Enlaces químicos

 

Enlace iónico:

               Se da entre átomos de elementos distintos con muy diferentes electronegatividades. Así, se puede transferir uno o más electrones de un átomo a otro. El átomo que recibe electrones se transforma en un anión, y el que pierde electrones en un catión. Estos iones con carga opuesta se atraen eléctricamente estableciendo un enlace iónico. Este enlace es característico entre metales y no metales cuya diferencia en electronegatividad supera el valor 1,7.

Un ejemplo es la combinación de potasio con cloro:

Nótese que:

• Tanto en el catión potasio como en el anión cloruro, la estructura electrónica es la del gas noble más próximo.
• Un átomo de potasio se oxida al transformarse en catión, pues incrementa su número de oxidación.
• Un átomo de cloro se reduce al transformarse en anión, pues reduce su número de oxidación.
• La formula empírica o mínima de la sustancia formada, cloruro de potasio, es KCl, que representa la composición de la sustancia o sea la proporción de átomos de potasio y cloro en ella existentes.
• En la práctica siempre se combina un número grande de átomos de cada clase y los iones se agrupan en una red cristalina iónica; no existen las moléculas individuales formadas por un átomo de cloro y uno de potasio.

                   Los metales del grupo 1 o metales alcalinos siempre forman cationes monopositivos (número de oxidación + 1); los del grupo 2 o metales alcalinotérreos forman cationes positivos (número de oxidación + 2). Otros metales y particularmente los metales de transición, grupo 3 al 12, pueden ceder un número variable de electrones y presentan, entonces, un número de oxidación variable. Para denominar sus compuestos se indica entre paréntesis y con números romanos el número de electrones perdido por átomo, el que coincide con el valor absoluto de su número de oxidación. Por ejemplo:

• Fluoruro de hierro (II)
• Fluoruro de hierro (III)

Propiedades físicas de los compuestos con enlace iónico

                Estos compuestos son solidos a temperaturas ambiente y tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Ello se debe a que cada ion en una red cristalina está rodeado por muchos otros muy cercanos y de carga opuesta, por lo que cada uno se mantiene fijo en su posición correspondiente. A temperatura ambiente cada ion puede vibrar alrededor de esa posición de equilibrio, pero se le debe suministrar mucha energía antes de que el ion se pueda mover lo suficientemente lejos y rápido para escapar de la atracción de sus vecinos. Los puntos de fusión generalmente superan los 600ºC, por ejemplo 801ºC para NaCl. 1360ºC para CaF2, 1040ºC para AlF3.

               Los compuestos iónicos fundidos o disueltos en agua son buenos conductores de la electricidad. En ambos casos el movimiento de iones, partículas con carga eléctrica, constituye una corriente eléctrica, tal como ocurre con el movimiento de los electrones a través de un enlace metálico.

Los cristales de las sustancias iónicas son transparentes, duros, frágiles y tienen formas características.

Enlace covalente

              Se da entre dos átomos de un mismo o diferentes no metales. En cualquiera de estas situaciones ambos átomos tienden a atraer electrones y por lo tanto comparten pares de electrones en la región comprendida entre sus núcleos. Estos pares compartidos atraen ambos núcleos y los mantienen unidos por medio de un enlace covalente. Por Ejemplo:

                En los ejemplo anteriores se puede observar que la mayoría de los átomos completan su octeto electrónico mediante la formación de enlaces covalentes simples, dobles o triples; o sea compartiendo uno, dos o tres pares de electrones. El hidrógeno es una excepción ya que se estabiliza mediante un dueto electrónico, adquiriendo así la misma estructura electrónica que el gas noble más próximo en la tabla periódica, el helio.

               Con respecto a los enlaces múltiples dobles o triples, es conveniente tener presente que son pocos frecuentes; para la mayoría de los elementos por lo menos uno de los átomos participantes en un enlace múltiple es casi siempre carbono, nitrógeno u oxígeno y en la mayoría de los casos los dos átomos del enlace múltiple pertenecen a ese trío.

               También algunos elementos presentan sus átomos enlazados covalentemente y formando macromoléculas. Un ejemplo es el carbono cuando se presenta como diamante y como grafito. El diamante funde a 3.550ºC, es muy duro y frágil y un aislante eléctrico. Las diferentes capas de grafito están débilmente unidas por lo que pueden deslizar unas sobre otras por lo que es untuoso al tacto y deja sobre el papel, funde a unos 3.800ºC y es un buen conductor de electricidad.

               Se acostumbra a denominar enlace covalente coordinado o enlace dativo a aquel en el cual dos átomos comparten un par de electrones que proviene de uno solo de ellos. En la realidad no hay manera de distinguir un enlace covalente coordinado de cualquier otro enlace covalente. La distinción se hace solamente cuando se trata de ajustar los pares electrónicos alrededor de cada átomo.

                Las posiciones de los núcleos atómicos que constituyen una molécula determinan la forma molecular o geometría molecular. Las formas moleculares son importantes en la determinación de propiedades macroscópicas tales como punto de fusión y de ebullición y en la predicción de las formas de reaccionar de una molécula con otra.

Enlace metálico

               Se encuentra entre átomos de metales, es decir, de elementos de baja electronegatividad. Los elementos externos son poco atraídos por los núcleos atómicos por lo cual pertenecen relativamente libres entre la red de cationes metálicos. Entonces, los electrones que participan en la unión no pertenecen a ningún átomo en particular sino a toda la estructura cristalina que es muy compacta.

Ese tipo de estructura explica las propiedades características de los metales como:

• Su elevada conductividad eléctrica, ya que los electrones pueden moverse fácilmente a través del metal.
• Su elevada conductividad térmica, ya que las zonas donde la temperatura es alta los electrones poseen elevada energía cinética. Al moverse a través del metal transportan esa energía a las zonas inicialmente más frías aumentando allí la temperatura.
• Su elevada maleabilidad y ductilidad, ya que la unión metálica no ofrece gran resistencia a la acción de la presión y ello hace posible que un plano de átomos resbale sobre otro, y el metal forme finas láminas o hilos.

Reacciones de óxido-Reducción

           Las reacciones de óxido-reducción ocurren en forma simultanea, no puede existir oxidación sin reducción.

• Oxidación: Cambio químico que implica un aumento en el número de oxidación de un átomo o grupo de átomos que se debe a una pérdida de electrones. La especie que se oxida provoca la reducción de otra especie, por lo tanto es REDUCTORA.
• Reducción: Cambio químico que implica una disminución en el número de oxidación de un átomo o grupo de átomos que se debe a una ganancia de electrones. La especie que se reduce provoca la oxidación de otra, por lo tanto es OXIDANTE.

"No puede existir oxidación sin reducción ya que los electrones que pierde la especie que se oxida los gana la especie que se reduce"

• Número de oxidación: Número de electrones puestos en juego (gana, pierde o comparte) un átomo o grupo de átomos al enlazarse con otro átomo.

Ejemplo: Cl2 + 2e-    ------>  2Cl-

En este caso el cloro pasa de número de oxidación 0 a número de oxidación 1- con ganancia de un electrón, por lo tanto se reduce, hay una disminución en número de oxidación.

Ejemplo: Fe^2+     ----->   Fe^3+ + 1 e-

En este caso el hierro se oxida ya que pasa de número de oxidación 2+ a número de oxidación 3+ con pérdida de un electrón.

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Tabla periódica de los elementos químicos

 

                La tabla periódica que se utiliza actualmente está relacionada con la estructura electrónica de los átomos.

Las principales características de la tabla periódica son:

• Los elementos están ordenados por su número atómico creciente.
• A cada elemento le corresponde un casillero donde figura su símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la configuración electrónica, etc.
• Las filas horizontales se denominan períodos y la columnas verticales reciben el nombre de grupos.

Los elementos suelen dividirse en:

1. Elementos representativos: Aquellos en los cuales el electrón distintivo o diferenciante ingresa a un subnivel s ó p de último nivel de energía. Son los de los grupos 1 y 2 (bloque s) y de los grupos 13 a 18 (bloque p).
2. Gases nobles: Son los elementos del grupo 18. Tienen completos los subniveles s y p del último nivel de energía. Es decir, tienen completo el octeto electrónico externo, excepto el helio.  Los átomos de los gases nobles son químicamente inertes, o sea que no se combinan fácilmente.
3. Elementos de transición: El electrón diferenciante ingresa en el subnivel d del penúltimo nivel de energía, esto significa que el electrón que se agrega lo hace en su anteúltima órbita. Son los del grupo 3 al 12.
4. Elementos de transición interna: El electrón diferenciante ingresa en el subnivel f del antepenúltimo nivel de energía.

Propiedades periódicas:

                La primera energía de ionización de un elemento es la cantidad de energía necesaria para arrancar al electrón más débilmente unido al núcleo de un átomo aislado de ese elemento, en estado gaseoso y en su estado energético fundamental.

                Los elementos del grupo 1 presentan un valor mínimo para la primera energía de ionización. Sus átomos, al perder un electrón, forman un catón de estructura electrónica estable similar a la del gas noble más próximo.

                En un grupo de la tabla periódica, la primera energía de ionización crece al disminuir el número atómico. Es decir que varía en forma inversa a como lo hace el tamaño de los átomos. Mientras que un período de la tabla periódica, esta propiedad crece al aumentar el número atómico.

                La segunda energía de ionización se define de manera similar pero se refiere a la energía requerida para arrancar al segundo electrón más débilmente unido. También existe la tercera energía de ionización.

             La electronegatividad de un elemento es una medida de la tendencia que tienen los átomos de esos elementos para atraer electrones.

             Los no metales se caracterizan por su alta electronegatividad. El flúor (F) es el elemento más electronegativo, en orden creciente de esta propiedad le sigue el oxígeno (O) y luego el cloro (Cl). Los metales son muy poco electronegativos porque sus átomos tienden a perder electrones.

             En un período de la tabla periódica la electronegatividad crece al aumentar el número atómico, mientras que en un grupo crece al disminuir el número atómico, tal como se observa en la siguiente tabla.

                 El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. A los efectos prácticos se puede decir que es la mitad de la distancia mínima entre los núcleos de dos átomos vecinos del mismo elemento. En el siguiente esquema se supones que los átomos son esféricos.

               En un período de la tabla periódica el radio atómico crece al disminuir el número atómico, mientras que en un grupo crece al aumentar el número atómico.

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Estructura del átomo

            Bienvenido otra vez , en ésta segunda entrada nos vamos a centrar en la estructura del átomo.

            Casi todas las propiedades de las sustancias se pueden explicar según la teoría atómica moderna. Esta teoría describe el átomo como constituida por una parte central llamada NÚCLEO y una REGIÓN PERIFÉRICA. El núcleo es pequeño con relación al tamaño total del átomo, en la región periférica se mueven unas partículas llamadas ELECTRONES, la región periférica es mucho mas grande que el núcleo pero masa es casi despreciable.

Los valores medios del átomo son:

• Diámetro del núcleo: 1. 10^-14 m.
• Diámetro del átomo: 1. 10^-10 m.

               Estos átomos promedio indican que el átomo es diez mil veces más grande que su núcleo. Por lo tanto el átomo se puede imaginar como una esfera particularmente hueca, donde el núcleo ocupa un volumen muy pequeño comparado con el volumen total del átomo.

             Todos los átomos están compuestos de tres partículas subatómicas fundamentales llamadas: PROTÓN, NEUTRÓN Y ELECTRÓN.

               Los protones y los neutrones se ubican en el núcleo, en cambio los electrones se ubican en la región periférica.

               Los protones y neutrones poseen idéntica masa y esta es igual a una u (u: significa unidad de masa atómica, y es una unidad de masa, adecuada para medir masas atómicas, una u es igual a 1,66. 10^-24 gramos).

               La masa del electrón es tan pequeña que se considera despreciable, como una aproximación se puede decir que la masa del electrón es 1837 veces menos que la masa de la u.

El neutrón es una partícula subatómica eléctricamente neutra, en cambio, el electrón posee carga eléctrica negativa y el protón posee carga eléctrica positiva. Usando como unidad de carga eléctrica el coulomb (c), la carga eléctrica del electrón es igual a -1,6. 10^-19 y la del protón es 1,6. 10^-19.

Todos los protones y neutrones de un átomo están ubicados en el núcleo atómico, por ello suele llamárselos NUCLEONES. De esta ubicación se deduce que toda la carga eléctrica positiva se encuentra en el núcleo.

                Respecto de la masa del átomo prácticamente se encuentra concentrada en el núcleo, ya que los electrones poseen masa despreciable y por esto la masa del átomo se puede aproximar a la suma de las masas de los protones mas la masa de los neutrones.

Consideremos ahora la región periférica, donde se encuentran los electrones. Como un átomo es eléctricamente neutro, la carga positiva de núcleo debe ser neutralizada por la carga negativa de los electrones que se encuentran en la periferia. Si tenemos en cuenta que la carga eléctrica de los protones es, en valor absoluto, la misma que la de los electrones, resulta entonces que necesariamente el numero de electrones de un átomo es igual al numero de protones.

              Otro aspecto a considerar es la masa de la región periférica. La masa de un electrón es tan pequeña en comparación a la masa de un protón o la de un neutrón que, incluso en el caso de los átomos que contienen un numero elevado de electrones, la contribución de la nube electrónica a la masa del átomo puede considerarse despreciable frente a la contribución de los nucleones.

Número atómico y número másico: Un átomo definido por dos constantes fundamentales: el numero atómico y el numero de masa o másico.

Numero atómico (Z): Es igual al numero de protones del núcleo atómico.

Numero másico (A): Es igual al numero de nucleones del núcleo atómico.

El numero de nucleones del numero atómico es igual a la suma del numero de protones mas el numero de neutrones que tiene el núcleo de un átomo.

De ambas definiciones surge que la diferencia (A - Z) da el numero de neutrones que tiene un átomo.

Por convección estos parámetros se ubican al lado del símbolo del elemento de la siguiente manera:

• El numero atómico en el ángulo inferior izquierdo.
• El numero másico en el ángulo superior izquierdo.

                    Dados en numero atómico y el número másico, puede conocerse la estructura del mismo. La diferencia fundamental entre ambos números radica en que el numero atómico (Z) es un numero entero característico para cada elemento, mientras que el numero másico (A) también es un numero entero pero no es característico de cada elemento.

Ejemplo:

- Consideramos un átomo de litio con Z=3 y A=7 ¿Qué información nos da la siguiente representación?

                 Según la representación podríamos deducir que; como el numero atómico es tres se tienen tres protones en el núcleo, como el átomo es eléctricamente neutro tiene, en consecuencia, tres protones. Además, como el numero másico vale siete, presenta cuatro neutrones.

                Como los tres átomos tienen el mismo Z pertenecen al mismo elemento. Sin embargo diferente numero de neutrones. Se dice que estos tres átomos son ISÓTOPOS entre sí. Entonces definimos ISÓTOPOS como átomos que tienen igual número atómico (Z) y distinto número de masa (A).

               Los isótopos presentan las mismas propiedades químicas pero difieren en las propiedades físicas.

                En la naturaleza, cada elemento químico se encuentra como una mezcla de isótopos en diferentes proporciones. Entonces, la masa atómica que se le adjudica a cada uno de los elementos resulta ser el promedio de la mezcla de sus isótopos. Cuando se conoce el número másico de los isótopos de un elemento y el porcentaje en que se encuentran cada uno de ellos, es posible calcular la masa atómica promedio. La existencia de isótopos explica por qué el valor de la masa atómica que se encuentra en las tablas no son números enteros.

Unidad de masa atómica: Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el número de electrones, protones y neutrones en el átomo. Cómo los átomos son partículas muy pequeñas no es posible masar un sólo átomo, por lo tanto se asigna un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser utilizado como patrón.

En la elección de la unidad de masa atómica se recurrió a uno de los isótopos del carbono, el más abundante en la naturaleza, al que corresponde entonces una masa atómica de 12 u. Una unidad de masa atómica (u) se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12. Además la masa de un protón y de un neutrón resultan ser aproximadamente igual a una u.

Definimos a masa atómica como la masa medida de los átomos de un elemento en su composición isotópica natural. se expresa generalmente en u, aunque se lo puede hacer en Kg, g, etc.

Iones: Los átomos o grupos de átomos con carga eléctrica se llaman iones. Si se suministran suficiente energía as un átomo se pueden separar 1, 2 ó 3electrones retenidos mas débilmente quedando una partícula con tantas cargas positivas como electrones se separaron.

Ejemplo:

El átomo de sodio tiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones

              Este átomo es capaz de perder un electrón y en consecuencia la partícula restante poseerá 10 electrones, 11 protones y 12 neutrones.

              Dicho de otra manera, 11 protones representan 11 cargas positivas, 10 electrones son 10 cargas negativas, en consecuencia, el ion posee una carga neta positiva (11 positivos - 10 negativos) y en el caso que estamos considerando se representa cómo Na+.

"los iones positivos se llaman CATIONES y los iones negativos se llaman ANIONES".

Otro ejemplo: el átomo de oxígeno que posee 8 electrones, 8 protones y 8 neutrones.

               Este átomo puede ganar dos electrones y transformarse en un anión con dos cargas negativas porque poseerá 10 electrones, 8 protones y 8 neutrones. Se denomina cómo anión óxido.

Región periférica del átomo: Las propiedades químicas de un átomo dependen de su estructura electrónica.

               El conocimiento de la estructura electrónica se obtuvo a partir de que Rutherford, aplicando radioactividad sostuviera que el átomo tiene un núcleo central con carga eléctrica, en cuyo alrededor giran los electrones. Más tarde, Heinsenberg, enunció el principio de incertidumbre que llevó al  concepto de orbital. La resolución de la ecuación de onda de Schrödinger introdujo los llamados número cuánticos que describen la ubicación y las propiedades de los electrones. En la actualidad, se considera el modelo mecánico cuántico para dar una explicación aceptable de la estructura y de la estabilidad de la materia. Puede hablarse de probabilidad de encontrar a un determinado electrón en un cierto lugar alrededor del núcleo atómico.

La zona del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar un electrón se denomina orbital. Un orbital con forma esférica se designa con la letra s.

También existen orbitales con otras formas:

Orbitales s: esféricos

Orbitales p: bilobulados

Orbitales d: Tetralobulados (generalmente)

Orbitales f: forma más exótica, añade un plano nada al de las forma de los orbitales d.

En el siguiente diagrama se ordenan los diferentes orbitales atómicos según su energía relativa creciente: s, p, d, f

                  La estructura electrónica de un átomo en su estado fundamental cumple con las siguientes reglas y principios:

• Principio de energía mínima: Cada vez que se agrega un electrón éste ocupa el orbital disponible de menor energía.
• Principio de exclusión de Pauli: Un orbital no puede ser ocupado por más de dos electrones, y cuando dos electrones ocupan el mismo orbital deben tener espín opuesto. El espín está determinado por el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Cuando dos electrones de espín opuesto ocupan un orbital, se dice que se han apareado.
• Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund: Cuando hay disponible varios orbitales de la misma energía los electrones ocupan el mayor número de orbitales posibles antes de que ocurra apareamiento de electrones en el mismo orbital.

              Vinculados con la estructura electrónica se emplean las denominaciones nivel y subnivel, cuando varios electrones tienen el mismo número cuántico principal se dice que pertenecen al mismo nivel. Por ejemplo, en el átomo de carbono los dos electrones del orbital 2s y los dos electrones de orbital 2p están en el segundo nivel, los dos electrones del orbital 1s están en el primer nivel.

Estos niveles se subdividen de la siguiente manera:

Primer nivel de energía..............................Un sólo subnivel (s)

Segundo nivel de energía...........................Dos subniveles (s y p)

Tercer nivel de energía...............................Tres subniveles (s, p y d)

Cuarto nivel de energía..............................Cuatro subniveles (s, p, d y f)

Números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): Representa el nivel de energía y su valor es un numero entero positivo (1, 2, 3, 4, etc) y determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa.
2. Número cuántico secundario (l): Identifica al subnivel de energía del electrón y se la asocia a la forma del orbital. Determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, mas excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón.
3. Número cuántico magnético (m): Determina la orientación espacial de las orbitas, de las elipses.
4. Número cuántico de espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de espín son -1/2 y +1/2.

Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos

Cantidad de electrones por nivel de energía

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