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ESTRUCTURA ATÓMICA
¿Qué es lo que pasa adentro de los átomos? ¿Cómo se mueven realmente los electrones adentro de ellos? Esta última pregunta es muy importante ya que son los electrones los que hacen que los átomos se unan formando moléculas. Ya desde fines del siglo XIX se lo vienen preguntando y, usando los datos de sus experimentos, los químicos-físicos hicieron distintos “modelos” para explicar sus observaciones.
Modelos atómicos: El conocimiento de estos modelos es sólo conceptual, pero te va a servir para entender los temas que vamos a ver más adelante. Viene bien que lo leas.
1) Modelo atómico de Böhr: Este modelo fue uno de los primeros y más importantes. Si bien después descubrieron que no era correcto, les sirvió mucho a los científicos para seguir avanzando hacia el modelo actual. A partir de la idea de que en un átomo los electrones giran alrededor del núcleo, Böhr pro- puso 5 postulados:
I) el electrón sólo puede moverse a cierta distancia (radio) del núcleo, lo que determina una órbita o nivel de energía (también se lo llama capa). Una órbita es una trayectoria circular bien definida alrededor del núcleo.
II) mientras se encuentre en una órbita, el electrón no libera ni absorbe energía; por esto se conoce a las órbitas como estacionarias (o permitidas). En una órbita, la energía perma- nece constante.
III) cuando se le entrega energía a un átomo, el electrón puede absorberla y pasar a una órbita de mayor radio, (y, por esto, de mayor energía). En este caso, se dice que el electrón está excitado. Cuando los electrones de un átomo no están excitados, el átomo se encuen- tra en estado fundamental. Cuando están excitados, en estado excitado.
IV) cuando un electrón pasa de una órbita más alejada del núcleo a otra más cercana en- tonces libera o emite energía en forma de fotón (una cantidad pequeña y determinada de energía). En este dibujito el elec- trón pasó a una órbita más cercana al núcleo y libera (o emite ) un fotón.
Fíjate que para que el electrón pase de una órbita menor a una mayor tiene que absorber un fotón.
V) para pasar de una órbita a otra, el electrón debe absorber o emitir una cantidad de ener- gía igual a la diferencia de energía entre una capa y la otra (esto es porque la energía nunca “desaparece”, si no que se transforma). Si pasa de un nivel inicial (con una cantidad de energía Ei) a otro final (con otra cantidad de energía Ef), la diferencia (Δ E) se calcula como
Ef-Ei= Δ E.
El electrón sólo puede hallarse en alguna de las órbitas y no en los espacios entre ellas. A las órbitas se las designa con el número n (que toma los valores 1, 2, 3, 4,…); la nume- ración comienza desde la que tiene menor radio (la primera capa tiene n=1, la segunda n=2, y así sucesivamente).
Cuanto más alejada del núcleo, más energía tiene la órbita. (E 4 es mayor que E 3 que es mayor que E 2 y a su vez mayor que E 1 ). El valor de ΔE entre dos capas sucesivas (entre 2 y 1; entre 3 y 2; entre 4 y 3; etc.) es cada vez menor, ya que la separación entre las órbitas es cada vez menor. Si un átomo tiene electrones excitados, se lo escribe con un asterisco para identificarlo: Átomo excitado = X* (la letra X representa a un elemento cualquiera). Por ejemplo, en el caso del sodio (Na) sería: Na*.
2) Modelo Orbital : Corresponde al modelo atómico moderno. La rama de la ciencia que estudia actualmente cómo se comportan las partículas subatómicas es la famosa mecánica cuántica. En este modelo se reemplaza el concepto de órbita por el de orbital (u orbital atómico). Un orbital es la zona del espacio en la que hay una alta probabilidad de encontrar al elec- trón. Al principio es un concepto difícil de imaginar. Los científicos de principios del siglo
Fíjate que las ór- bitas son cada vez más cercanas
d 10 p 6
4
s p d f
2 6 10 14 Cada orbital atómico tiene una energía característica. En una misma capa, la energía del orbital s es menor que la del p, que es menor que la del d y a su vez menor que la del f. Para referirnos a un orbital de un átomo, lo nombramos dando el número n (es decir, indi- cando a qué capa pertenece), la letra que indica la forma que tiene, y la cantidad de electrones que posee. Por ejemplo, en el átomo de hidrógeno, su único orbital se nombra como:
A partir de esta notación, podemos escribir la configuración electrónica (CE) de un átomo dado. Configuración electrónica: Consiste en escribir cómo se encuentran distribuidos los elec- trones en un átomo o en un ion. Así, identificamos cuántos electrones hay en cada subnivel y en cada nivel. Para escribirla, hay que respetar el siguiente orden:
Una reglita para recordarlo:
OJO. No es que a partir del nivel seis dejen de haber orbitales del tipo f o d y f. Solo no aparecen porque los átomos que vamos a ver no tienen tantos electrones como para llegar a esos orbitales.
Número de nivel
Tipo de orbital
1s^1 Cantidad de electrones
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
¡Tenés que saberlo!
Diagrama de Moeller o diagrama de las diagonales
Empezas desde la flechita de arriba de derecha a iz- quierda, y vas armando la secuencia.
REGLA DEL OCTETO
Esta regla dice que los átomos quieren parecerse al gas noble más cercano , es decir, quieren tener 8 electrones (o 2 si quieren parecerse al He, en el caso del hidrógeno) en su último nivel. Cuando los átomos cumplen el octeto son más estables que cuando no lo cumplen. Por ejemplo, el oxígeno atómico tiene seis electrones en su último nivel de energía, por lo que no es muy estable. ¿Cómo podría ser más estable? Y según la regla del octeto, va a querer tener 8 electrones en su último nivel de energía. Puede hacer dos cosas... O perder los 6 electrones y parecerse al helio (He), o ganar dos electrones y parecerse al neón (Ne). ¿Qué te parece que va a pasar? Y en este caso le es más fácil ganar dos electrones. Pensá que el oxígeno es muy electronegativo, por lo que le “gusta” atraer electrones...
Entonces el oxígeno atómico forma un anión. Veamos otro caso. Fíjate en el calcio (Ca). Este elemento tiene dos electrones en su último nivel de energía. ¿Qué va a hacer? ¿Va a perder esos dos electrones o ganar otros seis? El calcio no es muy electronegativo, así que no le va a “importar” perder a esos electrones...
Entonces, el calcio forma cationes.
Veamos cómo podemos aplicar lo que aprendimos recién en un ejercicio de parcial:
Ejemplo: Escribir la CE del catión más estable que forma el elemento de Z = 19 Si te fijas en la tabla periódica, el elemento que tiene número atómico 19 es el potasio (K), este ele- mento tiene un electrón en su último nivel de energía y no es muy electronegativo: va a ceder su electrón. Entonces su catión más estable es el K+. Dado que tiene una carga positiva, tiene 1 electrón menos que los protones que tenga en su núcleo. Por lo tanto, tiene 18 electrones. Respetando el orden que te di, vas escribiéndola hasta que llegas a los 18 electrones (Te- nés que sumar los numeritos de arriba).
La palabra “isoelectrónico” significa “ igual cantidad de electrones ”. Entonces dos cosas son isoelectrónicas si poseen ambas el mismo número de electrones. Por ejemplo: el catión 19 K+^ (18 electrones) es isoelectrónico con el átomo^18 Ar (18 electrones).
TABLA PERIÓDICA
Todos los elementos químicos que se conocen están ordenados en la tabla periódica según su número atómico (Z) formando filas y columnas. Las filas (horizontales) se llaman pe- ríodos (P) ; los elementos que forman un mismo período tienen la misma cantidad de capas. Las columnas (verticales) se llaman grupos (G) ; cada grupo está formado por elementos con iguales propiedades químicas, algunos tienen algún nombre en particular: G 1 son los Metales alcalinos, el G 2 son los Metales acalinotérreos, el G 17 son los Halógenos y el G 18 son los Gases nobles. La ubicación de los elementos en la tabla también se relaciona con la CE de cada uno: se ubican según cuál es el tipo de orbital (s, p, d o f) en el que termina su CE. En el siguiente esquema de la tabla podes ver todo lo que acabo de decir.
Los elementos de los bloques s y p se llaman representativos. Los elementos que están a la izquierda y debajo de la “escalerita” son metales. Los que están a la derecha y arriba son no metales. Además de numerar lo grupos, éstos tienen otro nombre y tienen una CEE característica : 1 = I A; CEE: n s^1 2 = II A; CEE: n s^2
13 = III A; CEE: ns^2 n p^1
Bloque s: último electrón en un orbital s
14 = IV A; ns^2 n p^2 15 = V A; CEE: ns^2 n p^3 16 = VI A; CEE: ns^2 n p^4 17 = VII A; CEE: ns^2 n p^5 18 = VIII A; CEE: ns^2 n p^6 (menos el He que es 1s^2 )
Otra forma de escribir la CE de un elemento es poniendo entre corchetes el gas noble que está antes en la tabla y completando lo que falta. Por ejemplo, la CE el 20 Ca se escribe como [Ar] 4s^2. Podes escribir la CE del argón (Ar) y la del calcio (Ca) y compararlas.
18 Ar CE 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6
20 Ca CE 1s^2 , 2s^2 , 2p^6 , 3s^2 , 3p^6 , 4s^2 entonces el^20 Ca CE [Ar] 4s^2
¿Cómo ubicar un elemento en la tabla? Hay 3 formas de ubicarlo:
Sabiendo cuál es su período y cuál es su grupo. Entonces si te digo que un elemento tiene P 3 y G IIA, vas a la tabla, te fijas a lo largo del período 3 (segunda fila horizontal) y te parás en la casilla del grupo 2: es el magnesio (Mg).
Sabiendo cuál es el número atómico (Z) del elemento. Podes identificar cuál es el valor de Z que tiene cada elemento haciendo esto: el primer elemento es el hidrógeno (H: P 1 y G 1) con Z=1, arriba a la izquierda, y siguiendo hacia la derecha a lo largo de una fila sumas 1 al Z cuando pasas al elemento de al lado; al acabar la fila seguís sumando de igual ma- nera en la fila de abajo (también empezando en la izquierda).
Sabiendo cómo termina su configuración electrónica: según cuál sea el último orbital ocupado en seguida sabes a qué bloque perteneces (s, p, d o f), y según cuántos electrones tenga ese orbital, sabrás en qué grupo.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
- Radio atómico (Ra) Es la distancia que hay desde el núcleo hasta la capa más externa de un átomo.
Bloque p: último electrón en un orbital p
es cada vez mayor. El electrón va a estar más atraído y nos va a costar más sacarlo. Ade- más fíjate que en un período, hacia la derecha aumenta la electronegatividad. Entonces si hacia la derecha los átomos atraen más fuertemente a los electrones, va a haber que darles más energía para poder sacárselos
Energía de Unión Electrónica (E.U.E.): es la energía que se libera cuando agregamos un electrón a un átomo. También se la llama Afinidad Electrónica. Los valores de esta energía pueden ser positivos o negativos. Pensá que a un átomo como el oxígeno que le gusta ganar electrones, el hecho de “meterle“ un electrón va a liberar energía, porque el O2-^ es más estable. En este caso, la EUE va a ser negativa. Veamos el otro caso. A un átomo de calcio le gusta ceder electrones para cumplir la regla del octeto. Entonces el hecho de ponerle un electrón no le va a gustar. Va a haber que otorgarle energía, por lo que va a ser positiva. Cuando digo que disminuye estoy diciendo que se hace más negativo , es decir, se libera más energía.
Radio Iónico: Es la (^) distancia que hay desde el núcleo hasta la última capa de un ion. Para átomos de un mismo elemento, se cumple que: Si a un átomo se le agregan electrones (pasa a ser un anión ) va a haber más repulsión entre los electrones del ion (cargas de igual signo se repelen) y lo vemos como una expan- sión del tamaño, es decir, del radio iónico en comparación con el del átomo. Si a un átomo se le sacan electrones (pasa a ser un catión ) va a haber menos apantalla- miento y también puede ser que haya una capa menos, entonces el radio iónico va a ser más chico que el del átomo.
En general:
¿Y para iones isoelectrónicos? Al tener igual cantidad de electrones, lo que los va a diferenciar es la cantidad de protones en el núcleo (carga nuclear). Cuanto mayor es la carga nuclear, más atracción sienten los electrones por el núcleo y entonces el radio iónico es menor porque estarán más cerca del
radio del catión menor al radio atómico menor al radio del anión
núcleo. Por ejemplo: el Na+^ y el Mg2+^ son isoelectrónicos, pero el magnesio tiene un protón más que el sodio, entonces el radio del catión magnesio es menor que el radio del ion sodio , una forma más corta de decirlo: rNa+^ > rMg2+
Tendencias periódicas
Según las propiedades que tiene un elemento se lo puede clasificar como metal , no metal y metaloide.
Metales: tienen baja energía de ionización entonces forman fácilmente cationes (tienden a ceder sus electrones). Se caracterizan por ser sólidos a temperatura ambiente (con la excepción del mercurio Hg que es líquido); son buenos conductores de la corriente eléctrica y del calor; son dúctiles, maleables y forman aleaciones. Tienen punto de fusión alto. También su densidad es alta.
No metales: tienen alta energía de ionización entonces forman fácilmente aniones (tenden- cia a aceptar electrones). Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente. No conducen la corriente eléctrica.
Metaloides: en la tabla, son los que están cerca de la línea zigzag (la “escalerita”). Presentan propiedades de metales y de no metales. Conducen poco la corriente eléctrica; no son aisladores; son semiconductores. UNIONES QUÍMICAS
¿QUÉ ES UNA UNIÓN QUÍMICA? En la naturaleza los átomos no están sueltos, sino que se unen entre sí formando compuestos (como el agua, la sal de mesa, el azúcar y casi todo lo que nos rodea). Es importante entonces estudiar las uniones entre los átomos. Se define la unión química como la fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos con intensidad sufi- ciente como para mantenerlos juntos en una especie diferente. Hablando más claro, decimos que existe una unión química cuando dos o más átomos se juntan para dar un compuesto químico (que tiene sus propias características). Más adelante vamos a ver que hay distintos tipos de uniones, que pueden ser más o menos fuertes (o sea, que pueden ser más o menos fáciles de romper), que los átomos unidos pueden estar más o menos cerca, etc. Pero primero, veamos algo más importante...
¿CÓMO SE UNEN LOS ÁTOMOS? Voy a empezar diciéndote esto: los átomos se unen para llegar a un estado de menor energía. ¿Qué quiere decir esto? Quiere decir que en general los átomos “sueltos” no son muy estables. Se unen formando compuestos para ganar estabilidad. Acordate de esto: en la naturaleza los átomos no están solos, están asociados a otros.
Decimos entonces que en el agua el oxígeno tiene un par electrónico compartido con cada hidrógeno que lo acom- paña. Los puntitos representan los electrones externos de los H y las crucecitas los del O. Cada par electrónico compartido representa una unión química. Hay otra manera de simbolizar el agua, que es que a cada unión la represento con una línea. Por ejemplo:
Ésta es lo que se llama fórmula desarrollada o estructural. Otro ejemplo es el del metano (CH 4 ):
UNIÓN IÓNICA, COVALENTE Y METÁLICA
Los átomos pueden formar uniones de distintos tipos, con características especiales. El tipo de unión que forman depende de la electronegatividad de cada átomo. Pero... ¿qué era la electronegatividad? Ya la vimos antes, pero no viene mal refrescarla. Es la capacidad que tiene cada elemento para atraer los electrones hacia él. Es un valor que se mantiene siempre igual para cada elemento. O sea, el hidrógeno tiene la misma electronegatividad en el agua (H 2 O) que en el metano (CH 4 ). La electronegatividad no tiene unidad, se expresa por un número. Lo importante para saber de qué tipo de unión estamos hablando es la diferencia de las electronegatividades de los dos elementos con los que estamos tratando. Dato: el número exacto se saca de tablas. ¡Quédate tranquilo que no hay que hacer ninguna cuenta! En la tabla periódica la electronegatividad aumenta hacia la derecha y hacia arriba:
El Flúor es el elemento más electronegativo de la tabla. Esto quiere decir que siempre va a atraer los electrones para su lado. Los no metales son los elementos más electronegativos. (Están hacia la derecha y hacia arriba en la tabla). Los metales, son los menos electronegativos. Hay tres tipos de enlaces que se distinguen por la diferencia de electronegatividades de los átomos que los componen:
ENLACE IÓNICO:
Este enlace se da cuando la diferencia de las electronegatividades de los átomos que se unen es muy grande (igual o mayor que 2). Dicho de otra manera, por lo general la unión iónica se da entre un metal y un no metal. Por ejemplo, si buscamos la electronegatividad del Potasio (K) es 0,8 y la del Bromo (Br) es 2,8. Entonces como la diferencia es de 2, sabemos que su unión será por enlace iónico. Como resultado de una unión iónica quedarán dos partículas, una positiva y otra negativa, es decir, van a haber dos iones , de ahí el nombre de esta unión. Ahora, si hay dos elementos (sigamos con el ejemplo del K y del Br) y sé que uno va a quedar como catión (con carga positiva, o sea, un e- de menos) y otro como anión (con carga negativa, teniendo un e- de más)… ¿cómo sé cuál me queda de cada manera? Es muy sencillo: aquel que tiene mayor electronegatividad me quedará negativo, porque “atrae” los e -^ al tener mayor afinidad electrónica.
Como regla general, los metales forman cationes per- diendo entre 1 y 3 electrones y los no metales forman aniones, ganando entre 1 y 3 electrones.
Entonces, si queremos unir el K, que tiene 1 electrón externo, con el Br, que tiene 7, suce- derá lo siguiente:
Las uniones iónicas se pueden dar con más de un catión o anión, como por ejemplo:
Acá como el oxígeno necesita dos electrones más para completar el octeto y cada sodio (Na) le puede dar uno, se une a dos de cationes. Queda entonces cada sodio siendo un catión con una carga positiva y el oxígeno como anión con dos cargas negativas. ¡ Ojo! cuando tenés más de un anión o catión tenés que escribir la estructura de Lewis intercalando catión-anión-catión-anión. Nunca pongas dos iones con la misma carga al lado, porque en la realidad están intercalados. Acordate que los signos opuestos se atraen, y los iguales se repelen. Por eso no puede haber dos cationes (o dos aniones) juntos.
Importante: en la unión iónica NO hay fórmula desarrollada, sólo se usa la de Lewis. Está mal escribir, por ejemplo K-Br, ya que las uniones iónicas no forman moléculas.
Lo primero que tenés que saber para identificar un enlace covalente al toque es que se da entre dos átomos que tienen una diferencia de electronegatividad menor a 2 y tienen elec- tronegatividades altas. ¿Lo querés más fácil? El enlace covalente se da entre dos áto- mos de no metales, que pueden ser iguales o distintos. En las uniones de este tipo no hay transferencia de electrones, sino que los dos átomos comparten los electrones del enlace. Es aquella unión que tiene la forma de las que ya vimos como ejemplo clásico de la estruc- tura de Lewis (en las moléculas que comparten pares electrónicos). Recordemos el metano (CH 4 )...
Éste es un enlace covalente común , porque en la unión participan electrones de los dos elementos. Y también es heteronuclear (entre átomos de distintos elementos). Si los dos átomos son iguales, la unión se llama homonuclear. Es el caso del H 2 (hidrógeno)...
Puede pasar que se comparta un solo par de electrones, como en el metano, o dos o tres pares, dando lugar a la formación de enlaces dobles o triples. En ese caso, las uniones se simbolizan de la siguiente manera...
Algo que no hemos nombrado antes es el enlace covalente dativo o coordinado. En este caso, el par electrónico compartido es de un solo átomo. O sea, un átomo “presta” dos electrones a otro átomo, pero el otro átomo no le presta nada a cambio. Para ver si se cumple el octeto no contás los electrones del átomo con el que se hace la unión dativa. La unión dativa se ve, por ejemplo, en el SO 3 :
Acá el azufre no necesita más electrones que los que le da un átomo de oxígeno para estar completo (tener 8 electrones). Pero tiene dos pares de electrones libres que puede “pres- tar”, pudiendo hacer dos uniones dativas con dos átomos que les falten dos electrones. Ahí es cuando vienen los otros dos oxígenos. Este tipo de enlace se simboliza con una flechita. Nota: fíjate como están puestas las crucecitas y los circulitos en la estructura de Lewis. Cuando es un enlace “normal” (simple, doble, triple), los electrones de los dos átomos se ponen enfrentados. Si es una unión dativa, no.
Otra cosa: quizás este tipo de unión te suene a verso, pero no es así. El SO 3 existe, y la única forma de explicar cómo están unidos sus átomos es ésta.
También puede pasar que tengas que hacer la estructura de un ion poliatómico, como es el SO 4 2-. ¿Qué quiere decir esto? Que tiene 2 cargas negativas más que las que supon- dríamos por sus átomos (y por extensión, como la carga negativa la dan los electrones, que tiene 2 electrones de más). Uno pensaría que el azufre tiene seis electrones y cada oxígeno otros seis, pero ¡cuidado! No es así, eso no cumple con la regla del octeto. A eso hay que agregar los dos extras ubicándolos siempre en oxígenos diferentes. La estructura del SO 4 2-^ quedaría entonces...
Si en cambio el ion tuviese carga positiva, como el NH 4 +^ (ion amonio), quiere decir que tiene un electrón menos, que se sacará de cualquiera de los hidrógenos (sin distinción)...
CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE COVALENTE
Del enlace covalente es del que más cosas se pueden. Nosotros vamos a ver las siguientes características:
Polaridad de los enlaces
