Física y Química 4º ESO: UD 3. Estructura atómica y enlace químico

Modelos atómicos: Thomson, Rutherford y Bohr. Configuración electrónica. Sistema periódico y propiedades periódicas (Vol. atómico, Potencial de ionización, Afinidad electrónica Electronegatividad). Enlace químico. Fuerzas intermoleculares (van der Waals y puentes de hidrógeno). Formulación química. Introducción a la química orgánica.

Modelos atómicos.

Evolución del átomo from Víctor Manuel Jiménez Suárez

Modelo atómico de Thomson.

Después de observar que los rayos catódicos se producían en diferentes gases y que la relación entre la masa y la carga de los corpúsculos que los formaban, los electrones, era la misma, Thomson formuló la hipótesis de que dichos electrones procedían de dentro de los átomos de los electrodos, lo que indicaba que los átomos eran divisibles. Así, en su modelo, el átomo es una matriz de carga positiva en la que los electrones están incrustados y distribuidos homogénamente.

Modelo atómico de Rutherdord.

Rutherford estudió la dispersión de las partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro. Era de esperar que si las cargas estaban distribuidas de manera uniforme como decía el modelo de Thomson, la mayoría de las partículas pasarían la lámina sin apenas dañarla y siguiendo una trayectoria recta, sin embargo, muchas de ellas sufrieron desviaciones de 180º, es decir, que salían rebotadas en dirección contraria. Rutherford pensó que esa fracción que salían rebotadas podía ser explicada si había fuertes concentraciones de cargas positivas en el átomo.

Por lo tanto, el modelo atómico de Ernest Rutherford puede resumirse de la siguiente manera;

El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.

Modelo atómico de Bohr.

Niels Bohr hizo en 1913 una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció:

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.
No todas las órbitas están permitidas, tan solo aquellas que cumplan una determinada condición (no se explica este curso).
El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.

El modelo atómico de Bohr y los espectros atómicos

Uno de los grandes éxitos del modelo de Bohr fue que permitió predecir el valor de la constante de Rydberg, que previamente se había obtenido del estudio del espectro visible del átomo de hidrógeno.

Modelo atómico de Schrödinger.

El modelo de Bohr supone un enorme éxito al ser capaz de explicar los espectros atómicos y predecir el valor de la constante de Rydberg. Sin embargo, tiene un serio hándicap y es que no se puede aplicar a ningún otro átomo más del sistema periódico, pues fracasa estrepitosamente en sus predicciones.

Al mismo tiempo, Louis de Broglie, propone que los electrones tienen doble naturaleza, al igual que la luz: corspuscular y ondulatoria. Su teoría se verá corroborada años después, lo que le valió el Nobel. Este hecho, el fracaso del modelo de Bohr y las nuevas ideas cuánticas que se estaban desarrollando, llevó a Erwin Schródinger a enfrentar el átomo con nuevas ideas y perspectivas.

En el modelo de Schrödinger, los electrones son descritos por funciones matemáticas denominadas funciones de onda, que indican la probabilidad de encontrar al electrón en una zona determinada del espacio, denominada orbital, para distinguirla de las antiguas órbitas. Dichas funciones de onda dependen de tres parámetros denominados números cuánticos, la que luego se unirá un cuarto denominado de spin, característico no del orbital, sino del electrón.

Los números cuánticos son:

n, número cuántico principal, indica la energía del electrón y el tamaño del orbital. Toma los valores de los números naturales.
l, número cuántico secundario, junto a n indica la energía del orbital, y su forma. Toma los valores desde 0 a n-1.
m, número cuántico magnético, indica la orientación espacial del orbital y toma valores entre -l y +l.
s,número de spin, sólo admite dos valores, +1/2 y -1/2, y se suele asociar a la descripción del movimiento de rotación del electrón en uno u otro sentido.

Una terna de los tres primeros números determina un orbital, y añadiendo el cuarto, un electrón del átomo.

Orbital Viewer

Configuraciones electrónicas.

Si pensamos en cómo se distribuirían los electrones de los diferentes átomos, empezando por el H, el problema inicial es sencillo:

H: 1s¹

Sin embargo, con solo tener 2 electrones (He), salta una pregunta, ¿dónde ponemos ese electrón?

Para poder responder necesitamos saber varias cosas: el orden de llenado de los orbitales, el número de electrones que caben en cada orbital, y cómo se distribuyen en ellos. Todo ello viene dictado por los siguientes principios:

Principio de "aufbau" (construcción): nos dice que los orbitales se llenan en orden creciente de energía. Ese orden de energía es el que viene dictado por la suma n+l, dando preferencia en caso de igualdad al menor n. Aplicándolo, el orden sería: 1s (1+0), 2s (2+0), 2p (2+1), 3s (3+0), 3p (3+1), 4s (4+0), 3d (3+2), 4p (4+1),... Hay una regla nemotécnica para ello denominada diagrama de Möeller:

Principio de exclusión de Pauli: establece que en un orbital sólo pueden existir dos electrones con spines opuestos, por lo tanto limita a dos el número de electrones por orbital.

Principio de máxima multiplicidad de Hund: establece que los electrones se distribuyen por los orbitales de modo que los spines estén lo más desapareados posibles, es decir, que antes de poner un segundo electrón en un orbital de un subnivel, todos los demás deben tener uno.

Aplicando estos principios, podemos ir dando las configuraciones de los siguientes elementos:

He: 1s²

Li: 1s² 2s¹

Be: 1s² 2s²

B: 1s² 2s² 2p¹

C: 1s² 2s² 2p²

Actividad de refuerzo: ENLACE.

La tabla periódica.

En la tabla periódica, los 118 elementos descubiertos hasta ahora están ordenados según su número atómico y en grupos que tienen comportamientos similares, disponiéndolos en filas y en columnas denominados respectivamente periodos y grupos. La tabla tiene 7 periodos y 18 grupos.

Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de capas electrónicas, mientras que los elementos de un mismo grupo comparten el mismo número de electrones en la última capa.

Algunos grupos reciben nombres específicos:

Grupo 1: alcalinos
Grupo 2: alcalinotérreos
Grupo 13: térreos
Grupo 16: anfígenos
Grupo 17: halógenos.
Grupo 18: gases nobles.

Todo los elementos de un mismo grupo tienen propiedades similares, y estas propiedades varían de modo similar en los diferentes periodos.

ptable.com

webelements.org

La tabla periódica de los elementos clasifica a los mismos por orden creciente de número atómico, haciendo coincidir verticalmente a sustancias con similares propiedades químicas, lo que refleja a la postre una coincidencia de las configuraciones electrónicas de las mismas, como se ha indicado en la presentación anterior, y de hecho, es posible escribir la configuración electrónica de cualquier elemento, conociendo suposición en la tabla.

Propiedades periódicas.

Las propiedades periódicas clásicas son cuatro:

radio o volumen atómico: indican el tamaño del átomo; crece conforme descendemos en los grupos, al haber cada vez una capa más en el átomo, y desciende comforme avanzamos en el periodo, pues en ese sentido crece el número atómico, y por lo tanto, la atracción que sienten los electrones por el núcleo, y por ende, el tamaño
potencial de ionización: es la energía que hay que dar a un átomo gaseoso para arrancarle su último electrón; varía al revés que el radio atómico, puesto que cuanto más grande sea el átomo, más lejos estará el electrón y más fácil será quitárselo
afinidad electrónica: es la energía que se desprende cuando un átomo gaseoso gana un electrón; en cierto modo es parecida a la anterior y su evolución es idéntica por los mismos motivos
electronegatividad: es la tendencia de un átomo para atraer los pares de electrones compartidos en un enlace; varía del mismo modo que las dos anteriores pues cuanto más difícil sea arrancarle un electrón a un átomo, más fácil será que gane uno y por lo tanto, la tendencia a atraerlos será mayor, de alguna manera, la electronegatividad mide cualitativamente las dos propiedades anteriores a la vez.

Propiedades periódicas

Enlace químico.

Los únicos elementos de la tabla periódica que no forman compuestos químicos son los gases nobles. Su estudio puso de manifiesto que su capa exterior poseía ocho electrones, por lo que se pensó que esa estructura de ocho electrones era especial, y le otorgaba una estabilidad al átomo que lo preservaba de combinarse con otros elementos. De hecho, la observación de otras sustancias, puso de manifiesto que, ne muchos casos, los átomos formaban enlaces para conseguir rodearse en su última capa de ocho electrones de una u otra forma. Este hecho es lo que se conoce como regla del octeto.

Lección interactiva sobre los tipos de enlace: ENLACE

A grandes rasgos, se puede decir que el tipo de unión entre dos átomos de dos elementos depende de los valores de sus electronegatividades:

Si los valores de electronegatividad son muy diferentes, entonces el elemento más electronegativo (normalmente un no-metal) le "robará" uno o más electrones al menos electronegativo (normalmente un metal), formándose dos iones de distinto signo, y luego, esos dos iones se atraerán por fuerzas eléctricas entre sí y con otros iones, dando lugar a un sólido. Este tipo de enlace se denomina ENLACE IÓNICO, y el ejemplo clásico es el NaCl.

Si los valores de electronegatividad son altos, aun cuando no sean iguales (o sea, tenemos dos no-metales), entonces, la tendencia de los átomos es a retener sus propios electrones a la vez que a atraer a los ajenos, y el resultado es la compartición de electrones entre los átomos dando lugar a una unión llamada ENLACE COVALENTE. Las sustancias covalentes pueden ser de dos tipos, según formen nuevas entidades supraatómicas (moléculas) o no. En el primer caso, se suelen denominar sustancias covalentes moleculares, y en el segundo, sustancias covalentes reticulares, pues dan lugar a la formación de una red de enlaces muy fuerte. Ejemplos de sustancias moleculares son, por ejemplo, el CCl4 o el NO2, mientras que ejemplos de sustancias covalentes reticulares son el SiO2 o el C en sus formas de diamante o grafito.

Por último, cabe la posibilidad de que los valores de electronegatividad sean bajos (típico de los metales). En estos casos, la baja capacidad de atraer a sus propios electrones de valencia hace que éstos gocen de libertad de movimiento, de modo que los átomos se pueden considerar divididos en "restos positivos" (el núcleo y los electrones que no son de valencia) y electrones libres, y el enlace se da entre el conjunto de todos los electrones de la sustancia y la red de "restos positivos". Este tipo de enlace se denomina ENLACE METÁLICO, y es típico de los metales como el Fe o el Cu y de las aleaciones como el latón (Cu + Zn) o el bronce (Cu + Sn).

Fuerzas intermoleculares.

Observemos la gráfica de los puntos de ebullición de los compuestos de los elementos de los grupos 14 a 17 con el hidrógeno:

Esta gráfica nos permite que estudiemos simultáneamente todas las interacciones moleculares que se dan en sustancias puras. Para empezar, está claro que los compuestos del hidrógeno con flúor, oxígeno y nitrógeno tienen puntos de ebullición anormalmente altos, pues de seguir la tendencia marcada por los otros compuestos, deberían tener los puntos de ebullición más bajos de cada grupo. Sin embargo no es así, y la razón es la existencia de una interacción entre esas moléculas denominada puente de hidrógeno, que sólo se da cuando el H se une a uno de esos tres elementos: F, O o N. En esos casos, la elevada electronegatividad de estos átomos desplaza mucho los electrones compartidos en el enlace covalente hacia ellos, dejando al H virtualmente desprovisto de electrones, constituyendo así un centro de carga positiva muy intenso, y por lo tanto un dipolo igualmente muy intenso. Por eso, las interacciones entre esos dipolos son excepcionalmente altas y por consiguiente el punto de ebullición de estas sustancias es excepcionalmente alto también.

Los hidruros de los otros elementos de los grupos 15 a 17 son sustancias polares, es decir, cada molécula es un pequeño dipolo, aunque no tan intenso como los que hemos visto antes, e interaccionan entre sí del mismo modo. Estas interacciones se denominan fuerzas de orientación o interacciones dipolo-dipolo.

Finalmente, los hidruros del grupo 14 son moléculas apolares, sin dipolo. En esos casos, lo que ocurre es que de forma aleatoria se forman, por el movimiento caótico de los electrones, desequilibrios puntuales de carga en cada molécula, que crean pequeños dipolos que duran muy poco tiempo, pero que durante su breve existencia interaccionan entre sí. Esos dipolos de llaman dipolos instantáneos y las fuerzas de interacción entre ellos, fuerzas de London o fuerzas de dispersión. Las fuerzas de London son consustanciales a la materia, y por lo tanto, la presentan todas las sustancias, además de que puedan presentar interacciones dipolo-dipolo o puentes de hidrógeno. De hecho, son las que explican que a lo largo de los grupos, el punto de ebullición vaya aumentando, pues las fuerzas de London aumentan con el tamaño de las moléculas.