Estructura Atómica y Tipos de Enlaces Químicos: Fundamentos y Propiedades

Modelo de Bohr y Estructura Atómica

Bohr: el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares de tal forma que la fuerza de atracción eléctrica hace el papel de fuerza centrípeta. A cada órbita le corresponde una energía. La energía liberada al pasar el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de onda electromagnética cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck.

Números Cuánticos y Configuración

• n: indica la energía y el tamaño del orbital (n: 1, 2, 3, 4...).
• l: indica la forma del orbital (l: 0 a n-1) (l=0(s), 1(p), 2(d), 3(f)).
• m: indica la orientación orbital (entre -l...0...+l).
• s: espín (1/2, -1/2).

Estado fundamental: sigue las flechas de configuración. Estado excitado: manda electrones a otro nivel. No posible: configuración que no cumple las reglas.

A (número másico) = Z (número atómico, p o e) + N (neutrones).

• Periodo: filas horizontales.
• Grupo: columnas.
• Isótopos: elementos con diferente número de neutrones (iguales químicamente, distintos físicamente).
• Valencia iónica: número de electrones que gana o cede.

Enlace Iónico

Es la unión de fuerzas existentes entre iones de signo contrario: uno electropositivo y otro electronegativo. Los átomos que han perdido o ganado electrones se denominan iones (cationes + pierden, aniones - ganan). Cada ion tiende a rodearse de iones de signo contrario, dando lugar a una red cristalina formada por iones positivos y negativos ordenados.

Propiedades del Enlace Iónico

• Enlaces relativamente fuertes.
• Temperaturas de fusión altas.
• Cuerpos duros: para rayarlos hay que vencer la fuerza que une a una enorme cantidad de iones.
• Son frágiles: un golpe puede hacer desplazar la capa de iones haciendo que se enfrenten iones del mismo signo, se repelan y se rompan.
• Disolventes en líquidos polares (debido a que los polos de estos atraen a los polos de la red cristalina).
• En estado sólido no conducen electricidad; fundidos sí.

ER (Energía Reticular): energía necesaria para separar de manera completa un mol de un compuesto iónico en sus respectivos iones gaseosos.

Enlace Covalente

Enlace entre dos no metales mediante la compartición de pares de electrones (covalencia: orbitales desapareados).

Fuerzas Intermoleculares

Fuerzas atractivas entre moléculas:

• Van der Waals:
  • Fuerzas de London (polar-apolar): atracción entre extremos positivo y negativo entre dipolos que se forman de manera aleatoria y los que se inducen en moléculas vecinas (dipolo instantáneo).
  • Atracción dipolo-dipolo (dipolo permanente): entre dos moléculas polares. Los dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva está cerca de la región negativa. (Masas similares: dipolos permanentes; masas diferentes: dipolo instantáneo).
• Puentes de hidrógeno: entre F, O, N con H.

Cristales Covalentes y Propiedades

Cristales covalentes / covalentes reticulares: gran dureza y temperatura de fusión muy elevada. Red cristalina con número indefinido de átomos unidos por enlaces covalentes muy fuertes. Ejemplos: Grafito (C con sp2, enlaces débiles entre plano y plano, se rompe con facilidad), cuarzo y diamante.

Propiedades covalentes: sólidos con elevado punto de fusión, solubles en disolventes de similar polaridad, no conducen electricidad, blandas y elásticas, duros y frágiles.

Enlace Metálico

Enlace entre metales. Formado por cationes y una nube de electrones distribuidos entre ellos.

Estructuras y Propiedades

Tres estructuras principales: cúbica centrada en las caras, cúbica centrada en el cuerpo y hexagonal compacta.

• Dureza media o baja.
• No se disuelven ni en polares ni en apolares, pero sí unos entre otros.
• Son buenos conductores y brillan.
• Densidad elevada.
• Gran deformabilidad.
• Temperatura de fusión muy alta.
• Maleabilidad y ductilidad.