Fundamentos de Química: Del Modelo Atómico al Enlace Químico

1. El Modelo Atómico: Evolución y Conceptos Fundamentales

Modelos Atómicos Clásicos

Modelo de Thomson

Considerado el modelo previo al de Rutherford, fue propuesto por J.J. Thomson y es conocido como el modelo del "pudin de pasas".

Modelo de Rutherford (1911)

En 1911, Ernest Rutherford realizó un experimento crucial que consistió en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa, que son muy pequeñas y tienen carga positiva. Los resultados fueron sorprendentes:

• El 99,999% de las partículas atravesaron la lámina sin desviarse.
• El resto de las partículas se desvió e incluso algunas rebotaron.

Basado en esto, propuso un nuevo modelo atómico:

• Núcleo: Una zona central muy pequeña que concentra casi toda la masa y toda la carga positiva (protones y neutrones).
• Corteza electrónica: Una región que rodea al núcleo donde los electrones giran en órbitas circulares.

Problemas del Modelo de Rutherford

• Colapso atómico: Según la física clásica, toda partícula cargada sometida a una aceleración (como un electrón en órbita) emite energía. Esto provocaría que el electrón perdiera energía en espiral y acabara cayendo al núcleo, algo que no sucede en la realidad.
• Espectros atómicos: Este modelo no era capaz de explicar los espectros de emisión y absorción de los átomos.

El Salto Cuántico: Bohr y la Cuantización

En 1913, Niels Bohr propuso un nuevo modelo para solucionar los problemas del modelo de Rutherford, basándose en tres ideas revolucionarias o postulados:

1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares estables sin emitir energía.
2. Solo son posibles ciertas órbitas. El radio y la energía de estas órbitas están cuantizados, es decir, solo pueden tomar valores específicos.
3. Cuando un electrón salta a una órbita de mayor nivel, absorbe un fotón. Cuando salta a una de menor nivel, desprende un fotón. La energía de este fotón es exactamente igual a la diferencia de energía entre los niveles implicados.

Limitaciones del Modelo de Bohr

• Solo explica satisfactoriamente los espectros de los átomos monoelectrónicos (con un solo electrón), como el hidrógeno (H), el helio ionizado (He⁺) o el litio doblemente ionizado (Li²⁺).
• No explica la ausencia de colapso atómico, simplemente asume, con su primer postulado, que este colapso no sucede.

El Modelo Atómico Actual: La Mecánica Cuántica

Principio de Incertidumbre y Orbitales Atómicos

Debido al Principio de Incertidumbre de Heisenberg, que establece la imposibilidad de determinar simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de una partícula, no se puede conocer la trayectoria exacta de un electrón. Únicamente se puede conocer la probabilidad de encontrarlo en una determinada región del espacio.

• Orbital atómico: Es la zona del espacio alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar a un electrón es alta. Estos orbitales se describen mediante tres números cuánticos (n, l, m_l).

Configuración Electrónica

Es la forma en que los electrones de un átomo se distribuyen y ocupan los diferentes orbitales atómicos.

2. El Sistema Periódico (La Tabla Periódica)

La Tabla Periódica organiza todos los elementos químicos conocidos según su número atómico y propiedades químicas.

3. El Enlace Químico: La Unión entre Átomos

Se define como toda unión entre átomos de carácter permanente y que se basa en un determinado intercambio o compartición de electrones para alcanzar una mayor estabilidad.

La Regla del Octeto

Establece que los átomos tienden a completar su última capa de electrones para alcanzar una configuración electrónica especialmente estable. Esto se traduce, generalmente, en rodearse de ocho electrones. Su última capa se denomina capa de valencia y los electrones que contiene son los electrones de valencia.

• Metales: Tienden a perder los electrones necesarios para quedarse con su capa anterior completa.
• No metales: Tienden a ganar electrones para completar su última capa.
• Semimetales: Tienen un comportamiento intermedio, pudiendo ganar o perder electrones según las circunstancias.
• Gases nobles: Ya poseen su última capa llena y, por tanto, son muy estables y no tienen tendencia a ganar ni a perder electrones (no forman compuestos con facilidad).

Tipos de Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Tiene lugar entre un elemento con tendencia a perder electrones (un metal) y otro con tendencia a ganarlos (un no metal). Se produce una cesión completa de electrones desde el metal hacia el no metal.

• Valencia iónica: Es el número de electrones que un átomo acepta (carga negativa) o cede (carga positiva) para completar su última capa.

Enlace Covalente

Tiene lugar cuando se encuentran dos no metales, ambos con una alta tendencia a ganar electrones y ninguno a perderlos. La solución es compartir pares de electrones.

• Valencia covalente: Es el número de electrones que un átomo comparte para conseguir completar su última capa.
• Molécula: Es una agrupación de átomos unidos por enlaces covalentes.
• Diagrama de Lewis: Es una representación gráfica para mostrar los electrones de valencia de una molécula.

Enlace Metálico

Se produce entre átomos de elementos metálicos. Como ambos elementos tienden a perder electrones, la solución es dejarlos libres y que sean compartidos entre todos los cationes. Los electrones forman una nube electrónica y se forma una red cristalina tridimensional.

Isomería

Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero diferentes fórmulas desarrolladas y, por lo tanto, diferentes propiedades.