Fundamentos de Enlaces Químicos y Modelos Atómicos: Una Exploración Detallada

Fundamentos de Enlaces Químicos y Estructura Atómica

Enlaces Covalentes y Propiedades

Enlace Covalente (EC)

Las moléculas son conjuntos de átomos unidos a través de enlaces químicos de naturaleza electrostática (proceso que libera energía). El enlace covalente (EC) es aquel en el que dos átomos comparten pares de electrones. La configuración electrónica externa de los átomos tiende a alcanzar ocho o dos electrones (regla del octeto o dueto). Tienen lugar principalmente entre elementos no metálicos, donde los electrones son atraídos por más de un núcleo atómico (es decir, son compartidos por dos átomos).

Electronegatividad

Medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico. La diferencia de electronegatividad entre dos átomos permite predecir el tipo de enlace que se establecerá (se calcula restando el valor menor al mayor). Para valores de diferencia de electronegatividad menores a 2.0, el enlace se considera covalente.

Enlace Covalente Apolar

Se produce entre dos átomos del mismo elemento (con igual electronegatividad). Cada átomo ejerce la misma atracción sobre el par de electrones compartidos, y estos se encuentran a igual distancia de ambos núcleos. Las moléculas diatómicas homonucleares, por ejemplo, están constituidas por un mismo tipo de átomos. Las cargas positivas y negativas están distribuidas de forma simétrica en la molécula.

Enlace Covalente Polar

Los dos átomos que se unen poseen distinta electronegatividad. Los electrones enlazantes se ubican más cerca del átomo más electronegativo. La distribución de las cargas positivas y negativas dentro de la molécula no es simétrica. La molécula presenta una zona con carga parcial positiva y otra con carga parcial negativa (dipolo).

Los átomos pueden compartir uno o más pares de electrones, dando lugar a enlaces covalentes simples, dobles o triples, entre otros.

Hibridación y Orbitales

Hibridación del Carbono

Uno de los electrones del orbital 2s se promociona al subnivel 2p, ocupando un orbital vacío y dejando así cuatro orbitales con un solo electrón (desapareados). Los cuatro orbitales híbridos resultantes se designan como sp³.

Estos cuatro electrones, ubicados en los orbitales híbridos desapareados, forman cuatro enlaces covalentes con cuatro átomos de hidrógeno. Los cuatro orbitales híbridos, al formar estos enlaces, adoptan una geometría tetraédrica con ángulos de 109.5° entre sí.

Teoría de Hibridación de Orbitales

La Teoría de Hibridación de Orbitales postula la combinación de orbitales atómicos puros para formar un número igual de orbitales híbridos, todos con la misma energía y forma. Los orbitales híbridos resultantes son direccionales, lo que favorece una mayor acumulación de densidad electrónica en las direcciones donde se formarán los enlaces químicos.

Evolución de los Modelos Atómicos

Modelos Atómicos Históricos

Modelo Atómico de Thomson

Según el modelo de Thomson, los átomos están formados por una esfera de carga positiva uniforme, dentro de la cual se incrustan los electrones, como pasas en un pudín. El volumen que ocupa cada átomo está completamente lleno de masa. El descubrimiento de la radiactividad y los experimentos de Rutherford descalificaron este modelo.

(Representación: "Budín de pasas")

Modelo Atómico de Rutherford

• La mayor parte del espacio atómico está vacío.
• La mayor parte de la masa del átomo se concentra en un centro muy pequeño y denso, denominado núcleo.
• El núcleo posee carga positiva.
• Los átomos están constituidos por un núcleo central y electrones que giran a su alrededor en órbitas.
• El núcleo es mucho más pequeño que el átomo y concentra toda la carga positiva.
• Los electrones se mueven continuamente alrededor del núcleo.
• La carga total de los electrones es igual en magnitud a la carga positiva del núcleo, lo que hace que el átomo sea eléctricamente neutro.
• Entre el núcleo y los electrones existe principalmente espacio vacío.

(Representación: "Sistema planetario" o "Jimmy Neutron")

Modelo Atómico de Bohr

• Los electrones se mueven en órbitas circulares definidas alrededor del núcleo.
• A cada órbita le corresponde un valor de energía constante y cuantizado (nivel de energía).
• Si un átomo es excitado (por ejemplo, por luz o calor), un electrón puede saltar de un nivel de energía a otro.

(Representación: "Núcleo con órbitas y electrones girando")

Estructura Atómica Actual

En la estructura atómica actual se distinguen dos regiones principales: un núcleo central y una región extranuclear o externa. Se encuentran tres tipos de partículas subatómicas fundamentales: el protón, el neutrón y el electrón. Los protones y neutrones se ubican en el núcleo, mientras que el electrón se mueve en la región extranuclear, que es prácticamente vacía. Estas partículas subatómicas se diferencian por su masa y su carga eléctrica.

Dado que los átomos son eléctricamente neutros, la cantidad de protones en el núcleo es igual a la cantidad de electrones en la región extranuclear. Los distintos tipos de átomos (elementos químicos) se diferencian por la cantidad de protones que contienen sus núcleos (número atómico).