Fundamentos de la Estructura Atómica y Enlace Químico

El Modelo Atómico de Böhr

Basado en las observaciones de la emisión y absorción de luz y otras ondas electromagnéticas por los átomos.

Ondas Electromagnéticas

La luz visible, como toda radiación electromagnética, se propaga a través del espacio sin necesidad de la presencia de materia. Las ondas electromagnéticas reciben este nombre porque consisten en un campo eléctrico y otro magnético.

Ejemplos de ondas electromagnéticas incluyen: radiaciones ultravioleta, rayos gamma, ondas de radio y de televisión, microondas y rayos X.

Magnitudes de las Ondas

• Longitud de onda (λ): Es la distancia entre un punto y el punto inmediatamente siguiente que está en el mismo estado de vibración.
• Frecuencia (ν): Es el número de veces que la onda vibra en un segundo. En el SI se mide en segundos^-1 (s^-1) o hertzios (Hz).
• Período (T): Es el tiempo que tarda en realizarse una vibración; se mide en segundos en el SI.
• Velocidad de la luz (c): En unidades del SI vale 2.997925 * 10⁸ m/s.

La Teoría Cuántica de Planck

Max Planck planteó la idea de que la energía de los átomos del material emisor de luz no variaba de cualquier manera, sino en cantidades discretas o cuantos.

E = h * ν

Donde h es la constante de Planck.

El Modelo Atómico de Böhr

• Primer postulado: Los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo sin emitir energía.
• Segundo postulado: Los electrones solo pueden girar en órbitas en las que se cumple: mvr = n(h/2π)
  • m: masa del electrón
  • r: radio de la órbita
  • v: velocidad del electrón
  • n: número cuántico principal
  • h: constante de Planck
• Tercer postulado: La diferencia de energía entre dos órbitas se emite o absorbe en forma de radiación electromagnética (fotón).

Valores de los Números Cuánticos

• Número cuántico principal (n): Puede ser 1, 2, 3, etc.
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Toma los valores que van desde 0 hasta (n-1).
• Número cuántico magnético (m_l): Los valores van desde -l hasta +l.
• Número cuántico de espín (m_s): Solo puede tomar dos valores: -1/2 y +1/2.

Energía de Ionización

La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. También se conoce como potencial de ionización (en voltios).

• La carga positiva del núcleo es mayor en los elementos inferiores del grupo. Así, mayor es la atracción sobre el último electrón.
• El último electrón se coloca en orbitales cada vez más lejanos del núcleo, lo cual desfavorece la fuerza de atracción sobre el último electrón.

El segundo efecto supera al primero, pues la atracción disminuye con el cuadrado de la distancia.

Afinidad Electrónica

Es la energía involucrada en el proceso de captura de un electrón por un átomo en estado gaseoso. Si su afinidad electrónica es una energía positiva, hay que suministrarla para forzarles a adquirir el electrón de más.

La variación de la afinidad electrónica en la tabla periódica concuerda con la de la energía de ionización.

• En un grupo, la afinidad electrónica crece hacia arriba.
• En un período, la afinidad electrónica crece de izquierda a derecha.

Electronegatividad

Es una valoración del poder de un átomo para atraer hacia él los electrones que forman parte del enlace con otros átomos.

Radio Atómico y Volumen Atómico

Volumen de un átomo = Masa de un mol de átomos / Densidad

Estructuras de Lewis

Lewis propuso representar los electrones del último nivel electrónico, o electrones de valencia, con lo que se conocen como estructuras de Lewis.

Enlace Iónico

• Se forma entre dos átomos que se han convertido en iones para alcanzar la configuración estable de gas noble.
• Uno de ellos pierde electrones y se convierte en un catión, mientras que el otro gana electrones y se convierte en un anión.
• Los iones formados quedan unidos por atracción electrostática, al ser de distinto signo.

Enlace Covalente

Dos átomos forman un enlace covalente si comparten un par de electrones.

Características del Enlace Covalente

• Se forma entre átomos muy electronegativos, es decir, dos no metales.
• Los electrones compartidos se sitúan entre ambos núcleos. La atracción de los núcleos por esos electrones los mantiene unidos.
• Al compartir el par de electrones, cada uno de los átomos alcanza la configuración de gas noble.
• Ciertos átomos pueden compartir más de un par de electrones con un mismo átomo o con varios, formando más de un enlace covalente.

Propiedades de las Sustancias Covalentes

• No son conductores.
• Pueden ser sólidos insolubles en agua.
• Son solubles en disolventes polares o apolares.

Enlace Metálico

Los metales son, en su mayoría, sólidos a temperatura ambiente. Deben formar una red atómica en la que cada átomo se une a varios vecinos. Tampoco es de esperar para ellos un enlace iónico, puesto que son átomos de electronegatividades iguales o muy semejantes.

Fuerzas de Van der Waals

Este tipo de fuerzas entre moléculas lleva el nombre de su descubridor, el neerlandés Johannes Diderik van der Waals.

Las fuerzas de Van der Waals son interacciones muy débiles entre moléculas, unas mil veces menos intensas que un enlace covalente. Están basadas en la aparición de dipolos eléctricos en las moléculas y en la atracción que estos ejercen entre sí.