Estructura atómica: tipos de enlaces

Estructura de los átomos Modelo atómico de Bohr

Masa (g) Carga (C)

Protón 1.673 x 10-24 1.602 x 10-19

Neutrón 1.675 x 10-24 0

Electrón 9.109 x 10-28 1.602 x 10-19

Los orbitales atómicos representan la probabilidad estadística de que los electrones ocupen diversos puntos en el espacio.

Número atómico y masa atómica

• Número atómico (Z): indica el número de protones que están en el núcleo del átomo neutro. Es igual al número de electrones. Cada elemento tiene su propio número atómico.

• Masa atómica: es la masa en gramos de

6.023 x 1023 átomos (número de Avogadro NA) de ese elemento.

Tabla periódica

Ejercicio

a) ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de cobre?

b) ¿Cuántos átomos de cobre hay en 1 g de cobre?

Solución: a) La masa atómica del cobre es de 63.54 g/mol. Dado que en 63.54 g

de cobre hay 6.02x1023 átomos, el número de gramos en un átomo de cobre es de:

63.54 g/mol de Cu X g de Cu 6.02 x10 23 átomos/mol 1 átomo =

X = 63.54 g/mol de Cu 6.02 x10 23 átomos/mol

1 átomo = 1.05 x10 -22 g x

b) El número de átomos de cobre en 1 g de cobre es:

63.54 g/mol de Cu X átomos de Cu 6.02 x10 23 átomos/mol 1 g de Cu =

X = núm. De átomos de Cu = 9.47 x 1021 átomos

Números cuánticos de los electrones Es el conjunto de números necesarios para identificar cada electrón en un átomo.

• Número cuántico principal n: representa los niveles energéticos principales del electrón o las órbitas. Cuanto mayor sea el valor de n, mayor será la energía electrónica y la posibilidad de que el electrón esté más alejado del núcleo. Los valores de n son enteros positivos y varían entre 1 y 7.

• Número cuántico secundario l: especifica los subniveles de energía dentro de los niveles energéticos principales donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta si ese nivel energético está ocupado. Los valores permitidos son: l=0, 1, 2, 3, n-1.

l = 0 s, l = 1 p, l = 2 d, l = 3 f • Número cuántico magnético ml: Define la orientación espacial de un orbital atómico y

afecta poco la energía de un electrón. ml tiene valores permitidos entre –l y +l incluyendo el cero. Hay 2l+1 valores permitidos para ml, es decir, sólo hay un orbital s, hay tres orbitales p, cinco orbitales d y siete orbitales f para cada uno de los subniveles s, p, d, f.

• Número cuántico de giro del electrón (spin) ms: expresa las dos direcciones de giro permitidas para el electrón en torno a su propio eje, sus valores son +1/2 y -1/2.

Principio de exclusión de Pauli Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos

iguales.

• La configuración electrónica de un átomo representa la distribución de los electrones en sus orbitales. Las configuraciones electrónicas están escritas en una notación convencional que enumera en primer lugar al del número cuántico principal, seguido de la letra que indica el orbital s, p, d o f. Una cifra sobre la letra del orbital indica el número de electrones que contiene:

• 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 …

Ejemplo: Escriba la configuración electrónica del átomo de hierro (Z=26) y de los iones Fe2+ y Fe3+.

Solución: Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

Los electrones 4s son los que se pierden primero, ya que son los que tienen mayor energía y son los más fáciles de eliminar.

El concepto de electronegatividad ayuda a comprender los tipos de enlace que forman los distintos elementos.

Electronegatividad Las propiedades químicas de los átomos de los elementos dependen

principalmente de la reactividad de sus electrones más externos.

• La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí.

• La electronegatividad se mide en una escala de 0 hasta 4.1 y a cada elemento se le asigna un valor.

• Los elementos más electropositivos son los metales alcalinos, cuyas electronegatividades van de 0.9 para el cesio, rubidio y potasio, hasta 1.0 para el sodio y litio.

• Los más electronegativos son el flúor, oxígeno y nitrógeno, que tienen electronegatividades de 4.1, 3.5 y 3.1, respectivamente.

Tipos de enlaces atómicos y enlaces moleculares

• El enlace químico entre átomos ocurre debido a la disminución neta de la energía potencial de los átomos en el estado enlazado. Esto significa que los átomos en estado enlazado están en condiciones energéticas más estables que cuando están libres.

• Los enlaces químicos entre los átomos pueden dividirse en dos grupos:

•Primarios (enlaces fuertes)

•Secundarios (enlaces débiles)

•Enlaces iónicos •Enlaces covalentes •Enlaces metálicos

•Enlaces de dipolo permanente •Enlaces dipolares variables o transitorios

Enlace metálico

•Distribución compartida de electrones

•No es direccional

• Electrones de valencia deslocalizados

Enlace iónico • Es la consecuencia de la transferencia de electrones

desde un átomo a otro.

Fuerza de atracción coulombiana

iones

catión

anión

• El enlace iónico es no direccional

• El catión Na+ atrae por igual en todas

direcciones a cualquier anión Cl– adyacente.

• Los iones Na+ y Cl – se disponen en capas

apiladas entre sí de forma sistemática para

maximizar el número de iones de carga

contraria que rodean a un ion dado:

• 6 Na+ rodean a cada Cl –

• y 6 Cl – rodean a cada Na+

Fuerzas de enlace

• La fuerza de atracción electrostática obedece a la ley

• Donde K= k0 (qZ1)(qZ2) • Z1 es la valencia del ion cargado (+1 para el Na+) • q = 1.6 x10-19 C • k0 = 1/4πε0 =9x109 Vm/C

FA= -K/a2

La longitud o distancia de enlace no puede reducirse a cero pues existe una fuerza de repulsión FR debida al solapamiento de los campos eléctricos de igual signo (-) de cada ión y a la repulsión entre los núcleos positivos

Fuerza de repulsión

• Donde λ y p son constantes dependientes del par de iones; a es la distancia entre iones.

• La fuerza de enlace es la fuerza neta de atracción o repulsión en función de la distancia de separación entre los dos átomos o iones.

F= FA + FR

FR= λ e-ap

• La distancia de equilibrio del enlace, a0, responde a la condición de equilibrio entre la atracción y la repulsión: FA + FR= 0

• FA domina cuando los valores de a son grandes

• FR domina cuando los valores de a son pequeños

• La energía de enlace, E,

está relacionada con la fuerza

de enlace mediante:

La fuerza neta del enlace para un par Na+ - Cl- tiene una longitud de enlace en el equilibrio a0=0.28 nm

• Las posiciones estables de los iones corresponden a un mínimo en la energía.

• Distancia de enlace de equilibrio es la suma de los dos radios iónicos

a0= r Na+ + r Cl-

Enlace covalente • Se comparten los electrones de

valencia entre dos átomos adyacentes.

• Es direccional, es decir, es entre átomos específicos.

• Moléculas de elementos no metálicos: H2, Cl2, F2, etc. Y

• Moléculas con átomos diferentes: CH4, H2O, HNO3, HF.

• Sólidos elementales: diamante (carbono), silicio, germanio

• Compuestos sólidos de elementos del lado derecho de la tabla periódica: GaAs, InSb, SiC.

• La dependencia de la fuerza y energía de enlace con la distancia entre iones son similares a las del enlace iónico.

• Los sólidos covalentes tienen un ángulo de enlace, determinado por la naturaleza direccional de la distribución compartida de los electrones de valencia.

Configuración tetraédrica de los enlaces covalentes con carbono.

• El número de enlaces covalentes que es posible para un átomo particular está determinado por el número de electrones de valencia.

• Para N’ electrones de valencia, un átomo puede enlazarse covalentemente con a lo más 8 – N’ átomos.

Por ejemplo: Cloro tiene N’=7 8 – N’= 1

Por tanto, cada átomo de Cl puede unirse a un solo átomo, como en el Cl2.

Para el carbono N’= 4 8 – 4 = 4 electrones para compartir

En el diamante cada átomo de carbono está enlazado covalentemente con otros cuatro átomos de carbono

El enlace covalente puede formar

Enlaces muy fuertes: Diamante

Enlaces muy débiles: polímeros

•Muy duro •Alta temperatura de fusión >3550ºC

•Formados por unidades llamadas Monómeros. •Entre C y C o C y H enlaces fuertes •Entre secciones vecinas de las cadenas moleculares hay enlaces débiles o Secundarios •Enlaces secundarioseslabones débiles Causan: -baja resistencia -baja temperatura de fusión

Enlaces combinados • Hay compuestos con enlaces parcialmente iónicos y

parcialmente covalentes.

• Depende de la posición relativa (en la tabla periódica) de los átomos que forman la molécula o su diferencia en electronegatividades.

mayor diferencia en electronegatividad Enlace más iónico

menor diferencia en electronegatividad Enlace más covalente

% CI = {1 – exp[-(0.25) (XA – XB)2 ] } x 100

El porcentaje de carácter iónico (%CI) de un enlace entre los elementos A y B, Donde A es el más electronegativo está dado por:

Donde XA y XB son las electronegatividades de los respectivos elementos.

Enlace secundario o de Van der Waals

• Estos enlaces son débiles comparados con los primarios ~10 kJ/mol ó 0.1 eV/átomo

• Surgen debido a las asimetrías de las distribuciones de carga positiva y negativa en cada átomo o molécula del enlace.

• Esta asimetría de carga constituye un dipolo eléctrico

• Dos tipos de enlaces secundarios

dependiendo de la asimetría de carga

transitoria

permanente

• Un átomo de argón posee una distribución completamente esférica de carga negativa rodeando al núcleo positivo.

• Cuando se acerca otro átomo de argón, la carga negativa se desplaza ligeramente hacia el núcleo positivo del átomo adyacente.

• Esta distorción ocurre en los 2 átomos produciendo un dipolo inducido.

• Energía de enlace 0.99 KJ/mol.

Dipolos inducidos

Dipolos permanentes puente de hidrógeno

• Ej. Une moléculas adyacentes de agua

La naturaleza direccional de la distribución de electrones compartidos en los Enlaces covalentes O – H causa que los átomos de H se conviertan en centros De carga positiva y los de O en centros de carga negativa en el H2O.

La mayor separación de carga en una molécula polar origina un mayor momento Dipolar y mayor energía de enlace (21 KJ/mol)