CONCEPTOS

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son características propias de dichos elementos que varían de acuerdo a su posición en la tabla periódica.

Podemos enumerar

1.  Volumen atómico  Se define como el cociente entre la masa de un mol del elemento y su densidad, midiéndose normalmente en centímetros cúbicos por mol (c.c./mol) Cuando los elementos tienen volúmenes atómicos pequeños, los electrones del nivel más externo están fuertemente atraídos por el núcleo y, por tanto, son cedidos con gran dificultad. Por el contrario, los elementos de volúmenes atómicos elevados ceden sus electrones de valencia fácilmente, ya que la atracción nuclear es menor debido tanto a la mayor distancia como al efecto de apantallamiento de los electrones internos.                              2. Radio iónico  Aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores. La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido.  Además el tamaño iónico influye en las propiedades de los iones en disolución.                                                  3. Radio atómico Depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos. Aumentan en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un período.

4. Densidad  Es la relación entre la masa y el volumen  Depende tanto del estado en el que se encuentre el elemento como de la temperatura del mismo.   5. Calor específico    Es la cantidad de calor medida en julios, que se requiere para elevar la temperatura de un kilogramo de una sustancia un Kelvin. De acuerdo con la ley formulada por los químicos franceses Pierre Louis Dulong y Alexis Therese Petit, el calor específico de los elementos sólidos es inversamente proporcional a su masa atómica de forma que el calor específico multiplicado por la masa atómica es aproximadamente una cantidad constante para todos  los elementos sólidos.                                                                                                                  Calor específico =  J/Kg∙ K  6. Calor de vaporización Supongamos un mol de un elemento en estado líquido que se encuentra en equilibrio con su vapor a la presión de una atmósfera. Para conseguir que todo el líquido pase a la fase de vapor es necesario aportar al sistema una cantidad de energía que se conoce como entalpía de vaporización o calor de vaporización. La entalpía de vaporización suele representarse como Hvap y se mide en kJ mol-1.          Calor de vaporización= kJ/ mol

7. Punto de ebullición   Es la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es una atmósfera.  En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin). La escala centígrada o Celsius está tan extendida que frecuentemente encontramos los valores de los puntos de ebullición expresados en ºC (grados centígrados o Celsius).Ambas escalas están relacionadas por la ecuación:temperatura (K) = temperatura (ºC) + 273,15                                                                                            8. Punto de fusión  El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin). La escala centígrada o Celsius está tan extendida que frecuentemente encontramos los valores de los puntos de fusión expresados en ºC (grados centígrados o Celsius). Ambas escalas están relacionadas por la ecuación:temperatura (K)=temperatura (ºC) +273,15                                                                                      9. Valencia covalente nº de enlaces covalentes que puede formar un átomo. Según el modelo de Lewis, el enlace se forma cuando las fuerzas de atracción se equilibran con las de repulsión, situándose el par de electrones del enlace en la región entre los núcleos. Según el modelo de nubes electrónicas la densidad de carga - entre los 2 núcleos ejerce una fuerza atractiva sobre cada uno de ellos y los mantiene unidos.

10. Carácter oxidante o reductor   Oxidante es la sustancia que gana electrones real o formalmente. Reductor es la sustancia que pierde electrones. Ganar significa que los comparte pero los atrae con más fuerza que el otro.

11. Estructura electrónica distribución de los electrones en los orbitales del átomo. También llamada configuración electrónica

12. Potencial de ionización 1er Potencial de ionización:                                                                                         Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética.

2º Potencial de ionización:                                                                                       Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética. 13. Electronegatividad. es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones de un enlace.  Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste. La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

14. Afinidad electrónica Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental. Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.

15. Carácter metálico Define su comportamiento metálico o no metálico.        •         Los metales son elementos que tienden a ceder electrones y formar iones positivos.        •         Su variación es contraria a la de la energía de ionización, afinidad eléctrica o electronegatividad, pues es tanto mayor cuanto menor es la tendencia del átomo a retener electrones.

16. Valencia iónica Número de electrones que necesita ganar o perder para completar el octeto Es igual al numero de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ión estable. Tiene el mismo signo que el ión formado. Se ha observado que los átomos tienden a formar iones que hagan que su estructura electrónica  coincida con la de un gas noble: 1s2 o ns2 np6 si         n > 1. Regla del octeto. Los elementos que tienen pocos electrones (3 o menos) en su capa de valencia tienden a perderlos , formando iones positivos. Los que tienen muchos electrones (5 o más) tienden a ganar electrones y forma iones positivos. No se forman iones de carga igual o superior a ± 4.

ENLACE QUIMICO  

    

Fuerzas de atracción que  mantienen unidos los átomo en sus formas combinadas.

El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza eléctrica.

Estructuras de Lewis

Tienen como  finalidad explicar el enlace covalente mediante la 

compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos con el objetivo de cerrar capa y conseguir así la maxima estabilidad. 

     REGLAS

• Cuenta los electrones de valencia
• Número de pares de electrones
• Sitúa como átomo central el menos electronegativo. ¡NUNCA EL H!
• Une a los átomos con pares de electrones enlazantes  (PE)
• Completa los octectos agregando pares de de electrones solitarios (PS) a los aromos 
• Establece enlaces múltiples con los átomos que queden con su octeto incompleto
• Elige las estructuras con la menor carga posible (recuerda que los átomos del 3er período en adelante admiten más de cuatro pares a su alrededor.)
• Indica si hay estructuras equivalentes en resonancia.    

     

     EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO 

• Berilio (Be): es una excepción a la regla del octeto porque es capaz de formar compuestos en dos enlaces simples, siendo así, se estabiliza con apenas cuatro electrones en la capa de valencia.

  

• Aluminio (Al): es una excepción a la regla del octeto porque alcanza la estabilidad con seis electrones en la capa de valencia. El átomo de aluminio tiende a donar sus electrones y así puede formar tres enlaces simples con otros átomos. 

Clasificación de Enlaces Químicos 

1. Enlaces Interatómicos

• Enlace iónico o electrovalente:                                                                                                                    

Un e- o más se transfieren desde el nivel de valencia de un átomo, al nivel de valencia de otro

Propiedades

• Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente

• Tienen altos puntos de fusión y ebullición

• Tienen gran dureza. Son frágiles.

• Solubles en sustancias polares (H2O)

( en H2O son buenos conductores de electricidad)

• Enlace covalente:

Se comparten uno o más pares de e‐ entre átomos. La fuerza de atracción proviene de la atracción entre los e‐ compartidos y el núcleo + que entran en el enlace. (unión por fuerzas de carácter magnético)

Propiedades

• A temperatura ambiente son gases o muy volátiles

• Bajos puntos de fusión y ebullición

• En soluciones acuosas son malos conductores de electricidad.

•Generalmente son insolubles en agua, pero si son solubles en solventes apolares.

• Enlace metálico

Se debe a las atracciones eléctricas entre iones metálicos con 
carga + y e- móviles deslocalizados que pertenecen al cristal como un todo

Propiedades

•Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido).

•Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos).

•Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos caso, la estructura cristalina se rompe

•Son en general duros (resistentes al rayado)

•La mayoría se oxida con facilidad.

2. Enlaces Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals

• Enlace dipolo – dipolo: 

Debidas a dipolos transitorios:

resultado de corrimientos momentáneos en la simetría de la nube electrónica de una molécula.

Fuerzas de atracción entre dipolos fluctuantes de átomos y moléculas

muy cercanos entre sí.

• Enlace puente de hidrógeno:

Debidas a dipolos permanentes entre moléculas polares atracción entre extremos + y – de moléculas adyacentes 

( ej.: interacción ión-dipolo, en disoluciones)

• Enlace por fuerzas de London:

Es la más fuerte de las tres. Atracción entre un átomo de H unido covalentemente a un átomo muy electronegativo y un segundo átomo electronegativo de otra molécula

REFERENCIAS 

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              http://www.eis.uva.es/~qgintro/inicio.html

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          http://www.educaplus.org/properiodicas/

s.a ( 2009 )"Apuntes de Química de Bachiller"  consultado en:
 http://www.wikiteka.com/apuntes/fyq-21/
Díaz, Carlos (2008) "Estructura electrónica" consultado en:
        http://cdpdp.blogspot.com/2008/04/estructura-electrnica.html
Nuñez, Diego (s.f) "Propiedades periódicas de los elementos" consultado en:
          http://www.salesianos-merida.com/APUNTES/ccnn/Propiedades_periodicas/index.htm
Anthony Carpi, Ph.D. "Enlaces Químicos," Visionlearning Vol. CHE-1 (7s), 2003.

                     http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s

Paz, Cesar ( 2011) "Enlace Quimico" consultado en:

        http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-quimico.html

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           http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l00/pral.html
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                 http://es.scribd.com/doc/48402166/Regla-Del-Octeto

Rodríguez, Pedro (s.f) "Estructuras de Lewis" consultado en

               http://usuarios.multimania.es/explorar/quimica2/Estructuras%20de%20Lewis.pdf 

Departamento de Física y Química, Química. 2º de Bachillerato, "Propiedades Periódicas" consultado en:

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/concurso2005/06/quimbach/apuntes_propperiodicas.pdf

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s.a (2011) "Propiedades periódicas" consultado en:
http://www.ing.unp.edu.ar/asignaturas/quimica/teoria/union_quimica.pdf