ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA ESTRUCTURA ATÓMICA 1. Número másico y número atómico - El número atómico (Z) corresponde al número de protones en el núcleo atómico. - El número másico (A) es la suma del número de protones y de neutrones que forman el átomo. *N es el número de neutrones. A=Z+N 2. Isótopos Las diferentes formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su número másico debido a que poseen distinto número de neutrones se denominan isótopos. M a ( X )= M a ( X 1 )· %( X 1 )+ M a ( X 2 )· %( X 2 )... 100 3. Hipótesis de Planck (teoría cuántica) La energía absorbida o emitida por un cuerpo es múltiplo de una cantidad de energía elemental e independiente de la temperatura. H = constante de Planck = 6,63 · 10-34 J·s 4. Principio de incertidumbre de Heisenberg (mecánica cuántica) «Es conceptualmente imposible conocer simultáneamente y con exactitud el momento lineal, p=m·v , y la posición ,x, de una partícula en movimiento.» Por este motivo, surge el concepto de orbital: El orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada- 5. Modelo de Schrodinger La carga nuclear efectiva Z*, de un átomo respecto a un electrón es la carga que debería poseer el núcleo si el átomo estuviera constituido solamente por el núcleo y el electrón considerado. Constante de apantallamiento = a Z = Z*- a 6. Orbitales y números cuánticos Los números cuánticos corresponden a los parámetros = n, l, ml, ms . - n = 1,2,3,4,5… La energía del nivel principal. Número de capa. - l = de 0 a n-1. La forma y la superficie del orbital; y la energía de los subniveles. - ml = de -l a +l. La orientación de los subniveles en el campo magnético del átomo. - ms = +1/2 o -1/2. El sentido de giro. 7. Principio de exclusión de Pauli (estructura electrónica) «Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.» 8. Regla de Hund (estructura electrónica) «Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, de la misma energía, lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos (electrones desapareados), mientras sea posible.» TABLA PERIÓDICA 1. La tabla Periódica actual En la tabla periódica los elementos se ordenan de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden creciente a su número atómico (Z). Al colocar los elementos en orden creciente a su número atómico, tiene lugar una repetición periódica de ciertas propiedades físicas o químicas de estos. 1.2. Estructura de la Tabla Periódica Periodos. Los elementos están ordenados en 7 filas horizontales. Los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de capas electrónicas, completas o no. Grupos. Los elementos forman dieciocho columnas verticales. Los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su nivel más externo. Grupos: 2. Carga nuclear efectiva y apantallamiento El apantallamiento consiste en la repulsión entre los electrones, que disminuye el efecto de la atracción del núcleo y condiciona el estado del electrón del átomo. La carga nuclear efectiva puede calcularse de la siguiente manera: Z* = Z – a Z* = Carga nuclear efectiva Z = carga nuclear a = constante de apantallamiento 2.1. Variación de la carga nuclear efectiva en la Tabla Periódica - A lo largo de un periodo, la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo aumenta conforme lo hace el número atómico. - A lo largo de un grupo, la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo es la misma, independientemente del número atómico. 3. Propiedades periódicas 3.1. Radio atómico El valor que se le asigna en la práctica al radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí. - Dentro de un periodo, el radio atómico aumenta conforme disminuye el número atómico. - Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta conforme crece el número atómico. 3.2. Radio iónico El radio de un catión es menor que el del átomo, neutro, del que procede y, en cambio, el radio del anión es mayor. 3.3. Energía de ionización La energía de ionización, Ei, es la misma energía necesaria para extraer el electrón más externo de un átomo, neutro, de un elemento X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, extraiga un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ión monopositivo X +, también en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. X(g) + Ei → X+(g) + 1 e- Dentro de un periodo, la energía de ionización se incrementa según aumenta el número atómico. - Dentro de un grupo, la energía de ionización aumenta según disminuye el número atómico. 3.4. Afinidad electrónica La afinidad electrónica, AE, es la energía intercambiada en el proceso por el que un átomo, neutro, de un elemento X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, recibe un electrón y se transforma en un ión mononegativo, X-, también en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. X(g) + 1 e- → X-(g) + AE - Dentro de un periodo, la tendencia a aceptar un electrón se incrementa según aumenta el número atómico. - Dentro de un grupo, la tendencia a aceptar un electrón aumenta según disminuye el número atómico. 3.5. Electronegatividad La electronegatividad de un elemento se define como la tendencia relativa de sus átomos para atraer otros electrones (se suele relacionar con los electrones del enlace covalente). - Dentro de un periodo, la electronegatividad se incrementa según aumenta el número atómico. - Dentro de un grupo, la electronegatividad aumenta según disminuye el número atómico. 3.6. Carácter metálico El carácter metálico se refiere al comportamiento de los elementos como metales o no metales, según formen cationes con facilidad. - Los elementos metálicos son poco electronegativos, y tienen baja energía de ionización y presentan débil tendencia a aceptar electrones, por lo que forma cationes con facilidad. - Los elementos no metálicos son muy electronegativos, y tienen alta energía de ionización y presentan elevada tendencia a aceptar electrones, por lo que forman aniones con facilidad. - Dentro de un periodo, el carácter metálico aumenta según disminuye el número atómico. - Dentro de un grupo, el carácter metálico aumenta según se incremente el número atómico. Propiedades físicas Metales No metales Conductividad eléctrica Elevada Deficiente, excepto silicio y algunas formas del carbono como el grafito Conductividad térmica Elevada Deficiente, excepto algunas formas del carbono como el grafito Brillo Gris metálico excepto cobre y oro Sin brillo metálico Estado físico a temperatura ambiente Sólidos, excepto el mercurio Sólidos, líquidos o gaseosos Tipo de enlace En estado sólido, enlace metálico Moléculas y enlaces covalentes Características físicas Dúctiles y maleables Frágiles en estado sólido Propiedades químicas N.º de electrones en el nivel más externo Pocos, tres o menos Muchos, cuatro o más Afinidad electrónica Débil tendencia a aceptar electrones Elevada tendencia a aceptar electrones Energía de ionización Baja, forma cationes con facilidad Elevada Electronegatividad Baja Elevada Compuestos Iónicos con los no metales Iónicos con los no metales y covalentes EL ENLACE QUÍMICO El enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman las sustancias. 1. Regla del octeto y excepciones En general, cuando dos átomos se unen, ambos tienden a alcanzar la estructura electrónica externa propia de gas noble, es decir, a completar con ocho electrones su último nivel electrónico. Hay muchos casos en los que no se cumple la regla del octeto y los átomos enlazados presentan octeto incompleto u octeto expandido. 2. Electrones de valencia y notación de Lewis Lewis introdujo la denominada notación de Lewis para representar los electrones del último nivel de la capa de valencia de los átomos, iones y moléculas. En la notación de Lewis se distribuyen los electrones de valencia mediante puntos. 3. Tipos de enlaces químicos UNIDADES ESTRUCTURALES DE LAS SUSTANCIAS IÓNES ÁTOMOS MOLÉCULAS Positivos y negativos unidos por Positivos unidos por Que se unen por Que se unen por Enlace iónico Enlace metálico Enlace covalente Enlace intermoleculares Compuestos iónicos Sustancias metálicos Sustancias covalentes atómicas Enlaces intermoleculares p.ej. NaCl p.ej. Al p.ej. SiO2 p.ej. H2O 4. El enlace iónico El enlace iónico es la fuerza resultante de las fuerzas electrostáticas que se establecen entre iones positivos y negativos, para dar lugar a una red cristalina iónica. Los elementos tienen una gran diferencia de electronegatividad. 5. El enlace covalente El enlace covalente se establece cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Estos enlaces se forman entre átomos iguales o distintos, con elevada electronegatividad y de carácter no metálico. Las estructuras resultantes pueden moléculas o redes cristalinas. 5.1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) y geometría molecular. Los pares de electrones enlazantes y los libres que rodean el átomo central, se orientan de modo que, al aproximarse al núcleo cuanto es posible, se alejan entre sí lo suficiente para que las repulsiones entre ellos sean mínimas. La orientación adoptada determina la geometría molecular. MOLÉCULAS CUYO ÁTOMO CENTRAL SOLO TIENE PARES ENLAZANTES 5.2 Teoría del enlace de valencia Según la teoría del enlace de valencia (TEV), los pares enlazantes se formarán por el emparejamiento de electrones, uno de cada átomo, siempre y cuando se encuentren desemparejados en el átomo sin enlazar. 5.3 Polaridad del enlace covalentee Cuando los átomos enlazados presentan diferente electronegatividad, dan lugar a un enlace covalente polarizado, en el que los electrones quedan desplazados hacia el átomo mas electronegativo. - Enlace covalente apolar. Los átomos que se enlazan tienen la misma electronegatividad, atraen los electrones compartidos con la misma intensidad. - Enlace covalente polar. Se da cuando se combinan átomos con distinta electronegatividad, el más electronegativo atrae con mayor intensidad a los electrones compartidos. 5.6 Teoría de hibridación Mediante el proceso de hibridación, algunos orbitales atómicos redistribuyen su carácter particular y originan nuevos orbitales híbridos equivalentes entre sí en forma y energía; su forma y orientación dependen del tipo de hibridación. La orientación adoptada por los orbitales híbridos condiciona la forma geométrica de las moléculas. Hibridación sp3 La hibridación s y tres orbitales p produce cuatro orbitales híbridos sp 3. Los orbitales sp3 están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, formando entre sí ángulos de 109,5º. Hibridación sp2 Cuando se combina un orbital s con dos orbitales p, se forman tres orbitales híbridos sp 2. Los nuevos orbitales sp2 están situados en un mismo plano y forman entre sí ángulos de 120º. Se mantiene un orbital p sin hibridar. El primer enlace entre dos átomos es σ, ya que es de mayor intensidad. Los siguientes, que dan lugar a enlaces múltiples, son π. Hibridación sp Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s con uno p. Los nuevos orbitales sp son lineales, por lo que forman un ángulo de 180º. En cada átomo se mantienen dos orbitales p sin hibridar. 6. Uniones intermoleculares 4.1 Tipos de enlaces entre moléculas Las moléculas establecen entre sí fuerzas de atracción de naturaleza electrostáticas que dan lugar a los enlaces intermoleculare, que pueden ser: enlaces de Van der Waals y enlaces de hidrógeno. Enlaces de Van de Waals 1. Enlaces de dispersión. Dichas fuerzas tienen lugar entre moléculas de tipo no polar, donde pueden encontrarse dipolos. Una molécula puede presentar asimetría en su distribución de sus electrones, originándose un dipolo instantáneo, el cual actúa sobre otra molécula próxima creando en ella un dipolo inducido, y como consecuencia la interacción entre dipolos. Ejemplos: Cl2 2. Dipolo – dipolo inducido. Se requiere una molécula polar y una molécula apolar. La proximidad del dipolo induce una distribución de la carga asimétrica en la molécula apolar, lo que da lugar a un dipolo inducido y a la consiguiente interacción entre dipolos. 3. Dipolo-dipolo. Se dan entre moléculas polares, donde los dipolos se orientan mutuamente y origina la atracción entre las cargas de signo opuesto. Estas fuerzas son mucho más débiles que las que existen entre iones. Puentes de hidrógeno Es un caso especial de interacción dipolo-dipolo de mayor intensidad. Este tipo de enlace se forma entre moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno unido a un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo (N, F y O). 7. El enlace metálico El enlace metálico une a los átomos de metales entre sí, formando redes cristalinas metálicas. El modelo de nube de electrones El modelo de bandas Según este modelo los electrones de valencia se encuentran deslocalizados debido a una compartición electrónica Al estar los átomos de metal tan cerca unos de generalizada. Es decir, los electrones no pertenecen a los otros, sus orbitales atómicos se superponen átomos individuales, sino al conjunto de todos ellos. generando una banda de rivales energéticos. • Los átomos del metal pierden sus electrones de Entre los átomos metálicos no hay orbitales valencia y se convierten en cationes esféricos que se atómicos, sino orbitales moleculares. Sus energías ordenan formando una red cristalina tridimensional. son tan próximas entre ellas que ocupan una única • Los electrones de valencia forman una nube banda de energía. Los electrones llenan los orbitales electrónica como si fueran un gas alrededor de los moleculares en orden creciente de energía, pero los cationes y neutralizan la carga positiva. no ocupados se encuentran tan cerca que una • Los electrones se mueven libremente dentro de la red mínima diferencia de potencial permite a los cristalina de cationes y no pueden escapar de ella electrones cambiar de orbital y provocar la corriente debido a la atracción electrostática con los cationes. eléctrica. 8. Propiedades en función del tipo de enlace Partículas que la forman SUSTANCIAS IÓNICAS SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS SUSTANCIAS COVALENTE MOLECULARES SUSTANCIAS METÁLICAS Aniones y cationes Átomos Moléculas Átomos Enlaces metálicos. Fuerzas presentes Enlaces iónicos Enlaces covalentes Enlaces covalentes entre los átomos que forman la molécula. Uniones intermoleculares entre moléculas. Dureza Duras y frágiles Muy duras Muy blandas Variables Sólidos Sólidos Sólidos, líquidos o gaseosos Sólidos (excepto el Hg) Puntos de fusión Altos Muy altos Bajos Muy variables Puntos de ebullición Altos Muy altos Bajos Muy variables Solubles en agua y otros disolventes polares. Insolubles Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y las apolares, en disolventes apolares. Solubles en otro metal fundido (aleaciones) Conductores solo en disolución o fundidos. Muy malos conductores, en general. Malos conductores. Muy buenos conductores en estado sólido. NaCl, CaO, CaCO3 C (diamante), SiC, SiO2 H2O, I2, S8, NH3, CH4 Na, Fe, Ag, Al, Cu Estado físico a temperatura ambiente (20ºC) Solubilidad Conductividad eléctrica Ejemplos
