Agregar a favoritos      Ayuda      Português      Ingles     

ESTRUCTURA ATÓMICA

Enviado por vlatidos



  1. Modelos atómicos.
  2. Perfeccionamiento de Sommerfeld.
  3. Ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno.
  4. Atomos multielectrónicos.
  5. Sistema periódico.
  6. Tipos de enlace y propiedades.
  7. Valencia.
  8. Resonancia.
  9. Fuerzas intramoleculares.
  10. Fórmulas químicas
  11. Ecuaciones químicas.
  12. Reacciones químicas

En este tema se estudiara los distintos modelos atómicos que se han propuesto a lo largo de la historia de la Ciencia, historia que en este terreno es muy reciente, pues, desde un punto de vista rigurosamente científico, comienza prácticamente en 1909 con el modelo atómico de Rutherford. Mucho antes, en el siglo V antes de J.C., algunos filósofos griegos (Leucipo, Demócrito, entre otros) sostenían que la materia era discontinua y estaba formada por pequeñas partículas indivisibles (átomos), pero su tratamiento fue puramente especulativo, no científico.

En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protón, electrón y neutrón son las más importantes.

El electrón es una partícula cargada negativamente. Su carga es de 1.602 *10-19 culombios y su masa en reposo 9.11 * 10-31 kg (equivalente a 0.00055 u).

El protón es una partícula con carga eléctrica igual a la del electrón, pero positiva, su mas en reposo 1.672 *10-27 kg (equivalente a 1.00705 u).

El neutrón es una partícula eléctricamente neutra, cuya masa es 1.675*10-27 kg (equivalente a 1.00885 u).

Se denomina numero atómico, Z, al numero de protones del núcleo de un átomo, que es igual al numero de electrones por ser el átomo neutro.

Se denomina numero másico, A, a la suma del numero de protones y de neutrones del núcleo de un átomo.

En el núcleo del átomo se encuentran los protones y los neutrones, y en la corteza electrónica los electrones.

Al ser el átomo eléctricamente neutro, el numero de cargas positivas (protones) y negativas (electrones) deber ser el mismo.

Thomson propuso, en 1898, un modelo de átomo que hubo de ser abandonado rápidamente. Consideraba al átomo como una esfera cargada positivamente, en cuya superficie se encontraban los electrones neutralizando las cargas positivas.

Los trabajos posteriores de Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Zeeman, Schrödinger, Heisenberg, Pauli y otros han permitido configurar las ideas actuales sobre el átomo.

ISÓTOPOS.

Los átomos de un mismo elemento químico poseen el mismo numero de protones y, por tanto, de electrones, pero pueden diferir en el numero de neutrones.

Se denominan isótopos, a los átomos de un mismo elemento químico que, teniendo lógicamente el mismo numero de protones y electrones, tienen distinto numero de neutrones. Los isótopos tienen igual numero de átomos (Z) y distinto numero másico (A).

MODELOS ATÓMICOS.

La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de determinadas longitudes de onda (emisión discreta). Bohr partió del modelo de Rutherford pero postuló además que los electrones sólo pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos. El modelo de Schrödinger, que no fija trayectorias determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo largo del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.

El átomo de Rutherford

El modelo atómico elaborado por Rutherford surge como consecuencia de las experiencias realizadas bombardeando laminas metálicas muy finas con partículas alfa (núcleos de helio). Observo que casi todas las partículas alfa atravesaban las laminas metálicas sin sufrir ninguna desviación, solo unas pocas sufrían pequeñas desviaciones y un numero muy pequeño de ellas (aproximadamente 1 de cada 100,000) se reflejaban en la lamina. Este comportamiento le llevo a proponer:

El núcleo es la parte del átomo en la que se encuentra localizada casi toda la masa del átomo y toda la carga positiva. Alrededor del núcleo y a gran distancia, comparada con las dimensiones del mismo, gira el electrón, de forma que su fuerza centrífuga compensa la atracción electrostática que sufre por parte del núcleo.

 El átomo de Bohr

Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica.

Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como "nube de probabilidad" ha sustituido al modelo de sistema solar.

Primer postulado.

El átomo consta de un núcleo en el que esta localizada toda carga positiva del átomo y casi toda su masa. El electrón describe orbitas circulares alrededor del núcleo, de forma que la fuerza centrífuga equilibra la fuerza de atracción electrostática.

Para ver la f seleccione la opción "Descargar" del menú superior

Fc = mv² Fe = e² r = Ke²

r r² mv²

siendo

K= 1 = 9*10^9 N * m² * C ²

4πєο

Segundo postulado.

El electrón no puede girar alrededor del núcleo en cualquier orbita, solo puede hacerlo en aquellas orbitas en las que se cumple que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π.

mvr = n h

siendo h la constante de Planack, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la orbita y n un numero entero. Llamado numero cuántico principal que vale 1 para la primera orbita, 2 para la segunda, etc.

Tercer postulado.

Cuando el electrón se mueve en una determinada orbita no radia energía, solo lo hace cuando cambia de orbita. Si pasa de una orbita externa a otra mas interna emite energía, y la absorbe cuando pasa de una orbita interna a otra mas externa. La frecuencia de la radiación viene dada por la ecuación:

E2 – E1 = hv

Siendo E1 y E2 las energías de las correspondientes órbitas.

Por combinación de los tres postulados se obtienen los valores de la velocidad, el radio de las orbitas, y la energía, que dependen del numero cuántico principal n(están cuantizadas):

2πe²K h²n² K²2π²me

Para ver la fórmula seleccione la opción "Descargar" del menú superior

v = hn r = 4π²me²K E = h²n²

La concordancia entre las frecuencias calculadas por Bohr y las obtenidas por los espectrocopistas en el átomo de hidrógeno, significo un éxito rotundo para el modelo atómico de Bohr.

PERFECCIONAMIENTO DE

SOMMERFELD.

Sommerfeld perfecciono el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de este.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postula que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo.

Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las orbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el numero cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,...(n-1), e indica el momento angular del electrón en la orbita en unidades de h/2π, determinando los subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la orbita.

 ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER PARA EL ÁTOMO

DE HIDRÓGENO.

Basándose en la hipótesis de Louis de Brogile y considerando que el movimiento del electrón es análogo a un sistema de ondas estacionarias, Schrödinger llego por intuición a una ecuación de onda que para el átomo de hidrógeno es:

Para ver el gráfico seleccione la opción "Descargar" del menú superior

¶ ²Ψ ¶ ²Ψ ¶ ²Ψ 8p ²m (E-V) Ψ = 0

x² ¶ y² ¶ z² h²

donde Ψ, llamada funciσn de onda, es funciσn de las coordenadas cartesianas x, y, z; E es la energía total del electrón y V la energía potencial.

Esta ecuación es puramente teórica y debe su validez a que sus resultados y conclusiones coinciden plenamente con hechos probados experimentalmente. Resolviendo la ecuación, Schrödinger obtuvo valores de E que estaban plenamente de acuerdo con los obtenidos experimentalmente.

La función Ψ(x, y, z) que se obtiene de la ecuación de ondas representa la amplitud de la onda asociada al electrón en su movimiento, y Ψ²(x, y, z) representa la intensidad de onda y la probabilidad de encontrar el electrón en un punto, es decir:

Ψ² dx * dy * dz = Ψ²dv

es la probabilidad de encontrar el electrón en un volumen diferencial dv = dx * dy * dz alrededor del punto de coordenadas (x, y, z). Como consecuencia, cada punto poseerá una determinada probabilidad, teniendo así lo que se denomina un "campo de probabilidades" o nube de probabilidades, Ψ² dv representa tambiιn la densidad electrσnica en el elemento de volumen dv. Si pudiéramos fotografiar el átomo, en cada fotografía el electrón aparecería como un punto y al superponer un numero elevado de fotografías obtendríamos zonas oscuras con gran densidad de puntos y zonas claras con pocos puntos, en las primeras seria grande la probabilidad de encontrar el electrón, seria grande la densidad electrónica y pequeña la probabilidad de encontrar el electrón en un determinado instante.

Aunque no vamos a resolver la ecuación de Schrödinger, porque exige un tratamiento matemático excesivo para el nivel de conocimientos del alumno, es conveniente indicar que la ecuación tiene infinitas soluciones de las que hay que escoger las que tengan sentido físico adecuado, y cuando se obtienen soluciones aceptables aparecen los números cuánticos n, l y m que como se vio en su momento, habían sido introducidos empíricamente por los espectroscopistas. El numero cuántico de spin s no aparece en el desarrollo de Schrödinger, pero si en un tratamiento posterior de Dirac en el que combina la mecánica cuántica y la teoría de la relatividad. Los cuatro números cuánticos adquieren los mismos valores ya vistos.

Numero cuántico principal: n = 1, 2, 3, ..., n

Numero cuántico azimutal: l = 0, 1, 2, ..., (n-1)

Numero cuántico magnético: m o ml = -1, ..., 0, ... ,1

Numero cuántico de spin: s o ms = ± ½

 Orbitales atómicos.

Recibe el nombre de orbital el estado de energía correspondiente a una función de onda determinada por los números cuánticos n, l y m. En cada orbital el electrón se puede encontrar en dos formas distintas según sea el valor del numero cuántico de spin.

Los orbitales se nombran con un numero que coincide con el valor del numero cuántico n, y una letra que depende del valor del numero cuántico l:

Orbital s cuando l = 0

Orbital p cuando l = 1

Orbital d cuando l = 2

Orbital f cuando l = 3

Nombre de los orbitales atómicos.

NÚMEROS CUANTICOS

ORBITALES

n

l

m

Tipo

Nombres

1

0

0

s

1s

2

0

0

s

2s

1

-1, 0, +1

p

2py, 2pz, 2px

3

0

0

s

3s

1

-1, 0 ,+2

p

3py, 3pz, 3px

2

-2, -1, 0, +1, +2

d

3dxy, 3dyz, 3dz², 3dxz, 3dx²y²

ÁTOMOS MULTIELECTRONICOS.

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS.

La resolución de la ecuación de Schrödinger para los átomos con mas de un electrón es un proceso matemático muy complejo que obliga a realizar cálculos aproximados; no obstante, tanto esos cálculos como la información obtenida de los espectros atómicos indican que los electrones ocupan orbitales análogos a los del átomo de hidrógeno.

A continuación se vera ahora como se distribuyen los electrones en los distintos orbitales, o lo que es lo mismo, cómo es la estructura electrónica de estos átomos apoyándonos en tres puntos fundamentales: Principio de exclusión de Pauli, energía de los orbitales y regla de Hund.

Principio de exclusión de Pauli.

En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

De acuerdo con este principio, el numero máximo de electrones presentes en un orbital s es 2, 6 en un orbital p(2 en el px, 2 en el py, 2 en el pz), 10 en un orbital d(2 en cada uno de los orbitales dxy, dxz, dyz, dy², dx²-y², dz²) y 14 en un orbital f.

En un orbital no puede haber mas de dos electrones y estos deben tener spines opuestos o antiparalelos (+ ½, - ½) ya que los dos electrones ocupan el orbital tienen iguales los números cuanticos n, l y m.

Energía en los orbitales.

La energía en los orbitales depende de los números cuanticos n, l y aumenta a medida que aumenta la suma de estos (n +1). Cuando a dos orbitales les corresponde el mismo valor de esta suma el orbital que tiene menor energía es aque que tiene un valor de n mas pequeño.

Para recordar este orden con mas facilidad se puede seguir la regla representada en la siguiente tabla, en la que las flechas indican los orbitales en orden creciente de energías.

Para ver el gráfico seleccione la opción "Descargar" del menú superior

En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía de algunos de sus electrones, sobre todo los mas externos, pueden saltar a orbitales de mayor energía pasando el átomo a un estado excitado.

Entre los orbitales de mayo energía las diferencias de energía son tan pequeñas que la regla representada en la tabla anterior a veces no se cumple de un modo riguroso, sobre todo para átomos con un numero elevado de electrones.

Regla de Hund.

Es una regla empírica obtenida en el estudio de los espectros atómicos que dice:

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados.

El átomo es mas estable, tiene menor energía, cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o antiparalelos).

SISTEMA PERIÓDICO.

Es una clasificación de los elementos químicos en orden de números atómicos crecientes, que permite deducir información sobre las propiedades químicas de los elementos y de sus combinaciones. Consta de siete periodos horizontales, dieciocho grupos verticales y dos series de catorce elementos cada una situadas fuera de la tabla, llamadas de los lantánidos y actínidos.

PERIODOS Y GRUPOS.

El primer periodo posee dos elementos, el segundo y el tercero contienen ocho elementos cada uno y los restantes dieciocho elementos.

El numero de cada periodo coincide con el valor del numero cuántico n de los orbitales s y p que se están ocupando.

Los elementos pertenecientes a uno mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes, por tener estructuras electrónicas también semejantes.

Elementos representativos: poseen configuraciones s ó s p . Son los incluidos en los grupos 1, 2, 13 al 18.

Elementos de transición interna: poseen configuraciones f . Son los lantánidos y los actínidos.

PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Volumen atómico.

Se llama volumen atómico de un elemento al cociente entre la masa atómica y la densidad.

A lo largo de un periodo el volumen disminuye hacia la derecha, pues los electrones mas externos se sitúan en el mismo nivel y la atracción nuclear aumenta al aumentar la carga positiva del núcleo. Al final del periodo los volúmenes atómicos son muy semejantes porque aumenta la repulsión entre los electrones.

Al descender en un grupo aumenta el volumen, pues los electrones mas externos se sitúan en niveles mas alejados del núcleo.

Potencial de ionización.

Es la energía que hay que comunicar a un átomo-gramo de un elemento en estado gaseoso y fundamental para arrancarle un electrón.

A lo largo de un periodo, el potencial de ionización aumenta hacia la derecha, porque disminuye el tamaño del átomo y aumenta la carga nuclear.

Al descender en un grupo, disminuye el potencial de ionización debido al elevzdo aumento del volumen atómico.

Afinidad electrónica.

Es la energía puesta en juego cuando un átomo-gramo de un elemento en estado gaseoso y fundamental capta un electrón.

Varia de igual forma que el potencial de ionización.

Electronegatividad.

Es la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace covalente.

Según Mulliken, la electronegatividad de un elemento es la media aritmética de su potencial de ionización y de su afinidad electrónica.

E = 1 (Pl + AE)

Para ver la fórmula seleccione la opción "Descargar" del menú superior

Lógicamente, la electronegatividad caria a lo largo del sistema periódico de la misma forma que lo hacen el potencial de ionización y la afinidad electrónica.

En la siguiente tabla se indican las electronegatividades propuestas por Pauling para algunos elementos.

Elemento

Electronegatividad

Elemento

Electronegatividad

F

4.0

Ge

1.9

O

3.5

Sn

1.8

Cl

3.0

Al

1.5

N

3.0

Y

1.2

Br

2.8

Mg

1.2

S

2.5

Ca

1.0

C

2.5

Li

1.0

I

2.5

Na

1.0

P

2.1

K

0.9

H

2.1

Cs

0.8

B

2.0

Si

1.8

Carácter metálico.

Desde el punto de vista químico son elementos metálicos aquellos que manifiestan carácter electropositivo, tienen pocos electrones de valencia y tienden a perderlos. Son de elementos que tienen pequeño potencial de ionización, baja afinidad electrónica y pequeña electronegatividad.

Son metales la mayoría de los elementos de la tabla periódica, concretamente los metales alcalinos, alcalinotérreos, elementos de transición y de transición interna, y los elementos mas voluminosos de los grupos 11(Al, Ga, etc.), 12(Sn, Pb) y 13(Bi).

Son elementos no metálicos los que tienen gran afinidad electrónica y por tanto elevada electronegatividad y alto potencial de ionización. Están situados en la parte superior derecha del Sistema Periódico.

Entre metales y no metales se encuentran algunos elementos con propiedades intermedias, semimetálicas: Si, Ge, As, Sb, etc.

TIPOS DE ENLACE Y PROPIEDADES.

El comportamiento químico de los sólidos, líquidos y gases que nos rodean está determinado por las formas en que los átomos se unen entre sí, lo que a su vez depende de las interacciones entre sus electrones más externos. Los electrones pueden transferirse de un átomo a otro (enlace iónico), compartirse entre átomos vecinos (enlace covalente) o moverse libremente de átomo en átomo (enlace metálico). El moderno conocimiento de la estructura y comportamiento de la materia a escala atómica explica con éxito las propiedades de la materia a gran escala.

ENLACE QUÍMICO.

Fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

TIPOS DE ENLACE.

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en n2 o en o2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, no), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar -polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles -grupo 18- más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o ia) y 11 (o ib) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o iia) y 12 (o iib) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o iiib) y 13 (o iiia) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o viia), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o via) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente.

El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el número 18 del argón (cl:cl). Es común representar un par de electrones compartido por medio de un guión entre los átomos individuales: cl:cl se escribe clëcl.

De forma similar, el nitrógeno atómico tiene tres electrones menos que el neón (diez), pero cada nitrógeno puede conseguir el número de electrones del gas noble si comparten seis electrones: n?n o n¿n. esto se denomina triple enlace. análogamente, el azufre puede conseguir el número del argón compartiendo cuatro electrones en un doble enlace, s;s o sìs. en el dióxido de carbono, tanto el carbono (con sus seis electrones) como el oxígeno (con ocho) consiguen el número de electrones del neón (diez) compartiéndolos en dobles enlaces: oìcìo. en todas estas fórmulas, sólo se representan los electrones compartidos.

VALENCIA.

en la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. sólo los electrones del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. a éstos se les llama electrones de valencia.

el número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o ia) y 11 (o ib); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o iia) y 12 (o iib), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o ivb) y 14 (o iva). todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. esto se conoce como la regla del octeto de lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense gilbert n. lewis.

el helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. el hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, hëcl. el cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. esos electrones de valencia pueden representarse como: o . las estructuras de n2 y co2 se pueden expresar ahora como o y o . estas estructuras de lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de lewis. el resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.

RESONANCIA.

una extensión interesante de la estructura de lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones nitrato, no3-. cada n tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada o tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 + (3 × 6) + 1) electrones para cuatro átomos. esto proporciona un promedio de seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de lewis, debe producirse un enlace covalente. se sabe que el átomo de nitrógeno ocupa una posición central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de lewis aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. en realidad, sólo se observa una estructura. cada estructura de resonancia de lewis sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. sin embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces simples y los dobles en otros compuestos. la teoría moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo lewis, proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.

ENLACE METÁLICO.

la plata, un metal típico, consiste en una formación regular de átomos de plata que han perdido cada uno un electrón para formar un ion plata. los electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con los iones plata positivos. esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.

ENLACE COVALENTE.

en un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar. cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar.

ENLACE IÓNICO: SAL

el enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) es un típico enlace iónico. en el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa). este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace (izquierda). atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de 'vecinos próximos' de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.

ENLACE METALICO.

el estudio realizado a los metales mediante la difracción de rayos x muestra que los átomos se agrupan como lo hacen cierta cantidad de canicas colocadas dentro de algún recipiente. toca ahora explicar que tipo de enlace es capas de mantener a los átomos de un metal para adoptar este acomodo varias teorías han sido propuestas para explicar el enlace metálico; una de ellas es la teoría de las bandas. analizaremos esta teoría considerando el átomo de sodio. el zumbel 3s de cada átomo se traslada con otro zumbel 3s de los otros ocho átomos vecinos y así, a la vez, con otros siete, hasta establecer otra cadena. el traslapamiento de un numero determinado de subniveles atómicos origina que se forme una especie de banda continua de energía.

el enlace metálico se debe al movimiento de electrones de la capa de valencia en una banda energética formada por e ltraslamiento de subniveles. la teoría de las bandas no solamente explica el enlace metálico, sino que también sirve para describir las características de los metales:

1.conducción eléctrica.

la corriente eléctrica es un flujo de electrones.

los metales son buenos conductores debido a que los electrones se mueven libremente de un átomo a otro a través de las bandas.

2.conductividad térmica.

la libertad de movimiento del electrón en los metales también explica la conductividad térmica. la energía calorífica produce un movimiento rápido del electrón y, al hacerlo transmite energía cinética que se traduce en calor.

3.brillo metálico.

los metales absorben luz de una determinada

longitud de onda. esta luz excita a las electrones que se mueven en las bandas .cuando regresan a su estado fundamental la energía es emitida en forma de luz, lo que produce el brillo aparente en los metales.

4.ductibilidad y maleabilidad.

es la propiedad que presentan , los metales al poder ser deformados.

FUERZAS INTRAMOLECULARES.

hay un tipo de fuerzas que ,aunque no son verdaderos enlaces, interaccionan entre una y otra molécula produciendo una fuerza de atracción entre ellas. estas fuerzas son conocidas como fuerzas intermoleculares y son las siguientes : el puente de hidrogeno y las fuerzas de van der waals.

PUENTE DE HIDRÓGENO.

este tipo de fuerza se presentan compuestos que tienen enlaces covalentes entre el hidrogeno y un átomo muy electronegativo, como fluor, oxigeno o nitrógeno, originando una atracción dipolo-dipolo muy fuerte .este tipo de enlace se produce cuando el átomo de hidrogeno de una molécula es atraído por un centro de carga negativo de otra molécula. la atracción molecular por puente de hidrogeno entre las mismas o diferentes moléculas. los compuestos cuyas moléculas presentan atracción por puente

de hidrogeno tiene puntos de ebullición mayores ,comparados con los compuestos análogos de los elementos del mismo grupo. La atracción molecular por puente de hidrogeno es de vital importancia, desde el punto de vista genético, la formación del ácido desoxiribonucleico, responsable de la transferencia de la información genética.

FUERZAS DE VAN DER WALLS.

Estas son fuerzas de naturaleza totalmente electrostáticas, es decir, se producen como consecuencia de la atracción entre centros de carga eléctrica opuesta, muy próximos entre sí en el caso de las moléculas polares, es fácil comprender la atracción entre carga parcial positiva (&+)y carga parcial negativa(&-). Sin embargo , existen moléculas no polares en las cuales, al aproximarse unas a otras, por la acción de un agente a externo, por ejemplo la temperatura, se forman dipolos inducidos. Con eso también aparecen las fuerzas de Van Der Waals.

FORMULAS QUÍMICAS

Nos permiten conocer en que proporción atómica y que elementos participan en la producción de enlaces químicos.

Formula química Iónica :

Estas sustancias no están formadas por moléculas sino por iones. Los iones se aparean con signos positivos y signos negativos.

Formula Química Covalente o Unitaria :

Es un conjunto de átomos que pueden existir independientemente de otros átomos en el compuesto. Ejemplo : CCl4 esta formado por enlaces covalentes.

Clases de Fórmulas

Empíricas o Mínimas

Nos indica la proporción mas sencilla y se determina mediante análisis químicos.

Ejemplo : Fórmula empírica del Proxido de Hidrógeno o Agua Oxigenada y de la Glucosa.

HO Proporciones : H/O = 1 / 1

CH2O Proporciones : CHO = 1, 2, 1

Fórmulas Moleculares, Condensadas :

Nos da el número real o verdadero de átomos de cada elemento que constituyen la molécula a partir de la fórmula mínima o empírica.

Ejemplo : Fórmula molecular del Proxido de Hidrógeno o Agua Oxigenada y de la Glucosa.

H2O2 Proporciones Verdaderas : H/O = 1 / 1

C6H12O6 Proporciones Verdaderas : CHO = 6, 12, 6

Formula Estructural :

Es la fórmula mas completa, nos muestra como se distribuyen y enlazan los átomos en la molécula.

Ejemplo : Fórmula estructural del agua y del amoniaco.

H

O N

H104.4° H H108° H

Fórmula Electrónica :

Nos muestra la distribución, enlaces de los átomos y los electrones que lo contienen de todos y cada uno de los átomos de la molécula.

Ejemplo : Fórmula molecular del agua y del amoniaco.

Para ver la fórmula seleccione la opción "Descargar" del menú superior

Peso Molecular

La masa de una molécula es igual a la suna de las masas atómicas de los átomos de los elementos que lo integran.

Ejemplo : La masa atómica del agua en una molécula es dos masas atómicas de

hidrógeno que tiene un peso molecular de uno mas una masa atómica de oxigeno que

tiene un peso molecular de dieciséis entonces, ( 2x1 ) + ( 16x1 ) = 18 u.m.a.

El peso molecular se llama también peso fórmula que es la suma de todos los pesos atómicos representados por los símbolos de los elementos de la fórmula y se considera que los subíndices indican el número de átomos que hay en la fórmula unitaria.

Ejemplo : El peso molecular del Cloruro de Sodio es NaCl = 23 + 35.5 = 58.5

Deducción de las Fórmulas Químicas

Fórmula Empírica : Se deducen de los datos experimentales obtenidos por análisis (descomposición) o síntesis (composición) de la especie química purificada y se expresa en base a proporciones mínimas de masa de cada uno de los elementos que integran el compuesto.

Ejemplo : El análisis químico de un compuesto revela que contiene 43.6% de Fósforo y 56.4% de Oxigeno en peso (masa). Deducir su fórmula empírica.

La formula empírica = P2O5 (oxido fosfórico)

ECUACIONES QUÍMICAS.

Las reacciones químicas se representa mediante ecuaciones. La ecuación:

2H2 + O2 ----------------- 2H2O

indica que el hidrógeno y el oxigeno al reaccionar dan lugar a la formación de agua. También indica que por cada molécula de oxigeno se necesitan 2 moléculas de hidrógeno, obteniéndose como resultado 2 moléculas de agua. Las formulas muestran la composición de las moléculas que intervienen en la reacción y de las moléculas resultantes. Las ecuaciones químicas no tiene por que indicar la temperatura, concentración y de mas factores necesarios para que se lleve a cabo la reacción. Tampoco indican la velocidad a la que la transcurre la reacción.

Por ultimo, una ecuación nunca será correcta a menos que la ración tenga lugar de la manera que se indica en la siguiente ecuación. Por ejemplo:

Cu + 2NaCl ------------------2Na + CuCl2

es una reacción incorrecta porque describe una reacción que no tiene lugar jamás. El cobre y cloruro de sodio nunca reaccionan para dar lugar a sodio y cloruro de cobre (II). No es siempre facil el predecir cuales van a ser los productos resultantes de una reacción química. Solo puede estarse seguro del resultado de una reacción una vez que se haya comprobado ésta experimentalmente. Miles de reacciones han sido realizadas en el laboratorio. Para saber con certeza cuales son los productos resultantes de una de estas reacciones no hay mas que consultar la bibliografía química.

Los tres pasos necesarios para escribir una ecuación química se ilustran a continuación mediante dos ejemplos, el primero de los cuales trata de la reacción de aluminio con el oxigeno, mientras que el segundo muestra la reacción del sulfato de hierro (III) con el cloruro de calcio.

Primer paso. Escribir con palabras a la izquierda de la flecha las sustancias que reaccionan y a la derecha de la flecha las sustancias que se forman.

Las diversas sustancias se separan con el signo + ;

aluminio + oxigeno -------------oxido de aluminio

Segundo paso. Escribir la formula correcta de cada una de las sustancias mencionadas en la ecuación con palabras anteriormente establecidas.

  1. Los elementos se representan en la ecuaciones como moléculas monoatómicas. (sus símbolos no necesitan subíndice alguno). Como excepciones notables se encuentran las moléculas diatómicas N2, H2, O2, F2, Cl2, Br2, e I2.
  2. Los compuestos poseen formulas a menudo faciles de obtener a partir de los números de oxidación de las sustancias compuestas.

Para la ecuación que estamos considerando, las moléculas de aluminio y de oxigeno deberán representarse, respectivamente, como monoatómica y diatómica, siendo la formula del oxido de aluminio Al2O2. E consecuencia:

Al + O2 -------------- Al2O3 (incompleta)

Tercer paso. Ajustar la ecuación incompleta. Esto se realiza colocando números delante de las formulas de manera que a ambos lados de la flecha se tenga el mismo numero y tipo de átomos.

Es importante recordar que ninguno de los subíndices obtenidos correctamente en el segundo paso pueden ser cambiados para ajustar la ecuación:

?Al + ?O2 ------------ ?Al2O3

Se observa que el numero de átomos de oxigeno deberá ser divisible por 2 y 3 porque cada molécula de O2 contiene 2 átomos de oxigeno y cada unidad Al2O3 contiene 3 átomos de oxigeno. El menor numero divisible por 2 y 3 es 6. Por tanto, en nuestra ecuación pondremos 3 moléculas de oxigeno (6 átomos de oxigeno) y dos unidades de oxido de aluminio (6 átomos de oxigeno ya que cada unidad contiene 3):

?Al + 3O2 -------------------- 2Al2O3

Tal como hemos dejado la ecuación, a la derecha hay 4 átomos de Al mientras que a la izquierda solo hay 1. Deberemos poner entonces 4 átomos a la izquierda.

La ecuación completa es:

4Al + 3O2 --------------- 2Al2O3 (completa)

Ecuaciones iónicas.

En muchas reacciones químicas entre compuestos iónicos en disolución acuosa solo participan en cada reacción dos tipos de iones. Esto puede verse en las ecuaciones siguientes, que a primera vista parecen representar tres reacciones distintas que tienen lugar en disoluciones acuosas. La flecha orientada hacia abajo indica que un compuesto no es soluble y que se separa o precipita en la disolución.

BaCl2 + Na2SO4 Ba SO4 + 2NaCl

Ba(NO3)2 + MgSO4 BaSO4 + Mg(NO3)2

BaBr2 + (NH4)2SO4 BaSO4 + 2NH4Br

Si se considera la formación del sulfato de bario insoluble, todas y cada una de las reacciones anteriores necesitan que los iones de bario y de sulfato se unan para formar BaSO4 insoluble. Por tanto, el unico cambio químico observable en las reacciones anteriores puede representarse así:

Ba² + SO4² BaSO4

Las ecuaciones de este tipo se denominan ecuaciones iónicas. En tales ecuaciones, la suma de las cargas a la izquierda de la flecha debe ser igual a la suma a la dereha.

REACCIONES QUÍMICAS

Los procesos químicos están relacionados con cambios en la naturaleza de las sustancias que participan en ellos, obteniéndose dichos cambios a partir de sustancias reaccionantes (denominadas reactivos), nuevas sustancias totalmente diferentes (denominadas productos).

La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos tales como explosiones, procesos vitales tales como alimentación, respiración etc. Todas las sustancias que a diario utilizamos son o fueron producto de reacciones químicas.

REACCIONES QUÍMICAS

Es un proceso en el cual unas sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otras

llamadas productos. Los reactivos rompen sus enlaces originales para formar otro tipo

de enlaces diferentes y distribuyendo sus átomos también de manera diferente.

Sus características son:

  1. Un cambio en las propiedades de los cuerpos reaccionantes.
  2. Una variación de energía que se pone de manifiesto en el transcurso del proceso.

CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS

Según el tipo de transformación que tenga lugar, se consideran los siguientes tipos de reacción:

COMBINACION O SÍNTESIS

Ocurre cuando se unen dos o mas sustancias para formar otra sustancia, cuyas

Moléculas son el resultado de una reagrupación de átomos de los reactivos.

A + B ------------- A B

Verbigracia:

La combinación de hidrógeno con oxígeno para producir agua:

2H2 + O2------------------- 2H2O

DESCOMPOSICION

Ocurre cuando a partir de un compuesto se producen dos o mas sustancias.

AB ---------------A + B

Verbigracia:

El carbonato de calcio se descompone por medio de calentamiento

para producir oxido de calcio y dióxido de carbono.

CaCo3 ------------------CaO + CO2

DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN

En estas reacciones, un elemento sustituye y libera a otro elemento presente en el compuesto.

A + BC------------------AC + B

Ejemplo:

El bromo líquido, que desplaza al yodo en el yoduro de sodio para producir bromuro de sodio dejando al yodo libre.

2NaI + Br2-------------------2NaBr + I2

INTERCAMBIO O DOBLE SUSTITUCIÓN

Al reaccionar dos compuestos intercambian elementos y se producen dos nuevos compuestos.

AB + CD----------------- AC + BD

Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución.

Ejemplo:

La combinación del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio y el agua.(neutralización)

HCl + NaOH--------------NaCl + H2O

SEGÚN EL INTERCAMBIO DE CALOR

Según el intercambio de calor existen dos clases de reacciones las exotérmicas y las endotérmicas.

Las exotérmicas presentan desprendimiento de calor. Las endotérmicas absorben el calor.

 

 

 

VLADIMIR


Comentarios


Trabajos relacionados

Ver mas trabajos de Quimica

 

Nota al lector: es posible que esta página no contenga todos los componentes del trabajo original (pies de página, avanzadas formulas matemáticas, esquemas o tablas complejas, etc.). Recuerde que para ver el trabajo en su versión original completa, puede descargarlo desde el menú superior.


Todos los documentos disponibles en este sitio expresan los puntos de vista de sus respectivos autores y no de Monografias.com. El objetivo de Monografias.com es poner el conocimiento a disposición de toda su comunidad. Queda bajo la responsabilidad de cada lector el eventual uso que se le de a esta información. Asimismo, es obligatoria la cita del autor del contenido y de Monografias.com como fuentes de información.

Iniciar sesión

Ingrese el e-mail y contraseña con el que está registrado en Monografias.com

   
 

Regístrese gratis

¿Olvidó su contraseña?

Ayuda