atomo periodica enlace
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Estructura del átomo. Propiedades periódicas. Enlaces
Estructura del átomo
Modelo atómico de Thomson
Teoría de Dalton
Los átomos son las partículas básicas de la materia, pequeñas esferas compactas
indivisibles que son idénticas (misma masa y propiedades) para un mismo elemento,
pudiéndose agrupar átomos de distintos elementos en relaciones sencillas para formar
moléculas también compactas.
Modelo de Thomson
En 1897, estudiando la naturaleza de los rayos catódicos descubrió el electrón y elaboró
un nuevo modelo atómico.
Experiencia: Utilizó un tubo de rayos catódicos, que consistía en un cilindro con dos
electrodos y un orificio que permitía hacer el vacío. Si se aplica a los electrodos una
diferencia de pontencial, teniendo el tubo a presión baja, se producen una serie de
descargas de distinta coloración dependiendo la naturaleza del gas que hay en el
interior del tubo [los gases no conducen la corriente]. Al ir disminuyendo la presión del
gas , es decir, cuanto más cerca esté del vacío se produce un fluorescencia en la parte
opuesta al cátodo. Si, además, se coloca un obstáculo, se origina una sombra dentro de
la fluorescencia, que indica la existencia de unos rayos que parten del cátodo, por lo
que deben de estar cargados negativamente en dirección perpendicular a él, hacia el
ánodo y, por esto, se les llama rayos catódicos.
Los rayos catódicos:
Poseen energía (puesto que pueden mover ligeros molinetes)
Tienen carga (puesto que se desvían en campos eléctricos y magnéticos) y no se
modifican, ni dependiendo del gas ni de los materiales.
Conclusión: los rayos catódicos están constituidos por algo universal, una partícula
atómica que se denominó electrón. Al ser un partícula, se calculó la relación entre la
carga específica, e, y su masa, m, que debe de se constante, 1,76 108 culombios /g.
Modelo atómico: Thomson en 1904 supuso que era una esfera maciza, positiva y con
electrones en su interior, lo que hacía que él átomo fuera neutro.
Millikan, carga y masa del electrón
En 1910, Millikan con su experimento de la gota de aceite determinó el valor de la
carga del electrón que era: 1,602 10-9 culombios.
Con este dato, la relación carga y masa del modelo de Thomson se determinó también la
masa del electrón, 9.11 10-31 kg
Modelo atómico de Rutherford
Descubrimientos que influyen de manera radical en el desarrollo de esta
teoría
Rayos X
Roentgen, en 1895, observó una radiación en el tubo de rayos catódicos que se
originaba en la pared opuesta al cátodo, se propagaban en línea recta, producían
fluorescencia en una pantalla de platino y cianuro de bario situada a cierta distancia del
tubo, atravesaban distintos espesores de sustancias opacas, ennegrecían placas
fotográfica y podían ionizar gases. No pudo explicar la naturaleza de esta radiaciones, y
las llamó rayos X.
Radiactividad
Becquerel, en 1896, encontró que algunos compuestos de uranio emitían radiaciones
cuando eran expuestas a los rayos X. Pensó que estas sustancias emitían radiaciones
cuando eran expuestas a la luz ultravioleta, pero después comprobó que no sólo en esas
circunstancias emitían radiaciones, sino que en la oscuridad también lo hacían, incluso
con más intensidad.
Los esposo Curie comprobaron más tarde que no sólo los compuestos de uranio emitía
radiaciones, sino que otros de distintos elementos (polonio, torio, radio) también
emitían, y de mayor intensidad. A esta capacidad que poseían algunas sustancias se la
llamó radiactividad.
Se comprobó que estas radiaciones eran de distinta naturaleza, ya que, al someterlas a la
acción de uan campo magnético, había unas que no se desviaba, a las que se llamó
radiaciones α, mientras que había otras que se coportaban como una haz de electrones, y
se las denominó radiaciones β.
Modelo Rutherford
Demostró, en 1903 que si se aplicaba un campo magnético lo suficientemente intenso
había una parte de las radiaciones α que se desviaba, comportándose como partículas
cargadas positivamente (radiaciones α, propiamente dichas), mientras que otra parte no
se desviaba, y se las llamó radiaciones γ. Continuó sus trabajos sobre el modelo
atómico e hizo un experimento cuyo resultado fue sorprendente e inesperado:
bombardeó con partículas α una lámina metálica muy delgada y dispuso una pantalla
fluorescente para poder observar los impactos de las partículas cuando salían de la
lámina metálica.
El resultado que se obtuvo fue que una gran parte de las partículas α atravesaban la
lámina sin prácticamente ninguna desviación, otras se desviaban ángulos no demasiado
grandes, mientras que había algunas que rebotaban hacia atrás. Estos resultados eran
inexplicables según el modelo de Thomson, porque si el átomo era macizo, cuando una
partícula α con una masa importante y un velocidad de 20000 km/s chocará con él,
desplazaría el átomo y saldría desviada, no pudiendo explicar que las partículas lo
atravesasen y que otras rebotasen hacía atrás.
Conclusión: elaboro un nuevo modelo atómico ‘el átomo es prácticamente un espacio
vacío, consta de un núcleo muy denso en el centro, que contiene prácticamente toda la
masa del átomo y carga positiva; los electrones giran alrededor a grandes distancias,
como en un sistema planetario’. Esto permitía explicar el comportamiento de las
partículas α, ya que las que no se desviaban era porque pasaban alejadas del núcleo a
través de los espacios vacíos, las que sufrían una pequeña desviación era porque pasaba
cerca de algún nucleo y, al estar cargados ambos positivamente, se repelían, mientras
que las que rebotaban era debido a que chocaban con núcleos y, dado que la
probabilidad de chocar con un núcleo era tan pequeña, rebotaban muy pocas.
En es modelo atómico planetario la fuerza de atracción entre el núcleo y electrones
debía seguir la ley de Coulomb
Los electrones, partículas negativas, se encuentran girando en órbitas concéntrica y fijas
y, para explicar el hecho de que no caigan sobre el núcleo como resultado de la
atracción electrostática, se supuso que debían girar con un movimiento rápido.
Partículas constituyentes del átomo
Electrón
Símbolo: e-, e
Carga en culombios: 1,602 10-19
Masa: 0,00055 uma
Masa en reposo: 9,1090 10-28 g
Rutherford, aplicando la ley de Coulomb, consiguió encontrar la carga positiva de los
núcleos de los metales con los que trabajaba:
o
Se comprobó que el valor de Z era igual al del número atómico, o lo que es lo mismo, al
número de orden en la tabla periódica.
Protón
Es una partícula constitutiva del núcleo atómico, cuya carga es igual a la del electrón,
pero de signo positivo, mientras que su masa es muy superior, siendo similar a una uma.
Al ser el valor de Z igual al número atómico, el número total de protones se corresponde
con el número atómico, al igual que con el número de orden de la tabla periódica, y con
el número de electrones que hay en la periferia, dado que el átomo tiene carga neutra:
Z = nº atómico =nº protones = nº electrones
[Rutherford, en 1919, realizó la primera transmutación atómica artificial; bombardeando
nitógeno con partículas α, convirtió el nitrógeno en oxígeno, pero además obtuvo una
partícula que más tarde se reconocería como el protón:
Símbolo: p,
Carga en culombios: 1,602 10-19
Masa: 1,00728 uma
Masa en reposo: 1,6725 10-24 g]
Neutrón
En 1932, Chadwick, descubrió el neutrón, también constitutiva del núcleo, al realizar
experiencias de transmutación de núcleos.
Fue difícil encontrarlo pues al no poseer carga no se desviaba en campos magnéticos o
eléctricos. Lo que sí es cierto que del total de la masa de un átomo solo una parte
correspondía a la masa de protones, por lo que debía de existir otra partícula.
Efectivamente el neutrón tiene una masa prácticamente igual a la del protón.
Por tanto el número másico A de un átomo vendrá determinado por la suma del nº de
protones y de neutrones
Energía de enlace
Un protón y un neutrón se unen para formar un nucleón. Los nucleones se unen para
formar el núcleo del átomo, desprendiéndose una gran cantidad de energía (energía de
enlace). Si se divide la energía de enlace entre el número de nucleones, obtenemos la
energía de enlace por nucleón. Cuanto mayor es esta energía desprendida, más estable
es el núcleo (más difícil de romper). Esta energía proviene de una pérdida de masa
llamada defecto másico, y puede calcularse mediante la ecuación de Einstein. La
energía de enlace crece rápidamente en los elementos ligeros, se hace máxima para lo
intermedios y disminuye lentamente al ir aumentando el índice de masa.
Ecuación de Einstein:
Siendo Δm la pérdida de masa y c la velocidad de la luz en el vacío
Isótopos e Isóbaros
Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo nº atómico, es decir, tienen
igual número de protones que de electrones, pero no sucedo lo mismo con el número
másico, por tanto, variará según el número de neutrones del núcleo. A estos átomo de un
mismo elemento con diferente número másico se denominan isótopos.
Representación de un isótopo
Para cada elemento hay una serie de isótopos que existen en la naturaleza en distinta
proporción que se tiene en cuenta al calcular la masa de un elemento.
También existen átomos que, perteneciendo a distintos elementos, tienen diferente
número atómico y el mismo número másico, se denominan isóbaros. Por ejemplo, el
uranio 239 y el plutonio 239.
Ejercicios
Determinar la cantidad de protones, neutrones y electrones.
Por ejemplo, ¿Cuántos protones, neutrones y electrones poseen los isótopos del plomo,
de número atómico 82 y números másicos 204, 206, 207 y 208.
Nº másico = Z + N E P N
204
82 82
N = 204 -82 = 122
206 N = 206 -82 = 124
207 N = 207 -82 = 125
208 N = 208 -82 = 126
Calculo del peso atómico de un elemento, conociendo el % de existencia en la
naturaleza de los distintos isótopos que lo componen.
Siendo Ai el nº másico de cada isótopo y xi el porcentaje de
cada isótopo.
Por ejemplo, el cobre se encuentra en la tierra en forma de mezcla isotópica de 69,09 %
de 63Cu y 30,91 % de 65Cu, determinar el peso atómico
Calculo del peso atómico de un elemento, conociendo el % y la masa de cada
isótopo.
Por ejemplo, el cobre se encuentra en la tierra en forma de mezcla isotópica de 69,09 %
de 63Cu (masa = 62,93 uma por átomo) y 30,91 % de 65Cu (masa = 64.93 uma por
átomo), determinar el peso atómico.
Determinar la abundancia relativa de los isótopos de un elemento en la
naturaleza, conociendo el nº másico de cada isótopo y el peso atómico de ese
elemento.
Por ejemplo, ¿Cuál es la abundancia relativa de los isótopos 14N y 15N, si el peso
atómico del nitrógeno es 14.0067.
Se deducen las siguientes igualdades
y
Calculo del defecto másico en uma/átomo y en g/mol de un isótopo, conociendo
el número másico y la masa del elemento.
La masa de total de electrones puede ser despreciable, en algunos casos.
Por ejemplo, Calcular el defecto másico de los átomos de cloro 35. La masa real de
dicho átomo es de 34,9689 uma.
(despreciable)
Calculo de la energía de enlace de un elemento, conociendo el número atómico
y el peso atómico.
No lo se resolver, ejercicio 9 (libro COU, pag 47) el ejercicio 1 de la pag 45 esta resulto
y es similar.
Modelo atómico de Bohr
Consideraciones acerca de la energía electromagnética
Espectros atómicos
La composición de cualquier tipo de energía electromagnética se puede estudiar
mediante sistemas ópticos, tales como prismas u otros aparatos dispersivos
(espectroscopios), obteniéndose como resultado un conjunto de imágenes (espectros)
más o menos separadas según sus constituyentes. Los espectros pueden ser:
Espectro continuo, corresponde a la luz blanca o solar.
Espectro de rayas, se obtiene a partir de sustancias que se someten a un
calentamiento, llegando a la incadescencia, mediante una llama, un aro o una chispa
eléctrica de tal forma que las moléculas constitutivas se disocian en sus átomos
constituyentes. Resulta así un espectro con una serie discontinua de frecuencias o
longitudes de onda bien definidas y características para cada sustancia, aunque, si el
modo de excitación utilizado es distinto, se pueden obtener otros espectros que
corresponden a estados diferentes de la materia. Si estudiamos el espectro del
hidrógeno gaseoso vemos una serie de líneas con longitudes de onda y frecuencias
únicas y características. Todas estas líneas reconocen como series Balmer, ya que halló
una relación sencilla: Siendo λ la longitud de onda y n1 y n2 números
enteros. Posteriormente se obtuvieron otras series: Lyman (región ultravioleta) y la de
Paschen (región infrarroja), en ambas se encontraron también relaciones sencillas
análogas a la descrita anteriormente que permitían obtener las distintas longitudes de
ondas del espectro de hidrógeno.
Espectro de bandas, está formado por bandas resolubles en rayas muy finas. Se
obtiene a partir de moléculas no disociadas y, por tanto , son espectros producidos por
moléculas.
Hipótesis de Planck
Planck, en 1900, llegó a la siguiente conclusión: la radiación no puede ser emitida ni
absorbida de forma continua, sino sólo en momentos determinados y en cantidades
definidas que deben ser múltiplos de algún factor fundamental, siendo este factor la
frecuencia de la luz correspondiente (lo que explica las rayas de los espectros)
La energía electromagnética debe ser de naturaleza discontinua, de forma que no se está
continuamente emitiendo ni absorbiendo energía, sino que se hace a intervalos y en un
número definido de unidades llamadas cuantos o fotones.
Según Planck puede calcularse la energía de un cuanto según la siguiente expresión:
, siendo v la frecuencia de la energía electromagnética y h una constante
universal o constante de Planck cuyo valor es 6,62 10-27 ergs o 60,62 10-34 Js.
Relación entre frecuencia y longitud de onda: siendo v la frecuencia y λ la
longitud de onda (c es la velocidad de la luz, 3 1010 cm s-1).
Modelo atómico de Bohr
Primer postulado: ‘Cuando un electrón gira en su órbita no emite energía y, por tanto,
esa órbita es estacionaria’
Al no emitir energía, no varía su velocidad y no se acerca al núcleo.
Este postulado confirma la teoría de Rutherford y permite deducir el valor de la
velocidad del electrón; aplicando las leyes de la dinámica a este movimiento circular
uniforme: Zee/r2 es una fuerza de atracción electrostática que viene dad
por la ley de Coulomb: producto de las cargas dividido por la distancia al cuadrado.
Siendo Z el número atómico, o lo que es lo mismo, el número de protones del núcleo o
de electrones de la periferia, y tomando como e la carga de los electrones de la periferia,
la igualdad se transforma en:
Con lo que obtenemos una expresión que nos permite
hallar la velocidad del electrón.
Segundo postulado: ‘Sólo son posibles para el electrón aquellas órbitas en las que se
cumple que su momento cinético es múltiplo de h/2’.
Relaciona al átomo con la teoría cuántica de Planck. Como la energia no se absorbe ni
se emite de manera continua, sino en forma de paquetes o unidades (cuantos de luz o
fotones), no puede tomar cualquier valor sino sólo los que sean múltiplos enteros del
más pequeño, es decir, del fotón o cuanto de energía (E = hv, donde h es la constante
de Planck, 6,62 10-34 Js, y v la frecuencia).
El momento cinético del electrón en su giro alrededor del núcleo es mvr y, por tanto,
Esta expresión nos indica que el radio de la órbita del electrón está cuantizado, es decir,
los radios de las órbitas son múltiplos enteros de la constante de Planck, h, y dependen
únicamente de los valores de n.
Tercer postulado: ‘La energía que se libera al pasar elelectrón de una órbita superior
(más alejada) a otra inferior (más cercana) se emite en forma de ondas
electromagnéticas, cuya formula viene dad por E2-E1 = hv.
Del 1er y 2º postulado se deduce: Energía del electrón = Energía potencial + Energía
cinética, de lo que se deduce: .
Esta expresión nos indica que también la energía está cuantizada, ya que depende del
valor de n2 (n= 1, 2, 3,…)
Las órbitas de mayor energía son las más alejadas del núcleo, es decir, las de mayor r.
Si un electrón pasa de una órbita superior a otra inferior, deberá liberar energía que
viene dada por: Es liberación de energía se manifiesta en las rayas de los
espectros de emisión.
Por el contrario, si se suministra energía a los átomos, los electrones pasarán de niveles
energéticos inferiores a niveles superiores de energía, produciéndose entonces espectros
de absorción.
Se da el nombre de números cuánticos a los parámetros que sirven para determinar la
posición de un electrón dentro de un átomo.
El número cuántico n (número cuántico principal) cuantifica el tamaño de la órbita y
puede tomar los valores: 1, 2, 3, 4, 5, para las respectivas órbitas: l o capa K, 2 o capa L,
3 o capa M, y así sucesivamente con las siguientes letras del alfabeto.
El número cuántico n es insuficiente para determinar las características de cada electrón.
Corrección de Sommerfeld
Años más tarde, Zeeman observó, también, que si sometía a los átomos a un campo
magnético, el espectro de emisión se complicaba mucho más, apareciendo nuevas rayas,
lo que se conoce como efecto Zeeman (lo que se creia una raya gruesa ahora se
desdoblaba en varias muy finas con longitudes de onda muy próximas entre sí). Esto se
pudo observar gracias a que se construyeron espectrógrafos de mayor poder resolutivo
Modelo atómico de Sommerfeld
Dedujo que debían de existir en una misma capa electrones con niveles de energía
diferentes, por lo que producían rayos con diferente longitud de onda en el espectro.
Esta teoría contradice el modelo de Bohr, ya que tanto la energía como el radio de una
órbita depende únicamente de un número cuántico n.
Aportaciones de la teoría de la relatividad de Einstein ‘la masa m de cualquier cuerpo en
movimiento no será igual a su masa en reposo, sino que su valor variará según la
siguiente expresión: ’
Si v es la velocidad del cuerpo de masa m, y c la velocidad de la luz en el vacío:
De lo cual se deduce que cuando aumenta la velocidad también aumenta la masa hasta
hacerse infinita cuando la velocidad es igual a la de la luz.
Por lo que en la expresión de Bohr, para la energía del electrón, se puede dejar de
considera m constante. Encontrándose, ahora, que sin variar n puede haber distintos
niveles de energía dentro de la misma capa principal, la única condición para que esto
ocurra es que los electrones se muevan a distinta velocidad.
Extensión del modelo de Bohr a órbitas elípticas: si se mueven a diferente velocidad, no
van a describir órbitas circulares, sino elípticas, lo que es lo mismo que decir que dentro
de una misma capa principal existen distintas trayectorias, además de la circular. Estas
trayectorias son elípticas, necesitarán dos datos para caracterizarlas (semieje mayor y
semieje menor).
La aparición de las nuevas rayas se puede explicar diciendo que el valor de n es igual
para todas las subórbitas de una misma capa principal, o sea, el semieje mayor tomará
siempre el valor del radioy, por tanto, lo que variará será el valor del semieje menor.
Sommerfeld, basándose en las anteriores consideraciones, imaginó para cada órbita
principal n, n subórbitas, de las que una es circular (semieje mayor = semieje menor =
radio) y n-1 son elípticas, así:
Capa K (n = 1) 1 subórbita circular.
Capa L (n = 2) 2 subórbitas (circular y elíptica)
Capa L (n = 3) 2 subórbitas (circular y 2 elípticas)
…
De la teoría de Sommefeld se desprende la necesidad de un segundo número cuántico,
que nos sirve para delimitar la subórbita a la que pertenece el electrón y la forma de esta
subórbita; este nuevo número es el número cuántico secundario.
Justificación de las líneas del espectro
Todo esto hace que un variación ligera en la energía de los electrones, de un misma
órbita principal, pero en subórbitas diferentes, produzca en el espectro líneas muy
próximas, con longitudes de onda muy cercanas al saltar a ellas los electrones.
Serie Lyman: líneas de menor longitud de onda, situadas en la región
ultravioleta, corresponde a electrones que caen directamente desde cualquier
orbita a la primera.
Serie Balmer: líneas situadas en la región del espectro visible, corresponde a
electrones que caen directamente desde cualquier orbita a la segunda.
Serie Paschen: líneas situadas en la región infrarrojo, corresponde a electrones
que caen directamente desde cualquier orbita a la tercera.
Brakett o Pfund, los electrones caen a la cuarta o la quinta órbita,
respectivamente.
Numeros cuanticos
Número cuántico secundario, azimutal o l
El número cuántico n nos informa del semieje mayor, la órbita correspondiente será la
circular.
Para diferenciar entre sí varias subórbitas pertenecientes a una misma órbita principal n,
bastará conocer el valor del semieje menor al que designamos como Kα (semieje mayor
será n)
Kα puede tomar valores desde 1 hasta n (en este caso tenemos la órbita circular)
Al valor Kα – 1 se le denomina con la letra l, y es el número cuántico secundario, lo que
quiere decir que este número nos informa la excentricidad de la elipse y su momento
angular orbital. l puede tomar valores entre 0 y n-1 como máximo.
Según los valores de l, las subórbitas se denominan:
s (sharp) l = 0
p (principal) l = 1
d (diffuse) l = 2
d (fundamental) l = 3
Dentro de cada nivel cuántico de un misma órbita principal, la energía es mayor para la
subórbita circular l = n-1 (más alejada del núcleo), y menor para la elipse más aplanada
l = 0.
Número cuántico magnético o m
Se denomina así porque surgió al intentar explicar el efecto Zeeman, las nuevas rayas
son debidas a las distintas orientaciones que sufren las subórbitas en el espacio.
Si las órbitas elípticas determinan la existencia de dos números cuánticos que nos la
caracterizan, la orientación en el espacio, también cuantizada, exigirá un tercer número
cuántico (magnético o m).
El número cuántico m puede tomar valores 2l+1, de los que obtendremos las distintas
orientaciones de cada subnivel energético. El número cuántico magnético puede tomar
valores desde +l hasta –l, pasando por el cero.
l = 0 m = 0 20+1= 1 valor posible
l = 1 m = +1 21+1= 3 valores posibles
m = 0
m = -1
l = 2 m = +2 22+1= 5 valores posibles
m = +1
m = 0
m = -1
m = -2
Número cuántico de spin o s
El número cuántico de spin intenta justificar el aumento o la disminución del momento
magnético del electrón según su sentido de giro.
Este número supone que electrón tiene también un movimiento de rotación sobre sí
mismo (giro), al que se conoce con el nombre de spin electrónico, que toman
únicamente los valores +1/2 y -1/2.
Esta interpretación no es la correcta, a la luz de la Mecánica cuántica, y se considera
sólo a título de representación intuitiva en la teoría clásica de los modelo atómicos.
Indicar más ejercicios si es necesario
Hacer un esquema
Modelo atómico actual
Principio de dualidad onda-corpúsculo
La luz presenta por una parte fenómenos de carácter corpuscular, como si fuese un
conjunto de partículas, mientras que en otras ocasiones se manifiestan como una onda.
Del comportamiento corpuscular de la luz, podemos tomar como ejemplos tanto el
efecto fotoeléctrico como el efecto Compton, en los que la luz, o su unidad fundamental
el fotón, se manifiesta como si fuera de naturaleza corpuscular o formada por partículas;
en ambos casos, al incidir un fotón, el desplazamiento electrónico que se produce parece
deberse al choque entre partículas que llevan una energía, con los electrones a los que
transfieren parte de esa energía, además de desplazarlos.
El el caso de la naturaleza ondulatoria de la luz, podemos citar como ejemplo la
aparición de fenómenos de difracción e interferencia, que no admiten explicación dentro
de la teoría corpuscular.
Si la luz es una onda o un corpúsculo, y la única respuesta válida es que tiene una doble
naturaleza, ondulatoria-corpuscular. Luego consideramos la luz como compuesta por
unos corpúsculos fundamentales o fotones, que se caracterizarán por su energía y
cantidad de movimiento, y que la vez llevarán asociada una onda. También hay que
resaltar que nunca se manifiestan la vez ambas naturalezas, sino que, en ocasiones, la
luz se comporta como una onda y, en otras, como un conjunto de corpúsculos.
Pero si el fotón lleva asociada una onda, ésta se podrá caracterizar efectivamente, es lo
que hizo Louis de Broglie. El propuso la relación:
En la que λ es la longitud de onda, p la cantidad de movimiento o momento del fotón, y
h la constante de Planck.
De Broglie llegó a esta conclusión y la extendió y generalizó para toda la materia, de
manera que no sólo los fotones llevarían una onda asociada, sino que toda la materia
presentaría esta dualidad y, por tanto, cualquier partícula (u objeto) en movimiento lleva
asociada una onda, cuya longitud de onda seguirá la relación λ = h/p.
Esta teoría, en principio controvertida, fue plenamente confirmada con experiencias de
difracción de electrones, lo que significa que los electrones se comportan también como
una onda, siendo partículas, luego la suposición de De Broglie sobre la doble naturaleza
ondulatoria-corpuscular quedó plenamente demostrada.
Si esta teoría la trasladáramos a nuestra vida cotidiana, cualquier cuerpo en movimiento
llevaría una onda asociada, pero nosotros no apreciamos fenómenos de difracción. Esto
es debido al pequeño valor de la constante de Planck frente al que toma la cantidad de
movimiento (mv), lo que hace que la longitud de onda asociada sea muy pequeña y,
por tanto, no apreciemos fenómenos de tipo ondulatorio.
Sin embargo, las partículas atómicas poseen un valor para la masa que puede ser
comparable con la constante de Plank y, por tanto, las longitudes de onda que
corresponden son mayores, por lo que sí se pueden apreciar fenómenos ondulatorios.
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Supongamos que queremos observar un átomo de hidrógeno y que para ello disponemos
de un aparato ideal; para observarlo necesitaremos iluminarlo con una luz que tenga una
longitud de onda de prácticamente el mismo tamaño que el propio átomo de hidrógeno.
Sabemos que el átomo de hidrógeno tiene un tamaño aproximado de un angströn y la
energía que corresponde a esa longitud de onda es 286 103 kcal/mol, pero la energía de
ionización del átomo de hidrógeno es de 314 kcal/mol; por tanto, al iluminarlo se ioniza
y no podremos observarlo tal cual.
Es ejemplo es un caso extremo pero pone de manifiesto que cuando se intenta hacer
cualquier medida se está introduciendo un perturbación mayor o menor, y ésta modifica
el estaco del objeto medido, es decir, se producirá siempre un inexactitud en la medida,
al margen de la precisión del aparato usado.
Conclusión: Heisenberg desarrolló la mecánica cuántica mediante matrices para intentar
conocer la cantidad de movimiento y la posición del electrón en un momento
determinado. Lo que le llevó a formular su principio que podemos enunciar así: ‘es
imposible conocer simultáneanmete y con exactitud la posición y la cantidad de
movimiento o momento de un partícula’.
Como consecuencia de este principio, es lógico pensar que el concepto de órbita en el
átomo de Bohr, en el que según sus ecuaciones se podía conocer exactamente el valor
de la velocidad y la trayectoria del electrón, debe ser modificado. El concepto de órbita
plana (circular o elíptica) tendremos que sustituirlo por el de orbital, que indica la
probabilidad de encontrar el electrón en una posición.
Ecuación de onda de Shrödinger y concepto de orbital
Shrödinger halló una ecuación de onda que remitía describirle movimiento del electrón;
las soluciones a esta ecuación son las funciones de onda y definen a la partícula. La
función de onda, se representa por ψ, en ella va implícito todo el movimiento de la
partícula. A partir de la función de onda se puede calcular la probabilidad de encontrar a
la partícula (electrón) en un punto o en una región determinada del espacio; esta
probabilidad viene dada por ψ2.
En la representación gráfica de ψ2 se puede observar que para los puntos A y C la
probabilidad de encontrar el electrón se hace máxima.
La ecuación de onda, que deben cumplir las funciones de onda, fue postulada por
Schrödinger y podemos escribirla así:
De una manera más sencilla se puede representar así:
Siendo ψ la función de onda, m la masa del electrón, h la constante de Planck, E la
energía del electrón y V el potencial a que está sometido el electrón.
La ecuación es una ecuación diferencial que representa el movimiento del electrón (o de
cualquier partícula). Si se intenta resolver esta ecuación, se observa que sólo tiene
solución para determinados valores de la energía, que coinciden con los números
cuánticos n, l y m de la teoría de Bohr; así n puede tomar valores desde 1 hasta ∞,
mientras que l y m tienen valores determinados para cada valor n.
Según el principio de incertidumbre, ya hemos visto que no es posible conocer con
exactitud tanto el momento del electrón, como su posición en un instante determinado,
por lo que ψ2 representará la probabilidad relativa de que un electrón se encuentre en
una determinada región del espacio.
El electrón describe una órbita determinada con un radio definido, aunque esa órbita sí
representa al límite de un volumen en el que se puede encontrar al electrón con una
energía determinada. A ese volumen en el espacio, en el que resulta más probable
encontrar al electrón, se le llama orbital electrónico y, matemáticamente, viene
expresado por las soluciones a la ecuación de onda.
Significado de los números cuánticos y forma de los orbitales
El número cuántico principal, n, específica el nivel energético que tiene el electrón, así
como su volumen en el espacio (cuyo límite es el valor del radio de Bohr):
n: 1 2 3 …
niveles energéticos: K L M …
El número cuántico secundario o azimutal, l, describe la forma geométrica del orbital;
los valores que puede tomar, para cada n, van desde 0 hasta (n-1):
El número cuántico magnético, m, nos informa de la orientación del orbital en el
espacio; los valores que puede tomar van desde +l, pasando por cero, hasta –l.
El número cuántico de spin, s, sigue teniendo el mismo significado que en la teoría de
Bohr, se refiere al giro del electrón y sus valores son +1/2 y -1/2.
Forma de los orbitales
Orbitales s , tiene l = 0 y m = 0, no tiene ninguna orientación determinada en el espadio,
los único que varía entre ellos es la distancia al núcleo, la cual dependerá del nivel
energético del orbital, es decir, de n. Los orbitales, s adquieren forma de esferas cuyo
radio (límite máxima del orbital) será 1s, 2s, … y coincidirá con el semieje mayor para
la elipse mayor más aplanada, cuyo valor es l = 0 (Kα = 1).
Orbitales p , tiene l = 1, m puede tomar los valores +1, 0, -1. La probabilidad de
encontrar los electrones en todo un espacio esférico ya no es la misma, sino que existen
direcciones privilegiadas en el espacio que se acercan a los tres ejes de coordenadas.
Todos toman la misma forma (de ochos), pero con los valores de m describimos en qué
dirección se encontrará con más probabilidad:
l: 0 1 2 3 …
niveles subenergéticos: s p d f …
l 1 1 1
m +1 0 -1
probabilidad orientación eje x (px) eje y (py) eje z (pz)
Orbitales d y f, el significado es el mismo, sólo que las orientaciones en el espacio, que
vienen determinada es el mismo, sólo que las orientaciones en el espacio, que vienen
determinadas por el valor de m, son más numerosas. Hay cinco para los orbitales d, y
siete para los orbitales f.
Escanear las figuras de la pag 53
Configuración electrónica de los átomos
Representar la configuración electrónica de un átomo consiste en distribuir sus
electrones en niveles energéticos. Para ello debemos considerar las reglas que
constituyen el Principio o de construcción.
Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no pueden coexistir dos electrones
con el mismo estado cuántico, es decir, no puede haber 2 electrones con los cuatro
números cuánticos iguales.
n Se define nivel energético 2 electrones
n y l Tipo de orbital (subnivel energético) 2(2l+1) electrones
n, l y m Se define la orientación del orbital En cada orientación 2 electrones
n, l, m y s Se define el electrón 1 electrón
Regla de Hund: los electrones se colocan en cada subnivel energético con los espines
desapareados.
Principio de Aufbau: los electrones entran siempre en los niveles más bajos de energía.
Regla de Madelung; es más estable el orbital de menor n + l (se llenan antes los 4s que
los 3d,…), cuando dos orbitales tienen el mismo valor para n + l, es más estable el de
menor nivel energético n (se llena antes el 3d que el 4p,…).
El orden de llenado se representa en la siguiente figura. Aunque hay que citar que los
orbitales 4f se llenan después del primer electrón del 5d, e igual ocurre para los 5f, que
comienzan a llenarse después del primer electrón del orbital 6d. buscar un ejemplo en
algún libro.
Sistema Periódico
Mendelev fue el primero en conseguir un orden coherente en la disposición de los
elementos en una tabla. El agrupó los elementos conocidos siguiendo un orden creciente
de pesos atómicos, de forma que los elementos con propiedades similares quedasen en
la misma columna. Así, obtuvo una tabla periódica con siete columnas; colocó, además
los elementos de transición en subgrupos dentro de las anteriores y en un grupo aparte.
Se la conoce como sistema periódico corto. Mendeleev fue capaz de predecir la
existencia de elementos que aún no se conocían y sus propiedades, con una gran
aproximación, dejando en su sistema periódico los huecos correspondientes.
El sistema periódico actual, sistema periódico largo, está elaborado basándose, no en el
peso atómico, sino en el número atómico, del que depende las propiedades periódicas de
los elementos.
El la tabla periódica las columna se denominan grupos o familias y las filas períodos.
Los elementos del grupo 1 se llaman metales alcalinos, debido a sus propiedades
básicas, los del grupo 2 son los metales alcalino-térreos, los del 17 son lo halógenos
(formadores de sales) y los del grupo 18 son los gases nobles.
Todos estos grupos guardan entre sí una relación:
Los gases nobles tienen todos ellos una configuración del tipo ns2np6, menos el
helio, que tiene sólo dos electrones, en todos los niveles energéticos
correspondientes están completos en cuanto a número de electrones, lo que les
confiere una gran estabilidad.
Todos los elementos de los grupo 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 se caracterizan por no
tener completos sus niveles energéticos superiores y en todos ellos el último
electrón ocupa un orbital s o p. En estos elementos, las propiedades que
presentan varían de una forma muy regular con su número atómico.
Los elementos de los grupo 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12 se denominan
elementos de transición; todos ellos son metales y , como su propio nombre
indica, son elementos de transición entre los alcalinos de al izquierda y los
formadores de ácidos de la derecha. En cuanto a su configuración electrónica,
son los elementos en los que se van completando lo orbitales d.
Existen otros grupos de elementos de transición interna en los que se van
llenando los orbitales f; son los lantánidos y los actínidos (el lantano y el
actinio pertenecen a este grupo).
A partir del número atómico 92 (uranio) los elementos se obtienen únicamente en el
laboratorio a través de reacciones nucleares, y todos ellos son radiactivos. Además su
vida media es muy corta, por lo que no parece probable que se produzcan muchos más
elementos nuevos aparte de los 115 actualmente conocidos.
Propiedades periódicas
Volumen atómico
Es la relación entre el peso atómico de un elemento y su densidad. Por tanto, en realidad
es el volumen de un átomo-gramo (6,02 1023 átomos).
Si se quiere conocer el volumen de un átomo, se aplicaría la siguiente expresión.
Dentro de cada grupo el volumen atómico aumenta de arriba abajo, y a lo largo de los
períodos disminuye hacia el centro, para volver a aumentar luego paulatinamente hasta
el final. Esto último es debido a que al ir aumentando el número de electrones se
contraponen dos efectos:
Aumenta la atracción electrostática con el núcleo (disminución de volumen)
Aumenta la repulsión entre los propios electrones (aumento de volumen)
Según estos efectos, el volumen es máximo en el grupo 1 (alcalinos)
Radio atómico y Radio Iónico
El radio atómico, se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos del
elementos unidos por enlace covalente puro.
Aumenta de arriba abajo dentro de un grupo, mientras que en los períodos disminuye,
ya que al ir aumentando la carga nuclear y añadir electrones al mismo nivel energético,
la carga nuclear atrae a los electrones con mayor fuerza. Por tanto, los elementos de
mayor radio atómico son los del grupo 1, creciendo hacia abajo dentro de él.
El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado
electrones, adquiriendo con ello al estructura de la electrónica del gas noble más
cercano.
Los iones cargados negativamente (aniones) son siempre mayores que los
átomos de los que derivan, aumentando su tamaño con la carga negativa. Al
aumentar el número de electrones y mantenerse el número de protones, la
atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones será menor, aumentando el
radio del anión.
Los iones cargados positivamente (cationes) son siempre menores que los
átomos de los que derivan y, al aumentar su carga positiva, disminuye su
tamaño. Al disminuir el número de electrones y mantenerse el número de
protones, la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones será mayor,
disminuyendo el radio del catión.
Entre dos iones con igual número de electrones tiene mayor radio el de menor
número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su
carga eléctrica (el que tiene menor número atómico, tiene también menor
número de protones, por lo que, el núcleo ejerce menor fuerza de atracción sobre
la misma cantidad de electrones, aumentando el radio).
Dentro de un grupo o de un período el radio iónico varía igual que el radio atómico.
Potencial o energía de ionización
Es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado
fundamental para arrancarle el electrón más débil retenido. Se puede expresar así:
Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización, el segundo potencial de
ionización representa la cantidad de energía precisa para sustraer el segundo electrón.
Este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen
de un ion M+ es menor que el átomo M y la fuerza electrostática es mayor en M+ que M,
ya que conserva además la misma carga nuclear.
La energía de ionización se expresa en electrones – voltio, julios o en kilojulios por mol
(kJ/mol)
Es decir, si el potencial de ionización de un átomo fuera 1 eV, para ionizar un mol (6,02
1023 átomos) de dichos átomos serían necesarios 96.5 kJ.
A los gases nobles les corresponde la energía de ionización más elevada, ya que
su configuración electrónica es la más estable y por tanto, habrá que
proporcionar más energía para arrancar un electrón.
La energía de ionización más pequeña corresponde a los elementos del grupo 1,
por lo que tenderán a perder con facilidad los electrones, dando iones positivos o
cationes.
Además la energía de ionización disminuye dentro de cada grupo de arriba
abajo, al aumentar el radio atómico, la fuerza de atracción del núcleo disminuye
y es más fácil arrancar el electrón.
Afinidad electrónica o electroafinidad
La energía que desprende un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental al captar
un electrón, formándose un ion gaseoso con carga negativa.
Esta propiedad es, pues contraria a la energía de ionización.
Los átomos de los elementos que tienen una energía de ionización baja tienen tendencia
a ceder electrones y no a captarlos, por lo que presentan una afinidad electrónica baja.
Por tanto, la afinidad electrónica varía igual que el potencial de ionización a lo largo del
sistema periódico. También se mide en electrovoltios por átomo o en kilojulios por mol.
Electronegatividad
Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones compartidos en
el enlace con otro átomo.
La mayor electronegatividad la posee el flúor, lo que quiere decir que cuando está unido
a otro elemento tiene una gran tendencia a atraer hacia sí la densidad electrónica. El
oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.
La electronegatividad aumenta a lo largo de los períodos de izquierda a derecha y dentro
de cada grupo de abajo a arriba.
La escala de electronegatividades es muy útil para predecir qué tipo de enlace se
producirá entre dos elementos. Si esos dos elementos tienen una diferencia de
electronegatividad elevada, tenderán a reaccionar y formar compuestos con enlace
iónico. Mientras que dos elementos que presenten electronegatividades parecidas,
tenderán a formar compuestos con enlace covalente.
La electronegatividad es una propiedad periódica estrechamente ligada a las dos
anteriores. De hecho, se suele medir como la medio aritmética de ambas:
El comportamiento químico de los elementos está vinculado a la electronegatividad de
los mismos.
Electronegatividad alta No metales Oxidantes Forman óxidos ácidos
Electronegatividad baja Metales Reductores Forman óxido básicos
Esquema
Poner el resto de propiedades periódicas
Ejemplos de ejercicios
Escanear una tabla periódica.
ENLACE QUÍMICO
Con el término enlace se designa al conjunto de interacciones que mantienen a los
átomos o a las moléculas unidos entre sí para dar lugar a estructuras más estables que
los átomos o las moléculas de partida.
Según esto, la causa de que se produzca el enlace va a ser la economía energética, es
decir, la búsqueda de estabilidad. Los átomos tienden a adquirir la configuración
electrónica del gas noble que tienen más próximo, para lo cual juegan con los electrones
de su capa de valencia. Esto es inmediato en elementos que sólo poseen electrones s y p.
Los elementos de transición, con orbitales d, tienen mayor dificultad en adquirir dicha
configuración, ya que resulta más complicado movilizar los 10 electrones de dichos
orbitales. En estos casos, la mayor estabilidad se consigue con los orbitales de
semilleros.
Los enlaces pueden agruparse en dos grandes conjuntos:
Enlaces interatómicos o intramoleculares, son los que mantienen unidos entre sí a
un conjunto de átomos para dar lugar a una molécula u otro tipo de estructura
superior al propio átomo aislado. Estos enlaces se subdividen en tres grandes
grupos:
Enlace iónico , entre metal y no metal.
Enlace covalente , entre no metal y no metal
Enlace metálico , entre los átomos de un mismo metal
Enlaces intermoleculares; son los que mantienen unidas entre sí las moléculas de
una misma sustancia.
Fuerzas de Van der Waals
Puentes de hidrogeno .
Enlace iónico
Es el que se forma entre iones de distinto signo, debido a fuerzas electrostáticas.
Los elementos tienen la capacidad de ceder o ganar electrones.
Un metal alcalino puede transformarse fácilmente en ion positivo, es decir, adquirir la
configuración electrónica de gas noble mediante aporte de un cierta cantidad de energía,
‘Potencial de Ionización’.
Un halógeno tiene tendencia a captar electrones para adquirir la configuración de gas
noble, transformándose en ion negativo y cediendo energía, ‘Afinidad electrónica’.
Si dos elementos de electronegatividades muy diferentes se hallan uno en presencia de
otro. Se producirá un cesión de electrones de elemento menos electronegativo al más
electronegativo, formándose los respectivos iones positivo y negativo. Estos iones se
atraen electrostáticamente.
Este tipo de enlace se representa en el siguiente ejemplo, e indica que los iones
mantienen su individualidad dentro de la nueva estructura.
Al número de electrones que un elemento toma o cede para transformarse en ion se le
denomina valencia iónica o electrovalencia de dicho elemento.
Redes iónicas
En realidad los compuestos iónicos no forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas
en las que los iones se sitúan de modo que se maximice la atracción electrostática entre
ellos, ya que dicha atracción es la responsable de la sustentación del edificio cristalino.
La molécula como tal sólo aparecerá cuando la sal se encuentre en fase vapor.
Para que se forme una red iónica deben cumplirse las siguientes condiciones:
El número de cargas de un signo debe ser igual al de cargas de signo contrario,
para que el cristal sea neutro.
Los iones se ordenarán en el espacio de modo que se consiga el
empaquetamiento más compacto posible. El grado de empaquetamiento
dependerá del tamaño de los iones.
Estas condiciones determinarán la geometría de la estructura cristalina, ya que la
disposición de los iones de distinto se hará de manera que se satisfagan dichas
condiciones.
El número de iones de un signo que rodean a iones de signo contrario se define como
índice de coordinación.
El carácter iónico del enlace, es decir, la fortaleza del mismo, se puede establecer que
cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los elementos que lo
forman mayor será dicho carácter iónico.
Energía reticular
Es la energía necesaria para separar los iones negativos de los iones positivos de un mol
de sustancia cristalina, hasta una distancia infinita entre ellos.
La energía reticular es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones,
e indirectamente proporcional a la diferencia de sus radios.
Siendo; N, el número de Avogrado; Z1 y Z2, magnitudes de carga; M, constante de
Madelung, que depende de la geometría del cristal; R0, suma de los radios iónicos
(comprobar en otro libro); n exponente de Born, cuyo valor empírico varía entre 5 y 9,
dependiendo del cristal.
Cuanto más grande sea el valor de la energía reticular, más grande es el carácter iónico.
Por lo que aumenta al aumentar el producto de las cargas y disminuye … Comprobar
esto con otro libro.
Ciclo de Born- Haber
Es un modelo teórico que permite el cálculo de la energía reticular, basado en que la
formación de un cristal puede llevarse a cabo por dos caminos distintos.
Por combinación directa de los elementos, proceso en el que se desprende el calor de
formación, por ejemplo:
La energía de formación es negativa porque se desprende energía al ser más estable los
elementos. Comprobar
A través de una serie de etapas:
- Sublimación del metal para obtener átomos gaseosos del mismo. Se necesita una
energía Es.
- Disociación del no metal, obteniéndose así átomos gaseosos de este elemento.
Se aporta una energía Ed.
- Ionización del metal, la energía aportada es el potencial de ionización, PI.
- Ionización del no metal, con el consiguiente desprendimiento de energía,
afinidad electrónica, AE.
- Formación del cristal, desprendiéndose la energía reticular U.
Como por cualquiera de los dos caminos elegidos llegamos al mismo estado final,
partiendo el mismo estado inicial, podemos aplicar el principio de conservación de la
energía, con lo que:
La energía reticular es una función de estado (porqué????)
El carácter iónico aumenta, al aumentar la energía reticular o la diferencia de
electronegatividad.
La energía de red aumenta al aumentar los radios ionicos o carga de los iones.
Al aumentar al energía de red disminuye la solubilidad
Propiedades de los sólidos iónicos
Dureza, debido a la fortaleza del enlace, estos sólidos presentan una elevada resistencia
a ser rayados.
Fragilidad, los sólidos iónico son bastante frágiles, ya que el deslizamiento de un plano
de cristal sobre otro que se produce al someter a dicho cristal a la acción de fuerza
exteriores, disloca el empaquetamiento y hace que se enfrenten iones del mismo signo,
con la consiguiente aparición de fuerzas repulsivas que contribuyen a la fractura del
cristal.
Solubilidad, los sólidos iónicos son solubles por disolvente polares. A pesar de la
elevada energía reticular, el agua, por ejemplo, disuelve fácilmente este tipo de
compuesto, debido a que los dipolos del disolvente se orientan en torno a los iones del
cristal, creándose en torno a ellos una doble capa electrónica que aísla un ion de otro,
quedando así anuladas las fuerzas interiónicas de atracción. (Al aumentar la energía de
red, aumenta la fuerza de atracción y disminuye la solubilidad)
Conductividad, los iones están fijos dentro de la red, por lo que la inmovilidad de las
cargas hace que los compuestos iónicos, en estado sólido no sean conductores de la
electricidad, siéndolo en disolución, o fundidos, ya que en esos casos los iones quedan
libres.
Puntos de fusión y ebullición altos, debido a que el enlace iónico es muy fuerte y para
pasar de sólido a líquido hay que comunicar energía para romper los enlaces.
Enlace covalente
El enlace covalente se forma por compartición de electrones entre los diferentes átomos
que forman la molécula.
Los elementos que forman enlaces de este tipo son los más electronegativos del Sistema
Periódico, es decir, los no metálicos.
La diferencia de electronegatividades entre los átomos que forman la molécula puede
variar desde cero (si los átomos son iguales), hasta valores que, en ningún caso, pueden
dar lugar a que se produzca transferencia de electrones de un átomo a otro. Por esta
razón, cada átomo tenderá a adquirir sus configuración electrónica estable compartiendo
sus electrones con otros átomos.
Estructura de Lewis
Lewis, basándose en la regla del octeto de Kossel, que establece que cada átomo tiende
a tener ocho electrones en su última capa, postuló la teoría siguiente:
Los elementos forman enlace compartiendo uno o varios pares de electrones, de forma
que su capa de valencia adquiera configuración de gas noble.
Esto puede representarse de forma muy sencilla mediante las estructuras o diagramas
Lewis. En ellas no aparece la estructura correspondiente a las capas interiores de cada
átomo, representándose solamente los electrones de valencia mediante puntos, el par de
enlace compartido también se puede representar por un guión. Escanear los ejemplos
pag 72 y 73
Cuando se comparten dos pares de electrones se forma un doble enlace, es el caso de la
molécula de oxígeno.
La suma de los átomos desapareados de los dos átomos dividida entre dos es igual al
número de enlaces covalentes que se forman en la molécula (para saber el número de
electrones desapareados, se escribe la configuración electrónica y se comprueba el
número de orbitales o suborbitales semilleros).
Enlace covalente dativo
Si solamente uno de los átomos que forman el enlace aporta el par de electrones
compartidos, dicho enlace se denomina covalente coordinado o enlace dativo. La
molécula que aporta el par de electrones se denomina molécula donadora, y la otra
molécula aceptora.
Teoría del enlace de valencia
Es una de las teorías con las que se puede explicar el enlace covalente.
Esta teoría, debida a Pauling y Slater, establece que dos átomos se unirán para formar
un enlace covalente si cada uno de ellos posee al menos un electrón desapareado.
En el caso más sencillo, la molécula de hidrogeno. Cuando dos átomos de hidrógeno se
aproximan a lo largo del eje internuclear, al principio en cada átomo aislado existe la
fuerza de atracción entre protón y electrón. Al acercarlos aparecen:
1er electrón 2º núcleo
Fuerzas de atracción
2º electrón 1er núcleo
1er electrón 2º electrón
Fuerzas de repulsión
1er núcleo 1er núcleo
La fuerza más importante es la de atracción, por lo cual los orbitales se superponen.
Esto produce una disminución de energía, y esta disminución es progresiva hasta que
los átomos están tan cerca que la repulsión nuclear comienza a tomar importancia y
aumenta la energía. A fin de evitar esta repulsión entre los núcleos, la densidad
electrónica se hará máxima entre ambos formándose un nuevo orbital- esta vez
molecular- que contiene los dos electrones procedentes de cada átomo, con los spines
opuestos, de acuerdo con el principio de Pauli.
En el momento en que la energía del sistema es mínima y menor que la de los dos
átomos aislados será cuando se forme el enlace. La distancia internuclear r0 que
corresponde a ese momento, se denomina distancia de enlace y la energía Ee energía de
enlace covalente.
La aproximación entre los orbitales atómicos a solapar se realiza a lo largo de
una determinada trayectoria, lo que confiere a estos enlaces un carácter
direccional.
Los orbitales atómicos que no participan en el enlace permanecen invariados,
manteniendo su identidad, como cuando el átomo estaba sin enlazar.
Se forma un enlace por cada par de electrones que se aparean, es decir, por cada
átomo se podrán formar tantos enlaces como electrones desapareados posea.
Se denomina covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que puede
formar, o lo que es igual, al número de electrones desapareados que tiene.
Esto explica por qué las moléculas de los gases nobles son monoatómicas. Estos
elementos tienen su capa de valencia completa, no habiendo, por tanto, electrones
desapareados con los que formar enlace.
Geometría de las moléculas
2 pares de electrones, 1 orbital s y otro p, sp1, ángulo 180º
3 pares de electrones, 1 orbital s y 2 p, sp2, ángulo 120º
4 pares de electrones, 1 orbital s y 3 p, sp3, ángulo 120º
Aunque parece fácil poder predecir la geometría de las moléculas, sin embargo, no es
tan sencillo. Por ejemplo:
La molécula del agua, el oxigeno tiene dos orbitales p con un solo electrón, en
estos orbitales es donde enlazan los dos átomos de hidrogeno. El ángulo de
enlace debe de ser de 90º, pero no es así, experimentalmente se comprobó que es
de 104,5º.
La molécula de amoniaco, se forma con 3 átomos de hidrogeno (orbital s) y un
átomo de nitrógeno (3 orbitales p, cada uno con un electrón). El resultado
debería de ser una pirámide triangular, con ángulos de enlace de 90º, pero en
realidad es de 107º.
Esto puede deberse a la repulsión electrostática entre los electrones de enlace, la cual se
hace máxima entre pares de ellos situados en orbitales llenos. En el oxigeno del agua,
además de los pares del enlace, hay dos electrones más situados en los orbitales 2s y 2p
que no han participado en dicho enlace. En el nitrógeno del amoniaco hay un par del
orbital completo 2s. Entonces, la repulsión electrostática haría que la molécula se
‘abriese’, hasta que los orbitales se separasen a una distancia tal que quedase
compensada tal repulsión.
En la molécula de metano, hay un átomo de carbono y cuatro átomos de
hidrogeno. La configuración electrónica del carbono es: 1s22s22p2, con lo que en
teoría sólo podría formar dos enlaces, y en realidad forma cuatro enlaces.
Esto puede solucionarse estableciendo que en dicho elemento promociona un electrón
del orbital 2s al 2p, quedando 1s22s12px12py
12pz1, pudiendo formarse 3 enlaces 1s del
hidrogeno con los 2p del carbono, y un enlace 1s del hidrógeno con el 2s del carbono.
La dificultad de realizar este último enlace, y el conocimiento de que estos enlaces son
equivalentes hace indicar la necesidad de una teoría mejo que la de las repulsiones.
Hibridación
Se denomina al fenómeno mediante el cual un átomo procede a la combinación interna
de sus orbitales, dando lugar a otros nuevos, de modo que en los enlaces se favorezca el
máximo solapamiento y se minimice la energía.
En el metano, el carbono forma, a expensas de sus tres orbitales p y del orbital s,
cuatro orbitales iguales que ya no son ni s ni p y que dan lugar a una estructura
tetragonal cuyos lóbulos están ahora en condiciones de solapar perfectamente
con los orbitales 1s del hidrogeno.
Es tipo se hibridación se denomina sp3, por los orbitales puestos en juego, o
tetragonal, debido a la geometría de la molécula. Otro caso, de este tipo de
hibridación son las moléculas de agua y el amoníaco.
Otro caso de hibridación lo presenta el átomo de boro. Su configuración
electrónica es 1s22s2sp1 lo que daría a una covalencia igual a 1. sin embargo, tien
una covalencia igual a 3, un electrón del orbital 2s promociona a 2p, quedando la
configuración de la manera siguiente 1s22s12px12py
1.
Este tipo de hibridación se llama sp2, los tres lóbulos están en el mismo plano,
formando ángulos de 120º. También se llama triagonal o plana, debido a la forma de
los orbitales originados. Un ejemplo es la molécula de fluoruro de boro.
Si el átomo emplea un orbital s y un orbital p para formar la nueva entidad,
estaremos ante un caso de hibridación sp. Los lóbulos del híbrido forman ahora
un ángulo de 180º, siendo la molécula lineal.
Teoría de los orbitales moleculares (en COU no entró)
Según la teoría, debida a Hund y Mulliken, la molécula puede considerarse como un
átomo con varios núcleos, donde los electrones ocupan distintos niveles de energía,
análogos a los orbitales atómicos, denominados orbitales moleculares. Este orbital
estará también definido mediante una función de onda que será, matemáticamente,
combinación lineal de los orbitales atómicos que le dan origen.
Orbital molecular enlazante, es el orbital que se forma en el enlace, la función de onda
del orbital molecular será la suma de las funciones de cada orbital atómico.
Orbital molecular antienlazante, es el orbital molecular que no concentra la nube de
carga en el espacia intermolecular, sino en los extremos opuestos.
Se formara enlace siempre que la diferencia entre el número de pares situados en
orbitales enlazantes y el número de pares situados en orbitales antienlazantes sea mayor
de cero. Por ejemplo:
El hidrogeno, H2, 1-0=1, hay enlace.
El helio, He, 1-1=0.
Orbitales σ (sigma). Se obtiene por la interación de orbitales s, que se lleva a
cabo a lo largo del eje internuclear, dando lugar a un orbital molecular que
contiene ambos núcleo y que es simétrico respecto al eje que contiene a los
mismos.
Orbitales π (pi). Se obtiene por solapamiento de los orbitales p, este
solapamiento no es frontal, sino lateral. El nuevo orbital formado tiene diferente
simetría que el σ.
Tanto en el caso de orbitales σ como en los orbitales π, la procedencia de los
mismos se indica mediante subíndices. Así, los orbitales σ se designan por σs, los
orbitales π por πx, πy, πz.
En la siguiente figura se representa el diagrama de energía de los orbitales
enlazantes y antienlazantes (escanear pag 79). El asterisco indica que el orbital es
antiedeslazante
Paramagnetismo y Diamagnetismo
Una sustancia es paramagnética cuando es atraída por un campo magnético y
diamagnética cuando es repelida por él. El comportamiento magnético de los
compuestos covalentes puede explicarse con la ayuda de al configuración electrónica de
las moléculas que hemos visto en el apartado anterior. Experimentalmente, se sabe que
el oxígeno es paramagnético, mientras que el flúor no lo es:
La configuración electrónica de la molécula del oxígeno es: (σ2s)2 (σ*2s)2 (σ2pz)2
(π2pxy)4 (π*2px)1 (π*
2py)1. Al haber dos electrones desapareados en los orbitales π
antienlazantes, resultará que dicho desapareamiento crea un momento magnético
permanente, por tanto, la molécula será paramagnética.
En la molécula de flúor no hay posibilidad de desaparear ningún electrón, por lo
que el momento magnético será nulo.
Polaridad del enlace covalente.
En el caso de moléculas biatómicas homonucleares (H2, Cl2,…) es claro que la idéntica
electronegatividad de los componentes hace que el par electrónico compartido lo sea en
igual proporción por ambos átomos. La molécula no presentará ninguna polaridad, por
lo que será apolar.
En el caso de molécula biatómicas heteronucleares (HF, HCl, …), el par electrónico
será atraído por el elemento más electronegativo, por lo que la molécula será un dipolo,
teniendo un momento dipolar, que viene dado por:
donde δ (delta) es el valor de las cargas, e es la carga del electrón y d es la distancia
entre cargas.
Si se mide e en uee y d en cm el valor de μ vendrá dado en uee.cm. En la práctica el
momento dipolar se mide Debyes (D) siendo la equivalencia 1D=10-18 uee.cm.
La polaridad de molécula depende también de la geometía de la misma. Si se toma,
como ejemplo, la molécula del agua, tendremos que, según lo anterior, dado que el
oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, aparecerá un dipolo por cada enlace
hidrógeno- oxigeno. Si la molécula fuese lineal, ambos dipolos poseerían sendos
momentos que serían iguales en magnitud y de sentido contrario. El momento resultante
sería, por tanto, nulo y la molécula apolar, lo que está en total contradicción con la
realidad. La molécula de agua es polar debido a que los enlaces O-H no están situados
en línea recta, sino que forma un ángulo, concretamente de 104,5º, por lo que ambos
dipolos no se compensan.
La molécula de tetracloruro de carbono, es apolar. Esta molécula es tetraédrica, y los
cuatro dipolos correspondientes a los enlaces C-Cl se anulan.
Compuestos moleculares y solidos covalentes
A temperaturas relativamente bajas, elementos como el O2, H2, N2, halógenos, P4 y
S8, forman redes cristalinas compuestas por moléculas individuales unidas por fuerzas
de Van der Waals. En el mismo caso se encuentran los gases nobles. Así, el argón forma
sólidos constituidos, en esta ocasión por átomos que se empaquetan en una red cúbica.
Los sólidos no metálico pueden también formar redes de átomos unidos entre sí por
enlaces covalentes en toda la extensión de la red. Como ejemplo de estos sólido
tenemos el carbono, el cual forma dos tipos de estructuras: el diamante y el grafito. En
genera, el índice de coordinación es bajo, inferior al de las redes metálicas. Por otra
parte, son malos conductores de calor y electricidad. Entre las lámina se establecen
fuerzas de Van der Waals, los átomos electropositivos se unen para formar el sólido, por
esta causa el diamante es más duro que el gráfito.
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son aquellas que mantienen unidas las moléculas de los
distintos compuestos y de las que depende el estado de agregación de los mismos. Se
trata de fuerzas mucho más débiles que las intramoleculares, lo que explica que se
necesite mucha menos energía para provocar un cambio de fase, por ejemplo de líquido
a gas, que para disociar una molécula.
Estas fuerzas se deben a la existencia de dipolos, incluso en moléculas no polares, y las
más características son las fuerzas de Van der Waals, y los enlaces de hidrógeno.
Fuerzas de Van der Waals
Hay moléculas que son dipolos permanentes, debido a la distribución de sus cargas. Si
un de estas moléculas se aproxima a otra, igualmente polar, se producirá la aparición de
fuerzas electrotáticas de atracción entre dichas moléculas.
Las moléculas de todas las sustancias se encuentran en estado de vibración, lo que
origina que las respectivas cargas estén en continuo desplazamiento dentro de cada
molécula. Esto significa que continuamente se están produciendo dipolos instantáneos,
los cuales, a su vez inducen otros dipolos en las moléculas vecinas, con la consiguiente
aparición de fuerzas atractivas. Estos enlaces entre dipolos inducidos o entre dipolos
permanentes y dipolos inducidos son más débiles que los enlaces que tienen lugar entre
moléculas polares.
Puentes de hidrógeno
Cuando el hidrógeno se encuentra formando molécula con otro elemento muy
electronegativo y de mayor tamaño que él, como son el oxígeno, el flúor y el nitrógeno,
ocurre el siguiente fenómeno.
El par de electrones compartido por ambos elementos es fuertemente atraído por el
elemento más electronegativo, quedando el hidrógeno cargado positivamente
(prácticamente como protón), estableciéndose entonces el enlace entre éste y el
elemento electronegativo de la molécula más próxima, previa orientación de ambas
moléculas.
La existencia de estos enlaces explica por qué los hidruros del nitrógeno, oxígeno y
flúor poseen puntos de ebullición y de fusión muy superiores a los de los hidruros del
resto de los elementos de cada grupo.
Enlace metálico
Los elementos metálicos se caracterizan por presentarse en su casi totalidad en fase
sólida, con un grado de empaquetamiento muy elevado, de modo que cada átomo
metálico se encuentra rodeado de no menos de ocho átomos vecinos.
Esta estrecha vecindad no produce compartición de electrones, ya que los metales
poseen muy pocos electrones de valencia s y p, por lo que no pueden compartirlos. En
consecuencia, los metales no pueden formar enlace covalentes.
Los átomos de los metales tienden a perder electrones para adquirir configuración de
gas noble. Los electrones son cedidos a un nube electrónica, hallándose deslocalizados.
Se presentan en redes cristalinas parecidas a las de los compuestos iónicos. Sin
embargo, existe una gran diferencia entre ambos tipos de compuestos, ya que las redes
de los compuestos iónicos están formadas por iones de distinto signo, mientras que, en
los metales, todos los átomos constitutivos de la red son iguales.
Atendiendo a las propiedades físicas de los metales (dureza, brillo, conductividad, etc.)
estableceremos la teoría de que las estructuras cristalinas de los metales están
constituidas por los núcleos y los electrones que no son de valencia, entre los cuales
circulan libremente los electrones de valencia, que se comportan como si perteneciesen
a todo el conjunto, en lugar de a cada núcleo concreto, es decir, estos electrones están
deslocalizados.
Propiedades:
- Conductividad Los metales son excelentes conductores debido a la movilidad de
los electrones de valencia. Este fenómeno se explica más detalladamente con la
teoría de bandas.
- Maleabilidad y ductilidad Los metales son fácilmente maleables debido a que
cualquier plano de la estructura cristalina puede deslizar sobre el plano inferior,
ya que el conjunto de electrones deslocalizados evita en todo momento que las
fuerzas repulsivas núcleo-núcleo puedan actuar.
- Brillo metálico Los electrones libres están continuamente efectuando pequeños
saltos a niveles superiores de energía, con muy poca aportación de ésta. El
descenso a los niveles fundamentales provoca la emisión de esta energía en
forma luminosa.
- Efectos fotoeléctrico y termoiónico La libertad, de la que gozan los electrones de
valencia dentro de la estructura cristalina hace que sea relativamente fácil
arrancarlos de la misma mediante la aportación de cantidades no muy elevadas
de energía, como puede ser la luminosa o la térmica.
Teoría de bandas
Sólidos metálicos
La red cristalina no es en realidad una molécula, sino una especie de “superátomo” de
grandes dimensiones, con lo que el número de orbitales atómicos que da lugar a estos
orbitales deslocalizados es muy elevado, lo que trae como consecuencia que los niveles
de energía de estos orbitales están tan próximos que forman una banda.
- Metales alcalinos la configuración electrónica de la capa de valencia es ns1, a
expensas de la cual se forma un banda semillena, que no se solapa con la banda
que corresponde a los orbitales p.
- Metales alcalinotérreos La configuración electrónica de la capa de valencia en
ns2, lo que dará lugar a una banda s completamente llena, solapando con la p.
- Semiconductores En el caso de los elementos de transición, no hay
superposición de bandas s y p, pero la separación entre las mismas es muy
pequeña. Esta diferencia puede salvarse mediante el aporte de cantidades de
energía no muy altas. Por ello, el aumento de temperatura favorece la
conductividad, contrariamente a lo que sucedía en el caso de los metales.
- Aislante En el caso de sólidos covalente, la separación entre bandas es muy
elevada, por lo que solamente pueden ser conductores mediante el aporte de
cantidades muy considerables de energía. Esto sucede con el diamante. La
estructura cristalina del diamante está formada por orbitales híbridos sp3, que
dan lugar a estas bandas no superponibles de electrones deslocalizados.
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