Dirección general de formación docente




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Radio atómico

Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide en Ángstrom (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta el número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad, ya que la masa atómica crece mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), Cl (gas verde), Br (líquido rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el carácter metálico, el radio iónico, aunque el radio iónico de los elementos metálicos es menor que su radio atómico.

Afinidad electrónica

La electroafinidad, energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico.

Electronegatividad

Es la habilidad que tiene un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace. Esta aumenta al recorrer un período de izquierda a derecha y al ir de abajo hacia arriba en un grupo.

Actividades Presenciales

  • Elabore un cuadro sinóptico sobre la estructura de la tabla periódica.

  • ¿Cómo se diferencian los metales de los no metales en la tabla periódica?

  • ¿Elabore un esquema que represente las distintas formas en que se organizaron los elementos químicos?

Actividades no presenciales

Responda

¿Cuál es el enunciado de la Ley periódica moderna?

Elabore un esquema que resuma las propiedades periódicas y no periódicas de los elementos químicos

ENLACE QUÍMICO

    1. Electrones de Valencia

    2. Regla del Octeto

    3. Tipos de Enlaces:

  • Enlace Iónico

  • Enlace Covalente

Surge mediante la interacción entre átomos que forman sistemas poliatómicos estables que pueden ser moléculas, ión molecular y cristales. Entre más fuerte sea el enlace químico, se necesita mayor cantidad de energía para su rompimiento. A través de la formación del enlace químico, la energía siempre se libera a cuenta de la disminución de la energía potencial del sistema. Es gracias al enlace químico que los elementos químicos se mantienen unidos formando sustancias diversas. Se define el enlace químico, como la fuerza que mantiene unidos los átomos para formar las distintas sustancias existentes.

Regla del octeto

En 1916, Walther Kossel y Gilbert N. Lewis propusieron un esquema para dar una explicación acerca del enlace entre los átomos, llamada actualmente regla del octeto, la cual establece que los átomos se combinan con el propósito de alcanzar una configuración electromagnética más estable. Esta regla está basada en el hecho que todos los gases nobles poseen 8e- en la última capa y ésta es la configuración electrónica más estable, ya que en los gases nobles, la capacidad de combinación con otros elementos es prácticamente nula.

Iones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo.

En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Elementos electropositivos y electronegativos

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.

Electrones de valencia

La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia.

La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introducen en la esfera electrónica del otro.

Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Valencia electroquímica

Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.

Enlaces Iónicos

En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.

Un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).





Sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:

  • Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,

  • Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),

  • Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,

  • En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,

  • Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.

Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula sola se vuelve borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema continuo. Las fuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de la molécula, y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales sólidos con altos puntos de fusión.



Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1

Cl-1

Na+1



Cristal de Cloruro de Sodio

Esquema de Cristal NaCl

Enlace Covalentes

El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.

Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más débil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.

Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.

Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.



Las Estructuras de Puntos de Lewis





















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