Constitución atómica y sistema periódico

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Capı́tulo 6
Constitución atómica y
sistema periódico
Las propiedades fı́sicas y quı́micas de los elementos son diferentes, pero a
pesar de estas diferencias existen ciertas coincidencias y relaciones entre ellas.
Esta idea de agrupar a los elementos quı́micos afines en sus propiedades llevó a
una primera clasificación formada por las triadas de Döbereiner (1780-1849),
como litio - sodio - potasio o cloro - bromo - yodo; la primera está formada
por metales ligeros que reacionan vigorosamente con el agua y la segunda por
sustancias volátiles que reaccionan con los anteriores metales formando sales;
ambas triadas tienen en común que la masa atómica aumenta hacia la derecha.
Mendeleiev (1834-1907) y Meyer (1830-1895) se percataron hacia 1869 que
las propiedades de los elementos varı́an de forma periódica cuando se clasifican
en orden creciente a la masa atómica. No obstante ambos cientı́ficos no fueron
capaces de justificar por qué esa clasificación conducı́a a una afinidad en las
propiedades de los elementos; la respuesta llegó cuando se conoció la constitución
de los átomos.
6.1.
Partı́culas subatómicas
Los experimentos con rayos catódicos (el tubo de los televisores convencionales) y la electrolisis condujeron al descubrimiento del electrón por Thomson en el año 1897. El electrón es una partı́cula cuya masa es aproximadamente
mil ochocientas veces más ligera que el átomo de hidrógeno y con una carga
eléctrica negativa calculada por Millikan en 1909. Este hallazgo es muy importante porque si los electrones son emitidos por el material que hace de cátodo o
polo negativo, necesariamente deben salir del interior de los átomos y consiguientemente son una parte del átomo. De la misma manera Goldstein encontró el
protón y en cuanto al neutrón ya se intuı́a su existencia, pero no fue detectado
directamente hasta 1932 por Chadwick.
Desde principios del sigo XX son conocidas la masa y la carga eléctrica de las
tres partı́culas que constituyen los átomos de cualquier elemento, cuyos valores
medidos en kg y en A·s (amperios segundo) vienen dados en la tabla (6.2), donde
se ha incluido una nueva unidad llamada unidad de masa atómica que es muy
parecida a la masa del protón y del neutrón.
91
92 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
Figura 6.1: Las columnas indican cómo se combinan los elementos con el oxı́geno
y el hidrógeno, mientras que las filas indican un aumento de la masa atómica.
Actualmente la masa atómica del átomo de hidrógeno es medible y su valor
medido en kilogramos es:
MH ' 1, 674 · 10−27 g ' 1 u
(6.1)
que también, y de forma aproximada, coincide con la unidad de masa atómica.
Como la materia es eléctricamente neutra es necesario que la carga positiva del
protón sea neutralizada por la presencia de un electrón que prácticamente no
afecta a la masa. Este simple razonamiento permite afirmar que el átomo de
hidrógeno está constituido por un protón y un eléctron.
El segundo elemento más ligero es el helio que tiene una masa cuatro veces
la del hidrógeno y además tiene dos electrones que implican la presencia de
dos protones, y para alcanzar esa masa faltarı́an dos partı́culas de una masa
parecida a la del protón pero sin carga, es decir el átomo de helio tendrá dos
neutrones también.
La masa de un átomo coincide aproximadamente (ligeramente inferior) con
la suma de las masas de los protones, neutrones y electrones que lo constituyen.
Se define número atómico (Z) de un elemento como el número de protones
que tienen sus átomos, y el número másico (A) como la suma del número de protones y de neutrones (N ), ası́ que cualquier átomo cumple la siguiente relación:
A=Z +N
(6.2)
La carga eléctrica de un átomo es nula porque coincide el número de cargas
negativas con el de cargas positivas, el número de electrones es igual al de
protones.
93
6.2. MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO
partı́cula
electrón
protón
neutrón
masa (kg)
9, 10953 · 10−31
1, 67265 · 10−27
1, 67495 · 10−27
carga (A·s)
−1, 6020 · 10−19
+1, 6020 · 10−19
0
unidad masa atómica (u)
'0
'1
'1
Cuadro 6.1: Valores de la masa y carga eléctrica de las partı́culas subatómicas.
También, de forma aroximada, se expresa la masa de las partı́culas en una nueva
unidad de masa atómica cuyo valor es 1, 66056 · 10−27 kg.
Ejemplo 1 El flúor tiene de número atómico 9 y de número másico 19,
¿cuántos protones, neutrones y electrones tiene?
De las definiciones de número atómico y número másico se obtiene que:
Z=9; N =9
A = 19 ; 9 + N = 19 ; N = 10
tiene 9 protones y 10 neutrones, y como el átomo es eléctricamente neutro
debe tener 9 electrones.
6.2.
Modelo nuclear del átomo
Los experimentos realizados en 1911 por Rutherford permitieron conocer
cómo estaban organizados los protones, neutrones y electrones en el interior
de los átomos, unos resultados que confirman el modelo nuclear. Este modelo describe el átomo como un conjunto formado por dos partes perfectamente
diferenciadas en cuanto al tamaño y a las partı́culas que alberga cada una de
ellas. La interna tiene un tamaño reducido, del orden de 10−15 m, que contiene
los protones y neutrones llamada núcleo atómico y la externa de un tamaño
superior en cinco órdenes (10−10 m) llamada corteza atómica contiene los electrones. El núcleo atómico tiene prácticamente toda la masa del átomo y una
carga eléctrica positiva, mientras que la corteza electrónica es ligera, vacı́a y de
carga negativa.
Es a partir de este modelo cuando se empieza a definir un elemento quı́mico
como la sustancia simple cuyos átomos tienen el mismo número atómico, porque
en la naturaleza existen átomos de un mismo elemento que tienen diferente
número de neutrones y por lo tanto diferente masa. Por ejemplo, una muestra
de hidrógeno contiene un 99’985 % de átomos con una masa aproximada de 1
u, un 0’0015 % con una masa de 2 u y el 0’00013 una masa de 3u, la diferencia
entre ellos estriba en el número de neutrones ya que el más abundante no tiene
ningún neutrón, el segundo un neutrón y el más pesado dos neutrones. Por este
motivo la masa atómica de cualquier elemento se toma como el valor medio de
las masas atómicas de sus diferentes átomos teniendo en cuenta su abundancia
en la naturaleza.
Los átomos de un elemento con diferente masa reciben el nombre de isótopos
de ese elemento. Por ejemplo el cloro se encuentra en la naturaleza formando
dos isótopos: el isótopo de número másico 35 con una abundancia del 75,76 %
y el isótopo de número másico 37 con el 24,24 %.
94 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
Figura 6.2: Si se representara con una esfera de 1 cm el núcleo de un átomo de
hidrógeno, su electrón se localizarı́a en una esfera de 1 km, lo que da una idea
del enorme vacı́o existente en el interior de dicho átomo.
Ejemplo 2 Indica las partı́culas subatómicas del isótopo 14 del carbono,
cuyo número atómico es 6.
El número atómico Z es igual al número de protones que tiene el carbono
en el núcleo o sea 6 protones, lo que implica que debe tener en su corteza
6 electrones. Al tratarse del isótopo 14 significa que su número másico A
es igual a esa cantidad, y como se cumple que A=Z+N se obtiene que el
número de neutrones que hay en el núcleo del carbono es de 8.
Para informar del isótopo de un determinado elemento se escribe el sı́mbolo
del elemento, el número másico como superı́ndice izquierda y el número atómico
como subı́ndice izquierda:
A
(6.3)
ZS
donde S es el sı́mbolo del elemento, por ejemplo el isótopo 37 del cloro se representa por 37
17 Cl.
La tabla periódica (6.3) queda ordenada en filas y columnas llamadas periodos y grupos, los grupos 1, 2, 17 y 18 reciben el nombre de elementos alcalinos,
alcalino-térreos, halógenos y gases nobles, desde el grupo 3 al 10 son llamados
metales de transición. Gillespie en sus libros de quı́mica afirma que ”...llegar a
comprender cual es la forma del sistema periódico y cuales son sus posiciones, de
al menos los primeros veinte elementos, es esencial para comprender la quı́mica”.
Z
89
13
95
51
18
33
Sı́mbolo
Ac
Al
Am
Sb
Ar
As
name
Actinium
Aluminium
Americium
Antimony
Argon
Arsenic
nombre
Actinio
Aluminio
Americio
Antimonio
Argón
Arsénico
masa atómica (u)
[227]
26.981538
[243]
121.760
39.948
74.92160
95
6.2. MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO
85
16
At
S
Astatine
Sulfur
Astato
Azufre
[210]
32.065
56
4
97
83
107
5
35
Ba
Be
Bk
Bi
Bh
B
Br
Barium
Beryllium
Berkelium
Bismuth
Bohrium
Boron
Bromine
Bario
Berilio
Berkelio
Bismuto
Bohrio
Boro
Bromo
137.327
9.012182
[247]
208.98038
[264]
10.811
79.904
48
20
98
6
58
55
17
27
29
24
96
Cd
Ca
Cf
C
Ce
Cs
Cl
Co
Cu
Cr
Cm
Cadmium
Calcium
Californium
Carbon
Cerium
Caesium
Chlorine
Cobalt
Copper
Chromium
Curium
Cadmio
Calcio
Californio
Carbono
Cerio
Cesio
Cloro
Cobalto
Cobre
Cromo
Curio
112.411
40.078
[251]
12.0107
140.116
132.90545
35.453
58.933200
63.546
51.9961
[247]
110
66
105
Ds
Dy
Db
Darmstadtium
Dysprosium
Dubnium
Darmstadtio
Disprosio
Dubnio
[281]
162.500
[262]
99
68
21
50
38
63
Es
Er
Sc
Sn
Sr
Eu
Einsteinium
Erbium
Scandium
Tin
Strontium
Europium
Einstenio
Erbio
Escandio
Estaño
Estroncio
Europio
[252]
167.259
44.955910
118.710
87.62
151.964
100
9
15
87
Fm
F
P
Fr
Fermium
Fluorine
Phosphorus
Francium
Fermio
Flúor
Fósforo
Francio
[257]
18.9984032
30.973761
[223]
64
31
32
Gd
Ga
Ge
Gadolinium
Gallium
Germanium
Gadolinio
Galio
Germanio
157.25
69.723
72.64
72
108
2
1
26
67
Hf
Hs
He
H
Fe
Ho
Hafnium
Hassium
Helium
Hydrogen
Iron
Holmium
Hafnio
Hassio
Helio
Hidrógeno
Hierro
Holmio
178.49
[277]
4.002602
1.00794
55.845
164.93032
96 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
49
77
In
Ir
Indium
Iridium
Indio
Iridio
114.818
192.217
36
Kr
Krypton
Kripton
83.798
57
103
3
71
La
Lr
Li
Lu
Lanthanum
Lawrencium
Lithium
Lutetium
Lantano
Laurencio
Litio
Lutecio
138.9055
[262]
[6.941]
174.967
12
25
109
101
80
42
Mg
Mn
Mt
Md
Hg
Mo
Magnesium
Manganese
Meitnerium
Mendelevium
Mercury
Molybdenum
Magnesio
Manganeso
Meitnerio
Mendelevio
Mercurio
Molibdeno
24.3050
54.938049
[268]
[258]
200.59
95.94
60
10
93
41
28
7
102
Nd
Ne
Np
Nb
Ni
N
No
Neodymium
Neon
Neptunium
Niobium
Nickel
Nitroge
Nobelium
Neodimio
Neón
Neptunio
Niobio
Nı́quel
Nitrógeno
Nobelio
144.24
20.1797
[237]
92.90638
58.6934
14.0067
[259]
79
76
8
Au
Os
O
Gold
Osmium
Oxygen
Oro
Osmio
Oxı́geno
196.96655
190.23
15.9994
46
47
78
82
94
84
19
59
61
91
Pd
Ag
Pt
Pb
Pu
Po
K
Pr
Pm
Pa
Palladium
Silver
Platinum
Lead
Plutonium
Polonium
Potassium
Praseodymium
Promethium
Protactinium
Paladio
Plata
Platino
Plomo
Plutonio
Polonio
Potasio
Praseodimio
Prometeo
Protactinio
106.42
107.8682
195.078
207.2
[244]
[209]
39.0983
140.90765
[145]
231.03588
88
86
75
45
111
37
44
104
Ra
Rn
Re
Rh
Rg
Rb
Ru
Rf
Radium
Radon
Rhenium
Rhodium
Roentgenium
Rubidium
Ruthenium
Rutherfordium
Radio
Radón
Renio
Rodio
Roentgenio
Rubidio
Rutenio
Rutherfordio
[226]
[222]
186.207
102.90550
[272]
85.4678
101.07
[261]
62
Sm
Samarium
Samario
150.36
97
6.3. MODELO DE CAPAS ELECTRÓNICAS. VALENCIA
106
34
14
11
Sg
Se
Si
Na
Seaborgium
Selenium
Silicon
Sodium
Seaborgio
Selenio
Silicio
Sodio
[266]
78.96
28.0855
22.989770
81
73
43
52
65
22
90
69
Tl
Ta
Tc
Te
Tb
Ti
Th
Tm
Thallium
Tantalum
Technetium
Tellurium
Terbium
Titanium
Thorium
Thulium
Talio
Tántalo
Tecnecio
Teluro
Terbio
Titanio
Torio
Tulio
204.3833
180.9479
[98]
127.60
158.92534
47.867
232.0381
168.93421
112
116
118
114
92
Uub
Uuh
Uuo
Uuq
U
Ununbium
Ununhexium
Ununoctium
Ununquadium
Uranium
[285]
[289]
Uranio
238.02891
23
V
Vanadium
Vanadio
50.9415
74
W
Tungsten
Wolframio
183.84
54
Xe
Xenon
Xenón
131.293
53
70
39
I
Yb
Y
Iodine
Ytterbium
Yttrium
Yodo
Yterbio
Ytrio
126.90447
173.04
88.90585
30
Zn
Zinc
Zinc
65.409
40
Zr
Zirconium
Zirconio
91.224
Cuadro 6.3: Masas atómicas de los elementos ordenados alfabéticamente por su nombre en castellano, se incluye el nombre en inglés,
sı́mbolo y número atómico.
6.3.
Modelo de capas electrónicas. Valencia
Los electrones de la corteza atómica son atraı́dos por el núcleo por la fuerza
eléctrica, una fuerza que viene dada por una función (f) que disminuye proporcionalmente al cuadrado de la distancia entre ambas cargas:
F = f(
1
)
r2
(6.4)
De forma artificial o forzada los átomos son ionizados por diferentes métodos
experimentales, ası́ que cuando se intenta extraer paulatinamente todos los electrones de un átomo da como resultado que en el caso de los elementos alcalinos
es fácil extraer un electrón pero bastante más difı́cil extraer el segundo, en los
98 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
isótopo
6
Li
7
Li
12
C
13
C
19
F
23
Na
32
S
33
S
34
S
36
S
masa (u)
6,01512
7,01603
12,00000
13,00336
18,99840
22,98977
31,97207
32,97207
33,96786
35,96710
número másico (A)
6
7
12
13
19
23
32
33
34
36
abundancia %)
7,42
92,58
98,892
1,108
100
100
95,02
0,76
4,22
0,014
Cuadro 6.2: Masa, número másico y abundancia en la naturaleza de algunos
isótopos, cuyas masas atómicas son: litio 6,941, carbono 12,01, flúor 19, sodio
22,99 y azufre 32,06 u.
Figura 6.3: Versión ”web”de la Tabla Periódica preparada por G. P. Moss Department of Chemistry, Queen Mary University of London, Mile End Road,
London, E1 4NS, UK, http://www.chem.qmul.ac.uk/iupac/AtWt/table.html.
Esta versión está basada en las recomendaciones de 1990 de la Commission on
the Nomenclature of Inorganic Chemistry and published in IUPAC Nomenclature of Inorganic Chemistry.
6.3. MODELO DE CAPAS ELECTRÓNICAS. VALENCIA
99
Figura 6.4: La interacción entre el núcleo y los electrones más cercanos es más
intensa que con los electrones más alejados.
alcalino-térreos ocurre que los dos primeros se extraen con facilidad pero ya no
el tercero, y ası́ sucesivamente ocurre en el resto de grupos. En esta facilidad
o dificultad de arrancar electrones a los átomos se fundamenta el modelo de
capas que distribuye a los electrones de la corteza atómica en capas alrededor
del núcleo, coincidiendo el número de capas de un elemento con el periodo de
la tabla periódica donde se encuentra.
Figura 6.5: Cuanto más externa sea la capa, indicada por un valor creciente n,
menos fuertemente son atraı́dos los electrones por el núcleo ya que se encuentra
más alejado.
El hidrógeno y el helio tienen ambos una capa electrónica, el primero de ellos
contiene un electrón y el segundo dos.
El litio pertenece al segundo periodo, tiene dos electrones en la capa más
interna y un solo electrón en la exterior; de la misma manera el berilio, boro,
carbono, nitrógeno, oxı́geno, flúor y neón, contienen dos electrones en la interna
y dos, tres, cuatro, cinco, seis, siete y ocho en la externa, respectivamente.
Los elementos del tercer periodo disponen de tres capas por eso el sodio tiene
distribuidos sus once electrones ası́ 2 - 8 -1, es decir dos electrones en la capa
más interna, ocho en la intemedia y uno en la externa; el resto de elementos del
periodo van rellenando la capa más externa hasta ocho.
El potasio que se encuentra en el cuarto periodo tiene sus electrones distribuidos ası́ 2 - 8 -8 -1.
La configuración electrónica de un átomo consiste en la distribución de elec-
100 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
trones en las capas electrónicas; la tabla (6.4) muestra la configuración de los
átomos de los veinte primeros elementos y se observa que los elementos de un
mismo grupo presentan el mismo número de electrones en su capa más externa. Esa peridodicidad mostrada también en sus propiedades quı́micas relaciona
la capacidad de reacción con el número de electrones en esa útlima capa electrónica. Dicho de otra manera, los electones de la capa más externa son los
responsables del comportamiento quı́mico de los elementos.
1
2
3
4
1
H
1
Li
2-1
Na
2-8-1
K
2-8-8-1
2
Be
2-2
Mg
2-8-2
Ca
2-8-8-2
3-12
13
14
15
16
17
B
2-3
Al
2-8-3
C
2-4
Si
2-8-4
N
2-5
P
2-8-5
O
2-6
S
2-8-6
F
2-7
Cl
2-8-7
Cuadro 6.4: Configuraciones electrónicas de los veinte primeros elementos de la
tabla periódica, el periodo indica el número de capas electrónicas, y se aprecia
que la primera capa alberga dos electrones, la segunda ocho y la tercera ocho
además los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de electrones
de valencia en su capa de valencia.
El término valencia sirve para designar la capacidad de reacción de un elemento con otros, por este motivo los electrones de la capa más externa se llaman
electrones de valencia y a la capa más externa, capa de valencia. La valencia
coincide con el número de átomos de hidrógeno con los que se combina un elemento; por ejemplo la valencia del oxı́geno en el agua es dos ya que un átomo de
oxı́geno se combina con dos átomos de hidrógeno, o la valencia del nitrógeno en
el amonı́aco es tres porque un átomo de nitrógeno se combina con tres átomos
de hidrógeno.
El modelo de capas permite justificar la afinidad de los elementos de un
mismo grupo ya que todos ellos tienen el mismo número de electrones en su
capa de valencia.
6.4.
Enlace quı́mico y estructuras de Lewis
La existencia de combinaciones atómicas tan conocidas como el gas hidrógeno
H2 , el agua H2 O, la sal común o cloruro de sodio N aCl presupone la existencia
de una fuerza que una a los átomos entre sı́. Esta fuerza que se establece entre
el núcleo atómico y los electrones de valencia es la responsable del enlace entre
átomos. El enlace quı́mico es la fuerza eléctrica fruto de la interacción entre los
electrones de valencia y los núcleos de los átomos de una combinación.
Para el estudio del enlace quı́mico, Lewis propuso una estructura para representar los átomos de un elemento: el sı́mbolo rodeado de tantos puntos como
electrones de valencia tenga. De esa manera estableció una relación simple entre
la valencia y el número de electrones de la capa de valencia.
18
He
2
Ne
2-8
Ar
2-8-8
101
6.4. ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURAS DE LEWIS
Grupo
Número de electrones de la capa de valencia
Valencia
1
1
2
2
13
3
14
4
15
5
16
6
17
7
18
8
1
2
3
Elemento del segundo periodo
Fórmulas
empı́ricas
de
algunos
compuestos tı́picos
Li·
·Be·
··B·
LiCl
BeCl2
BCl3
4
·
·C·
·
CCl4
3
··
·N ·
·
NCl3
2
··
·O :
·
Cl2 O
1
··
·F :
··
FCl
0
··
: Ne :
··
-
Cuadro 6.5: Estructura de Lewis de los átomos de los elementos de los grupos
principales.
Esta relación junto con el hecho de que los gases nobles Ne y Ar tienen
la capa de valencia con 8 electrones y como son elementos estables que no
reaccionan prácticamente con ningún otro elemento, son la base de la regla del
octeto: En la formación de un compuesto, un átomo tiende a ganar, perder o
compartir electrones hasta completar con ocho su capa de valencia.. En otras
palabras se configura como el gas noble más próximo, el cloro trata de obtener
la configuración del argón ganando un electrón o el potasio también trata de
configurarse como el argón perdiendo un electrón.
6.4.1.
Compuestos iónicos
Un átomo que pierde o gana electrones se convierte en un ión, si incrementa el número de electrones forma un anión o ión negativo, por contra cuando
disminuye el número de electrones da lugar a un catión o ión positivo.
Los elementos que se convierten en iones para conseguir una configuración
de octeto en su capa de valencia dan lugar a combinaciones o compuestos
iónicos. Los átomos de uno de los elementos pierden electrones convirtiéndose en
cationes, mientras que los átomos del otro elemento los ganan transformándose
en aniones. La fuerza eléctrica que aparece entre cationes y aniones permite
enlazar los átomos entre sı́, dando lugar al enlace iónico.
El sodio Na tiene la siguiente configuración electrónica 2, 8, 1, es decir 1
electrón en su capa de valencia, mientras que el cloro tiene 2, 8, 7 electrones,
en su capa de valencia hay 7 electrones; en la formación de la sal cloruro de
sodio NaCl el átomo de sodio pierde 1 electrón que lo gana el cloro, aparecen
los cationes de N a+ y aniones cloruro Cl− , con ello el sodio adquiere la configuración del neón y el cloro la configuración del argón. Esta reacción representada
mediante estructuras de Lewis serı́a:
··
··
N a · + ·Cl : −→ (N a+ )( : Cl :− )
··
··
102 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS
La carga lı́mite para los iones monoatómicos casi nunca es mayor de +3 y
-3.
Los metales sólo forman iones positivos (cationes)
Los no metales siempre forman iones negativos (aniones)
Poseen puntos de fusión relativamente altos.
Poseen un ordenamiento regular de iones positivos y negativos dispuestos
en forma de red cristalina iónica.
No existen moléculas separadas (discretas) de sustancias iónicas, por eso
se consideran como unidades fórmula y no como fórmulas moleculares.
Generalmente involucran a metales y no metales representativos.
Son solubles en solventes polares como el agua.
Fundidos o en solución conducen la corriente eléctrica.
En la formación de combinaciones iónicas los elementos de los grupos principales forman frecuentemente los siguientes iones:
Li+
N a+
K+
Rb+
Cs+
Be2+
M g 2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Al
3+
N 3−
P 3−
O2−
S 2−
F−
Cl−
Br−
I−
La valencia de un elemento que forma una combinación iónica coincide con
la carga del ión, es decir que la carga del ión justifica la valencia que emanaba
del modelo de capas.
6.4.2.
Compuestos covalentes
Cuando se trata de justificar las combinaciones entre no metales, como por
ejemplo el gas cloro Cl2 , el enlace no puede estar basado en la formación de iones,
por lo que para adquirir la configuración de octeto cabe la posibilidad de que los
electrones sean compartidos, una sugerencia que hizo Lewis en 1916, formando
un enlace covalente. Según esto los átomos de cloro darı́an lugar a una molécula
de cloro con un par de electrones en la zona de enlace, uno perteneciente a
cada átomo, situada entre ambos llamado par enlazante, además de los seis
electrones que rodean a cada cloro que forman tres pares llamados no enlazantes
o solitarios:
··
··
· · ··
: Cl· + ·Cl : → : Cl : Cl :
··
··
· · ··
6.4. ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURAS DE LEWIS
103
La molécula de metano está formada por un átomo de carbono y cuatro
de hidrógeno, el carbono dispone de cuatro electrones de valencia y le faltan
otros cuatro para completar el octeto, que lo consigue compartiendo el electrón
de cuatro átomos de hidrógeno, dando como resultado cuatro pares enlazantes,
que se han representado por un guión que representa a los dos electrones de
enlace:
H
H
C
H
H
La molécula de amonı́aco está formada por un átomo de nitrógeno y tres
átomos de hidrógeno, el nitrógeno puede compartir cinco electrones pero solamente le faltan tres para completar el octeto, por este motivo compartirá como
máximo tres de sus electrones, el hidrógeno tiene un electrón de valencia y al
compartirlo completa su capa de valencia (excpeción de la regla del octeto),
resulta que se forman tres pares enlazantes entre el nitrógeno y el hidrógeno y
queda un par solitario o no enlazante en el nitrógeno:
H
..
N
H
H
La molécula de tetracloruro carbono contiene un átomo de carbono y cuatro de
cloro, el carbono comparte sus cuatro electrones de valencia con un electrón de
cuatro cloros, asñi el carbono se configura con el octeto completo y cada átomo
de cloro también ya que al tener siete electrones de valencia sólamente necesitan
compartir uno de ellos, resulta entonces que aparecen cuatro pares enlazantes y
tres pares no enlazantes por cada cloro:
..
:Cl:
..
..
:Cl
Cl:
C
..
..
:Cl:
..
La valencia de los no metales en las combinaciones covalentes coincide con
el número de electrones que faltan para completar con ocho la capa de valencia;
es decir es igual a 8 menos el número de electrones de la capa de valencia.
Existen excepciones por defecto a la regla del octeto, una obvia es la del
hidrógeno que sólo puede alcanzar dos electrones en su capa de valencia. Otra
excepción la constituye el boro, por ejemplo en sus combinaciones con el fluor
y cloro, BF3 y BCl3 , solo alcanza los seis electrones en su capa de valencia.
Una excepción por exceso a dicha regla la constituye, por ejemplo, el fósforo
en la combinación P Cl5 ya que el fósforo tiene 10 electrones en su capa de
valencia (cinco que tenı́a como átomo aislado y cinco que comparte con los
átomos de cloro).
104 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
..
:F
..
..
F:
..
B
:F:
..
Cabe la posibilidad también que se forme más de un par enlazante con el
objeto de completar la capa de valencia con ocho electrones, apareciendo de esta
manera enlaces dobles y triples. Ejemplos de compuestos con enlaces múltiples
son el dióxido de carbono, eteno, etino y el nitrógeno entre los más conocidos:
:O:
H
H
C
TT
:O:
H
C
C
TT
H
TT
H
C
C
:N
TT
H
N:
6.5. EJERCICIOS
6.5.
105
Ejercicios
1. Calcula la masa de un átomo de helio con los valores de las partı́culas
subatómicas expresados en kg en la tabla (6.1). (R:6, 7 · 10−27 kg)
2. Calcula el número de átomos de He que contiene un recipiente con 4 g de
este gas. (R: 6 · 1023 átomos)
3. Al considerar que la masa de un átomo de H es uno se deduce que la de la
molécula del gas hidrógeno H2 es de 2 u. Si la equivalencia entre la unidad
de masa atómica y el kg es de 1, 66 · 10−27 kg/u calcula las moléculas que
hay en 2 g de este gas. (R: 6 · 1023 moléculas)
4. Define número másico, número atómico, isótopo y masa atómica. Establece sus relaciones.
5. Indica las partı́culas subatómicas que constituyen los siguientes isótopos:
14
37
7
6 C, 17 Cl y 3 Li.
6. Calcula el tamaño del núcleo del átomo de hidrógeno si el electrón se
pudiera mover en una esfera de radio igual a la distancia Buñol-Valencia.
7. La densidad de un cuerpo es el cociente entre su masa y el volumen que
ocupa, calcula la densidad del átomo de hidrógeno y la de su núcleo. (R:
320 kg/m3 , 3, 2 · 1018 kg/m3 )
8. Indica el número atómico, grupo y periodo del potasio.
9. Averigua qué elemento tiene de número atómico 17 y localiza el periodo
y grupo al que perenece.
10. Escribe la configuración electrónica del elemento número 13.
11. Averigua qué elemento tiene la siguiente configuración 2-8-1 y localiza el
periodo y grupo al que pertenece.
12. Escribe la estructura de Lewis de los elementos del tercer periodo.
13. Relaciona el número de electrones de la capa de valencia con la valencia
de los elementos.
14. Escribe la estructura de Lewis de los iones que forman los metales alcalinotérreos.
15. Escribe la estructura de Lewis de los iones que forman los elementos del
grupo 16.
16. Averigua la posible formación de una combinación iónica entre el sodio y
el cloro. Identifica los iones en los que se transforman cada elemento.
17. Idem entre el sodio y el azufre. Identifica los iones en los que se transforman
cada elemento.
18. Idem entre el aluminio y el oxı́geno. Identifica los iones en los que se
transforman cada elemento.
106 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
19. Idem entre el calcio y el oxı́geno. Identifica los iones en los que se transforman cada elemento.
20. Averigua la posible formación de una combinación covalente entre el cloro
y el hidrógeno. Identifica los pares enlazantes y solitarios existentes.
21. Idem entre el carbono y el hidrógeno. Identifica los pares enlazantes y
solitarios existentes.
22. Idem entre el flúor y el boro. Identifica los pares enlazantes y solitarios
existentes.
23. Idem entre el nitrógeno y el hidrógeno. Identifica los pares enlazantes y
solitarios existentes.
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