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TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
EL ELECTRÓN. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Experimentos: Cuando los químicos empezaron a medir llegaron experimentalmente a varias
leyes que en conjunto se llaman leyes ponderales: (1) Ley de conservación de la masa de
Lavoisier. (2) Ley de las proporciones definidas de Proust. (3) Ley de las proporciones
múltiples del propio Dalton.
El experimento: A finales del siglo
sig o XIX Geissler y Crooker realizaron varios
experimentos en tubos llenos con diversos gases a muy baja presión (muy similares a
los fluorescentes actuales), observando que conducían la corriente cuando se sometían a
voltajes elevados.
Teoría atómica de Dalton: Todas esa leyes estaban más que comprobadas, por eso son leyes,
sin embargo faltaba idear un modelo de la materia que les diera explicación.
Dalton elaboró su teoría en 1805 para explicar las leyes ponderales y aunque hoy día nos
resulte simplona hay que tener en cuenta que ha sido una de las teorías que más ha
contribuido al desarrollo de la química.
•
•
•
La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles e indestructibles
llamadas átomos.
Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades.
o Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas.
o Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.
Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en
proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada
tipo están en una relación de números enteros (H2O) o fracciones sencillas (Fe2O3).
Inicialmente se les
es llamó rayos catódicos porque parecían salir del cátodo (polo
negativo) y posteriormente Stoney los bautizó con el nombre de electrones. Tenían las
siguientes propiedades:
•
•
•
•
H2O
•
CO
CO2
O2
En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia,
pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de
otro elemento.
Con la teoría atómica de Dalton se explican perfectamente todas las leyes ponderales.
Por ejemplo, la ley de Lavoisier dice que “en una reacción química la suma de la masa
de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos”. La teoría atómica de
Dalton la explica fácilmente, ya que si los átomos no pueden crearse ni destruirse y en
una reacción simplemente se reorganizan es obvio que la masa de los reactivos y la
masa de los productos sea la misma.
El modelo de Dalton ha estado vigente hasta que a primeros del siglo XX Thomson
descubriera el electrón y con ello que los átomos no son indivisibles.
Salen del polo negativo ((cátodo) y se mueven en línea recta hacia el polo
positivo.
vo. Eso indica que tienen carga negativa.
Son capaces de mover las aspas de un molinete de mica si se ponen en su
camino.. Eso indica que son corpúsculos con masa.
Cuando chocan con algunas sustancias provocan su luminiscencia y producen
calor, porque su energía cinética se transforma en energía térmica.
Impresionan las películas fotográficas
Modelo atómico de Thomson
Thomson:: Este supuso que, puesto que en el tubo se había practicado el
vacío, los electrones debían provenir de los átomos del cátodo. En consecuen
consecuencia los átomos
no son indivisibles como decía Dalton ya que, al menos están formados por electrones y
algo más, bastante más pesado.
Puesto que los átomos son neutros, ese “algo más” debe tener carga positiva para
compensar a la negativa de los electrones
electrones.. Thomson, en una carta a un amigo suyo,
hacía este mismo razonamiento y le decía que “los átomos deberían ser una esfera de
materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones, de la
misma forma que las pasas en un bizcocho”. Por ese motivo a este modelo se conoce
también como el pastel de pasas.
MODELO DE RUTHERFORD
Modelo atómico de Rutherford: Para explicar los resultados del experimento, Rutherford
elaboró un nuevo modelo atómico, diciendo:
Becquerel había descubierto a final del XIX que ciertos elementos inestables, a los que
se les llamó radiactivos, trataban de estabilizarse emitiendo partículas α, β y radiación γ.
El experimento: Rutherford y su ayudante Geiger estudiaban la naturaleza de las
partículas α haciéndolas incidir sobre una lámina muy delgada de oro y recogiéndolas
sobre una pantalla fluorescente de sulfuro de cinc.
•
•
•
•
Lo que observaron:
Lo que sugiere:
Casi todas las partículas atraviesan la
lámina de oro sin desviarse
(1) El átomo está prácticamente hueco y
por eso la mayoría de las partículas α lo
atraviesan sin desviarse.
(2) Debe tener una zona, llamada núcleo,
maciza y muy pequeña porque solamente
poquísimas partículas α pueden chocar
con ella y rebotar
(3) El núcleo debe tener carga positiva,
porque eso explicaría que las partículas α
(que también son positivas) sean repelidas
y se desvíen al pasar cerca del núcleo
Algunas (poquísimas) partículas α
rebotan, que es lo más sorprendente
Algunas (pocas) partículas α se desvían
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda
la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo, es decir los protones
y neutrones.
En la corteza se encuentran los electrones girando a gran distancia del núcleo.
Deben girar para que la fuerza centrífuga compense a la atracción eléctrica de
Coulomb, de forma parecida al movimiento de los planetas, donde la fuerza
centrífuga compensa al peso.
Un átomo en estado normal, al ser neutro, tiene el mismo número de protones
(+) en el núcleo que de electrones (−) en la corteza.
El modelo explica las observaciones experimentales:
(1) Como entre el núcleo y la corteza hay un espacio vacío muy grande, eso explicaría
que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse.
(2) Que el núcleo contenga prácticamente toda la masa, es decir, sea macizo explica que
las partículas α que choquen con él reboten.
(3) Que el núcleo tenga carga positiva explicaría que las partículas α (+) que pasen
cerca del núcleo (+) se desvíen, al tener ambos la misma carga.
Rutherford descubrió los protones bombardeando nitrógeno con partículas α y puesto
que los protones tienen carga positiva, y en consecuencia deberían repelerse, Rutherford
postuló la existencia de otra partícula de masa similar que sería la responsable de darle
estabilidad. Años después Chadwick descubrió el neutrón y muchos años después
Yukawa dio la primera explicación de la estabilidad de los núcleos.
Fallos del modelo de Rutherford. Pronto se le encontraron dos fallos importantes:
• Puesto que el electrón gira, estamos ante una carga acelerada. Como cualquier
carga acelerada debería radiar energía en forma de ondas electromagnéticas. Por
tanto, debería perder energía en cada vuelta hasta caer en el núcleo.
• Puesto que todos los radios son posibles no puede explicarse que los electrones
salten de unos niveles a otros y en consecuencia no se pueden explicar las rayas
espectrales.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
FUNDAMENTALES. CONCEPTOS PREVIOS
De acuerdo con lo anterior, en un átomo hay tres partículas fundamentales: protones y
neutrones, (a los que se llama indistintamente con el nombre de nucleones
nes porque están
en el núcleo), y electrones en la corteza. Tienen las siguientes características:
1,67.10−27
Masa
referida al
eletrón
1836
+1,6.10−19
Carga
referida al
electrón
+1
1,67.10−27
1838
0
0
Masa
(uma)
Masa (Kg)
protón
1,007597
neutrón
1,008982
electrón
0,000549
.
9,1 10
−31
1
Carga (C)
−1,6.10
−19
Ejemplo:
Un isótopo del oxígeno tiene número de masa igual a 18. ¿Cuántos protones, neutrones
y electrones tiene? ¿Y el ion O−2 de ese isótopo?
Al tratarse de oxígeno su número atómico no puede ser otro que Z=8 ya que, como
hemos dicho, el número atómico es el número de protones y define al elemento y
viceversa. Como A=18 y corresponde a la suma de protones y neutrones:
Símbolo
−1
1
1
1
0
p
n
0
−1
e
Número atómico (Z):: Es el número de protones de un núcleo
núcleo.
Este número es el que define a un elemento químico, es como su DNI.
Un átomo en estado normal tiene igual número de protones y electrones. Si pierde o gana
electrones se convierte en un ión positivo o negativo del mismo elemento, pero si perdiera
o ganada un protón se transformaría en ot
otro
ro elemento distinto, el anterior o pposterior en la
tabla periódica.
Número másico (A):: Es el número de protones + neutrones, es decir el número de
nucleones. (Obviamente el nºneutrones = A
A−Z )
Representación de los núcleos
núcleos: Se representan añadiendo all símbolo del elemento un
número en la parte inferior que indica el Número Atómico
tómico (que es informativo, porque
realmente es redundante) y otro número en la parte superior que indica su Número de
Masa: AZ X
Isótopos:: Son aquellos núcleos que tienen el mismo número de protones, y por tanto
definen al mismo elemento, pero tienen distinto nº de neutrones y por tanto tienen
distinta masa. Tienen igual Z y distinto A. El hidrógeno tiene tres isótopos:
Protones
Neutrones
Electrones
=Z=8
= A – Z = 18 – 8 = 10
= nº Protones si es neutro = 8
El ion del oxígeno tiene su núcleo exactamente igual, es decir 8 protones y 10
neutrones, pero su carga eléctrica no es nula, sino que tiene dos cargas negativas, es
decir que tienen 2 electrones de más, y por tanto 8 + 2 =10 e−.
Ejemplo:
Se tienen los elementos
a) Isótopos
b) Isoeléctrónicos
228
90
X,
234
90
Y,
234
91
Z,
234
92
Q,
234
94
R +3 , razona cuáles de ellos son:
a) Isótopos son aquellos núcleos que tienen el mismo número de protones, y por tanto
definen al mismo elemento, pero difieren en el número de neutrones y por tanto tienen
distinta masa, y de acuerdo en ello X e Y son isótopos al tener 90 protones y diferente
número de nucleones.
b) Isoeléctrónicos son aquellos átomos que tienen el mismo número de electrones, por
tanto átomos en estado fundamental de distintos elementos nunca serán isoelectrónicos,
pero sí pueden serlo sus iones. X e Y son isoelectrónicos porque son neutros y
corresponden al mismo elemento. Por otro lado, el átomo R al perder 3 electrones para
convertirse en su ión 3+ se queda solo con 91 electrones y en consecuencia es
isoelectrónico con Z.
Ejemplo:
La plata natural está formada por dos isótopos de masas 107 y 109 que se encuentran en
las proporciones de 56% y 44% respectivamente. Calcular la masa atómica de la plata.
Pat Ag =
Es importante recordar que las propiedad
propiedades
es químicas de los elementos vienen
determinadas por la disposición de los electrones de la última capa, así pues todos los
isótopos de un elemento se comportan químicamente igual y en este aspecto son
indistinguibles. Sin embargo tienen distintas propieda
propiedades
des físicas, empezando porque
tienen distinta masa y porque no todos tienen la misma estabilidad.
Masa atómica:: Ya hemos visto que la mayoría de los elementos tienen varios isótopos
en proporción prácticamente estable, por eso la masa atómica se calcula hhaciendo la
media ponderada de las masas de los isótopos según su abundancia rel
relativa
ativa y es el valor
que aparece en la tabla periódica
periódica.
107 ⋅ 56 + 109 ⋅ 44
= 107,88
100
las unidades, son uma/átomo o bien gr/mol
MODELO ATÓMICO DE BOHR
ORBITALES ATÓMICOS
Los experimentos: El estudio de los espectros atómicos sugiere que los colores que
emiten los átomos excitados se deben a saltos de sus electrones entre unos niveles
atómicos y otros.
El modelo de Bohr sitúa los electrones en órbitas planas circulares perfectamente
definidas y nos permite calcular su radio exacto y además la velocidad de los electrones.
Por otro lado las leyes del electromagnetismo de Maxwel establecen que cualquier carga que
se mueva con movimiento acelerado radia energía en forma de ondas electromagnéticas.
Estos dos hechos nos sugieren que hay que corregir el modelo de Rutherford:
(1) porque según el modelo de Rutherford , el electrón puede girar con cualquier valor de
radio, con lo que es imposible que salte de una órbita a otra porque habría un continuo.
(2) porque si el electrón gira tenemos una carga acelerada ⇒ radiaría energía en OEM
con lo que giraría cada vez con menor radio hasta caer en el núcleo, cosa que no ocurre.
El principio de incertidumbre de Heisenberg dice que es imposible conocer con
exactitud y a la vez la posición y la velocidad de una partícula. Por tanto el modelo de
Bohr no puede ser correcto porque nos permite calcular a la vez r y v.
La consecuencia es la Mecánica Cuántica, donde ya no hablaremos de donde está el
electrón, sino que a partir de ahora hablaremos de orbitales que son regiones del
espacio, alrededor del núcleo, donde hay máxima probabilidad de encontrar al electrón.
Modelo atómico de Bohr:
•
•
•
Es idéntico al modelo de Rutherford, pero añade:
El electrón no gira en cualquier órbita, sino solo en aquellas órbitas que cumplen
una determinada condición. (Aquellas en que el momento angular del electrón es
múltiplo de h/2π, es decir que r·m· v = n· h/2π, donde n es un número entero que
toma valores 1, 2, 3 ... e indica la órbita y se llama número cuántico principal.)
Esas órbitas se llaman órbitas estacionarias y cuando el electrón gira en ellas no
radia energía.
Con estos simples retoques se corrigen las deficiencias del modelo de Rutherford.
Ahora pueden explicarse las transiciones electrónicas entre órbitas permitidas. Piensa en
el átomo de hidrógeno que solo tiene un electrón y en condiciones normales estará
ocupando el nivel de menor energía posible; n=1, pero:
•
•
Si desde el exterior comunicamos energía al átomo (iluminándolo, calentándolo, etc) su
electrón saltará hasta niveles de más energía, por ejemplo hasta el nivel n=4 de la figura.
Inmediatamente el electrón vuelve a su estado fundamental emitiendo un fotón de luz
correspondiente a la diferencia de energía entre los niveles. Ese fotón de luz es el
color que vemos.
En el modelo de Bohr el electrón del hidrógeno está girando en una órbita plana
perfectamente definida. En el modelo de la Mecánica Cuántica hay máxima
probabilidad de encontrarlo en el orbital 1s, que es esa esfera con centro en el núcleo.
•
•
•
Un orbital es una región del espacio, alrededor del núcleo, donde hay máxima
probabilidad de encontrar al electrón.
Un orbital queda definido por los 3 números cuánticos n, l y m.
En cualquier orbital caben un máximo de 2 electrones con espines +1/2 y –1/2.
Forma de los orbitales. Es la misma para todos los niveles, solo que cada vez son
mayores, así por ejemplo en subnivel s, que tiene simetría esférica, de los niveles n=1,
n=2 y n=3 sería:
DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
m=0
s
l= un orbital simetría
0
esférica
El orden de llenado de los electrones en los átomos, llamado principio de construcción,
obedece a tres reglas básicas:
•
m=−1, 0, 1
p
tres orbitarles de
l=
dos lóbulos según
1
los ejes
Los electrones tratan siempre de ocupar los niveles y subniveles de menor
energía, lo que supone una tendencia general de la naturaleza. Para recordar el
orden energético utilizamos la regla nemotécnica siguiente:
Siguiendo las flechas obtendrás el orden siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s ...
m=−2, −1, 0, 1, 2
d
l=
2
cinco orbitales
multilobulares
m=−3,−2,−1,0,1,2,
3
f
l=
3
siete orbitales
multilobulares
•
•
Por último nos queda ver como es la energía de los distintos orbitales:
•
•
•
La energía de los niveles aumenta con el nivel, como ya sabemos por el modelo
de Bohr, y por supuesto la energía de los subniveles asociados a cada nivel
también va aumentando.
Cuando un nivel se desdobla, parte de los subniveles que lo componen tienen
menos energía que él, mientras que otra parte de ellos son más energéticos.
Como los niveles cada vez están mas juntos, al desdoblarse a veces se solapan y
los subniveles superiores tienen menos energía que algunos inferiores:
Principio de excusión de Pauli: En cada orbital solo puede haber un máximo de
dos electrones con spines opuestos, lo que se suele enunciar también como que
“en un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales”.
Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones entran en
un mismo subnivel orientan sus espines de manera que haya el máximo de
electrones desapareados, es decir que sus orbitales se llenan primero con
electrones del mismo spín y cuando todos los orbitales están semillenos en la
segunda vuelta empiezan a aparearse con electrones de spín contrario.
Configuración electrónica: Es una especie de fórmula electrónica que indica los electrones que
tiene un elemento o ión, así como su disposición en los distintos niveles, subniveles y orbitales.
Para obtenerla no hay más que seguir las tres reglas básicas de llenado:
•
•
•
1. Que los electrones van entrando en los niveles y subniveles de menor a mayor
energía, es decir en el orden 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f … (para recordarlo puedes
utilizar el esquema energético)
2. Comienzas a colocar electrones, siguiendo el principio de exclusión de Pauli, y se
indican en forma de exponente del subnivel. Recuerda que el máximo de electrones
que puede haber según el subnivel es: s=2; p=6; d=10; f=14
La suma de los exponentes deberá coincidir con el número de electrones a
colocar que lógicamente será igual al número atómico del átomo en estado
fundamental.
3. Los electrones en cada subnivel entran siguiendo las reglas de máxima multiplicidad
de Hund, es decir, en primer lugar con los electrones del mismo spín.
Ejemplo
Escribe la configuración electrónica de elemento que tiene 15 electrones.
* El orden de llenado energético es: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f
* Vamos colocando electrones (como exponentes), teniendo en cuenta la cabida máxima
hasta que los exponentes sumen 15 ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Ejemplo: Escribir la configuración electrónica de un elemento, sabiendo que Z=7 ¿Qué
elemento es?
TABLA DE PEPE MUÑOZ
Z es el nº atómico e indica el nº de protones. Si el elemento está en estado fundamental
tendrá el mismo nº de electrones, por tanto tenemos 7e− que colocar.
s
H
1
n=1
Para escribir la configuración electrónica de los estados fundamentales de cada átomo
debemos tener en cuenta (1º) que los electrones se van colocando en los subniveles de
menor a mayor energía (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f …) y (2º) siguiendo el principio de
exclusión de Pauli y (3º) las reglas de máxima multiplicidad de Hund. Colocamos
electrones como exponentes de los subniveles hasta completar el número de electrones:
1s2 2s2 2p3 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f …
O
2
He
p
n=2
Li
3
B C N
5 6 7
O
OOO
4
Be
8 9 10
O F Ne
s
d
Na
11
n=3
Al Si P
13 14 15
1
Sc Ti V Cr Mn
21 22 23 24 25
O
OOO
OOOOO
12
Mg
16 17 18
S Cl Ar
26 27 28 29 30
Fe Co Ni Cu Zn
n=1
n=4
n=5
n=6
Ga Ge As
31 32 33
Y Zr Nb Mo Tc
39 40 41 42 43
N
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu
57 58 59 60 61 62 63
O
OOO
OOOOO
OOOOOOO
20
Ca
34 35 36
Se Br Kr
44 45 46 47 48
Ru Rh Pd Ag Cd
64 65 66 67 68 69 70
Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Rb
37
In Sn Sb
49 50 51
Lu Hf Ta W Re
71 72 73 74 75
Ac Th Pa U Np Pu Am
89 90 91 92 93 94 95
O
OOO
OOOOO
OOOOOOO
38
Sr
52 53 54
Te I Xe
76 77 78 79 80
Os Ir Pt Au Hg
96 97 98 99 100 101 102
Cm Bk Cf Es Fm Md No
Cs
55
Tl Pb Bi
81 82 83
Lr Rf
O
OOO
OOOOO
56
Ba
84 85 86
Po At Rn
103 104 105
O
2
f
K
19
p
n=2
3
5 6
O
OOO
7
4
La configuración electrónica sería: 1s2 2s2 2p3 que obviamente corresponde a la
posición que debe ocupar el nitrógeno.
A veces se puede escribir de forma más detallada como 1s2 2s2 2px1py1pz1 (en este caso
se hace notar claramente las reglas de máxima multiplicidad de Hund)
Algunas veces se indica también escribiendo entre corchetes el gas noble previo y
completando únicamente los electrones que le faltan, es decir: [He] 2s2 2p3
Ejemplo: Para el ión Cl− (Z=17) del isótopo cuyo número másico es 36:
a) Indique el número de protones, electrones y neutrones.
b) Escriba su configuración electrónica.
a)
88
Ra
Protones
= Z = 17
Neutrones
= A – Z = 36 – 17 = 19
Electrones
= nº Protones + 1 = 17+1 = 18
b) La configuración electrónica (… siempre el mismo razonamiento) del cloro es
Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5
O
Y la configuración electrónica de su ión, que tienen un electrón más es:
Cl−: 1s2 2s2p6 3s2p6
Fr
87
n=7
n=8
O
OOO
Coincide con la configuración electrónica del gas noble Argón. Sin embargo, aunque el
ión cloruro y el argón tengan el mismo número de electrones y la misma configuración
electrónica (se dice que son isoelectrónicos) no son iguales, porque en sus núcleos
siguen teniendo 17 protones el cloruro y 18 el argón, que como dijimos es lo que
realmente los identifica como tales elementos.
s2p2
s2p3
s2p4
s2p5
s2p6
LA TABLA PERIÓDICA
El sistema periódico actual se debe a Henry Moseley, que demostró que muchas de las
imprecisiones de las ordenaciones anteriores podían subsanarse si los elementos se
ordenaban por su número atómico en lugar de por su masa.
Ordenándolos según su número atómico y plegándolos cada vez que se repiten sus
propiedades químicas el resultado fue elementos químicamente semejantes agrupados en
familias o grupos y en periodos.
•
•
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos, familia del Oxígeno
Halógenos, familia del Flúor
Gases nobles ( a excepción del Helio, que es 1s2)
Elementos de metales de transición: d
Elementos de metales de transición interna: f
grupo 14
grupo 15
grupo 16
grupo 17
grupo 18
grupos 3 a 12
Todos los elementos de un mismo grupo o familia tienen la misma configuración
electrónica en la última capa, es decir, tienen los últimos electrones dispuestos
exactamente de la misma forma, lo que nos lleva a decir que “las propiedades químicas
de un elemento residen en la disposición de sus últimos electrones, llamados también
electrones de valencia”.
La diferencia de un elemento a otro de la familia está en el periodo donde tiene los
últimos electrones.
GASES NOBLES, METALES, NO METALES Y SEMIMETALES (Justificando
esta clasificación en función de su configuración electrónica)
Los Gases Nobles son los elementos del grupo 18. Se caracterizan porque todos ellos
tienen en la capa de valencia configuración s2p6 (salvo el helio que tiene 1s2). Eso quiere
decir que todos ellos tienen la última capa completa.
De ahí deriva que:
• Los gases nobles sean muy estables (solo reaccionan en condiciones
especiales).
• Son gases monoatómicos (precisamente porque no se combinan ni con ellos mismos)
• Todos los elementos tienden a tener la configuración electrónica de los gases nobles.
A las columnas de la tabla periódica se les llama grupos y se numeran del 1 al 18. El
grupo es el que determina la configuración electrónica de la última capa.
A las filas de la tabla periódica se le llama periodos. El periodo coincide con el número
cuántico principal donde el átomo neutro tiene los electrones más externos.
Los elementos se clasifican en tres grandes grupos, sin contar el hidrógeno, según los
orbitales en los que están sus electrones de valencia, es decir los últimos:
•
Elementos representativos: s y p
s1
s2
s2p1
Metales alcalinos, familia del Litio
Metales alcalino−térreos, familia del Berilio
Térreos o familia del Boro
grupo 1
grupo 2
grupo 13
Los Metales son elementos con pocos electrones en la capa de valencia, de forma que
tienen tendencia a perderlos para obtener configuración de gas noble, convirtiéndose en
iones positivos. Por ejemplo el Sodio 1s2 2s2p6 3s1 al perder su electrón 3s1 se convierte
en Na+ con conf.electrónica 1s2 2s2p6, igual a la del Neón.
Propiedades:
• Todos son sólidos, a excepción del mercurio que es líquido.
• Densidad elevada
• Brillo metálico
• Buenos conductores de la electricidad y del calor
• Emiten electrones al calentarlos (efecto termoiónico) o iluminarlos (efecto fotoeléctrico)
• Ductilidad (facilidad para ser estirados en hilos)
• Maleabilidad (facilidad para laminarlos)
• Tenacidad (son difíciles de romper)
• Los PF y PE son variables de unos a otros, pero en general son altos
Los No Metales son elementos con muchos electrones en la capa de valencia, de forma
que tienen tendencia a ganar los que les faltan para llenarla y obtener configuración de
gas noble, convirtiéndose en iones negativos. Por ejemplo el Flúor 1s2 2s2p5 al ganar
1e− se convierte en F− con conf.electrónica 1s2 2s2p6, igual a la del Neón.
Propiedades:
• Salvo el hidrógeno todos los No Metales están a la derecha de la tabla, es decir,
son elementos p.
• 5 de ellos son gases y forman moléculas diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2
• Densidad baja
• No brillan porque no reflejan la luz (salvo el diamante)
• Son aislantes o malos conductores de la electricidad y del calor (salvo el grafito)
• Son poco resistentes y se rompen con facilidad
• Los PF y PE son bajos (salvo el diamante)
Los Metaloides o Semimetales son elementos que no muestran una clara tendencia a
ceder ni a ganar electrones y su comportamiento depende del elemento con el que se
combinen, es decir, cuando reaccionan con un metal se comportan como no metales y
viceversa.
• Son los que están en amarillo en la tabla: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.
• Son sólidos y la mayoría brillan como los metales.
• Son semiconductores
ENLACE IÓNICO
•
•
Tiene lugar cuando se encuentra un Metal
etal (con fuerte tendencia a perder
electrones) con un No Metal (con fuerte tendencia a ganar electrones)
electrones).
Por
or ejemplo el sodio y el cloro ⇒ el resultado es que el sodio suelta el electrón
que le está estorbando y lo toma el cloro que estaba deseándolo. El resultado es
que el sodio se convierte en un ión positivo con la configuración del neón y el
cloro se transforma en un ión negativo con la cconfiguración
onfiguración del argón. Ambos
han conseguido la estructura de un gas noble, pero se han convertido en iones de
distinto signo y entonces se atraen.
Na: 1s 2 2s2p6 3s1
→
Na+: 1s2 2s2p6
Cl: 1s 2 2s2p6 3s2p5
→
Cl− : 1s2 2s2p6 3s2p6
El enlace iónico, como su nombre indica, es un enlace entre iones de distinto
signo que se atraen por fuerzas electrostáticas de Coulomb.
Según la notación de Lewis puede representarse escribiendo los electrones de la última
capa alrededor del símbolo del elemento y agrupándolos tal como están en los orbitales:
ENLACE QUÍMICO
Vamos a tratar de explicar:
• Porqué la mayoría de los elementos se unen formando moléculas u otros tipos de
agregaciones.
• Porqué se unen en unas proporciones definidas.
• Porqué, por ejemplo el átomo de hidrógeno es muy inestable y se une a otro
formando una molécula diatómica, mientras que el helio (como el resto de los
gases nobles) es muy estable y no se une a nadie.
• Siempre que dos o más átomos se unen el resultado es una estructura más estable
que la de los átomos separados.
Lewis y Kossel propusieron la regla del octeto:
1. Todos los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa de valencia, al igual
que los gases nobles. Tienden a la configuración electrónica 1s2 o bien ns2p6.
2. La estructura de gas noble la pueden conseguir de tres formas: ganando e−,
perdiendo e− o compartiendo e−. En todos los casos e− de su último nivel energético
llamado también nivel de valencia.
La regla del octeto es una buena aproximación, aunque es solo una regla y no se
cumple en todos los casos.
Existen los siguientes tipos extremos de enlace entre átomos:
•
Enlace iónico, se forma por atracciones electrostáticas
•
Enlace covalente, se forma por compartición de electrones
Enlace metálico, propio de los metales
•
Enlace entre moléculas: Enlace por Puente de Hidrógeno y Enlace de Van der Waals
El cloro tiene sus 8 electrones en la última capa, como el argón (por eso se llama regla
del octeto)) y el sodio también, porque ha perdido su electrón que tenía en el nivel 3 y
ahora tiene sus 8 electrones en el nivel 2 como el neón.
Como la atracción electrostática es en todas direcciones, cada ión tiende a rodearse de tantos
del signo contrario como puede y viceversa, de manera que en los compuestos iónicos la
fórmula NaCl solamente indica la proporción en que se encuentran en el cristal.
Propiedades de los compuestos iónicos:
Forman redes cristalinas.
Puntos de fusión y de ebullición elevados.
Son duros aunque muy frágiles
Son solubles en agua
No conducen la corriente, aunque sí la conducen
fundidos.
CsCl
Ic = 8
NaCl
Ic = 6
ENLACE COVALENTE SEGÚN LA TEORÍA DE LEWIS
•
•
Tiene lugar cuando se combinan dos átomos iguales o de tendencia parecida a
ganar electrones.
Lewis propuso que un átomo puede compartir sus electrones desapareados con
el otro átomo y de esa manera aparearlos.
Por ejemplo la molécula de cloro (Cl2), está formada por dos átomos de cloro.
Como sabemos la configuración del cloro, en su última capa es, Cl: 3s2 3p5. Así que le
falta un solo electrón para tener la configuración del argón, pero ahora el cloro no está
frente a un alcalino deseando de perder su electrón, sino que está frente a otro cloro que
tiene exactamente la misma tendencia a ganarlo.
¿Cómo se las arreglan para tener cada uno la configuración de gas noble?. Pues
compartiendo sus electrones desapareados:
ENLACE METÁLICO
Los metales son un conjunto de elementos que tienen unas propiedades muy
características: Son sólidos (a excepción del mercurio), tienen densidad elevada, brillo
metálico, son buenos conductores, etc. Estas propiedades no pueden explicarse
mediante el enlace iónico o covalente, por tanto hay que pensar en otro enlace que las
pueda explicar y se conoce como enlace metálico.
Vamos a pensar en el sodio que, como sabemos, tiene un solo electrón en la última capa y
tiene configuración 3s1. Podríamos pensar que formase un enlace covalente con otro
sodio, con lo que se obtendrían moléculas de Na2 gaseoso, cosa que no ocurre, porque el
sodio es un sólido, pero además porque al compartir un electrón no conseguiría una
configuración especialmente estable.
La explicación es que el átomo de sodio comparte su electrón con tantos átomos de
sodio como puede, dando lugar a una red, en la que el electrón de cada sodio puede
moverse libremente de uno a otros átomos. Es como si hubiera una nube de electrones
que se mueven entre los iones positivos de la red similar a la de los cristales.
de esa manera el cloro puede compartir su electrón desapareado con el otro cloro.
Los electrones compartidos ya dejan de pertenecer al átomo original y ahora pertenecen
“a la vez” a ambos átomos, a si que en realidad por cada electrón que comparten lo que
pasa es que ganan uno. El resultado es que cada átomo consigue su octete, es decir, la
configuración de gas noble, aunque no siempre es así. De forma genérica puede decirse
que el número de enlaces covalentes que forma un átomo es igual al número de
electrones desapareados que tiene, que se llama covalencia.
Por ejemplo la molécula de Cl2 o la de cloruro de hidrógeno (HCl) o la de H2O serían:
FUERZAS INTERMOLECULARES:
•
•
•
•
•
Al par de electrones que forman el enlace se les suele representar por una raya.
Los dos electrones que están apareados, como ves, se dibujan juntos y se llaman
par no−enlazante, porque no dan lugar a enlace.
Propiedades de los compuestos covalentes:
Forman moléculas aisladas.
Es muy fuerte.
Bajos P. Fusión y Ebullición.
Los compuestos covalentes puros No son solubles en agua.
•
Ya hemos visto que el enlace covalente da lugar a moléculas aisladas.
Algunos compuestos covalentes son líquidos y sólidos, por tanto sus moléculas
deben estar unidas unas a otras por algún tipo de enlace o de lo contrario serían
totalmente independientes, es decir gaseosas.
Estas fuerzas que mantienen unidas las moléculas deben ser muy débiles porque
los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y ebullición relativamente
bajos.
Las fuerzas entre moléculas son de naturaleza dipolar, es decir, se deben a la
atracción electrostática entre dipolos. Los casos más característicos son:
(1) el Enlace por Puente de Hidrógeno. Se forma entre el hidrógeno y los
elementos muy electronegativos, como el F, O, N y Cl, siendo su fuerza de
mayor a menor en este orden.
El enlace de hidrógeno tiene lugar en todo tipo de moléculas, siempre entre
hidrógeno y un elemento muy electronegativo. Por ejemplo entre dos
moléculas de un ácido carboxílico o entre un grupo carboxilo y otro amino.
Precisamente este motivo es el responsable de la estructura en doble hélice
del ADN.
(2) las fuerzas de Van der Waals que son también de naturaleza dipolar, pero
mucho más débiles que los Puentes de Hidrógeno.
Ejemplo:
Dos elementos A y B tienen de número atómico 17 y 20, respectivamente.
a) Escriba el símbolo de cada uno y su configuración electrónica en el estado fundamental.
b) Indique el ion más estable de cada uno y escriba su configuración electrónica.
a) Si cuentas hasta llegar a los números 17 y 20 verás que son las posiciones que ocupan
el Cl y el Ca respectivamente.
Ejemplo:
Dadas las sustancias: H2, NaF, NH3 y Fe, indique razonadamente:
a) Qué tipo de enlace prevalece en cada caso.
b) Escribe la configuración electrónica de cada elemento y la estructura de Lewis de
cada sustancia.
c) Indica cuales son solubles en agua.
a) H2 tiene un enlace covalente puro por compartición de electrones, porque combina
dos átomos iguales.
NaF combina un metal del extremo de la tabla con un no-metal del otro extremo de la
tabla. El resultado será un enlace iónico.
NH3 presenta enlace covalente porque combina N e H que son dos no-metales. No
obstante este enlace al no estar formado por átomos idénticos no es covalente puro y se
llama covalente polar.
El Fe es un metal y sus átomos se mantienen unidos por el enlace metálico.
b)
H: 1s1
H2
Na; 1s2 2s2p6 3s1
NaF
F: 1s2 2s2p5
NH3
Fe
Para escribir la configuración electrónica de los estados fundamentales de cada átomo
debemos tener en cuenta (1º) que los electrones se van colocando en los subniveles de
menor a mayor energía (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f …) y (2º) siguiendo el principio de
exclusión de Pauli y (3º) las reglas de máxima multiplicidad de Hund hasta completar el
número de electrones (17 para el A y 20 para el B), por tanto:
Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 = Ne 3s2p5
Ca: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 = Ar 4s2
b) Todos los elementos tienden a tener la estructura electrónica del gas nombre más
cercano. El cloro al que solamente le falta 1 electrón para conseguir la estructura del
argón se transformará en un anión monovalente:
Cl−: 1s2 2s2p6 3s2p5 = Ne 3s2p6 = Ar
por su parte, el calcio es incapaz de conseguir los 6 electrones que le faltan para obtener
la configuración del criptón, así que pierde 2e− convirtiéndose en un ion 2+ con la
misma estructura electrónica que el gas noble anterior, el argón.
N: 1s2 2s2p3
H: 1s1
Fe: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d6
c) El agua es un disolvente polar, por tanto es capaz de disolver a los compuestos
iónicos y a los covalentes polares. En este caso serían solubles NaF y NH3.
Ejemplo: Explique, razonadamente, qué tipo de fuerzas hay que vencer para:
a) Fundir hielo. b) Disolver NaCl. c) Sublimar I2. d) Fundir Hierro
a) En el agua los hidrógenos están unidos al oxígeno mediante enlaces covalentes muy
fuertes. Estos enlaces atómicos no se rompen ni al pasar de hielo a agua, ni a vapor, de
forma que la molécula de H2O se mantiene siempre igual.
Cuando fundimos el hielo lo que rompemos son las fuerzas intermoleculares que
mantienen unidas unas moléculas de agua a otras. Como el agua tienen H y O las
fuerzas intermoleculares son Puentes de Hidrógeno.
b) Para disolver (o fundir) NaCl hemos de romper los enlaces iónicos que mantienen
unidos unos iones a otros mediante fuerzas de Coulomb, es decir hemos de romper el
cristal, por eso se necesita mucha energía.
c) El I2 a temperatura ambiente es un sólido, pero con muy poquito pasa directamente a
gas, es decir sublima. La razón es que la molécula covalente de I2 no se altera y
solamente hay que vencer las fuerzas de Van der Waals que mantienen unidas entre sí a
las moléculas de I2 que son muy débiles.
Ca2+: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 = Ar
como vemos ambos iones son isolelectrónicos.
b) Para fundir el hierro se ha de romper el enlace metálico. Este enlace resulta de la
deslocalización de la nube de electrones que se mueven entre los iones positivos de la red.