerzas de Van der Waals. Enlaces de hidrógeno. Son las fuerzas de unión que se producen entre moléculas cuyos átomos están unidos por enlaces covalentes. Existen diferentes tipos de fuerzas intermoleculares: Fuerzas de Van der Waals Fuerzas dipolo-dipolo. Las moléculas polares se unen mediante fuerzas de orientación. La parte positiva de una molécula se orienta, se acerca a la parte negativa de otra y aparece una fuerza de tipo eléctrico. Estas fuerzas, aunque de la misma naturaleza son mucho más débiles que un enlace iónico, puesto que aquí no tenemos cargas netas sino dipolos (molécula neutra en la que la carga negativa está desplazada hacia una parte de la molécula). Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Se originan al poner en contacto una sustancia polar con otra apolar. Los dipolos permanentes de la sustancia polar altera momentáneamente la simetría de la nube electrónica de la sustancia apolar, generando un dipolo inducido, lo que trae consigo lo consiguiente interacción electrostática.

Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido o fuerzas de dispersión o tipo London: Se establecen entre moléculas apolares. La nube electrónica simétrica de estas moléculas sufre fluctuaciones temporales aleatorias que generan una asimetría instantánea que da como resultado un dipolo intantáneo. Este dipolo induce otro en la molécula vecina generando la consiguiente interacción.

Puentes de Hidrógeno El puente de hidrógeno es una interacción que se produce entre dos moléculas cuando se dan las siguientes circunstancias:

A. En una de ellas tenemos un átomo de hidrógeno formando un enlace covalente muy polarizado (N, O, F)

B. Próxima a esta molécula, debe haber una molécula con un átomo muy electronegativo y pequeño (N,O,F) con un par de electrones sin compartir


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Entonces se produce una interacción entre el átomo de hidrógeno (desprovisto casi en su totalidad del electrón) y el par de electrones de la molécula vecina Un ejemplo de este unión lo podemos ver entre las moléculas de agua: Los puentes de hidrógeno presentan las siguientes características:

La intensidad de los puentes de hidrógeno está comprendida entre los enlaces covalentes y las fuerzas de Van der Waals.

Tiene un carácter direccional como le ocurre al enlace covalente

Provoca aumentos considerables en los puntos de fusión y ebullición de las sustancias que los presentan

11.- Propiedades de las sustancias covalentes. Podemos distinguir dos tipos de sustancias covalentes: Sólidos moleculares Están constituidos por moléculas que se unen mediantes fuerzas intermoleculares. Debido a la poca intensidad de estas fuerzas, los sólidos moleculares presentan las siguientes características:

Poseen puntos de fusión y ebullición muy bajos ya que se estructura se debe a fuerzas de van der Waals. Estos puntos aumentan con la polaridad y el tamaño de las moléculas. Normalmente, la mayoría de sustancias moleculares son líquidos o gases a temperatura ambiente.

No conducen electricidad ni calor, ya que los electrones permanecen vinculados a los enlaces covalentes que forman a las moléculas.

La solubilidad depende de la polaridad de la molécula.

Son muy blandos Sólidos covalentes Son sustancias formadas por átomos unidos covalentemente formando redes tridimensionales.

El diamante presenta una estructura de átomos de carbono unidos entre sí mediante enlaces covalentes muy fuertes y direccionales. Cada átomo de carbono aparece unido con otros cuatro átomos vecinos, situados en los extremos de un tetraedro regular.

http://www.uned.es/cristamine/cristal/estr_tipos.htm#Estructura tipo diamante


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La estructura del grafito está formada por anillos hexagonales, en los cuales cada átomo de carbono está vinculado con otros tres, situados en los vértices de un triángulo regular a su alrededor. Los anillos hexagonales forman capas en la estructura de grafito y la distancia entre dos capas paralelas es muy superior a la distancia entre átomos dentro de una capa. Estas capas están unidas entre sí por fuerzas débiles de Van der Waals.

Los sólidos covalentes presentan las siguientes características:

Tienen altos puntos de fusión y ebullición

Son insolubles

No conducen la electricidad

Son muy duros

12. Enlace metálico. Modelo del mar de electrones. El enlace que se produce entre los átomos de los metales se llama enlace metálico. Ya hemos visto que todos los elementos metálicos tienen en la última capa muy pocos electrones y que los pierden con cierta facilidad. Estos son los electrones de valencia.los átomos se desprenden de sus electrones de su capa de valencia y forman cationes.Los cationes se distribuyen ordenadamente en redes cristalinas compactas y los electrones de valencia quedan alrededor de estos cationes formando una especie de nube o gas de electrones. Los restos positivos están fijos y los electrones de valencia tienen movilidad. El enlace metálico es debido a la atracción ejercida entre el gas electrónico y los cationes.

Na 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Propiedades de los metales

A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No

obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.

Son buenos conductores de la electricidad y del calor.

Presentan un brillo característico.

Son dúctiles y maleables. Esto es debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas.


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Presentan el llamado "efecto fotoeléctrico"; es decir, cuando son sometidos a una radiación de determinada energía, emiten electrones.

Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones.

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