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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:

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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.