Propiedades Atómicas y Enlaces Químicos: Conceptos Esenciales de Química

Propiedades Atómicas y Enlaces Químicos

Propiedades Periódicas

Energía de Ionización (E.I.)

La Energía de Ionización (E.I.) es la energía mínima necesaria que hay que comunicar a un átomo neutro y gaseoso, en su estado electrónico fundamental, para arrancarle un electrón y convertirlo en un ion positivo en el mismo estado gaseoso y fundamental.

• En los periodos, esta propiedad aumenta al avanzar en ellos debido a que el electrón más externo, al situarse en el mismo nivel energético y aumentar la carga nuclear del átomo, es atraído más fuertemente por el núcleo y se necesita más energía para arrancarlo.
• En un grupo, disminuye al bajar en ellos debido a que el electrón más externo, al situarse cada vez en niveles energéticos más alejados del núcleo, es débilmente atraído por este y se necesita aplicar menor cantidad de energía para arrancarlo.

Afinidad Electrónica (A.E.)

Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental incorpora un electrón libre, transformándose así en un ion negativo.

• Disminuye al bajar en los grupos, pues aumenta la distancia al núcleo y la atracción de este es menor sobre el electrón libre.
• Al avanzar en los periodos, incrementa la energía requerida en este proceso y aumenta la carga nuclear efectiva.

Electronegatividad

Es la tendencia que tiene un átomo para atraer hacia sí el par de electrones del enlace compartido con otro. Es una propiedad de los átomos enlazados químicamente entre sí.

Tamaño Atómico y Radios

El Tamaño Atómico depende de la proximidad de los átomos vecinos por las fuerzas electrostáticas presentes en ellos y de los enlaces que formen con ellos.

• Radio Metálico: Es la mitad de su distancia internuclear.
• Radio No Metálico o Covalente: Es la mitad de la longitud de enlace molecular.

Los radios aumentan al descender en un grupo (mayor distancia al núcleo) y disminuyen al aumentar el número atómico en un periodo (mayores cargas negativas y positivas y, por lo tanto, mayor atracción).

Radios Iónicos

• Ion Positivo (Catión): Su radio es menor que el del átomo neutro porque hay una contracción de la nube electrónica propiciada por el dominio de fuerzas nucleares atractivas sobre ella (los electrones se repelen menos entre sí al haber menos que en el átomo neutro). La contracción será mayor cuanto mayor sea la carga positiva del ion.
• Ion Negativo (Anión): Su radio es mayor que el del átomo neutro, pues habrá una expansión de la nube electrónica propiciada por la mayor repulsión interelectrónica. La expansión será mayor cuanto mayor sea la carga negativa del ion.

Principios Fundamentales de la Estructura Atómica

Regla de la Máxima Multiplicidad de Hund

Los electrones, al ocupar orbitales con el mismo valor de l pero diferente valor de m, se colocan de manera que su desapareamiento sea el mayor posible (ocupan el mayor número de orbitales con diferente valor de m). Los electrones no apareados se colocan con sus espines paralelos.

Principio de Exclusión de Pauli

No pueden existir en un átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales entre sí. En el mismo orbital solo pueden existir, como máximo, dos electrones con espines opuestos.

Tipos de Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Se caracteriza por un alto punto de ebullición y fusión, y son solubles en disolventes polares. El elemento no metálico capta uno o más electrones del otro, formando un ion cargado negativamente (anión), mientras que el metálico cede los electrones, transformándose en un ion positivo (catión).

Enlace Covalente

Se forma entre no metales, átomos de electronegatividades semejantes y altas, ubicados a la derecha de la tabla periódica. Se debe a la compartición de electrones entre los distintos átomos; la energía disminuye respecto a la que tenían los átomos separados.

Enlace Covalente Polar

El enlace polar se produce cuando se enlazan dos átomos de diferente electronegatividad. El más electronegativo atrae hacia sí la nube electrónica responsable del enlace, creando con ello un desequilibrio electrostático, de forma que sobre él aparece cierto exceso de carga negativa, y sobre el otro, una positiva equivalente, creándose el dipolo.

Geometría Molecular y Polaridad

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV)

Según esta teoría, al formarse la molécula, los electrones agrupados por pares se disponen alrededor del átomo central de tal modo que se minimicen las repulsiones entre ellos y, por tanto, también lo haga la energía del sistema. Para determinar la estructura, se realiza la fórmula de Lewis y se cuentan los pares de electrones solitarios y compartidos. Se establece la geometría que minimizaría las repulsiones entre pares electrónicos.

Ejemplos de Geometrías Moleculares:

• Angular: SnCl₂, SO₂, H₂O y SF₂
• Piramidal trigonal: NH₃ y PCl₃
• Lineal: BeCl₂
• Plana trigonal: BF₃
• Tetraédrica: CF₄

Polaridad Molecular

Una molécula es apolar si, aunque sus enlaces sean polares, la suma de sus momentos dipolares se anulan por simetría. Una molécula es polar si la suma de sus momentos dipolares es distinta de cero.

Una molécula es polar si tiene enlaces polares (por ser átomos de distinta electronegatividad) y la suma de sus momentos dipolares no se anula por simetría.

Hibridación

Hibridación del Eteno (SP²)

Se explica por la formación de tres orbitales híbridos sp², quedando el orbital 2pz libre para formar un enlace π (pi). Los orbitales sp² forman el enlace sigma (σ) entre los dos átomos de carbono y también con los orbitales s de los hidrógenos. Estos orbitales híbridos sp² están dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero (120°).