¿Qué es el reciclaje?

Podríamos pensar que el reciclaje es algo que no tiene nada que ver con la química, pero la verdad es que estamos hablando de materiales y de sus propiedades. Hablar del reciclaje es hablar de la química aplicada al servicio del hombre para el cuidado del medio ambiente.
El reciclaje es un proceso donde las materias primas que componen los materiales que usamos en la vida diaria como el papel, vidrio, aluminio, plástico, etc., una vez terminados su ciclo de vida útil, se transforman de nuevo en nuevos materiales.

¿VALE LA PENA RECICLAR?

La producción de residuos casi se ha duplicado en los últimos 30 años, estamos transformando el planeta en un enorme cubo de basura, una manera para reducir la cantidad de residuos urbanos es el reciclaje.

El reciclaje es una de las maneras más fáciles de combatir el Calentamiento Global, ya que evitamos generar mayor contaminación.

Los vertidos de plásticos llegan a los océanos destruyendo la vida marina. Cada año mueren 1.000.000 criaturas marinas por la contaminación plástica de los mares. Por culpa del plástico estamos creando verdaderas islas de basura en los océanos.
El reciclaje no sólo tiene sentido desde el punto de vista ambiental, sino también desde el punto de vista económico. Al reciclar estamos ahorrando materias primas y energía en su elaboración. Por ejemplo con el reciclado de cuatro botellas de vidrio, lograríamos ahorrar la energía suficiente equivalente al funcionamiento de un frigorífico durante un día o el equivalente a lavar la ropa de cuatro personas. Cada tonelada de papel reciclado representa un ahorro de energía de 4100KWH.

Como más vale una imagen que mil palabras a continuación os muestro dos interesantes infografías sobre las diversas razones para reciclar.

Como más vale una imagen que mil palabras a continuación os muestro dos interesantes infografías sobre las diversas razones para reciclar.

En resumen:

-El reciclaje no sólo beneficia al medio ambiente sino que también es una buena opción para la economía de un país o región, generando empleos verdes. Según el informe de la fundación Amigos de la Tierra.

-Reduce la necesidad de los vertederos y la incineración

-Ahora energía y evita la contaminación causada por la extracción y procesamiento de materiales primas.

-Disminuye las emisiones de gases de invernadero que contribuyen al cambio climatológico global

-Conserva los recursos naturales como la madera, el agua y los minerales

-Ayuda a sostener el medio ambiente para generaciones futuras.

¿COMO EMPEZAR A RECICLAR?

Cada día compramos y tiramos kilos de material que termina en los vertederos. En una sociedad donde favorece el consumismo, nos hemos convertido en la generación de usar y tirar. La publicidad bombardea constantemente con anuncios cuyo objetivo es consumir por consumir.Debemos elegir productos no sólo en base a su calidad y precio, sino también por su impacto ambiental y social, y por la conducta de las empresas que los elaboran.

Hay que tener en cuenta que es en los hogares donde más residuos de envases se generan. Si colaboramos separándolos correctamente en casa, haremos posible que los envases se puedan reciclar y así contribuir a darles una segunda vida evitando que terminen en un vertedero. Para ello debemos primero que aprender a reciclar.

Además de reciclar los envases, podemos realizar algunas pautas a tener en cuenta para reducir la cantidad de basura que generamos diariamente, así como su composición tóxica. Una de ellas es la regla de “las 4R”: reducir, reutilizar, reemplazar, reciclar.

LA REGLA DE “LAS 4R”: REDUCIR, REUTILIZAR, REEMPLAZAR, RECICLAR

Reducir

Evitar el sobre envasado. Elegir siempre productos con la menor cantidad de embalajes innecesarios y los que utilicen materiales reciclados.

Reducir los productos de “usar y tirar”, como el papel aluminio, las bandejas de plástico, los envases tetrabrik….

Reducir la utilización de bolsas de plástico en las compras; llevar siempre una de tela o un carrito de compra.

Impulsar los procesos de producción limpia. Por ejemplo: reutilizando el papel de regalo.

Reducir el uso de plástico en envases, embalajes, juguetes, etc.

Reutilizar

Utilizar envases de vidrio, es 100% reciclable sin perder su calidad. Además, no se necesitan químicos para su elaboración.

Al usar el papel para escribir o imprimir, aprovechar las dos caras. También es posible fabricar pequeños blocks de notas con papel sobrante.

Utilizar filtros de café no descartables que pueden ser lavados y reutilizados.

Reemplazar

Comprar envases de vidrio en vez de plástico o latas.

Elegir otras alternativas a juguetes que funcionan con pilas o que están hechos de plástico.

Utilizar pañuelos de tela en vez de pañuelos de papel.

Elegir cuadernos con tapas de cartón, en vez de plástico.

Reciclar

El reciclado de los materiales es el último paso antes del pretratamiento y la eliminación de los residuos. Reciclar significa utilizar un residuo para obtener un producto similar al originario.

El reciclado permite reintroducir los distintos materiales en los ciclos de la producción, ahorrando materias primas y disminuyendo el flujo de residuos que van a parar a los tratamientos de disposición final.

Para residuos de carácter orgánico: pueden ser “compostados” para ser usados como abono de uso domiciliario o rural.

Los cartones, el papel, los vidrios, los metales, pueden ser de utilidad para algunas empresas o cooperativas que los reciclan.

DIFERENTES TIPOS DE RECICLAJE

En la mayoría de las sociedades de todo el mundo se lleva a cabo diversos tipos de reciclajes. A continuación, la descripción de los más comunes.

PAPEL

El reciclaje del papel es considerado uno de los más importantes, entendido por el consumo de bosques que implica su producción.

Una familia media consume en papel lo equivalente a 6 árboles, si reciclamos ese papel, se salvan 3 árboles y más de 34 mil litros de agua y cuatro recibos de luz.

Al utilizar papel reciclado se talan menos árboles y se ahorra energía. Las fases del proceso del reciclaje del papel son las siguientes:

Recolección: recolección en zonas urbanas de papeles y cartones usados

Clasificación: las empresas clasifican el papel y cartón recolectado; papeles blancos de escritura, cajas de cartón, papeles de color café para embalaje, etc.

Enfardado: los papeles ya clasificados son prensados en fardos

Almacenamiento: fardos guardados en empresas clasificadoras a la espera de ser enviados a empresas de papeles específicos.

Tratamiento: se limpia el papel de impurezas pesadas, como metales, alambres, etc. y son enviadas a otras industrias para ser reprocesadas.

PLÁSTICO

Otro tipo de reciclaje es el plástico. El problema que trae consigo un residuo de plástico es que tarda aproximadamente 500 años en degradarse y representa un 7% del peso total de la basura doméstica. Una de las grandes dificultades que presenta el reciclaje de plásticos es la clasificación, pues existen más de cincuenta tipos de plásticos y muchos envases están hechos con más de uno. A continuación el proceso de su reciclaje:

Recolección: Se recolectan los residuos plásticos. Es muy importante la ayuda que pueda otorgar la comunidad al dejar separada la basura en las casas

Centro de reciclado: los residuos se llevan al centro, donde son compactados en fardos y guardados no más de tres meses.

Clasificación: se clasifica el plástico por tipo y color. Actualmente se han desarrollado tecnologías que permiten clasificarlos automáticamente, ahorrando la mano de obra.

VIDRIO

El reciclaje de vidrio es considerado uno de los más fáciles, pues las características del material resultan fácilmente recuperables. El vidrio de un envase puede ser reutilizado, creando uno exactamente igual al original. Los pasos para llevar a cabo el proceso son:

Limpieza inicial y separación por colores.

Rotura y trituración del vidrio.

Almacenamiento y transporte: el vidrio roto es muy denso, por lo tanto se requieren de grandes contenedores para su almacenamiento.

Procesamiento final: se realiza un lavado final en la fábrica, donde se separa residuos como plásticos, etiquetas, etc. Se funde el vidrio en un horno a altas temperaturas hasta que caen en una máquina moldeadora para que tomen la forma de un recipiente. Los recipientes enfriados son despachados a las fábricas o embotelladoras de alguna marca en particular.

Propiedades intensivas y extensivas

Existen muchos tipos de materiales que se diferencian por sus propiedades. Algunas de estas son extensivas y dependen de la cantidad de materia analizada. Entre estas podemos nombrar la masa y el volumen (que se define para una presión y temperatura determinada). Estas propiedades extensivas son aditivas.

En cambio hay otras propiedades que son intensivas y no dependen de la cantidad de materia, sino del tipo de materia analizada. Son aquellas que indican sus características particulares. Además, no son aditivas. Por ejemplo, si mezclamos dos vasos de agua, la densidad de las dos seguirá siendo la misma, no habrá cambio alguno porque la sustancia en la misma.

Dentro de este grupo de propiedades se incluirán las físicas como las químicas.

Dentro de las propiedades intensivas podemos nombrar a:

Organolépticas: se determinan a través de los sentidos. Por ejemplo, el color, el sabor, la textura y el olor.

Estados de agregación: describe el estado sólido, líquido o gaseoso de un tipo de material a una temperatura determinada. Generalmente a temperatura ambiente.

Punto de fusión: es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado sólido al líquido o viceversa.

Punto de ebullición: es la temperatura a la cual la materia pasa del estado líquido al gaseoso o viceversa.

Densidad: es la relación entre masa y volumen en condiciones de presión y temperaturas determinadas. Por ejemplo la densidad del agua es 1g/ml a 1atm y 20°C, es decir en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT).

Solubilidad: es la propiedad de disolverse en un medio líquido o gaseoso a determinada temperatura.

Dentro de las propiedades Extensivas de la Materia están la masa y el volumen. La Masa es una medida de la cantidad de materia de una muestra de cualquier material o cuerpo. Cuanto más masivo es un objeto, más fuerza se necesita para ponerlo en movimiento. En cambio el volumen, es una medida del espacio que ocupa una determinada cantidad de materia.

Las unidades de estas dos propiedades son aditivas y eso quiere decir que se pueden sumar, y son las siguientes: las de masa más frecuente son, Kg, g, mg, T (toneladas) y las de volumen son el L (litro), ml, cm3, dm3, etc.

Para diferenciar mejor las propiedades intensivas de las extensivas, tengamos en cuenta que las extensivas son aquellas que se pueden medir específicamente como masa y volumen, y las intensivas, es exclusivamente aquellas que son muy propias de cada material y las hacen únicas. 

Estados de agregación de la materia

En la tierra, la materia puede presentarse en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Sin embargo, en el conjunto del universo la mayor parte de la materia se encuentra como plasma (gas totalmente ionizado), estado en que también se halla el combustible en los reactores experimentales de fusión.

Los estados de agregación de las sustancias dependen de muchos factores, entre ellos, los tipos de uniones químicas que se establecen entre las moléculas también llamada naturaleza química, también están las condiciones de presión y temperatura normales (1 atm de presión y 273 K de temperatura). No es lo mismo decir los estados normales que las condiciones ambientales de acuerdo a la ubicación geográfica en la que se encuentran. Por ejemplo, el agua tiene un punto de fusión de 0 ° C (En regiones donde las temperaturas son inferiores a esta es común encontrar el agua en estado sólido o hielo). En cambio, en zonas donde hay actividad volcánica y las temperaturas se encuentran por encima de los 100 °C esta entra en ebullición y pasan al estado de vapor. Por otro lado, la presión atmosférica es una condición que también puede variar el estado de diferentes sustancias.

ESTADO GASEOSO

-Son fluidos porque se pueden desplazar sobre una superficie o escapar hacia el aire en todas las direcciones como el caso de los gases.

-No tienen forma definida sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene, ni volumen definido sino que tienden a ocupar todo el espacio disponible.

-Estas partículas que tienen tanto movimiento, tanta energía cinética impide que se atraigan entre sí.

-Son compresibles, disminuyen su volumen fácilmente por efecto de la presión que se ejerce sobre ellos o por disminución de la temperatura. 

-Son expansibles, aumentan su volumen por aumento de la temperatura o disminución de la presión.

-Son elásticos, una vez que cesa la causa que los comprime o expande tienden a recuperar sus dimensiones originales.

-Tienen densidades bajas, si consideramos la misma masa de un sólido, un líquido y un gas, esta última ocupará mucho más.

-Por lo tanto, su densidad será más baja. Se difunden, atraviesan materiales porosos y se mezclan con otros gases de manera espontánea y completa unos con otros.

ESTADO LÍQUIDO

-No tienen forma definida y adoptan la forma del recipiente que los contienen. Pero, a diferencia de los gases, conservan su volumen (en condiciones de presión y temperatura constantes).

-Al igual que los gases, estos son fluidos, pero no todos lo hacen con la misma velocidad. Una medida de la resistencia al flujo es la viscosidad. La miel, por ejemplo, fluye más lentamente que el agua. Decimos entonces que es más viscosa.

-En la mayoría de los casos, una sustancia en estado líquido tiene menor densidad que en estado sólido, salvo en el caso del agua, donde la densidad es mayor. 

-Son prácticamente incompresibles. Una consecuencia de la incompresibilidad de los líquidos y su incapacidad para soportar fuerzas es que trasmiten la presión en todas direcciones.

-Tienen la propiedad de capilaridad, que es la posibilidad que tiene un líquido de ascender por un tubo delgado en contra de la gravedad.

-Por lo general, se expanden cuando se incrementa su temperatura y se comprimen cuando se enfrían.

-Los objetos inmersos en algún líquido son sujetos a un fenómeno conocido como flotabilidad.

ESTADO SÓLIDO

-Tienen forma propia y volumen definido.

-No son compresibles y no fluyen.

-La masa correspondiente a un determinado volumen es elevada a su densidad. El sólido más denso conocido es el Osmio (Os) que tiene una densidad de 22,6 g/ml. El más liviano es un material artificial llamado aerogel, cuya densidad es de 1 mg/ml.

-La mayoría de los sólidos están constituidos por átomos o iones que se ubican formando un modelo tridimensional llamado estructura cristalina, por eso los sólidos, como los minerales y los metales, también son llamados cristales. En los cristales los átomos están dispuestos formando una estructura geométrica tridimensional determinada, donde existe una celda unitaria, que es la unidad básica repetitiva de disposición de partículas que constituyen el cristal.

-Los sólidos que no tienen una estructura cristalina se llaman amorfos. Los vidrios son sólidos amorfos, ya que al calentarse se ablandan y gradualmente se transforman en líquidos. Es este caso no existe un cambio de fase de solido a liquido como sucede en los cristales, a una temperatura dada.

Los cambios de estados se dan de la siguiente manera:

A parte de los clásicos estados de agregación más comunes y conocidos se encuentran otros de los cuales se conocen de forma teórica. Estos son:

ESTADO DE PLASMA

Es también conocido como el cuarto estado de la materia. Es un estado fluido similar al estado gaseoso pero en el que determinada proporción de sus partículas, están cargadas eléctricamente (ionizadas) y no poseen equilibrio electromagnético (equilibrio de cargas), por eso son buenos conductores eléctricos y sus partículas responden fuertemente a las interacciones electromagnéticas de largo alcance.1 En cierta forma y de manera sintética, el plasma se puede caracterizar como un gas ionizado.

CONDENSADO DE BOSE-EINSTEIN 

En física, el condensado de Bose-Einstein es el estado de la materia que se da en ciertos materiales a temperaturas cercanas a 0 K (Cero Kelvin o también llamado el Cero Absoluto donde se cree que la materia pierde totalmente el movimiento o energía cinética de sus partículas) La propiedad que lo caracteriza es que una cantidad macroscópica de las partículas del material pasan al nivel de mínima energía, denominado estado fundamental. El condensado es una propiedad que no tiene relación con los estados clásicos. Todas aquellas partículas que se han enfriado son fermiones, y lo que se encuentra es un líquido de Fermi.

CONDENSADO DE FERMI

El condensado fermiónico es un estado de agregación de la materia en el que la materia adquiere superfluidez. Se produce a temperaturas muy bajas, cercanas al cero absoluto. Fue creado en la Universidad de Colorado por primera vez en 1999; el primer condensado de Fermi formado por átomos fue creado en 2003.

Uniones químicas / Enlaces químicos

En la antigüedad el uso de adhesivos o pegamentos ya se utilizaban en la época de las esculturas Egipcias, hace más de 3000 años y representaba piezas delgadas de chapa pegadas a tablas de sicomoro (árbol que crece en la zona tropical de Egipto) como así también adhesivos procedentes de la cocción de huesos de animales para unir laminas de madera.
Los romanos pegaban las partes de sus embarcaciones con cera de abeja o con brea obtenida de la madera de pino. Los aztecas preferían la mezcla de sangre y barro para unir piedras en la construcción de edificios. También las antiguas imprentas asiáticas utilizaban el almidón sobre el papel para que se pueda “pegar” la tinta. Por otro lado, los manuscritos medievales utilizaban la clara de huevo para pegar el papel.
En Gran Bretaña, en 1750 se patentó el primer pegamento de origen animal, la cola de pescado. Mucho tiempo después, en el Siglo XX, aparece por accidente el primer pegamento sintético, el cianocrilato, un pegamento muy poderoso que logro pegar dos cristales (el objeto y cubre objeto de una muestra para analizar en un microscopio) mientras el Dr. Harry Coover y su compañero Fred Joyner estaban experimentando con nuevos compuestos orgánicos. Sin dudar, vieron que el cianocrilato podría ser de gran utilidad y lo patentaron. A partir de 1958, el producto comenzó a comercializarse como pegamento fuerte, más conocido, hoy en día en nuestro país por la marca “la gotita”. En la actualidad, la medicina utilizan mucho estos adhesivos de cianocrilato para suturas de tejidos humanos, aunque no está aprobado para esa utilidad.
Pero, ¿cómo actúan los pegamentos? Un adhesivo o pegamento es una sustancia que, al aplicarse sobre la superficie de un sustrato, permite una unión resistente a la separación, deslizamiento y tensión. El sistema de unión, dependerá de la fuerza de enlace del adhesivo al sustrato a nivel microscópico y la fuerza interna del adhesivo o atracción.
Pero todo fenómeno de este tipo, tiene un fundamento y explicación química a nivel atómico y molecular, en las uniones químicas.

UNIONES QUÍMICAS

Los elementos químicos que se encuentran en la naturaleza, en su mayoría se hallan formando compuestos, combinados entre sí y muy pocos se encuentran solos, o en estado fundamental. Esto se debe a que en la naturaleza los átomos de los diferentes elementos se unen entre sí porque ganan estabilidad. La energía que contienen los compuestos es más pequeña que si se encontraran los átomos solos.
Como los átomos están formados por núcleos con carga positiva y electrones con carga negativa, las fuerzas electrostáticas son las responsables de mantener unidos a dos o más átomos.

Anteriormente dijimos que los átomos se combinan con otros elementos para adquirir mayor estabilidad, salvo los gases nobles que no reaccionan con otros átomos, pero una de las preguntas que deberíamos hacernos, es ¿Por qué? Para eso debemos analizar la CEE (Configuración electrónica externa), donde encontraremos con rapidez la razón de esta  propiedad: todos tienen 8 electrones en su último nivel de energía, a excepción del He (Helio) que tiene dos electrones. Esta disposición característica es la que le da gran estabilidad a este grupo o familia.

Teoría del Octeto

En el año 1916, no fue fácil llegar a la conclusión y decir que la CEE de 8 electrones en el último nivel de energía es lo que le confiere estabilidad a los átomos. En ese tiempo Walter Kossel y el químico norteamericano Gilbert N. Lewis trataron de  entender de forma independiente, como ocurrían los enlaces químicos.

Ambos científicos basaron sus ideas en el modelo atómico de Bohr, en el que el núcleo atómico estaba rodeado de electrones ordenados en niveles energéticos concéntricos. Cada uno de los niveles solo permitía un número máximo de electrones. Cuando el nivel externo se completaba, el átomo alcanzaba la configuración electrónica de alguno de los gases nobles. Es decir, la máxima estabilidad.
Para Kossel algunos átomos llegaban a esta situación si cedían o aceptaban electrones y se convertían en aniones o cationes. Así implantaban la unión química que hoy conocemos como enlace iónico. Lewis,  en cambio, sostenía que los átomos que intervenían en una unión química lograban la máxima estabilidad cuando cada uno de ellos aporta un electrón,  compartiendo el par formado. Esta fue la primera descripción del enlace covalente.
Además él creía que los electrones de la última capa se apareaban alrededor del núcleo para formar cuatro pares. Pero nunca utilizó el término octeto. Recién el químico estadounidense Irving Langmuir quien retomo sus trabajos, para ampliarlos aun más y formular lo que en la actualidad conocemos como la teoría del octeto.
Antes de continuar con los enlaces químicos propiamente dicho, continuaremos con, como y porque los átomos ceden o ganan electrones para adquirir estabilidad.
Los electrones del último nivel de energía de los átomos son los que participan en las reacciones químicas, es decir, los que están involucrados en las uniones químicas entre dos o más átomos. La relación que existe entre el número de protones nucleares y la configuración electrónica externa (CEE) en los elementos respectivos del segundo periodo de la tabla periódica.
En el Li, el electrón del último nivel de energía es atraído por tres protones; en el Be, cada electrón del último nivel energético es atraído por cuatro protones. Así sucesivamente, si vamos hacia el Ne, veremos que aumenta la atracción ejercida por el núcleo sobre los electrones del último nivel de energía. Dicho de otra manera, a medida que nos acercamos al Ne, los átomos de los elementos tendrán mayor dificultad para ceder electrones. Podemos deducir, que los átomos de los elementos representativos de los grupos 1, 2 y 13 presentan una marcada tendencia a ceder los electrones del último nivel de energía o electrones de valencia. 

Cuando un átomo cualquiera cede estos electrones, adopta la CEE del gas noble que lo precede en la tabla periódica. Por ejemplo, el Na tiene tendencia a ceder un electrón y adoptar la CEE del Ne. En cambio, los átomos de los grupos 15, 16 y 17 tienden a aceptar electrones en su último nivel de energía para llegar al del gas noble más cercano, como el caso del Cl, tiende a tomar un electrón para llegar al del Ar.

El mecanismo de unión no se da de una sola forma, si no que pueden haber distintos casos de acuerdo a los entes químicos intervinientes. Pueden existir enlaces interatómicos (átomo-átomo) y enlaces intermoleculares (molécula-molécula). Estos también se pueden clasificar de acuerdo a la energía que contienen; hay enlaces más débiles y otros más fuertes. Los enlaces más fuertes son aquellos que ocurren entre átomos y los más débiles son aquellos entre moléculas. Veamos la clasificación general.

UNIONES INTERATÓMICAS

Las uniones mas fuertes son las que se dan entre átomos, principalmente de acuerdo a la diferencia de electronegatividad de los átomos intervinientes en la unión, estas pueden ser de tres tipos: El enlace iónico, que resulta de la interacción electrostática entre iones, que suele ser el resultado de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, el enlace metálico que se da solo entre los metales representativos y el enlace covalente, producto del compartimento de uno o más pares de electrones entre dos átomos. Pero veamos detalladamente cada uno de estos enlaces.

Enlace Covalente

El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones y tiene lugar cuando la diferencia de electronegatividad, ▲(EN), entre los elementos (átomos) es cero o menor a 1,7.

En los compuestos predominantemente covalentes, los enlaces dentro de la molécula son fuertes, pero la fuerza entre estas moléculas de este tipo (intermoleculares) son débiles. Por lo tanto las propiedades físicas como puntos de fusión y ebullición son bajos en relación con los compuestos iónicos. Explicaremos esto con detalle en un cuadro comparativo para ver las grandes diferencias que hay entre los compuestos covalentes e iónicos al final.

Continuamos con la clasificación de los enlaces covalente, Según el aporte de electrones los enlaces covalentes pueden ser:

Enlace covalente normal: Cuando cada átomo aporta un electrón al par compartido.

Ej.: A – B 

Enlace covalente coordinado o dativo: Similar al enlace covalente normal, pero con la diferencia de que dicha pareja de electrones que forma el enlace, es donada solamente por uno de los átomos combinados. El átomo que aporta el par de electrones se llama donante y el que recibe el par, aceptor.

Ej.: A→B

Según el número de pares de electrones compartidos:

a)- Covalente simple: dos átomos comparten un par de electrones;

b)- Covalente doble: dos átomos compartes dos pares de electrones;

c)- Covalente triple: dos átomos comparten tres pares de electrones.

Los enlaces covalentes de acuerdo a la polaridad del enlace pueden ser polares y no polares, que dependen de la diferencia de electronegatividad ▲(EN) que existe entre ellos.

Enlaces covalentes Polares y No Polares:

o Enlace No polar o Apolar: tal como el de la molécula de H2 (hidrogeno diatómico) el par de electrones es igualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de H tienen la misma electronegatividad, es decir que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de H. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, pero para átomos diferentes se considera no polar, si la ▲(EN) es £ 0,4. No hay diferencia en la polaridad. La r de ambas partes son iguales.

o Enlace polar: Se da cuando la nube electrónica se halla asimétricamente distribuida, la ▲(EN) va desde 0,4 a 1,7 se considera, covalente polar. Como por el caso del HCl.

Veamos algunos casos para ver como calcular y determinar cual es el tipo de unión entre los átomos y su polaridad.

Enlace Iónico

Cuando hablamos de enlace iónico, nos hace relacionar rápidamente con la palabra ión, que es un átomo o grupo de átomos con carga eléctrica. Esto nos podría suponer deducir que este tipo de unión es entre iones de carga opuesta, ya que estos se van a atraer (cargas de diferente signo se atraen y de igual signo se rechazan).

Antes de continuar es necesario recordar los conceptos sobre lo que son las propiedades periódicas de energía de ionización, electronegatividad y afinidad electrónica.
El enlace iónico puede formarse con facilidad cuando los elementos que tienen baja electronegatividad y baja energía de ionización (metales) reaccionan con elementos que tienen alta electronegatividad y afinidad electrónica negativa (no metales).

La máxima diferencia de electronegatividad en un compuesto corresponde a la unión entre flúor F (elemento de electronegatividad más alta) y el cesio Cs (elemento de electronegatividad más baja):
La diferencia de electronegatividad ▲(EN) para estos dos se calcula de la siguiente manera:

Esto significa que los electrones de la última capa del cesio están muy atraídos hacia el átomo de flúor. Sin embargo la unión entre átomos del mismo elemento tendría una electronegatividad nula.

Enlace Metálico

Casi todos los metales forman estructuras solidas en las que los átomos están dispuestos como esferas empacadas de manera compacta. El número de electrones de la capa de valencia disponibles para la formación de enlaces es insuficiente para que un átomo forme un enlace de par electrónico con cada uno de sus vecinos. Para que cada átomo comparta sus electrones enlazantes con todos sus vecinos, estos electrones deben ser capaces de moverse de una región de enlace a la otra.
Una forma muy sencilla de explicar alguna de las características más importantes de los metales, es el modelo de mar de electrones. Es este modelo, el metal se representa como un conjunto de cationes metálicos en un “mar” de electrones de valencia.

UNIONES INTERMOLECULARES

Además de las fuerzas que intervienen en la unión química entre los átomos, existen otras fuerzas de atracción que actúa entre todas las moléculas cuando estas se encuentran próximas. Estas se denominan uniones intermoleculares y son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes o metálicos. Las mismas fuerzas intermoleculares nombradas, son las que determinan si una sustancia en la naturaleza existe en forma gaseosa, líquida o sólida a una temperatura y presión determinada.

Las principales son las fuerzas de Van der Waals -en honor a su descubridor, el científico Johannes Diderick van der Waals- y las uniones de puente hidrogeno.

Fuerzas de Van der Waals

Estas fuerzas cumplen una función muy importante, que es determinar las propiedades físicas de las sustancias, como los puntos de fusión, puntos de ebullición, estados de agregación y la solubilidad. En realidad, las fuerzas de Van der Waals, es un conjunto de fuerzas que se dividen en tres, de acuerdo a su naturaleza:

Fuerzas dipolo-dipolo: Las moléculas polares se atraen entre sí porque tienen extremos con densidad de carga positiva (r+) y densidad de carga negativa (r-). Estas fuerzas existen entre las moléculas covalentes polares, debido a la atracción de las zonas de r+ de una molécula, por las zonas de r- de la otra. Estas fuerzas son efectivas solo si las moléculas están muy próximas entre sí.

Fuerzas de London o de dipolos transitorios: El continuo movimiento de sus nubes electrónicas provoca en las moléculas la aparición de dipolos indeterminados que cambian de manera constante en sentido y magnitud. Este fenómeno induce, a su vez, la formación de otro dipolo en una molécula vecina y así sucesivamente, lo que produce una atracción débil entre las diferentes moléculas. Los dipolos también se los conoce como fuerzas de London, en honor al físico alemán Fritz W. London.

Fuerzas ión-dipolo: Aunque no son estrictamente fuerzas intermoleculares, se las considera como fuerzas de Van der Waals. Se producen entre compuestos iónicos y moléculas covalentes polares. El polo con densidad de carga negativa (r-) de una molécula atrae al ión positivo o catión y el polo con densidad de carga positiva (r+) atrae al ión negativo o anión. Este fenómeno ocurre especialmente en las disoluciones de compuestos iónicos en solventes polares con el nombre de solvatación cuando el solvente es cualquier molécula polar. Se llama hidratación al mismo fenómeno, pero cuando el solvente es el agua.

Uniones de Puente hidrógeno

El enlace por puente hidrógeno se forma, cuando un átomo de hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo por un enlace covalente (en una molécula polar) interacciona con un par electrónico no compartido de otro átomo, altamente electronegativo. Siempre que haya FON (flúor, oxígeno y nitrógeno)  se establece un enlace de “puente” hidrógeno estable entre ambas moléculas.

El fluoruro de hidrógeno (HF) constituye un ejemplo importante de presencia de puentes hidrógeno. En este caso, debido a la naturaleza fuertemente electronegativa del F, los 6e- no compartidos  pasaran la mayor parte del tiempo sobre el átomo de F, generando una alta  r- y una alta r+ en el átomo de H.

En el caso del agua (H2O) la r+ está marcada en los extremos donde se ubica en H y la r- en el O que tiene 4e- no compartidos. También así, el amoniaco (NH3) que tiene 2e- no compartidos del O con r- y una r+ en los átomos de H, que harán puente con el O de otra molécula que este más próxima. A continuación se verá esquematizado lo dicho anteriormente más de cerca.

Configuración electrónica

"...La configuración electrónica es la forma en la que se distribuyen los electrones de un átomo en los diferentes niveles y orbitales..."

Tengamos en cuenta que un orbital es la zona o región del átomo donde la probabilidad de encontrar al electrón es alta.
Para describir la distribución de los electrones entorno al núcleo se necesitan 4 números llamados cuánticos, que son: n, l, ml y s o ms.

Número cuántico principal (n)

Este es el nivel de energía, y corresponde al tamaño o volumen del átomo. Los niveles van de 1 a 7. Este nivel de energía aumenta con el valor de n, lo que significa que un electrón que se encuentre en el primer nivel de energía tiene menor energía que uno que esté en el tercero o cuarto nivel. Cuanto mayor el el valor de n, mayor es el volumen atómico, y los electrones que tenga se encontrarán más lejos del núcleo del átomo. En cuanto a la energía del electrón, este aumentará con el valor de n.

Número cuántico secundario o angular(l)

Este define la forma del orbital en el espacio de forma tridimensional (3D). Cada número cuántico angular corresponde a un subnivel de energía para los orbitales de un átomo, dichos subniveles son:

Orbitales de tipo s o sharp (nítido) de este existe de 1 tipo. Es de forma esférica

Orbitales de tipo p o principal (principal) de este existen de 3 tipos

Orbitales de tipo d o diffuse (difuso) de este existen de 5 tipos

Orbitales de tipo f o fundamental (fundamental) de este existen de 7 tipos

En cada orbital existe un máximo de 2 electrones, por lo que corresponde decir que:

-En el orbital s se pueden colocar 2 electrones
-En el orbital p se pueden colocar 6 electrones
-En el orbital d se pueden colocar 10 electrones
-En el orbital f se pueden colocar 14 electrones

Número cuántico magnético (ml)

Este define la orientación espacial del orbital con respecto a un conjunto de ejes de coordenadas estándar.
Toma valores enteros, negativos y positivos. Estos van desde -l hasta +l.

Número cuántico Spin (s) también como (ms)

Este se refiere al giro del electrón en torno a su eje de rotación. El electrón, al girar, genera un campo magnético, y se comporta como un pequeño imán. A este movimiento se le asignan dos valores, - 1/2 y +1/2, que representan un giro hacia la izquierda y hacia la derecha de dicho eje.

Como hay sólo dos posibilidades de giro, en cada orbital deben existir como máximo 2 electrones de distinto spin (antiparalelos). 

Para ubicar los electrones en los orbitales se acostumbra a representar al electrón de menor energía como a aquel tiene valor +½.

Principio de Hund: Los electrones se ubican en cada uno de los orbitales, con el spin de menor energía, y una vez que todos los orbitales contienen el electrón de menor energía, se aparean con el electrón de spin contrario.

Principio de Pauli: En un átomo no pueden existir dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales.

Principio de Aufbau: Los electrones en el átomo se ubican primero en los orbitales de menor energía,
mientras que los orbitales de mayor energía solo se ocupan cuando se completa la capacidad de los de menor energía.

Cada orbital tiene un valor correspondiente a l

-El orbital s tiene un valor de l = 0
-El orbital p tiene un valor de l = 1
-El orbital d tiene un valor de l = 2
-El orbital tiene un valor de l = 3

Para escribir la configuración electrónica de un elemento, debemos ser el siguiente para colocar los electrones (de menor a mayor energía).

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s

Lo anterior es posible resumirlo en el siguiente esquema, en donde sólo hay que seguir la dirección de la flecha.

Es la descripción de la forma en que los orbitales de un átomo están ocupados por sus electrones. En cuanto al orden de llenado, de los orbitales se rige por el principio de Aufbau (construcción, en Alemán).
Este principio dice que el llenado se comienza por los de menor energía. Además, que un orbital solo puede tener dos electrones con spines opuestos (- 1/2 y +1/2), cumpliendo con el principio de exclusión de Pauli (en un átomo no puede haber dos electrones con los mismos números cuánticos).
Si hay disponibles dos o más orbitales de la misma energía (orbitales degenerados), los electrones se colocan de uno en uno hasta que todos queden semillenos. Sólo entonces un segundo electrón llena cada uno de los orbitales (regla de Hund).

Existe otra forma de nombrar la configuración, y es reemplazar él último nivel completo de un átomo por el gas noble inmediatamente ante, y esto encerrado en corchete:

Por ejemplo para el K (Z= 19)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (Forma desarrollada)

El último nivel completo lo reemplazamos por el gas noble que se encuentre antes del Potasio, que sería el Argón, y me quedaría así:

[Ar] 3p5 (Forma condensada o simplificada)

Otra manera de armar la configuración electrónica de un elementos es a través de las consecutivas formas de los gases nobles o inertes que se encuentran con la configuración electrónica completa (regla del octeto).

Actividad: realizar la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos.

Al (Z= 13)
Ag (Z= 47)
Sr (Z=38)