REGLA DEL OCTETO

En el año de 1916 el químico estadounidense G.N Lewis (1875-1946) formuló un modelo para presentar los enlaces químicos entre los átomos, que explica por qué algunos elementos se unían con otro y los compuestos formados tenían estructuras determinadas.

 La regla del octeto dice que lo átomos de los elementos representativos forman enlaces de tal manera que tengan acceso a exactamente ocho electrones s y p externos (también conocidos como electrones de valencia)

Los átomos de los elementos del sistema periódico tienden a completar su últimos niveles de energía como una cantidad de electrones tal, que adquieran configuración semejante a la de un gas noble.

Lo anterior se realiza de la siguiente manera:

* Un metal puede perder de uno a tres electrones para formar un catión con la estructura del gas noble que lo antecede en la tabla.

* Un no metal puede ganar de uno a tres electrones para formar un anión con la estructura del gas noble siguiente.

*Los átomos (usualmente dos no metales), pueden compartir electrones con otros átomos para alcanzar el número de electrones del gas noble siguiente en la tabla.

Los dos primeros casos se complementan uno al otro para formar compuestos iónicos. El tercer caso produce compuestos covalentes.

ESTRUCTURA DE LEWIS

 El químico Gilbert N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar cómo se transfieren o comparten los electrones en un enlace químico cuando los átomos se unen. Éstos se colocan alrededor del símbolo del elemento, dado que el enlace de estos elementos entraña el acceso a ocho electrones (4 pares).

Las estructuras de Lewis se pueden usar tanto en moléculas diatómicas ( de dos átomos) como para moléculas poliatómicas (de varios átomos) para predecir la formulación de los enlaces covalentes que constituyen a la molécula.

ENLACE QUÍMICO

Después del establecimiento de las leyes cuantitativas de la Química y de la teoría atómica de Dalton, la forma de unirse los átomos en las moléculas y las fórmulas de los compuestos químicos fueron los problemas fundamentales de la investigación.

La mayoría de los átomos tienden a combinarse par formar moléculas diatómicas o poliatómicas, aunque ciertos elementos no muestran afinidad hacia otros átomos y constituyen moléculas monoatómicas, como en el caso de los gases nobles.

Los átomos se combinan por medio de reacciones para originar compuestos. A la fuerza que mantiene unidos a los átomos en una molécula se le denomina "Enlace químico", condicionada por la cantidad de energía contenida en ello, que debe ser suficiente para vencer las fuerzas de repulsión que se deben a la presencia de cargas eléctricas en los átomos.

Las fuerzas que dan origen al enlace químico se han clasificado en dos grandes grupos: interacciones fuertes (fuerzas intramoleculares) e interacciones débiles (fuerzas intermoleculares).

Las fuerzas intramoleculares son los enlaces químicos que dan origen a las moléculas. Cuando se afectan estas atracciones ocurre una reacción química. 

Las fuerzas intermoleculares determinan y explican muchas propiedades físicas de las sustancias.

Se establece un enlace químico cuando hay trasferencia de electrones de un átomo a otro hasta completar 8 electrones en su último nivel de energía para lograr la estabilidad electrónica. Los electrones de la capa más externa e incompleta de un átomo desempeñan un papel muy importante en la formación  de los compuestos. Reciben el nombre de electrones de valencia.

Los principales modelos utilizados para interpretar a las fuerzas intramoleculares son: el enlace covalente y el enlace iónico, con sus variantes, los enlaces polar, covalente coordinado y metálico.

Este tipo de enlaces de forman por medio de los electrones de valencia de los átomos. en todos los tipos de enlaces químicos se debe seguir "La regla del octeto", ya que en innumerables casos se obtiene una distribución electrónica estable cuando hay ocho electrones presentes en su último nivel energético ya sea ganando, cediendo o compartiendo electrones.

*ENLACE COVALENTE

Es un mecanismo de unión entre lo átomos donde se comparten pares de electrones con el fin de alcanzar distribuciones electrónicas estables.

Cuando la diferencia de electronegatividades entre dos o más átomos es cero o tiene un valor muy pequeño, estos átomos tienden a compartir los electrones de valencia de sus capas externas, ya que el átomo ejerce la misma atracción sobre los electrones.

-Enlace Covalente Polar

Es aquel que se realiza entre dos no metales diferentes, el par de electrones del enlace está distribuido de manera asimétrica entre los átomos, lo cual trae como consecuencia la formación de un dipolo.

-Enlace Covalente No Polar

Este tipo de enlace se tiene cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar un molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia de electronegatividad es cero.

-Enlace Covalente Coordinado

Se tiene cuando el par de electrones que forma el enlace covalente es donado por uno sólo de los átomos.  

*ENLACE IÓNICO

Resulta de la trasferencia de uno o más electrones de un átomo a otro grupo de átomos. La pérdida o ganancia de electrones es un proceso compartido, ya que un elemento dona electrones y el otro los acepta.

En este enlace se establecen moléculas fáciles de romper. Se presenta en compuestos orgánicos.

Con respecto a las fuerzas intermoleculares se consideran 4 tipos: ion-dipolo, dipolo-dipolo, las fuerzas de London y el puente de hidrógeno. 

*FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

Existen entre moléculas polares neutras. Las moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de la molécula está cerca del extremo negativo de otra. 

 *FUERZAS ION-DIPOLO

Estas fuerzas atraen entre sí a un ion (ya sea catión o anión) y a una molécula polar. La intensidad de esta interacción depende de la carga y el tamaño del ion así como de la magnitud del momento dipolar y del tamaño de la molécula.

*FUERZAS DE LONDON

 Son fuerzas que se generan a partir de los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas. Las fuerzas de London aumentan con la masa molar y actúan sobre todas las moléculas, sean polares o no polares, de hecho, las fuerzas de London entre moléculas polares puede contribuir más a la fuerza de atracción total que las fuerzas dipolo-dipolo.

 *PUENTE DE HIDRÓGENO

Es un enlace intermolecular más fuerte que los otros de este tipo, pero más débil en comparación con la mayoría de los enlace covalentes o iónicos. 

La fuerza de un puente de hidrógeno es determinada por la interacción coulómbica entre el par libre de electrones del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno.

Sin los enlaces de hidrógeno no podría existir la vida, ya que a este enlace se debe la propiedad excepcional del agua de tener menor densidad en estado sólido que en estado líquido.

  

 

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Teoría de la Mecánica Cuántica

Con base a los estudios de Erwin SchÖringer, Paul Adrien, Maurice Dirac, Werner Heisenberg y otros científicos, desarrollan la teoría mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. Ya que es posible determinar la posición de un electrón en cualquier instante de un átomo, la ecuación matemática de SchÖringer predice las probabilidades de que los electrones se encuentren a ciertas distancias del núcleo de un átomo dado.

Para obtener soluciones satisfactorias de la ecuación de SchÖringer se hizo necesaria la introducción de cuatro números cuánticos relacionados con el comportamiento de los electrones en los átomos: estos números que tienen valores dependientes entre sí se indican con las letras n, l, m, s.  

*Número cuántico principal (n)

El número cuántico principal designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo.Determina también el número máximo de electrones que puede tener cada nivel de energía.

Puede asumir teóricamente cualquier valor entero desde 1 hasta infinito, aunque con 7 valores (1,2,3,4,5,6 y 7) es posible satisfacer a todos los átomos conocidos actualmente.

*Número cuántico secundario (l)

El número cuántico secundario l, determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza el electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.

Cada nivel electrónico e divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía.

Así, en el 1er nivel energético sólo hay un subnivel, al cual l da un valor de cero (0) y lo representa por la letra s (del inglés sharp).

En el 2do nivel energético hay dos subniveles, a los que l, da el valor de: 0 y 1; y los representa por las literales: s y p, respectivamente (p del inglés principal). 

 En el 3er nivel energético hay tres subniveles, a los que l, da el valor de: 0, 1 y 2; y los representa con las literales: s, p, y d, respectivamente (d de diffuse). 

 En el 4° nivel energético hay cuatro subniveles, a los que l, da el valor de: 0, 1, 2, y 3; y los representa por las letras; s, p, d, y f respectivamente (f de fundamental). 

Para el 5°, 6° y 7° nivel energético, teóricamente habría 5, 6 y 7 subniveles respectivamente, sólo que, para los átomos conocidos, son suficientes 4 niveles, en el 5° nivel (s, p, d, y f); 3 niveles para el 6° nivel (s, p ,y d); y 2 subniveles en el 7° nivel (s y p).

Así podemos decir que par l:

                              

Los orbitales (región del espacio donde es probable que se encuentre el electrón) s tienen forma esférica, los orbitales p tienen forma parecida a bolas o peras, los orbitales d parecen lazos y los orbitales f no pueden describirse claramente.

Como el electrón se mueve libremente en tres dimensiones, las direcciones probables de los orbitales se orientan según los tres ejes perpendiculares x, y, z del sistema de coordenadas que se emplean para fijar un punto en el espacio.   

*Número cuántico magnético (m)

El número cuántico magnético representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos cuando éstos se encuentran sometidos a un campo magnético. El número de electrones por subnivel depende de éste y está dado por la relación (2l+1) que puede ser desde -1 hasta +1 pasando por el cero.

En un subnivel s (l=0) hay un solo orbital al que m dará el valor de 0.

En un subnivel p (l=1) hay tres orbitales, a los que m da los valores de: -1, 0, +1, respectivamente.

En un subnivel d (l=2), hay cinco orbitales, a los que m da valores de: -2, -1, 0, +1, +2, respectivamente.

En un subnivel f (l=3), hay siete orbitales, a los que m da valores de: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, respectivamente.

Los tipos de orbitales para los cuatro primeros niveles de energía son:

                     
*Número cuántico espín

Este número cuántico describe la orientación del giro del electrón. Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, el cual sólo puede tener dos direcciones, una en el sentido de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario; los valore que toma este número cuántico son:

    

Este modelo ha soportado la prueba del tiempo y actualmente proporciona los conceptos mediante los cuales los científicos explican el comportamiento de los sistemas atómicos y moleculares.

           Reglas para elaborar las configuraciones electrónicas.

*Principio de exclusión de Pauli

Este principio determina el número posible de electrones en cualquier nivel principal y se debe a Wolfgang Pauli (1900-1958), quien encontró que cada electrón debía tener su propio conjunto de números cuánticos y estableció que: "dos electrones en un mismo átomo pueden tener los cuatro números cuánticos iguales".

Por lo tanto, el número máximo de electrones se representa por la extensión: 2n cuadrada.  

*Principio de Auf-Bau o de edificación progresiva

Los electrones deben acomodarse primero en los orbitales de menor energía, o sea, aquéllos donde la suma de n+1 sea menor; es decir: "cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de menor energía". Para iguales valores de la suma de n+1, primero se acomodan los electrones en el orbital donde n sea menor. 
Tomando en cuenta que:

se obtiene el acomodo correcto de los electrones.

La separación de energía en los subniveles de los átomos polielectrónicos origina una superposición o empalme del valor de energía de electrones de orbitales con diferentes valores de n.   
 Considerando las energías relativas de los orbitales de un átomo polielectrónico, el orden de ocupación será el siguiente:

1s,2s,2p,3s 3p,4s 3d 4p,5s 4d 5p,6s 4f 5d 6p, 7s 5f 6d 7p Energía

Esta secuencia puede deducirse aplicando el siguiente diagrama, conocido como la regla de las diagonales:   

*Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund

"Dentro de un subnivel, los primeros electrones ocupan orbitales separados y tienen espines paralelos"

En otras palabras, los electrones entran de uno en uno a los orbitales de la misma energía. Cuando estos orbitales ya contienen un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el mismo orden y sentido contario.

Aplicando estos principios o sencillas reglas, es posible escribir las configuraciones electrónicas de cada elemento.

*Configuración electrónica

-Configuración electrónica: Es la distribución de los electrones de un átomo en cada uno de los niveles de energía, de acuerdo al modelo cuántico. 

Para desarrollar la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel (1,2,3,4,5,6,7), el tipo de subnivel (s,p,d,f) y como exponente el número de electrones que cada subnivel contiene.

 

Ejemplo:

Aluminio: Al^«13»
Configuración electrónica: 1s²,2s²,2p⁶,3s²,3p¹

*Configuración electrónica de Kernel

La configuración de Kernel, cuyo objetivo consiste en determinar la configuración electrónica o el diagrama energético de un elemento a partir de un gas noble, es una técnica de abreviación para ambos cálculos correspondientes a elementos químicos cuyo número atómico es demasiado grande.

Ejemplo: 

Plata: Ag^«47»
Configuración de Kernel: [Kr] , 5s²,4d⁹

*Diagrama de nivel energéticos

Este diagrama nos permite ver más claramente la distribución electrónica de cada uno de los átomos. Los electrones se representan con flechas y se anotan sobre una línea que representa cada uno de los orbitales correspondientes a cada subnivel; así: el s con 1; el p con el 3; el d con el 5 y el f con el 7.

Por debajo de esta línea se anota el número del nivel energético y el subnivel corresponde a cada orbital. La flecha hacia arriba representa un electrón con giro positivo y la flecha hacia abajo un electrón con giro negativo.

*Electrón diferencial

Se llama así al último electrón que entra en un átomo. de acuerdo con las reglas de ocupación de los orbitales; es decir, aquello que distingue a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación periódica. Este electrón diferencial es muy importante, ya que de él depende la ubicación de un elemento en la tabla periódica y, por tanto, sus propiedades químicas.

Al conocer el electrón diferencial podemos indicar la posición del átomo en la tabla periódica. Para determinar los valores de los 4 números cuánticos del electrón diferencial, se consideran , de acuerdo con la regla de Hund.

 

FAMILIAS QUIMICAS Y PERIODOS

Por sus propiedades físicas y químicas similares e igual numero de valencia o capacidad de combinación los elementos están colocados uno bajo el otro en columnas llamadas "Familias", constituidos de la siguiente manera:

  º 8 grupos principales o representativos que para su estudio han sido designados con al letra "A" (1,2,12,14,15,16,17 y 18).

  º Los grupos que representan a los elementos de transición designados con la letra "B" (3,4,5,6,7,8,9,10,11,12).

  º 2 series que representan a los elementos de transición interna que se dividen en 14 familias (serie de Lactanidos y Actinidos).

Además de las columnas que agrupan a las familias de los elementos tenemos "Periodos"  que es donde se acomodan los elementos en orden creciente de las masas atómicas.Además nos indican el numero de niveles energéticos o capas donde se distribuyen los electrones que se mueven en torno al núcleo de los átomos y se enumeran con números arábigos del 1 al 7.

  -Los elementos más metálicos se encuentran de lado izquierdo de la tabla periódica y recibe el nombre de "Metales Alcalinos" , familia 1.Reaccionan químicamente de manera vigorosa con casi todos los elementos que existen en la atmósfera, nunca se encuentran en su estado natural como metales. Generalmente se encuentran combinados con otros elementos.

 -La siguiente familia es la 2, los metales "Alcalinotérreos" son metales blandos y ligeros, también son bastante reactivos pero lo son menos que los Alcalinos.

 -Los elementos "No metálicos" se encuentran de lado derecho de la tabla. entre ellos están los "Halógenos", familia 17, llamados así debido a que se producen sales con propiedades muy parecidas.

-Las diez columnas que están entre las familias 3 y 12 se conocen como "Metales de transición".

-Los elementos de la familia 18 reciben el nombre de "Gases nobles o Inertes", pues casi no se pueden combinar con ningún otro elemento conocido.

-Los grupos IIIA, IVA y VA, no tienen nombres específicos por lo que se le asigna el del elemento con que inicia la serie.

PROPIEDADES QUIMICAS

  Como ya se ha mencionado antes,las propiedades físicas y químicas de los elementos son una manifestación de la ley periódica.
A continuación se describen brevemente algunas de las propiedades.

*NUMERO ATÓMICO

  Indica el número de protones en la corteza de un átomo. El elemento y el lugar que éste ocupa en la tabla periódica derivan de este concepto.Cuando un átomo es eléctricamente neutro, el número atómico será igual al número de electrones del átomo que se pueden encontrar alrededor de la corteza. Estos electrones determinan principalmente el comportamiento químico de un átomo.

*ELECTRONEGATIVIDAD

  La electronegatividad de un elemento es la tendencia de un átomo para atraer electrones hacia èl, cuando está combinado químicamente con otro elemento. En otras palabras: es una medida relativa del poder para atraer electrones de un átomo que forma parte de un enlace químico.Los valores de electronegatividad no están calculados, ni basados en formulas matemáticas, ni medidas. Es más que nada un rango paramagnético, donde el valor más alto es 4.0 (el Flúor) y el mas bajo es 0.7. Todos los elementos restantes tienes valores entre estos dos extremos.

  En un grupo la electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba, y en un periodo, aumenta de izquierda a derecha.

*POTENCIAL O ENERGÌA DE IONIZACIÒN 

  Es la enegía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso. El P.I. aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un  periodo. Los metales alcalinos son los de mayor P.I. y los gases nobles los del mayor P.I.

*AFINIDAD ELECTRÒNICA

  Se define como el cambio de energía que acompaña a la adición de un electrón en un átomo gaseoso.Los halógenos /grupo 17) tienen las más altas afinidades electrónicas. En otras palabras la Afinidad Electrónica es la energía liberada cuando un átomo gaseoso recibe un electrón, para formar un ion negativo gaseoso.

*RADIO ATÓMICO

  Es la distancia comprendida entre el centro del núcleo y el nivel externo de un átomo. Generalmente aumenta con el número atómico del grupo, ya que al aumentar un nivel de energía la distancia entre el centro del núcleo el nivel también incrementa.

  En un periodo el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, debido a la contracción de la nube electrónica al ser atraída por el núcleo.El radio atómico se expresa en angstroms (À).

*PUNTO DE FUSIÓN



Es la temperatura a la cual la forma sólida del elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma líquida. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.

*PUNTO DE EBULLICIÓN

Significa la temperatura a la cual la forma sólida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.

*EXTRA
EN ESTA PÁGINA SE PRESENTA UN TUTORAL DE PROPIEDADES PERIÓDICAS CON SUS RESPECTIVOS EJERCICIOS.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

TABLA PERIODICA

*Es una ordenación lógica y racional de todos los elementos químicos que permite visualizar y predecir la forma en que varían sus propiedades físicas y químicas.

 -ANTECEDENTES-

A principios del siglo XIX, los científicos comenzaron a realizar importantes descubrimientos acerca de los elementos químicos.

*Triadas de Dòbereiner 

   El principio de la clasificación fue llevado a cabo por Johann Woflgang Döbereiner (1780-1849), quien encontró que podía hacer conjuntos de tres elementos con propiedades similares y si los ordenaba por sus masas atómicas, la diferencia entre ellas sea casi el promedio aritmético de las masas de los otros dos, a éstas las llamó "Triadas".

 Döbereiner no logró encontrar otras triadas con estas características, por lo que ahí termino dicha clasificación.

* Hélice de Chancourtois

   En 1862, Alexandre Emile Beguyer De Chancourtois (1819-1886), gráfico las masas atómicas en forma de hélice arrollada regularmente sobre cilindro. Al dividir la base del cilindro en 16 partes se registró una lista de elementos con propiedades similares en columnas verticales. Tituló a este trabajo "Tornillo Telùrico"   

 *Las octavas de Newlands

  
    John Alexander Newlands, en 1865 noto que si se colocaban los elementos en orden creciente de masas atómicas, las propiedades de algunos de ellos se repetían cada 8; llamó a esto "Ley de las Octavas" (en música 7 notas forman una octava, en donde la octava nota es casi un duplicado de la primera y principio de una nueva octava).

   

 *Ley de las Proporciones Definidas 

   El químico francés Joseph Louis Proust (1754-1826), se dedicó durante los años 1797 a 1807 a hacer una serie de experimentos en los que utilizó las entonces novedosas técnicas que había desarrollado Lavoiser  para pesar sustancias durante una reacción química, descubrió que cunado dos sustancias reaccionan química mente , siempre lo hacen con una proporción definida de sus masas.Este resultado el la ley de las proporciones.

*Clarificación de Mendeleiev

  
   Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907), basándose en la idea de periodicidad que proponían Döbereiner, De Chancourtois y Newlands y relegando un poco la idea de un orden riguroso en la sucesión de los 63 elementos (descubiertos hasta eso momento, de acuerdo a sus masas atómicas. En 1868 ideó una clarificación periódica de los elementos casi perfecta, que presentó como "Tabla de los Elementos".

    En su tabla colocó los elementos según el orden creciente de sus masas atómicas relativas, de manera que los elementos con propiedades parecidas quedaran en el mismo grupo y dejo algunos espacios en blanco para los elementos que aun no habían sido descubiertos.

   Predijo las propiedades de tres nuevos elementos, a los que llamó eka-boro, eka-aluminio, eka-silicio que fueron descubiertos posteriormente llamados Escandio (Sr), Galio (Ga), y Germanio (Ge), respectivamente.

*Tabla Periódica Actual

   En 1913 Henry Gwyn-Jeffeys Moseley ordeno los elementos usando como criterio el Nùmero Atomico creciente, corrigiendo con ello las diferencias que existian en las tablas anteriores y enunciò la Ley Periodica: 

  

  ºSi los elementos se colocan según aumenta su numero atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y química. Usando el numero atómico como criterio de clarificación se eliminan los inconvenientes que presenta la tabla de Mendeleiev.

  

   A partir de ese trabajo la tabla fue tomando la forma que hoy tiene, en la cual se han ido añadiendo los elementos descubiertos en los últimos años.