Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos Los elementos de los grupos (columnas verticales) de la tabla periódica presentan un comportamiento químico similar. Esta similitud se produce porque los miembros de un grupo tienen el mismo número y distribución de electrones en sus capas de valencia. Sin embargo, también existen otros patrones en las propiedades químicas de la tabla periódica. Por ejemplo, a medida que descendemos en un grupo, el carácter metálico de los átomos aumenta. El oxígeno, en la parte superior del grupo 16 (6A), es un gas incoloro; en el centro del grupo, el selenio es un sólido semiconductor; y, hacia el fondo, el polonio es un sólido gris plateado que conduce la electricidad. A medida que atravesamos un periodo de izquierda a derecha, añadimos un protón al núcleo y un electrón a la capa de valencia con cada elemento sucesivo. A medida que descendemos por los elementos de un grupo, el número de electrones de la capa de valencia permanece constante, pero el número cuántico principal aumenta en uno cada vez. La comprensión de la estructura de los electrones de los elementos nos permite examinar algunas de las propiedades que rigen su comportamiento químico. Estas propiedades varían periódicamente al cambiar la estructura de los electrones de los elementos. Son (1) el tamaño (radio) de los átomos e iones, (2) las energías de ionización y (3) las afinidades de los electrones. Explore las visualizaciones de las tendencias periódicas comentadas en esta sección (y muchas más tendencias). Con pocas presiones, puede crear versiones tridimensionales de la tabla periódica que muestren el tamaño atómico o gráficos de energías de ionización de todos los elementos medidos. Variación del radio covalente La imagen mecánica cuántica hace difícil establecer un tamaño definitivo de un átomo. Sin embargo, hay varias formas prácticas de definir el radio de los átomos y, por tanto, de determinar sus tamaños relativos que dan valores aproximadamente similares. Utilizaremos el radio covalente ( ), que se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos cuando están unidos por un enlace covalente (esta medida es posible porque los átomos dentro de las moléculas siguen conservando gran parte de su identidad atómica). Sabemos que a medida que recorremos un grupo, el número cuántico principal, n , aumenta en uno para cada elemento. Así, los electrones se van añadiendo a una región del espacio cada vez más alejada del núcleo. En consecuencia, el tamaño del átomo (y su radio covalente) debe aumentar a medida que aumentamos la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta tendencia se ilustra para los radios covalentes de los halógenos en la y la . Las tendencias de toda la tabla periódica pueden verse en la . Radios covalentes de los elementos del grupo halógeno Átomo Radio covalente (pm) Carga nuclear F 64 +9 Cl 99 +17 Br 114 +35 I 133 +53 At 148 +85 (a) El radio de un átomo se define como la mitad de la distancia entre los núcleos en una molécula formada por dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente. El radio atómico de los halógenos aumenta en el grupo a medida que aumenta n . (b) Los radios covalentes de los elementos se muestran a escala. La tendencia general es que los radios aumentan a lo largo de un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Dentro de cada periodo, la tendencia del radio atómico disminuye a medida que aumenta Z ; por ejemplo, de K a Kr. Dentro de cada grupo (por ejemplo, los metales alcalinos mostrados en púrpura), la tendencia es que el radio atómico aumenta a medida que aumenta Z . Como se muestra en la , a medida que nos movemos a través de un periodo de izquierda a derecha, generalmente encontramos que cada elemento tiene un radio covalente más pequeño que el elemento que lo precede. Esto puede parecer contradictorio porque implica que los átomos con más electrones tienen un radio atómico menor. Esto se puede explicar con el concepto de carga nuclear efectiva, o Z eff . Es la atracción que ejerce el núcleo sobre un electrón concreto, teniendo en cuenta las posibles repulsiones electrón-electrón. En el caso del hidrógeno, solo hay un electrón, por lo que la carga nuclear ( Z ) y la carga nuclear efectiva ( Z eff ) son iguales. Para todos los demás átomos, los electrones internos apantallan parcialmente a los externos de la atracción del núcleo, y por tanto: Z eff = Z – ap an t al l am i en to El apantallamiento viene determinado por la probabilidad de que otro electrón se encuentre entre el electrón de interés y el núcleo, así como por las repulsiones electrón-electrón que encuentra el electrón de interés. Los electrones centrales son expertos en el apantallamiento, mientras que los electrones de la misma capa de valencia no bloquean la atracción nuclear experimentada por los demás con tanta eficacia. Así, cada vez que pasamos de un elemento a otro a lo largo de un periodo, Z aumenta en uno, pero el apantallamiento solo aumenta ligeramente. Por lo tanto, Z eff aumenta a medida que nos movemos de izquierda a derecha a través de un periodo. La mayor atracción (mayor carga nuclear efectiva) que experimentan los electrones del lado derecho de la tabla periódica los acerca al núcleo, haciendo que los radios covalentes sean más pequeños. Así, como era de esperar, los electrones más externos o de valencia son los más fáciles de eliminar porque tienen las energías más altas, están más protegidos y están más alejados del núcleo. Por regla general, cuando los elementos representativos forman cationes, lo hacen por la pérdida de los electrones ns o np que se añadieron en último lugar en el proceso de Aufbau. Los elementos de transición, en cambio, pierden los electrones ns antes de empezar a perder los electrones ( n - 1) d , aunque los electrones ns se añadan primero, según el principio de Aufbau. Clasificación de radios atómicos Prediga el orden de aumento del radio covalente para Ge, Fl, Br, Kr. Solución El radio aumenta a medida que descendemos en un grupo, por lo que Ge < Fl (Nota: Fl es el símbolo del flerovio, elemento 114, NO del flúor). El radio disminuye a medida que nos movemos a través de un periodo, por lo que Kr < Br < Ge. Uniendo las tendencias, obtenemos Kr < Br < Ge < Fl. Compruebe lo aprendido Mencione un ejemplo de un átomo cuyo tamaño es menor que el del flúor. Respuesta: Ne o He. Variación de los radios iónicos El radio iónico es la medida utilizada para describir el tamaño de un ion. Un catión siempre tiene menos electrones y el mismo número de protones que el átomo padre; es más pequeño que el átomo del que deriva ( ). Por ejemplo, el radio covalente de un átomo de aluminio (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 ) es de 118 pm, mientras que el radio iónico de un Al 3+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 ) es de 68 pm. A medida que se eliminan los electrones de la capa de valencia exterior, los electrones centrales restantes que ocupan las capas más pequeñas experimentan una mayor carga nuclear efectiva Z eff (como se ha comentado) y se acercan aún más al núcleo. El radio de un catión es menor que el del átomo padre (Al), debido a los electrones perdidos; el radio de un anión es mayor que el del padre (S), debido a los electrones ganados. Los cationes con cargas mayores son más pequeños que los cationes con cargas menores (por ejemplo, V 2+ tiene un radio iónico de 79 pm, mientras que para los de V 3+ es de 64 pm). Bajando por los grupos de la tabla periódica, encontramos que los cationes de elementos sucesivos con la misma carga tienen generalmente radios mayores, lo que corresponde a un aumento del número cuántico principal, n . Un anión (ion negativo) se forma por la adición de uno o más electrones a la capa de valencia de un átomo. El resultado es una mayor repulsión entre los electrones y una disminución de la Z eff por electrón. Ambos efectos (el aumento del número de electrones y la disminución de la Z eff ) hacen que el radio de un anión sea mayor que el del átomo padre ( ). Por ejemplo, un átomo de azufre ([Ne]3 s 2 3 p 4 ) tiene un radio covalente de 104 pm, mientras que el radio iónico del anión sulfuro ([Ne]3 s 2 3 p 6 ) es de 170 pm. Para los elementos consecutivos que descienden en cualquier grupo, los aniones tienen números cuánticos principales más grandes y, por lo tanto, radios más grandes. Los átomos e iones que tienen la misma configuración de electrones se dicen que son isoelectrónicos . Ejemplos de especies isoelectrónicas son N 3– , O 2– , F - , Ne, Na + , Mg 2+ y Al 3+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 ). Otra serie isoelectrónica son P 3- , S 2- , Cl - , Ar, K + , Ca 2+ y Sc 3+ ([Ne]3 s 2 3 p 6 ). Para los átomos o iones que son isoelectrónicos, el número de protones determina el tamaño. Cuanto mayor sea la carga nuclear, menor será el radio en una serie de iones y átomos isoelectrónicos. Variación de las energías de ionización La cantidad de energía necesaria para eliminar el electrón más suelto de un átomo gaseoso en su estado fundamental se llama su primera energía de ionización (IE 1 ). La primera energía de ionización de un elemento, X es la energía necesaria para formar un catión con carga +1: X ( g ) ⟶ X + ( g ) + e – IE 1 La energía necesaria para eliminar el segundo electrón más suelto se denomina energía de segunda ionización (IE 2 ). X + ( g ) ⟶ X 2+ ( g ) + e – IE 2 La energía necesaria para eliminar el tercer electrón es la tercera energía de ionización, y así sucesivamente. Siempre se requiere energía para eliminar los electrones de los átomos o iones, por lo que los procesos de ionización son endotérmicos y los valores del IE son siempre positivos. En el caso de los átomos más grandes, el electrón más suelto se encuentra más lejos del núcleo y, por tanto, es más fácil de eliminar. Por lo tanto, a medida que el tamaño (radio atómico) aumenta, la energía de ionización debería disminuir. Relacionando esta lógica con lo que acabamos de aprender sobre los radios, esperaríamos que las primeras energías de ionización disminuyeran a lo largo de un grupo y aumentaran a lo largo de un periodo. La grafica la relación entre la primera energía de ionización y el número atómico de varios elementos. Los valores de la primera energía de ionización de los elementos se indican en la . Dentro de un periodo, el IE 1 suele aumentar con el aumento de Z . Dentro de un grupo, el valor del IE 1 suele disminuir con el aumento de Z . Sin embargo, hay algunas desviaciones sistemáticas de esta tendencia. Observe que la energía de ionización del boro (número atómico 5) es menor que la del berilio (número atómico 4) aunque la carga nuclear del boro es mayor en un protón. Esto se explica porque la energía de las subcapas aumenta a medida que aumenta l , debido a la penetración y al apantallamiento (como se ha comentado anteriormente en este capítulo). Dentro de cualquier capa, los electrones s son más bajos en energía que los electrones p . Esto significa que un electrón s es más difícil de eliminar de un átomo que un electrón p en la misma capa. El electrón eliminado durante la ionización del berilio ([He]2 s 2 ) es un electrón s , mientras que el electrón eliminado durante la ionización del boro ([He]2 s 2 2 p 1 ) es un electrón p ; esto resulta en una primera energía de ionización más baja para el boro, aunque su carga nuclear es mayor en un protón. Así, vemos una pequeña desviación de la tendencia prevista que se produce cada vez que se inicia una nueva subcapa. La energía de primera ionización de los elementos de los cinco primeros periodos se representa en función de su número atómico. Esta versión de la tabla periódica muestra la primera energía de ionización (IE 1 ), en kJ/mol, de elementos seleccionados. Otra desviación se produce cuando los orbitales se llenan más de la mitad. La primera energía de ionización para el oxígeno es ligeramente inferior a la del nitrógeno, a pesar de la tendencia al aumento de los valores de IE 1 a lo largo de un periodo. Observando el diagrama orbital del oxígeno, podemos ver que la eliminación de un electrón eliminará la repulsión electrón-electrón causada por el emparejamiento de los electrones en el orbital 2 p y dará lugar a un orbital medio lleno (que es energéticamente favorable). En los periodos siguientes se producen cambios análogos (note el descenso del azufre después del fósforo en la ). Eliminar un electrón de un catión es más difícil que eliminar un electrón de un átomo neutro debido a la mayor atracción electrostática hacia el catión. Del mismo modo, eliminar un electrón de un catión con una carga positiva más alta es más difícil que eliminar un electrón de un ion con una carga más baja. Así, las energías de ionización sucesivas para un elemento siempre aumentan. Como se ve en la , hay un gran aumento de las energías de ionización para cada elemento. Este salto corresponde a la eliminación de los electrones centrales, que son más difíciles de eliminar que los de valencia. Por ejemplo, el Sc y el Ga tienen tres electrones de valencia, por lo que el rápido aumento de la energía de ionización se produce después de la tercera ionización. Energías de ionización sucesivas para elementos seleccionados (kJ/mol) Elemento IE 1 IE 2 IE 3 IE 4 IE 5 IE 6 IE 7 K 418,8 3.051,8 4.419,6 5.876,9 7.975,5 9.590,6 11.343 Ca 589,8 1.145,4 4.912,4 6.490,6 8.153,0 10.495,7 12.272,9 Sc 633,1 1.235,0 2.388,7 7.090,6 8.842,9 10.679,0 13.315,0 Ga 578,8 1.979,4 2.964,6 6.180 8.298,7 10.873,9 13.594,8 Ge 762,2 1.537,5 3.302,1 4.410,6 9.021,4 No disponible No disponible As 944,5 1.793,6 2.735,5 4.836,8 6.042,9 12.311,5 No disponible Clasificación de las energías de ionización Prediga del orden de aumento de energía para los siguientes procesos: IE 1 para Al, IE 1 para Tl, IE 2 para Na, IE 3 para Al. Solución Quitar el electrón 6 p 1 de Tl es más fácil que quitar el electrón 3 p 1 de Al porque el orbital n más alto está más lejos del núcleo, así que IE 1 (Tl) < IE 1 (Al). Ionizar el tercer electrón de Al ( Al 2+ ⟶ Al 3+ + e – ) requiere más energía porque el catión Al 2+ ejerce una mayor atracción sobre el electrón que el átomo neutro de Al, por lo que IE 1 (Al) < IE 3 (Al). La segunda energía de ionización del sodio elimina un electrón del núcleo, que es un proceso mucho más energético que la eliminación de electrones de valencia. Uniendo todo esto, obtenemos: IE 1 (Tl) < IE 1 (Al) < IE 3 (Al) < IE 2 (Na). Compruebe lo aprendido ¿Cuál tiene el valor más bajo para IE 1 : O, Po, Pb o Ba? Respuesta: Ba Variación de las afinidades de los electrones La afinidad electrónica (Electron Affinity, EA) es el cambio de energía para el proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un anión (ion negativo). X ( g ) + e – ⟶ X – ( g ) EA 1 Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico, dependiendo del elemento. La EA de algunos de los elementos figura en la . Puede ver que muchos de estos elementos tienen valores negativos de EA, lo que significa que se libera energía cuando el átomo gaseoso acepta un electrón. Sin embargo, para algunos elementos, se requiere energía para que el átomo se cargue negativamente y el valor de su EA es positivo. Al igual que en el caso de la energía de ionización, los valores posteriores de EA están asociados a la formación de iones con más carga. La segunda EA es la energía asociada a la adición de un electrón a un anión para formar un ion -2, y así sucesivamente. Como podríamos predecir, es más fácil añadir un electrón a través de una serie de átomos a medida que la carga nuclear efectiva de los átomos aumenta. A medida que avanzamos de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, las EA tienden a ser más negativas. Las excepciones encontradas entre los elementos del grupo 2 (2A), el grupo 15 (5A) y el grupo 18 (8A) pueden entenderse en base a la estructura electrónica de estos grupos. Los gases nobles, del grupo 18 (8A), tienen una capa completamente llena y el electrón entrante debe añadirse a un nivel n superior, lo que es más difícil de hacer. El grupo 2 (2A) tiene una subcapa ns llena, por lo que el siguiente electrón añadido va a la np de mayor energía, por lo que, de nuevo, el valor de la EA observado no es como la tendencia predeciría. Por último, el grupo 15 (5A) tiene una subcapa np semillena y el siguiente electrón debe emparejarse con un electrón np existente. En todos estos casos, la estabilidad relativa inicial de la configuración de electrones altera la tendencia de la EA. También podríamos esperar que el átomo situado en la parte superior de cada grupo tenga la EA más negativa; sus primeros potenciales de ionización sugieren que estos átomos tienen las mayores cargas nucleares efectivas. Sin embargo, a medida que descendemos en un grupo, vemos que el segundo elemento del grupo es el que más veces tiene una EA negativa. Esto puede atribuirse al pequeño tamaño de la capa n = 2 y a las grandes repulsiones electrón-electrón resultantes. Por ejemplo, el cloro, con un valor EA de -348 kJ/mol, tiene el valor más alto de cualquier elemento de la tabla periódica. La EA del flúor es de -322 kJ/mol. Cuando añadimos un electrón a un átomo de flúor para formar un anión fluoruro (F - ), añadimos un electrón a la capa n = 2. El electrón es atraído por el núcleo, pero también hay una repulsión significativa de los otros electrones ya presentes en esta pequeña capa de valencia. El átomo de cloro tiene la misma configuración de electrones en la capa de valencia, pero como el electrón que entra va a la capa n = 3, ocupa una región de espacio considerablemente mayor y las repulsiones electrón-electrón se reducen. El electrón que entra no experimenta tanta repulsión y el átomo de cloro acepta más fácilmente un electrón adicional, lo que resulta en una EA más negativa. Esta versión de la tabla periódica muestra los valores de afinidad electrónica (en kJ/mol) para los elementos seleccionados. Las propiedades analizadas en esta sección (tamaño de los átomos e iones, carga nuclear efectiva, energías de ionización y afinidades electrónicas) son fundamentales para comprender la reactividad química. Por ejemplo, como el flúor tiene una EA energéticamente favorable y una gran barrera energética a la ionización (IE), es mucho más fácil formar aniones de flúor que cationes. Las propiedades metálicas, como la conductividad y la maleabilidad (la capacidad de formarse en láminas), dependen de que los electrones se puedan eliminar fácilmente. Así, el carácter metálico aumenta a medida que descendemos en un grupo y disminuye a lo largo de un periodo en la misma tendencia observada para el tamaño atómico, porque es más fácil extraer un electrón que está más lejos del núcleo. Conceptos clave y resumen Las configuraciones de electrones nos permiten comprender muchas tendencias periódicas. El radio covalente aumenta a medida que descendemos en un grupo porque el nivel n (tamaño del orbital) aumenta. El radio covalente disminuye en su mayor parte a medida que nos movemos de izquierda a derecha a través de un periodo porque la carga nuclear efectiva experimentada por los electrones aumenta y los electrones son atraídos más estrechamente hacia el núcleo. Los radios aniónicos son mayores que los del átomo padre, mientras que los radios catiónicos son menores, porque el número de electrones de valencia ha cambiado mientras que la carga nuclear ha permanecido constante. La energía de ionización (la energía asociada a la formación de un catión) disminuye a lo largo de un grupo y aumenta sobre todo a lo largo de un periodo, ya que es más fácil retirar un electrón de un orbital más grande y de mayor energía. La afinidad electrónica (la energía asociada a la formación de un anión) es más favorable (exotérmica) cuando los electrones se colocan en orbitales de menor energía, más cerca del núcleo. Por lo tanto, la afinidad electrónica se vuelve cada vez más negativa a medida que nos movemos de izquierda a derecha a través de la tabla periódica y disminuye a medida que descendemos en un grupo. Tanto para los datos de EI como para los de afinidad electrónica, hay excepciones a las tendencias cuando se trata de subcapas completamente llenas o semillenas. Ejercicios de química del final del capítulo Basándote en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene el menor radio atómico: Mg, Sr, Si, Cl, I. Cl Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene el mayor radio atómico: Li, Rb, N, F, I. Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene la mayor energía de primera ionización: Mg, Ba, B, O, Te. O Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene la menor energía de primera ionización: Li, Cs, N, F, I. Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, clasifique los siguientes átomos en orden de aumento de la primera energía de ionización: F, Li, N, Rb. Rb < Li < N < F Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, clasifique los siguientes átomos en orden de aumento de la primera energía de ionización: Mg, O, S, Si. ¿Qué átomos del grupo de la tabla periódica tienen una configuración de electrones de la capa de valencia de ns 2 np 3 ? 15 (5A) ¿Qué átomos del grupo de la tabla periódica tienen una configuración de electrones de la capa de valencia de ns 2 ? Según su posición en la tabla periódica, enumere los siguientes átomos en orden de radio creciente: Mg, Ca, Rb, Cs. Mg < Ca < Rb < Cs Según su posición en la tabla periódica, enumere los siguientes átomos en orden de radio creciente: Sr, Ca, Si, Cl. Según su posición en la tabla periódica, enumere los siguientes iones en orden de radio creciente: K + , Ca 2+ , Al 3+ , Si 4+ . Si 4+ < Al 3+ < Ca 2+ < K + . Enumere los siguientes iones en orden de radio creciente: Li + , Mg 2+ , Br – , Te 2– . ¿Qué átomo e/o ion es (son) isoelectrónico con el Br + : Se 2+ , Se, As – , Kr, Ga 3+ , Cl – ? Se, As − . ¿Cuál de los siguientes átomos e iones es (son) isoelectrónico con S 2+ : Si 4+ , Cl 3+ , Ar, As 3+ , Si, Al 3+ ? Compare el número de protones y electrones presentes en cada uno de ellos para clasificar los siguientes iones en orden de radio creciente: As 3– , Br – , K + , Mg 2+ . Mg 2+ < K + < Br – < As 3– De los cinco elementos Al, Cl, I, Na, Rb, ¿cuál tiene la reacción más exotérmica? (E representa un átomo). ¿Qué nombre recibe la energía de la reacción? Pista: Note que el proceso representado no corresponde a la afinidad electrónica). E + ( g ) + e – ⟶ E ( g ) De los cinco elementos Sn, Si, Sb, O, Te, ¿cuál tiene la reacción más endotérmica? (E representa un átomo). ¿Qué nombre recibe la energía de la reacción? E ( g ) ⟶ E + ( g ) + e – O, IE 1 . Los radios iónicos de los iones S 2– , Cl - y K + son 184, 181 y 138 pm respectivamente. Explique por qué estos iones tienen tamaños diferentes aunque contengan el mismo número de electrones. ¿Qué átomo del grupo principal se espera que tenga la menor energía de segunda ionización? Ra Explique por qué Al pertenece al grupo 13 y no al grupo 3. radio covalente la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos cuando están unidos por un enlace covalente carga nuclear efectiva carga que conduce a la fuerza de Coulomb ejercida por el núcleo sobre un electrón, calculada como la carga nuclear menos el apantallamiento afinidad electrónica cambio de energía asociado a la adición de un electrón a un átomo o ion gaseoso energía de ionización energía necesaria para extraer un electrón de un átomo o ion gaseoso isoelectrónica grupo de iones o átomos que tienen configuración de electrones idénticas

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La tabla periódica A medida que los primeros químicos trabajaban en la purificación de los minerales y descubrían más elementos, se dieron cuenta de que varios elementos podían agruparse por sus comportamientos químicos similares. Una de estas agrupaciones incluye el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K): Todos estos elementos son brillantes, conducen bien el calor y la electricidad y tienen propiedades químicas similares. Una segunda agrupación incluye el calcio (Ca), el estroncio (Sr) y el bario (Ba), que también son brillantes, buenos conductores del calor y la electricidad, y tienen propiedades químicas en común. Sin embargo, las propiedades específicas de estas dos agrupaciones son notablemente diferentes entre sí. Por ejemplo: El Li, el Na y el K son mucho más reactivos que el Ca, el Sr y el Ba; el Li, el Na y el K forman compuestos con el oxígeno en una relación de dos de sus átomos por uno de oxígeno, mientras que el Ca, el Sr y el Ba forman compuestos con uno de sus átomos por uno de oxígeno. El flúor (F), el cloro (Cl), el bromo (Br) y el yodo (I) también presentan propiedades similares entre sí, pero estas propiedades son drásticamente diferentes a las de cualquiera de los elementos anteriores. Dimitri Mendeleev en Rusia (1869) y Lothar Meyer en Alemania (1870) reconocieron de forma independiente que existía una relación periódica entre las propiedades de los elementos conocidos en aquella época. Ambos publicaron tablas con los elementos ordenados según el aumento de la masa atómica. Pero Mendeleev fue un paso más allá que Meyer: Utilizó su tabla para predecir la existencia de elementos que tendrían propiedades similares al aluminio y al silicio, pero que aún eran desconocidos. Los descubrimientos del galio (1875) y del germanio (1886) supusieron un gran apoyo para los trabajos de Mendeleev. Aunque Mendeleev y Meyer mantuvieron una larga disputa sobre la prioridad, las contribuciones de Mendeleev al desarrollo de la tabla periódica son ahora más reconocidas ( ). (a) A Dimitri Mendeleev se le atribuye la creación de (b) la primera tabla periódica de los elementos. (créditos a: modificación de la obra de Serge Lachinov; créditos b: modificación de la obra de "Den fjättrade ankan"/Wikimedia Commons). En el siglo XX, se hizo evidente que la relación periódica implicaba números atómicos en lugar de masas atómicas. El enunciado moderno de esta relación, la ley periódica , es el siguiente: las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos . Una tabla periódica moderna organiza los elementos en orden creciente de sus números atómicos y agrupa los átomos con propiedades similares en la misma columna vertical ( ). Cada casilla representa un elemento y contiene su número atómico, símbolo, masa atómica promedio y (a veces) su nombre. Los elementos están dispuestos en siete filas horizontales, llamadas periodos o series , y 18 columnas verticales, llamadas grupos . Los grupos están marcados en la parte superior de cada columna. En los Estados Unidos, las marcaciones eran tradicionalmente números con letras mayúsculas. Sin embargo, la IUPAC recomienda que se utilicen los números del 1 al 18, y estas marcaciones son más comunes. Para que la tabla quepa en una sola página, se suelen escribir partes de dos de las filas, un total de 14 columnas, debajo del cuerpo principal de la tabla. Los elementos de la tabla periódica están organizados según sus propiedades. Incluso después de que la naturaleza periódica de los elementos y la propia tabla fueran ampliamente aceptadas, seguían existiendo lagunas. Mendeleev predijo, y otros, como Henry Moseley, lo confirmaron más tarde, que debía haber elementos por debajo del manganeso en el grupo 7. Los químicos alemanes Ida Tacke y Walter Noddack se propusieron encontrar los elementos, una búsqueda que continúan científicos de todo el mundo. Su método era único, ya que no solo tenían en cuenta las propiedades del manganeso, sino también los elementos horizontalmente adyacentes a los elementos 43 y 75 que faltaban en la tabla. Por lo tanto, al investigar las menas que contenían minerales de rutenio (Ru), wolframio (W), osmio (Os), etc., pudieron identificar elementos naturales que ayudaron a completar la tabla. El renio, uno de sus descubrimientos, fue uno de los últimos elementos naturales que se descubrieron y es el último elemento estable que se descubrió (el francio, el último elemento natural descubierto, fue identificado por Marguerite Perey en 1939). Muchos elementos difieren drásticamente en sus propiedades químicas y físicas, pero algunos elementos son similares en sus comportamientos. Por ejemplo, muchos elementos tienen un aspecto brillante, son maleables (se pueden deformar sin romperse) y dúctiles (se pueden estirar en forma de alambres), y conducen bien el calor y la electricidad. Otros elementos no son brillantes, maleables o dúctiles, y son malos conductores del calor y la electricidad. Podemos clasificar los elementos en grandes clases con propiedades comunes: metales (elementos que son brillantes, maleables, buenos conductores del calor y la electricidad -sombreados en amarillo-); no metales (elementos que parecen opacos, malos conductores del calor y la electricidad -sombreados en verde-); y metaloides (elementos que conducen el calor y la electricidad moderadamente bien, y poseen algunas propiedades de los metales y otras de los no metales -sombreados en morado-). Los elementos también se pueden clasificar en los elementos del grupo principal (o elementos representativos ) en las columnas marcadas como 1, 2 y 13-18; los metales de transición en las columnas marcadas como 3-12; Según la definición de la IUPAC, los elementos del grupo 12 no son metales de transición, aunque a menudo se les llama así. En el capítulo dedicado a los metales de transición y la química de coordinación se ofrecen más detalles sobre los elementos de este grupo. y los metales de transición internos en las dos filas de la parte inferior de la tabla (los elementos de la fila superior se denominan lantánidos y los de la fila inferior actínidos ; ). Los elementos pueden subdividirse en función de propiedades más específicas, como la composición de los compuestos que forman. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (la primera columna) forman compuestos que constan de un átomo del elemento y un átomo de hidrógeno. Estos elementos (excepto el hidrógeno) se conocen como metales alcalinos , y todos ellos tienen propiedades químicas similares. Los elementos del grupo 2 (la segunda columna) forman compuestos formados por un átomo del elemento y dos átomos de hidrógeno: Son los llamados metales alcalinotérreos , con propiedades similares entre los miembros de ese grupo. Otros grupos con nombres específicos son los pnictógenos (grupo 15), los calcógenos (grupo 16), los halógenos (grupo 17) y los gases nobles (grupo 18, también conocidos como gases inertes ). También se puede hacer referencia a los grupos por el primer elemento del grupo: Por ejemplo, los calcógenos pueden denominarse grupo de oxígeno o familia de oxígeno. El hidrógeno es un elemento único, no metálico, con propiedades similares a los elementos del grupo 1 y del grupo 17. Por ello, el hidrógeno puede aparecer en la parte superior de ambos grupos, o por sí mismo. La tabla periódica organiza los elementos con propiedades similares en grupos. Haga clic en este enlace para ver una tabla periódica interactiva, que puede utilizar para explorar las propiedades de los elementos (incluye pódcast y videos de cada elemento). También puede probar este otro que muestra fotos de todos los elementos. Nombrar grupos de elementos Los átomos de cada uno de los siguientes elementos son esenciales para la vida. Indique el nombre del grupo de los siguientes elementos: (a) cloro (b) el calcio (c) sodio (d) azufre Solución Los nombres de las familias son los siguientes: (a) halógeno (b) metal alcalinotérreo (c) metal alcalino (d) calcógeno Compruebe lo aprendido Indique el nombre del grupo para cada uno de los siguientes elementos: (a) criptón (b) selenio (c) bario (d) litio Respuesta: (a) gas noble; (b) calcógeno; (c) metal alcalinotérreo; (d) metal alcalino Como podrá comprobar en sus estudios posteriores de química, los elementos que forman parte de un grupo suelen comportarse de forma similar. Esto se debe, en parte, al número de electrones de su capa exterior y a su similar disposición a enlazarse. Estas propiedades compartidas pueden tener implicaciones de gran alcance en la naturaleza, la ciencia y la medicina. Por ejemplo, cuando Gertrude Elion y George Hitchens investigaban formas de interrumpir la replicación de las células y los virus para luchar contra las enfermedades, utilizaron la similitud entre el azufre y el oxígeno (ambos en el grupo 16) y su capacidad de enlazarse de forma similar. Elion se centró en las purinas, que son componentes clave del ADN y que contienen oxígeno. Descubrió que, al introducir compuestos a base de azufre (llamados análogos de la purina) que imitan la estructura de las purinas, las moléculas del ADN se unían a los análogos en lugar de a la purina "normal" del ADN. Con la unión y la estructura normal del ADN alterada, Elion interrumpió con éxito la replicación celular. En el fondo, la estrategia funcionó por la similitud entre el azufre y el oxígeno. Su descubrimiento condujo directamente a importantes tratamientos para la leucemia. En general, el trabajo de Elion con George Hitchens no solo permitió obtener más tratamientos, sino que cambió toda la metodología del desarrollo de fármacos. Al utilizar elementos y compuestos específicos para atacar aspectos concretos de las células tumorales, los virus y las bacterias, sentaron las bases de muchos de los medicamentos actuales más comunes e importantes, utilizados para ayudar a millones de personas cada año. Se les otorgó el Premio Nobel en 1988. Al estudiar la tabla periódica, es posible que haya notado algo sobre las masas atómicas de algunos de los elementos. El elemento 43 (tecnecio), el elemento 61 (prometio) y la mayoría de los elementos con número atómico 84 (polonio) y superiores tienen su masa atómica entre corchetes. Esto se hace en el caso de los elementos que están formados en su totalidad por isótopos inestables y radiactivos (aprenderá más sobre la radiactividad en el capítulo de química nuclear). No se puede determinar un peso atómico medio para estos elementos porque sus radioisótopos pueden variar significativamente en abundancia relativa, dependiendo de la fuente, o incluso pueden no existir en la naturaleza. El número entre corchetes es el número de masa atómica (y la masa atómica aproximada) del isótopo más estable de ese elemento. Conceptos clave y resumen El descubrimiento de la recurrencia periódica de propiedades similares entre los elementos condujo a la formulación de la tabla periódica, en la que los elementos están dispuestos en orden de número atómico creciente en filas conocidas como periodos y columnas conocidas como grupos. Los elementos del mismo grupo de la tabla periódica tienen propiedades químicas similares. Los elementos pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales, o como elementos del grupo principal, metales de transición y metales de transición interna. Los grupos están numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha. Los elementos del grupo 1 se conocen como metales alcalinos, los del grupo 2 son los metales alcalinotérreos, los del 15 son los pnictógenos, los del 16 son los calcógenos, los del 17 son los halógenos, y los del 18 son los gases nobles. Ejercicios de Química del final del capítulo Según la tabla periódica, clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal o no metal, y luego clasifique cada uno como elemento del grupo principal (representativo), metal de transición o metal de transición interna: (a) uranio (b) bromo (c) estroncio (d) neón (e) oro (f) americio (g) rodio (h) azufre (i) carbono (j) potasio (a) metal, metal de transición interna; (b) no metal, elemento representativo; (c) metal, elemento representativo; (d) no metal, elemento representativo; (e) metal, metal de transición; (f) metal, metal de transición interna; (g) metal, metal de transición; (h) no metal, elemento representativo; (i) no metal, elemento representativo; (j) metal, elemento representativo Según la tabla periódica, clasifique cada uno de los siguientes elementos como metal o no metal, y luego clasifique cada uno como elemento del grupo principal (representativo), metal de transición o metal de transición interna: (a) cobalto (b) europio (c) yodo (d) indio (e) litio (f) oxígeno (g) cadmio (h) terbio (i) renio Según la tabla periódica, identifique el miembro más ligero de cada uno de los siguientes grupos: (a) gases nobles (b) metales alcalinotérreos (c) metales alcalinos (d) calcógenos (a) He; (b) Be; (c) Li; (d) O Según la tabla periódica, identifique el miembro más pesado de cada uno de los siguientes grupos: (a) metales alcalinos (b) calcógenos (c) gases nobles (d) metales alcalinotérreos Utilice la tabla periódica para dar el nombre y el símbolo de cada uno de los siguientes elementos: (a) el gas noble en el mismo periodo que el germanio (b) el metal alcalinotérreo en el mismo periodo que el selenio (c) el halógeno en el mismo periodo que el litio (d) el calcógeno en el mismo periodo que el cadmio (a) criptón, Kr; (b) calcio, Ca; (c) flúor, F; (d) telurio, Te Utilice la tabla periódica para dar el nombre y el símbolo de cada uno de los siguientes elementos: (a) el halógeno en el mismo periodo que el metal alcalino con 11 protones (b) el metal alcalinotérreo en el mismo periodo con el gas noble neutro con 18 electrones (c) el gas noble de la misma fila que un isótopo con 30 neutrones y 25 protones (d) el gas noble en el mismo periodo que el oro Escriba un símbolo para cada uno de los siguientes isótopos neutros. Incluya el número atómico y el número de masa de cada uno. (a) el metal alcalino con 11 protones y un número de masa de 23 (b) el elemento de gas noble con 75 neutrones en su núcleo y 54 electrones en el átomo neutro (c) el isótopo con 33 protones y 40 neutrones en su núcleo (d) el metal alcalinotérreo con 88 electrones y 138 neutrones (a) 11 23 Na ; (b) 54 129 Xe ; (c) 33 73 As ; (d) 88 226 Ra Escriba un símbolo para cada uno de los siguientes isótopos neutros. Incluya el número atómico y el número de masa de cada uno. (a) el calcógeno con un número de masa de 125 (b) el halógeno cuyo isótopo más longevo es radiactivo (c) el gas noble, utilizado en la iluminación, con 10 electrones y 10 neutrones (d) el metal alcalino más ligero con tres neutrones actínidos metal de transición interna en la parte inferior de las dos últimas filas de la tabla periódica metal alcalino elemento del grupo 1 metal alcalinotérreo elemento del grupo 2 calcógeno elemento del grupo 16 grupo columna vertical de la tabla periódica halógeno elemento del grupo 17. gas inerte (también, gas noble) elemento del grupo 18 metal de transición interna (también, lantánido o actínido) elemento en las dos filas inferiores; si está en la primera fila, también se llama lantánido, o si está en la segunda fila, también se llama actínido lantánido metal de transición interna en la parte superior de las dos filas inferiores de la tabla periódica elemento del grupo principal (también, elemento representativo) elemento de los grupos 1, 2 y 13 al 18 metal elemento brillante, maleable, buen conductor del calor y la electricidad metaloide elemento que conduce el calor y la electricidad moderadamente bien, y que posee algunas propiedades de los metales y otras de los no metales gas noble (también, gas inerte) elemento del grupo 18 no metálico elemento que parece opaco, mal conductor del calor y la electricidad periodo (también, serie) fila horizontal de la tabla periódica ley periódica las propiedades de los elementos son la función periódica de sus números atómicos. tabla periódica tabla de los elementos que sitúa cerca elementos con propiedades químicas similares pnictógeno elemento del grupo 15 elemento representativo (también, elemento del grupo principal) elemento en las columnas 1, 2 y 12 a 18 serie (también, periodo) fila horizontal de la tabla periódica metal de transición elemento de los grupos 3 al 12 (más estrictamente definido, 3 al 11; vea el capítulo sobre metales de transición y química de coordinación)

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Compuestos iónicos y moleculares En las reacciones químicas ordinarias, el núcleo de cada átomo (y, por lo tanto, la identidad del elemento) permanece inalterado. Sin embargo, los electrones pueden añadirse a los átomos por transferencia desde otros átomos, perderse por transferencia a otros átomos o compartirse con otros átomos. La transferencia y el intercambio de electrones entre los átomos rigen la química de los elementos. Durante la formación de algunos compuestos, los átomos ganan o pierden electrones y forman partículas cargadas eléctricamente llamadas iones ( ). (a) Un átomo de sodio (Na) tiene el mismo número de protones y de electrones (11) y no tiene carga. (b) Un catión de sodio (Na + ) ha perdido un electrón, por lo que tiene un protón más (11) que electrones (10), lo que le confiere una carga global positiva, señalada con un signo positivo en superíndice. Puede utilizar la tabla periódica para predecir si un átomo formará un anión o un catión, y a menudo se puede predecir la carga del ion resultante. Los átomos de muchos metales del grupo principal pierden suficientes electrones para dejarlos con el mismo número de electrones que un átomo del gas noble anterior. Por ejemplo, un átomo de un metal alcalino (grupo 1) pierde un electrón y forma un catión con carga 1+; un metal alcalinotérreo (grupo 2) pierde dos electrones y forma un catión con carga 2+, y así sucesivamente. Por ejemplo, un átomo de calcio neutro, con 20 protones y 20 electrones, pierde fácilmente dos electrones. El resultado es un catión con 20 protones, 18 electrones y una carga 2+. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del gas noble anterior, el argón, y se simboliza como Ca 2+ . El nombre de un ion metálico es el mismo que el del átomo metálico del que se forma, por lo que el Ca 2+ se llama ion calcio. Cuando los átomos de los elementos no metálicos forman iones, generalmente ganan suficientes electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del siguiente gas noble de la tabla periódica. Los átomos del grupo 17 ganan un electrón y forman aniones con carga 1-; los átomos del grupo 16 ganan dos electrones y forman iones con carga 2-, y así sucesivamente. Por ejemplo, el átomo neutro de bromo, con 35 protones y 35 electrones, puede ganar un electrón para disponer de 36 electrones. El resultado es un anión con 35 protones, 36 electrones y una carga de 1-. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del siguiente gas noble, el criptón, y se simboliza como Br - . (En un capítulo posterior de este texto se ofrece una discusión de la teoría que apoya el estatus favorecido de los números de electrones de los gases nobles reflejados en estas reglas de predicción para la formación de iones). Observe la utilidad de la tabla periódica para predecir la formación y la carga probable de los iones ( ). Al desplazarse del extremo izquierdo al derecho en la tabla periódica, los elementos del grupo principal tienden a formar cationes con una carga igual al número de grupo. Es decir, los elementos del grupo 1 forman iones 1+; los del grupo 2, iones 2+, y así sucesivamente. Al desplazarse del extremo derecho al izquierdo en la tabla periódica, los elementos suelen formar aniones con una carga negativa igual al número de grupos desplazados a la izquierda de los gases nobles. Por ejemplo, los elementos del grupo 17 (un grupo a la izquierda de los gases nobles) forman iones 1-; los elementos del grupo 16 (dos grupos a la izquierda) forman iones 2-, y así sucesivamente. Esta tendencia puede servir de guía en muchos casos, pero su valor predictivo disminuye cuando se avanza hacia el centro de la tabla periódica. De hecho, los metales de transición y algunos otros metales suelen presentar cargas variables que no son predecibles por su ubicación en la tabla. Por ejemplo, el cobre puede formar iones con una carga 1+ o 2+, y el hierro puede formar iones con una carga 2+ o 3+. Algunos elementos presentan un patrón regular de carga iónica cuando forman iones. Composición de los iones Un ion que se encuentra en algunos compuestos utilizados como antitranspirantes contiene 13 protones y 10 electrones. ¿Cuál es su símbolo? Solución Como el número de protones no cambia cuando un átomo forma un ion, el número atómico del elemento debe ser 13. Saber esto nos permite utilizar la tabla periódica para identificar el elemento como Al (aluminio). El átomo de Al ha perdido tres electrones y, por lo tanto, tiene tres cargas positivas más (13) que electrones (10). Se trata del catión aluminio, Al 3+ . Compruebe lo aprendido Indique el símbolo y el nombre del ion con 34 protones y 36 electrones. Respuesta: Se 2- , el ion seleniuro Formación de iones El magnesio y el nitrógeno reaccionan para formar un compuesto iónico. Prediga cuál forma un anión, cuál forma un catión y las cargas de cada ion. Escriba el símbolo de cada ion y nómbrelos. Solución La posición del magnesio en la tabla periódica (grupo 2) nos indica que es un metal. Los metales forman iones positivos (cationes). Un átomo de magnesio debe perder dos electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del anterior gas noble, el neón. Por lo tanto, un átomo de magnesio formará un catión con dos electrones menos que protones y una carga de 2+. El símbolo del ion es Mg 2+ , y se denomina ion magnesio. La posición del nitrógeno en la tabla periódica (grupo 15) revela que es un no metal. Los no metales forman iones negativos (aniones). Un átomo de nitrógeno debe ganar tres electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del siguiente gas noble, el neón. Por lo tanto, un átomo de nitrógeno formará un anión con tres electrones más que protones y una carga de 3-. El símbolo del ion es N 3- , y se denomina ion nitruro. Compruebe lo aprendido El aluminio y el carbono reaccionan para formar un compuesto iónico. Prediga cuál forma un anión, cuál forma un catión y las cargas de cada ion. Escriba el símbolo de cada ion y nómbrelos. Respuesta: El Al formará un catión con una carga de 3+: Al 3+ , un ion aluminio. El carbono formará un anión con una carga de 4-: C 4− , un ion carburo. Los iones de los que hemos hablado hasta ahora se llaman iones monoatómicos , es decir, son iones formados por un solo átomo. También encontramos muchos iones poliatómicos . Estos iones, que actúan como unidades discretas, son moléculas cargadas eléctricamente (un grupo de átomos enlazados con una carga global). Algunos de los iones poliatómicos más importantes se enumeran en la . Los oxianiones son iones poliatómicos que contienen uno o más átomos de oxígeno. A estas alturas de su estudio de la química, debería memorizar los nombres, fórmulas y cargas de los iones poliatómicos más comunes. Como los utilizará repetidamente, pronto se le harán familiares. Iones poliatómicos comunes Nombre Fórmula Ácido relacionado Fórmula amonio NH 4 + hidronio H 3 O + peróxido O 2 2- hidróxido OH acetato CH 3 COO – ácido acético CH 3 COOH cianuro CN - ácido cianhídrico HCN azida N 3 ácido hidrazoico HN 3 carbonato CO 3 2- ácido carbónico H 2 CO 3 bicarbonato HCO 3 nitrato NO 3 – ácido nítrico HNO 3 nitrito NO 2 – ácido nitroso HNO 2 sulfato SO 4 2− ácido sulfúrico H 2 SO 4 sulfato de hidrógeno HSO 4 – sulfito SO 3 2− ácido sulfuroso H 2 SO 3 sulfito de hidrógeno HSO 3 – fosfato PO 4 3− ácido fosfórico H 3 PO 4 fosfato de hidrógeno HPO 4 2− fosfato de dihidrógeno H 2 PO 4 – perclorato ClO 4 – ácido perclórico HClO 4 clorato ClO 3 – ácido clórico HClO 3 clorito ClO 2 – ácido clorhídrico HClO 2 hipoclorito ClO - ácido hipocloroso HClO cromato CrO 4 2− ácido crómico H 2 CrO 4 dicromato Cr 2 O 7 2− ácido dicrómico H 2 Cr 2 O 7 permanganato MnO 4 – ácido permangánico HMnO 4 Tenga en cuenta que existe un sistema para nombrar algunos iones poliatómicos; -ato e -ito son sufijos que designan iones poliatómicos que contienen más o menos átomos de oxígeno. Per- (abreviatura de "hiper") e hipo- (que significa "bajo") son prefijos que significan más átomos de oxígeno que -ato y menos átomos de oxígeno que -ito , respectivamente. Por ejemplo, el perclorato es ClO 4 – , el clorato es ClO 3 – , el clorito es ClO 2 – y el hipoclorito es ClO - . Por desgracia, el número de átomos de oxígeno que corresponde a un sufijo o prefijo determinado no es coherente; por ejemplo, el nitrato es NO 3 – mientras que el sulfato es SO 4 2− . Esto se tratará con más detalle más adelante en el módulo sobre nomenclatura. La naturaleza de las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos o iones dentro de un compuesto es la base para clasificar el enlace químico. Cuando se transfieren electrones y se forman iones, se producen enlaces iónicos . Los enlaces iónicos son fuerzas electrostáticas de atracción, es decir, las fuerzas de atracción experimentadas entre objetos de carga eléctrica opuesta (en este caso, cationes y aniones). Cuando se "comparten" electrones y se forman moléculas, se producen enlaces covalentes . Los enlaces covalentes son las fuerzas de atracción entre los núcleos cargados positivamente de los átomos enlazados y uno o más pares de electrones que se encuentran entre los átomos. Los compuestos se clasifican como iónicos o moleculares (covalentes) en función de los enlaces presentes en ellos. Compuestos iónicos Cuando un elemento compuesto por átomos que pierden fácilmente electrones (un metal) reacciona con un elemento compuesto por átomos que ganan fácilmente electrones (un no metal), suele producirse una transferencia de electrones que da lugar a iones. El compuesto formado por esta transferencia se estabiliza por las atracciones electrostáticas (enlaces iónicos) entre los iones de carga opuesta presentes en el compuesto. Por ejemplo, cuando cada átomo de sodio en una muestra de sodio metálico (grupo 1) cede un electrón para formar un catión de sodio, Na + , y cada átomo de cloro en una muestra de cloro gaseoso (grupo 17) acepta un electrón para formar un anión de cloruro, Cl - , el compuesto resultante, NaCl, está formado por iones de sodio e iones de cloruro en la proporción de un ion Na + por cada ion Cl - . Del mismo modo, cada átomo de calcio (grupo 2) puede ceder dos electrones y transferir uno a cada uno de los dos átomos de cloro para formar CaCl 2 , que está compuesto por iones Ca 2+ y Cl - en la proporción de un ion Ca 2+ por dos iones Cl - . Un compuesto que contiene iones y se mantiene unido por enlaces iónicos se llama compuesto iónico . La tabla periódica puede ayudarnos a reconocer muchos de los compuestos que son iónicos: Cuando un metal se combina con uno o más no metales, el compuesto suele ser iónico. Esta pauta funciona bien para predecir la formación de compuestos iónicos para la mayoría de los compuestos que se encuentran típicamente en un curso de introducción a la química. Sin embargo, no siempre es cierto (por ejemplo, el cloruro de aluminio, AlCl 3 , no es iónico). A menudo se pueden reconocer los compuestos iónicos por sus propiedades. Los compuestos iónicos son sólidos que suelen fundirse a altas temperaturas y hervir a temperaturas aún más altas. Por ejemplo, el cloruro de sodio se funde a 801 °C y hierve a 1413 °C. (Como comparación, el compuesto molecular agua se funde a 0 °C y hierve a 100 °C) En forma sólida, un compuesto iónico no es conductor de electricidad porque sus iones no pueden fluir (la "electricidad" es el flujo de partículas cargadas). Sin embargo, cuando está fundido, puede conducir la electricidad porque sus iones pueden moverse libremente por el líquido ( ). El cloruro de sodio se funde a 801 °C y conduce la electricidad cuando está fundido (créditos: modificación del trabajo de Mark Blaser y Matt Evans). Observe este video para ver cómo una mezcla de sales se funde y conduce electricidad. En todo compuesto iónico, el número total de cargas positivas de los cationes es igual al número total de cargas negativas de los aniones. Así, los compuestos iónicos son eléctricamente neutros en su conjunto, aunque contengan iones positivos y negativos. Podemos utilizar esta observación para ayudarnos a escribir la fórmula de un compuesto iónico. La fórmula de un compuesto iónico debe tener una proporción de iones tal que los números de cargas positivas y negativas sean iguales. Predicción de la fórmula de un compuesto iónico La piedra preciosa zafiro ( ) es principalmente un compuesto de aluminio y oxígeno que contiene cationes de aluminio, Al 3+ , y aniones de oxígeno, O 2- . ¿Cuál es la fórmula de este compuesto? Aunque el óxido de aluminio puro es incoloro, las trazas de hierro y titanio dan al zafiro azul su color característico (créditos: modificación del trabajo de Stanislav Doronenko). Solución Como el compuesto iónico debe ser eléctricamente neutro, debe tener el mismo número de cargas positivas y negativas. Dos iones de aluminio, cada uno con una carga de 3+, nos darían seis cargas positivas, y tres iones de óxido, cada uno con una carga de 2-, nos darían seis cargas negativas. La fórmula sería Al 2 O 3 . Compruebe lo aprendido Prediga la fórmula del compuesto iónico formado entre el catión sodio, Na + , y el anión sulfuro, S 2- . Respuesta: Na 2 S Muchos compuestos iónicos contienen iones poliatómicos ( ) como el catión, el anión o ambos. Al igual que los compuestos iónicos simples, estos compuestos también deben ser eléctricamente neutros, por lo que sus fórmulas pueden predecirse tratando los iones poliatómicos como unidades discretas. Utilizamos paréntesis en una fórmula para indicar un grupo de átomos que se comportan como una unidad. Por ejemplo, la fórmula del fosfato de calcio, uno de los minerales de nuestros huesos, es Ca 3 (PO 4 ) 2 . Esta fórmula indica que hay tres iones de calcio (Ca 2+ ) por cada dos de grupos de fosfato ( PO 4 3− ) . Los grupos PO 4 3− son unidades discretas, cada una de ellas formada por un átomo de fósforo y cuatro de oxígeno, y con una carga global de 3-. El compuesto es eléctricamente neutro, y su fórmula muestra un recuento total de tres átomos de Ca, dos de P y ocho de O. Predicción de la fórmula de un compuesto con un anión poliatómico El polvo de hornear contiene dihidrógeno fosfato de calcio, un compuesto iónico formado por los iones Ca 2+ y H 2 PO 4 – . ¿Cuál es la fórmula de este compuesto? Solución Las cargas positivas y negativas deben balancearse, y este compuesto iónico debe ser eléctricamente neutro. Por lo tanto, debemos tener dos cargas negativas para balancear la carga 2+ del ion calcio. Esto requiere una proporción de un ion Ca 2+ por cada dos iones H 2 PO 4 – . Para designarlo, encerramos la fórmula del ion fosfato dihidrógeno entre paréntesis y añadimos un subíndice 2. La fórmula es Ca(H 2 PO 4 ) 2 . Compruebe lo aprendido Prediga la fórmula del compuesto iónico formado entre el ion litio y el ion peróxido, O 2 2− (Pista: Utilice la tabla periódica para predecir el signo y la carga del ion litio). Respuesta: Li 2 O 2 Dado que un compuesto iónico no está formado por moléculas individuales y discretas, no puede simbolizarse adecuadamente mediante una fórmula molecular . En cambio, los compuestos iónicos deben simbolizarse mediante una fórmula que indique el número relativo de sus iones constituyentes. Para los compuestos que solo contienen iones monoatómicos (como el NaCl) y para muchos compuestos que contienen iones poliatómicos (como el CaSO 4 ), estas fórmulas son solo las fórmulas empíricas introducidas anteriormente en este capítulo. Sin embargo, las fórmulas de algunos compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos no son fórmulas empíricas. Por ejemplo, el compuesto iónico oxalato de sodio está formado por iones Na + y C 2 O 4 2− combinados en una proporción de 2:1, y su fórmula se escribe como Na 2 C 2 O 4 . Los subíndices de esta fórmula no son los números enteros más pequeños posibles, ya que cada uno puede dividirse entre 2 para obtener la fórmula empírica, NaCO 2 . Sin embargo, esta no es la fórmula aceptada para el oxalato de sodio, ya que no representa con exactitud el anión poliatómico del compuesto, C 2 O 4 2− . Compuestos moleculares Muchos compuestos no contienen iones, sino que están formados únicamente por moléculas discretas y neutras. Estos compuestos moleculares (compuestos covalentes) resultan cuando los átomos comparten, en lugar de transferir (ganar o perder), electrones. El enlace covalente es un concepto importante y extenso en química, y se tratará con bastante detalle en un capítulo posterior de este texto. A menudo podemos identificar los compuestos moleculares en función de sus propiedades físicas. En condiciones normales, los compuestos moleculares suelen existir como gases, líquidos de bajo punto de ebullición y sólidos de bajo punto de fusión, aunque existen muchas excepciones importantes. Mientras que los compuestos iónicos suelen formarse cuando se combinan un metal y un no metal, los compuestos covalentes suelen formarse por una combinación de no metales. Por lo tanto, la tabla periódica puede ayudarnos a reconocer muchos de los compuestos que son covalentes. Aunque en este punto de nuestro estudio de la química podemos utilizar las posiciones de los elementos de un compuesto en la tabla periódica para predecir si es iónico o covalente, se debes ser consciente de que se trata de un enfoque muy simplista que no tiene en cuenta una serie de excepciones interesantes. Existen matices entre los compuestos iónicos y los moleculares, de los que aprenderá más adelante. Predecir el tipo de enlace en los compuestos Prediga si los siguientes compuestos son iónicos o moleculares: (a) KI, el compuesto utilizado como fuente de yodo en la sal de mesa b) H 2 O 2 , el peróxido de hidrógeno del blanqueador y desinfectante (c) CHCl 3 , el anestésico cloroformo (d) Li 2 CO 3 , una fuente de litio en los antidepresivos Solución (a) El potasio (grupo 1) es un metal, y el yodo (grupo 17) es un no metal; se predice que el KI es iónico. (b) El hidrógeno (grupo 1) es un no metal, y el oxígeno (grupo 16) es un no metal; se predice que el H 2 O 2 es molecular. (c) El carbono (grupo 14) es un no metal, el hidrógeno (grupo 1) es un no metal y el cloro (grupo 17) es un no metal; se predice que CHCl 3 es molecular. (d) El litio (grupo 1) es un metal, y el carbonato es un ion poliatómico; se predice que el Li 2 CO 3 es iónico. Compruebe lo aprendido Según la tabla periódica, prediga si los siguientes compuestos son iónicos o covalentes: (a) SO 2 (b) CaF 2 (c) N 2 H 4 (d) Al 2 (SO 4 ) 3 Respuesta: (a) molecular; (b) iónico; (c) molecular; (d) iónico Conceptos clave y resumen Los metales (especialmente los de los grupos 1 y 2) tienden a perder el número de electrones que los dejaría con el mismo número de electrones que el gas noble anterior en la tabla periódica. De este modo, se forma un ion con carga positiva. Del mismo modo, los no metales (especialmente los de los grupos 16 y 17 y, en menor medida, los del grupo 15) pueden ganar el número de electrones necesario para proporcionar a los átomos el mismo número de electrones que en el siguiente gas noble de la tabla periódica. Por tanto, los no metales tienden a formar iones negativos. Los iones con carga positiva se llaman cationes y los de carga negativa, aniones. Los iones pueden ser monoatómicos (contienen un solo átomo) o poliatómicos (contienen más de un átomo). Los compuestos que contienen iones se llaman compuestos iónicos. Los compuestos iónicos se forman generalmente a partir de metales y no metales. Los compuestos que no contienen iones, sino que están formados por átomos fuertemente unidos en moléculas (grupos de átomos sin carga que se comportan como una sola unidad), se llaman compuestos covalentes. Los compuestos covalentes suelen formarse a partir de dos no metales. Ejercicios de Química del final del capítulo Según la tabla periódica, prediga si los siguientes cloruros son iónicos o covalentes: KCl, NCl 3 , ICl, MgCl 2 , PCl 5 , y CCl 4 . Iónico: KCl, MgCl 2 ; Covalente: NCl 3 , ICl, PCl 5 , CCl 4 Según la tabla periódica, prediga si los siguientes cloruros son iónicos o covalentes: SiCl 4 , PCl 3 , CaCl 2 , CsCl, CuCl 2 , y CrCl 3 . Para cada uno de los siguientes compuestos, indique si es iónico o covalente. Si es iónico, escriba los símbolos de los iones implicados: (a) NF 3 (b) BaO, (c) (NH 4 ) 2 CO 3 (d) Sr(H 2 PO 4 ) 2 (e) IBr (f) Na 2 O (a) covalente; (b) iónico, Ba 2+ , O 2- ; (c) iónico, NH 4 + , CO 3 2− ; (d) iónico, Sr 2+ , H 2 PO 4 – ; (e) covalente; (f) iónico, Na + , O 2- Para cada uno de los siguientes compuestos, indique si es iónico o covalente, y si es iónico, escriba los símbolos de los iones implicados: (a) KClO 4 (b) Mg(C 2 H 3 O 2 ) 2 (c) H 2 S (d) Ag 2 S (e) N 2 Cl 4 (f) Co(NO 3 ) 2 Para cada uno de los siguientes pares de iones, escriba el símbolo de la fórmula del compuesto que formarán. (a) Ca 2+ , S 2- (b) NH 4 + , SO 4 2− (c) Al 3+ , Br - (d) Na + , HPO 4 2− (e) Mg 2+ , PO 4 3− (a) CaS; (b) (NH 4 ) 2 SO 4 ; (c) AlBr 3 ; (d) Na 2 HPO 4 ; (e) Mg 3 (PO 4 ) 2 Para cada uno de los siguientes pares de iones, escriba el símbolo de la fórmula del compuesto que formarán. (a) K + , O 2- (b) NH 4 + , PO 4 3− (c) Al 3+ , O 2- (d) Na + , CO 3 2− (e) Ba 2+ , PO 4 3− enlace covalente fuerza de atracción entre los núcleos de los átomos de una molécula y los pares de electrones entre los átomos compuesto covalente (también, compuesto molecular) compuesto de moléculas formadas por átomos de dos o más elementos diferentes enlace iónico fuerzas electrostáticas de atracción entre los iones de carga opuesta de un compuesto iónico compuesto iónico compuesto formado por cationes y aniones combinados en proporciones, dando lugar a una sustancia eléctricamente neutra compuesto molecular (también, compuesto covalente) compuesto de moléculas formadas por átomos de dos o más elementos diferentes ion monoatómico ion compuesto por un solo átomo oxianión anión poliatómico compuesto por un átomo central unido a átomos de oxígeno ion poliatómico ion compuesto por más de un átomo

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Introducción Apodadas "buckybolas" o "futboleno", las moléculas de buckminsterfullereno (C 60 ) contienen solo átomos de carbono (izquierda) dispuestos para formar un entramado geométrico de hexágonos y pentágonos, similar al patrón de un balón de fútbol (centro). Esta estructura molecular debe su nombre al arquitecto R. Buckminster Fuller, cuyos innovadores diseños combinaban formas geométricas sencillas para crear estructuras grandes y resistentes, como esta cúpula de radar meteorológico cerca de Tucson, Arizona (derecha) (créditos: central: modificación del trabajo de "Petey21"/Wikimedia Commons; derecho: modificación del trabajo de Bill Morrow). Desde hace tiempo se sabe que el carbono puro se presenta en diferentes formas (alótropos), como el grafito y los diamantes. Pero no fue hasta 1985 cuando se reconoció una nueva forma de carbono: el buckminsterfullereno. Esta molécula debe su nombre al arquitecto e inventor R. Buckminster Fuller (1895–1983), cuyo diseño arquitectónico emblemático era la cúpula geodésica, caracterizada por una estructura de celosía que sostiene una superficie esférica. Las pruebas experimentales revelaron la fórmula, C 60 , y luego los científicos determinaron cómo 60 átomos de carbono podían formar una molécula simétrica y estable. Se guiaron por la teoría de los enlaces (el tema de este capítulo) que explica cómo los átomos individuales se conectan para formar estructuras más complejas.

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Enlace iónico Como ha aprendido, los iones son átomos o moléculas con carga eléctrica. Un catión (un ion positivo) se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones de su capa de valencia, y un anión (un ion negativo) se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones en su capa de valencia. Los compuestos formados por iones se denominan compuestos iónicos (o sales), y sus iones constituyentes se mantienen unidos por enlaces iónicos : fuerzas electrostáticas de atracción entre cationes y aniones de carga opuesta. Las propiedades de los compuestos iónicos arrojan algo de luz sobre la naturaleza de los enlaces iónicos. Los sólidos iónicos presentan una estructura cristalina y tienden a ser rígidos y quebradizos; también suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados, lo que sugiere que los enlaces iónicos son muy fuertes. Los sólidos iónicos también son malos conductores de la electricidad por la misma razón: la fuerza de los enlaces iónicos impide que los iones se muevan libremente en el estado sólido. Sin embargo, la mayoría de los sólidos iónicos se disuelven fácilmente en el agua. Una vez disueltos o fundidos, los compuestos iónicos son excelentes conductores de la electricidad y el calor porque los iones pueden moverse libremente. Los átomos neutros y sus iones asociados tienen propiedades físicas y químicas muy diferentes. Los átomos de sodio forman el sodio metal, un metal blando de color blanco plateado que arde vigorosamente en el aire y reacciona de forma explosiva con el agua. Los átomos de cloro forman el gas cloro, Cl 2 , un gas amarillo-verde que es extremadamente corrosivo para la mayoría de los metales y muy venenoso para los animales y las plantas. La vigorosa reacción entre los elementos sodio y cloro forma el compuesto blanco y cristalino, cloruro de sodio, la sal de mesa común, que contiene cationes de sodio y aniones de cloruro ( ). El compuesto formado por estos iones presenta propiedades totalmente diferentes a las de los elementos sodio y cloro. El cloro es venenoso, pero el cloruro de sodio es esencial para la vida; los átomos de sodio reaccionan vigorosamente con el agua, pero el cloruro de sodio simplemente se disuelve en el agua. (a) El sodio es un metal blando que debe almacenarse en aceite mineral para evitar la reacción con el aire o el agua. (b) El cloro es un gas de color amarillo-verde pálido. (c) Cuando se combinan, forman cristales blancos de cloruro de sodio (sal de mesa) (créditos a: modificación del trabajo de "Jurii"/Wikimedia Commons). Formación de compuestos iónicos Los compuestos iónicos binarios están compuestos por solo dos elementos: un metal (que forma los cationes) y un no metal (que forma los aniones). Por ejemplo, el NaCl es un compuesto iónico binario. Podemos pensar en la formación de tales compuestos en términos de las propiedades periódicas de los elementos. Muchos elementos metálicos tienen potenciales de ionización relativamente bajos y pierden electrones con facilidad. Estos elementos se sitúan a la izquierda en un periodo o cerca de la parte inferior de un grupo en la tabla periódica. Los átomos no metálicos tienen afinidades electrónicas relativamente altas y, por lo tanto, ganan fácilmente los electrones perdidos por los átomos metálicos, llenando así sus capas de valencia. Los elementos no metálicos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica. Como todas las sustancias deben ser eléctricamente neutras, el número total de cargas positivas de los cationes de un compuesto iónico debe ser igual al número total de cargas negativas de sus aniones. La fórmula de un compuesto iónico representa el cociente más sencillo entre el número de iones necesarios para dar un número idéntico de cargas positivas y negativas. Por ejemplo, la fórmula del óxido de aluminio, Al 2 O 3 , indica que este compuesto iónico contiene dos cationes de aluminio, Al 3+ , por cada tres aniones de óxido, O 2− [así, (2 × +3) + (3 × –2) = 0]. Sin embargo, es importante señalar que la fórmula de un compuesto iónico no representa la disposición física de sus iones. Es incorrecto referirse a una "molécula" de cloruro de sodio (NaCl) porque no hay un solo enlace iónico, per se, entre ningún par específico de iones de sodio y cloruro. Las fuerzas de atracción entre los iones son isotrópicas, es decir, son iguales en todas las direcciones, lo que significa que cualquier ion particular es atraído por igual por todos los iones cercanos de carga opuesta. Esto hace que los iones se organicen en una estructura de red tridimensional fuertemente unida. El cloruro de sodio, por ejemplo, está formado por una disposición regular de igual número de cationes Na + y aniones Cl – ( ). Los átomos del cloruro de sodio (sal de mesa común) están dispuestos para (a) maximizar la interacción de cargas opuestas. Las esferas más pequeñas representan iones de sodio, las más grandes representan iones de cloruro. En la vista ampliada (b), la geometría puede verse más claramente. Observe que cada ion está "unido" a todos los iones circundantes, seis en este caso. La fuerte atracción electrostática entre los iones Na + y Cl – los mantiene fuertemente unidos en el NaCl sólido. Se necesitan 769 kJ de energía para disociar un mol de NaCl sólido en iones gaseosos separados de Na + y Cl – : NaCl ( s ) ⟶ Na + ( g ) + Cl – ( g ) Δ H = 769 kJ Estructuras electrónicas de los cationes Al formar un catión, un átomo de un elemento del grupo principal tiende a perder todos sus electrones de valencia, asumiendo así la estructura electrónica del gas noble que le precede en la tabla periódica. En los grupos 1 (los metales alcalinos) y 2 (los metales alcalinotérreos), los números de grupo son iguales a los números de electrones de la capa de valencia y, en consecuencia, a las cargas de los cationes formados a partir de átomos de estos elementos cuando se eliminan todos los electrones de la capa de valencia. Por ejemplo, el calcio es un elemento del grupo 2 cuyos átomos neutros tienen 20 electrones y una configuración de electrones en estado fundamental de 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 . Cuando un átomo de Ca pierde sus dos electrones de valencia, el resultado es un catión con 18 electrones, una carga 2+ y una configuración electrónica de 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . Por lo tanto, el ion Ca 2+ es isoelectrónico con el gas noble Ar. Para los grupos 13–17, los números de grupo superan en 10 el número de electrones de valencia (teniendo en cuenta la posibilidad de subcapas d completas en los átomos de los elementos del cuarto periodo y superiores). Así, la carga de un catión formado por la pérdida de todos los electrones de valencia es igual al número de grupo menos 10. Por ejemplo, el aluminio (en el grupo 13) forma iones 3+ (Al 3+ ). Las excepciones al comportamiento esperado afectan a los elementos situados en la parte inferior de los grupos. Además de los iones esperados Tl 3+ , Sn 4+ , Pb 4+ , y Bi 5+ , una pérdida parcial de los electrones de la capa de valencia de estos átomos también puede conducir a la formación de iones Tl + , Sn 2+ , Pb 2+ , y Bi 3+ . La formación de estos cationes 1+, 2+ y 3+, se atribuye al efecto de par inerte , que refleja la energía relativamente baja del par de electrones de valencia s en los átomos de los elementos pesados de los grupos 13, 14 y 15. El mercurio (grupo 12) también presenta un comportamiento inesperado: forma un ion diatómico, Hg 2 2+ (un ion formado por dos átomos de mercurio, con un enlace Hg-Hg), además del esperado ion monatómico Hg 2+ (formado por un solo átomo de mercurio). Los elementos metálicos de transición y de transición interna se comportan de manera diferente a los elementos del grupo principal. La mayoría de los cationes de los metales de transición tienen cargas 2+ o 3+ que resultan de la pérdida de su(s) electrón(es) s más externo(s) en primer lugar, a veces seguido de la pérdida de uno o dos electrones d de la capa más próxima. Por ejemplo, el hierro (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 4 s 2 ) forma el ion Fe 2+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 ) por la pérdida de los electrones 4 s y el ion Fe 3+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 ) por la pérdida del electrón 4 s y uno de los electrones 3 d . Aunque los orbitales d de los elementos de transición son -según el principio de Aufbau- los últimos en llenarse al construir configuraciones electrónicas, los electrones s más externos son los primeros en perderse cuando estos átomos se ionizan. Cuando los metales de transición interna forman iones, suelen tener una carga 3+, resultado de la pérdida de sus electrones s más externos y de un electrón d o f . Determinación de las estructuras electrónicas de los cationes Hay al menos 14 elementos clasificados como "oligoelementos esenciales" para el cuerpo humano. Se denominan "esenciales" porque son necesarios para las funciones corporales saludables, "trazas" porque se requieren solo en pequeñas cantidades y "elementos" a pesar de que son realmente iones. Dos de estos oligoelementos esenciales, el cromo y el zinc, se requieren como Cr 3+ y Zn 2+ . Escriba las configuraciones electrónicas de estos cationes. Solución En primer lugar, escriba la configuración electrónica de los átomos neutros: Zn: [Ar]3 d 10 4 s 2 Cr: [Ar]3 d 5 4 s 1 A continuación, se eliminan los electrones del orbital de mayor energía. En el caso de los metales de transición, los electrones se eliminan primero del orbital s y luego del d . En los elementos del bloque p , los electrones se eliminan de los orbitales p y luego del orbital s . El zinc es un miembro del grupo 12, por lo que debe tener una carga de 2+ y, por lo tanto, pierde solo los dos electrones en su orbital s . El cromo es un elemento de transición y debe perder sus electrones s y luego sus electrones d al formar un catión. Así, encontramos las siguientes configuraciones de electrones de los iones: Zn 2+ : [Ar]3 d 10 Cr 3+ : [Ar]3 d 3 Compruebe sus conocimientos El potasio y el magnesio son necesarios en nuestra dieta. Escriba las configuraciones electrónicas de los iones esperados de estos elementos. Respuesta: K + : [Ar], Mg 2+ : [Ne] Estructuras de electrones de los aniones La mayoría de los aniones monatómicos se forman cuando un átomo neutro no metálico gana suficientes electrones para llenar completamente sus orbitales exteriores s y p , alcanzando así la configuración de electrones del siguiente gas noble. Por lo tanto, es sencillo determinar la carga de dicho ion negativo: la carga es igual al número de electrones que hay que ganar para llenar los orbitales s y p del átomo padre. El oxígeno, por ejemplo, tiene la configuración electrónica 1 s 2 2 s 2 2 p 4 , mientras que el anión oxígeno tiene la configuración electrónica del gas noble neón (Ne), 1 s 2 2 s 2 2 p 6 . Los dos electrones adicionales necesarios para llenar los orbitales de valencia dan al ion óxido la carga de 2– (O 2– ). Determinación de la estructura de electrones de los aniones El selenio y el yodo son dos oligoelementos esenciales que forman aniones. Escriba las configuraciones de electrones de los aniones. Solución Se 2– : [Ar]3 d 10 4 s 2 4 p 6 I – : [Kr]4 d 10 5 s 2 5 p 6 Compruebe lo aprendido Escriba las configuraciones de electrones de un átomo de fósforo y su ion negativo. Indique la carga del anión. Respuesta: P: [Ne]3 s 2 3 p 3 ; P 3– : [Ne]3 s 2 3 p 6 Conceptos clave y resumen Los átomos ganan o pierden electrones para formar iones con configuraciones de electrones especialmente estables. Las cargas de los cationes formados por los metales representativos pueden determinarse fácilmente porque, con pocas excepciones, las estructuras de electrones de estos iones tienen una configuración de gas noble o una capa de electrones completamente llena. Las cargas de los aniones formados por los no metales también pueden determinarse fácilmente porque estos iones se forman cuando los átomos no metálicos ganan suficientes electrones para llenar sus capas de valencia. Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿Un catión gana protones para formar una carga positiva o pierde electrones? Los protones del núcleo no cambian durante las reacciones químicas normales. Solo se mueven los electrones exteriores. Las cargas positivas se forman cuando se pierden electrones. El sulfato de hierro(III) [Fe 2 (SO 4 ) 3 ] se compone de iones de Fe 3+ + e iones SO 4 2− . Explique por qué una muestra de sulfato de hierro(III) no está cargada. ¿Cuáles de los siguientes átomos se espera que formen iones negativos en los compuestos iónicos binarios y cuáles se espera que formen iones positivos: P, I, Mg, Cl, In, Cs, O, Pb, Co? P, I, Cl y O formarían aniones porque son no metales. El Mg, el In, el Cs, el Pb y el Co formarían cationes porque son metales. ¿Cuáles de los siguientes átomos se espera que formen iones negativos en los compuestos iónicos binarios y cuáles se espera que formen iones positivos: Br, Ca, Na, N, F, Al, Sn, S, Cd? Prediga la carga de los iones monatómicos que se forman a partir de los siguientes átomos en compuestos iónicos binarios: (a) P (b) Mg (c) Al (d) O (e) Cl (f) Cs (a) P 3– ; (b) Mg 2+ ; (c) Al 3+ ; (d) O 2– ; (e) Cl – ; (f) Cs + Prediga la carga de los iones monatómicos que se forman a partir de los siguientes átomos en compuestos iónicos binarios: (a) I (b) Sr (c) K (d) N (e) S (f) In Escriba la configuración electrónica de cada uno de los siguientes iones: (a) As 3– (b) I – (c) Be 2+ (d) Cd 2+ (e) O 2– (f) Ga 3+ (g) Li + (h) N 3– (i) Sn 2+ (j) Co 2+ (k) Fe 2+ (l) As 3+ (a) [Ar]4 s 2 3 d 10 4 p 6 ; (b) [Kr]4 d 10 5 s 2 5 p 6 (c) 1 s 2 (d) [Kr]4 d 10 ; (e) [He]2 s 2 2 p 6 ; (f) [Ar]3 d 10 ; (g) 1 s 2 (h) [He]2 s 2 2 p 6 (i) [Kr]4 d 10 5 s 2 (j) [Ar]3 d 7 (k) [Ar]3 d 6 , (l) [Ar]3 d 10 4 s 2 Escriba la configuración de electrones para los iones monatómicos formados a partir de los siguientes elementos (que forman la mayor concentración de iones monatómicos en el agua de mar): (a) Cl (b) Na (c) Mg (d) Ca (e) K (f) Br (g) Sr (h) F Escriba la configuración de electrones completa para cada uno de los siguientes átomos y para el ion monatómico que se encuentra en los compuestos iónicos binarios que contienen el elemento: (a) Al (b) Br (c) Sr (d) Li (e) As (f) S (a) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 ; Al 3+ : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 ; (b) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 5 ; 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 ; (c) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 5 s 2 ; Sr 2+ : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 ; (d) 1 s 2 2 s 1 ; Li + : 1 s 2 ; (e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 3 ; 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 ; (f) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4 ; 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 Utilizando las etiquetas de varios productos comerciales, prepare una lista de seis compuestos iónicos en los productos. Escriba la fórmula de cada compuesto. (Es posible que tenga que buscar algunas fórmulas en una referencia adecuada). efecto de par inerte tendencia de los átomos pesados a formar iones en los que no se pierden sus electrones de valencia s . enlace iónico fuerza electrostática fuerte de atracción entre cationes y aniones en un compuesto iónico.

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Enlace covalente El enlace iónico es el resultado de la atracción electrostática de los iones con carga opuesta que se produce normalmente por la transferencia de electrones entre átomos metálicos y no metálicos. Un tipo diferente de enlace resulta de la atracción mutua de los átomos por un par de electrones "compartidos". Estos enlaces se denominan enlaces covalentes . Los enlaces covalentes se forman entre dos átomos cuando ambos tienen tendencias similares a atraer electrones hacia sí (es decir, cuando ambos átomos tienen energías de ionización y afinidades electrónicas idénticas o bastante similares). Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se unen covalentemente para formar una molécula de H 2 ; cada átomo de hidrógeno en la molécula de H 2 tiene dos electrones que lo estabilizan, lo que da a cada átomo el mismo número de electrones de valencia que el gas noble He. Los compuestos que contienen enlaces covalentes presentan propiedades físicas diferentes a las de los compuestos iónicos. Como la atracción entre las moléculas, que son eléctricamente neutras, es más débil que la que existe entre los iones cargados eléctricamente, los compuestos covalentes suelen tener puntos de fusión y ebullición mucho más bajos que los iónicos. De hecho, muchos compuestos covalentes son líquidos o gases a temperatura ambiente y, en su estado sólido, suelen ser mucho más blandos que los sólidos iónicos. Además, mientras que los compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad cuando se disuelven en agua, la mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua; como son eléctricamente neutros, son malos conductores de la electricidad en cualquier estado. Formación de enlaces covalentes Los átomos no metálicos suelen formar enlaces covalentes con otros átomos no metálicos. Por ejemplo, la molécula de hidrógeno, H 2 , contiene un enlace covalente entre sus dos átomos de hidrógeno. La ilustra por qué se forma este enlace. Empezando por el extremo derecho, tenemos dos átomos de hidrógeno separados con una energía potencial particular, indicada por la línea roja. A lo largo del eje x está la distancia entre los dos átomos. A medida que los dos átomos se acercan (moviéndose hacia la izquierda a lo largo del eje x ), sus orbitales de valencia (1 s ) comienzan a superponerse. Los electrones individuales de cada átomo de hidrógeno interactúan entonces con ambos núcleos atómicos, ocupando el espacio que rodea a ambos átomos. La fuerte atracción de cada electrón compartido a ambos núcleos estabiliza el sistema, y la energía potencial disminuye a medida que la longitud de enlace disminuye. Si los átomos siguen acercándose, las cargas positivas de los dos núcleos comienzan a repelerse y la energía potencial aumenta. La longitud de enlace se determina por la distancia a la que se alcanza la menor energía potencial. La energía potencial de dos átomos de hidrógeno separados (derecha) disminuye a medida que se acercan el uno al otro, y los electrones individuales de cada átomo se comparten para formar un enlace covalente. La longitud de enlace es la distancia internuclear a la que se alcanza la menor energía potencial. Es esencial recordar que hay que añadir energía para romper los enlaces químicos (un proceso endotérmico), mientras que la formación de enlaces químicos libera energía (un proceso exotérmico). En el caso del H 2 , el enlace covalente es muy fuerte; hay que añadir una gran cantidad de energía, 436 kJ, para romper los enlaces en un mol de moléculas de hidrógeno y hacer que los átomos se separen: H 2 ( g ) ⟶ 2 H ( g ) Δ H = 436 kJ De manera inversa, se libera la misma cantidad de energía cuando se forma un mol de moléculas de H 2 a partir de dos moles de átomos de H: 2H ( g ) ⟶ H 2 ( g ) Δ H = -436 kJ Enlaces covalentes puros y polares Si los átomos que forman un enlace covalente son idénticos, como en el H 2 , el Cl 2 y otras moléculas diatómicas, entonces los electrones del enlace deben compartirse por igual. Lo denominamos enlace covalente puro . Los electrones compartidos en los enlaces covalentes puros tienen la misma probabilidad de estar cerca de cada núcleo. En el caso del Cl 2 , cada átomo comienza con siete electrones de valencia y cada Cl comparte un electrón con el otro, formando un enlace covalente: Cl + Cl ⟶ Cl 2 El número total de electrones alrededor de cada átomo consta de seis electrones no enlazantes y dos compartidos (es decir, enlazantes) para un total de ocho electrones, lo que coincide con el número de electrones de valencia del gas noble argón. Como los átomos de enlace son idénticos, el Cl 2 también presenta un enlace covalente puro. Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son diferentes, los electrones de enlace se comparten, pero ya no de forma equitativa. En cambio, los electrones de enlace son más atraídos por un átomo que por el otro, dando lugar a un desplazamiento de la configuración electrónica hacia ese átomo. Esta distribución desigual de electrones se conoce como enlace covalente polar , caracterizado por una carga positiva parcial en un átomo y una carga negativa parcial en el otro. El átomo que atrae los electrones con más fuerza adquiere la carga parcial negativa y viceversa. Por ejemplo, los electrones del enlace H-Cl de una molécula de cloruro de hidrógeno pasan más tiempo cerca del átomo de cloro que del de hidrógeno. Así, en una molécula de HCl, el átomo de cloro tiene una carga parcial negativa y el átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva. La muestra la distribución de electrones en el enlace H-Cl. Observe que el área sombreada alrededor del de Cl es mucho más grande que alrededor del de H. Compare con la , que muestra la distribución uniforme de electrones en el enlace no polar del H 2 . A veces designamos los átomos positivos y negativos de un enlace covalente polar utilizando una letra griega minúscula "delta", δ, con un signo más o un signo menos para indicar si el átomo tiene una carga positiva parcial (δ+) o una carga negativa parcial (δ-). Esta simbología se muestra para la molécula H-Cl en la . (a) La distribución de la configuración electrónica en la molécula de HCl es desigual. La configuración electrónica es mayor alrededor del núcleo del cloro. Los pequeños puntos negros indican la ubicación de los núcleos de hidrógeno y cloro en la molécula. (b) Los símbolos δ+ y δ- indican la polaridad del enlace H-Cl. Electronegatividad El hecho de que un enlace sea covalente no polar o polar viene determinado por una propiedad de los átomos enlazados llamada electronegatividad . La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones (o configuración electrónica) hacia sí mismo. Determina cómo se distribuyen los electrones compartidos entre los dos átomos de un enlace. Cuanto más fuertemente atraiga un átomo los electrones de sus enlaces, mayor será su electronegatividad. Los electrones de un enlace covalente polar se desplazan hacia el átomo más electronegativo; así, el átomo más electronegativo es el que tiene la carga negativa parcial. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polarizada estará la distribución de electrones y mayores serán las cargas parciales de los átomos. La muestra los valores de electronegatividad de los elementos según la propuesta de uno de los químicos más famosos del siglo XX: Linus Pauling ( ). En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un periodo en la tabla periódica y disminuye hacia abajo en un grupo. Así, los no metales, que se encuentran en la parte superior derecha, tienden a tener las mayores electronegatividades, siendo el flúor el elemento más electronegativo de todos (EN = 4,0). Los metales tienden a ser elementos menos electronegativos, y los metales del grupo 1 tienen las electronegatividades más bajas. Note que los gases nobles están excluidos de esta figura porque estos átomos no suelen compartir electrones con otros átomos ya que tienen una capa de valencia completa. (Aunque existen compuestos de gases nobles como el XeO 2 , solo pueden formarse en condiciones extremas, por lo que no encajan perfectamente en el modelo general de electronegatividad). Los valores de electronegatividad derivados por Pauling siguen tendencias periódicas predecibles, con las electronegatividades más altas hacia la parte superior derecha de la tabla periódica. Electronegatividad frente a la afinidad electrónica Debemos tener cuidado de no confundir la electronegatividad y la afinidad electrónica. La afinidad electrónica de un elemento es una cantidad física medible, es decir, la energía liberada o absorbida cuando un átomo aislado en fase gaseosa adquiere un electrón, medida en kJ/mol. La electronegatividad, por su parte, describe la fuerza con la que un átomo atrae los electrones en un enlace. Es una cantidad adimensional que se calcula, no se mide. Pauling obtuvo los primeros valores de electronegatividad comparando las cantidades de energía necesarias para romper diferentes tipos de enlaces. Eligió una escala relativa arbitraria que va de 0 a 4. Linus Pauling Linus Pauling , que aparece en la , es la única persona que ha recibido dos premios Nobel no compartidos (individuales): uno de química en 1954 por su trabajo sobre la naturaleza de los enlaces químicos y otro de la paz en 1962 por su oposición a las armas de destrucción masiva. Desarrolló muchas de las teorías y conceptos que son fundamentales para nuestra actual comprensión de la química, como la electronegatividad y las estructuras de resonancia. Linus Pauling (1901-1994) hizo muchas e importantes contribuciones al campo de la química. También fue un destacado activista, dando a conocer temas relacionados con la salud y las armas nucleares. Pauling también contribuyó a muchos otros campos además de la química. Sus investigaciones sobre la anemia falciforme revelaron la causa de la enfermedad (la presencia de una proteína anormal heredada genéticamente en la sangre) y allanaron el camino para el campo de la genética molecular. Su trabajo también fue fundamental para frenar las pruebas de armas nucleares; demostró que la lluvia radioactiva de las pruebas nucleares suponía un riesgo para la salud pública. Electronegatividad y tipo de enlace El valor absoluto de la diferencia de electronegatividad (ΔEN) de dos átomos enlazados proporciona una medida aproximada de la polaridad que cabe esperar en el enlace y, por tanto, del tipo de enlace. Cuando la diferencia es muy pequeña o nula, el enlace es covalente y no polar. Cuando es grande, el enlace es polar covalente o iónico. Los valores absolutos de las diferencias de electronegatividad entre los átomos de los enlaces H-H, H-Cl y Na-Cl son 0 (no polar), 0,9 (polar covalente) y 2,1 (iónico), respectivamente. El grado en que los electrones se comparten entre los átomos varía desde completamente igual (enlace covalente puro) hasta nada (enlace iónico). La muestra la relación entre la diferencia de electronegatividad y el tipo de enlace. A medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, el enlace se vuelve más iónico. Una aproximación a las diferencias de electronegatividad asociadas a los enlaces covalentes, covalentes polares e iónicos se muestra en la . Sin embargo, esta tabla es solo una guía general, con muchas excepciones. Por ejemplo, los átomos de H y F en el HF tienen una diferencia de electronegatividad de 1,9, y los átomos de N y H en el NH 3 una diferencia de 0,9, y sin embargo ambos compuestos forman enlaces que se consideran covalentes polares. Así mismo, los átomos de Na y Cl en el NaCl tienen una diferencia de electronegatividad de 2,1, y los átomos de Mn e I en el MnI 2 tienen una diferencia de 1,0, y sin embargo ambas sustancias forman compuestos iónicos. La mejor guía para determinar el carácter covalente o iónico de un enlace es considerar los tipos de átomos implicados y sus posiciones relativas en la tabla periódica. Los enlaces entre dos no metales suelen ser covalentes; los enlaces entre un metal y un no metal suelen ser iónicos. Algunos compuestos contienen tanto enlaces covalentes como iónicos. Los átomos de los iones poliatómicos, como el OH - , NO 3 – , y NH 4 + , se mantienen unidos por enlaces covalentes polares. Sin embargo, estos iones poliatómicos forman compuestos iónicos al combinarse con iones de carga opuesta. Por ejemplo, el nitrato de potasio, KNO 3 , contiene el catión K + y el anión poliatómico NO 3 – . Por lo tanto, el enlace en el nitrato de potasio es iónico, resultado de la atracción electrostática entre los iones K + y NO 3 – , así como covalente entre los átomos de nitrógeno y oxígeno en NO 3 – . Electronegatividad y polaridad de los enlaces Las polaridades de los enlaces desempeñan un papel importante en la determinación de la estructura de las proteínas. Utilizando los valores de electronegatividad en la , ordene los siguientes enlaces covalentes (todos comúnmente encontrados en los aminoácidos) en orden de polaridad creciente. A continuación, designe los átomos positivos y negativos con los símbolos δ+ y δ-: C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H Solución La polaridad de estos enlaces aumenta a medida que aumenta el valor absoluto de la diferencia de electronegatividad. El átomo con la designación δ- es el más electronegativo de los dos. La muestra estos enlaces en orden de polaridad creciente. Polaridad de enlace y diferencia de electronegatividad Enlace ΔEN Polaridad C–H 0,4 C δ – – H δ + S–H 0,4 S δ – – H δ + C–N 0,5 C δ + – N δ – N–H 0,9 N δ – – H δ + C–O 1,0 C δ + – O δ – O–H 1,4 O δ – – H δ + Compruebe lo aprendido Las siliconas son compuestos poliméricos que contienen, entre otros, los siguientes tipos de enlaces covalentes: Si-O, Si-C, C-H y C-C. Utilizando los valores de electronegatividad en la , organice los enlaces en orden de polaridad creciente y designe los átomos positivos y negativos utilizando los símbolos δ+ y δ-. Respuesta: Enlace Diferencia de electronegatividad Polaridad C–C 0,0 no polar C–H 0,4 C δ – – H δ + Si–C 0,7 Si δ + – C δ – Si–O 1,7 Si δ + – O δ – Conceptos clave y resumen Los enlaces covalentes se forman cuando los electrones se comparten entre átomos y son atraídos por los núcleos de ambos átomos. En los enlaces covalentes puros, los electrones se reparten por igual. En los enlaces covalentes polares, los electrones se reparten de forma desigual, ya que un átomo ejerce una fuerza de atracción sobre los electrones más fuerte que el otro. La capacidad de un átomo para atraer un par de electrones en un enlace químico se denomina electronegatividad. La diferencia de electronegatividad entre dos átomos determina lo polar que será un enlace. En una molécula diatómica con dos átomos idénticos, no hay diferencia de electronegatividad, por lo que el enlace es no polar o covalente puro. Cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande, como ocurre entre metales y no metales, el enlace se caracteriza como iónico. Ejercicios de química del final del capítulo ¿Por qué es incorrecto hablar de una molécula sólida de NaCl? El NaCl está formado por iones discretos dispuestos en una red cristalina, no por moléculas con enlaces covalentes. ¿Qué información puede utilizar para predecir si un enlace entre dos átomos es covalente o iónico? Prediga cuáles de los siguientes compuestos son iónicos y cuáles son covalentes basándose en la ubicación de sus átomos constituyentes en la tabla periódica: (a) Cl 2 CO (b) MnO (c) NCl 3 (d) CoBr 2 (e) K 2 S (f) CO (g) CaF 2 (h) HI (i) CaO (j) IBr (k) CO 2 iónicos: (b), (d), (e), (g), e (i); covalentes: (a), (c), (f), (h), (j), y (k) Explique la diferencia entre un enlace covalente no polar, un enlace covalente polar y un enlace iónico. A partir de su posición en la tabla periódica, determine qué átomo de cada par es más electronegativo: (a) Br o Cl (b) N u O (c) S u O (d) P o S (e) Si o N (f) Ba o P (g) N o K (a) Cl; (b) O; (c) O; (d) S; (e) N; (f) P; (g) N A partir de su posición en la tabla periódica, determine qué átomo de cada par es más electronegativo: (a) N o P (b) N o Ge (c) S o F (d) Cl o S (e) H o C (f) Se o P (g) C o Si A partir de sus posiciones en la tabla periódica, ordene los átomos de cada una de las siguientes series en orden de electronegatividad creciente: (a) C, F, H, N, O (b) Br, Cl, F, H, I (c) F, H, O, P, S (d) Al, H, Na, O, P (e) Ba, H, N, O, As (a) H, C, N, O, F; (b) H, I, Br, Cl, F; (c) H, P, S, O, F; (d) Na, Al, H, P, O; (e) Ba, H, As, N, O A partir de sus posiciones en la tabla periódica, ordene los átomos de cada una de las siguientes series en orden de electronegatividad creciente: (a) As, H, N, P, Sb (b) Cl, H, P, S, Si (c) Br, Cl, Ge, H, Sr (d) Ca, H, K, N, Si (e) Cl, Cs, Ge, H, Sr ¿Qué átomos pueden unirse al azufre para producir una carga parcial positiva en el átomo de azufre? N, O, F y Cl ¿Cuál es el enlace más polar? (a) C–C (b) C–H (c) N–H (d) O–H (e) Se–H Identifique el enlace más polar en cada uno de los siguientes pares de enlaces: (a) HF o HCl (b) NO o CO (c) SH u OH (d) PCl o SCl (e) CH o NH (f) SO o PO (g) CN o NN (a) HF; (b) CO; (c) OH; (d) PCl; (e) NH; (f) PO; (g) CN ¿Cuáles de las siguientes moléculas o iones contienen enlaces polares? (a) O 3 (b) S 8 (c) O 2 2− (d) NO 3 – (e) CO 2 (f) H 2 S (g) BH 4 – longitud de enlace distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados a la que se alcanza la menor energía potencial enlace covalente enlace que se forma cuando se comparten electrones entre átomos electronegatividad tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace hacia sí mismo enlace covalente polar enlace covalente entre átomos de diferente electronegatividad; un enlace covalente con un extremo positivo y otro negativo enlace covalente puro (también, enlace covalente no polar) enlace covalente entre átomos de idéntica electronegatividad

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