CUADRO PERIÓDICO
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
El RADIO ATOMICO (R.A.)
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico al avanzar el Número Atómico en los elementos. Se observa que los picks de mayor Radio Atómico corresponde a los metales alcalinos.
El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período. Si bién los electrones están similar orbital, la carga positiva del nucleo se incrementa ejerciendo progresivamente mayor atracción sobre los electrones. Se muestra la situación observando los electrones periféricos (dibujados en amarillo) en orbitales 2p para elementos del 2° Período. Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Los electrones periféricos se encuentra en un orbital del mismo tipo pero en el nivel siguiente. Para comprender la situación hay que recordar que, por un lado, el radio de la órbita en el átomo de Bohr o volumen del orbital en el átomo de Hidrógeno es proporcional al cuadrado de n. Por otro lado, también hay que tener presente que el aumento de Z significa mayor atracción sobre los electrones. Predomina el primer efecto pero atenuado por el segundo factor.
Los iones son atomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones.El Radio de lo iones es diferente al de los atomos neutros. Los iones negativos ( ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, ( pierden electrones) son menor Radio.
Diagrama de radios atómicos y radios iónicos
Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). Puede pensarse, que por ésta razón, el Radio de las estructuras isoelectrónicas debe ser el mismo. No es así, pues, al igual que acontece con la disminución de los radios en un Período, la carga positiva en el nucleo es diferente. A mayor Z menor Radio.
EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)
Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.
A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)
Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .
A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles
LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)
La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.
LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
Tampoco cuenta para los gases nobles
Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.
H +1 (-1) He0
Li +1 Be +2 B+3 C -4+2+4 N –3 (+1)+3 (+4)+5 O –2 F -1 Ne0
Na+1 Mg+2 Al+3 Si -4+2+4 P –3+3+5 S –2+2+4+6 Cl -1+1+3+5+7 Ar0
K +1 Ca +2 Br -1+1+3+5+7 Kr0
Rb+1 Sr +2 I -1+1+3+5+7 Xe0
Cs+1 Ba +2 Cr+3+6 Mn +2+4+6+7 Fe +2+3 Co+2 Ni +2 Cu (+1) +2 Zn +2 Rn0
Fr +1 Ra +2 Hg (+1)+2 Cd +2 Ag+1 Au +1+3 Pb +2+4 Sn+2+4
LA FORMACION DE LAS MOLECULAS
La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES
SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA
OXIDOS METALICOS
M 0 + O 0 2 ________ > M +m 2 O –2m
Ejemplos: Cu +12 O –2 Oxido de cobre I , antes Oxido cuproso
Cu +2 O –2 Oxido de cobre II , antes Oxido cúprico
OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
N 0 + O 0 2 _________> N +n2 O –2n
Ejemplos: C +2 O –2 Oxido de carbono II , antes Anhidrído carbonoso
C +4 O –22 Oxido de carbono IV, antes Anhidrído carbónico
Como se puede observar, la denominación antigua que es muy persistente, depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.
Así:
Número de estados 1 2 3 4
de Oxidación
hipo ------ oso hipo ------ oso
------- ------oso ------ oso ------ oso
-------ico ------ ico ------ ico
per ------ ico
------- = raíz del nombre del elemento
LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
M +m2 O -2m + m H+12 O-2 = 2 M+m ( O-2 H+1)m
Ejemplo:
Al +32 O -23 + 3 H+12 O-2 = 2 Al+3 ( O-2 H+1)3 ( Al ( OH)3 )
Oxido de Aluminio Hidróxido de Aluminio
LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
N +n 2 O -2n + H+12 O -2 = H+12 N+n2 O-2n+1
Ejemplo:
S+6 O-2 3 + H+12 O–2 = H+12 S+6 O-24 ( H2 S O4 )
Anhídrido Sulfúrico Acido Sulfúrico
LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
n H 02 + N 02 = 2 H+1n N – n
Ejemplo:
n H 02 + S 02 = 2 H+12 S – 2 ( H2 S )
Acido Sulf hídrico
LOS ACIDOS Y LAS BASES
Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:
H2O
H2O = H + + OH –
ión hidrógeno ión hidroxilo
EL ENLACE QUIMICO
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.
Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.
Aquí es conveniente repasar el concepto de electrones de valencia y su representación mediante la notación de Lewis.
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.
a. ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
b. ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.
En la segunda parte de gráfico precedente se muestra como un enlace covalente deviene en covalente polar y luego en iónico polar simplemente al crecer la asimetría de la posición de la pareja de electrones compartida.
A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones en función de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.
PARA UN CURSO DE QUIMICA ORGANICA
ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace. El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
LA RESONANCIA ELECTRÓNICA
" Cuando para una molécula se puede escribir varias varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezclade todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad."
Ejemplo: el dióxido de carbono
Los porcentajes de contribución al híbrido en este caso son estimativos y se entregan sólo a forma de ilustración.
Otro ejemplo: el ión carbonato
En este caso la contribución es la misma pues las estructuras son equivalentes desde el punto de vista de la energía. Se ha demostrado por la técnica de difracción de los rayos x, que las distancias entre el carbono y los oxígenos es siempre la misma y corresponde a un valor intermedio entre la longitud de un enlace simple y uno doble.
Reglas de la resonancia electrónica
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.
EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA
La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.
La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos. Corrresponde al proceso de ruptura d el enlace.
TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.
GEOMETRÍA MOLECULAR
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia laGEOMETRIA MOLECULAR .
PROPIEDADES FISICOQUIMICASDE LAS SUSTANCIAS PURAS
Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) n , pero n es indeterminada.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 ) es un ejemplo típico de ésta categoría. Las láminas de Silicio de la nariz del Discovery son otro ejemplo.
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 . Es interesante consignar que en cada orbital pz existen un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).
Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de
IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.
METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
Es interesante observar la relación entre las conductividades eléctricas y térmicas y la situación de los diagramas de energía de los orbitales llenos y vacíos de metales y no metales. Los metales promueven sus electrones de valencia de orbitales s a los orbitales p vacíos que se encuentran energéticamente cercanos formando éstos últimos orbitales o bandas de conducción. Por el contrario, los no metales tienen los electrones en orbitales p y los orbitales s siguientes vacíos se encuentran energéticamente lejanos por lo que no se produce la promoción y los electrones permanecen ligados a sus respectivos átomos.
MOLECULAS CONVENCIONALES
O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas intramoleculares ( fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) las determinantes de las propiedades.
En todo caso las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
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