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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