TEMA 2.- El átomo y sus
unio-nes
ÍNDICE GENERAL
1.- El átomo.
1.1.- Concepto de átomo.
1.2.- Estructura del átomo; partículas subatómicas fundamentales. Números atómico y má
sico.
1.3.- Concepto de ión; tipos de iones.
1.4.- Concepto de isótopo.
1.5.- Configuraciones electrónicas de los átomos.
2.- Sistema periódico de los elementos.
3.- Enlace químico.
3.1.- Concepto y formación.
3.2.- Tipos de enlace químico.
3.2.1.- Enlace iónico.
3.2.2.- Enlace covalente.
3.2.3.- Enlace metálico.
4.- El mol.
1.- EL ÁTOMO.
1.1.- CONCEPTO DE ÁTOMO.
Ya desde la Antigüedad se conocían los fenómenos de electrización de la materia; así, se había comprobado experimentalmente que algunas sustancias, como el ámbar (elektron, en griego), atraían a otras cuando se frotaban. No obstante, se estaba lejos de conocer la explica-ción de estos fenómenos, pues no se disponía de los instrumentos necesarios y, además, se pensaba que la materia era continua, es decir, que no estaba formada por partículas.
No fue hasta principios del siglo XIX en que el científico inglés John Dalton (1766-1844) planteó su teoría atómica de la materia, según la cual todas las sustancias estaban formadas por unas partículas muy pequeñas, indivisibles, llamadas átomos. No obstante, esta teoría fue ignorada durante más de 50 años, y no fue retomada hasta que algunos científicos como Faraday o Volta (inventor de la pila eléctrica) realizaron experimentos en los que se ponía de manifiesto la electricidad. De esta manera, se llegó a la conclusión de que la materia debía ser discontinua, es decir, estaba formada por partículas; además, estas partículas debían contener carga eléctrica, lo cual explicaría todos los fenómenos eléctricos que se iban descubriendo. Fue a fi-nales del siglo XIX y principios del XX cuando los avances técnicos permitieron descubrir la estructura más interna de la materia, y comprobar que algunas de las ideas de Dalton eran ciertas.
de-terminado elemento químico. Así, un átomo de oro es la partícula más pequeña que existe en la Naturaleza que tiene las propiedades del oro.
1.2.- ESTRUCTURA DEL ÁTOMO; PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES. NÚ
-MEROS ATÓMICO Y MÁSICO.
A finales del siglo XIX y principios del siglo XX se realizaron numerosos experimentos para estudiar la estructura interna de los átomos. Hoy en día sabemos que un átomo está formado por 2 zonas bien diferen -ciadas:
a) Zona central o núcleo: en ella se encuentran los protones (partículas con carga positiva) y los neutro nes (partículas sin carga eléctrica), muy comprimidos entre ellos.
b) Zona externa o corteza: en ella se encuentran los electrones (partículas con carga negativa) girando alrededor del núcleo a una gran distancia de él. Así, la distancia entre el núcleo y la corteza es del orden de 10000 veces mayor que el tamaño del núcleo, de donde se deduce que el áto-mo se encuentra prácticamente hueco.
Así pues, las partículas subatómicas fundamentales del átomo son los protones, neutrones (a am-bos se les llama nucleones por encontrarse en el núcleo) y electrones; sus propiedades son las siguientes:
PARTÍCULA FUNDAMENTAL
CARGA MASA
Protón +1´6· 10-19 C 1´672· 10-27 kg
Neutrón 0 1´675· 10-27 kg
Electrón -1´6· 10-19 C 9´109· 10-31 kg
Si observamos la tabla anterior podemos deducir el hecho de que la masa del protón (o del neutrón) es casi 2000 veces mayor que la masa del electrón: la mayor parte de la masa de un átomo se encuentra con-centrada en su núcleo.
Para conocer el nº de partículas fundamentales de un átomo se utilizan los n os atómico y másico:
• Nº atómico (Z): es el nº de protones que existe en el núcleo de un determinado átomo.
• Nº másico (A): es el nº de nucleones (suma de protones y de neutrones) que contiene un átomo.
De esta manera, cualquier átomo de un elemento X puede representarse de forma abreviada de la siguiente manera:
X
(N)Átomos presentes(Q)Carga iónica Número atómico(Z)
Número másico(A)
1.3.- CONCEPTO DE IÓN; TIPOS DE IONES.
Un ión es un átomo que ha adquirido carga eléctrica. Ello tiene lugar cuando gana o pierde electro-nes de su corteza; por tanto, existirán 2 tipos de ioelectro-nes:
a) Aniones: son átomos que tienen carga eléctrica negativa, es decir, han ganado uno o varios electro-nes (que le han “quitado” a otro átomo).
1.4.- CONCEPTO DE ISÓTOPO.
Dos o más átomos son isótopos del mismo elemento químico cuando tienen el mismo número atómi-co y diferente número másiatómi-co, es decir,
cuando tienen igual número de protones y electrones pero diferente número de neutro-nes. La existencia de 2 o más isótopos de cada elemento explica los valores decimales, y no enteros, de las masas atómicas de los elementos. Así, la masa atómica de cualquier elemento se determina calculando la media ponderada de las masas atómicas de todos sus isótopos. Mostramos a la derecha, a
modo de ejemplo, los 3 isótopos del hidrógeno (protio, deuterio y tritio).
1.5.- CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE LOS ÁTOMOS.
La configuración electrónica de un átomo nos indica la manera en que se distribuyen los electrones en la corteza de dicho átomo. En el próximo curso se estudiará que en cada capa o nivel de energía existen unas “habitacio-nes” llamadas orbitales, que son zonas en las que es muy probable encontrar al electrón. En ellos el electrón se encuentra deslocalizado, es decir, se mueve a una gran velocidad y no puede determinarse con exactitud en qué lugar se en-cuentra. En estos orbitales, que tienen una forma especial de nombrarse, los electrones se van colocando en orden creciente de energías, es decir, llenando en primer lugar aquellos que tengan una energía menor. Dicho orden viene determi-nado por el diagrama de Möeller, que aparece en la figura de la izquierda. Los orbitales vienen descritos por letras y números (orbital 1s, orbital 3p, orbital 5d,...); el número nos indica la capa o nivel de energía en que se encuentra el orbital, y la letra nos indica la forma del orbital. El significado más preciso se estudiará el próximo curso.
Por otra parte, hemos de decir que no cabe el mismo número de electrones en todos los orbitales; el número máximo de electrones por orbital es el siguiente:
orbital s → 2 electrones orbital p → 6 electrones orbital d → 10 electrones orbital f → 14 electrones
A la capa de electrones (o nivel de energía) más externa de un átomo se le llama capa de valencia; a todos los electrones situados en dicha capa (o nivel de energía) se les llama electrones de valencia.
En resumen, para realizar la configuración electrónica de un átomo vamos llenando los orbitales de acuerdo con el orden indicado en el diagrama de Möeller (orden creciente de energía) hasta alcanzar el nú -mero de electrones que tenga dicho átomo. Por ejemplo, como el cloro tiene nú-mero atómico 17, tendrá 17 electrones en su corteza, y su configuración electrónica será:
Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
De la configuración electrónica anterior deducimos que...
✔ ...un átomo de cloro tiene 3 capas de electrones.
✔ ...la capa de valencia de un átomo de cloro es la 3ª.
Puedes consultar aspectos relacionados con la estructura del átomo y las configuraciones electrónicas en la página web
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/estructura. htm
2.- SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS.
A mediados del siglo XIX se cono-cían, aproximadamente, unos 60 elementos químicos. Conforme iban descubriéndose nuevos elementos (ver tablas a la derecha), iba surgiendo en los científicos la necesi-dad de ordenarlos de alguna manera lógica que tuviera en cuenta sus propiedades físi-cas y químifísi-cas.
En 1869, el científico alemán Lothar Meyer (a la izquierda) y el ruso Dimi-tri Mendeleiev (en la imagen de la derecha) ordenaron, simultánea pero in-dependientemente, los elementos químicos conocidos en orden creciente de masas atómicas, observando de esta manera que las propiedades químicas de los elementos se repetían conforme se bajaba de fila (ley periódica).
La ordenación actual de la tabla periódica se debe a los científicos Werner y Paneth, que tomaron la idea original del científico inglés Henry Moseley (1887-1915), quien en 1914 establece el concepto de número atómico como el nº de protones existente en el núcleo de cualquier átomo, el cual es característico de cada elemento. Así pues, Moseley (en la imagen de la derecha) llegó a la conclusión de que la orde nación co rrecta de los elementos debía ser no por su masa atómica, sino por su nº atómico.
La tabla periódica actual consta de 7 filas o períodos y de 18 columnas, grupos o familias. En ella se colocan los 114 elementos químicos conocidos y aceptados por la IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry); de ellos, 90 son naturales y el resto, artificiales o sintéticos (descubiertos en los laboratorios). Los elementos metálicos se sitúan en las zonas izquierda y central de la tabla; los no metales se sitúan en la parte superior derecha.
Los elementos se ordenan en ella por orden creciente de su nº atómico, de tal manera que las propie-dades químicas van repitiéndose conforme bajamos de fila (ley periódica). Así, los elementos situados en el mismo grupo tendrán similares propiedades, además de la misma configuración electrónica externa. Los dis-tintos grupos o familias y sus correspondientes configuraciones electrónicas externas son los siguientes:
GRUPO O FAMILIA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
EXTERNA
1: alcalinos ns1
2: alcalinotérreos ns2
3 a 12: metales de transición (n-1)dx ns2 (x = 1,…, 10)
13: térreos o boroides ns2 np1
14: carbonoides ns2 np2
15: nitrogenoides ns2 np3
16: anfígenos ns2 np4
17: halógenos ns2 np5
18: gases nobles ns2 np6
Metales de transición interna
-A los elementos situados a ambos lados de la tabla se les llama elementos representativos (tipo s o tipo p); a los situados en la zona central, metales de transición (tipo d) y a los situados en la parte inferior de la tabla, metales de transición interna (tipo f). Por otra parte, todos los elementos situados en el mismo pe-ríodo tendrán el mismo nº de capas de electrones o niveles de energía, como puede comprobarse fácilmente.
Para encontrar información sobre todos los elementos de la tabla periódica puedes consultar la página web
3.- EN
LACE QUÍMI
CO.
3.1.- CONCEPTO Y FORMACIÓN.
Hemos dicho antes que los electrones de valencia son los que determinan las propiedades químicas de los elementos, de modo que el núcleo y los electrones más cercanos no influirán en dichas propiedades; así pues, también determinarán la capacidad de los átomos de unirse entre sí.
Sabemos que los gases nobles son los elementos químicos más estables, pues no se combinan con ningún otro elemento químico, ni siquiera entre ellos (también se les llama gases inertes); todos ellos tienen, a excepción del He, 8 electrones de valencia. Así pues, la tendencia de los átomos a adquirir mayor estabilidad (o menor energía) se traduce en adquirir la configuración electrónica más estable (menos energética) po -sible: la configuración electrónica de gas noble.
En la gráfica de la izquierda aparece la explicación de por qué los átomos “prefieren” estar unidos antes que separados: conforme los átomos se acercan, la energía de am-bos va disminuyendo (con respecto a la suma de las energías que amam-bos tenían antes de unirse) hasta una cierta distancia, llamada distancia de enlace. Cuando se acercan más allá de esta distancia, las cargas nuclea-res de ambos átomos hacen que se repelan de nuevo. Así pues, existe una distancia ideal a la cual los átomos adquieren la menor energía po-sible y, por tanto, la máxima estabilidad. Y ello se consigue precisamen-te cuando los átomos adquieren la configuración electrónica exprecisamen-terna de gas noble. A esta regla se la conoce como regla del octeto o regla de Kossel. De lo dicho anteriormente se deduce que el enlace químico, sea del tipo que sea, es siempre de naturaleza eléctrica.
Ahora bien, la regla del octeto tiene algunas limitaciones; en primer lu-gar, sólo se cumple (y no siempre) para los átomos de los 3 primeros períodos; en segundo lugar, el hidrógeno es estable con 2 electrones en su capa 1s; y en tercer lugar, algunos elementos pueden rodearse de más de 8 electrones (octeto expandido) o de menos de 8 electrones (octeto incompleto).
3.2.- TIPOS DE ENLACE QUÍMICO.
Como existen 2 grandes tipos de elementos en la tabla periódica, deberán existir 3 tipos de enlace químico que den lugar a compuestos químicos. Éstos son los siguientes:
3.2.1.- ENLACE IÓNICO.
El enlace iónico tiene lugar entre un átomo metálico y otro no metálico. Para explicar su formación consideraremos el caso del cloruro de sodio o sal común, escribiendo las configuraciones electrónicas de los 2 elementos que lo forman:
Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 ⇒ 1 e- de valencia
Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ⇒ 7 e- de valencia
Así pues, para adquirir estructura electrónica de gas noble el Na pierde su e- de valencia
(transfor-mándose en el catión Na+), siendo éste captado por el Cl (transformándose en el anión Cl-). Finalmente, el
catión sodio y el anión cloruro se atraen eléctricamente, formándose así el enlace iónico, adquiriendo ambos átomos una mayor estabilidad (o menor energía).
miles de átomos unidos entre ellos, colocados alternativamente, mediante enlace iónico. En el ejemplo que nos ocupa, el NaCl, ello significa que la sal es una sustancia de estructura cristalina que tiene un átomo de sodio por cada átomo de cloro; su estructura es la siguiente:
Las pro piedades de las sustancias iónicas son las siguientes:
1. A temperatura ambiente son sólidos y duros. Ello se debe a que la fuerza que mantiene unidos a los átomos, que es una fuerza eléctrica, es de gran intensidad.
2. Son frágiles, es decir, se rompen con facilidad. La explicación es la siguiente:
3. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición. La razón de ello es la misma expuesta en la 1ª propie -dad, pues se necesita una elevada temperatura para “romper” las fuerzas que mantienen unidos a los iones en la red.
4. Suelen ser solubles en agua. Ello se debe a que las moléculas de agua atraen a los átomos del cristal, lo que provoca su desmoronamiento y consiguiente disolución.
5. No conducen la electricidad en estado sólido (pues los iones se encuentran fijos en la red), pero sí cuando se disuelven en agua o cuando se derriten, pues en tal caso desaparecen las fuerzas de atrac -ción entre iones y éstos podrán moverse con libertad.
3.2.2.- ENLACE COVALENTE.
El enlace covalente tiene lugar entre 2 átomos no metálicos iguales o diferentes. A diferencia de lo que sucede en el enlace iónico, en el enlace covalente los dos no metales adquieren la configuración electró-nica de gas noble compartiendo uno o varios pares de sus electrones de valencia. Para explicar de manera sencilla cómo se produce el enlace covalente se utilizan unas estructuras llamadas diagramas de Lewis. Aunque existen algunos compuestos que no pueden explicarse mediante ellas, son muy útiles para visualizar la estructura de la molécula. Veamos algunos ejemplos:
• Como la configuración electrónica del hidrógeno es H (Z = 1): 1s1, la configuración electrónica de
manera:
Vemos que los 2 átomos de H comparten 1 par de e- de valencia; éstos no pertenecen a ningún átomo
en concreto y sirven de unión entre ambos, originándose un enlace covalente sencillo o simple.
• Análogamente al caso anterior, la molécula O2 se formará de la siguiente manera:
Vemos que los 2 átomos de O comparten 2 pares de e- de valencia; éstos no pertenecen a ningún
áto-mo en concreto y sirven de unión entre ambos, originándose un enlace covalente doble.
• Para el caso de la molécula N2, tendremos:
Vemos que los 2 átomos de N comparten 3 pares de e- de valencia; éstos no pertenecen a ningún
áto-mo en concreto y sirven de unión entre ambos, originándose un enlace covalente triple.
• Para la molécula de agua, tendremos:
• Para la molécula de amoniaco:
Las sustancias que presentan enlace covalente pueden ser moléculas o cristales. Exponemos a conti-nuación las propiedades de los cristales covalentes (reticulares); algunos ejemplos son el diamante, el gra-fito o la sílice, cuyas estructuras cristalinas son las siguientes:
1. Son sólidos y muy duros a temperatura ambiente. Ello se debe a que el enlace covalente que mantie -ne unidos sus átomos es muy fuerte.
3. Son insolubles en agua (y en cualquier otra sustancia). La razón es la misma que la mencionada ante-riormente.
4. Suelen ser malos conductores del calor y de la electricidad.
Por otra parte, las propiedades de las sustancias covalentes moleculares (H2O, NH3, CO2, O2,
Br2,...) serán las siguientes:
1. Pueden presentarse en cualquiera de los 3 estados de agregación, aunque si son sólidas suelen ser blandas y frágiles.
2. Dicho lo anterior, sus puntos de fusión y ebullición serán variables, aunque no suelen ser muy altos.
3. Son malos conductores del calor y de la electricidad, pues son moléculas eléctricamente neutras.
4. La solubilidad en agua es variable.
3.2.3.- ENLACE METÁLICO.
El enlace metálico se produce entre 2 o más átomos metálicos que sean iguales. De acuerdo con el modelo de Drude (1900) de los electrones deslocalizados, se produce de manera parecida al enlace covalente: los átomos metálicos se unen, formando una estructura cristalina, gracias a que compar-ten todos sus electrones de valencia. Éstos se encuentran deslocalizados, pues se mueven libremente por todo el metal, sirviendo de unión entre todos ellos al impedir la repulsión entre los iones positivos, formando una “nube electró-nica” o “mar electrónico”.
Las propiedades de las sustancias metálicas serán las siguientes:
1. A excepción del mercurio, son sólidos a temperatura ambiente. Ello se debe a las elevadas fuerzas que mantienen unidos a los iones en la red.
2. Tienen puntos de fusión y de ebullición variables, aunque suelen ser altos. La razón es la misma que la anterior.
3. Tienen un brillo característico llamado brillo metálico.
4. Suelen ser dúctiles y maleables, es decir, se deforman con facilidad formando hilos o láminas. La razón aparece en la figura de la derecha.
5. No suelen disolverse en ninguna sustancia.
6. Son muy buenos conductores del calor y de la electricidad. Ello se debe a la libertad con que se mue-ven los electrones por la red metálica.
4.- EL MOL.
Si intentamos expresar en unidades de masa convencionales (gramo, kilogramo,...) la masa de un átomo o de una molécula obtendremos cantidades extremadamente pequeñas. Es por ello por lo que se hace necesario utilizar una unidad de masa más adecuada. A esta unidad de masa se le llama unidad de masa ató-mica (uma ó u), que se define como la doceava parte de la masa de la masa del átomo 12
Así pues, la masa atómica será la masa de un átomo expresada en uma (ó u), y la masa molecular será la suma de las masas de los átomos que forman una molécula o cristal también expresada en uma (ó u).
NOTA: La masa atómica de un elemento no es un número exacto, ya que su valor se calcula hallando la me-dia ponderada de las masas atómicas de los isótopos que de dicho elemento existan en la Naturaleza. Ésta es la razón de los valores decimales de las masas atómicas de los elementos que aparecen en la tabla periódica.
El mol es la unidad de cantidad de sustancia en el S.I.; se define de la siguiente manera:
Mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo nº de átomos que hay en 12 g de carbono-12
En 1865, el físico alemán J. Loschmidt determinó experimentalmente que el nº de átomos contenidos en 1 mol de cualquier elemento era siempre de 6´022·1023; a dicho número se le llamó número de Avoga
-dro, en honor de este científico italiano, que predijo que 1 mol de cualquier sustancia debía contener siempre el mismo nº de partículas. Así pues, 1 mol de cualquier sustancia es la cantidad de dicha sustancia que con-tiene 6´022·1023 entidades de dicha sustancia. Además, siempre se cumple que la masa, en gramos, de 1 mol
de cualquier sustancia coincide con su masa atómica o molecular. Es por ello por lo que se le llama masa molar, se expresa en g/mol y coincide numéricamente con la masa atómica o molecular.
NOTA: Si conocemos la masa en gramos de una sustancia, m, y su masa molar, M, el nº de moles, n, de di -cha sustancia puede calcularse directamente mediante:
n=m
