Conceptos Fundamentales de Química: Átomos, Enlaces y Compuestos

Estructura Atómica y Números Cuánticos

El átomo es la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Está constituido por un núcleo, que contiene protones y neutrones, y electrones que orbitan alrededor del núcleo. En un elemento, el número de protones determina su densidad y su número atómico. El número másico (A) es la suma de protones y neutrones. El número atómico es igual al número de protones. Átomos del mismo elemento pueden tener números másicos diferentes, es decir, igual número de protones pero distinto número de neutrones. Estos átomos se denominan isótopos. El número atómico no varía en los isótopos, pero sí el número másico.

Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los electrones en los átomos, basados en la teoría de Niels Bohr. Los más importantes son:

• Número cuántico principal (n): Indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón. Toma valores entre 1 y 7.
• Número cuántico del momento angular (l): Indica la forma de los orbitales. Los valores de l dependen del valor de n, y van desde 0 hasta n-1.
• Número cuántico magnético (m_l): Indica la orientación del orbital en el espacio. Toma valores entre -l y +l.
• Número cuántico de espín (s): Indica el sentido de rotación del electrón sobre sí mismo. Toma valores de -1/2 y +1/2.

Iones y Potencial de Ionización

Un ion es un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido electrones. Si un átomo pierde electrones, adquiere una carga positiva y se convierte en un catión. Si gana electrones, adquiere una carga negativa y se convierte en un anión. El tamaño de un ion depende de su carga nuclear y del número de electrones. El radio atómico se mide en angstroms (Å, 10^-10 m), nanómetros (nm, 10^-9 m) o picómetros (pm, 10^-12 m).

El primer potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Es una reacción endotérmica. El segundo potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental. La energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos potenciales de ionización. La energía de ionización mide la fuerza con la que un átomo retiene sus electrones. Los potenciales de ionización para un mismo elemento crecen muy deprisa debido a la dificultad creciente para arrancar electrones cuando existe una carga positiva que los atrae y cargas negativas que los repelen. El conocimiento de los potenciales de ionización permite predecir si un elemento tenderá a formar compuestos iónicos o covalentes.

Afinidad Electrónica y Electronegatividad

La afinidad electrónica es la energía liberada en el proceso en el que un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en su estado fundamental. El proceso de captación de electrones suele ser favorable. Las segundas y terceras afinidades electrónicas son siempre desfavorables.

La electronegatividad, según la escala de Pauling, se calcula a partir de la energía de enlace entre átomos. Se asigna un valor de referencia de 4 al flúor (el máximo), y se calcula la electronegatividad de los demás elementos respecto a este valor. La escala varía de 0 a 4. La variación periódica de la electronegatividad es el reflejo de las variaciones de la energía de ionización y la afinidad electrónica en el sistema periódico. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su afinidad electrónica. La electronegatividad de los elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. Las variaciones de electronegatividad de los elementos de transición no son tan regulares. La energía de ionización y la electronegatividad son inferiores en la zona inferior izquierda que en la superior derecha de la tabla periódica.

La electronegatividad permite conocer el tipo de enlace entre átomos. Si los átomos tienen la misma electronegatividad, el enlace es apolar. La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae el par de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos implicados en un enlace, más polar será este.

Tipos de Enlaces Químicos

Dos o más elementos pueden combinarse para formar un compuesto. Para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos, es necesario conocer la configuración electrónica de los átomos que los componen. La combinación de átomos para formar compuestos se debe a la formación de sustancias con una configuración electrónica más estable. Cuando se forma un enlace químico, se ponen en contacto las regiones externas de los átomos. Lewis propuso que los enlaces químicos se formaban entre átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre sí. Observó que muchos elementos eran más estables cuando contenían 8 electrones en su capa de valencia. Sugirió que los átomos con menos de 8 electrones se enlazaban para compartir electrones y completar así su capa de valencia. Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos.

Enlace Iónico

Se forma entre un metal y un no metal. Los átomos interactúan de tal manera que la capa externa de electrones se completa con 8 electrones, a menos que la primera capa, con 2 electrones, sea también la capa externa, como en el caso del helio. La mayoría de los átomos tienen menos de 8 electrones en su capa de valencia.

Enlace Covalente

Se forma entre no metales. Se produce cuando las capas de electrones de los átomos se superponen y comparten electrones. En este enlace, cada electrón del par compartido es atraído por los dos núcleos de ambos átomos. Un ejemplo de enlace covalente perfecto es el del carbono en el diamante.

Enlace Metálico

Se forma entre metales. Las características más importantes de los metales son su brillo metálico, su buena conductividad térmica y eléctrica, su tenacidad, su ductilidad, su opacidad y su facilidad para cambiar de forma. Los cationes ocupan posiciones fijas en la estructura atómica, y los átomos que tienen pocos electrones los liberan y estos se mueven entre los cationes formando una nube de electrones. Los metales en estado sólido forman una red cristalina tridimensional en cuyos nodos hay cationes, y entre ellos se mueven los electrones de valencia. Los electrones están totalmente deslocalizados, lo que significa que el enlace es adireccional. En los metales, las fuerzas de atracción que deben superarse para realizar la conversión del estado sólido al líquido o del líquido al gaseoso son bastante fuertes. Estas fuerzas varían de un metal a otro, pero son muy intensas. Cuando un metal se somete a una presión externa, los cationes metálicos pueden resbalar unos sobre otros, por lo que el metal se deforma pero no se rompe, a diferencia de lo que ocurre en los compuestos iónicos.

Moléculas e Iones

Las moléculas son agregados que contienen al menos dos átomos en una disposición definida, que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas.

Fórmulas Químicas

Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa.

• Fórmulas moleculares: Indican el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.
• Alótropos: La alotropía es la propiedad que poseen ciertos elementos químicos de presentarse bajo estructuras moleculares diferentes, como el oxígeno (O₂, O₃), o con características físicas distintas, como el fósforo o el carbono. Para que se considere que un elemento presenta alotropía, sus estructuras moleculares deben presentarse en el mismo estado físico.
• Fórmulas empíricas: Representan la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Pueden coincidir o no con la fórmula molecular.

Aleaciones

Una aleación es una disolución sólida que se prepara disolviendo un metal en otro cuando ambos están en estado líquido. La aleación tiene propiedades fisicoquímicas diferentes de las de los metales originales. Las aleaciones de mercurio se denominan amalgamas. Cuando los metales que forman una aleación son prácticamente del mismo tamaño, pueden romperse fácilmente sin romper ni alterar la estructura cristalina del metal que está en mayor proporción. Estas aleaciones se denominan aleaciones por sustitución.

Enlaces de Van der Waals

Algunos átomos no tienen electrones disponibles para formar enlaces iónicos, covalentes o metálicos, pero existe una débil fuerza de atracción entre ellos cuando están próximos. Estas fuerzas intermoleculares son de dos tipos: a) las que unen los átomos de una molécula y b) las fuerzas de atracción que operan entre moléculas, denominadas fuerzas intermoleculares. Las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en compuestos iónicos, como la sal común, son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados. La mayoría de los compuestos iónicos son solubles en agua y, cuando se disuelven, forman disoluciones acuosas que conducen la electricidad, por lo que se denominan electrolitos.

Estados Condensados

En el estado líquido, las sustancias pueden formar disoluciones. Una disolución está formada por un disolvente y uno o varios solutos. Los solutos se pueden clasificar en:

• Electrolitos: Sustancias que, cuando se disuelven en agua, forman una disolución que conduce la electricidad.
• No electrolitos: Sustancias que, cuando se disuelven en agua, forman una disolución que no conduce la electricidad.

Un electrolito puede ser fuerte, si en disolución todo el soluto se disocia en sus iones, o débil, si en disolución quedan moléculas de soluto sin disociarse.

Compuestos Iónicos y Moleculares

Los compuestos iónicos están formados por cationes y aniones. Con la excepción del amonio (NH₄⁺), todos los cationes derivan de átomos metálicos. Los compuestos moleculares están formados por elementos no metálicos.

• Ácidos: Sustancias que liberan iones hidrógeno (H⁺) cuando se disuelven en agua.
• Oxiácidos: Ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento.
• Bases: Sustancias que liberan iones hidróxido (OH^-) cuando se disuelven en agua.
• Hidratos: Compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua unidas a ellos. Estas moléculas de agua pueden eliminarse por calentamiento.