Enlaces químicos, configuración electrónica y tabla periódica: conceptos esenciales de química

Enlaces químicos

Los átomos se unen para ser más estables, normalmente cumpliendo la regla del octeto (tener 8 electrones en la última capa). Según los elementos que se unan, existen tres tipos de enlace químico:

Enlace metálico (metal + metal)

Los metales comparten una nube de electrones que los mantiene unidos. Forman cristales metálicos, son sólidos (excepto el mercurio en condiciones normales), conducen bien la electricidad y el calor, y suelen ser maleables y dúctiles.

Enlace iónico (metal + no metal)

El metal pierde electrones y el no metal los gana, formando iones que se atraen por fuerzas electrostáticas. Los compuestos iónicos suelen ser sólidos, duros y frágiles, y muchos se disuelven en agua (ej.: NaCl).

Enlace covalente (no metal + no metal)

Los átomos comparten electrones; forman moléculas o redes covalentes. Generalmente no conducen bien la electricidad y suelen tener puntos de fusión bajos (ej.: Cl2 en condiciones estándar es un gas).

Isótopos

Isótopos: son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones (p+) pero distinto número de neutrones. Características:

• Mismo número atómico (mismo nº de protones).
• Diferente número másico (número de neutrones distinto).

Configuración electrónica

Distribución de los electrones alrededor del núcleo. El modelo de Bohr explica cómo se distribuyen los electrones por capas o niveles, pero no detalla completamente la distribución en subniveles. Dentro de las capas existen subniveles identificados con las letras s, p, d, f, que pueden contener una cantidad determinada de electrones:

• s = 2
• p = 6
• d = 10
• f = 14

Los niveles y subniveles se van llenando por orden. Hasta que un subnivel no se llene según el orden de energía, los electrones no pasan al siguiente. El orden de llenado se obtiene a partir del diagrama de Moeller.

En un átomo neutro, para escribir la configuración electrónica se mira primero su número atómico y después se reparten los electrones capa a capa siguiendo el orden de llenado.

Tabla periódica

Cada elemento se representa mediante su símbolo químico y su número atómico. La posición de un elemento en la tabla periódica está directamente relacionada con su configuración electrónica, lo que permite conocer a qué grupo y periodo pertenece.

3.1 Grupos de la tabla periódica

Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas parecidas porque tienen el mismo número de electrones en su última capa, también llamada capa de valencia. El número del grupo indica el número de electrones en la última capa. Algunos grupos tienen nombres propios; en total hay 18 grupos.

3.2 Períodos

Las filas de la tabla periódica se llaman periodos y hay 7. El número de periodo indica el número de capas de electrones que tiene el átomo. Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de capas o niveles, aunque distinto número de electrones.

3.3 Relación entre la configuración electrónica y la posición en la tabla periódica

La configuración electrónica de un átomo permite conocer su posición:

• Capas de electrones → periodo.
• Número de electrones en la capa externa → grupo.

Por tanto, a partir de la configuración electrónica de un elemento se puede identificar su grupo, periodo y tipo (metal, no metal, metaloide, etc.).

3.4 Propiedades

Según sus propiedades, los elementos se agrupan en distintas categorías:

3.4.1 Metales

• Se encuentran en la parte izquierda o central de la tabla periódica.
• Tienen pocos electrones en la última capa.
• Tienden a perder electrones y formar iones positivos (cationes).

3.4.2 No metales

• Se encuentran en la parte derecha de la tabla periódica.
• Tienen muchos electrones en la última capa.
• Tienden a ganar electrones y formar iones negativos (aniones).

3.4.3 Semimetales o metaloides

Tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. Se sitúan en una zona intermedia entre ambos en la tabla periódica.

3.4.4 Gases nobles

Columna 18. Tienen su última capa de electrones completa y, por ello, en general no suelen formar enlaces químicos.

Nota: Se han mantenido los ejemplos y conceptos originales, pero se han corregido la ortografía, la gramática y la terminología para mayor claridad y precisión.