1. PROPIEDADES PERIODICAS
Muchas de las propiedades
características de los átomos pueden
correlacionarse con sus posiciones en la
tabla periódica. Son propiedades que
presentan los elementos químicos y que
se repiten secuencialmente en la tabla
periódica. Por la colocación en la misma
de un elemento, podemos deducir que
valores presentan dichas propiedades
así como su comportamiento químico.

2. Regla del octeto
Los átomos se combinan mediante
procesos que implican pérdida,
ganancia o compartimiento de
electrones de tal forma que
adquieran la configuración de ocho
electrones en su último nivel; esto
se conoce como regla del octeto.
Sabemos que los gases nobles
tienen ocho electrones en su nivel
electrónico más interno: ns2 np6
(excepto el helio, que sólo posee
dos), es decir, tienen completa su
última capa.

4. Estructuras De Lewis
Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer
una teoría para explicar el enlace covalente, por
ello creo notaciones abreviadas para una
descripción mas fácil de las uniones atómicas,
que fueron las estructuras de Lewis. Para dibujar
las estructuras de Lewis se puede seguir el
siguiente método:
 Se colocan los átomos de la molécula de la forma
mes simétrica posible.
 Se determina el Nº de electrones disponibles en
la capa externa de los átomos de la molécula A
 Se calcula la capacidad total de electrones de las
capas externas de todos los tomos de la
molécula N
 El Nº total de electrones compartidos es S=N-A
 Se colocan los electrones S como pares
compartidos entre los átomos que forman
enlaces.
 El resto de los electrones A-S se colocan como
pares no compartidos para completar el octeto
de todos los átomos.

5. Las estructuras de puntos de Lewis son una
taquigrafía para representar los electrones de
valencia de un átomo. Las estructuras están
escritas como el elemento del símbolo con puntos
que representan los electrones de valencia. Abajo
están las estructuras de Lewis para los elementos
en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Las Estructuras de Puntos de Lewis
H2 H:H H-H
o
O2

6. Radio Atómico
 El radio atómico es la distancia entre el
núcleo del átomo y el electrón estable más
alejado del mismo. Se suele medir en
picómetros (1 pm=10-12 m) o Angstroms
(1 Å=10-10 m).
 Al ser los núcleos y los electrones
partículas cuánticas, sometidas al principio
de indeterminación de Heisenberg, las
medidas directas de distancias no pueden
tener sino un significado estadístico.
Convencionalmente, se define como la
mitad de la distancia existente entre los
centros de dos átomos enlazados, y
dependiendo de ese enlace podremos
hablar de radios atómicos, iónicos,
metálicos o radios de van der Waals.

7. Grafica del Radio Atómico

9. Potencial de ionizaciòn
Es una medida de la energía necesaria para
remover uno o varios electrones de
valencia de un átomo neutro y queda
cargado positivamente.
A. + Energía A+ + 1e-
La energía necesaria para que un átomo
neutro en estado gaseoso pierda uno de
sus electrones de la última capa o de
valencia se llama potencial de ionizaciòn, o
energía de ionizaciòn. El potencial de
ionizaciòn esta influido por la distancia del
núcleo a la cual se encuentra el electrón
que se pierde, la carga del núcleo, el
apantallamiento de los electrones internos
y la mayor o menor cercanía de la
estructura de la capa externa al octeto o a
la notación ns2 np6 .

12. Afinidad Electrónica
Cuando un átomo de un elemento
cualquiera y de alguna manera se
hace entrar en este sistema neutro un
electrón, el átomo queda cargado
negativamente, es decir, se forma un
ión negativo (anión) con la liberación
de una cantidad de energía.
A + 1e- A- + Energía
En algunos casos, la formación del
anión requiere suministrar energía.
Se dice, entonces, que tal elemento
tiene una afinidad electrónica
negativa.

14. Carácter Metálico
Se ha visto que el grupo IA están los
metales alcalinos y que en el grupo
VIIA están los halógenos, que son no
metales. Los elementos de estos
grupos son altamente reactivos:
físicamente, se observa que, mientras
los primeros (grupos IA) son sólidos,
los segundos varían de arriba hacia
abajo, en el grupo, desde gases hasta
sólidos. Así, el F y el Cl son gaseosos a
temperatura ambiente, el Br es
líquido y el I y el At son solidos.

15. Electronegatividad
Se ha descrito El Potencial de Ionización PI
como la "resistencia" y la electroafinidad EA
como la "avidez" frente a la posibilidad de
ceder un electrón o aceptar un e- extra,
respectivamente. La electronegatividad
como se entiende en Química, mide
entonces la habilidad de cada átomo en una
molécula a atraer electrones de un enlace.

16. La escala de electronegatividad nos permite
predecir el tipo de enlace químico formado
por átomos.
 A mayor diferencia de electronegatividad de
los elementos, mayor atracción
electrostática tienen los átomos entre si.
 Ejemplo: KCl
 la electronegatividad del K es 0.8
 la del Cl es 3.0
 diferencia en electronegatividades: 2,2
 se esperaría que el par de electrónico
compartido este mas cerca al cloro que al
potasio, la atracción del cloro por el par
electrónico es tan grande que el enlace es
fundamentalmente iónico y el electrón del
potasio esta casi asociado con el ión cloruro.
 Cuando la diferencia en
electronegatividades es menor de 1.7 el
enlace es covalente.

17. El enlace en la mayoría de los elementos no es
completamente iónico, ni completamente covalente,
por tanto es mejor hablar de enlaces parcialmente
iónicos o parcialmente covalentes. Se debe asignar
un valor de porcentaje al carácter iónico y al carácter
covalente de un compuesto.

18. Predicción del tipo de enlace usando la
escala de electronegatividad de Pauling.
La escala más usada para medir electronegatividades
se basa en una desarrollada por Linus Pauling. El
observó que cuando se combinan los átomos de
diferentes electronegatividades, sus enlaces son más
fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los
factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno
de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El
otro es la unión adicional producida por una
atracción entre los extremos opuestamente cargados
del enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se
atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling
utilizó este concepto para desarrollar su tabla de
electronegatividades.
Cuando se tenga algún interés en conocer algo
acerca de la polaridad de un enlace, tal vez dicho
interés se base en la diferencia de las
electronegatividades entre los dos átomos unidos por
el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será
relativamente no polar, pero si es grande, el enlace
será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es
muy grande, el par de electrones se concentrará casi
en forma exclusiva alrededor del átomo más
electronegativo y el enlace será iónico.

20. ENLACE QUÍMICO EN LA
FORMACIÓN DE COMPUESTOS
Mientras que sólo hay alrededor de 118
elementos catalogados en la tabla
periódica, obviamente hay más
substancias en la naturaleza que los
118 elementos puros. Esto es porque
los átomos pueden reaccionar unos
con otros para formar nuevas
substancias denominadas
compuestos. Un compuesto se forma
cuando dos o más átomos se enlazan
químicamente. El compuesto que
resulta de este enlace es
químicamente y físicamente único y
diferente de sus átomos originarios.

21. Propiedades De Los Enlaces
Propiedades de las sustancias iónicas:
– Las sustancias iónicas se encuentran en
la naturaleza formando redes cristalinas,
por tanto son sólidas.
– Su dureza es bastante grande, y tienen
por lo tanto puntos de fusión y ebullición
altos.
– Son solubles en disolventes polares
como el agua.
– Cuando se tratan de sustancias disueltas
tienen una conductividad alta.

22. Propiedades de los compuestos
covalentes.
– Los compuestos covalentes suelen
presentarse en estado liquido o gaseoso
aunque también pueden ser sólidos. Por lo
tanto sus puntos de fusión y ebullición no son
elevados.
– La solubilidad de estos compuestos es
elevada en disolventes polares, y nula su
capacidad conductora.
– Los sólidos covalentes macromoleculares,
tienen altos puntos de fusión y ebullición, son
duros, malos conductores y en general
insolubles.

23. Los enlaces metálicos:
– Suelen ser sólidos a temperatura
ambiente, excepto el mercurio, y sus
puntos de fusión y ebullición barman
notablemente.
– Las conductividades térmicas y eléctricas
son muy elevadas.
– Presentan brillo metálico.
– Son dúctiles y maleables.
– Pueden emitir electrones cuando reciben
energía en forma de calor.

24. Enlaces iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se
transfieren completamente de un
átomo a otro. Durante este proceso de
perder o ganar electrones cargados
negativamente, los átomos que
reaccionan forman iones. Lo iones
cargados de manera opuesta se
atraen entre ellos a través de fuerzas
electroestáticas que son la base del
enlace iónico.
Por ejemplo, durante la reacción del
sodio con el cloro:

25. Sodio (en la izquierda) pierde su única
valencia de electrones al cloro (a la derecha),

27. Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico
ocurre cuando los átomos comparten
electrones. Al contrario de los enlaces
iónicos en los cuales ocurre una
transferencia completa de electrones, el
enlace covalente ocurre cuando dos (o más)
elementos comparten electrones. El enlace
covalente ocurre porque los átomos en el
compuesto tienen una tendencia similar
hacia los electrones (generalmente para
ganar electrones). Esto ocurre comúnmente
cuando dos no metales se enlazan. Ya que
ninguno de los no elementos que participan
en el enlace querrá ganar electrones, estos
elementos compartirán electrones para
poder llenar sus envolturas de valencia

28. Enlaces Múltiples
Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se
forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden
compartir múltiples pares de electrones, formando
enlaces covalentes múltiples. De acuerdo con esta teoría
veamos los tipos de enlace covalentes que pueden
formarse.
 Enlace covalente simple
o de dos electrones. En el caso del átomo
de cloro que tiene siete electrones en su
capa mas externa formando tres pares
electrónicos y un electrón sin aparear (a
cada uno de los átomos le falta un electrón
para cumplir la regla del octeto) los dos
electrones sin aparear, uno de cada átomo,
se aproximarán para compartir el par de
electrones de modo que ese par será
común a los átomos, originando un enlace
covalente simple

30. 2. Enlace covalente doble
o de cuatro electrones. A un átomo de oxigeno y uno de
azufre le hacen falta dos electrones en su capa exterior
para cumplir la regla del octeto (o estructura de un gas
noble mas próximo). Para llegar a esa configuración, dos
átomos de oxigeno y azufre comparten dos pares de
electrones de valencia, con lo cual se forma la molécula; los
átomos se unen por un enlace covalente doble.

31. 3. Enlace covalente triple
o de seis electrones. En el caso del átomo de
nitrógeno que en su capa mas externa tiene cinco
electrones, al unirse dos átomos forman la
molécula compartiendo tres pares de electrones
para adquirir la configuración del gas noble: este
enlace se denomina covalente triple.

32. 4. Enlace covalente coordinado
Hemos visto que el par o pares de
electrones compartidos para formar el
enlace son aportados por el 50 % de
cada uno de los átomos que lo
constituyen. Pero hay casos en los
cuales el par de electrones
compartidos, para constituir el enlace,
son aportados por uno de los átomos
en tanto que el otro átomo no
comparte alguno. Y se puede definir
como aquel tipo de enlace en que el
par de electrones compartidos son
aportados por uno de los átomos que
constituyen el enlace.

34. Enlace de hidrógeno
En el enlace covalente polar en el que hemos visto que
en la molécula se forman dos zonas claramente
diferenciadas, una con un exceso de carga negativa
(la correspondiente al átomo más electronegativo) y
otra con un defecto de carga negativa (la
correspondiente al átomo menos electronegativo).
Un caso de polaridad especialmente interesante es el
que corresponde a moléculas tales como por ejemplo
H2O, HF o NH3 en las que los átomos de hidrógeno se
hallan unidos a otros átomos mucho más
electronegativos.