LOS ÁTOMOS: ESTRUCTURA Y ENLACES

INTRODUCCIÓN

En el mundo conocido todo lo que nos rodea se compone de materia, que podemos encontrar en estado sólido, líquido o gaseoso. La materia está presente en cualesquiera de los 93 elementos químicos que, de forma natural, existen en la naturaleza, tanto en su forma simple como combinados. A esta cantidad de elementos naturales hay que agregar 15 más, algunos de ellos creados artificialmente por el hombre en los laboratorios y otros, aún desconocidos, que suman 118 en total. Todos los elementos químicos se agrupan y clasifican siguiendo un orden correspondiente a su número atómico. Para ello se emplea una Tabla Periódica concebida en 1869 por el químico ruso Dimitri Ivánovich Mendeleev, cuando todavía no se habían descubierto la mayoría de los elementos que hoy la componen. A medida que aparecían nuevos elementos químicos, se iban situando en las casillas vacías que este científico había dejado reservadas para ellos en la tabla, aún sin conocer su existencia real.

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

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En un principio Mendeleev asignó los lugares de acuerdo con el peso atómico de los elementos. Posteriormente, en 1914, debido a algunas inconsistencias que presentaba esa forma de ordenarlos, el geólogo y físico británico Henry Gwyn Jeffrey Moseley introdujo una ligera variación, reorganizándolos no a partir de su peso, sino por el número atómico que le correspondía a cada uno, dando así origen a la Tabla del Sistema Periódico de Elementos Químicos tal como se conoce y utiliza en la actualidad.

En esa Tabla Periódica se encuentran agrupados todos los elementos o sustancias químicas conocidas hasta el momento e incluso algunas aún desconocidas, comenzando por el hidrógeno (H), cuyo número atómico es “1”, hasta llegar al ununoctio (Uuo), con número atómico “118”

. A continuación se relacionan los nombres comunes de algunos elementos o sustancias químicas y sus correspondientes números atómicos

Nombre común Símbolo químico Número atómico

Hidrógeno H 1

Sodio Na 11

Azufre S 16

Cloro Cl 17

Hierro Fe 26

Cobre Cu 29

Plata Ag 47

Oro Au 79

TEORÍA ATÓMICA

El físico y químico británico John Dalton propuso a principios del siglo XIX los fundamentos de la teoría atómica, aportando así las bases para el rápido desarrollo de la química moderna. Desde el siglo V a.C. los filósofos griegos Leucipo de Mileto (o de Elea) y Demócrito de Abdera, manifestaron que la materia no se podía dividir indefinidamente como postulaba Aristóteles, sino que el límite lo determinaban los “átomos”, que en griego significa “indivisible”.

A partir de esa propuesta, Dalton llegó a la conclusión que existían sustancias simples formadas por átomos simples, como el hidrógeno (H) o el oxígeno (O) y sustancias compuestas formadas por átomos compuestos, como la que se origina cuando esos dos elementos se unen parar formar, por ejemplo, una molécula de agua (H2O).

Unión de dos átomo o moléculas simples de hidrógeno (2H), más una de oxígeno (O), para formar una. molécula compuesta, como la del agua (H2O). Los siguientes postulados forman parte de la teoría atómico molecular:

1. La materia se compone de partículas pequeñas, definidas e indestructibles llamadas “átomos”, que no se pueden dividir por ningún método físico, ni químico ordinario.

2. Los átomos de un mismo elemento son todos idénticos y poseen las mismas propiedades, mientras que los átomos de elementos diferentes, son diferentes entre sí al igual que sus propiedades.

3. Las moléculas se forman mediante la unión de un número entero de átomos de un mismo elemento simple, o de la unión de diferentes elementos simples.

4. Las moléculas de un elemento o sustancia simple se forman con átomos idénticos del mismo elemento.

5. Cuando un solo átomo constituye la molécula de un elemento o sustancia simple, dicha molécula constituye, a su vez, el átomo de ese propio elemento.

6. Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas, al menos, por átomos de dos elementos simples diferentes. La cantidad de átomos de los elementos que componen la molécula de una sustancia compuesta será la misma para el resto de las moléculas de la misma sustancia.

7. La materia ni se crea ni se destruye, sino que se trasforma (Ley de la conservación de la materia)

EL ÁTOMO

Un átomo está formado por un núcleo central y una corteza compuesta por órbitas. El núcleo de cada elemento químico contiene una determinada cantidad fija de partículas denominadas “protones”, con carga eléctrica positiva, e igual cantidad de otras partículas denominadas “neutrones”, con carga eléctrica neutra.

La suma total de protones presentes en el núcleo representa el número atómico que le corresponde a cada átomo en particular, lo que le confiere, a su vez, propiedades físicas y químicas diferentes al resto de los otros elementos contenidos en la Tabla Periódica. Cada sustancia química o elemento, además del número atómico propio que lo identifica y caracteriza, posee también peso atómico y un nombre común. Es decir, cualquier átomo de un elemento que contenga, por ejemplo, un solo protón en su núcleo, será identificado siempre como un átomo de hidrógeno (H); si contiene 8 protones el elemento será oxígeno (O), mientras que si contiene 29 protones el elemento será identificado como cobre (Cu).

El motivo por el cual Moseley reorganizó el lugar que ocupan los elementos en la Tabla Periódica por su número atómico y no por su peso atómico como había propuesto en un principio Mendeleev, se debe a que algunos elementos, como el hidrógeno, se pueden encontrar con diferentes pesos atómicos, en lo que se denomina "isótopos" de un elemento. Esa variación en el peso se debe a que los átomos de los isótopos poseen mayor cantidad de neutrones en su núcleo que los que contiene el elemento que les da origen. En el caso del hidrógeno, por ejemplo, cuando posee 1 neutrón de más en su núcleo se denomina "deuterio" y cuando posee 2 pasa a llamarse "tritio". Por tanto, el deuterio y el tritio son isótopos del hidrógeno.

Átomo de hidrógeno (H). Contiene un solo protón en el. núcleo central. Por tanto, su. número atómico. es "1".

Átomo de cobre (Cu). Contiene 29 protones en el< núcleo central, por lo que su. número atómico es "29".

El átomo posee también una corteza o nube de partículas girando constantemente alrededor de su núcleo central denominadas “electrones”, que tiene carga eléctrica negativa (–). En el átomo la nube de electrones se encuentra distribuida en una o varias capas u órbitas cuyo número varía de acuerdo con la cantidad total de electrones que correspondan a un átomo en específico.

Un átomo se considera normal, es decir, en estado eléctricamente neutro, cuando su núcleo contiene la misma cantidad de protones (con signo positivo), que de electrones (con signo negativo) girando a su alrededor en sus correspondientes órbitas.

En líneas generales, existe cierta similitud entre la estructura de un átomo y el sistema solar. En el sistema solar, el Sol sería el núcleo del átomo, mientras que los planetas que giran a su alrededor, en sus respectivas órbitas, serían los electrones.

Representación gráfica de nuestro sistema solar, donde se pueden apreciar los planetas girando alrededor del Sol.

En un átomo cada una de sus órbitas posee un nivel diferente de energía. La última órbita, es decir, la más externa, es la que mayo energía posee y también la más

propensa a ganar o ceder electrones por encontrarse más alejada del núcleo y, por tanto, de su influencia de atracción. Con las órbitas más cercanas al núcleo sucede lo contrario, pues la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones que giran más cercanos a éste, impide que la puedan abandonar con facilidad.

Datos de interés acerca del átomo:

Diámetro de un átomo: 10–8 cm

Diámetro de un electrón: 10–13 cm

Peso de la masa del electrón: 9,1 x 10–28 g

Peso de la masa del protón: 1 673 x 10–23 g

Peso de la masa del neutrón 1 673 x 10–23 g

Carga eléctrica del electrón: – 1 602 x 10–10 Coulomb

Carga eléctrica del protón: + 1 602 x 10–10 Coulomb

MOLÉCULAS, IONES

Moléculas simples

Un átomo simple de un mismo elemento constituye, a su vez, una molécula simple del propio elemento. El oxígeno (O), hidrógeno (H), cloro (Cl), sodio (Na), cobre (Cu), hierro (Fe), plata (Ag) y el oro (Au), por ejemplo, son átomos de elementos simples y constituyen, al mismo tiempo, moléculas de cada uno de esos mismos elementos.

Átomo de cloro (Cl), cuyo número atómico es 17, de acuerdo con la suma total de electrones que posee. en sus tres órbitas (2 + 8 + 7 = 17) y átomo de sodio (Na), de número atómico 11, de acuerdo también. con la suma de la cantidad de electrones que posee (2 + 8 + 1 = 11). Como se puede apreciar, el cloro. posee 7 electrones en su última órbita, por lo cual es más propenso a captar el electrón que le falta para. completar ocho, mientras que el sodio, al tener sólo 1 electrón, es más propenso a cederlo.

Iones positivos y negativos

Normalmente un átomo mantiene carga eléctrica neutra mientras no se altere el balance existente entre la cantidad de electrones con carga negativa girando en su última órbita y la cantidad de protones con carga positiva contenidas en el núcleo. Sin embargo, ese balance se puede alterar si excitamos el átomo mediante la aplicación de calor, luz, corriente eléctrica o por medio de una reacción química. Con alguno de esos métodos un átomo puede ganar o ceder uno o varios electrones en su última órbita y convertirse en un ión del propio elemento químico.

Así, cuando el átomo cede o pierde electrones, se convierte en un ión positivo o “catión” del elemento de que se trate, debido a que en esa situación la carga eléctrica positiva de los protones del núcleo supera a la negativa de los electrones que quedan girando en sus respectivas órbitas.

En el caso contrario, cuando el átomo gana algún electrón en la última órbita, se convierte en un ión negativo o “anión”, pues en ese caso la carga eléctrica negativa (–) de los de electrones superará a la carga positiva de los protones contenidos en el núcleo. Tanto los iones positivos como los negativos, son los responsables de que los átomos manifiesten fenómenos físicos y reacciones químicas.

Un átomo de cloro cuando se enlaza con otro de sodio gana un electrón en su última órbita, completando. ocho electrones. Así se convierte en un ión negativo o anión cloro (Cl –), pues la suma total de< electrones con carga negativa supera a la de protones con carga positiva contenidos en su núcleo. El. átomo de sodio, por su parte, al cederle al cloro en ese enlace el único electrón que posee en su última. órbita, se convierte en un ión positivo o catión sodio (Na +), pues en este caso la carga positiva de los. protones contenidos en el núcleo supera a la suma total de los electrones que han quedado girando en el. resto de.sus órbitas.

Moléculas compuestas

Cuando el ión de un elemento simple se combina con uno o más iones de otros elementos simples diferentes, se obtiene una sustancia compuesta. Si combinamos

un átomo de oxígeno (O) con dos de hidrógeno (H) (tanto uno como el otro en estado natural son gases), obtendremos un elemento compuesto, con características completamente diferentes, en este caso “agua” (H2O); es decir, combinando dos gases se ha obtenido un líquido.

Por otra parte, si combinamos una molécula de Cloro (Cl) con una de sodio (Na), obtendremos una molécula de “cloruro de sodio” (Cl Na), compuesto comúnmente conocido como “sal común”, con características completamente diferentes a los dos elementos simples que le dieron origen.

Cl– + Na+ = Cl Na

Molécula de Cloruro de Sodio o< sal común.

Se pueden combinar también más de dos moléculas o átomos diferentes para obtener compuestos químicos más complejos. Por ejemplo, si combinamos dos moléculas de hidrógeno (H2), una de azufre (S), más cuatro de oxígeno (O4), obtenemos H2SO4, o lo que es lo mismo, “ácido sulfúrico”, compuesto químico altamente corrosivo y muy utilizado en las baterías de los vehículos automotores.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS De acuerdo con la Tabla del Sistema Periódico los elementos químicos se clasifican de la siguiente forma según sus propiedades físicas:

Gases nobles Metales No metales Metaloides

Gases nobles. Son elementos químicos inertes, es decir, no reaccionan frente a otros elementos, pues en su última órbita contienen el máximo de electrones posibles para ese nivel de energía (ocho en total). El argón (Ar), por ejemplo, es un gas noble ampliamente utilizado en el interior de las lámparas incandescentes y fluorescentes. El neón es también otro gas noble o inerte, muy utilizado en textos y ornamentos lumínicos de anuncios y vallas publicitarias.

Metales. Son elementos químicos que generalmente contienen entre uno y tres electrones en la última órbita, que pueden ceder con facilidad, lo que los convierte en conductores del calor y la electricidad. Los metales, en líneas generales, son maleables y dúctiles, con un brillo característico, cuya mayor o menor intensidad depende del movimiento de los electrones que componen sus moléculas. El oro y la plata, por ejemplo, poseen mucho brillo y debido a sus características físicas constituyen magníficos conductores de la electricidad, aunque por su alto precio en el mercado se prefiere emplear, como sustitutos, el cobre y el aluminio, metales más baratos e igualmente buenos conductores.

No metales. Poseen, generalmente, entre cinco y siete electrones en su última órbita. Debido a esa propiedad, en lugar de ceder electrones su tendencia es ganarlos para poder completar ocho en su última órbita. Los no metales son malos conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y, en estado sólido, son frágiles.

Metaloides. Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en su última órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Esos elementos conducen la electricidad solamente en un sentido, no permitiendo hacerlo en sentido contrario como ocurre en los metales. El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente utilizado en la fabricación de elementos semiconductores para la industria electrónica, como rectificadores diodos, transistores, circuitos integrados, microprocesadores, etc.

Un 75% de los elementos químicos existentes en la naturaleza son metales y el resto no metales y metaloides.

ENLACES QUÍMICOS ENTRE ÁTOMOS

Los enlaces químicos entre los átomos de los elementos se efectúan en estrecha relación con la cantidad de electrones que posean en la última órbita. Esa cantidad de electrones determina el número de valencia o de oxidación con la que los átomos realizan los enlaces químicos.

Banda de valencia

Se denomina banda de valencia al último nivel de energía u órbita más alejada del núcleo del átomo, donde se efectúan las combinaciones químicas. La banda de valencia permite que los electrones que giran en la última órbita puedan pasar de un átomo a otro, en dependencia de su "número de valencia" o "número de oxidación", que puede ser positivo (+), o negativo (–), de acuerdo con las propiedades específicas de cada elemento en cuestión. Así, según sea la electronegatividad o tendencia que tenga el átomo de una molécula para atraer electrones de acuerdo con su número atómico o valencia, se forman iones positivos o negativos.

En la siguiente tabla se presentan algunos elementos químicos con su respectivo número atómico, número o números de oxidación o valencias y la cantidad de electrones que poseen en cada nivel de energía. Como se podrá apreciar el Neón (Ne) no posee número de valencia por ser éste un gas noble o inerte. Todos los gases de ese tipo contienen el máximo de electrones posibles en el último nivel de energía, o sea, ocho, por lo cual ninguno de ellos reaccionan químicamente con otros elementos. Además del Neón, entre los gases inertes se encuentran también el helio (He), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y el radón (Rn).

Elemento Símbolo

químico

Número

atómico

Número de

oxidación o

valencia

Cantidad de electrones

por nivel de energía

Hidrógeno H 1 +1, -1 1

Oxígeno O 8 -2 2 – 6

Neón Ne 10 No tiene 2 – 8

Sodio Na 11 +1 2 – 8 – 1

Silicio Si 14 -4, +2, +4 2 – 8 – 4

Cloro Cl 17 -1, +1, +3, +5 , +7 2 – 8 – 7

Hierro Fe 26 +2, +3 2 – 8 – 14 – 2

Cobre Cu 29 +1, +2 2 – 8 – 18 – 1

Plata Ag 47 +1 2 – 8 – 18 – 18 – 1

Oro Au 79 +1, +3 2 – 8 – 18 – 32 – 18 – 1

Diferentes tipos de enlaces

Los diferentes tipos de enlaces químicos que ocurren entre átomos de elementos simples son los siguientes:

Enlace iónico o electrovalente Enlace covalente Enlace metálico

Enlace iónico o electrovalente. Debido a la fuerza de atracción que se ejerce entre los iones con cargas de signo contrario (positivas y negativas), se originan enlaces iónicos o electrovalentes, que dan lugar a la creación de moléculas de elementos químicos compuestos. Por ejemplo, las cargas de un ión cloro negativo (Cl–) o anión y la de un ión sodio positivo (Na+) o catión, se atraen mutuamente para dar lugar a la formación de una molécula de cloruro de sodio, más conocida como sal común (NaCl).

Enlace electrovante o iónico entre. un ión cloro (Cl -) y un ión sodio. (Na +).

Enlace covalente. Ocurre cuando dos átomos comparten sus electrones como, por ejemplo, cuando se unen dos moléculas de hidrógeno (H + H = H2) u otros elementos similares, como el nitrógeno (N2), oxígeno (O2), cloro (Cl2), etc.

Enlace covalente entre dos átomos de hidrógeno (H2).

Enlace metálico. Se efectúa cuando los electrones que se encuentran girando en la última órbita de los átomos de un metal se mueven por una estructura molecular, manteniéndola unida como ocurre, por ejemplo, con el cobre: Cu

TIPOS DE ENLACES

1. Enlace Iónico

2. Enlace covalente

1) Enlace simple o sencillo

2) Enlace doble

3) Enlace triple

4) Coordinado o dativo

5) Enlace híbrido

3. Enlace por puente de hidrógeno

4. Enlace metálico

Enlace covalente doble

O2

O8 = 1s

22s

22p

4 O=O

__ __ __ __ Doble Enlace covalente P-P

2s 2px 2pY 2pz

Pz Pz

Enlace sigma

Py Py

Enlace π

Enlace covalente triple

N2

N7= 1s

22s

22p

3

__ __ __ __ Triple Enlace covalente P-P

2s 2px 2pY 2pz

Enlace sigma Px –Px

Py Py

Pz Pz

Enlace PY –PY

Px Px

Enlace Pz –Pz

El triple enlace covalente está formado por 1 enlace σ (sigma) y 2 enlaces π (pi)

Hibridación sp³

Cuatro orbitales sp³.

El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el orbital 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el eje de las x, dos en el eje de las y y dos electrones en el eje de las z. Los dos últimos electrones del carbono se ubicarían uno en el 2px, el otro en el 2py y el orbital 2pz permanece vacío (2px¹ 2py¹). El esquema de lo anterior es (cada flecha un electrón):

Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y 2py necesitarían tener dos electrones) tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la naturaleza, éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del orbital 2s es excitado y se ubica en el orbital 2pz. Así, los cuatro últimos orbitales tienen un electrón cada uno:

El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2pz es aportado por el primer electrón en formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora llamados (sp3: un poco de ambos orbitales):

De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 109°.

Hibridación sp²

Configuración de los orbitales sp².

Estos mismos átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi (π).Las reglas de ubicación de los electrones en estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación distinta llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla solo con dos de los orbitales 2p:.surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p por lo consiguiente se producen tres nuevos orbitales sp2, cada orbital nuevo produce enlaces covalentes

Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en algún carbono del etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.

Hibridación sp

Se define como la combinacion de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con orientacion lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el acetileno):

se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi(π)

Enlace covalente coordinado o dativo

Enlace covalente en el que el par de electrones no es aportado por los dos átomos, sino que lo aporta solamente un átomo mientras que el otro átomo aporta un orbital libre.

Consiste en que el par de electrones enlazante es aportado por un solo átomo. En

la representación de un compuesto empleando fórmulas desarrolladas el enlace

covalente coordinado se indica mediante una flecha (→) apuntando hacia quien

recibe el par electrónico de enlace, el H2SO4, H3PO4 y el HNO3 presentan este tipo

de enlace. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que

lo recibe, receptor.

Enlace metálico

Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre nucleos atomicos y los electrones de valencia que se agrupan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas. Este enlace sólo puede presentarse en sustancias en estado sólido.