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Cómo funcionan las soluciones químicas

 

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EJEMPLOS DE MEZCLAS HETEROGÉNEAS:

  • Mezcla de arena y agua en un vaso: si se deja el recipiente en reposo, dada la diferencia de densidad entre la arena y el agua, debido a la acción de la gravedad, la arena -de mayor densidad- se sitúa en la parte inferior del vaso. Ambas sustancias quedan separadas en dos partes individuales. Cada una de estas dos partes de la mezcla se denomina fase. Una fase es la del agua y la otra fase es la arena situada en la parte inferior del vaso.
     
  • Mezcla de aceite y agua en un vaso: dada la diferencia de densidad entre el aceite y el agua, debido a la acción de la gravedad, el agua -de mayor densidad- se sitúa en la parte inferior del vaso. Ambas sustancias quedan separadas en dos capas individuales. Cada una de estas dos partes de la mezcla se denomina fase. Una fase es la del agua en la parte inferior y la otra fase es la del aceite en la parte superior del vaso.
     
  • Mezcla de aceite y agua en un vaso: Una fase de la mezcla son las monedas metálicas y la otra fase es el agua.
     
  • Mezcla de verduras en una ensalada: Cada verdura representa una fase de la mezcla heterogénea.

 
EJEMPLOS DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS:

  • Solución de sal disuelta en agua: sustancia sólida (sal) disuelta en una sustancia líquida (agua).
     
  • Perfume: sustancias líquidas (aceites esenciales) disueltas en una sustancia líquida (alcohol).
     
  • Solución de azúcar disuelta en agua: sustancia sólida (azúcar) disuelta en una sustancia líquida (agua).
     
  • Acero: sustancia sólida (carbono) disuelta en una sustancia sólida (hierro).
     
  • Agua Carbonatada: sustancia gaseosa (Dióxido de Carbono - CO2) disuelta en una sustancia líquida (agua).

 
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Fuentes de información:

 
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Creada por dream. Para su edición fueron utilizadas también fotografías con licencias Creative Commons tomadas por terceros:

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La siguiente es una explicación breve de qué son: la materia, las sustancias puras, los elementos químicos, los compuestos químicos, las mezclas, las propiedades físicas y las propiedades químicas.

  • Materia: cualquier cosa que tiene masa y ocupa espacio. Todo lo que se ve y toca en la naturaleza, desde las partículas más pequeñas hasta las estrellas más masivas es materia. Todo lo que se ve y toca en la naturaleza está compuesto por átomos, y cada átomo está compuesto por partículas subatómicas (protones, neutrones, electrones). Los átomos se clasifican en distintos tipos de elementos químicos. Hasta el año 2019 se conocían 118 tipos de elementos químicos. Innumerables combinaciones de elementos químicos forman compuestos químicos (se conocen millones de compuestos químicos).
     
  • Sustancia pura: una sustancia pura es un tipo de materia que no puede ser subdividido en otros tipos de materia a través de métodos físicos (filtración, decantación, sedimentación, sublimación, evaporación, extracción, centrifugación, cromatografía, tamizado, destilación). El agua, el oro, la sal, el azúcar, el dióxido de carbono, el silicio, etc, son ejemplos de sustancias puras que no pueden ser divididas en otras partes que las componen a tavés de métodos físicos. Las muestras de una sustancia pura, contienen solamente a esa sustancia pura y nada más. Ej: el agua es agua y nada más, el azúcar contiene a esa sustancia y nada más. Las sustancias puras pueden ser tanto elementos químicos como compuestos químicos (moléculas compuestas por átomos).
     
  • Elementos químicos: son las sustancias puras más elementales, ya que no solo no pueden ser subdivididos en sustancias puras más elementales a través de métodos físicos, sino que tampoco pueden ser subdivididos a través de técnicas químicas. Los elementos químicos son átomos, y por eso no pueden ser subdivididos ni por medios físicos ni por medios químicos. Para subdividir a los átomos hay que aplicar técnicas nucleares que no pertenecen al ámbito de la química. Por lo tanto, son químicamente indivisibles.
     
  • Compuestos químicos: son sustancias puras que no pueden subdividirse en dos o más sustancias puras que las componen mediante métodos físicos, aunque sí pueden subdividirse a través de técnicas químicas. Por ejemplo, el agua (compuesta por 2 átomos de Hidrógeno y 1 átomo de Oxígeno - H2O) no puede ser separada mediante métodos físicos, pero sí puede ser separada mediante técnicas químicas. La sal común (compuesta por 1 átomo de Sodio y un átomo de Cloro - NaCl) no puede ser subdividida a través de medios físicos, pero sí puede ser subdividida mediante técnicas químicas. Las técnicas químicas más utilizadas consisten en reacciones químicas en las que una sustancia interactúa químicamente con otra, sus partes se separan y forman otros compuestos químicos nuevos.

    Por ejemplo: cuando el Hidróxido de Sodio (NaOH) y el Ácido Clorhídrico (HCl) interactúan -o sea reaccionan químicamente-, sus partes se separan para formar sal común y agua (NaOH + HCl → NaCl + H2O). Como puede observarse en el ejemplo anterior, la cantidad de elementos químicos en los compuestos que reaccionan (Na, O, H, Cl) coincide con la cantidad de elementos en los compuestos nuevos que se forman.
     

  • Mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias puras en las que cada sustancia conserva su identidad química dado que están combinadas físicamente y no químicamente. Por ejemplo, en una solución de sal disuelta en agua (NaCl y H2O), tanto la sal como el agua no reaccionan químicamente entre sí, y conservan su composición de NaCl y H2O, es decir, siguen siendo sal y agua.

    Existen dos tipos de mezclas: homogéneas y heterogéneas.

    Las mezclas homogéneas son aquellas cuyas sustancias que las componen no se distinguen visualmente, ni siquiera utilizando un microscopio. Es decir, las partes que componen a la mezcla no pueden verse de manera separada y la mezcla aparenta ser visualmente uniforme. Por ejemplo, cuando se disuelve sal en agua se forma una mezcla homogénea en la que la sal y el agua no se ven de forma separada y aparentan tener una composición uniforme, como si se tratara de una sola sustancia pura. Lo mismo ocurre al disolver azúcar en agua, lo que se ve es un líquido uniforme, y el azúcar no aparece separada del agua.

    Es necesario recordar que las sustancias que forman parte de las mezclas homogéneas no reaccionan químicamente entre sí. Sencillamente, estas mezclas aparentan tener una composición uniforme en la que las sustancias que las componen no se distinguen visualmente de forma individual o separadas entre sí. Una mezcla homogénea puede confundirse visualmente con una sustancia pura, aunque no lo es.

    Por el contrario, las mezclas heterogéneas son aquellas cuyas sustancias que las componen se distinguen visualmente, o sea que las partes que componen a la mezcla pueden verse de forma separada. Por ejemplo, si se mezcla agua con aceite, las partes que componen a la mezcla -o sea el agua y el aceite- aparecen separadas a simple vista. Otro ejemplo de mezcla heterogénea es el de arena con agua, en la que la arena y el agua pueden distinguirse visualmente, ya que la arena se dirige hacia el fondo del recipiente, por lo que tanto el agua como la arena pueden verse de forma separada.

    Las disoluciones (también conocidas como soluciones químicas o sencillamente soluciones) son mezclas homogéneas.

    Las mezclas pueden separarse a través de métodos físicos. Como ejemplos pueden mencionarse los siguientes: en la disolución de sal en agua, la sal puede separarse del agua mediante evaporación de esta última. En la mezcla heterogénea de arena y agua, la arena puede ser filtrada o colada para quedar separada del agua.
     

  • Propiedades físicas: son las propiedades que pueden observarse en una sustancia o en una mezcla de sustancias, sin que se modifique la composición química de estas sustancias. Las propiedades físicas de una sustancia o de una mezcla de sustancias son: el color, la forma, estado de agregación (esto significa si la sustancia se encuentra en estado sólido, líquido o gaseoso), punto de ebullición, punto de fusión (esto significa a qué temperatura una sustancia pasa de estado sólido a líquido), densidad (masa por unidad de volumen de una sustancia), entre otras.

    Ej: El punto de fusión del agua es 0 ºC (esto significa que pasa a estado líquido a 0 ºC), es incolora, su punto de ebullición es 100 ºC, la densidad del agua es 0.9998395 gramos por cada mililitro a una temperatura de 4 ºC, su densidad varía de acuerdo a la temperatura. Cualquier variación en las propiedades físicas del agua no afecta a su composición química, por lo tanto, a pesar de los cambios de sus propiedades físicas, el agua sigue siendo agua.
     

  • Propiedades químicas: son las propiedades que pueden observarse en una sustancia pura y que indican la capacidad que tiene dicha sustancia de transformarse en una nueva sustancia química, o de resistirse a la transformación química al interactuar con otra sustancia. Esto significa que las propiedades químicas de un compuesto indican cómo, cuando y por qué se modifica su estructura molecular al interactuar con otra sustancia para formar un nuevo compuesto. Algunas de las propiedades químicas son: la inflamabilidad (capacidad de combustión de una sustancia, esto es su capacidad de reaccionar con oxígeno para generar un óxido y energía en forma de luz o calor), descomposición por altas temperaturas o resistencia a la descomposición (ej: si se calientan ciertos compuestos, se rompen los enlaces químicos que mantienen unidos a los elementos que los componen), nivel de reactividad química de una sustancia con otra sustancia para formar nuevos compuestos.

    Ej: el nivel de reactividad del Hidróxido de Sodio (NaOH) con el Ácido Clorhídrico (HCl) es alto, por lo tanto, cuando interactúan, sus estructuras químicas se modifican para formar nuevos compuestos. Sus partes se separan para formar sal común y agua (NaOH + HCl → NaCl + H2O).

Las disoluciones (al igual que toda mezcla) están compuestas por dos o más sustancias puras que no reaccionan químicamente entre sí (las propiedades químicas de cada sustancia pura de la mezcla no se alteran). Sin embargo, las propiedades físicas (por ejemplo temperatura de ebullición) de la solución pueden ser diferentes a las propiedades físicas de cada sustancia que la compone (ej: si se disuelve sal en agua, la temperatura de ebullición del agua aumenta, esto significa que se requiere una mayor temperatura para que el agua hierva si contiene sal).

Las sustancias que componen a una disolución -y a cualquier mezcla en general- pueden separarse por medios físicos como: filtración, colación, selección manual, decantación, centrifugación, destilación, entre otros. La técnica requerida para separar una mezcla varía dependiendo de la clase de mezcla y sus componentes.
 
 
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Una disolución (solución química) es una mezcla homogénea en la que las moléculas de una sustancia se distribuyen de manera uniforme a lo largo y lo ancho de un medio o sustancia que se encuentra en mayor cantidad. Las sustancias de menor cantidad -o sea que son minoría- en una solución, se conocen con el nombre de solutos. La sustancia de mayor cantidad -o sea que es mayoría- en una solución, se conoce con el nombre de solvente (también se lo denomina disolvente y significa exactamente lo mismo).

Si se disuelve una cucharada de sal en un litro de agua, la sal es el soluto de la disolución, mientras que el agua es el solvente, ya que se encuentra en mayor proporción que la sal.

En una disolución, las moléculas de soluto se distribuyen uniformemente en un solvente que se encuentra en mayor concentración (la concentración es la proporción de una sustancia sobre el total de la solución). En una solución de sal en agua, las moléculas de sal se distribuyen de forma uniforme por todo el recipiente con agua, por lo que si se toma una muestra de la solución de cualquier parte del recipiente y en cualquier cantidad, la concentración de sal disuelta en relación a la concentración de agua siempre es la misma, independientemente de la cantidad que se toma como muestra.

Ej: si se toma una muestra de 1 mililitro de cualquier parte de la solución, la concentración de soluto que se registra en cada mililitro de la solución es la misma.

El soluto puede ser sólido, líquido o gaseoso. Sal en agua, o azúcar en agua son ejemplos de solutos sólidos, mientras que oxígeno en aire es ejemplo de soluto gaseoso.

El soluto puede disolverse en un solvente cuando las fuerzas de atracción entre las moléculas de soluto y solvente son suficientemente fuertes como para que las moléculas de solvente rodeen a las moléculas de soluto (en la última parte del artículo Qué son las disoluciones y cómo se forman, se explica qué ocurre a nivel molecular cuando se forman las disoluciones). Por lo tanto, la solubilidad de un determinado soluto en un tipo de solvente específico depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas que forman al solvente y al soluto. Si las fuerzas de atracción entre las moléculas de soluto y solvente no son suficientemente fuertes o sencillamente no hay fuerzas de atracción, se dice que el soluto es insoluble en aquel solvente. Ej: la sal es soluble en agua, por ende se puede formar una disolución, mientras que el aceite es insoluble en agua, por lo tanto no se puede formar la disolución. Aquí se explica cómo determinar si una sustancia es soluble en otra.

El solvente es la sustancia en la que uno o más compuestos químicos se disuelven para formar una solución. El solvente ocupa la mayor porción de la solución. Normalmente, los solventes son líquidos aunque también pueden ser sólidos o gaseosos, por ejemplo el aire es una solución gaseosa en la que el solvente es el nitrógeno (78,08% del aire está compuesto por nitrógeno) y en la que hay disueltos una variedad de gases (Oxígeno, Argón, Dióxido de Carbono, vapor de agua).

El agua puede disolver a una enorme variedad de sustancias, por lo que se la considera un excelente solvente. El agua suele ser definida como el solvente universal porque puede disolver más sustancias que cualquier otro líquido. Es por eso que el agua es tan importante para la vida, ya que al circular en el interior o a través de los cuerpos de seres vivos, lleva disueltas sustancias químicas (nutrientes, minerales, etc) que son indispensables para el funcionamiento de las células que componen a los organismos vivos.

Lo que convierte al agua en un excelente solvente es su composición química. Las moléculas de agua (H2O) presentan polaridad eléctrica, en la que los átomos de Hidrógeno tienen carga eléctrica positiva y el átomo de Oxígeno tiene carga eléctrica negativa. Esto causa la atracción de moléculas de compuestos químicos con polaridad o diferencia de carga eléctrica.

Por ejemplo, en la sal común (Cloruro de Sodio, NaCl), el Sodio (+Na) tiene carga positiva, mientras que el Cloro (-Cl) tiene carga negativa. Esto provoca que la atracción del Oxígeno (O) del agua hacia el Sodio (+Na), y de los átomos de Hidrógeno hacia el Cloro (-Cl) resulte en que las moléculas de agua rodeen al Sodio y al Cloro de la sal, y así se genere la disolución de sal en agua. Aquí se explica con mayor detalle cómo ocurre esto.  

 
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Cuando en una mezcla heterogénea las partículas de una sustancia que se dispersan en otra sustancia tienen un tamaño superior a 100 nanómetros, se obtiene una suspensión (1 nanómetro equivale a una mil millonésima de metro, o una millonésima de milímetro).

Las suspensiones son mezclas heterogéneas en las que partículas insolubles, al mezclarse con otra sustancia, debido a su tamaño mayor a 100 nanómetros no pueden mantenerse suspendidas permanentemente en la otra sustancia. En un principio, tras agitarse la mezcla, las partículas se dispersan y quedan suspendidas, pero luego de cierto tiempo de reposo terminan depositadas en el fondo del recipiente y separadas del resto.

Debido a su tamaño, en las suspensiones las partículas no pueden resistir a la acción de la gravedad y acaban depositadas en el fondo de la mezcla. Además, pueden separarse de la otra sustancia de la mezcla por filtración.

Otra característica de las suspensiones es que a causa del gran tamaño de las partículas suspendidas, la luz se dispersa al intentar traspasar a la mezcla (debido al rebote de la luz contra la superficie de las partículas que tienen forma irregular). Por lo tanto, las suspensiones no son transparentes.

Ejemplos de suspensiones son: la mezcla de arena en agua, la mezcla de polvo de cacao en leche, el jugo de naranja exprimido, lodo en agua, entre otros.

Ej: luego de exprimirse una naranja, la pulpa se dispersa por toda la mezcla y se mantiene suspendida por un rato. Sin embargo, más tarde acaba depositada en el fondo, separada de la parte acuosa de la mezcla.
 

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Los coloides son mezclas que tienen propiedades similares a las de disoluciones, aunque en realidad no son disoluciones.

Un coloide es una mezcla en la que una sustancia insoluble no se disuelve en otra sustancia que se encuentra en mayoría, sino que sus partículas se dispersan en la mezcla sin disolverse.

En un coloide el tamaño de las partículas de la sustancia que se dispersa tienen un tamaño intermedio entre aquel de una mezcla heterogénea y el que debería tener un soluto para ser soluble. En una solución las moléculas de soluto tienen tamaños inferiores a 1 nanómetro (1 nanómetro equivale a la millonésima parte de un milímetro, y se simboliza nm). Las partículas que se dispersan en un coloide tienen por lo general un tamaño de entre 1 nm y 100 nm (igualmente, pueden encontrarse algunos coloides con partículas dispersas algo mayores a los 100 nm). Las partículas que se dispersan en suspensiones tienen un tamaño superior a 100 nm. Las suspensiones son mezclas heterogéneas.

A diferencia de lo que ocurre con las disoluciones, en el caso de los coloides no se utilizan los términos soluto y solvente para indicar a las partes que los componen. En los coloides las partículas que se dispersan se denominan fase dispersa, y la sustancia en la que se dispersan se denomina medio dispersante.

  • Las partículas que se dispersan en un coloide no pueden verse a simple vista, dado que son mucho más pequeñas que en una mezcla heterogénea. En este sentido, los coloides se parecen a las soluciones, ya que en estas últimas el soluto no puede detectarse a simple vista.
     
  • A diferencia de las partículas de una mezcla heterogénea común, las partículas que se dispersan en un coloide no se depositan en el fondo de la mezcla por acción de la gravedad porque son mucho más pequeñas que en las mezclas heterogéneas. Las partículas dispersas se mantienen suspendidas en el medio dispersante sin importar el tiempo transcurrido. Por el contrario, en las suspensiones, luego de un rato las partículas de la sustancia que se mezcla con otra terminan depositadas en el fondo de la mezcla por acción de la gravedad.
     
  • Las partículas dispersas en un coloide no pueden ser filtradas, dado que son más pequeñas que los poros del filtro. En este sentido, la fase dispersa de un coloide se comporta de la misma manera que lo haría el soluto de una solución.
     
  • Sin embargo, las partículas dispersas en un coloide no son suficientemente pequeñas como para no ser visibles cuando son iluminadas por un haz de luz. Entonces, a diferencia de las soluciones cuyos solutos son invisibles tanto a simple vista como al ser iluminados por un haz de luz, en el caso de los coloides su fase dispersa es invisible a simple vista, pero sí se puede distinguir si se la ilumina con un haz de luz.

Cuando un haz de luz pasa a través de una disolución, éste no puede ser visto o detectado, y la atraviesa. Sin embargo, cuando pasa a través de un coloide, la luz sí puede verse porque las partículas dispersas son más grandes que las de un soluto, y al ser iluminadas hacen que la luz se refleje. Lo que ocurre es que debido al gran tamaño y la forma irregular de las partículas, la luz rebota contra distintas partes de sus superficies y se refleja en varias direcciones, haciendo que dicha luz -así como las partículas en las que se refleja- sean detectadas a simple vista al iluminarse el coloide. Este fenómeno se denomina Efecto Tyndall, ya que el primero en describirlo fue el físico irlandés John Tyndall (1820-1893). Por lo tanto, una manera sencilla de definir al Efecto Tyndall es la siguiente:

El Efecto Tyndall es el fenómeno que permite ver a las partículas de un coloide cuando es atravesado por un haz de luz.

Ejemplos:

  1. Normalmente, el aire es transparente a simple vista. Sin embargo, cuando en una sala sin luces encendidas y únicamente iluminada por una ventana que da al exterior, penetra un haz de luz solar, se pueden ver a simple vista partículas dispersas en el aire que aparentemente se mueven de forma aleatoria. El aire es una solución gaseosa compuesta por Nitrógeno (78,08%), Oxígeno (20,95%), Argón (0,93%), Dióxido de Carbono (0,03%), y el 0,01% restante por otros gases, incluyendo vapor de agua. Pero el aire además tiene partículas sólidas dispersas que forman una mezcla coloidal y que pueden distinguirse a simple vista cuando son iluminadas por un haz de luz.
     
  2. La leche (un coloide) es blanca porque la luz se dispersa en varias direcciones al reflejarse en las partículas coloidales que contiene.

 
En el cuerpo humano se encuentran diversos tipos de mezclas coloidales. El principal coloide del cuerpo humano es la sangre, ya que contiene células y sustancias dispersas de tamaños mayores a 1 nanómetro.

Por lo general, las partículas que se dispersan en coloides son moléculas que se atraen entre sí y forman conjuntos o conglomerados moleculares, aunque no es éste siempre el caso. Algunos tipos de proteínas tienen moléculas lo suficientemente grandes como para dispersarse individualmente y formar un coloide.

Normalmente, no se encuentran coloides con partículas dispersas mayores a 100 nanómetros, ya que por acción de la gravedad, estas partículas se depositarían en el fondo de la mezcla (igualmente, hay algunas excepciones). Por ejemplo, en una mezcla de agua con lodo recién revuelta, luego de un rato las partículas de lodo se depositan en el fondo del recipiente que la contiene, formándose una capa de lodo en la parte de abajo, separada del agua clara que se acumula por encima. Este tipo de mezclas heterogéneas con partículas dispersas mayores a los 100 nanómetros se denominan suspensiones.

Las suspensiones son mezclas heterogéneas que contienen partículas dispersas que son suficientemente grandes como para depositarse luego de un rato, por acción de la gravedad, en el fondo de la mezcla.

Ejemplos de coloides son: la leche (diminutas partículas líquidas de grasa animal y proteínas que no se disuelven, se encuentran suspendidas y dispersas en una solución líquida de agua con carbohidratos), sangre (mezcla heterogénea de células suspendidas y dispersas en plasma), pintura (partículas de pigmentos dispersas en un medio líquido).

Los coloides se subclasifican según el estado de agregación (esto se refiere a si la sustancia se encuentra en estado sólido, líquido o gaseoso) de la sustancia que se dispersa (fase dispersa) y del estado de agregación del medio en el que se dispersa (medio o fase dispersante):

  • Sol: un tipo de coloide en el que las partículas de la sustancia que se dispersa son sólidas, y el medio en el que se dispersa es líquido (Ej: pintura, fluidos celulares, sangre).
     
  • Emulsión: un tipo de coloide en el que tanto la sustancia dispersa como el medio dispersante son líquidos (Ej: leche, crema).
     
  • Espuma: un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa se encuentra en estado gaseoso y el medio dispersante es líquido (Ej: crema batida, espuma de jabón).
     
  • Espuma sólida : un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa se encuentra en estado gaseoso y el medio dispersante es sólido (Ej: malvaviscos).
     
  • Aerosol: un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa es un sólido o líquido y el medio dispersante es gaseoso (Ej: humo, niebla, espray en aerosol, nubes).
     
  • Gel: un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa es un líquido y el medio dispersante es sólido (Ej: gelatina)

 
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El Efecto Tyndall es el fenómeno que permite distinguir a las partículas dispersas en una mezcla coloidal cuando es iluminada por un haz de luz.

A diferencia de lo que ocurre con las disoluciones, en el caso de los coloides no se utilizan los términos soluto y solvente para indicar a las partes que los componen. En los coloides las partículas que se dispersan se denominan fase dispersa, y la sustancia en la que se dispersan se denomina medio dispersante.

Las partículas que se dispersan en un coloide no pueden verse a simple vista, dado que son mucho más pequeñas que en una mezcla heterogénea de tipo suspensión. En este sentido, los coloides se parecen a las soluciones, ya que en estas últimas el soluto no puede detectarse a simple vista.

Las partículas dispersas en un coloide no son suficientemente pequeñas como para no ser visibles cuando son iluminadas por un haz de luz. Entonces, a diferencia de las soluciones cuyos solutos son invisibles tanto a simple vista como al ser iluminados por un haz de luz, en el caso de los coloides su fase dispersa es invisible a simple vista, pero sí se puede distinguir si se la ilumina con un haz de luz.

Cuando un haz de luz pasa a través de una disolución, éste no puede ser visto o detectado, y la atraviesa. Sin embargo, cuando pasa a través de un coloide, la luz sí puede verse porque las partículas dispersas son más grandes que las de un soluto, y al ser iluminadas hacen que la luz se refleje.

En la segunda fotografía de la imagen de arriba puede observarse que la luz atraviesa al recipiente de la izquierda sin reflejarse (este recipiente contiene una solución). Sin embargo, al iluminarse el recipiente de la derecha (este recipiente contiene un coloide), la luz se refleja y dispersa en varias direcciones, dando un aspecto visual de mayor opacidad

Lo que ocurre es que debido al gran tamaño y la forma irregular de las partículas, la luz rebota contra distintas partes de sus superficies y se refleja en varias direcciones, haciendo que dicha luz -así como las partículas en las que se refleja- sean detectadas a simple vista al iluminarse el coloide. Este fenómeno se denomina Efecto Tyndall, ya que el primero en describirlo fue el físico irlandés John Tyndall (1820-1893). Por lo tanto, una manera sencilla de definir al Efecto Tyndall es la siguiente:

El Efecto Tyndall es el fenómeno que permite ver a las partículas de un coloide cuando es atravesado por un haz de luz.

Ejemplos:

  1. Normalmente, el aire es transparente a simple vista. Sin embargo, cuando en una sala sin luces encendidas y únicamente iluminada por una ventana que da al exterior, penetra un haz de luz solar, se pueden ver a simple vista partículas dispersas en el aire que aparentemente se mueven de forma aleatoria. El aire es una solución gaseosa compuesta por Nitrógeno (78,08%), Oxígeno (20,95%), Argón (0,93%), Dióxido de Carbono (0,03%), y el 0,01% restante por otros gases, incluyendo vapor de agua. Pero el aire además tiene partículas sólidas dispersas que forman una mezcla coloidal y que pueden distinguirse a simple vista cuando son iluminadas por un haz de luz.
     
  2. La leche (un coloide) es blanca porque la luz se dispersa en varias direcciones al reflejarse en las partículas coloidales que contiene.

En la imagen de arriba se puede observar tanto en la primera fotografía de la izquierda, así como en la tercera, los rayos del sol reflejados en las partículas dispersas en el aire. Pueden notarse debido a la penetración de los rayos de luz solar a través de los espacios que hay entre los árboles del bosque. El bosque tiene menor nivel de iluminación que el entorno exterior, debido a la cantidad de árboles que tapan a la luz. De esta manera, estos espacios entre los árboles generan un efecto similar al de ventanas en una habitación que dejan pasar a los haces de luz solar. Estos haces de luz solar iluminan a las partículas dispersas en el aire del bosque.

En la cuarta imagen a la derecha, se observa el Efecto Tyndall en el Panteón de Roma, causado por la luz que entra a través de la abertura central (óculo) de la cúpula del edificio. Este haz de luz solar se dispersa al reflejarse en las partículas dispersas en el aire del interior del Panteón.

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A causa de su gran polaridad eléctrica, el agua es un excelente solvente de compuestos covalentes polares y iónicos, ya que las moléculas de agua atraen electrostáticamente tanto a iones como a compuestos covalentes polares, y de esta manera forman disoluciones. Por ejemplo, un compuesto iónico como el Cloruro de Sodio (NaCl), normalmente llamado sal común, es altamente soluble en agua (H2O) debido a la fuerte atracción electrostática entre el ion positivo Na+ y el polo negativo del agua (O) por un lado, y entre el ion negativo Cl- y los polos positivos del agua (H) por otro. De esta manera, cuando se mezcla sal con agua, cada uno de sus iones Na+ y Cl- es atraído y rodeado por moléculas de agua. Exactamente de esto se trata una disolución: que las moléculas o iones de un soluto sean atraídas y rodeadas por las moléculas de un solvente.

Cuando las moléculas de un solvente (por ejemplo agua) rodean a las moléculas o iones de un soluto (por ejemplo Cloruro de Sodio) se dice que ocurre la solvatación de las moléculas o iones del soluto. En el ejemplo anterior, las moléculas de agua solvatan a los iones Na+ y Cl-.

Cuando se disuelve un compuesto iónico (soluto) en un solvente polar, las moléculas polares del solvente ejercen una gran atracción sobre los iones con carga eléctrica. Dado que las fuerzas de atracción electrostática entre los iones del soluto y las moléculas del solvente son muy fuertes, los iones del soluto se separan, son rodeados por las moléculas de solvente y se dispersan en la solución, o dicho con otras palabras, se disuelven. Este tipo de interacciones intermoleculares entre moléculas de un solvente polar y iones de un soluto se denominan interacciones ion-dipolo. Se llaman así porque las fuerzas de atracción ocurren entre dipolos de moléculas polares y iones.

La mayoría de los compuestos iónicos son solubles en agua, aunque hay varias excepciones. Estas excepciones se dan cuando las fuerzas de atracción entre los iones de un compuesto iónico son demasiado altas y las fuerzas de atracción entre los iones y las moléculas de agua no son suficientes para separarlos. Ej: AgBr, AgCl2.

En química, la disolución de un compuesto iónico sólido en agua se representa de la siguiente manera.

Para el NaCl:
NaCl(s) Na+(ac) + Cl-(ac)
donde NaCl(s) se refiere a Cloruro de Sodio en estado sólido, mientras que Na+(ac) + Cl-(ac) a iones Sodio y Cloro disueltos en agua

 
Descripción del proceso de disolución de sal común en agua

  1. Se mezcla sal (Cloruro de Sodio - NaCl) con agua (H2O).
     
     
  2. Vista de un sector del recipiente a nivel molecular. En la imagen se observan las moléculas de agua (H2O). Las moléculas de agua son altamente polares. Cada molécula de agua está compuesta por 1 átomo de Oxígeno (O) y 2 átomos de Hidrógeno (H) que forman dos enlaces covalentes polares de tipo H-O en los que el Hidrógeno se comporta como polo positivo y el Oxígeno como polo negativo. Por lo tanto, cada molécula de agua posee 2 polos positivos y 1 polo negativo. A temperatura ambiente el agua se encuentra en estado líquido.
     
     
  3. En estado sólido, los átomos que componen a la sal común (NaCl), Sodio (Na) y (Cl) están acomodados en formato cúbico. Cada una de estas estructuras se denomina cristal cúbico de sal. Estos cristales son los granos de sal.

    El Sodio (Na) tiene 11 protones (carga eléctrica positiva) en su núcleo y 11 electrones (carga eléctrica negativa) orbitando alrededor del núcleo. Estos electrones orbitan en 3 capas: con 2 electrones en la primera capa, 8 electrones en la segunda y 1 electrón en la tercera.

    En el Cloro (Cl) hay 17 protones en su núcleo y 17 electrones orbitando alrededor de dicho núcleo. Estos electrones orbitan en 3 capas: con 2 electrones en la primera capa, 8 electrones en la segunda y 7 electrones en la tercera.

    En realidad, en la sal común el Na y Cl actúan como iones. Los iones son átomos que capturan o ceden 1 ó más electrones de valencia (electrones de su capa exterior) para que su capa de valencia (capa exterior del átomo) logre la configuración que los vuelve más estables. Para que una átomo se vuelva estable, tiene que tener a su capa de valencia llena con la máxima cantidad de electrones que puede contener.

    En el caso del Na (que posee 1 electrón de valencia) cede a ese único electrón de valencia al Cl (que posee 7 electrones de valencia). De esta manera, en el caso del Na, al perder a ese electrón de valencia, la capa anterior (2º capa del átomo) que está completa -con 8 electrones- se vuelve la nueva capa de valencia. En el caso del Cl, al capturar a ese electrón del Na, completa a su capa de valencia (que ahora tiene 8 electrones).

    Sin embargo, al ceder el Sodio a su electrón de valencia, termina con 10 electrones y 11 protones. Esta desigualdad en el número de protones y electrones le confiere una carga positiva +1 por tener un protón más que el número de electrones orbitando. Por su parte, el Cloro termina con 18 electrones y 17 protones. Este electrón de más le confiere carga eléctrica negativa -1. Entonces, se dice que el Sodio ahora es un ion Sodio (Na+) y el Cloro se ha vuelto ion Cloro (Cl-).

    Como los iones Na+ y Cl- tienen cargas opuestas, se atraen con gran fuerza y forman al compuesto iónico NaCl (Cloruro de Sodio). Es debido a la gran intensidad de este enlace iónico que se requiere mucha energía para romperlo, por lo cual la sal a temperatura ambiente se encuentra en estado sólido con múltiples iones Na+ y Cl- enlazados entre sí en una estructura cúbica denominada cristal de sal. Como se mencionó antes, cada cristal es un grano de sal. 
     
     

  4. Cuando se mezcla NaCl en agua, dada la gran intensidad de carga eléctrica de los iones Na+ y Cl-, cada uno de estos iones es fuertemente atraído por numerosas moléculas de agua que los separan del cristal cúbico y los rodean. Los polos positivos de las moléculas de agua (H) atraen a los iones Cl-, mientras que los polos negativos de las moléculas de agua (O) atraen a los iones Na+. Entre varias moléculas de agua logran separar del cristal cúbico de sal a cada ion. De esta manera, cada ion queda totalmente rodeado por moléculas de agua. Se dice entonces que el ion ha quedado solvatado, es decir, rodeado por las moléculas del solvente en cuestión.
     
     
  5. Continúa el proceso de disolución del NaCl. Esto es precisamente una disolución, el proceso en el que las moléculas o iones de una sustancia que actúa como soluto (en este caso sal común) son rodeadas por las moléculas de una sustancia que actúa como solvente (en este caso agua).

    Una vez separados y solvatados los iones del NaCl, se dispersan por todo el recipiente. Cada ion de soluto rodeado por moléculas de solvente (o sea, cada ion solvatado) se denomina electrolito. Quizás resulte familiar este término, ya que muchas bebidas mineralizadas indican en su etiqueta exterior la proporción de electrolitos disueltos. Esto se refiere a la cantidad de iones disueltos por litro de la bebida en cuestión.

    Es necesario señalar que el agua y la sal no reaccionan químicamente. Esto significa que al interactuar el agua con la sal no se transforman en otras sustancias, sino que siguen siendo sal y agua. En las disoluciones, el soluto no reacciona químicamente con el solvente.

       

  6. La sal ha quedado totalmente disuelta en el agua.

    El agua pura no conduce bien electricidad, pero cuando se disuelve sal se vuelve una buena conductora de electricidad. Esto sucede porque la corriente eléctrica consiste en electrones que se mueven a través de un material desde el polo negativo de una fuente de energía (por ejemplo una batería) al polo positivo. El material por el que fluyen los electrones debe permitir su movimiento. El agua pura no permite bien la conducción de electrones a través suyo. Sin embargo, cuando se disuelven iones en el agua, dado que se dispersan por toda el agua y que tienen carga eléctrica positiva y negativa, actúan como puentes que permiten el paso de los electrones a través suyo.

    Los iones solvatados (electrolitos) Na+ y Cl+ se mueven libremente por toda el agua. Si se introducen dos electrodos conectados a la batería, gran parte de los iones positivos Na+ se dirigen hacia el electrodo conectado al polo negativo de la batería, mientras que gran parte de los iones negativos Cl- son atraídos por el electrodo conectado al polo positivo de la batería. De esta forma, los iones forman una especie de puente por el que los electrones pueden atravesar al agua.

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Fuentes de información:

  • Química orgánica experimental (Solubilidad y reactividad, páginas 118 y 119). Autores H. Dupont Durst, George W. Gokel. Publicado por Editorial Reverté, S.A (año 1985, impresión digital año 2007) - ISBN: 978-84-291-7155-6
  • Chemistry: Structure and Dynamics ("Capítulo 8.10: Solutions, Like Dissolves Like", páginas 334 a 336. Capítulo 8.13 "Why do some solids dissolve in water", páginas 341 a 346). Autores: James N. Spencer, George M. Bodner, Lyman H. Rickard. Publicado por John Wiley & Sons (año 2012). ISBN-13: 978-0-470-587119 (en inglés)
  • The Basics of Chemistry ("Solutions", páginas 128 y 129). Autor: Richard Leroy Myers. Publicado por Greenwood Press (año 2003). ISBN: 0-313-31664-3 (en inglés)
  • Taste Chemistry ("Water and Inorganic Compounds", página 121). Autor: R.S. Shallenberger. Publicado por Blackie Academic & Professional (año 1993) - ISBN: 0-7514-01501 (en inglés)
  • Introductory Chemistry: An Active Learning Approach. Third Edition (9.1 "Electrolytes and Solution Conductivity", páginas 232 a 234). Autores: Mark Cracolice, Edward Peters. Publicado por: Thomson Brooks/Cole (año 2007) - ISBN: 0-495-01516-4 (en inglés)
8

Cuando el soluto que se disuelve es un compuesto covalente polar, las moléculas de solvente rodean a las moléculas de soluto en las zonas en que estas útlimas presentan polaridad eléctrica.
 
Por ejemplo, el azúcar común está compuesto por moléculas de sacarosa C12H22O11 unidas entre sí por enlaces de hidrógeno H-O (también llamados puentes de hidrógeno).
 
Al igual que el agua, la molécula de sacarosa posee enlaces de Hidrógeno con Oxígeno (enlaces H-O) que presentan polaridad eléctrica. En la sacarosa, las zonas cercanas a los átomos de Oxígeno tienen carga negativa y las zonas cercanas a los átomos de Hidrógeno tienen carga positiva. Debido a la polaridad eléctrica de estos dipolos H-O, las moléculas de sacarosa se atraen entre sí en interacciones dipolo-dipolo. Esto significa que las zonas de los átomos de Oxígeno (carga negativa) en una molécula de sacarosa atraen a las zonas de los átomos de Hidrógeno (carga positiva) de otra molécula de sacarosa. De esta manera, se mantienen unidas a través de puentes de hidrógeno que dan forma a cristales de azúcar sólidos.

La molécula de sacarosa tiene varios enlaces dipolo O-H. Por lo tanto, es una molécula polar que se disuelve fácilmente en agua. Sin embargo, a diferencia de los compuestos iónicos que se separan en iones individuales al disolverse en agua, las moléculas covalentes polares no se "desarman" en sus átomos constituyentes al ser disueltas. Por ejemplo, en el caso del azúcar, las moléculas de agua solvatan a las moléculas de sacarosa enteras y no a cada uno de sus átomos en forma individual. Esto es así porque las fuerzas de atracción entre moléculas polares de agua y sacarosa no son lo suficientemente fuertes como para "romper" a los enlaces que componen a la molécula de sacarosa. Aunque lo que sí ocurre es que se rompen los enlaces intermoleculares que mantienen juntas a las moléculas de sacarosa en un cristal de azúcar.

Para que se entienda mejor, cada cristal de azúcar es lo que a simple vista se ve como un grano de azúcar. Entonces, cada grano de azúcar es un gran conjunto de moléculas de sacarosa unidas a través de puentes de hidrógeno H-O.
 
Cuando se mezcla agua con azúcar, los enlaces covalentes polares H-O del agua forman puentes de hidrógeno con los enlaces covalentes polares H-O de la sacarosa. Como la fuerza de atracción intermolecular entre moléculas de agua y sacarosa es mayor a la fuerza de atracción entre moléculas de sacarosa, el cristal de azúcar se desarma y se disuelve en agua. Es decir, las moléculas de sacarosa son rodeadas por las de agua (se solvatan) y se dispersan por toda la solución.

Este mismo proceso sucede cuando cualquier tipo de molécula polar se disuelve en un solvente polar. Si las fuerzas de atracción soluto-solvente son mayores a las fuerzas de atracción soluto-soluto o solvente-solvente, la sustancia será soluble en dicho solvente. La solubilidad, entonces depende de la polaridad del soluto y del solvente. En este caso, las fuerzas de atracción entre moléculas de agua y sacarosa son mayores a las fuerzas de atracción entre moleculas de sacarosa que componen al cristal de azúcar.

Los aceites no son solubles en agua porque las moléculas de lípidos que los componen no son polares. Los lípidos tienen largas cadenas con numerosos enlaces de Carbono e Hidrógeno (C-H), cuyos átomos no presentan una gran diferencia de electronegatividad, lo cual significa que no poseen polaridad eléctrica. Entonces, no son atraídas por las moléculas de agua.
  

Descripción del proceso de disolución de azúcar en agua

  1. Se mezcla azúcar con agua (H2O).
     
  2. Vista de un sector del recipiente a nivel molecular. En la imagen se observa un cristal de azúcar formado por un gran número de moléculas de sacarosa (C12H22O11). Las moléculas de sacarosa se encuentran unidas a través de puentes de hidrógeno, o sea a través de las fuerzas de atracción entre los polos positivos (H) de una molécula de sacarosa y los polos negativos (O) de otras moléculas de sacarosa.
     
  3. Comienza a disolverse el azúcar.

    Cuando la molécula de un compuesto está formada por átomos con una diferencia de carga eléctrica que no es tan grande, se trata de un compuesto covalente polar. El agua y la sacarosa son compuestos covalentes polares. El agua tiene un átomo de Oxígeno (O) unido a dos átomos de Hidrógeno (H). De esta manera, el agua está formada por 2 enlaces H-O. Cada uno de estos enlaces H-O tiene polaridad eléctrica. El Oxígeno es el polo negativo y el Hidrógeno es el polo positivo. La molécula de sacarosa también posee varios enlaces H-O con el mismo tipo de polaridad eléctrica.

    Las moléculas de agua comienzan a rodear a las moléculas de sacarosa (las solvatan). Como la fuerza de atracción entre las moléculas de sacarosa en el cristal de azúcar es más débil que la atracción entre las moléculas de agua y sacarosa, estas últimas comienzan a separarse del cristal de azúcar y se van con las moléculas de agua que las rodean. Esto es precisamente la disolución del azúcar.
     

  4. Continúa el proceso de disolución del azúcar. Debido a la atracción entre los polos con carga eléctrica opuesta de la sacarosa y el agua, las moléculas de sacarosa quedan rodeadas por moléculas de agua y se dispersan por todo el recipiente. Esta interacción en la que una molécula de soluto queda rodeada por moléculas de un solvente se denomina solvatación. En este caso, las moléculas de sacarosa son solvatadas por agua.
     
  5. El azúcar se ha disuelto totalmente. Esto significa que el cristal de azúcar quedó desarmado (disuelto) porque todas las moléculas de sacarosa que lo conformaban han sido rodeadas por moléculas de agua y se dispersaron por todo el recipiente, es decir, se solvataron.

     

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Fuentes de información:

  • Chemistry: Structure and Dynamics ("Capítulo 8.10: Solutions, Like Dissolves Like", páginas 334 a 336. Capítulo 8.13 "Why do some solids dissolve in water", páginas 341 y 342). Autores: James N. Spencer, George M. Bodner, Lyman H. Rickard. Publicado por John Wiley & Sons (año 2012). ISBN-13: 978-0-470-587119 (en inglés)
  • Introduction to General, Organic and Biochemistry. Ninth Edition (Capítulo 5.7: "What types of attractive forces exist between molecules? : Hydrogen Bonding" páginas 155 a 157). Autores: Frederick A. Bettelheim, William H. Brown, Mary K. Campbell, Shawn O. Farrell. Publicado por Brooks/Cole Cengage Learning (año 2010). ISBN-13: 978-0-495-39112-8 (en inglés)
  • Química, un proyecto de la A.C.S (Capítulo 2: "Soluciones acuosas y solubilidad. Sección 2.2: "Disoluciones de moléculas polares en agua", páginas 76 a 81). Por la American Chemical Society. Editorial Reverté (año 2005, reimpresión 2007). ISBN: 978-84-291-7001-6
9

Todas las cosas que se ven y tocan, todos los objetos y sustancias están conformados por moléculas que a su vez están compuestas por átomos. Los átomos son muy pequeños -el átomo de Hidrógeno tiene un tamaño cercano a 0,2 nanómetros (1 nanómetro equivale a una millonésima de milímetro)-.

El átomo está compuesto por un núcleo y por electrones que se mueven alrededor del núcleo. A su vez, el núcleo está constituido por protones y neutrones. Los protones tienen carga eléctrica positiva y los neutrones son eléctricamente neutros. Por lo tanto, los núcleos tienen carga eléctrica positiva. Por otro lado, los electrones tienen carga eléctrica negativa. Entonces, dado que tienen cargas opuestas, se atraen entre sí, lo que provoca que los electrones (carga negativa) orbiten alrededor del núcleo (carga positiva). Es importante recordar que las cargas eléctricas de signo diferente siempre se atraen entre sí y las cargas eléctricas de igual signo se repelen.

Cuando el átomo se encuentra en su estado natural neutro, el número de electrones orbitando alrededor del núcleo coincide con el número de protones del núcleo. Gracias a este equilibrio en el número de protones y electrones, el átomo consigue una carga eléctrica neutra, ya que no tiene ni carga neta positiva (menos electrones que protones) ni carga neta negativa (más electrones que protones). Es este número de protones en el núcleo lo que distingue a las diversas clases de átomos. Cada tipo de átomo se denomina elemento químico.

Ej: el Hidrógeno posee 1 protón (carga positiva) en su núcleo y 1 electrón orbitando alrededor (carga negativa). El Helio tiene 2 protones (carga positiva) y 2 neutrones (carga neutra) en el núcleo, y 2 electrones orbitando alrededor (carga negativa). El Litio tiene 3 protones y 3 neutrones en su núcleo, y 3 electrones orbitando alrededor. Todos los elementos químicos de la naturaleza están catalogados en una tabla en la que están ordenados de menor a mayor por el número de protones que poseen. Esta tabla se denomina Tabla Periódica de Elementos y hacia el año 2019 se conocían 118 elementos cuyas distintas combinaciones constituyen a todas las sustancias que hay en el universo. El número de protones que tiene cada elemento químico se denomina Número Atómico y se simboliza con la letra Z. (En este artículo no se tendrá en cuenta el número de neutrones en los átomos, ya que al ser eléctricamente neutros no afectan de manera significativa a la formación de soluciones).

Si genera alguna duda el hecho de ver protones unidos entre sí en el núcleo atómico -a pesar de tener carga eléctrica del mismo signo-, vale aclarar que esto se debe a las fuerzas nucleares que son muchísimo más fuertes que las fuerzas electromagnéticas. Pese a la repulsión de las cargas eléctrostáticas positivas de los protones y a la neutralidad de carga de los neutrones, son estas fuerzas nucleares las que mantienen juntos a los protones y neutrones en el núcleo. Cuando se rompe el núcleo atómico se libera una cantidad enorme de energía, la misma energía que mantiene unidos a los protones y neutrones a pesar de la carga eléctrica. Se trata ni más ni menos que de la energía nuclear. Justamente, en las plantas generadoras de energía nuclear lo que se hace es romper a los núcleos de átomos de Uranio para obtener energía. Debido al gran número de protones y neutrones que posee el núcleo de Uranio (92 protones y 143 neutrones), al romperlo, la cantidad de energía nuclear liberada es colosal. 
 

Breve historia del descubrimiento del átomo

El primero en proponer que todos los objetos están constituidos por partículas diminutas fue el filósofo griego Demócrito en el siglo V AC (años 400s Antes de Cristo). No obstante, esta idea fue rechazada por Aristóteles y Platón, dos de los filósofos más influyentes de la época, lo que provocó también el rechazo colectivo de esta idea.

Recién en el siglo XVII (años 1600s) ocurrió un fuerte resurgimiento de esta idea, y uno de sus más importantes defensores fue el físico francés, Pierre Gassendi. Incluso el físico británico, Sir Isaac Newton, apoyó esta idea, aunque pasaron aproximadamente 150 años sin que fuera seriamente elaborada.

Recién en 1808 fue el científico británico John Dalton quien formuló la teoría atómica.

De acuerdo a la teoría atómica de Dalton:

  • Todas las cosas están compuestas por partículas diminutas llamadas átomos.
  • Existen diferentes clases de átomos. A cada tipo de átomo se lo llama elemento. Por ejemplo, el Hidrógeno es un tipo de elemento distinto al Oxígeno, entonces cada uno es un elemento químico diferente.
  • Los átomos de una misma clase de elemento tienen propiedades químicas idénticas. Por ejemplo, todos los átomos de Hidrógeno son iguales.
  • Los átomos de distintos elementos poseen diferentes propiedades químicas. Por ejemplo, los átomos de Hidrógeno son diferentes a los átomos de Oxígeno.
  • Los compuestos químicos están formados por combinaciones de elementos químicos. Estas combinaciones de átomos constituyen moléculas de un tipo específico de compuesto químico.
  • Cuando un átomo de un tipo de elemento reacciona químicamente con otro u otros átomos, ni desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.
  • En cada tipo de compuesto químico el número de átomos que constituyen a la molécula de esa clase de compuesto es siempre el mismo. Por ejemplo, la molécula de agua (H2O) siempre está formada por 2 átomos de Hidrógeno (H) y 1 átomo de Oxígeno (O), la molécula de sal común (NaCl) siempre está formada por un átomo de Sodio (Na) y un átomo de Cloro (Cl).

Etimológicamente, el origen de la palabra átomo proviene del griego. El término está formado por la conjunción del prefijo a (que en griego indica no o sin) y la palabra tomos o tomí (que en griego significa corte, parte o división). Entonces, la palabra indicaba que se trataba de una partícula no divisible, sin partes o que no se podía cortar. Fue llamada así porque se pensaba que el átomo era indivisible, es decir, la unidad mínima de materia posible en la naturaleza.

En la actualidad, y desde hace más de un siglo -gracias al descubrimiento desde finales del siglo XIX y principios del siglo XX de las distintas partículas subatómicas que constituyen al átomo- se sabe que el átomo está conformado por partes más pequeñas (partículas subatómicas), y que pueden ser divididos mediante métodos físicos especiales. En 1897, el físico británico Joseph John Thomson descubrió al electrón. Tras numerosos experimentos llevados a cabo durante las décadas de los años 1910s y 1920s, el fisicoquímico británico nacido en Nueva Zelanda, Ernest Rutherford, descubrió al protón. En 1932, el físico británico, James Chadwick, descubrió al neutrón. Gran parte de las investigaciones y experimentos que condujeron al descubrimiento de estas partículas subatómicas se realizaron en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge, en Reino Unido.

El término átomo se conserva por simples motivos de costumbre, pero su significado etimológico no lo define más físicamente.

El átomo está formado por tres partículas fundamentales: el protón, el neutrón y el electrón. Como se explicó anteriormente, el protón y el neutrón constituyen al núcleo atómico alrededor del cual orbitan los electrones ubicados en distintos niveles de distancia desde el núcleo.
 
  
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Fuentes de información:

  • AS Chemistry for AQA (Unidad 1: Atomic Structure, páginas 4 a 6) - Escrito por John Atkinson, Carol Hibbert - Publicado por Heinemann Educational Publishers (Año 2000). ISBN de 10 dígitos: 0-435581-34-1 (en inglés)
  • Física universitaria. Con física moderna. Volumen 2, decimosegunda edición (Unidad 21.1 Carga eléctrica, páginas 710 a 713) - Escrito por Hugh D. Young, Roger A. Freedman. Publicado por Pearson Educación, México, año 2009. ISBN: 978-607-442-304-4
  • Fundamentos de Química (Capítulo 3.1: Teoría atómica de Dalton y Capítulo 3.2: Partes del átomo, pagina 67) - Escrito por Susan Arena, Morris Hein. Publicado por EUED (Editorial Universidad Estatal a Distancia), año 1992. ISBN: 9977-64-004-1
  • The Discovery of Subatomic Particles Revised Edition (Capítulo 1: A world of particles. Páginas 3 a 5) - Autor: Steven Weinberg. Publicado por Cambridge University Press (año 2003). ISBN 13: 978-0521823517 (en inglés)
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Cuando se unen los átomos forman moléculas. Las diversas combinaciones o uniones de átomos componen a las moléculas de todas las sustancias del universo. Ej: la unión de 2 átomos de Hidrógeno (H) y 1 átomo de Oxígeno (O) forma a la molécula de una sustancia que se conoce como agua (H2O). La unión de 1 átomo de Carbono (C) con 2 átomos de Oxígeno (O) da como resultado a la molécula de una sustancia conocida como Dióxido de Carbono (CO2). La unión de 1 átomo de Sodio (Na) con 1 átomo de Cloro (Cl) compone a una sustancia llamada Cloruro de Sodio (NaCl), o sea sal común.

Las moléculas pueden estar formadas por dos o más átomos. Existen todo tipo de sustancias, desde aquellas compuestas por dos átomos de un mismo elemento (ej: O2), otras más grandes como la sacarosa (azúcar común) cuya fórmula es C12H22O11 porque está conformada por una combinación de 45 átomos de tres tipos de elementos (12 de Carbono, 22 de Hidrógeno y 11 de Oxígeno), hasta moléculas muy complejas conformadas por la combinación de miles de átomos de varios tipos de elementos. A estas últimas se las llama macromoléculas. Un ejemplo de macromolécula son las proteínas.
 
 
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Fuentes de información:

  • AS Chemistry for AQA (Módulo 1: Parte 2. Bonding, páginas 26 a 27) - Escrito por John Atkinson, Carol Hibbert - Publicado por Heinemann Educational Publishers (Año 2000). ISBN de 10 dígitos: 0-435581-34-1 (en inglés)
  • Fundamentos de Química (Capítulo 6 "Enlace químico", pagina 133) - Escrito por Susan Arena, Morris Hein. Publicado por EUED (Editorial Universidad Estatal a Distancia), año 1992. ISBN: 9977-64-004-1
  • Chemistry: Structure and Dynamics (Capítulo 8.13 "Why do some solids dissolve in water", páginas 341 y 342). Autores: James N. Spencer, George M. Bodner, Lyman H. Rickard. Publicado por John Wiley & Sons (año 2012). ISBN-13: 978-0-470-587119 (en inglés)
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3: Bonding, Shapes and Sizes. Página 34, páginas 44 a 47). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
11

En la imagen de arriba se muestran los electrones de valencia de los primeros 36 elementos químicos.

Los electrones orbitan alrededor de los núcleos atómicos en distintas capas también conocidas como niveles de energía. Cada nivel de energía puede tener hasta un cierto número de electrones. Cuando se supera ese número de electrones, el próximo electrón se ubicará en un nivel de energía superior. La útlima capa de electrones de un átomo (la más alejada del núcleo) es conocida con el nombre de capa de valencia, y los electrones que se mueven en la capa de valencia se llaman electrones de valencia. Cuando un átomo reacciona con otro para formar a una molécula, solamente intervienen en este proceso los electrones de valencia de dichos átomos. Los electrones de niveles interiores no participan.

El primer nivel de energía de los átomos puede contener hasta 2 electrones. Es por eso que los átomos de Hidrógeno -que tiene solamente 1 electrón- y Helio -que posee 2 electrones-, cuentan con una sola capa de electrones, que es la primera y también es la última, ya que es la única. Por lo tanto, la capa de valencia del Hidrógeno y del Helio solamente puede contener un máximo de 2 electrones.

El elemento que sigue al Helio en cantidad electrones es el Litio, cuyo tercer electrón se posiciona en una segunda capa o nivel de energía. Esta segunda capa en el Litio actúa como capa de valencia, ya que es la superior. En el caso del Litio hay un solo electrón en su capa de valencia. A partir de esta segunda capa, todas las capas de valencia pueden contener un máximo de 8 electrones.

Entonces, el Sodio (Na) cuyo número atómico Z es 11, tiene 11 protones en su núcleo y 11 electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos electrones se organizan de la siguiente manera: en el primer nivel de energía hay 2 electrones, en el segundo nivel hay 8 electrones, y en el tercer nivel 1 electrón (2 + 8 + 1 = 11).

El número atómico Z del Cloro (Cl) es 17, por ende tiene 17 protones y 17 electrones. En el primer nivel de energía hay 2 electrones, en el segundo nivel de energía hay 8 electrones, y en el tercer nivel de energía hay 7 electrones (2 + 8 + 7 = 17). 

      
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Fuentes de información:

  • Fundamentos de Química (Capítulo 6.3 "Electrones de valencia", paginas 137 a 140) - Escrito por Susan Arena, Morris Hein. Publicado por EUED (Editorial Universidad Estatal a Distancia), año 1992. ISBN: 9977-64-004-1
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 2.3: Electronic Structure: Shells. páginas 24 y 25). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
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Para que exista equilibrio eléctrico en un átomo (carga neutra), el número de protones que contiene (carga positiva) debe ser igual a su número de electrones (carga negativa) orbitando. Sin embargo, también existe otra clase de equilibrio que se debe cumplir en los átomos: el número de electrones que poseen en su capa exterior (también conocida como capa de valencia). Para ser estable, un átomo necesita tener llena o completa a su capa de valencia, o sea a su capa exterior (con 2 electrones si se trata del Hidrógeno o Helio, o con 8 electrones para los restantes elementos).

Cuando un átomo tiene menos de 8 electrones en su nivel exterior, es inestable. Para encontrar su estabilidad, tiene dos opciones:

  1. Si tiene en su capa de valencia un número de electrones más cercano a 8: captura electrones de otro átomo.
  2. Si tiene en su capa de valencia un número de electrones más cercano a 0: cede electrones a otro átomo.

Ej: el Sodio (Na) posee 1 electrón en su capa de valencia. Por lo tanto, para tener 8 electrones en su capa de valencia y estabilizarse, cede a ese único electrón. Al perderlo, la capa anterior -con 8 electrones- se convierte en la capa de valencia. Por el contrario, el Cloro (Cl) posee 7 electrones en su nivel exterior. Entonces, para llenar con los 8 electrones necesarios a su capa de valencia y estabilizarse, lo más fácil es capturar 1 electrón de otro átomo.

Cuando un átomo de Cloro (Cl) captura 1 electrón para completar a su capa exterior, se vuelve estable. Sin embargo, pierde el equilibrio eléctrico, dado que al capturar a ese electrón, termina con un electrón de más en comparación al número de protones (18 electrones y 17 protones) y por lo tanto el átomo de Cloro adquiere carga eléctrica negativa (por tener más electrones que protones). Por otro lado, cuando un átomo de Sodio (Na) cede 1 electrón para convertir a la capa con 8 electrones que antecede a la exterior en la nueva capa de valencia y así estabilizarse, debido a que ahora tiene un electrón menos en comparación al número de protones (10 electrones y 11 protones), el átomo de Sodio adquiere carga eléctrica positiva. A los átomos que pierden o ganan un electrón (o más de un electrón) y adquieren carga eléctrica positiva o negativa se los denomina iones.

Cuando interactúan el Sodio y el Cloro, para lograr su estabilidad en la capa de valencia, el Sodio le cede 1 electrón al Cloro. De esta forma, el Sodio se transforma en ion con carga positiva (catión) y el Cloro en ion con carga negativa (anión). Como los polos opuestos se atraen, los iones Sodio y Cloro se atraen entre sí y forman un compuesto llamado Cloruro de Sodio (NaCl), también conocido como sal común. Los compuestos químicos formados por iones que cedieron y capturaron electrones, se denominan compuestos iónicos. Los enlaces entre átomos de un compuesto iónico en el que uno cede electrones y el otro los captura, se llaman enlaces iónicos.

Ejemplos:

1- El Calcio posee 20 protones en el núcleo y 20 electrones orbitando alrededor del núcleo. Su capa de valencia (4º nivel) tiene 2 electrones de valencia, entonces para adquirir estabilidad cede a esos 2 electrones y la capa anterior (3º nivel) se convierte en la nueva capa de valencia con 8 electrones.

El Bromo posee 35 protones en el núcleo y 35 electrones orbitando alrededor del núcleo. Su capa de valencia (4º nivel) tiene 7 electrones de valencia, entonces para adquirir estabilidad captura 1 electrón y termina con 8 electrones de valencia.

Como el Calcio cede 2 electrones, entonces 2 átomos de Bromo capturan a cada uno de esos 2 electrones. Ahora el átomo de Calcio tiene 20 protones y 18 electrones, por lo tanto se convierte en un ion Calcio con 2 cargas positivas (2 electrones menos que protones). Cada átomo de Bromo pasa a tener 36 electrones (1 electrón más que el número de protones), por ende se convierte en un ion Bromo con 1 carga negativa cada uno. Los iones de cargas opuestas se atraen y forman al compuesto químico CaBr2 (Bromuro de Calcio).

2- El Magnesio posee 12 protones en el núcleo y 12 electrones orbitando alrededor del núcleo. Su capa de valencia (3º nivel) tiene 2 electrones de valencia, entonces para adquirir estabilidad cede a esos 2 electrones y la capa anterior (2º nivel) se convierte en la nueva capa de valencia con 8 electrones.

El Oxígeno posee 8 protones en el núcleo y 8 electrones orbitando alrededor del núcleo. Su capa de valencia (2º nivel) tiene 6 electrones de valencia, entonces para adquirir estabilidad captura 2 electrones y termina con 8 electrones de valencia.

Como el Magnesio cede 2 electrones, entonces 1 átomo de Oxígeno captura a esos 2 electrones. Ahora el átomo de Magnesio tiene 12 protones y 10 electrones, por lo tanto se convierte en un ion Magnesio con 2 cargas positivas (2 electrones menos que protones). Cada átomo de Oxígeno pasa a tener 10 electrones (2 electrones más que el número de protones), por ende se convierte en un ion Oxígeno con 2 cargas negativas. Los iones de cargas opuestas se atraen y forman al compuesto químico MgO (Óxido de Magnesio).
 
 
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Fuentes de información:

  • Fundamentos de Química (Capítulo 6.4 "Enlace iónico", paginas 140 a 143) - Escrito por Susan Arena, Morris Hein. Publicado por EUED (Editorial Universidad Estatal a Distancia), año 1992. ISBN: 9977-64-004-1
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.1: Chemical Bonding: Shells. página 34). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • AS Chemistry for AQA (Electronic Structure of Ions, página 17) - Escrito por John Atkinson, Carol Hibbert - Publicado por Heinemann Educational Publishers (Año 2000). ISBN de 10 dígitos: 0-435581-34-1 (en inglés)
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No todos los elementos químicos tienen la misma capacidad de atraer a electrones de otro elemento. Por ejemplo, el Sodio (Na) tiene baja capacidad de atracción de electrones porque le es más fácil entregar su único electrón de la capa de valencia para lograr su estabilidad (la capa de valencia es la capa exterior de un átomo). En cambio el Cloro, al faltarle solamente un electrón para completar al nivel exterior, le es más fácil capturar que ceder electrones. Esta capacidad de atraer electrones que tiene un átomo se llama electronegatividad. Cuanto más electronegativo es un átomo, tiene mayor capacidad para capturar electrones, mientras que un átomo con baja electronegatividad tiende a entregar electrones más fácilmente.
 
Los valores de la escala de electronegatividad varían de 0,7 a 4,0 y cada elemento químico tiene un valor específico. El elemento de mayor electronegatividad es el Flúor con 4,0; mientras que el elemento de menor electronegatividad es el Cesio con 0,7. Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos que interactúan es grande, el de mayor electronegatividad captura electrones del menos electronegativo, se convierten en iones con cargas eléctricas opuestas, se atraen y se forma un compuesto iónico.

Pero cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos que interactúan es pequeña, no se entregan ni capturan electrones, sino que para llenar su capa de valencia y lograr la estabilidad se comparten pares de electrones entre ambos átomos. Este tipo de moléculas se llaman compuestos covalentes.

Por ejemplo, el Cloro (Cl) tiene un valor de electronegatividad de 3,0 y el Hidrógeno (H) de 2,1. La diferencia de electronegatividad entre el Cl y el H es 0,9 (3 - 2,1 = 0,9). Por lo tanto, el Cl comparte con el H uno de sus electrones de valencia y así el H completa su capa de valencia (tiene 1 electrón y necesita 1 para completarla), mientras que el H comparte con el Cl su único electrón de valencia y así el Cl completa su capa de valencia (tiene 7 electrones y necesita 1 para completarla). Así se forma el HCl (cloruro de hidrógeno).
  
  
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Fuentes de información:

  • Basic Chemistry (Capítulo 12.2 "Electronegativity", páginas 361 a 363). Autores Steven S. Zumdahl, Donald J. DeCoste. Publicado por Brooks/Cole Cengage Learning (año 2010) - ISBN: 13-978-0-538-73637-4 (en inglés)
  • Fundamentos de Química (Capítulo 6.5 "Enlace covalente", paginas 145 a 148) - Escrito por Susan Arena, Morris Hein. Publicado por EUED (Editorial Universidad Estatal a Distancia), año 1992. ISBN: 9977-64-004-1
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Cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos que interactúan es pequeña, no se entregan ni capturan electrones, sino que para llenar su capa de valencia y lograr la estabilidad se comparten pares de electrones entre ambos átomos. Este tipo de moléculas se llaman compuestos covalentes.

Por ejemplo, el Cloro (Cl) tiene un valor de electronegatividad de 3,0 y el Hidrógeno (H) de 2,1. La diferencia de electronegatividad entre el Cl y el H es 0,9 (3 - 2,1 = 0,9). Por lo tanto, el Cl comparte con el H uno de sus electrones de valencia y así el H completa su capa de valencia (tiene 1 electrón y necesita 1 para completarla), mientras que el H comparte con el Cl su único electrón de valencia y así el Cl completa su capa de valencia (tiene 7 electrones y necesita 1 para completarla). Así se forma el HCl (cloruro de hidrógeno).

Dos átomos se unen y forman un enlace covalente porque comparten pares de electrones. Esto provoca que sus núcleos de carga positiva se acerquen a los electrones de carga negativa compartidos y en consecuencia se mantengan enlazados los átomos.

Si los átomos que comparten un par de electrones son del mismo tipo de elemento químico, su diferencia de electronegatividad es igual a cero. Por lo tanto, los electrones compartidos se encuentran a una misma distancia de ambos núcleos atómicos. Ejemplos de esto incluyen a moléculas de O2, H2, Cl2. Como los electrones están compartidos de igual forma entre ambos átomos y se encuentran a una misma distancia de ambos núcleos, ninguno de los dos tiene más carga positiva ni negativa, por lo tanto es un enlace eléctricamente neutro o no polar (ya que no se forman polos positivos ni negativos). A estos enlaces se los llama covalentes no polares.

Ej: En el caso de O2, hay 2 átomos de Oxígeno que comparten 2 pares de electrones para completar a su capa de valencia (cada átomo de este enlace covalente comparte 2 de sus electrones con el otro átomo para pasar a tener de 6 electrones de valencia a 8). Como ambos átomos tienen el mismo valor de electronegatividad (3,5), no hay diferencia de electronegatividad entre ellos (3,5 - 3,5 = 0), por lo tanto ninguno de los dos presenta carga eléctrica positiva o negativa, y la molécula que se forma (O2) es eléctricamente neutra (no polar).

Cuando los átomos que comparten pares de electrones en un enlace covalente son de distintos elementos, sus valores de electronegatividad son diferentes. En tales casos, el par de electrones compartido estará un poco más corrido hacia el lado del átomo más electronegativo, por lo que éste adquiere una carga levemente negativa. Como ya se dijo, la electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones, es por eso que el átomo más electronegativo atrae un poco más hacia su lado al par de electrones compartido. Como los electrones tienen carga negativa, le confieren una carga levemente negativa. El átomo menos electronegativo del que se aleja el par de electrones compartido, se vuelve levemente positivo.

Esto ocurre porque si bien se comparte el par de electrones entre los dos átomos, el más electronegativo atrae con un poco más de fuerza a los electrones hacia su lado. Como los electrones tienen carga eléctrica negativa, este corrimiento del par de electrones compartido hacia el átomo más electronegativo le confiere a este último un poco de carga negativa. Por ende, la molécula presenta un sector con carga eléctrica positiva y otro con carga eléctrica negativa. A este tipo de enlace se lo denomina covalente polar. Por ejemplo, en el HCl, como el Cl es más electronegativo, el par de electrones compartido está corrido hacia el lado del Cl, entonces el Cl se comporta como polo negativo y el H como polo positivo.

Ejemplos:

1- El Bromo (Br) cuenta con 7 electrones en su capa de valencia (capa exterior). Para completarla y estabilizarse, necesita un electrón más. Cuando dos átomos de Br comparten un par de electrones, logran completar sus capas de valencia (cada átomo provee 1 electrón al otro átomo). Gracias a los electrones compartidos, adquieren la configuración de 8 electrones de valencia requeridos. Como ambos átomos tienen el mismo valor de electronegatividad (2,8), no se presenta diferencia (2,8 - 2,8 = 0), por lo que ninguno atrae con más fuerza al par de electrones compartido. Esto significa que no hay corrimiento de electrones hacia ninguno de los dos átomos y en consecuencia ninguno adquiere un aumento en su carga negativa. Esta igualdad o equilibrio de cargas eléctricas entre ambos átomos da como resultado un enlace neutro sin polaridad eléctrica, o sea un enlace covalente no polar.
 
2- El Oxígeno (O) posee 6 electrones en su capa de valencia. Para completarla y estabilizarse, necesita 2 electrones más. Cuando dos átomos de O comparten dos pares de electrones, logran completar sus capas de valencia (cada átomo provee 2 electrones al otro átomo). Gracias a los electrones compartidos adquieren la configuración de 8 electrones de valencia requeridos. Como ambos átomos poseen el mismo valor de electronegatividad (3,5), no se presenta diferencia (3,5 - 3,5 = 0) por lo que ninguno atrae con más intensidad al par de electrones compartido. O sea que no hay corrimiento de electrones hacia ninguno de los dos átomos y por lo tanto ninguno adquiere un aumento en su carga negativa. Debido a esta igualdad o equilibrio de cargas eléctricas entre ambos átomos de Oxígeno se obtiene un enlace neutro sin polaridad eléctrica, es decir un enlace covalente no polar.

3- Cuando dos átomos de distinto tamaño pero igual número de electrones de valencia forman un enlace covalente, los electrones compartidos se encuentran a menor distancia del núcleo del átomo más pequeño. Esto provoca un corrimiento de estos electrones compartidos hacia el lado del átomo más pequeño, lo que le proporciona carga eléctrica negativa. Es debido a esta polarización eléctrica del enlace que se lo conoce con el nombre de covalente polar. Un ejemplo de este tipo, es el enlace que se produce entre el átomo de Bromo (Br) y Flúor (F). Ambos poseen un mismo número de electrones de valencia, pero al ser el Flúor más pequeño y electronegativo atrae hacia su lado al par de electrones compartido. El valor de electronegatividad del Flúor es 4, mientras que el del Bromo es 2,8.

4- Cuando dos átomos de tamaños similares pero diferente número de protones en sus núcleos forman un enlace covalente, los electrones compartidos son atraídos con más fuerza por el núcleo con mayor número de protones (máyor carga eléctrica positiva), lo que genera polarización eléctrica en el enlace. En otras palabras, se trata de un enlace covalente polar. Un ejemplo de este tipo es el enlace covalente polar entre el Carbono (C) y el Oxígeno (O). Ambos son de tamaños similares, aunque el Carbono posee 6 protones en su núcleo y el Oxígeno posee 8, lo que hace que este último sea más electronegativo. En este enlace los electrones compartidos están más corridos hacia el lado del Oxígeno, entonces éste último se comporta como polo negativo, mientras que el Carbono se comporta como polo positivo.
  
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Fuentes de información:

  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.1: Chemical Bonding: Shells. páginas 37 y 38). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • Fundamentos de Química (Capítulo 6.5 "Enlace covalente", paginas 145 a 148) - Escrito por Susan Arena, Morris Hein. Publicado por EUED (Editorial Universidad Estatal a Distancia), año 1992. ISBN: 9977-64-004-1
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Los electrones orbitan alrededor del núcleo de un átomo a velocidades altísimas en órbitas que dan forma a lo que se conoce como nube de electrones. Es por ello que en la vida real los átomos y las moléculas a las que componen tienen un mayor parecido a lo que se muestra en la imagen de arriba. En el caso del átomo de Hidrógeno, su único electrón orbita alrededor del núcleo a una velocidad aproximada de 2200 km/segundo (7.920.000 km/h)

Cuando se forman enlaces iónicos, la carga eléctrica de los iones (átomos que capturaron o cedieron 1 o más electrones) es muy alta, por lo que la fuerza de atracción entre los iones positivos y negativos es muy grande.

Cuando se forman enlaces covalentes polares, la nube de electrones se encuentra corrida hacia el lado del átomo más electronegativo. Esto significa que los electrones pasan más tiempo alrededor del núcleo del átomo más electronegativo. En los enlaces covalentes polares la diferencia de carga eléctrica entre el polo positivo y negativo no es tan grande como en los enlaces iónicos, por ende la fuerza de atracción también es inferior que en los enlaces iónicos. En lo que respecta a la polaridad eléctrica, los enlaces covalentes polares se encuentran en un punto intermedio entre los enlaces iónicos de alta polaridad eléctrica y los enlaces covalentes no polares.

Los polos positivo y negativo del enlace covalente polar se representan con: δ+ y δ- respectivamente. La letra griega delta (δ) significa carga parcial, un poco de carga o carga ligeramente (cualquiera de las tres formas de llamarla da igual, ya que se refieren a lo mismo). Entonces, δ+ significa carga parcial positiva, un poco de carga positiva o carga ligeramente positiva; mientras que δ- significa carga parcial negativa, un poco de carga negativa o carga ligeramente negativa.

En los enlaces covalentes no polares la nube de electrones está distribuida simétricamente o equitativamente entre los dos átomos. Esto significa que los electrones compartidos por ambos átomos no están corridos hacia ninguno de los dos núcleos, por lo que no se registra un desbalance en su carga eléctrica negativa. Por lo tanto, es un enlace eléctricamente neutro.

  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor o igual a 0 (cero) y menor a 0,4 se forma un enlace covalente no polar. Ejemplos: O2, Br2, Cl2.
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 0,4 y menor a 1,5 se forma un enlace covalente polar. Ejemplos: H2O (agua), HCl (cloruro de hidrógeno), NH3 (amoníaco).
     
  • Por lo general, cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 1,5 y menor a 2 se forma un enlace iónico. Esta es la zona de transición entre compuestos covalentes polares y compuestos iónicos. Ejemplo: LiI (yoduro de litio).
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 2 se forma un enlace iónico. Ejemplos: NaCl (sal común).

Los enlaces covalentes que presentan polaridad eléctrica también son conocidos como dipolos eléctricos porque se forma un enlace con dos polos en el que un átomo actúa como polo negativo y el otro como polo positivo. Los dipolos se simbolizan con una flecha que señala hacia dónde se corren los electrones compartidos. La punta de la flecha indica hacia el polo negativo y su extremo posterior se cruza con una línea corta que forma un signo "+" para dar a entender al polo positivo.

El concepto de dipolo es muy importante, ya que su representación a través de flechas (vectores) es muy útil para conocer la polaridad eléctrica total de moléculas más complejas conformadas por dos o más enlaces covalentes.

Por ejemplo, la molécula de agua (H2O) está conformada por dos enlaces covalentes polares (H-O) que forman un ángulo de 104,45º entre sí. Es importante conocer hacia dónde apunta cada uno de estos dos dipolos para averiguar la polaridad neta de la molécula. Esto se logra realizando una suma de los vectores (las flechas de los dipolos). El resultado es una flecha más larga que apunta en un sentido diferente al de cada uno de los dos enlaces H-O, y coincide con la polaridad eléctrica de la molécula de agua. Por el contrario, en la molécula de dióxido de carbono (CO2) los dos enlaces covalentes polares (C-O) que la componen forman un ángulo de 180º entre sí, es decir son dos dipolos de igual magnitud, pero que apuntan en direcciones opuestas (hacia cada átomo de Oxígeno que actúa como polo negativo). Debido a esto, se anulan estas polaridades y dan como resultado neto una molécula no polar.
  
  
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Fuentes de información:

  • Bohr Model of the Atom. Sitio Web del Departamento de Química de la Universidad de Michigan (en inglés)
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.1: Chemical Bonding: Shells. páginas 37 y 38). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • AS Chemistry for AQA (Module 1. Part 2: Bonding. "Polar Bonds", página 29) - Escrito por John Atkinson, Carol Hibbert - Publicado por Heinemann Educational Publishers (Año 2000). ISBN de 10 dígitos: 0-435581-34-1 (en inglés)
  • General, Organic, and Biological Chemistry. Fourth Edition (Capítulo 5.10: "Bond Polarity", página 115). Autor: H. Stephen Stoker. Publicado por Houghton Mifflin Company (año 2007). ISBN-13: 978-0-618-60606-1 (en inglés)
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.3: The shapes of molecules: Electron pair repulsions. páginas 44 a 46). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • Soil and Water Chemistry: An Integrative Approach (Capítulo 5: "Soil water chemistry", 5.1: "Nature of water", página 183). Autor Michael E. Essington. Publicado por CRC Press (año 2004). ISBN: 0-8493-1258-2 (en inglés)
  • Nanomedicine: Science, Business, and Impact (2.3: "Molecules of life", página 38). Autor: Michael Hehenberger. Publicado por Pan Stanford Publising (año 2016). ISBN-13: 978-981-4613-77-4