TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA - IES Vega de mar 1.pdf · TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA 1. Antecedentes...
Transcript of TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA - IES Vega de mar 1.pdf · TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA 1. Antecedentes...
TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA
1. Antecedentes históricos
La palabra átomo tiene su origen en la Grecia clásica, y surge entre los llamados
filósofos atomistas (Demócrito y Leucipo, sobre todo). Significa, sencillamente,
indivisible. Estos filósofos pensaban que la materia no puede dividirse infinitamente,
sino que llega un momento en que tendremos algo tan pequeño que será imposible
dividirlo. Este algo tan pequeño es lo que llamamos átomo.
La idea de átomo fue retomada por John Dalton, cuya teoría atómica se basaba en los
siguientes postulados:
Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales
independientes, inalterables e indivisibles.
Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de sus
propiedades.
Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades.
Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes
elementos, según una relación numérica sencilla.
En las reacciones químicas los átomos ni se crean ni se destruyen; sólo se
redistribuyen para formar nuevos compuestos..
2. El descubrimiento de las partículas subatómicas
La primera evidencia de la existencia de cargas eléctricas en el interior de los átomos
se debe a los experimentos de Faraday, quien demostró que las disoluciones conducen
la electricidad. Este hecho implica la existencia de cargas eléctricas libres, y por tanto
móviles, que debían estar presentes en los compuestos antes de su disolución.
2.1. Los rayos catódicos
William Crookes, en 1875,
consiguió mejorar los tubos de
descarga (imagen izquierda),
reduciendo la presión del gas
encerrado en ellos hasta casi
el vacío y conectándolos a un
voltaje muy elevado. Observó
una coloración verdosa muy
tenue provocada por el
choque contra las paredes de
vidrio de una radiación
emitida por el cátodo, que fue
llamada rayos catódicos.
Sometiendo estos rayos a la acción de campos eléctricos y magnéticos, Thomson
demostró que se trataba de partículas cargadas negativamente que poseen masa,
y logró determinar la relación entre su carga y su masa.
En este enlace se puede ver una animación del experimento de Thomson:
http://www.kcvs.ca/site/projects/physics_files/thompson/thomsonExp.swf
Estas partículas eran siempre las mismas, con independencia del gas que
contuviera el tubo, razón por la cual debían ser constituyentes básicos de todos los
átomos. En 1891 fueron bautizadas como electrones.
2.2. Los rayos canales
El hecho de que existiesen partículas con carga negativa, unido al carácter
eléctricamente neutro de los átomos, sugería la existencia de partículas con carga
positiva. En 1886, usando un tubo de descarga con el cátodo perforado, Goldstein
observó que al mismo tiempo que se producían los rayos catódicos, existían otros
que atravesaban los agujeros del cátodo y producían luminiscencia en una pantalla
fluorescente colocada tras dicho cátodo.
Se les denominó rayos canales, y se comprobó que estaban formados por
partículas con carga positiva. A diferencia de lo que ocurría con los electrones, la
masa y la carga de estas partículas dependían del gas encerrado en el tubo.
En 1916, Rutherford repitió estos experimentos usando hidrógeno (el átomo más
sencillo), por lo cual las partículas positivas debían ser las más pequeñas
existentes. Comprobó que la carga positiva de estas partículas era del mismo valor
que la negativa del electrón, y que su masa era unas 1836 veces mayor.
Las denominó protones, que como los electrones son componentes básicos de
todos los átomos.
3. Estructura atómica
3.1. Modelos atómicos
Una vez conocida la existencia de partículas positivas y negativas, el siguiente paso
debía ser establecer el modo en que se organizan estas partículas en el interior de
los átomos; es decir, establecer un modelo para el átomo.
3.1.1. Modelo de Thomson
Supone la existencia de una esfera
cargada positivamente (aún no se
habían descubierto los protones
como partículas individuales), en la
que se encajaban los electrones
necesarios para neutralizar la carga
positiva.
Encajaba bien con los experimentos
realizados hasta entonces con los
tubos de descarga, y explicaba la
neutralidad eléctrica de la materia.
3.1.2. Modelo de Rutherford
En 1911, Rutherford realizó un experimento con el objetivo de obtener
información acerca de la estructura de los átomos. Consistía en
bombardear con partículas α (núcleos de helio) una lámina de oro de unos
5000 Ȧ ( , de espesor, equivalente a unos 2000 átomos, y
observar el choque de las partículas que la atravesaban en una pantalla
situada detrás de ella.
Esperaba que las partículas, de gran energía cinética, atravesaran la lámina
con facilidad, ya que los átomos de oro tendrían la carga positiva
distribuida uniformemente, de acuerdo con el modelo postulado por
Thomson. Observó que esto era lo que sucedía con la mayoría de las
partículas, pero algunas se desviaban claramente de su trayectoria, e
incluso unas pocas rebotaban en la lámina.
A partir de estas observaciones elaboró un nuevo modelo, según el cual:
La materia está esencialmente “hueca”, pues la mayor parte de las
partículas la atraviesan sin desviarse.
Las partículas α se desvían o rebotan debido a las repulsiones
electrostáticas que sufren al pasar cerca de cargas positivas. Como
esto ocurre muy raramente, estas cargas deben ocupar un espacio
muy pequeño en el interior del núcleo, que constituye la parte
positiva del átomo y contiene casi toda su masa. El posterior
descubrimiento de los protones confirmó la existencia del núcleo y
que los protones se agrupan en él.
Los electrones deben moverse alrededor del núcleo, a fin de que
la fuerza centrífuga causada por el giro compense la fuerza de
atracción entre cargas de signo contrario.
Aunque este modelo fue el primero en explicar la estructura del átomo,
presenta algunas limitaciones:
El modelo supone que los electrones giran en órbitas circulares
alrededor del núcleo, sometido a la atracción de éste. Pero de
acuerdo con la teoría electromagnética que había desarrollado
Maxwell, este giro implica que el electrón debe emitir energía en
forma de ondas electromagnéticas. Esta pérdida de energía se
traduciría en una disminución de la velocidad y, por tanto, de la
fuerza centrífuga, hasta que los electrones terminarían cayendo
sobre el núcleo (algo que sabemos que no ocurre).
No puede explicar las bandas discontinuas de absorción o emisión
de los espectros atómicos. Para Rutherford, la energía de los
electrones podía tomar cualquier valor en el átomo.
El núcleo atómico también sería inestable, debido a la repulsión
entre los protones. Además, la masa de los núcleos no se
correspondía con su carga (por ejemplo, el helio tiene una carga
equivalente a dos protones pero una masa equivalente a cuatro).
Rutherford supuso la existencia de alguna partícula que se
interpusiera entre los protones, apantallando las fuerzas
repulsivas, y que además estabilizara el sistema nuclear.
En este enlace se puede ver una animación que compendia lo que hemos
visto hasta ahora, incluyendo el experimento de Rutherford:
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma2.html
En 1932, Chadwick bombardeó átomos de berilio con partículas α, y observó
que se desprendía cierta radiación. Al estudiarla comprobó que estaba
formada por partículas neutras con una masa ligeramente mayor que la del
protón: había descubierto los neutrones.
De este modo se completó la estructura atómica. El átomo consta de un
núcleo positivo donde se encuentran los protones y los neutrones (llamados
en conjunto nucleones) y una corteza donde giran los electrones en torno al
núcleo. En la actualidad sabemos que los neutrones no sólo apantallan a los
protones, sino que además intercambian con ellos unas partículas llamadas
piones, lo que les confiere gran estabilidad.
Existen dos conceptos que caracterizan a los núcleos atómicos:
Número atómico (Z): indica el número de protones que hay en el
núcleo de un átomo. Coincide con el número de electrones de la
corteza si el átomo es neutro.
Número másico (A): indica el número total de nucleones (protones y
neutrones). Por tanto, el número de neutrones será la diferencia A-Z.
3.2. Isótopos
El espectrógrafo de masas es un aparato que analiza los átomos en función de su
masa. Se introduce una muestra de un elemento, se ionizan los átomos con la
misma carga y se hacen pasar por lo que se conoce como selector de velocidades,
que permite el paso sólo a los iones que tienen un valor determinado de la
velocidad. Así, a la salida del selector tendremos iones con la misma carga y la
misma velocidad. Luego se les hace pasar por un campo magnético que los obliga a
describir una trayectoria circular de mayor radio cuanto mayor es la masa). Los
iones desviados se hacen chocar contra una pantalla, en la que basta con medir el
radio de la circunferencia trayectoria para determinar su masa. La intensidad de
las señales permite conocer la abundancia de los átomos con una masa dada.
De este modo se comprobó que la mayoría de los elementos químicos existen en
variedades de distinta masa, debido a su diferente contenido en neutrones. Estas
variedades se denominan isótopos.
Por tanto, se llaman isótopos a los átomos del mismo elemento (igual número de
protones) que tienen distinto número de neutrones, y por lo tanto distinta masa.
Existen isótopos naturales y artificiales (preparados en laboratorio).
3.3. Escala de masas atómicas
Haciendo una media ponderada entre las masas isotópicas y su abundancia se
obtienen los valores de las masas atómicas, que suelen ser números decimales.
Para comparar las masas de los distintos isótopos necesitamos un patrón. Este
patrón es la doceava parte del isótopo del carbono de número másico 12, cuya
masa se toma como 12,00000 unidades de masa atómica (uma o simplemente u).
Por ejemplo, si decimos que el átomo de calcio tiene una masa de 40,08 u,
queremos decir que su masa es 40,08 veces la de 1/12 de la masa de un átomo de
carbono-12.
Cálculo del valor en gramos la de unidad de masa atómica:
Como la unidad de masa atómica es 1/12 de la masa del átomo de carbono:
Para determinar la masa atómica de un elemento se hace la media ponderada de las masas
isotópicas, multiplicando la masa de cada isótopo por su abundancia y dividiendo por cien
el resultado.
Por ejemplo, el potasio tiene tres isótopos principales, cuyas masas y abundancias son: 39
u (93,26%), 40 u (0,01%), y 41 u (6,73%). Su masa atómica será:
(
4. Radiación electromagnética: parámetros característicos
En 1865, Maxwell desarrolló la base matemática de la rama de la Física conocida como
electromagnetismo. Como parte de este desarrollo, dedujo la existencia de ondas
electromagnéticas. Para estudiar la estructura interna de los átomos, se suele emplear la
interacción de las ondas electromagnéticas con dichos átomos. De la respuesta obtenida se
pueden extraer conclusiones acerca de las características de los átomos.
Una onda es una perturbación que propaga energía sin desplazamiento de materia (como un
corcho vibrando en la superficie del agua). Las ondas mecánicas (que incluyen el sonido)
necesitan un medio material para propagarse. En cambio, las ondas electromagnéticas pueden
propagarse en el vacío.
La radiación electromagnética está formada por
ondas que se mueven a la velocidad de la luz (c).
Ésta se relaciona con la longitud de onda (λ) y la
frecuencia (ν o f) mediante la expresión:
λ ν
Las ondas se caracterizan por una serie de parámetros:
Longitud de onda (λ): es la distancia entre dos máximos o dos mínimos sucesivos de la
onda. Se mide en unidades de longitud.
Frecuencia (ν): es el número de oscilaciones que pasan por cada punto en la unidad de
tiempo. Su unidad es el s-1
(también llamado hercio, Hz). Una oscilación es una
vibración que da lugar a una longitud de oda.
Período (T): es el tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda, es decir,
el tiempo necesario para que se produzca una oscilación. Se expresa en unidades de
tiempo. T=1/ν.
El espectro electromagnético es el conjunto de radiaciones electromagnéticas. No sólo está
formado por las radiaciones luminosas. De mayor a menor longitud de onda se distinguen:
ondas de radio, microondas, infrarrojo, visible, ultravioleta, rayos X, rayos γ.
Cada conjunto de ondas abarca un rango determinado de longitudes de onda o frecuencias.
Cuando se ilumina la materia con radiación electromagnética los átomos que la componen
pueden absorber, y luego emitir, ciertas longitudes de onda (o frecuencias) dependiendo de su
estructura interna.
Planck (y posteriormente Einstein) habían sugerido que la radiación electromagnética que los
átomos absorben o emiten está formada por pequeños paquetes energéticos denominados
cuantos o fotones. La hipótesis de Planck sugiere que la energía de cada cuanto viene dada por:
Donde ν es la frecuencia de la radiación absorbida o emitida y h una constante (la constante de
Planck) cuyo valor es
5. Interacción de la luz con la materia: espectros atómicos
Cuando la luz solar pasa a través
del prisma de un espectroscopio
se descompone y aparece lo que
llamamos espectro. Cada color
del espectro corresponde a una
frecuencia determinada. Así, la
luz solar presenta un espectro
con todos los colores en un todo
ininterrumpido, que llamamos
espectro continuo.
Si pasamos la radiación electromagnética a través de un gas, este capta parte de la luz. Al
analizar la radiación no captada sobre un diagrama se obtiene el espectro de absorción.
En cambio, si estimulamos el gas mediante calentamiento o descargas eléctricas, este gas es
capaz de emitir radiación electromagnética, que recogida en un diagrama proporciona su
espectro de emisión.
Los espectros de emisión (arriba) y absorción (abajo) del hidrógeno se presentan en la siguiente
figura, en la que las mayores frecuencias se sitúan a la izquierda (violeta) y las menores a la
derecha (rojo):
Cada átomo sólo absorbe o emite radiación de determinadas frecuencias, que en los diagramas
aparecen como una serie de líneas cuyo valor puede ser medido mediante una escala
superpuesta en ellos a tal efecto.
Mientras los sólidos y líquidos (metales fundidos) incandescentes dan lugar a espectros
continuos, los espectros de los gases (como el hidrógeno en la figura) son discontinuos,
formados por líneas bien definidas.
Los espectros atómicos de un mismo elemento siempre son iguales, y además no hay dos
elementos con el mismo espectro, incluso en el caso de que trabajemos con una mezcla de
elementos. De este modo, el estudio de los espectros sirve para identificar los distintos
elementos. En la figura inferior, se observan los espectros de emisión de distintos metales.
El primer espectro atómico interpretado fue el del átomo de hidrógeno (el más sencillo).
Experimentalmente, se comprobó que la situación de sus líneas espectrales obedecía a la
ecuación empírica propuesta por Rydberg:
(
)
En ella, λ representa la longitud de onda de cada línea, n1 y n2 son números enteros a partir de
1 (siempre n1 > n2), y R es la llamada constante de Rydberg (R = 1,097x107 m
-1).
5.1. Niveles energéticos atómicos
Los espectros atómicos obtenidos experimentalmente suponían la existencia de ciertos
niveles energéticos en los átomos, de manera que los electrones tendrían diferentes
energías que corresponderían al nivel energético en el que se encontraran.
En 1913, Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico que tenía en cuenta la existencia
de dichos niveles energéticos, y además solucionaba las limitaciones del modelo de
Rutherford. Este modelo supone que los electrones de los átomos sólo pueden
encontrarse en ciertos estados o niveles energéticos en los que mantienen una energía
fija y determinada. Es decir, cada electrón ocupa un determinado escalón de energía
dentro del átomo.
Para explicar los espectros atómicos, Bohr utilizó las ideas cuánticas de Planck y Einstein.
Supuso que los electrones pueden pasar de un nivel energético a otro mediante la
absorción (ganancia de energía) o emisión (pérdida de energía) de un fotón, con una
energía igual a la diferencia energética existente entre ambos niveles; es decir:
Los electrones en un átomo se encuentran ocupando ciertos niveles energéticos. Cuando
todos ellos ocupan los niveles de menor energía posible, se dice que se encuentran en el
estado fundamental. Si se transmite energía al átomo, uno o varios electrones toman la
energía necesaria para pasar a otro nivel superior, lo que se conoce como estado excitado
del átomo. Posteriormente vuelven a sus estados iniciales, bien directamente o bien
pasando por otros niveles intermedios, emitiendo, en forma de fotones, la energía
radiante correspondiente al tránsito efectuado.
Las líneas observadas en los espectros atómicos recogen los fotones emitidos en estos
tránsitos entre niveles. A cada nivel energético se le asigna un número cuántico
simbolizado con la letra “n”. El más bajo es n = 1, el siguiente n = 2, y así sucesivamente.
El siguiente enlace nos lleva a una simulación del átomo de Bohr:
http://highered.mheducation.com/olcweb/cgi/pluginpop.cgi?it=swf::800::600::/sites/dl/fr
ee/0072482621/59229/Bohr_Nav.swf::The%20Bohr%20Atom
6. Distribuciones electrónicas
Con la mejora de las técnicas espectroscópicas se demostró una mayor complejidad de los
espectros atómicos. Aparecen más líneas de las esperadas, y algunas de estas líneas se
desdoblan en presencia de un campo magnético. Esto sugería que el número de transiciones
posibles era mayor que el supuesto por Bohr, y se hizo necesario considerar la existencia de
subniveles energéticos dentro de los niveles inicialmente propuestos. Estos subniveles
energéticos dependen del número cuántico n, pero también de otros que se hizo necesario
introducir.
El número cuántico l, que puede tomar todos los valores desde 0 hasta n-1. Así, para n
=1, l sólo puede valer 0; para n = 2, l puede valer 0 y 1; para n =3, l puede valer 0, 1 y 2,
y para n =4, l puede valer 0, 1, 2 y 3.
El número cuántico m, que puede tomar todos los valores desde l hasta –l, incluyendo
el 0. Así, para l = 0, m sólo puede valer 0; para l =1, m puede valer 1, 0 y -1; para l =2,
m puede valer 2, 1, 0, -1 y -2; y para l =3, m puede valer 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3.
Cada terna de valores de n, l y m representa lo que se conoce como un orbital, que reciben un
nombre en función del valor de l. Para l = 0 el orbital es de tipo s, para l =1 de tipo p; para l = 2
de tipo d, y para l = 3 de tipo f.
Por ejemplo, (3, 2, 0) representa un orbital del tercer nivel (n =3). Se trata de un orbital de tipo
d, pues l = 0.
Número de orbitales de cada tipo:
Valor de l Tipo de orbital Valores de m Nº de valores de m Nº de orbitales
0 s 0 1 1
1 p 1, 0 , -1 3 3
2 d 2, 1, 0, -1, -2 5 5
3 f 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3 7 7
De acuerdo con una regla conocida como principio de exclusión de Pauli, en cada orbital sólo
caben como máximo dos electrones. Por tanto, en el único orbital de tipo s cabrán un máximo
de dos electrones, en los tres orbitales de tipo p un máximo de seis electrones, en los cinco
orbitales de tipo d un máximo de q0 electrones, y en los siete orbitales de tipo f un máximo de
14 electrones.
Todo esto puede resumirse en la siguiente tabla:
Nivel Subniveles y electrones Máximo total de electrones
n=1 s (2 electrones) 2
n=2 s (2 electrones) p (6 electrones)
8
n=3 s (2 electrones) p (6 electrones)
d (10 electrones)
18
n=4 s (2 electrones) p (6 electrones)
d (10 electrones) f (14 electrones)
32
La energía de estos orbitales no es fácil de calcular. Sin embargo, hay una regla que nos permite
conocer el orden de menor a mayor energía: la conocida como regla de Moeller.
La distribución de electrones en los niveles de energía del átomo se denomina configuración
electrónica. En ella se escriben los electrones de los distintos subniveles siguiendo el orden
dado por la regla de Moeller, y teniendo en cuenta que no se empieza a llenar un subnivel
hasta que no se ha completado el anterior. El proceso de llenado continúa hasta que se han
colocado todos los electrones, cuyo número viene indicado por el número atómico (Z) para un
átomo neutro, y por el número atómico más el número de electrones ganados o perdidos en el
caso de un ión. Se indica el orbital o conjunto de orbitales (1s, 3p, etc), y como superíndice a la
derecha el número de electrones que hay en ellos.
Ejemplos:
a) Configuración electrónica de un átomo de número atómico Z = 35.
1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
5
b) Configuración electrónica del ión formado cuando ese mismo átomo ha ganado un
electrón. Como ahora el número de electrones es 36, tendremos
1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6
c) Caso de que ese mismo átomo haya perdido tres electrones. Ahora el total de electrones
es de 32.
1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
2
6.1. Ordenación periódica de los elementos: su relación con los electrones externos
En 1912, Moseley estudió los espectros de los elementos obtenidos mediante rayos X, y
consiguió determinar el número atómico de todos ellos. Este número atómico tiene
relación con la estructura electrónica, por lo que resulta un criterio óptimo para clasificar
dichos elementos.
Al ordenar los elementos de este modo, resulta que en la tabla periódica hay tantos
períodos como niveles energéticos en los átomos, y cada período comienza cuando
empieza a llenarse un nivel.
El primer período de la tabla contiene sólo dos elementos, en concordancia con los dos
únicos electrones que caben en el orbital 1s.
El segundo nivel atómico contiene los orbitales 2s y 2p, que en conjunto pueden albergar
hasta 8 electrones. De acuerdo con esto, en el segundo período de la tabla hay ocho
electrones.
En el tercer nivel tenemos los orbitales 3s, 3p y 3d, para un máximo de 18 electrones. Esto
significa 18 elementos en el tercer período. Pero de acuerdo con la regla de Moeller, el
orbital 4s se llena antes que el 3d, por lo que los elementos que van desde el escandio
hasta el cinc, que están llenando los orbitales 3d, aparecen en el cuarto período. En otras
palabras, los orbitales d (correspondientes a los llamados elementos de transición) se
llenan siempre con un nivel de retraso (3d después de 4s, 4d después de 5s).
Del mismo modo, los orbitales f se llenan con dos niveles de retraso (4f después de 6s, 5f
después de 7s). A fin de no hacer la tabla demasiado ancha, los elementos que están
llenando estos niveles (conocidos como elementos de transición interna) se sitúan en 14
columnas al margen de la tabla periódica.
Colocados del modo como lo están en la tabla, los elementos con propiedades similares se
sitúan en las mismas columnas (llamadas grupos), debido a que todos tienen la misma
configuración electrónica en la última capa. A lo largo de un período (fila) se van llenando
los sucesivos niveles de energía de los átomos.
6.2. Algunas propiedades periódicas
Las propiedades químicas de los elementos, y buena parte de las físicas, dependen de los
electrones del último nivel, por lo que su colocación en a tabla periódica está ligada con
dicha estructura electrónica.
6.2.1. Energía de ionización (o potencial de ionización), I
Se llama energía de ionización a la energía mínima que hay que comunicar a un
átomo gaseoso en estado fundamental para extraerle completamente un
electrón, transformándolo en un catión de número de oxidación +1.
( → (
En el sistema periódico, la energía de ionización aumenta a medida que nos
desplazamos hacia la derecha, y disminuye al bajar en los grupos. Las energías de
ionización sucesivas (I2, I3, …) necesarias para arrancar el 2º, 3º y electrones
sucesivos, son cada vez mayores debido al exceso de carga positiva que queda en
el átomo al ir quitándole electrones.
6.2.2. Afinidad electrónica o electroafinidad
Es la energía que absorbe o desprende un átomo gaseoso en estado fundamental
cuando capta un electrón libre, transformándose en el anión con número de
oxidación -1.
( ⇒ (
Aumenta de valor negativo a medida que nos movemos hacia la derecha del
sistema periódico, y disminuye (de valor negativo) al bajar en los grupos.
6.2.3. Radio atómico
Es la distancia que existe entre el núcleo del átomo y su electrón más externo.
Se identifica con el tamaño del átomo. Aumenta al descender en un grupo, y
disminuye al aumentar la carga nuclear (y la atracción eléctrica) a lo larga de un
período.
7. El enlace químico
Las sustancias químicas están formadas por átomos enlazados. Salvo los gases nobles, que se
presentan en la naturaleza en forma de átomos aislados, todos los elementos forman enlaces.
Para ello los átomos ponen en juego un conjunto de fuerzas, globalmente atractivas, que
posibilitan la unión estable de unos con otros.
El enlace químico se debe a la existencia de fuerzas atractivas que mantienen unidos los
átomos en un compuesto. Se forma por transferencia total o parcial de electrones entre unos
átomos y otros. Los electrones de la última capa, llamados electrones de valencia, son los que
se hallan ligados más débilmente a los núcleos atómicos, y por ello son susceptibles de ser
atraídos por ambos núcleos.
En la naturaleza cualquier sistema tiende a estabilizarse de manera espontánea, esto es, tiende
a alcanzar un estado de mínima energía. Así, los átomos se unen mediante enlaces para formar
compuestos rebajando su energía y, por tanto, aumentando su estabilidad.
Si los átomos están suficientemente separados, podemos suponer que no ejercen influencia el
uno sobre el otro, y el sistema tiene una energía que podemos considerar nula. A medida que
se van aproximando, empiezan a ponerse de manifiesto las fuerzas atractivas (de largo alcance)
entre los núcleos de cada uno y los electrones del otro, lo que produce una disminución
energética que estabiliza al sistema (la energía es negativa). Esta situación continúa hasta que
comienzan a interaccionar las nubes electrónicas mediante fuerzas repulsivas (de corto
alcance), lo que hace que el sistema se desestabilice al aumentar la energía asintóticamente
hacia valores positivos. Por tanto, existe una cierta distancia interatómica a la que el sistema
alcanza un mínimo de energía.
Esta variación de energía puede
representarse gráficamente en las
curvas de estabilidad energética.
En ellas, se representa la distancia
entre los átomos en el eje x, y la
energía del sistema en el eje y.
El mínimo de energía potencial del
sistema se conoce como energía
de enlace, y la distancia entre los
átomos a la que se alcanza dicho
mínimo es lo que se conoce como
distancia de enlace (la distancia
que separa ambos átomos cuando
forman enlace).
A veces, las características de los átomos son tales que al
aproximarse no puedan unirse y formar una molécula estable.
Entonces se separan espontáneamente Cuando esto sucede,
se observa la formación de una curva de inestabilidad
(izquierda), en la que la energía no toma valores negativos a
ninguna distancia.
Una vez formado un enlace, para romperlo y separar los átomos enlazados debemos
comunicarle la que se conoce como energía de disociación. Si comunicamos a los átomos
enlazados una energía igual o mayor que la energía de enlace, conseguiremos separarlos
totalmente hasta una distancia a la que no se ejerzan influencia mutua. Diremos entonces que
se ha roto el enlace químico.
7.1. La regla del octete. Limitaciones
Como la capa electrónica más externa de los átomos pueden albergar hasta ocho
electrones (en los orbitales s y p; los orbitales d y f siempre se llenan después de los s de
las capas superiores), esta estructura representa una disposición electrónica especialmente
estable, por ser la de un gas noble: esto es lo que se llama regla del octete.
De acuerdo con esto, los átomos forman enlaces cediendo, aceptando o compartiendo
electrones con el fin de alcanzar el octete electrónico en sus capas externas, ya que esto
implica máxima estabilidad. La regla, aunque útil para predecir la formación de enlaces,
sólo se cumple para los elementos de los tres primeros períodos, y aun en estos se
presentan excepciones.
Entre las excepciones se encuentra el hidrógeno, que alcanza una configuración estable
con sólo dos electrones (sólo tiene un orbital s). En el caso de los elementos a partir del
tercer período, al tener orbitales de tipo d pueden rodearse de más de ocho electrones,
situación que se conoce como octete expandido.
8. El enlace de tipo iónico
El enlace iónico se forma al unirse un átomo de carácter metálico (situado a la izquierda de la
tabla periódica) con otro de carácter no metálico (situado a la derecha de la tabla periódica).
Se forma al ceder el metal electrones al no metal, transformándose el primero en un catión (ión
con carga positiva) y el segundo en un anión (ión con carga negativa). Entonces se producen
atracciones y repulsiones de carácter eléctrico entre todos los iones de ambos signos
presentes, con lo que se obtiene una sustancia sólida en forma de red cristalina.
Un ejemplo clásico es el del cloruro de sodio (NaCl).
El sodio tiene estructura electrónica en la última
capa 3s1, y el cloro 3s
2 3p
5. Si el sodio cede un
electrón al cloro, el primero queda con la segunda
capa completa y el segundo completa la tercera
capa, quedando ambos con la configuración de un
gas noble (el sodio adquiere la configuración
electrónica del neón, y el cloro la del argón). En este
caso, la carga del ión sodio es +1, y la del ión cloruro
-1.
Las sustancias iónicas no se presentan en
forma molecular, sino que a fin de estabilizarse
forman entramados cristalinos que reciben el
nombre de redes. Las redes están formadas
por iones de signo opuesto, de forma que la
interacción entre los campos eléctricos de cada
uno posibilita esta estructura. En el retículo
cristalino los iones se colocan en posiciones
fijas distribuidas ordenadamente en el espacio.
En el caso del cloruro sódico la red cristalina es de tipo cúbica centrada en las caras. Es decir,
los iones Na+ ocupan los vértices del cubo y el centro de cada cara, y lo mismo sucede con los
iones Cl- alternativamente, de manera que se mantiene la electroneutralidad (ver figura
superior).
8.1. Propiedades de los compuestos iónicos
Son sólidos y duros a temperatura ambiente, dado que se encuentran en la
naturaleza formando redes cristalinas. Sus temperaturas de fusión y ebullición son
elevadas.
Su solubilidad es generalmente buena en disolventes polares o con separación de
cargas eléctricas que, como el agua, sean capaces de romper las estructuras
cristalinas. Los disolventes de tipo orgánico (apolares) no son, en general, capaces
de disolver estas sustancias.
Dado que los iones permanecen en posiciones fijas del cristal, su conductividad
eléctrica es nula. Sin embargo, cuando están disueltos o fundidos, situación en
que los iones son libres, es fácil desplazar estos iones mediante un potencial
eléctrico, con lo que su conductividad en estas condiciones será elevada.
9. El enlace de tipo covalente
El enlace covalente se forma entre dos elementos no metálicos, es decir, situados en la parte
derecha de la tabla periódica. También es covalente el enlace que se forma entre el hidrógeno
y un elemento no metálico.
Este enlace es el resultado de que los átomos compartan electrones entre sí, rebajando de este
modo su energía y estabilizándose al conseguir estructura de última capa llena. El par de
electrones implicado en cada enlace se comporta, a efectos prácticos, como si perteneciera
exclusivamente a cada uno de los dos átomos que une.
La molécula de cloro (Cl2) está formada por
dos átomos de cloro cuya capa de valencia
tiene una estructura 3s2 3p
5, es decir, les
falta un electrón para completar el octete,
por lo que aporta al enlace uno de los suyos.
Como la situación del otro átomo es la
misma, se produce el enlace entre ambos por
compartición de unos de sus electrones, con lo que cada cloro aparente tener una estructura
3s2 3p
6.
En caso de que la covalencia sea mayor que la unidad, se pueden formar enlaces dobles (O2,
figura inferior) o triples (N2).
9.1. Propiedades de los compuestos covalentes
Las sustancias covalentes pueden presentarse en forma de moléculas o de redes, por lo
que sus propiedades son muy variadas.
En las sustancias moleculares, los átomos se unen formando moléculas con un número
limitado de átomos. Estas moléculas pueden encontrarse en estado gaseoso (H2, O2, N2,
HCl), líquido (H2O, Br2), o sólido (I2). Sus temperaturas de fusión y ebullición no son muy
elevadas. Salvo en el caso del agua y similares, la solubilidad de estas sustancias es alta en
disolventes orgánicos. Dado que carecen de cargas eléctricas, su capacidad de conducir la
electricidad es prácticamente nula.
Algunas sustancias covalentes se encuentran formando redes, macroestructuras de
átomos unidos covalentemente. Se trata de cristales formados por un número muy
elevado de átomos iguales o distintos. Por ejemplo, las redes formadas por átomos de
carbono (que pueden presentarse en forma de diamante, a la izquierda, o grafito, en el
centro) y la sílice (SiO2, a la derecha), que forma minerales como el cuarzo. Estos
compuestos tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores de la
electricidad e insolubles en general.
9.2. Diagramas electrónicos de Lewis
En los diagramas electrónicos de Lewis se indica cada átomo con su símbolo,
rodeado de unos puntos que representan los electrones de la capa de valencia.
También pueden representarse los electrones como aspas, para diferenciarlos de
los del otro átomo, o como rayas en el caso de que sean pares de electrones.
Los átomos se enlazan uniendo los electrones necesarios mediante líneas, de
manera que la final cada átomo quede rodeado por ocho electrones, si sigue la
regla del octeto, manteniendo como propios sus electrones de valencia.
En el caso del Cl2, el enlace covalente se puede representar
mediante un punto, que representa un electrón de un átomo, y
un aspa que representa un electrón de valencia del otro átomo.
El oxígeno tiene seis electrones de valencia. Por tanto, debe
compartir dos para completar dicha capa. Se forma un enlace
doble.
Reglas para diseñar las estructuras de Lewis de moléculas más complejas
a) Se colocan los átomos de la manera más simétrica posible.
b) Se determinan los electrones en la capa externa de cada uno de los átomos de la
molécula (A).
c) Se calcula el total de electrones que caben en la capa de valencia de todos los átomos
de la molécula (N).
d) El número total de electrones compartidos se obtiene de la resta N-A.
e) Se colocan los pares de electrones compartidos enlazando los átomos.
f) Se coloca el resto de electrones como pares no compartido para completar el octeto
de todos los átomos.
10. El enlace de tipo metálico
El enlace metálico es el responsable de la unión de los átomos de los metales entre sí. La
estructura de los metales es la de una red cristalina muy compacta, ya que los átomos se
sitúan muy cerca los unos de los otros.
Salvo el mercurio, cuyo punto de fusión es de -38,4 o C, todos los metales son sólidos a
temperatura ambiente, aunque sus puntos de fusión y ebullición son muy variados (29,8 o C
para el galio o 3410 o C para el wolframio).
Pueden estirarse en hilos (ductilidad) o formar láminas (maleabilidad).
Sus superficies son pulidas y prácticamente no absorben la luz, sino que la reflejan (de ahí su
brillo plateado). Las conductividades térmicas y eléctricas son muy altas.
Estas propiedades indican que los electrones responsables del enlace tienen gran libertad de
movimiento sólo con un pequeño aporte energético.
11. Las fuerzas intermoleculares
Las moléculas con enlace covalente pueden ejercer entre sí fuerzas eléctricas de naturaleza
atractiva, llamadas fuerzas intermoleculares.
No son enlaces propiamente dichos (aunque a veces reciban ese nombre), ya que son bastante
más débiles que los enlaces entre átomos.
Son consecuencia de la electronegatividad de los átomos que forman la molécula covalente. La
electronegatividad es la tendencia de los átomos a atraer hacia sí el par de electrones del
enlace. De este modo, cuando se unen dos átomos diferentes se produce una distorsión de la
distribución de carga en el espacio, que aumenta cerca del átomo más electronegativo y
disminuye en las proximidades del átomo de menor electronegatividad. Se crea un exceso de
carga negativa en las proximidades del átomo más electronegativo, y un exceso de carga
positiva en el otro. Aparecen, por tanto, dos polos eléctricos, y se dice que el enlace es polar.
Estos polos positivos y negativos de las moléculas polares provocan que las moléculas se
atraigan unas a otras.
Las fuerzas intermoleculares pueden ser, principalmente, de dos tipos: puentes de hidrógeno y
fuerzas de Van der Waals.
11.1. Puente de hidrógeno
Se producen entre moléculas que contienen hidrógeno y un átomo muy electronegativo (F,
O, N). En estos casos, el elemento unido al hidrógeno atrae gran parte de la carga del
enlace que los mantiene unidos, cargándose negativamente y provocando la aparición de
una cierta carga positiva sobre el hidrógeno. Se crea así el enlace polar que permite a las
moléculas unirse entre sí por atracción electrostática.
Los compuestos que sufren estas
interacciones tienen anomalías
en sus puntos tanto de fusión
como de ebullición, y, por tanto,
en su estado físico a temperatura
ambiente.
Un ejemplo típico es el del agua (a la
derecha). Aunque tiene menor masa
molecular que el resto de los hidruros de
los anfígenos, tiene mayor punto de
ebullición que ellos. La explicación está
en a energía adicional que es preciso
comunicar a las moléculas de agua para
romper las uniones electrostáticas
intermoleculares (puentes de hidrógeno)
para pasarlas al estado gaseoso.
11.2. Fuerzas de Van der Waals
Son fuerzas de tipo electrostático que unes con
enlaces polares a las moléculas que no están
unidas mediante puentes de hidrógeno. Los
dipolos existentes en estas moléculas pueden
interaccionar, dando lugar a uniones entre
ellas, que son más débiles que los puentes de
hidrógeno.
En las moléculas apolares la movilidad de las
nubes electrónicas da lugar a la aparición de
dipolos instantáneos, lo que da lugar a
interacciones atractivas entre las moléculas,
llamadas fuerzas de London. En ambos casos
se producen pequeñas alteraciones en las
propiedades de esas sustancias.