CONCHAS: MOLUSCOS BIVALVOS Y MOLUSCOS GASTERÓPODOS

T.3. ENLACE QUÍMICO

EL ENLACE QUÍMICO

ÍNDICE:
0. ¿Qué es el enlace químico?
1. Enlace iónico.
2. Enlace covalente.
3. Enlace metálico.
4. Tipos de sustancias según enlaces y propiedades.
5. Fuerzas intermoleculares.

0. ¿Qué es el enlace químico?

Se denomina enlace químico entre átomos a las fuerzas (de carácter eléctrico) que mantienen unidos a los átomos para formar sustancias puras compuesto. Existen tres tipos de enlace químico: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. 

ACTIVIDAD: ¿Qué relación guarda la siguiente gráfica con la definición de enlace químico?

La gráfica anterior responde a la pregunta por qué se unen los átomos:

Los átomos se unen entre sí porque así llegan a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir, de máxima estabilidad. Son los electrones más externos (electrones de valencia) y la geometría de las sustancias los responsables de esta unión.

Distinguimos varias etapas en la gráfica:

1: La energía de los átomos aislados se considera 0.
De 1 a 3:  representa el acercamiento entre átomos. Conforme se acercan, se desprende energía, debido a que disminuye la energía potencial del sistema formado por los átomos.
En 3: Distancia internuclear de enlace. La energía es mínima y la estabilidad del sistema es máxima.

4. En adelante, si continuaran el acercamiento, la energía volvería a subir porque aparece un dominio de las fierzas repulsivas respecto a las atractivas (repulsión entre núcleos +  +  )

Por tanto, los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado. A la distancia de unión se le denomina distancia de enlace. 

Muchos elementos al unirse con otros manifiestan la tendencia de adquirir la estructura electrónica externa de los gases nobles (regla del octeto electrónico de Lewis). Para ello:
- Los iones se unen mediante enlace iónico.
- Las sustancias puras elemento (los átomos) se unen mediante enlace covalente o enlace metálico.
- Entre las moléculas existen unas fuerzas o interacciones (intermoleculares) que permiten que se agreguen y son las responsables de la existencia de fases condensadas de la materia (el estado líquido y el estado sólido).

1. ENLACE IÓNICO.

El enlace iónico se produce cuando se combinan (los iones procedentes de)  un metal y un no metal. El proceso consiste en una transferencia de electrones:
- Uno los ceden/pierden, el metal (alcalinos, alcalinotérreos, p.ej.)
- Otro los acepta/ganan, el no metal (los elementos más electronegativos del sistema periódico - más a la derecha-).

Para explicar la formación de este enlace distingamos las siguientes etapas (tomemos de ejemplo la formación del fluoruro de sodio (NaF).

1. Formación de los cationes: El metal alcanza la configuración electrónica de gas noble cediendo electrones (convirtiéndose en un catión).

Na – 1e^- → Na⁺

2. Formación de los aniones: El no metal alcanza el octete electrónico al aceptar los electrones del metal (conviertiéndose en un anión).

F + 1e^- → F^-

Para el paso 1 y 2 realizamos antes la configuración electrónica y representamos para cada elemento, según un MODELO DE CAPAS, la capa de valencia con sus electrones. 

3. Formación del cristal (red) iónico por atracción eléctrica entre los cationes (con carga neta positiva) y los aniones (carga neta negativa). 

El número de cationes con los que tienen contacto un anión en la red cristalina o viceversa (el número de iones con los que tiene contacto un catión) es el número de coordinación del anión o del catión, respectivamente. 

Na⁺ + F^- → NaF (s)

FORMACIÓN DEL CLORURO DE SODIO (NaCl)

Formación de cristales iónicos

1. Transferencia electrónica: El metal cede electrones convirtiéndose en catión (M+), mientras que el no metal los capta transformándose en anión (X-).

Ejemplo (NaCl):

1.1. Formación del catión

Configuración electrónica del sodio Na: [Ne]3s1 

Si pierde un electrón se convierte en el catión sodio: Na - e´→ Na+

1.2. Formación del anión:

Configuración electrónica del Cl: [Ne]3s23p5

Si gana un electrón se convierte en el anión cloruro: Cl + e´→ Cl-

2. Atracción electrostática no direccional: Los iones positivos y negativos se atraen mediante leyes electrostáticas (Ley de Coulomb) repartidas por igual en todas las direcciones del espacio.

3. Formación del cristal iónico: Na+ + Cl ´→ NaCl (s)

Red cristalina iónica: No existen moléculas aisladas. Los iones se ordenan en una red tridimensional donde cada catión se rodea de un número fijo de aniones (índice de coordinación) para maximizar las atracciones y minimizar las repulsiones. La fórmula química (ej. NaCl, CaCl2) representa la fórmula empírica. 

Otro ejemplo: Fluoruro de litio

La fórmula del compuesto expresa la proporción entre aniones y cationes; en el caso del cloruro de sodio (1:1)

NaCl

No todas las redes iónicas tienen la misma estructura. La forma dependerá del número de aniones de los que sea capaz de rodearse un catión ( y viceversa). Y esto depende, en última instancia, del tamaño relativo de los iones que se unen. Un catión pequeño, como el Na+ solo podrá rodearse de seis aniones Cl- mucho mayores; sin embargo, un catión Cs+(de mayor tamaño), podrá rodearse de hasta 8 aniones Cl-.

La fórmula de un compuesto iónico no indica que se formen moléculas aisladas, sino de la proporción global en la red cristalina (1:1, 1:2). Así, para el NaCl el número de coordinación es 6:6 (proporción 1:1 que indica la fórmula)

Como hemos visto, la red cristalina es una estructura tridimensional constituida por un número enorme de iones de distinto signo. Se trata, pues, de un  enlace fuerte, por los que las sustancias así formadas son sólidas a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión y ebullición elevados. 

ACTIVIDADES: 
1. Escribe la reacción de formación de los siguientes iones a partir de sus átomos neutros correspondientes: catión potasio, catión magnesio, catión galio, catión estaño (IV), anión cloruro, ión óxido, anión fosfuro y anión siliciuro.
2. Explica,  según lo visto y razonadamente, la formación del óxido de calcio,  cloruro de sodio, sulfuro de magnesio y del yoduro de litio. 

2º BACHILLERATO:

ENERGÍA RETICULAR O ENERGÍA DE RED (U_r): Es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de los correspondientes iones positivos y negativos en estado gaseoso. A menor energía reticular, mayor estabilidad de la red. 

El ciclo de Born-Haber explica las energías implicadas en el proceso de formación del cristal iónico:

ΔHsub: entalpía de sublimación del sodio. Como inicialmente tenemos el sodio en estado sólido, y en la ecuación de la energía reticular aparece en estado gaseoso y catiónico, debemos aportar dicha energía de sublimación para pasarlo de sólido a gas.

EI: energía de ionización del sodio. Una vez que se halla en estado vapor, el sodio debe ionizarse, lo cual implica perder un electrón para quedar como catión sodio.

ΔHdis: entalpía de disociación del cloro. Puesto que el cloro se halla en forma gaseosa pero diatómica, deben romperse las moléculas de Cl2 para tener átomos gaseosos independientes. Puesto que tenemos 1/2 mol de Cl2, debemos poner también 1/2 delante de dicha entalpía (sólo necesitaremos la mitad, ya que esta energía vendrá dada en kJ/mol).

AE: afinidad electrónica del cloro. Una vez que el cloro se ha disociado y se halla como átomos individuales, pero neutros, deben captar un electrón para quedar como aniones cloro, desprendiendo una energía que conocemos como afinidad electrónica.

2. ENLACE COVALENTE.

El enlace covalente tiene lugar entre átomos de similares electronegatividades (no metales).Tiene lugar la compartición de electrones, es decir, los electrones pertenecerán a ambos y son atraídos a la vez por los núcleos de cada átomos. Se pueden formar moléculas y redes covalentes (diamante, sílice), en el menor de los casos.

Estructuras de Lewis: Lewis propuso representar los enlaces usando los símbolos de los elementos y puntos (.) para los electrones de valencia (o aspas (x) para distinguir si hay electrones de otro elemento). 

Distinguimos entre moléculas sencillas (formadas por enlace simple) y moléculas formadas por enlaces múltiples (dobles y triples). El par de electrones compartido se representa mediante una raya entre los átomos. Cada enlace simboliza una pareja de electrones compartida. Las moléculas así formadas cumplen la regla del octeto electrónico.

ACTIVIDAD: EXPLICA LA FORMACIÓN DE LAS SIGUIENTES MOLÉCULAS.

Por otro lado, distinguimos entre enlace covalente apolar y polar:

- En el enlace covalente apolar se unen átomos del mismo elemento químico. Por tanto, los electrones de valencia se comparten equitativamente ya que los elementos que se unen tienen la misma electronegatividad. Ejemplo: H-H, O=O, Cl-Cl, etc.

- En el enlace covalente polar se unen átomos de elementos distintos, con distintas electronegatividades y, por tanto, los electrones se comparten de forma desigual. Los electrones se orientan hacia el átomo más electronegativo formándose polos en las moléculas. Se detectan diferencias de cargas o densidades eléctricas pequeñas y parciales: se detecta una densidad de carga positiva (pequeña y parcial) y una densidad de carga negativa en el elemento más electronegativo. 

Momento dipolar: es una magnitud vectorial que mide la polaridad de un enlace o una molécula. Su módulo se calcula multiplicando la acumulación o densidad de carga δ de un extremo por la distancia, d. Se mide en Debye (D).

μ= δ. d

En algunas moléculas aún existiendo separación de cargas a una distancia el momento dipolar es cero por razones geométricas:

Ejemplos: H→Cl (la flecha indica que los electrones son más atraidos por el núcleo del cloro), H2O, 

La polaridad de la mólecula es la responsable de la estructura de la molécula de agua (ángulo de 104,5º entre hidrógenos) y de sus propiedades físicoquimicas de vital importancia biológica (formación de puentes de hidrógeno, "disolvente universal", tensión superficial, etc).

PROFUNDIZACIÓN: Aquí

CASOS ESPECIALES:

- ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO. Cuando los 2 electrones provienen de uno solo de los átomos en lugar de un guión se utiliza una flecha dirigida hacia el átomo que no aportó ningún electrón (aceptor). 

Ejemplo: formación del ión hidronio (también llamado oxonio)

- EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: Pueden ser HIPERVALENTES (más de ocho electrones y se habla de octeto expandido) o HIPOVALENTES (incompleto o deficitario, menos de ocho electrones, como ocurre con moléculas formadas por el boro).
Ejemplo: moléculas hipervalentes PCl₅ y SF₆

ACTIVIDADES: Explica razonadamente (utilizando estructuras de Lewis) la formación de los siguientes sustancias: yodo molecular, arsano, metano, tricloruro de boro, bromo molecular,  disulfuro de carbono y eteno. Indica los electrones disponibles, los necesarios y los enlazados.

3. ENLACE METÁLICO.

El enlace metálico se produce cuando se combinan metales entre sí (oro, plata, estaño, plomo, cobre, mercurio, etc, ...).

Los átomos de metales necesitan ceder electrones de la capa de valencia para alcanzar la configuración de gas noble. Se explica por el modelo de Drude: Se forma una nube electrónica que recorre toda la estructura fija de restos positivos (núcleo y capas más internnas con electrones)  El enlace metálico se debe a la atracción entre los electrones de valencia de todos los átomos ("nube electrónica o mar de electrones") que actúan de "pegamento" entre los cationes formados.

Se forman redes metálicas que son estructuras muy compactas. Por tanto, los metales son casi todos sólidos a temperatura ambiente y tienen elevados puntos de fusión y ebullición.

4.TIPOS DE SUSTANCIAS SEGÚN SUS ENLACES Y PROPIEDADES.

A. Átomos aislados: gases nobles.

B. Sustancias moleculares: Una molécula es un conjunto de átomos unidos mediante enlace covalente. Si no existen fuerzas entre las moléculas suelen ser gases a temperatura ambiente (H2, O2, N2,...). Si existen fuerzas entre unas moléculas y otras, pueden aparecer en estado líquido, aunque son interacciones más débiles que el enlace químico, por ejemplo, en el agua debido a su carácter polar se forman enlaces o puentes de hidrógenos entre sus moléculas.

Propiedades: En general, suelen ser sustancias gaseosas, suelen presentar bajos puntos de fusión y ebullición. No conducen la corriente eléctrica y, si son sólidas, son blandas y quebradizas. No se disuelven en agua.

C. Cristales: Tenemos un cristal cuando las partículas que forman la materia tienen una estructura perfectamente ordenada. que se extiende en las tres direcciones del espacio. Son sólidos. Distinguimos:

c1) Cristal iónico: si las partículas que forman el cristal son iones. Ej: NaCl

c2) Cristal covalente: si las partículas que forman el cristal son átomos. Ej: SiO2 (sílice, la materia prima que forma la arena de la playa), el grafito, el diamante, ...

c3) Cristal metálico: si las partículas que forman el cristal son iones positivos inmersos en un "mar" de electrones. Ej: Pt

Propiedades:

c1) Los cristales iónicos no forman moléculas. Son sólidos a temperatura ambiente con altos puntos de fusión y ebullición . Son solubles en agua y solo conducen la corriente eléctrica fundidos o disueltos.  Son duros y frágiles, ya que un pequeño golpe hará que se desplacen los iones y queden enfrentados iones del mismo signo, la repulsión hará que se rompa el cristal.

c2)  Cristales covalentes: En general, son muy duros, tienen elevados puntos de fusión y ebullición. No conducen la corriente eléctrica porque no tienen electrones o iones "libres" que puedan moverse. Un caso curioso es el del grafito y el diamante, ambos están formados por átomos de carbono, su composición química es igual pero su estructura interna es diferente dando lugar a brillos y durezas muy distintas.

c3) Cristales metálicos: Tienen un brillo característico. Son muy buenos conductores de la electricidad y del calor. No son solubles en agua. Son duros, pero se pueden separar en láminas (dúctiles) o hilos (maleables) y se pueden rayar. A diferencia de los cristales iónicos un golpe en la estructura no la rompe, solo se desplaza ya que la nube de electrones sigue manteniéndola unida.

ACTIVIDAD: Realiza en el cuaderno una tabla que resuma las propiedades según los enlaces vistos. (puntos de fusión y ebullición, dureza, solubilidad, conductividad térmica, conductividad eléctrica, etc).

Pág. 284: 24 y 29.



Solución:

ACTIVIDADES de repaso:
1. Indica razonadamente el tipo de enlace existente en las siguientes sustancias e indica si son elementos o compuestos: BeI₂ , CCl₄, Cu, NaCl, CO₂, He, hierro, yoduro de sodio, oxígeno, dióxido de azufre, agua, cloro, fluoruro de magnesio y amoníaco.
2.Según el tipo de enlace señala las propiedades esperadas en las sustancias formadas en la actividad anterior.

5. FUERZAS INTERMOLECULARES.

Las fuerzas intramoleculares o enlaces no son las únicas fuerzas que operan en las sustancias. Las moléculas formadas pueden estar unidas entre sí de varias formas, por medio fuerzas o interacciones intermoleculares. La IUPAC distingue:

- Las fuerzas de Van der Waals.

- Los puentes o enlaces de hidrógeno.

* FUERZAS DE VAN DER WAALS.

Entre moléculas pueden surgir fuerzas más débiles que los enlaces químicos que explican la existencia de fases condensadas (sólidas y líquidas) en la materia. Sus efectos son puramente físicos y la ruptura de estas interacciones pueden suponer evaporación o fusión de sustancias. Se comenzaron a estudiar en los gases y de forma genérica se denominan FUERZAS DE VAN DER WAALS. Existen tres tipos:

1. Interacciones dipolo permanente-dipolo permanente (Keesom).

  Ocurre entre moléculas polares (HCl). Las moléculas se orientan de forma que la energía libre sea mínima, quedan unidos los extremos de cargas opuestas.

Al aumentar la temperatura, disminuyen las fuerzas de atracción entre moléculas.

Hay quien incluye aquí los puentes de hidrógeno, nosotros, como la IUPAC, haremos mención aparte. 

2. Interacción dipolo permanente-dipolo inducido (Debye).

Una molécula polar (ej: HCl) se aproxima a una molécula apolar (Cl2) y distorsiona su nube electrónica, induciendo en ella un dipolo temporal. Ambas moléculas quedan atrayéndose electrostáticamente

3. Fuerzas de dispersión o de London.

 Consiste en la atracción entre un dipolo instantáneo y un dipolo inducido. Tiene lugar, generalmente, en moléculas apolares (He, O2, N2, CH4). De forma instantánea se produce una separación de carga en una molécula apolar, se produce un dipolo. Este dipolo induce un dipolo en las moléculas de alrededor que acaban atrayendo.

Las fuerzas de dispersión aumentan con la "polarizabilidad" de la molécula, es decir, con el tamaño y, por tanto, con la masa molecular.

Está fuerza son muy importantes porque dan cohesión global a las moléculas. Aunque son interacciones muy débiles, son las responsables de la licuación y solidificación de los gases nobles.

* PUENTES DE HIDRÓGENO:

Son mucho más intensas que las fuerzas de Van der Waals. Tienen lugar en moléculas en las que se une el hidrógeno a elementos muy pequeños y extremadamente electronegativos, un no metal (F, O, N). Ejemplos típicos: H2O, HF, NH3.  

 La molécula de agua es polar, es decir, presenta dos zonas con densidad de carga diferentes, positiva y negativa. Esta densidad de carga se debe a que se unieron átomos de diferentes electronegatividad y a la geometría de la molécula. El agua no es una molécula lineal sino que forma un ángulo de 104,5 º. Cuando existe muchas moléculas de agua la zona con densidad de carga positiva busca conectarse con las zonas de las moléculas de densidad de carga negativa del entorno. Se forman así los puentes de hidrógeno:

 En resumen:

 Son muy intensas, sin llegar a los valores del enlace químico y son las causantes de los anormalmente altos puntos de fusión y ebullición de sustancias como el agua, el ácido fluorhídrico o el amoniaco. 

El agua es una molécula capaz de formar puentes de hidrógeno tanto en estado sólido como en estado líquido. Estas interacciones son las responsables de las propiedades físicas del agua, muchas de ellas imprescindibles para la vida:

- Alto calor específico (responsable de la regulación térmica del planeta).

- Alto punto de ebullición (permite un amplio rango de temperatura de 0 a 100º C en el que el agua permanece líquida).

- Alta conductividades térmica.

- El agua es el disolvente universal: disolvente de sustancias polares ("semejante disuelve a semejante") por su intenso efecto de solvatación.

- Elevada tensión superficial (fenómeno de capilaridad).

Etc.

Para saber más

Comparando la intensidad de las fuerzas intermoleculares:

(MAYOR) Enlace químico ----- Puentes de hidrógeno  -- Dipolo-dipolo - Fuerzas dispersión (MENOR)

PARA SABER MÁS: Aquí

DESCARGA EL TEMA

T.2. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO

¿Qué representa la siguiente imagen?

Observa el siguiente gif. 

Cierra los ojos, ¿dónde se encuentra la mosca? ¿Qué dirías?¿Y si en lugar de la mosca, se tratara de un electrón?

¿Sabes si existe un límite de velocidad de la luz en el Universo?

TEMA 2: ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIÓDICO. 

1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.

2. ORIGEN DE LA TEORÍA CUÁNTICA. MODELO ATÓMICO DE BÖHR

3. MODELO MECANO-CUÁNTICO.

4. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS.

5. EL SISTEMA PERIÓDICO.

1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Vimos en el anterior tema que la palabra átomo proviene del griego y significa indivisible. El concepto fue introducido por filósofos de la antigua Grecia, como Demócrito y Leucipo, pero tuvieron que pasar más de 2000 años para que estas teorías se convirtieran en una teoría atómica en el sentido moderno.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON:

La teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808, establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua; 

- La materia se compone de partículas muy pequeñas denominadas átomos.

- Los átomos de un elemento son idénticos en todas  sus propiedades.

- Los diferentes elementos están hechos de átomos distintos.

- Los átomos son indivisibles y conservan sus características en las reacciones químicas, en las que se combinan en proporciones numéricas simples.

A comienzos del siglo XIX se daba la siguiente situación en la ciencia:

- Dalton había determinado que la materia estaba formada por átomos indivisibles.

- Distintas experiencias demostraban que las partículas podían ganar o perder cargas eléctricas. La electricidad (Ampére) y electroquímica (Faraday) sugerían una relación íntima entre la materia y las cargas eléctricas.
- La radiactividad natural descubierta casualmente en 1896 por Henry Becquerel llevó al conocimiento de tres clases de partículas: los rayos alfa con carga positiva, los rayos beta con carga negativa y los rayos gamma, neutros y de naturaleza inmaterial.

A continuación estudiaremos el descubrimiento de las distintas partículas que componen el átomo:

1.1 El electrón. Modelo atómico de Thomson.

- En 1897 J.J. Thomson realizó experiencia en tubos de descarga. Se observó luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta, era un chorro de partículas con carga negativa provenientes del cátodo a las que denominaron rayos catódicos. Estudiando distintos gases se comprobó que la relación carga/masa era idéntica, luego debieran tratarse de las mismas partículas. Hoy se sabe que en los átomos de los elementos químicos existe una partícula con carga negativa: el electrón. 

Relación carga/masa   Q/m = -1,76.10¹¹ C/kg

Experimento con rayos catódicos

- En 1911, el físico estadounidense Robert Millikan determinó la carga de las partículas que constituyen los rayos catódicos, el electrón, mediante su experimento de la gota de aceite: Qelectrón = 1,602.10^-19 C 

Experimento de Millikan de la gota de aceite

- Modelo de Thomson ("Pudin o pastel de pasas")

El átomo es una gran masa de carga positiva en la que se insertan los electrones. Debido a la repulsión entre los electrones, estos se distribuyen uniformemente en la esfera. La carga negativa de los electrones se compensa con la positiva para que el átomo sea eléctricamente neutro.  

Este modelo desvelaba la naturaleza de los rayos catódicos y explicaba el porqué todos los electrones, independientemente del gas del que procedieran, eran idénticos.

1.2. El protón. El modelo atómico de Rutherford. 

- Como la materia es neutra, los átomos deben poseer además partículas con carga positiva del manera que todo átomo tenga tantas partículas positivas como negativas. Ernest Rutherford detectó el protón, una partícula que tiene la misma carga que el electrón pero positiva y con una masa 1840 veces superior a la del electrón.

- EXPERIENCIA DE LA LÁMINA DE ORO:

   En el interior de un bloque de plomo se hizo una cavidad con una salida a. exterior en la que se colocó material radiactivo que producía los rayos alfa (recientemente Henri Becquerel había descubierto la radiactividad: emisión espontánea de partículas alfa emitidas por un mineral de uranio). Todos los rayos que no tuviesen la dirección del orificio de salida serían absorbidos por el plomo. Para conocer la trayectoria que seguían las partículas alfa después de chocar se rodeó esta con una película fotográfica. Se obtuvieron los siguientes resultados:

- La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse. (La mayor parte del átomo está vacío)

- Una pequeña proporción de partículas, un 0.1%,  atravesaba la lámina, pero sufría una leve desviación. (Aquellas partículas que pasaban cerca del núcleo).

- Una de cada 20.000 partículas alfa eran rechazadas por la lámina: rebotaban al llegar a la lámina y volvían hacia atrás.  (Una pequeñísima parte de las partículas chocaron con el núcleo).

Luego, debía existir en el átomo una zona con alta densidad de carga positiva: el núcleo atómico.
(Notas: Las partículas alfa son núcleos de helio, por tanto, con carga positiva).

VÍDEO:

  

- MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO (RUTHERFORD):

El átomo está formado de un núcleo y una corteza. 

a) Núcleo: Se encuentra en el interior del átomo. Es muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo, del orden de 10^-14 m. En el núcleo atómico se aloja toda su carga positiva y casi la totalidad de la masa. 
b) Corteza: Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares como los planetas alrededor del Sol, debido a la atracción que sobre ellos ejercen las cargas positivas del núcleo. Por esta razón, también se le conoce como el modelo planetario de Rutherford. El radio de las órbitas es del mismo orden de magnitud que el átomo, 10^-10 m

Con este modelo se puede explicar la formación de  los iones. Recuerda:

- Cuando un átomo pierde electrones, adquiere carga positiva y se convierte en ión positivo o catión. Ejemplo: cualquier metal.

- Cuando un átomo gana electrones, adquiere carga negativa y se convierte en ion negativo o anión. Ejemplo: cualquier no metal.

1.3. El neutrón

- James Chadwick en 1931 determinó que la radiación de partículas neutras observadas al bombardear berilio con partículas alfa, era una partícula sin carga eléctrica pero de masa similar al protón y la denominó neutrón. 

- Hoy en día se sabe que el átomo tiene otras partículas más pequeñas de cuyo estudio se encarga la Física de la partícula y que los protones y neutrones no son partículas elementales ya que están formados por quarks.

1.4. Magnitudes atómicas. 

a) En 1914, Moseley estudió los rayos X emitidos por elementos sometidos a electrones de alta energía y pudo deducir el número de protones presente en el núcleo de los átomos de cada elemento al que denominó número atómico (Z). Consecuencia:
- Se ordenaron los elementos en orden creciente de número atómico en la Tabla Periódico. Se dice que Z el "DNI" del átomo.
- La masa isotópica determinada por el espectrógrafo de masas, no concordaba con la masa de los protones del núcleo, luego debiera explicarse de otra forma: el neutrón.

b) El número másico (A) indica el número de nucleones, es decir, protones y neutrones que componen el núcleo, donde radica las partículas "más pesadas" de este.

En el núcleo se encuentran los protones (Z) y neutrones (N) y alrededor del mismo se mueven los electrones a una distancia muy grande en comparación con el tamaño  del núcleo, por lo que podemos decir que la mayor parte del átomo está vacía. 

Por tanto:
- En un átomo eléctricamentne neutro, el número de protones coincide con el número de electrones. Por tanto, Z también representa el número de electrones de un átomo neutro.

- Todos los átomos de un elemento químico tienen el mismo Z, es decir, todos tienen el mismo número de protones. 

c) Masa atómica vs. Masa isotópica

-  Se llaman isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y se diferencian en el número de neutrones. Los isótopos son átomos del mismo elemento químico.  Ejemplo: el potasio-39 y potasio-41; el C-12, el C-13 y el C-14; el conjunto de isótopos del hidrógeno (hidrógeno-1, hidrógeno-2 e hidrógeno-3), etc.

- La masa atómica es la masa de un elemento expresada en uma, obteniéndose esta del promedio de las masas isotópicas (de los isótopos) que el elemento químico presenta en la naturaleza (mezcla de isótopos).

ACTIVIDADES:

1)   ¿A qué modelos se refieren las siguientes imagenes? Explícalos.

  

2) ¿En qué consistió la experiencia de Rutherford de la lámina de oro? ¿Por qué fue tan crucial e importante?

3) ¿De qué nos informa la siguiente notación referida a un elemento químico?

(Error: 2-)

4) LIBRO: Página 235: Ejemplos resueltos 1 y 2. Ejercicios: 7, 8 y 9

2. ORIGEN TEORÍA CUÁNTICA Y MODELO ATÓMICO DE BOHR

ANTECEDENTES:

A) Teoría clásica del electromagnnetismo de MAXWELL.

¿Qué sabes de las ondas? 

Una onda es la propagación de una perturbación. 

Las características o magnitudes y unidades S.I. que definen una onda son:

- Amplitud (A): es el desplazamiento máximo (máxima altura que alcanza la onda) medido desde su posición de equilibrio. Se mide en metros (m). 
- Longitud de onda (λ) es la distancia que separa dos puntos de una onda análogos (en el mismo estado de vibración). Se mide en metros (m). 
- Periodo (T): tiempo en el que una partícula realiza unan oscilación completa. Se mide en segundos (s).
- Frecuencia (f o N o v): es el número de oscilaciones o vibraciones de la partícula por unidad de tiempo (por segundo). Se mide en Herzios (Hz). 

Periodo y frecuencia están relacionados,  f=1/T

La luz es una onda electromagnética (no necesita un medio material para desplazarse, como ocurre con las mecánicas). El espectro electromagnético está formado por el conjunto de las ondas electromagnéticas ordenadas por su frecuencia (o por su longitud de onda).

La velocidad de la luz en el vacío es c = 299 792 458 m/s

B) Espectros atómicos de emisión. 

Llamamos espectro de emisión de un elemento a la radiación emitida por éste, en estado gaseoso, cuando se le comunica suficiente energía. Cada elemento químico tiene siempre el mismo espectro y no existen dos elementos químicos con el mismo espectro de emisión, por lo que decimos que es la "huella dactilar" del elemento químico.

Espectros de emisión y absorción de varios elementos químicos

C) Teoría cuántica de Planck.

Revolucionaria teoría propuesta por el físico alemán Max Planck para explicar la diferencia entre los valores teóricos calculados y los prácticos obtenidos en el estudio de emisión de radiaciones de un cuerpo.

"Los cuerpos emiten o absorben energía en forma de paquetes o cuantos de energía"

La energía de cada cuanto se calcula mediante:

Donde, h: constante de Planck = 6,625. 10^-34 J.s  y v:  frecuencia (Hz)

D) Efecto fotoeléctrico.

- Hertz descubrió en 1887 que al incidir una radiación electromagnética sobre un metal éste desprendía electrones. 

- Albert Einstein consideraba que la luz está formada por fotones (cuántos de energía) y que este efecto (efecto fotoeléctrico) consiste en la interacción de un fotón de luz incidente con un electrón al que le cede su energía, que se convierte en energía cinética que le permite escapar de la superficie del metal. Se habla de frecuencia umbral, v0, como la mínima frecuencia de radiación incidente a la que comienza a observarse este fenómeno. Cada metal presenta una frecuencia umbral distinta, luego es característica de cada metal.

E) Modelo atómico de Bohr.

* LIMITACIONES del modelo atómico de Rutherford:

- ¿Cómo es posible que los electrones se muevan en órbitas circulares sin emitir energía, si una carga en movimiento acelerado (pues existe aceleración centrípeta) debe emitir energía según la teoría del electromagnetismo clásico?
- ¿Por qué el espectro de emisión no es continuo, sino discontinuo, lo cual indicaría una caída en espiral de los electrones hacia el núcleo?

* Modelo atómico de Böhr

Niels Böhr realizó una serie de estudios con el átomo de hidrógeno y dedujo que:

- El átomo está cuantizado: la energía de cada electrón no adopta cualquier valor, sino que está cuantizada. Los electrones sólo ocupan ciertas posiciones o estados estacionarios alrededor del núcleo con unos valores determinados de energía. 
- El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Cada una de estas órbitas se corresponde con un estado estacionario o nivel de energía permitido y se asocia a un número natural, n = 1,2,3,... . 
- Los niveles energéticos permitidos son aquellos en los que el momento angular del electrón (m.v.r)  es múltiplo de un número entero múltiplo de la constante de Planck:

- Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro. La variación de energía entre un nivel de partida (inicial) y uno final (f), corresponde a:

∆E = E_f – E_i ;  ∆E = hv

Por tanto, los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una capacidad limitada. Así, caben 2 electrones en el primer nivel (capa K, la más cercano al núcleo), 8 en el segundo (L), 18 en el tercero (M) y en el cuarto nivel de energía puede haber hasta 32 electrones,...

Los electrones se colocan en el átomo ocupando el nivel de menor energía que esté libre. Si un átomo o ion tiene un solo electrón, este se situará en el primer nivel de energía,el más cercano al núcleo. Los niveles de energía van estando cada vez más alejados del núcleo.

Para calcular el número de electrones en cada nivel: 2n²

En el modelo de Bohr, los electrones solo se pueden encontrar girando en determinados niveles de energía (órbitas permitidas) pero sin radiar o emitir energía electromagnética. La emisión de energía se produce cuando un electrón de un nivel energético superior cambia su movimiento para moverse en una órbita de menor energía.

PARA REPASAR: Aquí tenéis dos resúmenes de los Modelos atómicos I y II

3. MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO.

* LIMITACIONES del modelo atómico de Bohr:
-  ¿Por qué la energía está cuantizada?
- Al aumentar la resolución de los espectógrafos se observó que algunas líneas del espectro de emisión eran en realidad dos.
- ¿Por qué algunas líneas espectrales se desdoblaban al someter a las sustancias a un campo magnético cuando se efectuaba el espectro de emisión? 

* MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO (Heisenberg y Schródinger)

Basado en:
a) El principio de dualidad onda-partícula (L. de Broglie): Las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias. Toda partícula en movimiento lleva una onda asociada. El valor de la longitud de onda asociada cobra importancia en partículas subatómicas de masa muy pequeña.  Su cálculo se realiza dividiendo la constante de Planck entre la cantidad de movimiento de la partícula (p = m.v)

ACTIVIDAD: Calcule la longitud de onda asociada a un electrón que se mueve a una velocidad de 10⁶ m.s^-1 y la de un coche de 1300 Kg de masa que se desplaza a una velocidad de 105 km.h^-1 ¿Qué puede concluir? (Dato: masa electrón = 9,109 534.10^-31 kg; h= 6,625.10^-34 J.s)
 
b) El principio de indeterminación  (Heisenberg): Es imposible determinar a la vez la posición y la cantidad de movimiento de una partícula subatómica.

Las ecuaciones de Schrödinger del modelo mecano-cuántico describen comportamiento de los electrones dentro del átomo considerando su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias con exactitud. Nace así, el concepto de orbital, en contraposición del concepto de órbita de Bohr.

El modelo mecano-cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con total exactitud (recuerda que, por el contrario, en el modelo de Bohr se suponía que los electrones se encontraban en posiciones concretas a unas distancias definidas del núcleo).

Se denomina orbital a la región o volumen del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar un electrón. No es lo mismo órbita (Bohr) que orbital.

ACTIVIDADES: 
1. ¿Qué es una onda? Explica y representa qué parámetros la definen.
2. ¿Cómo varían la frecuencia, el período y la longitud de onda en la zona más energética del espectro electromagnético?
3. ¿En qué consiste el efecto fotoeléctrico?
4. Resume el modelo atómico de Böhr y sus limitaciones. 
5, ¿Qué diferencia hay entre órbita y orbital?

TIPOS de orbitales: 

Al resolver las ecuaciones de la mecánica cuántica para un atómo aparecen los llamados números cuánticos que sirven para describir el comportamiento de los electrones en un átomo;

a) Número cuántico principal, n, designa el nivel energético. (n = 1, 2, 3, 4, ...)
b) Número cuántico secundario, l, o del momento angular orbital, determina la forma del orbital y la energía dentro de nivel (subnivel s, p ,d y f). Toma valores desde 0 a n-1.
c) Número cuántico magnético, mi, describe la orientación de un orbital en el espacio y explica el desdoblamiento de líneas espectrales al aplicar un campo magnético externo. Toma valores entre -l y +l.
d) Número cuántico magnético del espín del electrón, ns, nos informa de como se alinea un electrón ante un campo magnético externo, de forma paralela +1/2 o antiparalela, -1/2.

Los estudios de Schrödinger demostraron que existen distintos tipos de orbitales (subniveles de energía) que se identifican con las letras:

l= 0 -------  s (sharp), 

l= 1-------- p (principal), 

l= 2 -------- d (diffusse),

l= 3 -------- f (fundamental). 

La forma y el tamaño de un orbital dependen del nivel y del subnivel de energía en que se encuentran, así:

- Los orbitales s tienen forma esférica alrededor del núcleo. Siendo el 2s (el orbital s del nivel 2) de mayor tamaño que el orbital 1s, y el 3s mayor que los anteriores.

- Los orbitales p forma de lóbulos o de ocho "8". 

- Los orbitales d y f tienen formas más complejas.

VÍDEOS: 

- EXPLICACIÓN NÚMEROS CUÁNTICOS.

- Para saber más: Ejercicio números cuánticos.

4. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS.

Se denomina configuración electrónica de un átomo al modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Reglas:
- Los electrones se van colocando en el átomo ocupando el orbital de menor energía que esté vacante (Principio de prioridad de los estados de mínima energía).  
- Se colocan primero los electrones que estén girando en el mismo sentido de modo que haya el máximo posible de electrones desapareados (Regla de Hund o de máxima multiplicidad). 

- En cada orbital solo puede haber dos electrones, pero en distinto estado cuántico (Principio de exclusión de Pauli). 

En el siguiente diagrama (DIAGRAMA DE MOELLER) se muestra el orden de llamado de los orbitales, con lo que nos servirá para realizar la configuración electrónica de un átomo (principio de construcción o de Aufbau).

Se denomina electrón de valencia a los electrones responsables del comportamiento químico de los átomos. Son los electrones situados en el último nivel. En el caso del litio, la capa de valencia es la 2, en ella hay 1 electrón de valencia. En el caso del azufre es la 3, en ella hay 6 electrones de valencia: 3s² 3p⁴ Los gases nobles tienen su último nivel completo, no caben en él más electrones.
La valencia de un elemento es el número de electrones que necesita o que le sobra para tener completo su último nivel. Por tanto, la valencia de los gases nobles es cero. En el caso del sodio la valencia es 1, si pierde un electrón se queda con su último nivel completo.

VIDEO: Puedes ver como se realiza la configuración electrónica Aquí.

ACTIVIDADES:

-   Pág 242:  15, 16 y 17.
- Realiza la configuración electrónica orbital de los siguientes elementos químicos: H, Li, Na, K, Be, Mg, Fe, Co, Ni, B, Al, C, Si, N, P, O, S, F, Cl, Br, I, He, Ne, Xe y La.

Resumen modelos atómicos

5. EL SISTEMA PERIÓDICO: La clasificación periódica de los elementos.

En la tabla se representan todos los elementos químicos que se conocen hasta hoy. Esta organización se denomina sistema periódico y en ella se recogen todos los elementos químicos en orden creciente de número atómico (Z).
Existen 7 períodos (filas horizontales) y 18 grupos (columnas verticales). La colocación de un elemento en una casilla concreta depende de su configuración electrónica.

GRUPOS:
- Metales (a la izquierda de la tabla)
a) Los átomos del grupo 1, los alcalinos, tienen 1 electrón en el último nivel. Configuración ns1. Deben perder un electrón para conseguir la configuración más estable, se convierten en cationes con carga +1.
b) Los átomos del grupo 2 se denominan alcalinotérreos, su configuración es del tipo ns2 y se convierten en un catión con carga +2. 

c) Del grupo 3 al 12 se denominan metales de transición. Entre ellos se encuentran elementos que reconocemos como metales en su estado natural, como el oro, el hierro, la plata, el cobre, etc. Su configuración electrónica es del tipo d. No obstante, sus electrones de valencia  y la capa de valencia es la mayor que sale al realizar su configuración electrónica.
d) Grupo 13: Boroideos. Tienen 3 electrones en el último nivel, tienden a convertirse en iones +3. Entre el boro y el aluminio comienza la línea divisoria entre metales y no metales. Es decir, son todos metales excepto el Boro.
- No metales (a la derecha de la tabla).
e) Grupo 14: Carbonoideos.  Su configuración electrónica es del tipo ns2 np2, pueden o perder 4 electrones o ganarlos para adquirir el mismo número de electrones que un gas noble.
f) Grupo 15: Nitrogenoideos. Carga -3 pues les faltan tres electrones para conseguir una configuración estable. (ns2 np3)
g) Grupo 16: Anfígenos. Carga -2. (ns2 np4) Todos son no metales excepto el polonio.
h) Grupo 17: Halógenos. Carga -1. 7 electrones en el último nivel (ns2 np5). Todos son no metales.
- Grupo 18: Gases nobles.  Tienen completo su último nivel, ocho electrones (ns2 np6) salvo en el caso del helio (2s2). No ganan ni pierden electrones por lo que son los elementos más estables de la tabla periódica.


- Bloque f: Lantánidos y Actínidos. Son los elementos de transición interna por tener sus electrones de valencia en el orbital f.

a) Lantánidos o lantanoides (de Z = 57, lantano,  a Z = 71), también conocidos como tierras raras (aparecen en forma de óxidos) aunque se suelen representar a parte, en un versión ampliada de la tabla periódica puedes observar que forman parte del periodo 6.
b) Actínidos o actinoides (de Z = 89, actinio, a Z = 103 ) forman parte del periodo 7 de la tabla periodica. Los de mayor número atómico no se encuentran en la naturaleza y tienen tiempos de vida media muy corto; todos sus isótopos son radiactivos.

Características de un elemento de la tabla periódica:
En cada elemento se representa, como mínimo, el símbolo del mismo, su nombre, el número atómico y su masa atómica expresada en u. Aunque también podría aparecer alusiones a la configuración electrónica y  propiedades tales como densidad y puntos de fusión y ebullición.

Siendo siempre bien visible el símbolo y su número atómico.

PARA SABER MÁS: El origen mitológico del nombre del elemento químico.

LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Cuando los elementos del S.P. están organizados en orden creciente de número atómico (Z), tienen lugar una repetición de muchas propiedades físico-químicas de aquellos.
El periodo coincide con la capa de valencia y el grupo tiene que ver con los últimos electrones de dicha capa. Podemos establecer relaciones entre las propiedades químicas y la posición de los elementos en la tabla periódica.

Se llaman propiedades periódicas de los elementos químicos a las propiedades que podemos estudiar en relación con la posición del elemento en el sistema periódico.

1. El tamaño de los átomos: el radio atómico.
Aunque carece de sentido físico, se acepta por convenio que el radio atómico es la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos de un mismo elemento unidos por enlace químico.

A lo largo de un período, el número de capas no aumenta pero sí el número atómico (protones en el núcleo) por lo que la nube electrónica se contrae hacia el núcleo y el radio disminuye. Así, los alcalinos tienen mayores radios atómicos que los gases nobles.
En un grupo, el radio atómico crece hacia abajo ya que los electrones se van situando en niveles energéticos "más alejados" del núcleo.

Se habla también de radio iónico, en referencia al tamaño que tiene un ion, mayor o menor, respecto del átomo neutro.

ACTIVIDADES: 

1. Pág. 244: Ejercicio 20.
2. Ordena razonadamente de mayor a menor (orden decreciente) según su tamaño los siguientes elementos químicos: O. Kr, Ba, H, Cs, B, C, F, Rn, He

3. Razona si los siguientes iones son mayores que el elemento neutro y por qué: catión calcio, anión cloruro,  catión aluminio y anión óxido. 

2. Energía de ionización o potencial de ionización.

Es la energía que se debe aplicar a un átomo en su estado fundamental, en estado gaseoso,  para extraer su electrón más débilmente ligado, es decir, de su última capa. Es un proceso endoenergético (que requiere energía) que se suele representar así:

X + Energía Ionización →  X+   +  1 electrón

Esta energía se mide en electrón -voltios (eV) para un átomo aislado y en KJ para un mol de átomos.

Variación:

- Disminuye al bajar en un grupo pues aumenta el número de capas electrónicas y el apantallamiento del núcleo por lo que es más fácil extraer el electrón, hay que suministrar menor energía.

- Al aumentar el número atómico dentro de un período, esta energía aumenta porque aumenta el número de protones en el núcleo sin que aumente el número de capas.

3. Afinidad electrónica.

Es el fenómeno opuesto al anterior. Consiste en la energía desprendida por un átomo cuando capta un electrón para convertirse en anión.

X + 1 e- → X-  + Eafinidad electrónica

Es un proceso generalmente exoenergético, especialmente en los elementos que tienen más interés que son los no metales.

Variación:
- Dentro de un grupo, la afinidad electrónica disminuye conforme se desciende en el mismo por razón del mayor apantallamiento que proporcionan las capas en número creciente.

- En un período, aumenta ya que aumenta la carga del núcleo y la atracción hacia el nuevo electrón.

4. Electronegatividad.

Es un índice que informa sobre la tendencia de un átomo a apropiarse de una pareja de electrones que comparte con otro. Presenta un valor máximo para el flúor y mínimo para el cesio.

Variación: Aumenta hacia la derecha de un período y hacia arriba de un grupo, siendo los halógenos y el oxígeno los elementos más electronegativos. 

La diferencia de electronegatividades entre los elementos que forman un enlace puede ser un indicador del tipo de enlace. Así, a mayor diferencia entre las electronegatividades, mayor carácter iónico del mismo.

5. Carácter metálico-no metálico.

Como comentamos, se llaman metales a los elementos que tienden a perder electrones para alcanzar la configuración de gas noble y no metales a los que tienden a ganarlos. Los metales se convertirán en iones positivos o cationes y los no metales en iones negativos o aniones. Los metales se encuentran a la izquierda del Sistema Periódico y los no metales a la derecha. 
Los metales tienen baja afinidad electrónica, baja energía de ionización y baja electronegatividad.

A continuación se resume la variación de las propiedades periódicas:

ACTIVIDADES: 

1. Pág. 249: Lectura. Preguntas: 
a) ¿Qué es la fisión nuclear? ¿Y la fusión?
b) ¿Qué ventajas e inconvenientes presentan?
2. Pág. 250: Ejercicios 27 y 29.
3. Pág. 251: Ejercicios 33, 35, 36, 37, 38, 39, 40 y 41.
4. Realiza un mapa conceptual del tema. 

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