Descubriendo la Estructura Atómica y los Enlaces Químicos: Modelos, Propiedades y Tabla Periódica

Thomson y Rutherford: Los Primeros Modelos Atómicos

Thomson realizó un experimento con un tubo de descarga de gases, que consistía en un bulbo de vidrio, en cuyo interior se situaban un polo negativo (cátodo), un polo positivo (ánodo) y cualquier sustancia en estado gaseoso a muy baja presión. Al aplicar una descarga eléctrica entre el cátodo y el ánodo, observó que aparecía una corriente de partículas que salían del cátodo y llegaban al ánodo (rayos catódicos). Llegó a la conclusión de que los rayos catódicos estaban formados por partículas de carga negativa (electrones). Dedujo que la sustancia gaseosa del interior del tubo estaba formada por átomos. Como sabía que la materia era neutra, postuló que el átomo tenía también una parte positiva, de manera que ambos tipos de carga se compensaban. La aplicación de la descarga eléctrica lo que hacía era arrancar los electrones de los átomos, formándose así los rayos catódicos. Thomson consideró al átomo como una esfera maciza de carga positiva, en la que se encontraban insertados los electrones, de manera que se contrarrestaba la carga positiva con la negativa de los electrones.

Becquerel y los Curie descubrieron la radiactividad. Rutherford bombardeó una fina lámina de oro (de unos pocos miles de átomos de espesor) con radiación α (núcleos de helio), la cual está formada por partículas con carga positiva. Observó que la mayoría de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse, algunas la atravesaban desviándose ligeramente y muy pocas rebotaban en la lámina, invirtiendo su sentido. Dedujo que el átomo no era una esfera maciza, sino que se encontraba principalmente vacío. Postuló que el átomo debía estar formado por dos zonas:

• Un núcleo, en el que se encuentran los protones muy comprimidos entre ellos.
• Una corteza, en la que se encuentran los electrones (partículas con carga negativa) girando alrededor del núcleo, a una gran distancia de él y a una gran velocidad.

Modelo Atómico de Bohr: Postulados y Niveles de Energía

Los postulados del modelo atómico de Bohr son los siguientes:

1. El átomo consta de un núcleo en el que se encuentran los protones (cargas positivas) y de una corteza en la que se encuentran los electrones describiendo órbitas circulares en torno a él. En estas órbitas, el electrón ni emite ni absorbe energía, denominadas órbitas estacionarias.
2. La energía de cada órbita está cuantizada, es decir, tiene un valor determinado y es invariable. Es por ello por lo que a las órbitas también se les llama niveles de energía (n = 1, 2,…). Si n = 1, el electrón se encuentra en el nivel de energía fundamental; los superiores serán niveles de energía excitados.
3. Los electrones pueden realizar saltos o transiciones entre las órbitas o niveles de energía:
   1. Si un electrón absorbe un fotón, puede “saltar” a un nivel de energía u órbita superior.
   2. Si un electrón “salta” a una órbita o estado de energía inferior, emite energía en forma de un fotón. La diferencia de energía entre ambos niveles es la energía correspondiente a un fotón.

Teoría Atómica Moderna: Bases de la Mecánica Cuántica

La teoría atómica moderna se basa en los siguientes principios de la mecánica cuántica:

• Dualidad onda-partícula: hipótesis de De Broglie: Cualquier partícula tiene una doble naturaleza: ondulatoria y corpuscular. Es decir, un objeto de masa m que se desplaza a una cierta velocidad v lleva asociada una onda. Las ondas tienen propiedades típicas de las partículas, y viceversa. Cuanto menor es el tamaño de la partícula que se mueve, mayor es su comportamiento ondulatorio, y viceversa.
• Principio de incertidumbre o indeterminación de Heisenberg: Es imposible conocer con exactitud y de manera simultánea la posición y la velocidad de una partícula. La principal consecuencia es que en el ámbito microscópico se trabaja con resultados estadísticos y probabilísticos.
• Interpretación probabilística: Schrödinger establece una ecuación que describe el comportamiento del electrón en un átomo, y en la que supone que tiene propiedades ondulatorias y que puede ser descrito por la ecuación de una onda. Es imposible saber con exactitud dónde se encuentra un electrón dentro del átomo; solamente podemos hablar de la probabilidad de encontrarlo en una determinada zona del espacio.

Orbital: es la región del espacio donde es muy alta la probabilidad de encontrar un electrón. La Mecánica Cuántica considera al electrón como una nube difusa de carga distribuida alrededor del núcleo. Los números cuánticos sirven para describir los orbitales en los que es probable que se encuentren los electrones.

El Átomo por Dentro: Configuraciones Electrónicas

Cualquier átomo estará formado por un núcleo en el que se encuentran los protones y neutrones, y alrededor de él se superponen los orbitales atómicos, en los cuales es muy probable que nos encontremos a los electrones. Los electrones no se “colocan” en los orbitales de manera aleatoria, sino que lo hacen de acuerdo con una serie de reglas de llenado:

1. Principio de exclusión de Pauli: establece que en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Esto es, en cada orbital caben como máximo dos electrones, con espines opuestos.
2. Principio de construcción (Aufbau): Establece que los orbitales en que se pueden encontrar los electrones se van “llenando” en orden creciente de energía. Viene dado por el diagrama de Möeller.
3. Regla de máxima multiplicidad de Hund: Los electrones situados en orbitales de la misma energía (o en el mismo nivel energético) tienden a situarse lo más desapareados (o separados) que sea posible.

De las tres reglas anteriores deducimos que el número máximo de electrones en cada nivel energético es 2n², siendo n el número cuántico principal del nivel.

La Tabla Periódica: Organización de los Elementos Químicos

Los primeros intentos de ordenación de los elementos químicos fueron:

1. Triadas de Döbereiner: ordenó los elementos en grupos de tres, de manera que el elemento central tenía una masa casi igual a la media de los otros dos.
2. Ley de las octavas de Newlands: ordenó los elementos en grupos de siete, observando que el octavo elemento tenía propiedades similares al primero.
3. Tabla periódica de Meyer y Mendeleiev: ordenaron los elementos químicos conocidos en orden creciente de masas atómicas, observando que las propiedades físicas y químicas de los elementos se repetían conforme se bajaba de fila (ley periódica).

Propiedades Periódicas de los Elementos

A) Radio Atómico

1º El radio atómico es el radio de cualquier átomo, supuesto este esférico. Es la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Depende de la proximidad de los átomos vecinos.

• Mayor radio: el que tenga mayor número de niveles de energía.
• Isoelectrónicos: ambos tienen el mismo número de electrones en su corteza, por lo que sus tamaños dependerán del número de protones que hay en sus núcleos. El Na⁺ tiene un menor radio atómico que el F^-, porque tiene mayor número de protones en su núcleo. Estos protones atraerán con mayor fuerza a los electrones de la corteza, de manera que el tamaño atómico será menor.

2º Su variación en la tabla periódica es:

• En un grupo, aumenta conforme bajamos, pues aumenta el número de capas de electrones y, con ello, el tamaño del átomo.
• En un periodo, disminuye conforme avanzamos hacia la derecha, pues habiendo el mismo número de capas cada vez hay mayor número de electrones; estos serán atraídos cada vez más fuertemente por el núcleo, disminuyendo así su tamaño.

B) Energía de Ionización

1º Es la energía necesaria para arrancar un electrón (comenzando por el más externo) de un átomo que se encuentra en estado gaseoso en su estado fundamental.

2º Su variación en la tabla periódica es:

• En un grupo, disminuye conforme bajamos, pues aumenta el tamaño del átomo, los electrones más externos se encuentran cada vez más lejos, serán atraídos con menor fuerza por el núcleo y menos energía se requerirá para extraerlos.
• En un periodo, aumenta conforme avanzamos hacia la derecha, pues aunque el número de capas no varía, sí aumenta el número atómico, con lo cual los electrones serán cada vez más fuertemente atraídos por el núcleo y mayor energía se requerirá para arrancarlos.

C) Afinidad Electrónica

1º Es la energía que se desprende cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón.

2º Su variación en la tabla periódica es:

• En un grupo, disminuye conforme bajamos, pues al aumentar el tamaño atómico disminuirá la fuerza con que el núcleo atrae a los electrones que capte.
• En un periodo, aumenta conforme avanzamos hacia la derecha, pues al aumentar Z aumenta la energía de atracción del núcleo hacia los electrones que capte.

D) Electronegatividad

1º Es la capacidad que tiene un átomo de atraer hacia sí a los pares de electrones que comparte en un enlace covalente. Cuanto más electronegativo sea, con mayor fuerza atraerá a dicho par de electrones. Está íntimamente relacionada con la energía de ionización y con la afinidad electrónica: cuando ambas aumentan, también lo hace la electronegatividad.

2º Su variación en la tabla periódica es:

• En un periodo, aumenta conforme avanzamos hacia la derecha al aumentar la carga nuclear.
• En un grupo, aumenta conforme ascendemos al disminuir el número de niveles de energía.

Enlace Iónico

Tiene lugar entre un átomo metálico (poco electronegativo) y otro no metálico (muy electronegativo). Ejemplo:

Na (Z = 11): 1s²2s²2p⁶3s¹ ⇒ 1 electrón de valencia

Cl (Z = 17): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ ⇒ 7 electrones de valencia

Para adquirir estructura electrónica de gas noble el Na pierde su electrón de valencia (transformándose en el catión Na⁺), siendo este 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, y adquiriendo ambos átomos una mayor estabilidad. Todas las sustancias que presentan enlace iónico son cristales. Tienen siempre una fórmula empírica.

Propiedades:

• Son sólidas y duras a temperatura ambiente. Para rayarlas hay que romper enlaces de tipo electrostático entre los cationes y aniones de la red, enlaces que son muy fuertes.
• Tienen altos puntos de fusión y de ebullición, ya que para fundirlas o evaporarlas hay que romper los enlaces de naturaleza eléctrica, muy fuertes, que hay entre los iones que forman la red.
• Son solubles en disolventes polares. Ello se debe a que las moléculas de agua rodean a los iones de la red, atrayéndolos mediante fuerzas de tipo eléctrico y separándolos, provocando de esta manera el desmoronamiento de la red.
• No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pues sus iones se encuentran fijos e inmóviles en la red cristalina. Sin embargo, sí la conducen cuando están disueltas o fundidas, pues en ambos casos los iones gozan de gran libertad de movimiento.

Enlace Covalente

Se produce entre átomos de electronegatividades parecidas y muy altas; así pues, se producirá al unirse no metales entre sí o con el hidrógeno.

Propiedades:

• Son sólidas y duras a temperatura ambiente.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición, pues las fuerzas que hay que romper para derretirlas o evaporarlas destruyendo la estructura cristalina son muy intensas.
• Suelen ser insolubles en agua, pues casi siempre son sustancias apolares.
• Son malos conductores del calor y de la electricidad, pues no existe en dichas sustancias ningún tipo de movilidad electrónica.

Enlace Metálico

Se produce entre dos átomos metálicos (de baja electronegatividad) que sean iguales.

Propiedades:

• El enlace metálico es bastante intenso, por lo que en general todos son sólidos y duros a temperatura ambiente, excepto el mercurio.
• Sus puntos de fusión y de ebullición serán altos.
• Son dúctiles o maleables, se debe a que una deformación de la estructura cristalina no produce una variación importante en la misma.

Enlace de Hidrógeno

Se da entre moléculas covalentes polares que contienen H unido a un elemento muy electronegativo (como el F, O y N). Esta diferencia de electronegatividades, junto con el pequeño tamaño del átomo de hidrógeno, provoca una atracción entre polos de carga opuesta a la que llamamos puente de hidrógeno. El puente de hidrógeno explica las propiedades anómalas de algunas sustancias y los valores anormalmente altos de los puntos de fusión y ebullición de las sustancias que lo presentan.

Fuerzas de Van der Waals

Son muy débiles, más incluso que los enlaces de hidrógeno.

a. Fuerzas de dispersión o de London: aparecen entre cualquier tipo de moléculas covalentes (polares o apolares), y aumentan su valor conforme aumentan las masas moleculares de dichas moléculas. Se deben a la aparición de dipolos instantáneos en las moléculas.

b. Fuerzas dipolo-dipolo: aparecen entre moléculas polares.

Propiedades:

• A temperatura ambiente suelen ser gaseosas o líquidas, o blandas si son sólidas. Ello se debe a que las fuerzas que mantienen unidas las moléculas son muy débiles, y por tanto se requiere poca energía para vencerlas.
• Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición, aunque los de las moléculas polares serán mayores que los de las apolares.
• Son solubles en disolventes de las mismas características, es decir, las sustancias polares serán solubles en disolventes polares, y las apolares en disolventes apolares.
• Las sustancias covalentes moleculares polares no conducen la electricidad, mientras que las polares sí la conducen cuanto mayor sea su carácter polar.

Ejemplos y Aplicaciones

La energía de ionización del Na es menor que la del F (distinto número de niveles): porque el F tiene dos niveles de energía, los electrones están más cerca del núcleo, y por tanto, se necesita más energía para arrancarlos.

La energía de ionización es mayor para el Mg que para el Na (mismo número de niveles): El Na y el Mg se encuentran en la misma fila, por lo tanto, ambos tienen el mismo número de niveles de energía. El Mg tiene mayor número atómico que el Na, por lo que atraerá con mayor fuerza a los electrones, necesitándose mayor energía para arrancarlos.

Orden de menor a mayor punto de ebullición:

1. CO₂: solo hay que romper una fuerza (fuerzas de Van der Waals).
2. H₂O: hay que romper dos fuerzas (fuerzas de Van der Waals y puentes de hidrógeno).
3. CaF₂: los enlaces que hay que romper son iónicos, que mantienen unidos a los cationes y a los aniones, que son fuerzas eléctricas muy intensas.

Solubilidad en agua:

El KCl es soluble en agua porque al tratarse de una sustancia polar, los cationes y aniones que la forman son atraídos por los polos positivos y negativos de las moléculas de agua, provocando así la rotura de los enlaces iónicos y permitiendo que la sustancia se disuelva en agua. El CH₄ es apolar, por tanto no atrae moléculas de H₂O, con lo cual, no es soluble en agua (es polar al anularse las propiedades de los cuatro enlaces).

Conducción de la electricidad:

• Metales: conducen la electricidad en estado sólido, pero no en estado líquido.
• Enlace iónico: Si se funde, se rompen los enlaces que mantienen unidos a los cationes y los aniones, entonces se mueven libremente, y sí son conductores. No son conductores en estado sólido.
• Enlace covalente: es aislante en estado sólido, porque los electrones están inmóviles. Al tener movilidad en estado líquido, sí conducen la electricidad.

¿Por qué una disolución acuosa de Cu(NO₃)₂ conduce la electricidad?: porque hay cargas eléctricas que se mueven con total libertad.

¿Por qué el agua a temperatura ambiente es líquida y el H₂S es gaseoso?

Fuerzas: si es muy intensa (sólida), si es medianamente intensa (líquida) y débiles (gas). La intensidad de las fuerzas atractivas entre las moléculas es la que determina el estado de agregación de la sustancia. El H₂O es líquida porque las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas de H₂O (puentes de hidrógeno) son más intensas que las que mantienen unidas las moléculas de H₂S (fuerzas de Van der Waals), que será gaseosa a temperatura ambiente.

¿Por qué el valor de la segunda energía de ionización es mayor para el Na que para el Mg?: el Na adquiere estabilidad cuando pierde un electrón. Si pretendemos arrancarle otro, estaremos alterando dicha estabilidad, con lo cual, se necesitará mucha energía. Sin embargo, el Mg adquiere gran estabilidad cuando pierde sus dos electrones de valencia, por lo que su segunda energía de ionización será menor que la del Na.

Estado fundamental: los electrones se sitúan en los orbitales correspondientes.

Estado excitado: hay saltos de niveles de orbitales. Porque antes de llenarse el orbital X, debería llenarse el orbital Z, ya que su energía es menor. Existen vacíos.

Estado prohibido: el número máximo de electrones por orbital es: s(2) p(6) d(10) f(14).