El Sistema Periódico y los Enlaces Químicos: Un Análisis Detallado

El Sistema Periódico Actual

El sistema periódico actual se debe a Moseley, donde los elementos se encuentran ordenados por su número atómico (Z) creciente, cumpliendo que las propiedades físicas y químicas de los elementos se repitan de forma periódica. Esto se debe a que estas propiedades radican en la configuración de los electrones más externos, también llamados electrones de valencia.

La tabla periódica se estructura en filas o periodos horizontales, repartidos del 1 al 7. Los elementos de un mismo periodo presentan propiedades distintas que varían de izquierda a derecha (desde metálico a no metálico), con el fin de terminar como gas noble. En cada periodo, el nivel energético principal (n) en el que está el electrón de valencia es el mismo, ya que todo elemento se diferencia del anterior en un protón y, estando neutro, en un electrón más, llamado electrón diferenciador.

También hay grupos o familias (verticales) repartidos del 1 al 18. Los elementos de una misma familia tienen propiedades químicas similares, ya que en todos coincide la misma configuración electrónica de los electrones de valencia.

• Los grupos 1 y 2 corresponden a metales y están en el bloque «S», ya que sus electrones de valencia caen en ese orbital.
• Los del 3 al 12 son los metales de transición, cuyo bloque es el «D», ya que sus electrones de valencia caen en ese tipo de orbital. Dentro de estos se encuentran los metales de transición interna, lantánidos y actínidos, que son dos periodos de 14 elementos denominados bloque «F».
• Los de los grupos del 13 al 17 están ocupados por no metales y semimetales, todos estos en el bloque «P».
• Y los del grupo 18 están formados por los gases nobles, en la que todos los elementos poseen la misma configuración ns² np⁶, con la excepción del helio, que es 1s² de máxima estabilidad.

Carga Nuclear Efectiva y Apantallamiento

Estas dos propiedades de los átomos explican el resto de las características o propiedades, como el radio atómico, la energía de ionización, etc.

Apantallamiento

Consiste en la repulsión entre los electrones de un átomo, la cual hace disminuir la atracción que ejerce el núcleo sobre ellos.

Carga Nuclear Efectiva

Es la que debería tener el núcleo sobre el núcleo para que, en ausencia de otros electrones, la atracción del núcleo sobre el electrón considerado fuera la misma que la atracción neta que experimenta el electrón en el átomo real. Es la atracción del núcleo sobre un determinado electrón sin tener en cuenta el resto de electrones.

• A lo largo de un periodo, de izquierda a derecha, aumenta la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo porque los electrones se van colocando en el mismo subnivel energético, al igual que los electrones anteriores, a la misma distancia del núcleo.
• A lo largo de un grupo o familia, la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo es la misma, independiente del número atómico (Z), ya que cada electrón diferenciador de los elementos del grupo se va colocando en periodos o niveles más alejados del núcleo.

Radio Iónico

Esta propiedad es importante cuando se estudian los compuestos iónicos, ya que su estructura tridimensional depende del tamaño de sus iones.

• Los cationes son de menor tamaño que los átomos neutros de los que proceden debido a que, al perder electrones y mantener el mismo número de protones, hay un menor apantallamiento y una mayor carga nuclear efectiva.
• Los aniones son de mayor tamaño que los átomos neutros respectivos, puesto que han ganado electrones, por lo que su apantallamiento sobre el neutrón más externo es mayor. Al mantener el mismo número de protones, la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo es menor que en el átomo neutro y, por tanto, el radio del anión es mayor que el del átomo neutro.

Radio Atómico

Es la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos iguales enlazados entre sí. Cuando los átomos enlazados no son iguales, el radio atómico varía dependiendo del tipo de enlace, ya que es una magnitud física cuyo valor puede considerarse relativo con la única finalidad de comparar átomos entre sí.

• En un periodo, al aumentar el número atómico, disminuye el radio atómico, ya que se incrementa la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo; es decir, aumenta la intensidad entre el último electrón y el núcleo y disminuye la distancia entre ellos.
• En un grupo o familia, al avanzar hacia abajo, aumenta el radio atómico, ya que el electrón se va colocando en niveles cada vez más alejados del núcleo y la carga nuclear efectiva sobre el último electrón no varía, por lo que aumenta el radio atómico.

Potencial Iónico o Energía de Ionización

Se define como la energía mínima que se debe aportar a un átomo en estado gaseoso y neutro para arrancarle un solo electrón y convertirlo en un catión monopositivo (X⁺).

• En la tabla periódica, según aumenta el número atómico, aumenta la energía de ionización, ya que se incrementa la atracción nuclear sobre el electrón más externo debido a la disminución del radio atómico y a un aumento de la carga nuclear efectiva.
• En un grupo o familia, al aumentar el número atómico al descender por el grupo, disminuye el potencial de ionización, puesto que aumenta el radio atómico.
• En los tres casos, al formar cationes mono, di y trivalentes, los iones adquieren configuración de máxima estabilidad ns² np⁶.

Afinidad Electrónica

Se define como la energía desprendida por un átomo en estado fundamental, gaseoso y neutro, al captar un electrón, convirtiéndose en un anión mononegativo. La afinidad electrónica informa de la mayor o menor facilidad que tienen los átomos para formar aniones. Cuanto mayor es esta tendencia, la energía desprendida es mayor.

• En un periodo, a medida que se avanza a la derecha, aumenta la afinidad electrónica debido a la tendencia a captar electrones y conseguir así una configuración electrónica de máxima estabilidad, como la de los gases nobles. Los alcalinotérreos conseguirán dicha configuración perdiendo electrones y formando cationes.
• En una familia, la afinidad electrónica aumenta de abajo a arriba, porque los elementos de menor tamaño en cada familia captarían electrones con más facilidad debido a que estos entrarían más cerca del núcleo y estarían más fuertemente atraídos.

Electronegatividad

Es una cualidad de los átomos que no puede medirse. No es una energía, es una tendencia relativa de un átomo a atraer hacia sí los electrones que comparte con otros átomos con los que se encuentra enlazado.

• En los periodos, la electronegatividad se incrementa al aumentar el número atómico (Z), mientras que en los grupos aumenta al disminuir el número atómico (Z) debido a que el potencial de ionización (Pi) y la afinidad electrónica también aumentan.
• Los gases nobles no tienen valor de electronegatividad por su mínima o nula tendencia a formar enlaces con otros átomos.
• La electronegatividad es muy útil para predecir el tipo de enlace: si la diferencia de electronegatividad es muy grande, el enlace será iónico, mientras que si es pequeña será covalente, más o menos polarizado dependiendo de la diferencia de electronegatividad.

Principio de Exclusión de Pauli

En un átomo no pueden existir dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. El grupo de valores asignados a n, l, m, s debe ser distinto para los distintos electrones de cada átomo. Como un orbital viene definido por tres números cuánticos (n, l, m), se deduce que en un mismo orbital solo pueden existir como máximo 2 electrones que tengan los espines opuestos (+1/2 y -1/2). En este caso se dice que los electrones están apareados.

Principio de Aufbau

Los electrones se sitúan en los orbitales, ocupando estos los vacantes que tengan el menor valor de (n+l). De esta manera se determina el diagrama de Möeller, que nos ayuda a recordar el orden de llenado teniendo en cuenta el principio de Aufbau.

• Orbital s: 2 electrones
• Orbital p: 6 electrones
• Orbitales d: 10 electrones
• Orbitales f: 14 electrones

Principio de Multiplicidad de Hund

Los electrones deberán distribuirse en el mayor número de orbitales posibles, de forma que sus espines sean paralelos. Suele ser útil en este caso la notación de cajas, representando cada orbital por medio de un rectángulo en cuyo interior se supone al electrón o electrones (máximo 2), simbolizando con una flecha el espín (hacia arriba +1/2 y hacia abajo -1/2).

Paramagnetismo y Diamagnetismo

La regla de multiplicidad de Hund se corresponde perfectamente con las propiedades magnéticas de la materia:

• Sustancias paramagnéticas: son atraídas por un imán y es debido a que en su configuración hay electrones desapareados que crean un campo magnético que interactúa con el del imán.
• Sustancias diamagnéticas: no son atraídas por imanes porque todos sus electrones están apareados y no poseen campo magnético propio.

Estabilidad de un Subnivel Lleno y Semiocupado

El modelo de la Mecánica Cuántica predice que los subniveles electrónicos llenos o semillenos aportan al átomo estabilidad adicional. Este hecho hace que existan excepciones en la distribución electrónica de algunos átomos.

Reacción Endotérmica

Es aquella que tiene lugar cuando se realiza un aporte continuo de energía, generalmente en forma de calor, sobre los reactivos.

Reacción Exotérmica

Es aquella en la que se desprende energía, generalmente en forma de calor, al obtenerse los productos de reacción.

Sistema Termodinámico

Es la parte del universo que se separa de manera arbitraria del resto mediante límites definidos, reales o ficticios, con el objeto de investigarlo.

Equilibrio Termodinámico

Es el estado que alcanza un sistema cuando no muestra ninguna tendencia a modificar sus variables termodinámicas.

Ley de Hess

Es un proceso matemático que nos permite calcular la entalpía de una reacción que ha tenido lugar en varias etapas, reales o teóricas, conociendo las entalpías de dichas etapas. Esto es debido al carácter que tiene la entalpía de ser una función de estado.

Enlace Químico. Regla del Octeto

El enlace químico es la fuerza responsable de la unión entre iones, átomos o moléculas para dar lugar a una sustancia o estructura más estable. La formación de un enlace supone siempre que el sistema resultante debe tener menor contenido energético que las partículas aisladas; es decir, cuanto mayor sea la disminución de la energía, mayor será la estabilidad y la fuerza del enlace. La formación de un enlace conlleva también la ganancia, pérdida o compartición de los e^– de las partículas enlazadas. La regla del octeto considera que los átomos de los elementos, al enlazarse, lo hacen con el fin de conseguir 8 e^– en el último nivel. Esta regla cuenta con excepciones, ya que hay átomos que, uniéndose, consiguen un número mayor o menor.

Enlace Iónico. Proceso de Born-Haber

Es la unión resultante de fuerzas electrostáticas de iones positivos y negativos para dar lugar a una red cristalina más estable que los iones por separado. Los iones + y – que forman la red pueden ser átomos o grupos de átomos cuya formación se debe a un proceso de transferencia de e^– que, como consecuencia, darán lugar a unas fuerzas electrostáticas que mantendrán unidos a dichos iones en la estructura cristalina. Deben cumplir 2 condiciones:

1. Los iones cristalinos deben ocupar nudos de la red con el menor volumen posible.
2. El cristal debe ser eléctricamente neutro.

Energía Reticular (U)

Es la que se desprende para la formación de un cristal iónico, y se define como la energía desprendida en la formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso, cuando entre ellos no existe interacción. El valor de la energía reticular es siempre negativo, pues se trata de una energía desprendida. Esta energía nos informa sobre la estabilidad de los compuestos iónicos. Cuanto mayor sea su valor, en valor absoluto, más estable es el compuesto. La energía aumenta con la carga de los iones y disminuye con la distancia entre los núcleos.

Enlace Covalente

Es la unión de 2 átomos que comparten 1 ó más pares de e^–. En el caso de compartir un par se dice que es un enlace covalente simple y si comparten más pares es un enlace covalente doble o triple. Cuando uno de los átomos enlazados es el que aporta el par de e^–, recibe el nombre de enlace covalente coordinado o dativo.

• Enlace simple: F₂ => F – F
  Cl-Cl => enlace apolar
  N-Cl => enlace polar
• Enlace doble: O₂ => O = O Apolar
• Enlace triple: N₂ => N = N
• Enlace dativo: Agua protonada H₃O⁺. El oxígeno aporta el par de e^– para formar el enlace con el H⁺ (protón).
  NH₄⁺ El N aporta el par de e^–, idem del anterior.

Modelo de Lewis

Según Lewis, un átomo se representa colocando puntos a su alrededor, simbolizando los e^– de valencia. Una molécula se representaría uniendo los e^– de valencia de los átomos enlazados. La estructura de Lewis no informa directamente de la geometría de las moléculas. Para ello se debe aplicar a sus estructuras el método de repulsión de pares de e^– de valencia (RPENV). Este método considera que los e^– libres y enlazantes se sitúan alrededor del átomo central orientados de tal forma que minimicen las repulsiones entre ellos, lo que determina la geometría de las moléculas.

Se dan 3 casos:

1. Moléculas cuyo átomo central solo tiene pares de e^– enlazantes (no tiene e^– libres).
   Moléculas AB₂: Distribución e^– = Geometría molecular. Cl Be Cl => orientación lineal = Geometría molecular lineal.
   Moléculas AB₃ => Orientación espacial y geometría de la molécula triangular.
   Moléculas AB₄ => Orientación espacial de 4 pares de e^– y geometría tetraédrica.
2. Moléculas cuyo átomo central tiene pares de e^– libres y enlazantes. En este caso, las fuerzas repulsivas entre pares enlazantes son menores que entre pares libres, por lo que la distribución electrónica no dará lugar a geometrías regulares.
   SO₂ => orientación espacial triangular y geometría angular
   H₂O => El oxígeno tiene 4 pares de e^–: 2 libres y 2 enlazantes. Orientación espacial tetraédrica y geometría molecular angular.
   NH₃: El N tiene un par de e^– libres y 3 pares enlazantes => 4 pares que se orientan en los vértices de un tetraedro. Sin embargo, la geometría molecular es piramidal trigonal.
3. Iones poliatómicos: La geometría de los iones poliatómicos se realiza por el método RPENV de forma análoga a la de las moléculas cuyo átomo central tiene e^– libres.
   HNO₂ –> H⁺ + NO₂^– (ión de Lewis). Disposición triangular. Como solo hace dos enlaces, la geometría es angular.

Teoría del Enlace de Valencia (LEV)

Según esta teoría, el enlace covalente consistiría en la superposición de orbitales semiocupados de átomos diferentes, emparejando así los e^– de uno y otro átomo. Cuanto mayor fuese la superposición, mayor fuerza tendrá el enlace. Según esta teoría, un enlace simple sería el emparejamiento de un par de e^–, uno de cada átomo enlazado; uno doble, de dos; y uno triple, de tres. Para formar un enlace covalente por superposición de orbitales debe haber un e^– desapareado en cada uno de los orbitales superpuestos. Algunas veces, para formar enlaces covalentes, se produce la separación de un par de e^– de un orbital para que uno de ellos ocupe otro orbital vacío. Dependiendo del tipo de orbital que se superponga, pueden darse dos tipos de enlace:

• Enlace sigma: Es un enlace de máxima superposición de orbitales, por lo que es un enlace de máxima estabilidad, difícil de romper.
• Enlace pi: Es un enlace débil, poco estable, porque la superposición de orbitales no es máxima. Se produce cuando entre dos átomos ya ha habido un enlace sigma y se produce una superposición paralela de orbitales p.

Características del Enlace Covalente

Energía del Enlace

Es la mayor o menor fuerza que mantiene unidos dos átomos en estado gaseoso para formar una molécula con enlace covalente en ese mismo estado. Se mide mediante el valor de la energía o entalpía de enlace, que es la energía necesaria para romper un enlace covalente (valor positivo) o la energía liberada cuando se forma un enlace covalente (valor negativo). El enlace múltiple es más fuerte que uno simple.

Longitud de Enlace

Es la distancia entre dos núcleos de 2 átomos unidos mediante enlace covalente. Depende del tamaño de los átomos enlazados. La longitud de enlace es la suma de los radios covalentes de los átomos. En general, un enlace doble es más corto que uno simple. La longitud de enlace se mide en Amstrong.

Ángulos de Enlace

Es el ángulo que forman las rectas cuando pasan por los núcleos atómicos enlazados.

Polaridad del Enlace

Esta propiedad depende de la electronegatividad de los átomos enlazados y de la geometría de la molécula covalente. La polaridad informa de la distribución electrónica de la molécula, tanto en e^– compartidos como libres. Cuando la distribución es regular, se dice que la molécula es apolar. Los e^– compartidos y libres se encuentran equitativamente distribuidos entre los átomos enlazados. La polaridad se mide por el momento dipolar (μ). Una molécula apolar tendría un (μ) = 0, como ocurre en los casos siguientes:

• Moléculas diatómicas homonucleares: Son apolares porque los 2 átomos enlazados son iguales.
• Moléculas diatómicas heteronucleares: Son moléculas polares porque los átomos enlazados son distintos y, por tanto, uno será más electronegativo que otro (HCl).
• Moléculas poliatómicas: La polaridad de ellas dependerá de la geometría de la molécula y de la polaridad de cada uno de los enlaces que la forman.

Enlace Iónico

Estabilidad Térmica

Todos los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente, con elevados puntos de fusión y ebullición, debidos a las elevadas fuerzas de unión entre los iones.

Solubilidad

La mayoría de los compuestos iónicos son solubles en agua o en éter, alcohol, etc. En el proceso de disolución de un cristal iónico, el disolvente extrae, mediante la aportación de una energía de hidratación, la energía necesaria para deshacer la red iónica.

Conductividad Eléctrica

Los compuestos iónicos en estado sólido no conducen la electricidad, ya que sus iones no se desplazan. Cuando están disueltos, los iones positivos y negativos poseen la movilidad suficiente para conducir la corriente eléctrica.

Enlace Covalente

Los compuestos covalentes pueden ser sustancias moleculares formadas por moléculas aisladas.

Sustancias Moleculares

(Gases nobles, compuestos diatómicos, etc.)

Características

• Son gases, líquidos o sólidos.
• En estado sólido forman redes cristalinas débiles.
• Sus puntos de fusión y ebullición son bajos.
• Son insolubles en disolventes polares como el agua, y solubles en disolventes orgánicos (benceno).

Sustancias Reticulares

(Grafito, diamante, etc.)

Características

• Son generalmente sólidos.
• Tienen puntos de fusión muy elevados (de 1200º a 3600º).
• No conducen la corriente eléctrica.
• Son insolubles en cualquier disolvente.
• Poseen extremada dureza.

Enlace Metálico

: * Son sólidos a temperatura ambiente menos Hg. * Sonducen la electricidad en estdado sólido. * Tienen alta conductividad térmica. * Tienen puntos de fusión y ebullición elevados. + altos transición y + bajos los alcalinotérreos y alcallinos. * Son ductiles, maleables y tenaces. * Tienen densidad elevada. * Poseen brillo metálico y se oxidan facilmente.