Enlace iónico

En Química, un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de electronegatividades sea más que 1,7. Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega al octeto con 2 electrones, el berilio (Be) con 4 ,el aluminio (Al) y el boro (B) que se rodean de seis.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares, como el benceno.¹

Características

• Ruptura de núcleo masivo.
• Sus enlaces son muy fuertes
• Son sólidos a temperatura ambiente y poseen una estructura cristalina en el sistema cúbico.
• Altos puntos de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) y ebullición
• Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
• Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas debido al dipolo eléctrico que presentan las moléculas de agua; capaces de destruir la red.
• Una vez en solución acuosa son excelentes conductores de electricidad, ya que entonces los iones quedan libres.
• En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones muy fijas en la red. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona.

ISOTOPOS

Isótopo

Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en número másico.
La palabra isótopo,del griego: ἴσος isos 'igual, mismo'; τόπος tópos 'lugar', "en mismo sitio") se usa para indicar que todos los tipos de átomos de un mismo elemento químico (isótopos) se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica. Los átomos que son isótopos entre sí son los que tienen igual número atómico (número de protones en el núcleo), pero diferente número másico (suma del número de neutrones y el de protones en el núcleo). Los distintos isótopos de un elemento difieren, pues, en el número de neutrones.
La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (por ejemplo berilio o sodio) poseen un solo isótopo natural. En contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables, 10.
Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como el uranio, cuyos isótopos pueden transformarse o decaer en otros isótopos más estables, emitiendo en el proceso radiación, por lo que decimos que son radiactivos.
Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de variedad de muestras naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siempre y cuando, se conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado isótopo, en relación a los que ya han decaído. Gracias a este método de datación, se conoce la edad de la Tierra.

Tipos de isótopos

Todos los isótopos tienen el mismo número atómico pero difieren en el número másico.
Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.
Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números másicos 12, 13 y 14: ¹²C, ¹³C y ¹⁴C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente 98,89 %, 1,11 % y trazas.

• Isótopos naturales. Los isótopos naturales son los que se encuentran en la naturaleza de manera natural. Por ejemplo el hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio, el deuterio y el tritio. El tritio es muy usado en trabajos de tipo nuclear; es el elemento esencial de la bomba de hidrógeno.

Otro elemento que está formado por isótopos muy importantes es el carbono, que son el carbono-12, que es la base referencial del peso atómico de cualquier elemento, el carbono-13 que es el único carbono con propiedades magnéticas y el carbono-14 radiactivo, muy importante ya que su semivida es de 5730 años y se usa mucho en arqueología para determinar la edad de los fósiles orgánicos. El uranio-235 se usa en las centrales nucleares y en las bombas atómicas

• Isótopos artificiales. Los isótopos artificiales se producen en laboratorios nucleares por bombardeo de partículas subatómicas o en las centrales nucleares. Estos isótopos suelen tener una vida corta, principalmente por la inestabilidad y radioactividad que presentan. Uno de estos es el cesio, cuyos isótopos artificiales se usan en plantas nucleares de generación eléctrica. Otro muy usado es el iridio-192 que se usa para comprobar la hermeticidad de las soldaduras de tubos, sobre todo en tubos de transporte de crudo pesado y combustibles. Algunos isótopos del uranio como el uranio-233 también se usan en tecnología nuclear.

Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen un periodo de semidesintegración extremadamente largo comparado con la edad de la Tierra.

Isótopos más abundantes
en el Sistema Solar¹

Isótopo	Núcleos por millón
Hidrógeno-1	705 700
Hidrógeno -2	23
Helio-4	275 200
Helio-3	35
Oxígeno-16	5920
Carbono-12	3032
Carbono-13	37
Neón-20	1548
Neón-22	208
Hierro-56	1169
Hierro-54	72
Hierro-57	28
Nitrógeno-14	1105
Silicio-28	653
Silicio-29	34
Silicio-30	23
Magnesio-24	513
Magnesio-26	79
Magnesio-25	69
Azufre-32	39
Argón-36	77
Calcio-40	60
Aluminio-27	58
Níquel-58	49
Sodio-23	33

Notación

Inicialmente los nombres de los isótopos de cada elemento que se iban descubriendo recibieron nombres propios diferentes al del elemento al que pertenecían. Así cuando se descubrieron tres isótopos del hidrógeno, recibieron los nombres de protio, deuterio y tritio. El núcleo del protio consta de un protón, el del deuterio de un protón y un neutrón, y el del tritio de un protón y dos neutrones.
Cuando se siguieron descubriendo isótopos de casi todos los elementos se vio que serían necesarios cientos o miles de nombres y se cambió el sistema de nomenclatura. Actualmente cada isótopo se representa con el símbolo del elemento al que pertenece, colocando como subíndice a la izquierda su número atómico (número de protones en el núcleo), y como superíndice a la izquierda su número másico (suma del número de protones y de neutrones). Así los isótopos del hidrógeno protio, deuterio y tritio se denotan ₁¹H, ₁²H y ₁³H, respectivamente.
Como todos los isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico, que es el de orden en la tabla periódica, y el mismo símbolo, habitualmente se elide el número atómico. Así para los isótopos del hidrógeno escribiremos ¹H, ²H y ³H. Esto se hace porque todos los isótopos de un elemento particular se comportan de la misma manera en cualquier reacción química. Por ejemplo, un átomo del escaso isótopo de oxígeno que tiene número másico 18, se combinará exactamente igual con dos átomos de hidrógeno para formar agua que si se tratara del abundante átomo de oxígeno de número másico 16. Sin embargo cuando se están describiendo reacciones nucleares es útil tener el número atómico como referencia.
En el caso de textos no científicos, como textos periodísticos, esta notación con subíndices y superíndices es incómoda, por lo que también se usa una notación consistente en el nombre del elemento unido por un guion al número másico del isótopo de que se trate. De esta forma los isótopos del hidrógeno ₁¹H, ₁²H y ₁³H, también se pueden nombrar como hidrógeno-1, hidrógeno-2 e hidrógeno-3 respectivamente.
Estas son las reglas de nomenclatura científicamente aceptadas, correspondientes a la Nomenclatura de Química Inorgánica. Recomendaciones de 2005 (Libro Rojo de la IUPAC), tal y como se pueden encontrar en su sección IR-3.3.
Hay que recordar que los nombres de los elementos químicos son nombres comunes y como tales deben escribirse sin mayúscula inicial, salvo que otra regla ortográfica lo imponga.

Tabla periódica

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite ubicar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.

Historia

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

• El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
• El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
• La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
• Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos y el surgimiento de nuevos elementos

Descubrimiento de los elementos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII, cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo. En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno y nitrógeno. También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs,azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde),rubidio (Rb, rojo).

Los pesos atómicos

A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una concepción nueva del atomismo, a la que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier(1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).

Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.

Tríadas de Döbereiner

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).

Tabla periódica de Mendeléiev

En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.⁶ Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:

• Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
• Los agruparon en filas o periodos de distinta longitud.
• Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades químicas similares, como la valencia.

EL ÁTOMO -QUÍMICA

EL ÁTOMO 

El átomo  es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes más elementales sin propiedades químicas bien definidas. Cada elemento químico está formado por átomos del mismo tipo (con la misma estructura electrónica básica), y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

Actualmente se conoce que el átomo está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. Esto fue descubierto a principios del siglo XX, ya que durante el siglo XIX se había pensado que los átomos eran indivisibles. Poco después se descubrió que también el núcleo está formado por partes, como los protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética.

Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.

ESTRUCTURA ATÓMICA

Partículas subatómicas: está formado por varias partículas subatómicas. El átomo contiene protones, neutrones y electrones, con la excepción del hidrógeno-1, que no contiene neutrones, y del catión hidrógeno o hidrón, que no contiene electrones. Los protones y neutrones del átomo se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico.

El núcleo Atómico: Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico, la parte central del mismo. El volumen del núcleo es aproximadamente proporcional al número total de nucleones, el número másico A, lo cual es mucho menor que el tamaño del átomo, cuyo radio es del orden de 10 fm (Å). Los nucleones se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear, que es mucho más intensa que la fuerza electromagnética a distancias cortas, lo cual permite vencer la repulsión eléctrica entre los protones.

Nube de Electrones: Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza electromagnética. Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que hace necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para que escape.

Propiedades atómicas

Masa

La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y neutrones del núcleo. También contribuyen en una pequeña parte la masa de los electrones, y la energía de ligadura de los nucleones, en virtud de la equivalencia entre masa y energía. La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceava parte de la masa de un átomo neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones, y equivale a 1,66 · 10⁻²⁷kg aproximadamente

Tamaño

Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se equipara con el de su nube electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se define el radio atómico estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la distancia entre dos núcleos en una molécula.

Niveles de energía

Un electrón ligado en el átomo posee una energía potencial inversamente proporcional a su distancia al núcleo y de signo negativo, lo que quiere decir que esta aumenta con la distancia. La magnitud de esta energía es la cantidad necesaria para desligarlo, y la unidad usada habitualmente para expresarla es el electrónvoltio. En el modelo mecanocuántico solo hay un conjunto discreto de estados o niveles en los que un electrón ligado puede encontrarse es decir, enumerables, cada uno con un cierto valor de la energía. El nivel con el valor más bajo se denomina el estado fundamental, mientras que el resto se denominan estados excitados.

Modelo de Dalton

Modelo de Thomson

Modelo de Rutherford