ESTRUCTURA ATOMICA.pdf

Estructura atmica de la materia 1

1. EVOLUCIN HISTRICA SOBRE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA.

Fueron los griegos los primeros en profundizar en el conocimiento de la estructura ntima de la materia. Leucipo de Mileto y Demcrito de Abdera postularon que la materia no es indefinidamente divisible, es decir, tiene que haber una partcula ltima e indivisible y constituyente bsico de la materia. A esta partcula la llamaron tomo. La palabra tomo significa indivisible. Estas ideas, al ser rechazadas por Platn y Aristteles, permanecieron en el olvido durante casi veinte siglos.

Pero, a principio del siglo XIX, la idea de tomo es retomada con fuerza gracias al qumico ingls John Dalton quin actualiza la vieja teora atmica griega, pero dndole un carcter cientfico. Dalton afirma que cada elemento qumico se compone de partculas diminutas e indivisibles llamadas tomos, siendo la mnima cantidad de materia que puede intervenir en una reaccin qumica. Tambin aade que un elemento qumico tiene todos sus tomos iguales en masa y propiedades, en tanto que elementos diferentes poseen tambin tomos diferentes en masa y propiedades. Por ejemplo, todos los tomos de aluminio son iguales entre s pero son distintos de los de estao o de los de litio.1

Dalton consideraba al tomo como la partcula material ms elemental. Esta idea se mantuvo hasta que, a finales del siglo XIX, experimentos demostraron que dentro del tomo existan ms partculas, es decir, el tomo es divisible. El eminente fsico britnico J.J. Thomson observ que cuando se produce una descarga elctrica en un tubo de vidrio que contiene un gas a muy baja presin, se produce una radiacin denominada rayos catdicos, constituida por partculas de muy poca masa, muy inferior a la del menor de los tomos: el de hidrgeno y con una pequea carga elctrica (la menor que se haba observado nunca). A estas partculas se las llam electrones. Al observarse que se desviaban hacia placas elctricamente positivas se dedujo que eran partculas negativas. Por ser el electrn de menor masa que la de cualquier tomo, se lleg a la conclusin de que dentro del tomo haba electrones, es decir, el tomo es divisible, echando por tierra la indivisibilidad atmica de Dalton.

1 Este postulado se considera actualmente falso, pues existen tomos de un mismo elemento distintos

entre s, son los llamados istopos que veremos posteriormente.

Alto Voltaje

A bomba de vaco

nodo + Ctodo

+

Pantalla

Gas a baja presin

Campo Magntico

N S

Estructura atmica de la materia


En 1899, Thomson propone su modelo atmico, que se fundamenta en las siguientes consideraciones:

1. La materia es elctricamente neutra; en consecuencia, junto a los electrones, debe existir alguna sustancia cargada positivamente.

2. Los electrones pueden ser separados del tomo, lo que no ocurre con la carga positiva.

Basndose en estas ideas Thomson imagin el tomo como una esfera slida compuesta de materia positiva, en cuyo interior se enclavaban el suficiente nmero de electrones capaces de mantener la neutralidad elctrica del tomo.

Este modelo atmico esttico tuvo que ser abandonado al poco tiempo, ya que no explic satisfactoriamente observaciones posteriores, como fue la experiencia de Rutherford.

El hallazgo de la partcula fundamental de carga negativa, el electrn, estimul a los fsicos de la poca a la bsqueda de la partcula con carga elemental positiva, encontrndose poco despus en un experimento muy parecido al utilizado para descubrir al electrn. A esta pequea partcula positiva se le denomin protn, tena la misma carga del electrn (aunque de signo positivo), pero con mucha mayor masa (1840 veces mayor).

Por lo tanto, a principios del siglo XX ya se conoca la existencia de los electrones y protones dentro del tomo. No obstante, quedaba por resolver importantes cuestiones como:qu papel desempean estas partculas en los tomos ?, cmo estn situadas en su interior ?.

En 1911, Ernest Rutherford inici la respuesta a tales preguntas con el descubrimiento del ncleo atmico. Ciertos elementos radiactivos emiten un tipo de radiacin denominada rayos , que son haces de pequeas partculas positivas. Rutherford llev a cabo un experimento consistente en bombardear una lmina muy fina de oro mediante estas partculas emitidas a gran velocidad (200000 km/s) por un elemento radiactivo, colocado en un bloque de plomo al cual se le haba practicado un orificio con el fin de que saliese un fino haz de partculas .

El tomo para Dalton es una pequea esfera slida

Modelo atmico de Thomson

Electrn

Materia positiva


Observando el impacto que producan dichas partculas sobre una pantalla luminiscente colocada detrs de la lmina de oro, se lleg a los siguientes resultados:

1. La mayora de las partculas atravesaba la lmina sin sufrir desviacin. Como si dicha lmina estuviese vaca de materia y no existieran en ella obstculos que impidieran la propagacin de dichas partculas.

2. Algunas (una de cada 10000) partculas eran desviadas en un ngulo superior a 10.

3. Muy pocas rebotaban al chocar contra la lmina de oro, es decir, el ngulo desviacin era superior a 90.

Los resultados parecan indicar que la lamina de oro es como si estuviese hueca. Rutherford dio a estos hechos la explicacin que se muestra en la figura. Imagin que el tomo est hueco en su mayor parte y que la carga positiva y prcticamente toda la masa del tomo est en una zona central diminuta a la cul llam ncleo.

tomos de la lmina de oro

Part

cu

las

Lmina de oro

Pantalla de deteccin Rendija

Sustancia radioactiva en interior de un bloque de plomo


Concretamente, las partculas se habran comportado de este modo al atravesar la lmina metlica :

1. La mayora de ellas no se desviaban por tener su trayectoria suficientemente alejada de cualquier ncleo.

2. Algunas partculas eran desviadas cierto ngulo por haber pasado cerca de algn ncleo, ya que aquellas estn cargadas positivamente igual que ste.

3. Muy pocas rebotaban por choque directo con algn ncleo.

Si el tomo fuese tal como lo haba descrito Thomson, no se observaran estas desviaciones pues la carga positiva estara repartida uniformemente sobre el tomo. Rutherford tambin supuso que dentro del ncleo, junto a los protones, haba otra clase de partculas denominadas neutrones, sin carga elctrica, aunque de masa igual a la de los protones. Se impona pues la necesidad de desarrollar un nuevo modelo que se ajustase a los nuevos resultados experimentales.

Fue Rutherford quin describi este nuevo modelo cuyos aspectos fundamentales son los siguientes:

1. La mayor parte de la masa del tomo y toda su carga positiva se encuentran confinadas en una zona central y muy pequea llamada ncleo. En esta regin se hallan los protones y neutrones.

2. Fuera del ncleo estn los electrones, en igual nmero de protones que tenga el ncleo, girando estos electrones en rbitas circulares alrededor del ncleo. A esa regin se le denomina corteza electrnica.

El fsico dans Niels Bhr supuso que los electrones slo podan girar en determinadas rbitas alrededor del ncleo.

Rutherford afirm que el ncleo tiene un dimetro cien mil veces ms pequeo que el tomo entero. Conviene darse cuenta de la gran cantidad de vaco que ello supone. Para hacerse una idea, si el tamao del ncleo fuese de un garbanzo, si lo pusisemos en el centro del estadio Santiago Bernabeu, el tamao del tomo envolvera a este estadio.

Ncleo Corteza electrnica


2. ISTOPOS. NMERO ATMICO (Z). NMERO MSICO (A).

Dado que la masa del electrn es 1840 veces menor que la masa del protn o la del neutrn, podemos afirmar que la masa del ncleo es prcticamente igual a la masa del tomo.

En la segunda dcada del presente siglo se observ que los tomos de un mismo elemento podan tener masas diferentes. La diferencia en las masas se deba a que la masa de los tomos neutros de un mismo elemento, aunque posean igual nmero de protones (y por tanto de electrones), podan tener diferente nmero de neutrones.

Se definen istopos como los tomos de un mismo elemento con el mismo nmero de protones pero diferente nmero de neutrones.

El nmero atmico Z expresa el nmero de protones que hay en el ncleo de un tomo e indica el nmero de orden que ocupa dicho elemento en la tabla peridica.

El nmero msico A expresa la suma de protones y neutrones que hay en el ncleo de un tomo.

La relacin entre el nmero atmico, nmero msico y nmero de neutrones de un tomo viene dado por :

A = Z + N

En general, para representar el istopo de un elemento X, usaremos la siguiente notacin:

ZA X

Por ejemplo, el hidrgeno tiene tres istopos : protio, deuterio y tritio, cuyas caractersticas son las siguientes :

Notacin Istopo n de protones n de electrones n de neutrones 11H Protio 1 1 0

12 H Deuterio 1 1 1

13H Tritio 1 1 2

Protio Deuterio Tritio


El oxgeno est formado por la mezcla de los istopos: 816O , 817O y 818O , sin embargo el sodio est formado por tomos iguales, es decir, no est formado por mezcla de istopos. Todos sus tomos son del tipo 1123Na .

3. CONFIGURACIN ELECTRNICA.

En la corteza electrnica los electrones se alojan ordenadamente en distintas capas o niveles, cada uno de las cuales poseen unas subcapas denominadas orbitales.

Capa o nivel Orbitales que alberga 1, K s 2, L s, p 3, M s, p, d 4, N s, p, d, f 5, O s, p, d, f (y otros)2 6, P s, p, d (y otros) 7, Q s, p (y otros)

En la figura se muestran las cuatro primeras capas de la corteza un tomo con sus respectivos orbitales:

2 Son orbitales con los que nos se va a trabajar en la prctica.

n = 1, K

n = 4, N

n = 3, M

n = 2, L

s s p s p d s p d f


Cada orbital puede alojar un nmero mximo determinado de electrones. En la siguiente tabla se indica el nmero mximo de electrones que pueden albergar las distintas clases de orbitales:

Orbital Nmero mximo de electrones que contiene s 2 p 6 d 10 f 14

El orden de llenado de los electrones en los distintos orbitales es el indicado por el diagrama de Moeller.

La configuracin electrnica es una expresin que nos indica como se distribuyen los electrones de un tomo en las diferentes capas y orbitales.

K

L

K

1 p+

H (Z = 1): 1s1

K

2 p+

He (Z = 2): 1s2

K

L

3 p+

Li (Z = 3): 1s2 2s1

K

L

4 p+

Be (Z = 4): 1s2 2s2

N ( Z = 7): 1s2 2s2 2p3

7 p+

K

L

Ne ( Z = 10): 1s2 2s2 2p6

10 p+

1s2

4s2 4p6 4d10 4f14

3s2 3p6 3d10

2s2 2p6

6s2 6p6 6d10

5s2 5p6 5d10 5f14

7s2 7p6


4. ELECTRONES DE VALENCIA. ESTRUCTURA DE LEWIS.

Los electrones de valencia de un tomo son aquellos que ocupan la capa ms externa. La notacin de Lewis es un sistema de representacin que se usa para simbolizar a los electrones de valencia de un tomo de un elemento representativo, mediante una serie de puntos o de cruces. Ejemplos:

K:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 K Ca:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ca

B: 1s2 2s2 2 001 ppp B C: 1s2 2s2 2 011 ppp C

K

M

L

K

M

L

K

M

L

K

M

L

N N

17 p+

Si ( Z = 14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Cl ( Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

K ( Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Mn ( Z = 25): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

14 p+

19 p+

25 p+


Nota: La capa de valencia aparece subrayada.

5. CONCEPTO DE ION.

La mxima estabilidad de un tomo se consigue cuando este adquiere la configuracin electrnica de un gas noble (su configuracin electrnica termina en p6, excepto para el He, 1s2). Por ello, cuando tiene la oportunidad de hacerlo, el tomo capta o expulsa electrones a fin de conseguir dicha estabilidad.

Ion es la partcula que resulta cuando un tomo (o conjunto de tomos) capta o expulsa electrones con objeto de adquirir la configuracin de gas noble (8 electrones en la ltima capa, salvo algunas excepciones).

Los iones, por tanto, no son elctricamente neutros. Si un tomo capta electrones queda cargado negativamente; por el contrario si los cede queda cargado positivamente. Existen dos tipos de iones:

5.1. CATIONES

Son iones cargados positivamente. Ejemplos:

Na (Z = 11):1s2 2s2 2p6 3s1 Na+: 1s2 2s2 2p6.

Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ca++ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

5.2. ANIONES.

Son iones cargados negativamente. Ejemplos:

F (Z = 9) : 1s2 2s2 2p5 F: 1s2 2s2 2p6.

P (Z = 15) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 P3 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Ntese que tanto el Na+ como el F tienen la estructura electrnica del Ne, no obstante, son especies diferentes pues tienen distinto nmero de protones y neutrones en el ncleo. Lo mismo se podra decir del Ca++ y el del P3.

F:1s2 2s2 2 122 ppp F Ar:1s2 2s2 2p6 3s2 3 222 ppp Ar

P:1s2 2s2 2p6 3s2 3 111 ppp P S:1s2 2s2 2p6 3s2 3 112 ppp S


6. TABLA PERIDICA.

6.1. ORIGEN.

De los 112 elementos que se conocen en la actualidad, algunos como el oro, la plata, el hierro o el cobre eran ya conocidos por el hombre desde la ms remota antigedad; otros, la mayor parte, fueron descubiertos entre los siglos XVIII y XIX; y finalmente, algunos lo han sido durante el presente siglo. Sirva como referencia el siguiente cuadro en el que se indica el nmero de elementos qumicos conocidos por el hombre en las fechas que se especifican:

Ao N de elementos conocidos 1 9

1700 12 1800 34 1900 84 2000 112

En el siglo pasado se observ que haba grupos de elementos que tenan propiedades fsicas y qumicas similares entre si, por lo que se impona la necesidad de clasificar los elementos qumicos en familias, con el objeto de establecer un estudio sistemtico y organizado de la Qumica.

En 1869, el qumico ruso D. I. Mendelejev orden los elementos en filas y columnas en orden creciente de sus masas atmicas, de tal modo que, cuando las propiedades qumicas de un elemento coincidan con las de algn elemento anterior lo situaba en su misma columna en la fila siguiente, de tal modo que los elementos de una misma columna tenan propiedades anlogas. Cuando algn elemento no responda a las propiedades correspondientes a su posicin, dejaba un hueco libre y pasaba a la siguiente columna, en previsin de que dicho hueco fuese ocupado por un elemento an por descubrir. As, por ejemplo, la existencia del elemento que queda debajo del silicio y que hoy se conoce con el nombre de germanio, fue predicha por Mendelejev quin incluso augur muchas de las propiedades que tendra.

Cuando se estudi la naturaleza del tomo se decidi ordenar los elementos segn el orden creciente de su nmero atmico (Z), en lugar de su masa atmica, con lo que desaparecan algunas anomalas surgidas en la tabla de Mendelejev.

6.2. BLOQUES DE LA TABLA PERIDICA.

Llamamos electrn diferenciador al ltimo electrn que agregamos cuando hacemos una configuracin electrnica de un elemento. Segn el tipo de orbital en el que se encuentre el electrn diferenciador podemos distinguir varios bloques en la tabla peridica:

1. Elementos representativos: si el electrn diferenciador se halla en un orbital s o p. Si se encuentra en un orbital s ser un metal, si se encuentra en un orbital p ser un no metal.


2. Metales de transicin: si el electrn diferenciador se encuentra situado en un orbital d.

3. Metales de transicin interna o tierras raras: si el electrn diferenciador se halla en un orbital f.

En la siguiente figura se exponen los diferentes bloques de la tabla peridica:

6.3. DESCRIPCIN DE LOS PERODOS.

Todos los periodos excepto el primero y el ltimo (aun por completar) comienzan con la ocupacin de un orbital s y terminan con el llenado de orbitales p.

En el primer periodo se llena el orbital 1s; contiene 2 elementos.

En el segundo periodo se van ocupando los orbitales 2s y 2p; contiene 8 elementos.

Igualmente, en el tercer periodo se van llenado los orbitales 3s y 3p; contiene 8 elementos .

En el cuarto periodo se ocupan los orbitales 4s, 3d (apareciendo la 1 serie de los metales de transicin) y 4p; contiene 18 elementos.

Anlogamente en el quinto periodo se van llenando los orbitales 5s, 4d y 5p, contiene tambin 18 elementos.

En el sexto periodo se ocupan los orbitales 6s, 4f (apareciendo la 1 serie de los metales de transicin interna o lantnidos), 5d y 6p; contiene 32 elementos.

El sptimo perodo est incompleto, se iran ocupando los orbitales 7s, 5f (apareciendo la 2 serie de metales de transicin interna o actnidos), 6d y 7p . En la actualidad se conoce hasta el elemento Z = 112, pero es de suponer que este perodo al igual que el anterior, tenga la capacidad para contener a 32 elementos.

En la siguiente figura se describe como van surgiendo los distintos periodos a partir del diagrama de Moeller.

d, metales de transicin

p, representativo no metal

s, re

pres

enta

tivo

m

eta

l

f, metales de transicin interna


Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo nmero de niveles electrnicos (estn completos o no). Est nmero coincide precisamente con el nmero del perodo. Sean, por ejemplo, tres elementos del 2 periodo: Li, N y Ne, sus configuraciones electrnicas son:

Li (Z = 3): 1s2 2s1.

N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3.

Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6.

Todos ellos tienen dos niveles electrnicos: n = 1 (K) y n = 2 (L). El periodo del elemento lo dar el mximo nivel que aparezca, en este caso n = 2.

6.4. DESCRIPCIN DE LOS GRUPOS.

Todos los elementos que forman un grupo tienen, la misma distribucin electrnica en su capa ms externa (capa de valencia). Sean, por ejemplo, los elementos F, Cl y Br, sus configuraciones electrnicas son:

F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5.

Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.

Br (Z = 53): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5.

Todos los elementos de una misma columna se caracterizan por tener propiedades anlogas. Actualmente, los grupos se enumeran de izquierda a derecha con nmeros que van del 1 al 18. No obstante, aun se sigue usando por su gran utilidad otra notacin que de izquierda a derecha generaran los siguientes grupos: IA, IIA, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (ste constituido por tres columnas), IB, IIB, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA o grupo cero.

Tambin, algunos grupos de elementos reciben nombres especficos cmo ocurre con los siguientes:

1er periodo: 1s2 2 elementos

2 periodo: 2s2, 2p6 8 elementos

3er periodo: 3s2, 3p6 8 elementos

4 periodo: 4s2, 3d10, 4p6 18 elementos

5 periodo: 5s2, 4d10, 5p6 18 elementos

6 periodo: 6s2, 4f14, 5d10, 6p6 32 elementos

7 periodo: 7s2, 5f14, 6d10, 7p6 32 elementos

1s2

4s2 4p6 4d10 4f14

3s2 3p6 3d10

2s2 2p6

6s2 6p6 6d10

5s2 5p6 5d10 5f14

7s2 7p6


7. ENLACE QUMICO.

7.1. CONCEPTO.

Hasta ahora hemos fijado nuestra atencin en la caractersticas individuales de los tomos de los elementos. Los tomos de los elementos normalmente no se encuentran aislados, ya que, la tendencia normal de stos es la de unirse a otros tomos, del mismo elemento o de otros elementos, para formar compuestos.

Todos los tomos tienden a conseguir la estructura de gas noble, adquiriendo as su mxima estabilidad y, por ello, se unen entre s, con objeto de que todos ellos tengan la capa de valencia completa, es decir, con ocho electrones (excepto el H, Li, Be y B, que se rodearn de dos electrones, adems, esta teora tiene otras excepciones). Esto lo consiguen cediendo, captando o compartiendo electrones de la capa de valencia. Los gases nobles no tienen tendencia a formar enlace ya que tienen la capa de valencia completa.

Llamamos enlace qumico a las fuerzas que mantienen establemente unidos a los tomos de las sustancias qumicas.

Existen varias clases de enlaces qumicos. Los ms caractersticos son:

Enlace inico: Formado por un metal y un no metal

Enlace covalente: Formado por dos no metales o un no metal y el hidrgeno.

Enlace metlico: Formado por metales

TRR

EOS,

p1

ALC

ALI

NO

-T

RREO

S, s2

ALC

ALI

NO

S, s1

HA

LG

ENO

S, p5

GA

SES

NO

BLES

, p6

CA

RBO

NO

IDEO

S, p2

NIT

RO

GEN

OID

EOS,

p3

AN

FG

ENO

S, p4

s2

III A IV A VA VI A VII A

I A

II A

VIII A


7.2. CLASES DE ENLACE QUMICO.

7.2.1. ENLACE INICO.

Habamos dicho que era un tipo de enlace suele darse entre metales y no metales. En este enlace, uno de los tomos (metal) pierde uno o varios electrones de su nivel ms externo o capa de valencia en favor de otro tomo (no metal) que los capta. El tomo que pierde electrones se convierte en un catin y el que los gana en anin. Es evidente que al surgir iones de distinto signo la fuerza del enlace ser de tipo electrosttico, ya que se genera una fuerza de atraccin entre iones de carga opuesta.

As, el proceso de unin entre el cloro y el sodio se podra describir del siguiente modo: el sodio, cuya configuracin electrnica es Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1, cede el nico electrn de su capa de valencia al cloro, Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, con lo que ambas cortezas adquieren la configuracin electrnica de gas noble. Al surgir iones con cargas distintas se unen electrostticamente.

Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ :1s2 2s2 2p6.

Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

El enlace entre el calcio y el flor puede describirse mediante el siguiente esquema:

F (Z = 9) : 1s2 2s2 2p5 F : 1s2 2s2 2p6.

Ca (Z = 20) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 11 Ca++ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

F (Z = 9) : 1s2 2s2 2p5 F: 1s2 2s22p6.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS INICOS.

1. Se presentan, a temperatura ambiente, en forma de redes cristalinas tridimensionales de iones (cristales inicos). Dicha estructura, perfectamente ordenada, puede apreciarse a simple vista o, a veces, al microscopio. Son slidos a esta temperatura, ya que poseen altos puntos de fusin. Por ejemplo, el NaCl funde a 800 C y el KI a 723 C. La estabilidad de la red es alta frente a temperaturas por debajo de estos valores.

NaCl CsCl CaF2


2. Son duros, es decir, presentan una gran resistencia a ser rayados, pero son quebradizos lo que significa que rompen con facilidad. Esto ltimo se debe a que un ligero golpe puede enfrentar a iones de la misma carga produciendo una repulsin que provocar la rotura de la red.

3. En estado slido, no conducen la corriente elctrica, pero s cuando se encuentran fundidos o disueltos.

4. a) Son solubles en agua.

Las molculas de este disolvente estn formadas por una zona positiva (en los tomos de hidrgeno) y por otra negativa (en el tomo de oxgeno). Ests zonas cargadas se van a unir a iones de la superficie de la red cristalina de tal modo que la parte positiva del auga se acerca a los iones negativos y viceversa. Este tipo de atracciones debilita las uniones entre iones en la red tridimensional. De este modo se van liberando a los iones superficiales y se va destruyendo la red cristalina. Los iones son rodeados por molculas de agua, disolvindose finalmente el compuesto. En la figura se indica el proceso de disolucin del NaCl en agua.

b) Por consiguiente no se disolven en disolventes orgnicos polares tales como benceno, acetona, etc, ya que que las molculas de estos disolventes, al no tener zonas de distinta carga, no pueden realizar el proceso descrito anteriormente.

+ +

Molcula de agua

tomo de hidrgeno

tomo de oxgeno

In cloruro: Cl

In sodio: Na+

Golpe

Repulsin


7.2.2. ENLACE COVALENTE.

El enlace covalente se forma al unirse elementos no metlicos entre si (o con el hidrgeno). Dos tomos forman un enlace covalente cuando comparten uno o ms pares de electrones de la capa de valencia.

En lugar de la transferencia de electrones que exista en el enlace inico, en este enlace se comparten los electrones, es decir, los tomos implicados aportan electrones para ser posedos en comn. Esta situacin conduce a que los tomos enlazados poseen mayor estabilidad que la que tenan antes de unirse, ya que adquieren la configuracin electrnica de un gas noble.

As, el proceso de unin entre dos tomos de cloro se podra describir del siguiente modo: el cloro, cuya configuracin electrnica es Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, no puede ceder un electrn de su capa de valencia al otro tomo de cloro, pues mientras es segundo cloro llega a la configuracin de gas noble, al primero le faltaran dos electrones para llegar, por haber cedido uno. La nica solucin es compartir dos electrones para ser posedos en comn. De este modo los tomos de cloro se unen para formar la molcula de cloro, Cl2.

Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3 p p p12 02 11 .

Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3 p p p12 02 11 .

Los tomos de cloro se enlazan entre s mediante un enlace covalente sencillo. Por esta razn el cloro no se presenta en la naturaleza tomos de cloro aislados, sino en forma de Cl2. Idntico anlisis tienen las molculas de F2, Br2 y I2.

Veamos el caso de la formacin de la molcula de oxgeno, O2.

O (Z = 8) : 1s2 2s2 2 p p p12 01 11 .

O (Z = 8) : 1s2 2s2 2 p p p12 01 11 .

O2 O

O

O O

Cl Cl

Cl Cl Cl2


Los tomos de oxgeno se enlazan entre s mediante un enlace covalente doble, compartiendo dos parejas de electrones. Por esta razn, el oxgeno no se presenta en la en tomos de oxgeno aislados, sino en forma de O2.

Un tomo de cloro se enlaza con un tomo de hidrgeno, mediante un enlace covalente sencillo, formando la molcula de cloruro de hidrgeno, HCl:

Veamos el caso de la formacin de la molcula de agua, H2O:

La molcula de agua est constituida por dos tomos de hidrgeno y uno de oxgeno, mediante dos enlaces covalentes sencillos.

Analicemos, por ltimo, la molcula de trifluoruro de nitrgeno, NF3:

H2O

O H H

O H H

HCl H

Cl H

Cl

H (Z = 1) : 1s1.

O (Z = 16) :1s2 2s2 2 111021 ppp .

H (Z = 1) : 1s1.

F (Z = 9) : 1s2 2s2 p p p12 02 11 .

F (Z = 9) : 1s2 2s2 p p p12 02 11 . N (Z = 7) : 1s2 2s2 2 111011 ppp .

F (Z = 9) : 1s2 2s2 p p p12 02 11 .

H (Z = 1) : 1s1.

Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3 p p p12 02 11 .


Cada molcula de trifluoruro de nitrgeno est integrada por tres enlaces covalentes sencillos NF.

7.2.2.1. ELECTRONEGATIVIDAD. POLARIDAD DE ENLACE. POLARIDAD DE LA MOLCULA.

La electronegatividad es una medida de la atraccin de un tomo sobre un par de electrones mediante los cuales est enlazado a otro tomo.

La prediccin de la polaridad del enlace covalente, entre dos tomos no metlicos, es posible realizarla en funcin de la electronegatividad

a) Si los tomos son iguales el enlace covalente es apolar, es decir, los electrones compartidos en el enlace se encuentran igualmente atrados por los dos ncleos. Ej. H-H, Cl-Cl, O=O, etc.

Ntese como los electrones compartidos en el enlace covalente por los dos tomos de cloro son igualmente atrados por los ncleos de ambos tomos, por consiguiente el enlace es covalente apolar y la molcula es apolar.

b) Si los tomos son distintos el enlace covalente es polar, es decir, los electrones compartidos estn ms atrados por aquel tomo que tenga ms electronegatividad, quedando parcialmente cargado negativamente, mientras que el otro tomo quedar con una deficiencia electrnica y por lo tanto parcialmente cargado positivamente. Ej. H-Cl, N-Cl, C-Cl, etc.

Cl Cl

Cl Cl Cl2

Aumento de la electronegatividad

F

N

F

F

F

N

F

F NF3


Ntese como los electrones compartidos en el enlace covalente, por el tomo de H y el tomo de O, son atrados mas fuertemente por el O, de manera que ste ltimo queda con carga parcial negativa y el H con carga parcial negativa.

Por consiguiente el enlace H-O es covalente polar. Y dado que la suma vectorial de ambos enlaces es distinta de cero la molcula de agua es polar.

Es necesario advertir que los enlaces de una molcula pueden ser polares y sin embargo la molcula (por geometra) ser apolar. Es el caso de cuando los enlaces polares se anulan entre s. Ej, PF5, SF6, CH4.

7.2.2.2. FUERZAS INTERMOLECULARES. FUERZAS DE VAN DER WAALS.

Hemos visto como los tomos no metlicos se enlazan mediante enlaces covalentes para formar, en muchos casos, molculas (enlace intramolecular). No obstante, existen fuerzas que mantienen unidas a las molculas con sus molculas vecinas, puesto que de no ser as, todas las sustancias moleculares se encontraran en estado gaseoso (y, por ejemplo, el N2 se puede licuar). Estas uniones son de naturaleza electrosttica y se denominan fuerzas intermoleculares y son mucho ms dbiles que el enlace covalente, pero lo suficientemente apreciables para explicar el estado de agregacin de muchas sustancias moleculares. Las podemos clasificar en:

A. FUERZAS ENTRE DIPOLOS PERMANENTES.

Que las molculas sean elctricamente neutras no impide que un tomo est parcialmente cargado positivamente y otro negativamente, debido a la diferencia de electronegatividad entre ambos (vase molculas polares). Cuando esto ocurre se dice que la molcula presenta un dipolo permanente, esto sucede con las molculas polares.

Por ejemplo, el H-Br, debido a que el bromo es ms electronegativo que el hidrgeno atrae con ms intensidad el par de electrones compartido en el enlace, por lo que queda con una ligera carga negativa, mientras que el hidrgeno queda con una ligera carga positiva. De manera que la molcula de H+-Br - es un dipolo que en se unir por su parte positiva con la parte negativa otros dipolos H+-Br -, y viceversa, con lo que las molculas se mantendrn unidas entre s.

Por esta razn, las sustancias covalentes polares se pueden encontrar en estado lquido y slido.

H2O

O H H

O H H + +


B. FUERZAS ENTRE DIPOLOS INSTANTANEOS. FUERZAS DE DISPERSIN. (FUERZAS DE LONDON).

Con lo dicho anteriormente, podra pensarse que molculas apolares como las de H2, O2, Cl2, CH4, etc., slo existen en estado gaseoso, no obstante todos sabemos que estas sustancias se pueden licuar e incluso solidificar.

La explicacin reside en que es posible que, por un instante, las nubes de electrones de estas molculas, que estn en continuo movimiento, quede desplazada con respecto a los ncleos positivos, por lo que se produce un dipolo instantneo. Si, durante el momento en el que existe este dipolo, se encuentra otra molcula apolar cercana, podr inducir en sta un dipolo con lo que se produce una fuerza de atraccin entre ambas. Este proceso se puede propagar en cadena por lo que las sustancias moleculares apolares se pueden unir entre s. Las fuerzas de London son ms dbiles que las fuerzas entre dipolo permanente - dipolo permanente.

ENLACES POR PUENTES DE HIDRGENO: UN CASO ESPECIAL DE FUERZAS ENTRE DIPOLOS PERMANENTES.

Si analizamos en la siguiente grfica los puntos de fusin y ebullicin de los hidruros de la familia de los anfgenos, se observa que al agua le corresponden unos puntos de fusin y ebullicin anormalmente altos.

Hidruros P. fusin (C) P. ebullicin (C) H2O 0 100 H2S - 62,9 - 60,1 H2Se - 64 - 42 H2Te - 54 -1,8

Para explicar esta anomala hemos de suponer que las molculas de agua son atradas entre s por fuerzas ms intensas que los dems hidruros de su grupo.

-80-60-40-20

020406080

100

T (C)P. fusinP. ebullicin

H2O H2S H2Se H2Te

Fuerzas intermoleculares dipolo permanente- dipolo permanente entre molculas polares de HBr


Al estar unido el tomo de hidrgeno con un tomo muy electronegativo como el oxgeno, el par de electrones del enlace estar muy atrado por ste ltimo. El tomo de hidrgeno quedar casi descubierto de carga negativa constituyendo un polo positivo muy intenso y forma entonces una unin electrosttica con el tomo de oxgeno (polo negativo) de una molcula vecina. Como se advierte, en esencia es la unin entre dipolos extraordinariamente intensos.

Dos son los motivos por los cuales este enlace es ms fuerte que las fuerzas entre dipolos inducidos ordinarios :

1. La gran diferencia de electronegatividad entre el oxgeno y el hidrgeno.

2. El pequeo tamao del tomo de hidrgeno, que permite al tomo de oxgeno de una molcula contigua acercarse mucho, aumentando as la atraccin electrosttica.

Debido a estas razones, slo se dan enlaces por puentes de hidrgeno con el flor, oxgeno y nitrgeno (los de ms electronegatividad y volumen ms pequeo). Las ms fuertes corresponden a las formadas con el flor, as, en el fluoruro de hidrgeno, las anomalas de los puntos de fusin y ebullicin son ms acusadas que en el agua.

7.2.2.3. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES.

a) Slidos atmicos. (Los analizars en el siguiente curso)

b) Sustancias moleculares.

1. Estn formadas por molculas independientes entre cuyos tomos hay enlaces covalentes, por ejemplo: H2, Cl2, O2, N2, H2O, CH4, etc. Entre molculas hay otras fuerzas que no tienen nada que ver con el enlace covalente que se denominan fuerzas intermoleculares, stas son tan dbiles que hacen que estas sustancias sean blandas.

2. a) Si las molculas son polares (HCl, NH3, H2O, etc.) son solubles en agua y en otros disolventes polares no sindolo en disolventes orgnicos (apolares). Los puntos de fusin y ebullicin, aunque bajos, son ligeramente ms altos de los que cabra esperar dado que los polos de las molculas se atraen entre si. (Vase fuerzas intermoleculares entre dipolos permanentes).

b) Si las molculas son apolares (H2, Cl2, O2, etc.) son insolubles en agua y otros disolventes polares, pero suelen disolverse en disolventes orgnicos (apolares). Como las fuerzas entre molculas son extremadamente dbiles presentan unos puntos de fusin y ebullicin muy bajos, por lo que suelen ser gases a temperatura ambiente. (Vase fuerzas intermoleculares entre dipolos inducidos).

Enlaces intermoleculares por puentes de hidrgeno entre molculas de agua


7.2.3. ENLACE METLICO.

7.2.3.1. DESCRIPCIN.

Los metales presentan una forma particular de enlace denominado enlace metlico. Un metal est formado por una red compacta en cuyos nudos se encuentran cationes de dicho metal. Cada tomo de metal pierde uno o varios de sus electrones ms externos. Estos electrones no van a estar sujetos a un par de tomos concretos, sino que se mueven libremente por toda la red metlica formando lo que se denomina el gas electrnico. La red mantiene su estabilidad merced a las acciones mutuas entre los cationes y el gas electrnico.

Sea por ejemplo el metal sodio (Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1). Cada tomo de sodio que conforma el metal tiende a desprenderse de su electrn ms externo, transformndose en un catin muy estable (Na+ : 1s2 2s2 2p6). En un trozo de metal sodio, los cationes Na+ se agrupan en forma de red cristalina que se mantiene unida gracias a la atraccin entre dichos cationes y la nube de electrones que los rodea.

7.2.3.2. PROPIEDADES.

1. Tienen altos puntos de fusin y ebullicin dada la gran estabilidad que tiene la red metlica. Por ello, a excepcin del mercurio, son slidos a temperatura ambiente.

2. Son excelentes conductores de la corriente elctrica pues los electrones externos gozan de gran movilidad.

3. Son buenos conductores del calor, ya que la agitacin trmica que sufren sus partculas se transmite en toda la red.

4. Son dctiles, es decir, pueden formar hilos. Son maleables, es decir, se deforman con facilidad. Ello es debido a que la deformacin de la sustancia no implica rotura de enlaces.

5. Son muy densos, ya que la separacin entre cationes es muy pequea, por lo que la red resulta muy compacta.

Red Metlica: Fe

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