estructura atomica

Unidad 1. Estructura Atómica

1


2

TEORIA ATOMICA DE BOHR El modelo del átomo de Bohr, semejante al sistema solar en pequeño tuvo una gran aceptación, debido a que su teoría da una explicación satisfactoria al origen de las líneas espectrales del hidrógeno gaseoso. Los postulados de su teoría son:

1.- El electrón, en el átomo de hidrógeno, gira al rededor del protón con movimiento circular uniforme, debido a la fuerza de Coulomb y de acuerdo con las leyes de Newton. Fc = Fcp

+ r r

mv

r

ke 2

2

2

(1)

Donde: r es el radio dela orbita del electrón (m) Fc., es la fuerza de Coulomb (N) Fcp, es la fuerza centrípeta (N) k, es constante de la ley de Coulomb (9 x 10

9 N*m

2/C

2 )

e, es carga eléctrica del electrón (1.6019 x10-19

C ) m, es la masa del electrón (9.109 x10

-31Kg )

v, es la velocidad lineal del electrón (m/s )

2.- El electrón puede girar sin radiar energía (la teoría electromagnética clásica predice que cualquier carga eléctrica acelerada radiará energía electromagnética) solamente en aquellas órbitas en las

que el momento angular del electrón tenga valores de h / 2 o múltiplos de este valor.

22

nhmvro

hmvr

Donde: mvr es el momento angular del electrón (Kg. * m

2/s)

h es la constante de Planck (6.625 x 10-34

J*seg) n es un número entero: 1, 2, 3,4 etc.


3

Despejando la velocidad (v) de la ecuación anterior:

v ═ mr

nh

2 (2)

Sustituyendo la ecuación (2) en la (1) y despejando a r:

r = 22

22

4 mke

hn

Al sustituir todos los valores que son constantes, esta expresión queda de la siguiente forma:

r = 5.28 x 10 -11

(n2) metros

De esta expresión matemática se puede ver que el valor de el radio de la orbita del electrón es constante, y que su valor solo depende del valor de n, y se intuye que n está relacionado con la posición del electrón.

Si n = 1 se dice que el electrón se encuentra en su estado basal que corresponde al estado de más baja energía.

Si n es mayor que 1 el electrón está en un estado excitado o de mayor energía, de aquí que, entre mas grande sea el valor de n, el electrón se encuentra más alejado del núcleo y por ende más energía ha adquirido.

n 1 n = 2

Estado basal Estado excitado


4

3.- El espectro discontinuo o de líneas que produce el hidrógeno gaseoso se debe al salto que

realiza el electrón cuando pasa de un nivel inicial (Eni) de mayor energía, hacia otro nivel final (Enf)

de menor energía.

Eni

ºfotón ~~~~~~~

Enf

Al hacer este salto el electrón emite un fotón cuya frecuencia (f) se puede determinar mediante la

ecuación de Planck:

f = h

EEnfni

(3)

Para determinar la energía total que tiene el electrón cuando se encuentra en el nivel n (n

E ), se

debe sumar su energía cinética (½ mv2) mas su energía potencial (- ke

2/r), ésta última tiene valores

negativos debido a que el electrón por si solo no puede realizar un trabajo. Sustituyendo los valores que son constantes en las formas matemáticas arriba indicadas, la expresión final para calcular la energía total del electrón que se encuentra en el nivel n queda de la siguiente forma:

En = -2

1810*18.2

n

Joules (4)

Como se puede observar, la energía que tiene el electrón es un valor constante que solo depende del nivel en el que se localice. El signo ( - ) indica que el electrón forma parte del átomo. Cuando el valor de esta energía sea positiva estará indicando que el electrón es libre y que ya no forma parte del átomo.


5

Al sustituir la ecuación (4) en la (3) y ordenando los términos, se obtiene una expresión que permite calcular la frecuencia del fotón que se produce por el salto del electrón del átomo del Hidrógeno:

f = 3.29 x 1015

if nn 22

11

seg

1 o hertz

Como la frecuencia (º) de una onda que viaja a la velocidad de la luz (c) es: =

c y al despejar

1queda que es igual a

c

. Si además se sustituye la frecuencia º por su expresión arriba

indicada, entonces se obtiene la expresión matemática:

1 = 1.097 x 10

7

if nn 22

11

metros

1

Esta es la ecuación que obtuvo Bohr a través del desarrollo de su teoría, se asemeja a la obtenida empíricamente por Balmer, solo que la de Bohr es de aplicación general, ya que se puede emplear para cualquiera de las 5 regiones espectrales que tiene el hidrógeno, mientras que la de Balmer solo se emplea para la región visible. Las cinco regiones espectrales del producen los átomos de hidrógeno se presentan en la siguiente tabla, asi como los valores que deben tener tanto ni como nf para cada región espectral: .

SERIES ESPECTRALES DEL HIDRÓGENO

Región

Espectral

Nombre de la

Serie

Valores de

ni

Valores

de nf

Ultra Violeta Lyman 2,3,4,5 1

Visible Balmer 3,4,5,6 2

Infrarroja Pschen 4,5,6, 3

Infrarroja Brackett 5,6,7 4

Infrarroja Pfund 6.7.8 5


6

Este fue el gran éxito de Bohr, ya que pudo explicar el origen de la luz que produce los espectros lineales del hidrógeno atómico. La teoría dice que el átomo de hidrógeno está en su estado basal cuando su electrón se encuentra en su estado más bajo de energía, es decir n = 1, pero si al electrón se le excita mediante la adición de energía para elevarlo a una orbita más grande (n = 2, 3, 4, etc.), después de la excitación el electrón volverá a su estado normal liberando cantidades discretas de energía que son las causantes de las líneas espectrales.


7

TEORIA CUANTICA DEL ATOMO DE HIDROGENO

La teoría atómica de Bohr aunque explica muy bien por que forma un espectro de líneas o discontinuo, solo se aplica al átomo de hidrógeno y a iones que contengan un solo electrón periférico (átomos hidrogenoideos), pero no para átomos más complejos, ya que no es capaz de explicar el espectro atómico de átomos polielectrónicos, tampoco explica por qué algunas líneas espectrales son más intensas que otras( lo cual tiene que ver con una mayor probabilidad de saltos en ciertos niveles), además tampoco logra explica por qué muchas líneas que parecen una, en realidad son varias separadas muy ligeramente ( lo cual tiene que ver con los subniveles de átomo) y sobre todo, que no explica como es que los átomos se unen para formar moléculas

La teoría cuántica en cambio es capaz de interpretar como se forman las moléculas, cual es el origen de la tabla periódica y el porque los sólidos están dotados de características eléctricas, magnéticas y mecánicas. De acuerdo con el principio de incertidumbre la posición y el momento de una partícula no pueden ser medidos exactamente al mismo tiempo, es por eso que las cantidades cuyas relaciones busca la mecánica cuántica son probabilidades.

El punto de vista de la mecánica cuántica incluye una descripción matemática de las propiedades ondulatorias del electrón. La ecuación fundamental de la mecánica cuántica es la ecuación de Schrödinger la cual tiene la siguiente expresión para estados estacionarios de energía.

08 2

2

2

2

2

2

2

VE

h

m

zyx

Donde: x, y, z son las coordenadas para situar a el electrón en el espacio. m es la masa del electrón h es la constante de Planck E es la energía total del electrón V es la energía potencial del electrón

es llamada la función de onda (psi) puede interpretarse como la amplitud de la onda.


8

El resultado es una serie de soluciones que describe los estados de energía permitidos del electrón.

Estas soluciones casi siempre representadas por el símbolo (psi) llamadas función de onda. A medida que se mueve el cuadrado de función de onda en un punto en el espacio representa la probabilidad que tiene el electrón de ser encontrado en esa localización. Una forma de representar la probabilidad de encontrar al electrón es la siguiente. z

x

y

Cuando esta ecuación se resuelve para el átomo de hidrógeno es necesario el uso de 3 números cuánticos (n, m. l) como parámetros.

Ejemplo: n m l 1 0 0

(1s) =

0*

1 2

3

0

2

1

a

Z

ea

Z

Cada función de onda corresponde a un estado definido de energía para el electrón, y está relacionado con el espacio en el cual se puede encontrar al electrón.

La teoría cuántica modifica al modelo atómico de Bohr en 2 aspectos fundamentales:

1.-No se puede dar valores concretos para ubicar a el electrón, sino únicamente

probabilidades relativas de localizar al electrón en un lugar dado.

2.-La trayectoria del electrón al rededor del núcleo puede ser una trayectoria no precisamente

convencional.

Trayectoria convencional Trayectoria no convencional


9

NUMEROS CUANTICOS

En la mecánica cuántica la distribución de los electrones en un átomo que contiene una determinada cantidad de electrones, se divide en niveles; los niveles a su vez se dividen en uno o más subniveles, los cuales contienen uno o más orbitales (el término orbital implica que el electrón tiene energía y trayectoria característica) Cada electrón en un átomo se identifica por una combinación de 4 números cuánticos, tres de ellos de la ecuación de Schrödinger (n,.l, m) y el 4º número (s) sale del principio de exclusión de Pauli

DENOMINACION.

SIMBOLO VALORES

PERMITIDOS

RELACIONADO CON

Número cuántico principal

n 1,2,3,4,5,6,7 Energía del electrón.

Número cuántico azimutal

l Desde 0 hasta (n-1) Forma del orbital o momento angular del electrón.

Número cuántico magnético .

m (+), (-) l, pasando por cero

Número y posibilidades de orientación del orbital.

Número cuántico por giro o Spin.

s ½ , -½ Dirección rotacional del electrón sobre su eje o posibilidad de aceptación o no aceptación de un electrón adicional al orbital.

REPRESENTACIÓN DE ORBITALES:

TIPO “s”

n = 1 n = 2 n = 3

l = 0 (1s) l = 0 (2s) l = 0 (3s)


10

TIPO “ p ” l = 2 m = 1, 0, -1

TIPO “ d ” l = 2 m = 2, 1, 0 –1, - 2


11

ASIGNACION DE LOS NUMEROS CUANTICOS (n, l. m, s)

n

l

m

s

1

0 (s)

0

½ , -½

2

0 (s)

1 (p)

0

1, 0,-1

½ , -½

, ,

n l m s

3

0 (s)

1 (p)

2 (d)

0

1, 0,-1

2, 1, 0,-1,-2

½ , -½

, ,

, , , ,

4

0 (s)

1 (p)

2 (d)

3 (f)

0

1, 0,-1

2, 1 ,0,-1,-2

3 ,2 ,1 ,0, -1, -2, -3

½ , -½

, ,

, , , ,

, , , , , ,

1.2 CONFIGURACION ELECTRONICA (PROCESO AUFBAU) La distribución electrónica de los átomos con 2 o más electrones puede describirse en términos de

orbitales como los del hidrógeno, siguiendo los pasos de un proceso denominado aufbau (construcción):


12

1.- Los electrones entran primero al subnivel de menor energía. Las energías relativas están dadas

de acuerdo con el siguiente diagrama nemotécnico, siguiendo el orden de las flechas.

n l 0 1 2 3

1

1s2

2

2s2

2p6

3

3s2 3p

6 3d

10

4

4s2 4p

6 4d

10 4f

14

5

5s2 5p

6 5d

10 5f

14

6

6s2 6p

6 6d

10

7

7s2 7p

6

Ejemplos. Con ayuda del diagrama anterior determinar la configuración electrónica de los siguientes elementos: Li, Na, K, Rb, Cs, y Fr los cuales pertenecen al grupo I A de la tabla periódica:

Li (Z = 3) 1s2 2s

1

Na (Z= 11) 1s2 2s

2 2p

6 3s

1

K (Z = 19) 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

1

Rb (Z = 37) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

1

Cs (Z = 55) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 6s

1

Fr ( z = 87 ) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 6s

2 4f

14 5d

10 6p

6 7s

1

Determinar la configuración electrónica de los elementos del grupo VII A de la tabla periódica F (Z = 9 ) 1s

2 2s

2 2p

5

Cl (Z= 17) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

5

Br (Z = 35) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

5

I (Z = 53) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

5


13

Al observar las configuraciones electrónicas de los anteriores ejemplos, haciendo hincapié en las correspondientes al último nivel se concluye: Todos los elementos de un mismo grupo tienen en común, que contienen el mismo número de electrones en el último nivel, razón por la cual los elementos que pertenecen a un mismo grupo de la tabla periódica tienen propiedades químicas semejantes. Los elementos de los grupos representativos (A) tienen tantos electrones de valencia como grupo al que pertenecen. Sin embargo no todos los elementos siguen fielmente el punto 2 de el proceso aufbau, estas excepciones se presentan en los elementos de transición, el por qué de esta excepción se dice que es debido a que los niveles llenos o medio llenos son más estables. Algunos ejemplos de estas excepciones son el Cr, el Cu, la Ag, el Au.

2.-El número máximo de electrones que puede tener un orbital es de 2, esto es debido al principio

de exclusión de Pauli (dos electrones en un átomo dado no pueden tener sus 4 número

cuánticos iguales). De acuerdo con este principio el total de electrones por nivel es de 2n2.

Ejercicio. Determinar los números cuánticos del Ne (Z = 10); su configuración electrónica es: 1s

2 2s

2

2p6

# de e- n l m s

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10


14

3.- La regla de Hund de máxima multiplicidad establece que, los electrones entran a los orbitales de un mismo subnivel ocupando todos los orbitales disponibles, de manera que se tenga el máximo número de electrones no apareados, es decir con su espin paralelo.

N (Z = 7):

21s

22s

xp12

yp12

zp12

Apareamiento correcto

N (Z = 7):

21s

22s

xp 22

yp12

02z

zp

Apareamiento incorrecto

O (Z = 8):

21s

22s

xp 22

yp12

12zz

p

Apareamiento correcto

O (Z = 8):

21s

22s

xp 22

yp 22

02zz

p Apareamiento incorrecto

1.3 TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica constituye una forma de ordenar a los elementos de acuerdo con el número atómico de los elementos, está constituida por casillas dentro de las cuales se coloca el símbolo del elemento junto con su número atómico, masa atómica y nombre del elemento.

Nombre

Número atómico

Símbolo

Masa atómica

Hidrógeno

1

H

1.008


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Las casillas están organizadas en orden ascendente de número atómico. De acuerdo con la

estructura de la tabla se forman siete filas denominadas periodos, y a su vez se forman

dieciocho columnas llamadas grupos o familias.

Cada grupo o familia está numerada del 1 al 8 seguida de la letra A o B mayúsculas. Los grupos designados por la letra A se llaman grupos principales o representativos, éstos poseen una amplia gama de propiedades físicas y químicas. Cada grupo tiene una configuración electrónica en su capa más externa (de valencia) con tantos electrones como grupo al que pertenecen, por ejemplo el grupo IIA tiene configuración de valencia ns

2, el grupo VA tiene en el último nivel una configuración ns

2 np

3,

razón por la cual los elementos de un mismo grupo presentas propiedades químicas semejantes ya que como se había dicho anteriormente las propiedades químicas de los elementos dependen de los electrones del último nivel. Los grupos designados por la letra B lo componen los elementos de transición: el grupo del bloque d nombrado así porque tienen incompleto el subnivel d, y los elementos del bloque f o de transición interna en donde se encuentran los lantánidos y los actínidos tienen incompleto el subnivel f.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Propiedades tales como el potencial de ionización, la afinidad electrónica, el radio atómico y la electronegatividad de los elementos pueden explicarse, tanto sus valores, como su variación en la tabla periódica, en base a su configuración electrónica.


16

RADIOS ATÓMICOS Muchas propiedades físicas, entre ellas la densidad, el punto de fusión y el de ebullición están relacionadas con el tamaño de los átomos, solo que hay que aclarar, que el tamaño de los átomos es algo difícil de definir, ya que el límite externo de una nube de electrones se define como la superficie electrónica en la cual existe un 90% de probabilidad de hallar un electrón y aun así, este límite no es un límite físico como el de una pelota de golf. Siendo un poco más específico el tamaño de un átomo se define en términos de su radio atómico

como la mitad de la distancia que hay entre los núcleos de dos átomos adyacentes.

VARIACIÓN DE LOS RADIOS ATÓMICOS En un grupo de la tabla periódica, puede esperarse que cuantas más capas electrónicas tenga un átomo, más grande será el tamaño de este. Los radios atómicos de un grupo de elementos aumentan de arriba hacia abajo, por ejemplo:

GRUPO IA: Li 0.152 nm

Na 0.186 nm

K 0.231 nm

Rb 0.244 nm

Cs 0.262 nm

En un periodo de la tabla periódica el número atómico de los sucesivos elementos aumenta de uno en uno. Pero, en los elementos de los grupos representativos o grupos A, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha de manera más notable que en los elementos de transición.


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PERIODO 3:

Z = 11 Z = 12 Z = 13 Z = 14 Z = 15 Z = 16 Z = 17

Na Mg Al Si P S Cl

0.186 nm 0.160nm 0.143 nm 0.118 nm 0.110nm 0.104 nm 0.099nm

POTENCIAL DE IONIZACIÓN O ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Los átomos metálicos pierden fácilmente sus electrones, pero no de manera espontánea. Los electrones son atraídos por la carga positiva del núcleo atómico y hace falta energía para vencer ésta atracción. Cuanto más fácilmente pierda un átomo sus electrones., más metálico consideraremos a éste átomo.

El potencial o energía de ionización es la energía necesaria para poder desprender al electrón

más alejado de un átomo neutro que se encuentra en fase gaseosa

Mg (g) Mg+

(g) + e‾ I = 738 KJ/mol

VARIACIÓN DEL POTENCIAL DE IONIZACIÓN

En un grupo: Disminuye de arriba hacia abajo, debido a que el electrón que se va a retirar se encuentra más alejado del núcleo y por ende está menos ligado al núcleo.

En un periodo: El potencial disminuye de derecha a izquierda, por la misma razón que en los grupos, es decir que el electrón que se va a retirar se encuentra más lejos del núcleo. Debido a lo estable de sus configuraciones electrónicas, hace falta más energía para ionizar los átomos de los gases nobles que para ionizar los átomos de los elementos que les preceden o que les siguen en la tabla periódica.


18

AFINIDAD ELECTRÓNICA Cuando un átomo neutro en fase gaseosa capta un electrón, hay una variación de energía. A esta variación de energía se le llama afinidad electrónica, en general, la afinidad electrónica es mayor para los elementos no metálicos.

F(g) + e‾ F‾(g) E = -328 KJ/mol.

EL signo - del valor de la significa que el átomo de flour al ganar un electrón pierde energía quedando en un estado de mayor estabilidad, y es que al ganar ese electrón queda con ocho electrones en el último nivel semejante al gas noble Ne (1s

2 2s

2 2p

6) .

Signos positivos en las significa que se tendrá que suministrase energía para que el átomo capte un electrón.

Las tienden a hacerse menos negativas según se avance hacia la parte inferior de un grupo.

ELECTRONEGATIVIDAD

Indica la capacidad que tiene un átomo para competir por los electrones con los otros átomos con los que se está uniendo. En la escala diseñada por Linus Pauling el elemento más electronegativo es el F con un valor de 4.0 y es el elemento con menor carácter metálico, mientras que el Fr con un valor de electronegatividad de 0.7 es el elemento más electro positivo y por lo tanto con mayor carácter metálico.


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VARIACIÓN DE LA ELECTRONEGATIVIDAD

En un grupo: Disminuye de arriba hacia abajo.

En un periodo: Disminuye de derecha a izquierda

ENLACES QUIMICOS El cloruro de sodio es una sustancia que se encuentra disuelta en el agua de mar y en los tejidos del cuerpo humano en grandes cantidades. Es más familiar llamarla sal de mesa. Esta sustancia consiste de iones Na

+ y de iones cloruro, Cl ‾.

El agua, H2O, es otra sustancia muy abundante. La bebemos, nadamos en ella, sabemos que es indispensable para la vida. Esta sustancia se compone de moléculas. ¿Por qué unas sustancias se componen de iones y otras de moléculas? La clave de esta pregunta se encuentra en la estructura electrónica de los átomos con los cuales se forman, además de la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los mismos compuestos. Resulta útil clasificar las fuerzas químicas en tres grandes grupos:

1).- Enlace iónico, 2).- Enlace covalente, 3).- Enlace metálico


20

SIMBOLOS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO El término valencia se utiliza de manera común para tratar los enlaces iónicos y los enlaces covalentes. La valencia de un elemento se mide por la capacidad que tiene de formar enlaces químicos. Originalmente se determinó por el número de átomos de hidrógeno con los cuales ese elemento se combina. Así, la valencia del oxígeno en el agua es 2; en el CH4, la valencia del carbono es de 4. Los electrones que toman parte en los enlaces químicos son los que se encuentran en la capa electrónica más externa (capa de valencia) y se les conoce como electrones de valencia. Una forma conveniente de mostrar los electrones de valencia de los átomos es mediante el empleo de los símbolos de Lewis, los cuales consisten en el símbolo químico de ese elemento más un punto o cruz por cada electrón de valencia.

El número de electrones de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el número de la columna en donde se localiza el elemento en la tabla periódica, por ejemplo:

Elemento Grupo Configuración Electrónica Símbolo de Lewis

Berilio

II A ( He ) 2s

2 • Be •

Boro

III A ( He ) 2s

2 2p

1 : B •

Carbón

IV A ( He ) 2s

2 2p

2 : C :

Nitrógeno

V A ( He ) 2s

2 2p

3

: ·N :

Oxígeno

VI A ( He ) 2s

2 2p

4 :ö:

Flour

VII A ( He ) 2s

2 2p

5 : ·F : :

La forma en que los átomos ganan, pierden o comparten electrones con frecuencia puede verse como un intento por parte de los átomos, para tener el mismo número de electrones que los gases nobles, los cuales tienen una distribución electrónica muy estable; lo cual queda de manifiesto por sus altas energías de ionización, por sus bajas afinidades electrónicas y por la carencia de reactividad química. Debido a que los gases nobles tienen ocho electrones de valencia (excepto el He), muchos átomos sometidos a reacciones también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación a dado lugar a lo que se conoce como regla del octeto. Esta regla admite algunas excepciones, sin embargo, ofrece una forma útil para introducir algunos conceptos importantes a cerca de los enlaces. Para la mayoría de los metales de transición no es factible adquirir la configuración de gas raro por la pérdida de los electrones. Para formar iones los metales de transición pierden primero los electrones “s“ de la capa de valencia, después tantos electrones “d” como se requiera para formar un ión con una carga particular.


21

Por ejemplo los metales del grupo IB de la tabla periódica (Cu, Ag, Au) con frecuencia presentan iones +1 como el AgCl. Por lo que para formar el ión Ag

+ la plata pierde su electrón 5s

1

(configuración externa de la plata 4d10

5s1). Esto permite que quede llena por completo la capa con

18 electrones en el nivel 4n (4s1

4p 6

4d 10

). La regla del octeto ha sido modificada, en otros casos no es aplicable por completo. El cobalto ( Z = 27 ) tiene una configuración externa ( Ar ) 4s

2 3d

7 , para

formar el ión Co+2

su configuración queda ( Ar ) 3d7 , para formar el ión Co

+3 su configuración

externa queda ( Ar ) 3d6.

ENLACE IÓNICO.

Este enlace se lleva a cabo mediante fuerzas electrostáticas entre iones de cargas eléctricas opuestas. Los iones se forman por los átomos que transfieren uno o más electrones de un átomo a otro átomo. Las sustancias iónicas resultan de la interacción de los metales que se encuentran al extremo izquierdo de la tabla periódica (elementos con baja energía de ionización) con los elementos no metálicos que se encuentran al extremo derecho de la tabla periódica (elementos con alta afinidad electrónica). Si el metal sodio entra en contacto con el gas cloro, provoca una reacción violenta. El producto es el

cloruro de sodio, NaCl, que es una sustancia compuesta de iones Na+ e iones Cl

- :

2 Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s) H f = - 410 KJ/ mol

La formación del ión sodio Na+ a partir del sodio metálico y la del ión cloruro Cl

‾ a partir de cloro

molecular, indica que el átomo de sodio ha perdido un electrón el cual es ganado por el átomo de cloro.

2 Na(s) + Cl2 (g) 2 (Na)+

+ 2 (Cl) ‾ 2 NaCl

Esta transferencia electrónica es favorecida cuando los átomos que participan en ella difieren mucho en su atracción por los electrones Estos iones están distribuidos en el cloruro de sodio en un arreglo tridimensional regular.


22

La formación de compuestos iónicos no es únicamente el resultado de una baja energía de ionización por parte de un átomo y el de una alta afinidad electrónica, por parte del otro átomo, aunque estos factores son los más importantes. La formación de un compuesto iónico a partir de sus elementos es siempre un proceso exotérmico, es decir, constituyen un estado más estable (de más baja energía). La estabilidad del cloruro de sodio se debe a la compactación de cargas opuestas, ya que al formarse se produce un sólido cristalino, en el que los iones quedan acomodados en forma ordenada y lo mas compacta posible.

Na+

(g) + e- + Cl (g)

-348

+496 Na+

(g) + Cl - (g)

Na (g) + Cl (g) -450

Na (g) + ½ Cl (g) + 121 -302

Na (s) + ½ Cl 2 (g) + 108 -787

ENERGÍA Na+Cl

- (g) ESTABILIDAD

- 410

NaCl (s)

Las sustancias iónicas poseen varias propiedades características, consecuencia de las fuerzas electrostáticas que mantienen a los iones en una distribución tridimensional rígida y bien definida. Casi siempre se trata de sustancias duras y frágiles con punto de fusión muy alto, casi siempre son cristalinas, lo que significa que los sólidos tienen superficies planas que hacen ángulos característicos entre si. Estas sustancias iónicas se disuelven en solventes polares, como el agua, produciendo soluciones que conducen la corriente eléctrica; aunque también pueden conducir la corriente si se encuentran en fase líquida, pero no en fase sólida (los iones no pueden moverse).

ENLACE COVALENTE.

La mayoría de las sustancias con las cuales tenemos contacto diariamente, pueden ser gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión muy bajos, muchas de ellas se evaporan con facilidad, por ejemplo los cristales de una bola de naftalina. Muchas de ellas en su formas sólidas son plásticos y no cristales rígidos (aunque también hay cristales covalentes moleculares como el Ge, Si, y el C). Este tipo de sustancias se disuelven principalmente en solventes no polares. Para el caso de las sustancias que no se comportan en forma similar a las sustancias con enlace iónico, se necesita un modelo diferente de enlace, G. N. Lewis dijo que un átomo puede adquirir la configuración de un gas raro compartiendo sus electrones con otro átomo. Los enlaces químicos que se forman al compartir pares de electrones se conoce con el nombre de enlace covalente


23

La molécula de hidrógeno, H2, constituye el ejemplo más simple del enlace covalente.

H • + • H H : H

El par de electrones compartidos suministra a cada átomo de hidrógeno dos electrones en su orbital de nivel de valencia (1s), de tal manera que en cierto sentido tienen la configuración electrónica del gas raro helio (los electrones compartidos se contabilizan para ambos átomos). De manera similar, cuando dos átomos de cloro se combinan para formar la molécula de cloro, Cl2 compartiendo un par de electrones, su enlace adquiere la configuración del gas noble argón Ar al tener ocho electrones (un octeto) en su nivel de valencia.

•• •• •• ••

: Cl • + : Cl • :Cl • • Cl : •• •• •• ••

Cuando se escribe la estructura de Lewis, es usual mostrar cada par de electrones compartidos entre los átomos con una línea y los electrones no compartidos como puntos o cruces.

•• ••

H H : Cl Cl :

•• ••

Por supuesto, el par de electrones compartidos no se encuentran localizados en una posición fija. En ocasiones sucede que un solo átomo tiene un par de electrones disponibles para compartir con otro átomo que tiene carencia de electrones para completar su configuración de gas noble, es decir, que el par de electrones compartidos solo es aportado por un solo átomo, a este enlace se le denomina como covalente coordinado.

NH3 + H + (NH4)

+

H

••

H N H + H + H N H

H H


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ENLACES MULTIPLES.

El hecho de compartir un par de electrones constituye un enlace covalente simple y se le puede designar como enlace simple. En algunas moléculas los átomos alcanzan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre ellos, por ejemplo si se comparten dos pares de electrones se trazan dos líneas, y se le conoce a este enlace como un covalente doble. Un triple enlace será aquel en el que se comparten tres pares de electrones, como en la molécula de nitrógeno, N2. •• •• •• ••

· N · + · N · N N

· ·

:ö: + : C : + :ö: :ö C ö:

POLARIDAD EN LOS ENLACES

Los pares electrónicos que se comparten entre dos átomos diferentes no necesariamente se comparten por igual. El concepto de polaridad del enlace es útil para describir la forma como se comparten los electrones entre los átomos. Un enlace no polar es aquel en el que los electrones se comparten de igual manera entre dos átomos. Un enlace covalente polar, es aquel en el cual un átomo ejerce mayor atracción sobre los electrones compartidos que el otro átomo.

La capacidad de un átomo por atraer electrones a si mismo en un enlace químico se conoce

como electronegatividad. La diferencia de electronegatividad entre los átomos es una medida de la polaridad del enlace entre ellos; a medida que aumenta la diferencia en la electronegatividad, el enlace se vuelve más polar. Los pares de electrones que se comparten tienen una mayor probabilidad de localizarse en el átomo más electronegativo. Por ejemplo, la diferencia de electronegatividad entre el F y el H es (4.0 - 2.2) de 1.8, lo que significa que la nube electrónica pasa más tiempo del lado del F, una manera de representar este hecho es de la siguiente manera: δ(+) δ(-)

H F ó bien H F


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ENLACE PUENTE DE HIDROGENO.

En algunas moléculas que contienen hidrógeno ésta se une simultáneamente a dos átomos en lugar de hacerlo a uno solamente. Uno de estos enlaces es de tipo covalente, mientras que el segundo (que es muy débil) se cree que es de carácter iónico y que se origina por la atracción electrostática entre ambos átomos ya que se presenta únicamente entre el hidrógeno con átomos muy electronegativos y de pequeño tamaño como son el N, O, F. A este segundo enlace se le conoce como enlace por puente de hidrógeno.

δ (-) δ (-)

O O

H H H H

δ (+) δ (+)

Lo anterior se puede explicar por la existencia de lo que se conoce como fuerzas de Van der Waals que son fuerzas atractivas entre moléculas con corto alcance y con tiempo de duración muy corto. Estas fuerzas aparecen cuando la distribución de las cargas de una molécula eléctricamente neutra se desplaza momentáneamente formando un dipolo, es decir que una parte de la molécula es más negativa que el resto de la misma, a su vez este dipolo puede inducir a otra molécula vecina y asi sucesivamente. Debido a la existencia de estas fuerzas intermoleculares las sustancias pueden licuarse y solidificarse. Es característico de los compuestos en los cuales hay enlaces de puente de hidrógeno que tengan propiedades fuera de lo común, como elevados puntos de ebullición (H2O vs. H2S; HF vs. HCl; NH3 vs. PH3) altas temperaturas de fusión y viscosidades. El enlace de puente de hidrógeno en el agua, hace que ésta cuando cristaliza tenga una estructura abierta y que por lo tanto el hielo tenga una menor densidad que el agua líquida.


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El enlace de puente de hidrógeno también explica las altas solubilidades de algunos compuestos que contienen O, F y N, en ciertos solventes que contienen hidrógeno, principalmente agua.

BIBLIOGRAFIA 1.- BROWN, THEODORE L.; LEMAY, JR.; BURSTEN ; BURDGE . “Química La ciencia central”. Pearson Educación, México, 2004. 9ª. Edición. 2.- PETRUCCI, RALPH H. ; HARWOOD ; HERRING. “Química General”. Pearson Educación, S. A., Madrid, 2003. 8ª Edición. 3.- OSASUNA C., MA. GUADALUPE. “Química General” Alfaomega Grupo Editor .2003 4.- MORTIMER. “Química”. Grupo Editorial Iberoamérica. 1996. 5.- Garrita, Andoni; Gasque; Martínez “Química Universitaria” Pearson Prentice Hall. 2005

estructura atomica

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