Fundamentos de la Estructura Atómica, Estados de la Materia y Enlaces Químicos

Estructura Atómica

El estudio del átomo y su estructura se realizó intensamente en las primeras décadas del siglo XX. Una de las mayores confirmaciones prácticas de estas teorías fue la energía liberada en la bomba atómica lanzada durante la Segunda Guerra Mundial sobre la ciudad de Hiroshima (Japón) en 1945. Este evento respaldó la equivalencia entre masa y energía, expresada en la ecuación E = mc², planteada en 1905 por Albert Einstein.

La existencia del neutrón en el interior del núcleo atómico fue descubierta experimentalmente solo en el año 1932 (confirmada y publicada en 1933).

Los modelos atómicos actuales han permitido un estudio más profundo de las propiedades de los materiales y del potencial de sus aplicaciones.

Modelo de la Mecánica Cuántica

La energía de cada nivel de orbitales electrónicos está cuantizada, es decir, formada por pequeñas cantidades llamadas “cuantos” de energía, con valores “discretos y específicos” para cada órbita o nivel energético. Si un electrón cambia de órbita (salto cuántico), requiere absorber o liberar energía en forma de “cuantos”, según si sube a una órbita de mayor energía o baja a una de menor nivel energético.

Modelo de la Mecánica Ondulatoria

En este modelo se considera que el comportamiento del electrón es dual: a veces se comporta como una partícula corpuscular (con masa) y en otras como una onda de energía. Por ello, la determinación exacta de su posición dentro del átomo es imposible (Principio de Incertidumbre de Heisenberg) y solo es posible determinar la probabilidad de encontrarlo en una zona determinada alrededor del núcleo atómico (orbital).

Los átomos son eléctricamente neutros. Las cargas negativas (-) de sus electrones (-e) en orbitales se equilibran con la misma cantidad de cargas positivas (+) de los protones que hay en el interior de su núcleo.

En el núcleo, además de los protones (+), están los neutrones, que no tienen carga eléctrica. Los protones y los neutrones tienen masas muy similares, y la suma de ellos (número másico) constituye la mayor parte de la masa del átomo. La masa de un protón es aproximadamente igual a una unidad de masa atómica (uma). El átomo más liviano y simple es el de Hidrógeno (H), con número atómico 1, porque tiene un electrón en órbita y un protón en su núcleo (el isótopo más común, protio, no tiene neutrones).

Los electrones orbitales definen las propiedades químicas (combinaciones, reactividad) de los átomos, mientras que su núcleo define principalmente las características físicas (masa, estabilidad nuclear) de ellos.

Los estudios actuales sobre la estructura de la materia indican que, además de los tres componentes básicos (electrón, protón y neutrón), existen otros componentes denominados partículas subatómicas que explican el complejo comportamiento real del átomo y sus interacciones. Algunas de ellas, estudiadas en la física de partículas, son:

• Fermiones (Quarks, Leptones)
• Hadrones (Bariones como protones y neutrones, Mesones como piones)
• Bosones (Fotones, Gluones, W y Z)
• Antipartículas (Antiquarks, Positrones, etc.)
• Neutrinos

Ionización

Cuando un átomo pierde un electrón (-) de sus capas exteriores, pierde su equilibrio eléctrico y queda cargado positivamente. Se dice que se ha formado un ión positivo o catión. En otros casos, cuando el átomo captura o gana un electrón (-), se forma un ión negativo o anión.

En la naturaleza existen, de forma estable o inestable, 94 tipos de átomos diferentes, llamados también 94 “elementos químicos naturales”, los cuales constituyen la base de formación de toda la materia conocida.

Los átomos de los 94 elementos naturales se diferencian entre sí por la cantidad de protones (+) que tienen en sus núcleos (número atómico), que es igual a la cantidad de electrones (-) que hay en sus respectivos orbitales en un átomo neutro. Dos átomos pueden tener la misma cantidad de electrones orbitales y la misma cantidad de protones en sus núcleos, pero diferente cantidad de neutrones nucleares. Se dice entonces que ellos son isótopos entre sí.

Los isótopos de un mismo elemento tienen igual comportamiento químico (forman los mismos compuestos) pero diferentes propiedades físicas (masa, densidad, estabilidad nuclear, etc.).

Ejemplo: El hidrógeno común (protio, ¹H) no tiene neutrones en su núcleo, solo un protón (+), y su número másico es 1. Con el oxígeno (O) forma químicamente la molécula de agua normal (H₂O). El deuterio (D o ²H) es también un átomo que tiene un electrón (-), un protón (+) y, además, un neutrón en su núcleo; por ello, el deuterio es un isótopo del hidrógeno, pero es más pesado que este. Forma con el oxígeno una molécula de agua (D₂O) más pesada que la normal. El deuterio es relativamente abundante (comparado con otros isótopos) y se encuentra, por ejemplo, en el agua de mar. El agua pesada (D₂O) se utiliza en ciertos tipos de reactores nucleares.

El tritio (T o ³H) es también un isótopo del hidrógeno, pero tiene dos neutrones en su núcleo. Es radiactivo y un material relevante para la investigación en fusión nuclear.

Tabla Periódica de los Elementos

La Tabla Periódica ordena a los elementos químicos (los 94 naturales y los creados artificialmente) en orden creciente de su número atómico (cantidad de protones en el núcleo, que es igual a la cantidad de electrones en el átomo neutro). Este orden va desde el N° 1 para el hidrógeno (el más liviano) hasta el 94 para el plutonio (el más pesado de los naturales encontrados en cantidades significativas) y continúa hasta elementos con números atómicos superiores a 118 para los creados artificialmente.

Por sus características físicas y químicas, los elementos se agrupan generalmente en metales, metaloides y no metales, los cuales pueden combinarse, mezclarse o alearse entre ellos para formar las moléculas e iones de todas las sustancias compuestas.

Estados de la Materia

Los diferentes tipos de átomos se combinan entre sí formando las moléculas (o estructuras iónicas/metálicas) de las distintas sustancias específicas que conforman la materia. El límite de división de las sustancias compuestas que mantiene sus propiedades químicas es la molécula (o la unidad fórmula); más allá están los elementos o átomos. Las moléculas se agrupan entre sí mediante fuerzas intermoleculares, formando conjuntos que se encuentran en la naturaleza, en condiciones normales de temperatura y presión (aprox. 20-25 °C y 1 atm), en tres estados principales: sólido, líquido y gaseoso.

Sólido

Se define como un conjunto de partículas (átomos, iones o moléculas) unidas por fuerzas intermoleculares o enlaces (iónicos, covalentes, metálicos) relativamente intensos que las mantienen en posiciones fijas. Dependiendo de la naturaleza de estas fuerzas, presentan diversas propiedades (tenacidad, elasticidad, dureza, etc.). Los sólidos mantienen su forma y volumen definidos y presentan cierta dureza (resistencia a la penetración o rayado).

Líquido

Corresponden a conjuntos cuyas partículas se encuentran más libres entre ellas que en los sólidos, con fuerzas intermoleculares que permiten el movimiento pero mantienen el contacto. No tienen forma propia o estable (adoptan la forma del recipiente que los contiene), pero sí tienen un volumen definido. No tienen la rigidez de los sólidos. En ausencia de otras fuerzas, los líquidos fluyen.

Gas

Son conjuntos cuyas partículas tienen entre sí una gran energía cinética y fuerzas intermoleculares muy débiles, lo que tiende a separarlas permanentemente. Ellas se encuentran en constante movimiento aleatorio. Los gases ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene y ejercen presión sobre sus paredes. Son muy compresibles y expansibles, y en estado libre fluyen en todas direcciones.

Una misma sustancia o materia puede existir en cualquiera de los tres estados, dependiendo de la temperatura y la presión a la que se encuentre. Ej.: el agua es hielo (sólido) a menos de 0 °C (a 1 atm); es agua líquida entre 0 °C y 100 °C; y es gas (vapor) sobre 100 °C.

Cambios de Estado de la Materia

Pueden realizarse mediante la adición o eliminación de calor, el cual, con el aporte o retiro de su energía, hace posible realizar el trabajo necesario para el cambio de estado de la materia.

La energía calórica entregada a un sólido hace subir su temperatura hasta la llamada temperatura de fusión, punto en el cual se inicia el cambio del estado sólido al líquido. Sin embargo, para completar la fusión a temperatura constante, es necesario aportar una cantidad adicional de calor llamada calor latente de fusión. Si se entrega más calor al nuevo estado líquido, su temperatura sube nuevamente hasta llegar a la temperatura de ebullición, donde comienza el cambio de líquido a gas (vaporización). Este cambio también requiere un aporte de calor latente de vaporización a temperatura constante.

Este proceso de cambios es reversible, es decir, si se quita calor (enfriando), la temperatura baja y se recuperan los estados líquido (condensación) y sólido (solidificación) iniciales, liberando los calores latentes correspondientes.

Teoría Cinética Molecular

Esta teoría postula que, en todo momento, las partículas internas (átomos, moléculas) de un cuerpo se encuentran en un estado de movimiento constante (vibraciones, traslaciones, rotaciones). La temperatura es una medida macroscópica relacionada con la energía cinética promedio de estas partículas internas. Si se aporta calor a un cuerpo, la energía absorbida incrementa la actividad cinética de sus partículas internas a un nivel mayor, y la temperatura del cuerpo sube. El calor es una forma de transferencia de energía relacionada con estos movimientos microscópicos.

La temperatura del cero absoluto (0 K o -273.15 °C) corresponde al estado teórico de mínima energía cinética de las partículas de la materia.

Uniones Químicas: Átomos y Moléculas

Las uniones entre átomos, llamadas enlaces químicos primarios (intramoleculares), son generalmente las más fuertes y determinan la formación de moléculas y compuestos. Se realizan principalmente de tres formas diferentes:

Enlaces Iónicos

Se forman por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta (cationes positivos y aniones negativos), usualmente formados por la transferencia de electrones entre átomos con gran diferencia de electronegatividad (típicamente un metal y un no metal). Son enlaces fuertes que dan lugar a redes cristalinas.

Enlaces Covalentes

Resultan cuando dos o más átomos (generalmente no metales) comparten electrones orbitales para alcanzar una configuración electrónica más estable. Pueden ser simples, dobles o triples, dependiendo del número de pares de electrones compartidos.

Enlaces Metálicos

En estos materiales (metales), los átomos tienden a ceder sus electrones de valencia, formando una red de cationes metálicos inmersa en una 'nube' o 'mar' de electrones deslocalizados. Estos electrones deslocalizados ('libres') pueden moverse con gran facilidad a través de la red, formando un flujo que constituye la corriente eléctrica. Este tipo de enlace es responsable de la alta conductividad eléctrica y térmica, el brillo y la ductilidad de los metales.

Las uniones entre moléculas, llamadas fuerzas secundarias o intermoleculares, son considerablemente menos fuertes que los enlaces primarios, pero son cruciales para determinar las propiedades macroscópicas de las sustancias (punto de ebullición, viscosidad, estado de agregación). Sus tipos principales son:

Fuerzas de Van der Waals

Son atracciones débiles que resultan de las fluctuaciones temporales en la distribución de electrones en las moléculas, creando dipolos instantáneos o inducidos. Incluyen las fuerzas de dispersión de London (presentes en todas las moléculas) y las interacciones dipolo-dipolo (entre moléculas polares).

Enlaces por Puente de Hidrógeno

Son un tipo especial de interacción dipolo-dipolo, particularmente fuerte, que ocurre cuando un átomo de hidrógeno está enlazado covalentemente a un átomo muy electronegativo (como O, N o F) y es atraído por otro átomo electronegativo cercano en otra molécula o en la misma. Caracterizan las uniones de moléculas como el agua, amoniaco, ADN, y muchas sustancias orgánicas (ej., alcoholes, ácidos carboxílicos).