ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO

El átomo sólo puede poseer unas pocas y determinadas energías; las demás están prohibidas. Este comportamiento se describe diciendo q el átomo está cuantizado. Bohr supone q el electrón no puede girar a cualquier distancia del núcleo, sino, en ciertas órbitas solamente. Como en cada una tiene una energía diferente (mayor cuanto más alejado esté del núcleo), de ahí q las energías permitidas al electrón, y por tanto al átomo en su conjunto, sean únicamente un num limitado. Así pues, cada átomo está caracterizado por una conjunto definido de niveles de energía: E1, E2, E3, etc.

Otra interesante idea de Bohr para explicar las variaciones de energía q puede experimentar el átomo es suponer q el electrón puede saltar de una órbita a otra. Al suministrar energía al átomo el electrón absorbe una cantidad precisa de ésta y salta a una órbita superior. Como la situación no es estable, termina cayendo a una órbita de menor energía y emite la energía sobrante en forma de luz de frecuencia dada por la ecuación de Planck (E=hv). De esta manera se explican las distintas líneas espectrales.

A n se le llama número cuántico principal. Dándole valores a n obtenemos los diversos niveles de energía.

El electrón del H (hidrógeno) tiende a ocupar el nivel de menor energía o estado fundamental, más estable, aunque con aporte energético suficiente dicho electrón puede encontrarse en un estado excitado, ocupando otro nivel distinto del primero.

Principio de incertidumbre

Heisenberg afirma q es imposible conocer simultáneamente la velocidad y la posición de una partícula con absoluta exactitud. Así, cuanto más exacta es la medida de la posición de un electrón, más grande es la incertidumbre con respecto a su velocidad. Como ambas magnitudes son las q permiten predecir la trayectoria de una partícula, es imposible conocer la trayectoria de un electrón. La idea del electrón girando en órbitas circulares o elípticas, bien definidas, en torno al núcleo es incompatible con el principio de incertidumbre, y demasiado simple para explicar los complejos aconteceres atómicos.

Orbitales. Cada orbital se caracteriza porq:

• 1) La energía del átomo está característica. La energía del átomo está cuantizada

• 2) Describe una distribución espacial del electrón. Lo q marca la diferencia con el modelo de Bohr es la descripción del comportamiento del electrón. La ecuación no determina la posición o la trayectoria del electrón, sino la mayor o menor probabilidad de q se encuentre en los diversos puntos del átomo. Cada orbital indica una distribución diferente de la densidad electrónica en el espacio.

Números cuánticos

El número cuántico principal, n, indica el nivel de energía

El número cuántico secundario, l, indica el subnivel de energía q corresponde a un tipo de orbital.

El número cuántico magnético, ml, describe la orientación espacial permitida para un mismo tipo de orbital.

Cada electrón en el átomo viene definido por los valores de los tres números cuánticos anteriores n, l y ml, q son los mismos del orbital q ocupa, y además por el valor de un cuarto, llamado número cuántico de espín, ms.

Principio de exclusión de Pauli. En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales (en un orbital, sólo puede haber como máximo dos electrones, q han de tener espines contrarios (1/2, -1/2)).

El sistema periódico se construye ordenando los elementos según su número atómico (Z) creciente. Así se pone en evidencia la llamada ley periódica, q dice: las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos.

Los elementos de una misma fila horizontal forman un periodo. Los periodos empiezan siempre con un metal alcalino (IA) y terminan con un alógeno (VIIA) seguido de un gas noble (VIIIA), q es el q cierra el periodo. A grandes rasgos, los metales ocupan la parte izquierda y central de la tabla, mientras q los no metales se sitúan a la derecha. El primer periodo sólo contiene dos elementos (H y He). El segundo y el tercero, ocho cada uno. El cuarto y el quinto están formados por 18 elementos. El sexto tiene 32, y el séptimo permanece abierto.

Existen 16 familias: ocho de ellas se anotan con el número seguido de una A, y otras ocho con una B.

Las propiedades químicas de un elemento dependen casi exclusivamente de la distribución electrónica del nivel energético más externo.

Los rayos atómicos se terminan principalmente por valores medios de datos de diversas moléculas q contienen el átomo de estudio. Dentro de una misma familia, el radio atómico aumenta con Z (o sea, hacía abajo) ya q el número de capas pobladas de electrones crece gradualmente. En un periodo disminuye al aumentar Z (es decir, hacia la derecha).

b) Energía de ionización

Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado en su estado fundamental. El proceso da origen a la formación de un ión positivo o catión:

Átomo + Ei ! ión+ + e-

En una familia, la energía de ionización (Ei) disminuye al aumentar Z (hacia abajo), puesto q los electrones periféricos están más más alejados del núcleo y sienten más débilmente la atracción del núcleo. En un periodo aumenta con Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear y menor radio. Cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento, mayor tendencia tendrá a formar su ión positivo, es decir, más electropositivo.

c) Afinidad electrónica

Es la energía desprendida, cuando un átomo capta un electrón. La afinidad electrónica es una propiedad inversa a la de la energía de ionización. En un periodo aumenta hacia la derecha, por regla general, y en una familia aumenta al disminuir el radio (hacia arriba), puesto que así el núcleo manifiesta con mayor poder su fuerza atractiva.

d) Electronegatividad

Mide la mayor o menos atracción que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo. Las electronegatividades varían periódicamente. En un periodo aumentan hacia la derecha y en una valencia, hacia arriba.

Valencia: viene dada por el número de electrones que un átomo tiende a captar o cedes para tener 8 electrones en la última capa, q es la configuración electrónica de un gas noble. La valencia de un elemento viene dada por el número de electrones desapareados q tiene o q puede tener.

ENLACE QUÍMICO

La sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas, y otras, resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles, y algunos metales en estado de vapor, están constituidos por moléculas monoatómicas. La unión entre átomos, iones o moléculas es lo q consituye el enlace químico.

El enlace químico desempeña un papel decisivo la configuración electrónica de la capa más externa de los átomos, o capa de valencia. Con objetivo de destacar los elctrones de valencia se utilizan los llamados diagramas de puntos de Lewis.

Los gases nobles presentan una distribución electrónica de máxima estabilidad, con los orbitales s y p de valencia ocupados por completo, es decir, con 8 electrones. Los demás elementos poseen incompletos sus niveles de valencia, y de ahí su mayor o menor reactividad. En general, cuando se unen dos elementos representativos tienden ambos a alcanzar estructura de gas noble. Se conoce como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados de 8 electrones de valencia.

Sean unas u otras configuraciones, la formación espontánea de un enlace es una manifestación de la tendencia de cada átomo a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible. Es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía q los átomos aislados.

1.2 ESTRUCTURA DEL ENLACE IÓNICO

Cuando se encuentra un elemento de los más metálicos con otro de carácter de muy no metálico, es decir, dos elementos de electronegatividad muy diferente, se forma entre ellos un enlace iónico.

Se llama electrovalencia, o valencia iónica de un elemento, al número de electrones q gana o pierde para formar sus iones. A la electronegatividad se le suele anteponer el signo correspondiente. La fórmula de un compuesto iónica es siempre una fórmula empírica. El número de iones q rodea a cada ión de signo contrario se llama índice de coordinación.

1.3 CICLO DE BORH-HABER

Se define la energía reticular de una sustancia como la energía necesaria para separar totalmente las partículas de un mol de la misma en estado cristalino. En general, cuanto mayor sea la energía reticular, más estable será el cristal, más elevados sus puntos de fusión, más duro, etc.

1.4 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

La atracción entre iones de signo opuesto es fuerte y se necesita mucha energía para romper la red. Es decir, los compuestos de fusión serán elevados; lo segundo exige disolventes muy polares como el agua. Referente a las propiedades mecánicas, los sólidos iónicos son duros, pero al mismo tiempo quebratizados. Son malos conductores, puesto q los electrones están firmemente sujetos por los iones. En cambio, fundidos conducen corriente eléctrica.

1.5 ENLACE COVALENTE

El enlace covalente consiste en un par de electrones compartido con dos átomos, que, situado entre ellos, ejerce una atracción sobre los núcleos de ambos y así los mantiene unidos. Puede suceder que el par de electrones sea suministrado por un solo átomo, y el enlace se llama entonces covalente coordinado. La regla del octeto se aplica a elementos del segundo periodo.

1.6 GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS

La teoría de Lewis no indica nada acerca de la geometría de las moléculas. La forma de una molécula es consecuencia de los ángulos de sus enlaces, hay un procedimiento sencillo q permite predecir la geometría si se conoce el número de electrones q rodea al átomo central. Es el modelo de las repulsiones entre pares de electrones de la capa de valencia. Éste modelo, basado en simples ideas electroestáticas, supone que los distintos pares de electrones de valencia que rodean al átomo central de una molécula, son enlazantes, se repelen entre sí, y adoptan la distribución más alejada posible en el espacio.

Así, los átomos como C, N, O y F que suelen tener en sus compuestos 4 pares de electrones de valencia, distribuirán cada uno de los pares en los vértices de un tetraedro.

1.7 ENLACE COVALENTE. TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA

La formación del enlace H-H puede expresarse también diciendo q los orbitales 1s de los dos átomos de H se solapan. El solapamiento supone q ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos núcleos. Al aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s y la fuerza de atracción entre lo átomos se incremente, con lo q la energía del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo. El tipo de enlace constituido por solapamiento de dos orbitales siguiendo la línea de los núcleos se llama enlace sigma.

Para formar un enlace covalente cada uno de los átomos debe poseer un orbital con un electrón desapareado, porq, como se solapan, en la zona común no puede haber más de dos electrones. La formación del enlace covalente supone el apareamiento de ese par de electrones, q por ello han de tener uno y otro, espines contrarios. Así pues, la covalencia de un elemento, o número de enlaces covalentes que puede formar uno de sus átomos, es igual al número de electrones desapareados de q dispone, o puede disponer.

La teoría del enlace de valencia completa su descripción del enlace covalente justificando la geometría de las moléculas. Para ello recurre al concepto de orbital híbrido.

a) Enlaces sencillos

La teoría del enlace de valencia resuelve el problema suponiendo q se forman 4 orbitales, llamados orbitales híbridos sp3, por combinación entre el orbital s y los 3 orbitales p.

(más enlaces en el libro, pág 126)

Tienden a distribuirse más cerca del núcleo del átomo de mayor electronegatividad. Se crea entonces un dipolo eléctrico, ya q las cargas negativas están desplazadas hacia un lado de la molécula y su centro no coincide con el centro de las cargas positivas. Así la molécula de HCl será polar, puesto q el átomo de Cl, más electronegativo que el de H, atrae más hacía sí, el par de electrones. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos q forman el enlace, mayor será la polaridad y, por tanto, mayor el carácter iónico del enlace.

1.10 FUERZAS INTERMOLECULARES

a) Fuerzas de Van der Waals

Hay varios tipos de fuerzas de Van der Waals. Las q se verifican entre moléculas polares, donde el extremo positivo de una se acerca al extremo negativo de la otra, y así para todo el conjunto. Las fuerzas entre las moléculas apolares son las de dispersión. Debido al movimiento de los electrones, adopta una distribución eléctrica asimétrica, es decir, se convierte en un pequeño dipolo instantáneo.

1. En la mayoría de los casos, son fuerzas muy débiles

2. Estas fuerzas aumentan con el volumen molecular

b) Enlace de hidrógeno

Las fuerzas q mantienen unidas las moléculas de agua se llaman enlace hidrógeno. En la molécula de agua el par de electrones de cada enlace H-O está bastante desplazado hacia el O, muy electronegativo. El protón, queda así casi descubierto de carga negativa, constituyendo un polo positivo muy intenso q va a formar unión electrostática con un par de electrones no enlazante del átomo de oxígeno (O) de una molécula vecina.

1.11 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

a) Sustancias moleculares

Sustancias constituidas por moléculas cuyos átomos están unidos por enlace covalente. Entre ellas hay sustancias apolares y polares, alguna de estas últimas con enlaces de H. En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares son muy débiles, una cierta agitación térmica es suficiente para desordenar y separar las moléculas. Por tanto, los puntos de fusión y ebullición son, en general, bajos; es decir, en condiciones ordinarias la mayoría de estas sustancias son gaseosas o líquidas. En otros casos, las fuerzas intermoleculares son apreciables, y las sustancias son sólidas como I2. Las propiedades mecánicas varían en el mismo sentido con las fuerzas intermoleculares. En estado sólido son blandas casi todas. En cuanto a solubilidad las no polares son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua pero se disuelven bien el disolventes no polares. Las sustancias polares son más solubles en agua y puede formar puentes de hidrógeno.

b) Sustancias con red covalente (o reticulares)

Los sólidos covalentes poseen puntos de fusión altísimos, gran dureza, y son insolubles en todos los disolventes. Para separar los átomos de la red es necesario romper enlaces covalentes, lo q requiere una gran cantidad de energía. Suelen presentar estructuras con red covalente los elementos situados en la diagonal: B, C, Si, etc.

1.12 EL ENLACE EN LOS METALES

En su red cristalina cada átomo se encuentra rodeado de otros 8, y como su configuración externa es 3s1, solo podría formar enlace covalente con uno de ellos.

Un modelo sencillo q explica la estructura metálica es el modelo de la nube electrónica. Los electrones de valencia se encuentran deslocalizados.

La movilidad de los electrones explica la propiedad más típica de los metales: su conductividad eléctrica. La conductividad térmica es consecuencia de las colisiones q transmiten los electrones por todo el metal. Y el brillo metálico se explica por el hecho de q los electrones, al estar libres, pueden absorber y emitir luz de todas las frecuencias.

1.13 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS

Tienen puntos de fusión moderados o altos. Son dúctiles y maleables, pues su deformación no implica ni rotura de enlaces ni mayor aproximación de iones de igual carga. En los metales de transición surgen nuevos aspectos. A diferencia de los alcalinos y alcalino-térreos, son duros y de alto punto de fusión. Esto de debe en parte al reducido tamaño de sus átomos, y también a la posibilidad de q algunos electrones D, se hayan desapareados, contribuyan al enlace metálico.