Descubriendo la Estructura Atómica y los Enlaces Químicos: De Lavoisier a la Actualidad

La Evolución del Modelo Atómico

Leyes Ponderales de la Química

• Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier): En toda reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa de los productos de la reacción. Ejemplo: 2,5g + 1,2g = 3,7g.
• Ley de las Proporciones Definidas (Proust): La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo.
• Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton): Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Modelos Atómicos: Thomson, Rutherford y Bohr

Diferencias entre los Modelos de Thomson y Rutherford

• Thomson: Consideraba que el átomo no era una partícula indivisible, sino que estaba formado por cargas negativas (electrones) incrustados en una masa esférica de densidad uniforme y carga positiva.
• Rutherford: Propuso que el átomo está formado por un núcleo y una corteza, que está casi vacío, y que los electrones giran alrededor del protón.

Fallos del modelo de Rutherford:

• El electrón debería terminar chocando con el núcleo.
• El electrón pasaría por todas las órbitas posibles.

Modelo Atómico de Bohr

• El electrón solo ocupa unas posiciones alrededor del núcleo, con una energía determinada.
• Cada órbita del átomo corresponde a un nivel de energía.
• Los niveles de energía permitidos son aquellos en los que su momento angular es múltiplo de h/2π.
• Solo se absorbe o emite energía cuando el electrón pasa de un nivel a otro.

Fallos del modelo de Bohr: No explicaba por qué en las órbitas atómicas la energía estaba cuantizada ni por qué algunas propiedades de los elementos se repetían periódicamente.

Descubrimiento de Electrones y Protones

• Electrones (e-): Thomson los descubrió mediante experimentos con tubos de descarga.
• Protones (p+): Rutherford los descubrió perforando el cátodo.

Número Atómico y Número Másico

• Número Atómico (Z): Indica el número de protones del núcleo y determina el elemento del que se trata.
• Número Másico (A): Indica el número de neutrones y protones que componen el núcleo y determina el isótopo del elemento.

Enlaces Químicos: La Unión de los Átomos

Enlace químico: Fuerzas que mantienen unidos los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas de manera estable. El proceso de formación de un enlace va acompañado de un desprendimiento de energía (energía de enlace).

Los átomos del mismo elemento se unen mediante enlace covalente o metálico, mientras que los iones se unen mediante enlace iónico (metal + no metal).

Enlace Iónico

Las sustancias con enlace iónico están constituidas por iones positivos o negativos. Un elemento muy electronegativo puede perder 1 o 2 electrones, mientras que si es muy electronegativo puede ganar 1, 2 o más electrones.

• Los elementos metálicos, con muchos electrones de valencia y baja energía de ionización, tienden a convertirse en cationes.
• Los elementos no metálicos, con muchos electrones de valencia y afinidad electrónica muy negativa, tienden a formar aniones.

El enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de una red cristalina iónica. Su estructura depende de la carga, las interrelaciones electrostáticas y el tamaño de los iones.

Energía de Red o Energía Reticular

Los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas muy estables. La formación de un cristal es un proceso muy exotérmico (se libera mucha energía). 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. Cuanto menor (más negativa) es la energía de red, mayor estabilidad tiene un compuesto iónico.

Enlace Covalente

Es la unión que se produce entre dos átomos por el hecho de compartir uno o más pares de electrones. Normalmente, la presencia de enlaces covalentes en las sustancias da lugar a la formación de moléculas.

Enlace Covalente Coordinado

Cuando el par compartido es aportado totalmente por uno de los dos átomos enlazados, es tan fuerte al formarse como cualquier otro enlace covalente simple. Ejemplos: amonio (NH₄⁺) y ozono (O₃).

Teoría del Enlace de Valencia

Para que se forme un enlace covalente entre dos átomos es necesario:

• Cada átomo debe tener un orbital atómico ocupado por un solo electrón.
• Los dos electrones de los orbitales semiocupados han de tener espines contrarios, ser antiparalelos.

El enlace se forma al superponerse los dos orbitales semiocupados para formar un orbital común, en el que se emparejan los dos electrones. Cuanto mayor es la superposición de los dos orbitales, mayor es la estabilidad del enlace covalente. Ejemplos: HCl, H₂, NH₃.

Enlace Covalente Polar

Se forma cuando se unen dos átomos de diferente electronegatividad. Está más polarizado cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad de los átomos.

Para que una molécula sea un dipolo molecular necesita:

• Enlaces polarizados.
• Forma geométrica adecuada de la molécula.

Si hay enlaces polarizados y las polaridades se anulan, la molécula será apolar y la geometría será lineal, plana o tetraédrica. Si hay enlaces polarizados y los polos no se anulan, la molécula será polar y la geometría será angular o pirámide de base triangular.

Características del Enlace Metálico

• Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos.
• Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos.
• La interacción entre los iones positivos y la nube electrónica estabiliza el cristal.