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LOS ÁTOMOS: ESTRUCTURA Y ENLACES
INTRODUCCIÓN
En el mundo conocido todo lo que nos rodea se compone de materia, que podemos
encontrar en estado sólido, líquido o gaseoso. La materia está presente en
cualesquiera de los 93 elementos químicos que, de forma natural, existen en la
naturaleza, tanto en su forma simple como combinados. A esta cantidad de elementos
naturales hay que agregar 15 más, algunos de ellos creados artificialmente por el
hombre en los laboratorios y otros, aún desconocidos, que suman 118 en total.
Todos los elementos químicos se agrupan y clasifican siguiendo un orden
correspondiente a su número atómico. Para ello se emplea una Tabla Periódica
concebida en 1869 por el químico ruso Dimitri Ivánovich Mendeleev, cuando todavía
no se habían descubierto la mayoría de los elementos que hoy la componen. A
medida que aparecían nuevos elementos químicos, se iban situando en las casillas
vacías que este científico había dejado reservadas para ellos en la tabla, aún sin
conocer su existencia real.
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Haz clic aquí para agrandar la tabla.
En un principio Mendeleev asignó los lugares de acuerdo con el peso atómico de los
elementos. Posteriormente, en 1914, debido a algunas inconsistencias que
presentaba esa forma de ordenarlos, el geólogo y físico británico Henry Gwyn Jeffrey
Moseley introdujo una ligera variación, reorganizándolos no a partir de su peso, sino
por el número atómico que le correspondía a cada uno, dando así origen a la Tabla
del Sistema Periódico de Elementos Químicos tal como se conoce y utiliza en la
actualidad.
En esa Tabla Periódica se encuentran agrupados todos los elementos o sustancias
químicas conocidas hasta el momento e incluso algunas aún desconocidas,
comenzando por el hidrógeno (H), cuyo número atómico es “1”, hasta llegar al
ununoctio (Uuo), con número atómico “118”
.
A continuación se relacionan los nombres comunes de algunos elementos o
sustancias químicas y sus correspondientes números atómicos
Nombre común
Símbolo químico
Número atómico
Hidrógeno
H
1
Sodio
Na
11
Azufre
S
16
Cloro
Cl
17
Hierro
Fe
26
Cobre
Cu
29
Plata
Ag
47
Oro
Au
79
TEORÍA ATÓMICA
El físico y químico británico John Dalton propuso a principios del siglo XIX los
fundamentos de la teoría atómica, aportando así las bases para el rápido desarrollo de
la química moderna. Desde el siglo V a.C. los filósofos griegos Leucipo de Mileto (o de
Elea) y Demócrito de Abdera, manifestaron que la materia no se podía dividir
indefinidamente como postulaba Aristóteles, sino que el límite lo determinaban los
“átomos”, que en griego significa “indivisible”.
A partir de esa propuesta, Dalton llegó a la conclusión que existían sustancias simples
formadas por átomos simples, como el hidrógeno (H) o el oxígeno (O) y sustancias
compuestas formadas por átomos compuestos, como la que se origina cuando esos
dos elementos se unen parar formar, por ejemplo, una molécula de agua (H2O).
Unión de dos átomo o moléculas simples de hidrógeno (2H), más una de oxígeno (O),
para formar una. molécula compuesta, como la del agua (H2O).
Los siguientes postulados forman parte de la teoría atómico molecular:
1. La materia se compone de partículas pequeñas, definidas e indestructibles
llamadas “átomos”, que no se pueden dividir por ningún método físico, ni
químico ordinario.
2. Los átomos de un mismo elemento son todos idénticos y poseen las mismas
propiedades, mientras que los átomos de elementos diferentes, son diferentes
entre sí al igual que sus propiedades.
3. Las moléculas se forman mediante la unión de un número entero de átomos de
un mismo elemento simple, o de la unión de diferentes elementos simples.
4. Las moléculas de un elemento o sustancia simple se forman con átomos
idénticos del mismo elemento.
5. Cuando un solo átomo constituye la molécula de un elemento o sustancia
simple, dicha molécula constituye, a su vez, el átomo de ese propio elemento.
6. Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas, al menos, por
átomos de dos elementos simples diferentes. La cantidad de átomos de los
elementos que componen la molécula de una sustancia compuesta será la
misma para el resto de las moléculas de la misma sustancia.
7. La materia ni se crea ni se destruye, sino que se trasforma (Ley de la
conservación de la materia)
EL ÁTOMO
Un átomo está formado por un núcleo central y una corteza compuesta por órbitas. El
núcleo de cada elemento químico contiene una determinada cantidad fija de partículas
denominadas “protones”, con carga eléctrica positiva, e igual cantidad de otras
partículas denominadas “neutrones”, con carga eléctrica neutra.
La suma total de protones presentes en el núcleo representa el número atómico que le
corresponde a cada átomo en particular, lo que le confiere, a su vez, propiedades
físicas y químicas diferentes al resto de los otros elementos contenidos en la Tabla
Periódica.
Cada sustancia química o elemento, además del número atómico propio que lo
identifica y caracteriza, posee también peso atómico y un nombre común. Es decir,
cualquier átomo de un elemento que contenga, por ejemplo, un solo protón en su
núcleo, será identificado siempre como un átomo de hidrógeno (H); si contiene 8
protones el elemento será oxígeno (O), mientras que si contiene 29 protones el
elemento será identificado como cobre (Cu).
El motivo por el cual Moseley reorganizó el lugar que ocupan los elementos en la
Tabla Periódica por su número atómico y no por su peso atómico como había
propuesto en un principio Mendeleev, se debe a que algunos elementos, como el
hidrógeno, se pueden encontrar con diferentes pesos atómicos, en lo que se
denomina "isótopos" de un elemento. Esa variación en el peso se debe a que los
átomos de los isótopos poseen mayor cantidad de neutrones en su núcleo que los que
contiene el elemento que les da origen. En el caso del hidrógeno, por ejemplo, cuando
posee 1 neutrón de más en su núcleo se denomina "deuterio" y cuando posee 2 pasa
a llamarse "tritio". Por tanto, el deuterio y el tritio son isótopos del hidrógeno.
Átomo de hidrógeno (H).
Átomo
de
cobre
(Cu).
Contiene un solo protón en
el. núcleo central. Por tanto,
su. número atómico. es "1".
Contiene 29 protones en el<
núcleo central, por lo que
su. número atómico es "29".
El átomo posee también una corteza o nube de partículas girando constantemente
alrededor de su núcleo central denominadas “electrones”, que tiene carga eléctrica
negativa (–). En el átomo la nube de electrones se encuentra distribuida en una o
varias capas u órbitas cuyo número varía de acuerdo con la cantidad total de
electrones que correspondan a un átomo en específico.
Un átomo se considera normal, es decir, en estado eléctricamente neutro, cuando su
núcleo contiene la misma cantidad de protones (con signo positivo), que de electrones
(con signo negativo) girando a su alrededor en sus correspondientes órbitas.
En líneas generales, existe cierta similitud entre
la estructura de un átomo y el sistema solar. En
el sistema solar, el Sol sería el núcleo del átomo,
mientras que los planetas que giran a su
alrededor, en sus respectivas órbitas, serían los
electrones.
Representación gráfica de nuestro
sistema solar, donde se pueden apreciar
los planetas girando alrededor del Sol.
En un átomo cada una de sus órbitas posee un nivel diferente de energía. La última
órbita, es decir, la más externa, es la que mayo energía posee y también la más
propensa a ganar o ceder electrones por encontrarse más alejada del núcleo y, por
tanto, de su influencia de atracción. Con las órbitas más cercanas al núcleo sucede lo
contrario, pues la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones que
giran más cercanos a éste, impide que la puedan abandonar con facilidad.
Datos de interés acerca del átomo:
Diámetro de un átomo:
10–8 cm
Diámetro de un electrón:
10–13 cm
Peso de la masa del electrón:
9,1 x 10–28 g
Peso de la masa del protón:
1 673 x 10–23 g
Peso de la masa del neutrón
1 673 x 10–23 g
Carga eléctrica del electrón:
– 1 602 x 10–10 Coulomb
Carga eléctrica del protón:
+ 1 602 x 10–10 Coulomb
MOLÉCULAS, IONES
Moléculas simples
Un átomo simple de un mismo elemento constituye, a su vez, una molécula simple del
propio elemento. El oxígeno (O), hidrógeno (H), cloro (Cl), sodio (Na), cobre (Cu),
hierro (Fe), plata (Ag) y el oro (Au), por ejemplo, son átomos de elementos simples y
constituyen, al mismo tiempo, moléculas de cada uno de esos mismos elementos.
Átomo de cloro (Cl), cuyo número atómico es 17, de acuerdo con la suma total de
electrones que posee. en sus tres órbitas (2 + 8 + 7 = 17) y átomo de sodio (Na), de
número atómico 11, de acuerdo también. con la suma de la cantidad de electrones
que posee (2 + 8 + 1 = 11). Como se puede apreciar, el cloro. posee 7 electrones en
su última órbita, por lo cual es más propenso a captar el electrón que le falta para.
completar ocho, mientras que el sodio, al tener sólo 1 electrón, es más propenso a
cederlo.
Iones positivos y negativos
Normalmente un átomo mantiene carga eléctrica neutra mientras no se altere el
balance existente entre la cantidad de electrones con carga negativa girando en su
última órbita y la cantidad de protones con carga positiva contenidas en el núcleo. Sin
embargo, ese balance se puede alterar si excitamos el átomo mediante la aplicación
de calor, luz, corriente eléctrica o por medio de una reacción química. Con alguno de
esos métodos un átomo puede ganar o ceder uno o varios electrones en su última
órbita y convertirse en un ión del propio elemento químico.
Así, cuando el átomo cede o pierde electrones, se convierte en un ión positivo o
“catión” del elemento de que se trate, debido a que en esa situación la carga eléctrica
positiva de los protones del núcleo supera a la negativa de los electrones que quedan
girando en sus respectivas órbitas.
En el caso contrario, cuando el átomo gana algún electrón en la última órbita, se
convierte en un ión negativo o “anión”, pues en ese caso la carga eléctrica negativa (–
) de los de electrones superará a la carga positiva de los protones contenidos en el
núcleo.
Tanto los iones positivos como los negativos, son los responsables de que los átomos
manifiesten fenómenos físicos y reacciones químicas.
Un átomo de cloro cuando se enlaza con otro de sodio gana un electrón en su última
órbita, completando. ocho electrones. Así se convierte en un ión negativo o anión
cloro (Cl –), pues la suma total de< electrones con carga negativa supera a la de
protones con carga positiva contenidos en su núcleo. El. átomo de sodio, por su parte,
al cederle al cloro en ese enlace el único electrón que posee en su última. órbita, se
convierte en un ión positivo o catión sodio (Na +), pues en este caso la carga positiva
de los. protones contenidos en el núcleo supera a la suma total de los electrones que
han quedado girando en el. resto de.sus órbitas.
Moléculas compuestas
Cuando el ión de un elemento simple se combina con uno o más iones de otros
elementos simples diferentes, se obtiene una sustancia compuesta. Si combinamos
un átomo de oxígeno (O) con dos de hidrógeno (H) (tanto uno como el otro en estado
natural son gases), obtendremos un elemento compuesto, con características
completamente diferentes, en este caso “agua” (H2O); es decir, combinando dos
gases se ha obtenido un líquido.
Por otra parte, si combinamos una molécula de Cloro
(Cl) con una de sodio (Na), obtendremos una molécula
de “cloruro de sodio” (Cl Na), compuesto comúnmente
conocido como “sal común”, con características
completamente diferentes a los dos elementos simples
que le dieron origen.
Cl– + Na+ = Cl Na
Molécula de Cloruro
Sodio o< sal común.
de
Se pueden combinar también más de dos moléculas o átomos diferentes para obtener
compuestos químicos más complejos. Por ejemplo, si combinamos dos moléculas de
hidrógeno (H2), una de azufre (S), más cuatro de oxígeno (O4), obtenemos H2SO4, o lo
que es lo mismo, “ácido sulfúrico”, compuesto químico altamente corrosivo y muy
utilizado en las baterías de los vehículos automotores.
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
De acuerdo con la Tabla del Sistema Periódico los elementos químicos se clasifican
de la siguiente forma según sus propiedades físicas:




Gases nobles
Metales
No metales
Metaloides
Gases nobles. Son elementos químicos inertes, es decir, no reaccionan frente a otros
elementos, pues en su última órbita contienen el máximo de electrones posibles para
ese nivel de energía (ocho en total). El argón (Ar), por ejemplo, es un gas noble
ampliamente utilizado en el interior de las lámparas incandescentes y fluorescentes. El
neón es también otro gas noble o inerte, muy utilizado en textos y ornamentos
lumínicos de anuncios y vallas publicitarias.
Metales. Son elementos químicos que generalmente contienen entre uno y tres
electrones en la última órbita, que pueden ceder con facilidad, lo que los convierte en
conductores del calor y la electricidad. Los metales, en líneas generales, son
maleables y dúctiles, con un brillo característico, cuya mayor o menor intensidad
depende del movimiento de los electrones que componen sus moléculas. El oro y la
plata, por ejemplo, poseen mucho brillo y debido a sus características físicas
constituyen magníficos conductores de la electricidad, aunque por su alto precio en el
mercado se prefiere emplear, como sustitutos, el cobre y el aluminio, metales más
baratos e igualmente buenos conductores.
No metales. Poseen, generalmente, entre cinco y siete electrones en su última órbita.
Debido a esa propiedad, en lugar de ceder electrones su tendencia es ganarlos para
poder completar ocho en su última órbita. Los no metales son malos conductores del
calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y, en estado
sólido, son frágiles.
Metaloides. Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en su última
órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales.
Esos elementos conducen la electricidad solamente en un sentido, no permitiendo
hacerlo en sentido contrario como ocurre en los metales. El silicio (Si), por ejemplo, es
un metaloide ampliamente utilizado en la fabricación de elementos semiconductores
para la industria electrónica, como rectificadores diodos, transistores, circuitos
integrados, microprocesadores, etc.
Un 75% de los elementos químicos existentes en la naturaleza son metales y el resto
no metales y metaloides.
ENLACES QUÍMICOS ENTRE ÁTOMOS
Los enlaces químicos entre los átomos de los elementos se efectúan en estrecha
relación con la cantidad de electrones que posean en la última órbita. Esa cantidad de
electrones determina el número de valencia o de oxidación con la que los átomos
realizan los enlaces químicos.
Banda de valencia
Se denomina banda de valencia al último nivel de energía u órbita más alejada del
núcleo del átomo, donde se efectúan las combinaciones químicas. La banda de
valencia permite que los electrones que giran en la última órbita puedan pasar de un
átomo a otro, en dependencia de su "número de valencia" o "número de oxidación",
que puede ser positivo (+), o negativo (–), de acuerdo con las propiedades específicas
de cada elemento en cuestión. Así, según sea la electronegatividad o tendencia que
tenga el átomo de una molécula para atraer electrones de acuerdo con su número
atómico o valencia, se forman iones positivos o negativos.
En la siguiente tabla se presentan algunos elementos químicos con su respectivo
número atómico, número o números de oxidación o valencias y la cantidad de
electrones que poseen en cada nivel de energía. Como se podrá apreciar el Neón
(Ne) no posee número de valencia por ser éste un gas noble o inerte. Todos los gases
de ese tipo contienen el máximo de electrones posibles en el último nivel de energía, o
sea, ocho, por lo cual ninguno de ellos reaccionan químicamente con otros elementos.
Además del Neón, entre los gases inertes se encuentran también el helio (He), argón
(Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y el radón (Rn).
Número de
Símbolo
Número
químico
atómico
Hidrógeno
H
1
+1, -1
1
Oxígeno
O
8
-2
2–6
Elemento
oxidación o
valencia
Cantidad de electrones
por nivel de energía
Neón
Ne
10
No tiene
2–8
Sodio
Na
11
+1
2–8–1
Silicio
Si
14
-4, +2, +4
2–8–4
Cloro
Cl
17
-1, +1, +3, +5 , +7
2–8–7
Hierro
Fe
26
+2, +3
2 – 8 – 14 – 2
Cobre
Cu
29
+1, +2
2 – 8 – 18 – 1
Plata
Ag
47
+1
2 – 8 – 18 – 18 – 1
Oro
Au
79
+1, +3
2 – 8 – 18 – 32 – 18 – 1
Diferentes tipos de enlaces
Los diferentes tipos de enlaces químicos que ocurren entre átomos de elementos
simples son los siguientes:



Enlace iónico o electrovalente
Enlace covalente
Enlace metálico
Enlace iónico o electrovalente. Debido a la fuerza de
atracción que se ejerce entre los iones con cargas de
signo contrario (positivas y negativas), se originan
enlaces iónicos o electrovalentes, que dan lugar a la
creación de moléculas de elementos químicos
compuestos. Por ejemplo, las cargas de un ión cloro
negativo (Cl–) o anión y la de un ión sodio positivo (Na +)
o catión, se atraen mutuamente para dar lugar a la
formación de una molécula de cloruro de sodio, más
conocida como sal común (NaCl).
Enlace electrovante o iónico
entre. un ión cloro (Cl -) y
un ión sodio. (Na +).
Enlace covalente. Ocurre cuando dos átomos
comparten sus electrones como, por ejemplo, cuando
se unen dos moléculas de hidrógeno (H + H = H2) u
otros elementos similares, como el nitrógeno (N2),
oxígeno (O2), cloro (Cl2), etc.
Enlace covalente entre dos átomos de hidrógeno (H2).
Enlace metálico. Se efectúa cuando los electrones que se encuentran girando en la
última órbita de los átomos de un metal se mueven por una estructura molecular,
manteniéndola unida como ocurre, por ejemplo, con el cobre: Cu
TIPOS DE ENLACES
1. Enlace Iónico
2. Enlace covalente
1) Enlace simple o sencillo
2) Enlace doble
3) Enlace triple
4) Coordinado o dativo
5) Enlace híbrido
3. Enlace por puente de hidrógeno
4. Enlace metálico
Enlace covalente doble
O2
O8 = 1s22s22p4
__ __ __ __
O=O
Doble Enlace covalente P-P
2s 2px 2pY 2pz
Pz
Pz
Enlace sigma
Py
Py
Enlace π
Enlace covalente triple
N2
N7= 1s22s22p3
__ __ __ __
Triple Enlace covalente P-P
2s 2px 2pY 2pz
Enlace sigma Px –Px
Py
Py
Pz
Pz
Enlace
Px
PY –PY
Px
Enlace
Pz –Pz
El triple enlace covalente está formado por 1 enlace σ (sigma) y 2 enlaces π (pi)
Hibridación sp³
Cuatro orbitales sp³.
El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos
en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en
el plano tridimensional el orbital 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en
el eje de las x, dos en el eje de las y y dos electrones en el eje de las z. Los dos
últimos electrones del carbono se ubicarían uno en el 2p x, el otro en el 2py y el
orbital 2pz permanece vacío (2px¹ 2py¹). El esquema de lo anterior es (cada flecha
un electrón):
Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del
carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y 2py necesitarían tener dos
electrones) tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones
disponibles. Para ello, no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital
necesitado. En la naturaleza, éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones
formando orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del
orbital 2s es excitado y se ubica en el orbital 2p z. Así, los cuatro últimos orbitales
tienen un electrón cada uno:
El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2pz es aportado por el primer electrón
en formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el
hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de
llenado de los restantes orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser
llamados 2s y 2p y son ahora llamados (sp3: un poco de ambos orbitales):
De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s)
del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos
se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente,
la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a
un ángulo de 109°.
Hibridación sp²
Configuración de los orbitales sp².
Estos mismos átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos
con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana.
A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles
están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi (π).Las reglas de ubicación
de los electrones en estos casos, como el alqueno etileno obligan a una
hibridación distinta llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla solo
con dos de los orbitales 2p:.surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p
por lo consiguiente se producen tres nuevos orbitales sp 2, cada orbital nuevo
produce enlaces covalentes
Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en algún carbono del
etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.
Hibridación sp
Se define como la combinacion de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales
híbridos, con orientacion lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de
180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los
alquinos (por ejemplo el acetileno):
se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi(π)
Enlace covalente coordinado o dativo
Enlace covalente en el que el par de electrones no es aportado por los dos
átomos, sino que lo aporta solamente un átomo mientras que el otro átomo aporta
un orbital libre.
Consiste en que el par de electrones enlazante es aportado por un solo átomo. En
la representación de un compuesto empleando fórmulas desarrolladas el enlace
covalente coordinado se indica mediante una flecha (→) apuntando hacia quien
recibe el par electrónico de enlace, el H2SO4, H3PO4 y el HNO3 presentan este tipo
de enlace. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que
lo recibe, receptor.
Enlace metálico
Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre nucleos
atomicos y los electrones de valencia que se agrupan alrededor de estos como
una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy
cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de
redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento
compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está
rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por
debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los
electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de
moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las
propiedades eléctricas y térmicas. Este enlace sólo puede presentarse en
sustancias en estado sólido.