El atomo en su   esplendor

Desde el (1 - hidrogeno) al Ununactio (118 - Uuo) Build an Atom permite la simulacion de toda la estructura del atomo, junto con la configuracion electronica.La imagen es muy completa, posee desde los orbitales a electrones con o sin spin, y nos indica las diferentes nubes segun la configuracion electronica.

Teniendo en cuenta la escala de relacion proton/electron nos muestra en tamaño real como es esta relacion ( “View a scale model of a hydrogen atom“ - debajo de los botones de “Previous y Next Atom“)

ESTRUCTURA MOLECULARÁTOMOS

Aunque los primeros atomistas, Leucipo y Demócrito, vivieron en la Grecia clásica hace 2500 años, hay que esperar hasta el inicio del siglo XIX para que la ciencia se dote de un concepto de átomo útil para explicar los fenómenos naturales. Este enorme avance es obra de Dalton. Sin embargo, en poco más de un siglo el átomo

cambiará radicalmente de significado.

Durante prácticamente todo el siglo

XIX la imagen del átomo era la propuesta por Dalton: una esfera maciza de materia.

Podríamos denominarlo el

átomo-bola

En 1897, Thomson descubre la primera

partícula subatómica: el electrón, y

propone un modelo de átomo que es

conocido como el átomo-puding. Los

electrones están insertos en una

matriz de materia cargada

positivamente, siendo el conjunto

neutro

Las experiencias de Rutherford demostraron que la materia del átomo no estaba repartida sino que estaba concentrada en una región

extremadamente pequeña: el núcleo, cargada positivamente. Los electrones se moverían en torno a él. Es el modelo planetario..

Una vez conocidas las partículas que integran los átomos, es posible entender la existencia de isótopos, átomos de un mismo elemento (idéntico número atómico Z) que tienen diferente número másico (A), es decir, que

comparten núcleos con el mismo número de protones pero no de neutrones. El siguiente applet, que representa Z frente A, le permite investigar acerca de los isótopos.

Haciendo uso de este recurso:

a) Identifique la zona de isótopos estables. ¿Se mantiene constante la relación N/Z en estos isótopos?

b) Identifique los isótopos emisores alfa y emisores beta

c) Identifique la zona de núcleos fisibles

Desde 1913 hasta 1926 se suceden diversos intentos para incorporar las nuevas ideas cuánticas de la época al modelo atómico.

En 1913 Bohr explica el espectro de emisión del hidrógeno

suponiendo que los estados del átomo estaban cuantizados, es decir, la energía y los radios de

las órbitas electrónicas sólo podían tomar determinados

valores.

En el siguiente enlace podrá acceder a los espectros de emisión y absorción de los

elementos químicos

ESPECTROS ATÓMICOS

Oregon University

La limitación del modelo es evidente: sólo sirve para el

hidrógeno

En 1926 se dispone ya de un modelo de átomo plenamente cuántico (Schrodinger) , donde han desaparecido dos conceptos básicos del modelo

anterior:

Los electrones no son considerados como partículas sino como ondas

No existen órbitas electrónicas sino orbitales.

Este modelo mecanocuántico es aplicable a todos los átomos

El concepto de orbital es básico para entender el comportamiento de los átomos. El siguiente enlace le permite ver los diferentes orbitales del átomo de hidrógeno:

ORBITALES DEL HIDRÓGENO

(Paul Falstad)

Un orbital es una función matemática que describe la región en torno al núcleo donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se describen con la ayuda de tres números cuánticos: n

(principal), l (secundario), m (magnético).

Cada orbital puede ser ocupado como máximo por dos electrones que se diferencian en el número cuántico de espín (s).

Número Cuántico Rango de valores Describe

Principal, n 1, 2, 3, .... Nivel energético

Secundario, l, Desde 0 hasta n-1 Forma del orbital

Magnético, m Desde - l hasta + l Orientación espacial

Espín, s ± 1/2 Espín del electrón

Orbitales del nivel n=3

El conocimiento de la distribución de los electrones en los distintos orbitales es muy imporante para entender las propiedades de los átomos. Esta información se obtiene a partir de los espectros atómicos y se expresa

mediante la configuración electrónica.

De manera aproximada la configuración electrónica de un elemento en su estado fundamental se puede determinar aplicando las siguientes reglas:

Principio de

construcción

(Aufbau):

En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

Principio de exclusión de Pauli:

En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos

Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

Regla de la máxima multiplicidad de Hund:

Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos

Uno de los mayores éxitos del modelo mecanocuántico fue explicar la Tabla Periódica de los elementos, conocida desde 1870.

 

 

EL ENLACE QUÍMICO

Solo los gases nobles se presentan como átomos separados, en los materiales de nuestra vida diaria en su mayoría los elementos están unidos por enlaces químicos .Un enlace químico es representado por líneas entre átomos ó palos conectando esferas, pero en términos químicos es el efecto que causan dos átomos lo suficientemente cerca para estar a mas baja energía que cuando ellos están a otra distancia y es del orden de 100 kj por mol. Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos. Las propiedades periódicas como la energía de ionización y la afinidad electrónica, predicen la transferencia directa de electrones entre elementos y conformar enlaces de tipo iónico ó compartir los electrones de los niveles mas externos para conformar configuraciones más estables (de gas noble)y formar enlaces de tipo covalente. Las propiedades físicas y químicas para la gran mayoría de los compuestos se explican por las diferencias que presentan los tipos de enlace entre los elementos. El resultado de estas atracciones permite definir las moléculas como agregados de átomos con propiedades distintas y distinguibles; de hecho las moléculas pueden ser muy estables o altamente reactivas

 

El enlace iónico  Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe una atracción electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce un compuesto de tipo iónico y cuya estructura generalmente es cristalina, como es el caso del sodio y la el cloro que por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando una sal donde cada ión de cloro esta rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por seis aniones de cloro.

Mediante una transferencia de un electrón al cloro de cada sodio adquiere la distribución del neón Na[Ne]3s 1 ®Na+

[Ne]+ e-

Mediante la transferencia de un electrón del sodio, el cloro adquiere la distribución del argón Cl[Ne]3s23p5 + e- ®Cl- [Ar]

®

 

La reacción entre el sodio sólido y el cloro gaseoso es espontánea, la transferencia de electrones entre el metal y el no metal esta asociada a un

calor de formación ofH del NaCl (s) y presenta las etapas de cambio del

sodio de sólido a gas con un cambio de oH = 92kJ por la nergia necesaria

para el cambio de estado , luego en el proceso existe un paso de moléculas

de cloro a átomos de cloro y para romper dicho enlace se requieren oH

= 121 kJ ; la ionización del sodio al pasar de sodio gaseoso a ion sodio

gaseoso Na+ requiere de oH = 496 kJ ( energía de ioniozación) y la

adición de un electrón al cloro gaseoso requiere de oH = -349 kJ

(afinidad electrónica). La combinación final de los iones tiene un cambio

de oH = -771.

 

Balanceando termoquímicamente este proceso para la formación del cloruro de sodio tenemos:

 

Tranformación oH

, kJ

Na (s)® Na (g) 92

½Cl2(g) ®Cl(g) 121

Na (s)® Na+ (g) + e- 496

Cl (g) +e-®Cl- -349

Na+(s)+ Cl-(g) ® NaCl(s) -771

-----------------------------------------------------

Na (s) +½ Cl2(g) ® -441

 Este ciclo de cambios se denomina Borh-Haber y se aplican en la kley de Hess, la energia del NaCl(s) corresponde a 771kJ y se conoce como la energía de la red cristalina y por norma general entre mas alta sea la energía de la red mayor es el punto de fusión y la dureza del sólido formado. Así, mismo al aumentar la carga de los iones manteniendo el mismo tamaño la energía de la red se incrementa por ejemplo como se muestra en la tabla siguiente al comparar la energía del cloruro de litio LiCl y el cloruro de magnesio MgCl 2 el compuesto de magnesio presenta mas altos valores de fusión y de dureza.

Compuesto LiCl NaCl KCl NaBr Na2O Na2S MgCl2 MgOEnergía de red kJ 843 769 701 732 2481 2192 2326 3795

  

El enlace covalente

Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad para que exista transferencia electrónica, resultan dos átomos compartiendo uno o más pares de electrones y forman una molécula con energía de atracción débil en resultado poseen bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los iónicos. Los enlaces pueden ser simple, doble y triple, según la forma de compartir uno, dos o tres electrones.

La energía de las fuerzas de atracción o repulsión entre los elementos que conforman un enlace iónico es función de la distancia internuclear llegando a una distancia mínima donde se compensa las fuerzas de atracción y de repulsión, la cual se denomina distancia de enlace.

®

La energía potencial de un sistemas de dos átomos, presenta un comportamiento donde a grandes distancias no hay interacción, a distancia de varios diámetros atómicos predomina la atracción y distancias muy cercanas predomina la repulsión, causando que la energía potencial aumente . Las energías de atracción y repulsión se equilibran en el mínimo punto de la curva; a dicha distancia los átomos son estables y se dice que el enlace químico existe entre ellos.

Las estructuras de Lewis.

 

Son formulas electrónicas propuestas por Gilbert Lewis en 1916 para los enlaces covalentes, se presenta en forma de puntos el números de electrones de los niveles de valencia o sea los electrones químicamente importantes, y en especial para los elementos del grupo A que tratan de tener la configuración de gas noble, como el cloro donde se predice la formación de un enlace covalente, en el oxigeno y azufre dos enlaces covalente, en el nitrógeno y fósforo se predicen tres en laces covalentes y en el carbono cuatro enlaces covalentes. Debido al gran numero de puntos esta representación no es muy útil en los elementos de transición. Para las formulas de Lewis todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica de los niveles más externos.

Como primera aproximación para la estructura de los enlaces las formulas de Lewis y solo muestra los, electrones de valencia y además, no permite mostrar las formas tridimensionales de las moléculas ó de iones poliatómicos

 

Las estructuras de Lewis

Átomos

Se dibujan los electrones externos en los grupos y se maximizan los electrones no pareados por ejemplo:

Iones simples

Los átomos pierden o ganan electrons para adquirir la configuración de gas noble. Por los tanto no hay puntos en las estructuras. Ejemplo:

La estructura de puntos para Na+1 es [Na+1] .

La estructura de puntos del O-2 es [O-2].

El grupo 1 pierde 1 electrón y el 6 puede ganar 2 electrones.

Compuestos iónicos

1. Asegura que es ionico. El MgO y el CaCl2 son ionicos ; N2O3 y el ClF no lo son.

2. Determine las cargas de los iones en los grupos d la tabla periódica así:

Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIA

carga +1 +2 +3 -4 -3 -2 -1 0

3. Asegúrese que la suma de las cargas de los iones es cero.

En el Al2O3, el Al, esta en el grupo 3, será +3 y el oxigeno O, en el grupo 6, será -2.

La SUMA = 2(+3) + 3(-2) = 0.

formula CaCl2 MgO Mg3N2

Estructuras de Lewis Ca+2 + 2 Cl-1 Mg+2 + O-2. 3 Mg+2 + 2 N-3.

Practica

atomos: N, C, Al, Mg, F, As iones: Cs+1 , F-1 , Mg+2 , O-2 , P-3 , Si-4 , B+3 compuestos iónicos: MgS, Ca3P2, NaCl, Na4Si, Fr2Se, Al2O3, Na3N

 

Moléculas covalentes

simples

Un enlace covalente es un par de electrones (usualmente uno de cada átomo) compartidos entre dos núcleos, el H siempre llega hasta 2 electrones externos y los otros átomos adquieren 8 electrones.

Ejemplos

H2 CH3CH2CH2OH CF4

Practica

Covalente simple : CH4, H2O, NH3, CH3CH3, CH3CH2Cl, CH3CH(NH2)CH2OH, CH2OH(CHOH)CH2OH, (CH2)4

B, H2O, MgF2, Se-2, CH3CHOHCH2F, NF3, Mg3N2

 

Moléculas covalentes con varios enlaces

Para completar la configuración de gas noble, algunos elementos comparten mas deun ar de electrones en regiones intermoleculares par hacer en laces dobles o triples.

Ejemplos

O2 N2 CO2

CH3COOH CH3CHCH2 NO

Practica

En lace multiple covalente : SiO2, P2, C2H4, C2H2, CH3COOH, CH3COCH3, CH3CCH, CO, NO, CH2CCH2, HCN

Ne, CH3COCH3, Cl2, SrF2, SrO, P2, KCN, B+3, CH2CH2, NaOH

Radicales

Son iones que tienen atoms unidos en forma covalente pero que se atraen iónicamente con otros átomos o radicals.

Radicales comunes

NH4+1

amonioPO4

-3 fosfato

SO4-2

sulfatoSO3

-2 sulfito

ClO3-1

cloratoCO3

-2 carbonato

OH-1 hydroxilo

NO3-1

nitrato

NO2-1

nitritoHCO3

-1 carbonato ácido

Ejemplo

SO4-2 NH4

+1 CO3-2

Practica radicales: NH4

+1 , PO4-3 , SO4

-2 , SO3-2 , ClO3

-1 , CO3-2 , OH-1 , NO3

-1 , NO2-1 , HCO3

-1: O, F-1, Sr3P2, CF4, H2CO, NH4

+1 , Al2O3 , CF3CH2I , KCN , SO4-2 , CO3

-2

 

EN LACES COVALENTES POLARES Y NO POLARES :

Los átomos similares que comparten electrones poseen una distribución de cargas simétricas permitiendo definir propiedades isotrópicas en las moléculas es decir no tiene regiones preferenciales de electronegatividad como es el

caso de los compuestos de cloro y los de hidrógeno gaseoso. este tipo de en lace se denomina no polar o apolar en función de la diferencia de electronegatividades E = 0.

Los enlaces donde el par de electrones nose comparten por igual dejando una región carga eléctricamente forman moléculas asimétricas , como es el caso del cloruro de hidrógeno, estos modelos de densidad electrónica permiten

definir la polaridad de las moléculas y predicen la distribución de la nube de cargas

electrónicas o dipolo , la mínima densidad esta en el hidrógeno y la máxima en el cloro y las

distribuciones se realizan resolviendo la ecuación de Schrödinger. ®

   Para el agua el modelo presentado a continuación de la densidad electrónica en el agua , el oxigeno tiene gran

densidad electrónica, y los hidrógenos baja por lo tanto el oxigeno esta cargado y los hidrógenos tiene

carga parcial . La afinidad electrónica del oxigeno es de 141 jJ/mol y el oxigeno solo 73 kJ/mol. La energía de ionización del O es de 1314 kJ/mol, mas o menos la del hidrógeno qure es de 1312 kJ/mol.