Teorías Atómicas, Enlaces Químicos y Fuerzas Intermoleculares: Un Estudio Detallado

Hipótesis de Dalton: Postulados

• Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.
• Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.
• En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución.
• Los compuestos químicos están formados por "átomos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.
• Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, las moléculas que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera estable se denominan enlaces químicos.

Modelo Atómico de Bohr

Bohr nos dice que al aumentar la resolución de los espectrógrafos se observó que algunas líneas del espectro eran en realidad dos. Al efectuar el espectro al mismo tiempo que se sometía la sustancia a un intenso campo magnético, se observó que algunas líneas espectrales se desdoblaban en varias. La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada. El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Cada una de estas órbitas corresponde a un estado estacionario o nivel de energía permitido y se asocia con un número natural (1, 2, 3...).

Limitaciones del Modelo Atómico de Rutherford

• El electrón pasaría por todas las órbitas posibles describiendo una espiral cuyo centro estaría en el núcleo del átomo y, por tanto, la radiación emitida debería ser continua.
• Los electrones se mueven en órbitas circulares según el modelo de Rutherford y, por tanto, tienen aceleración normal. Según los principios del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en movimiento acelerado debe emitir energía.

Fuerzas de Dispersión

Aparecen entre moléculas no polarizadas. En un momento dado, una de estas moléculas experimenta un ligero desplazamiento de su nube electrónica respecto del núcleo y forma un dipolo instantáneo.

Enlace Metálico

Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos. Éstos se ordenan geométricamente en una red cristalina cuyas características dependen del metal. Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y pueden desplazarse en el interior del metal. La unión entre los iones no es rígida ni demasiado fuerte, de tal modo que las capas de iones positivos pueden desplazarse unas sobre otras.

Enlace Iónico

Es la unión que resulta de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de una red cristalina iónica. Los elementos no metálicos, con muchos electrones de valencia y afinidad electrónica muy negativa, tienden a recibir electrones convirtiéndose en aniones. Los elementos metálicos, con pocos electrones de valencia y energía de ionización, tienden a convertirse en cationes.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Son sólidos y duros.
• En la naturaleza forman redes cristalinas.
• Su solubilidad es buena en disolventes.
• Su conductividad eléctrica es nula.

Estructura de los Compuestos Iónicos

• La carga de los cationes y de los aniones debe hacer tantas cargas positivas como negativas.
• Las interacciones electrostáticas deben tener el máximo número de atracciones electrostáticas y el mínimo número de repulsiones.
• El tamaño de los iones, ya que se ordenan de manera que haya la menor cantidad de huecos posible.

Conclusiones de Rutherford

• Supone que la materia está hueca.
• Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo para evitar la inestabilidad por repulsión entre los protones.
• Sugiere que los electrones deben moverse alrededor del núcleo a fin de que su giro compense la fuerza electrostática de atracción.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

Este modelo no es capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o emisión de los espectros atómicos. A este modelo se le denominó planetario ya que es energéticamente continuo e inestable.

Isótopos

Se les llama así a los átomos del mismo elemento que presentan diferente contenido en neutrones, y por ello distinto número másico.

Enlace Covalente

Se produce al unirse entre sí dos elementos de carácter no metálico, es decir, situados a la derecha del sistema periódico. Las sustancias iónicas son sólidas a temperatura ambiente y están formadas por elementos con electronegatividades muy diferentes. De estas características podemos deducir que no son sustancias iónicas el amoníaco, NH₃ (g), o el agua, H₂O (l), ni las sustancias formadas por un único elemento, como el oxígeno, O₂, o el hidrógeno, H₂. Todas las sustancias citadas, y muchas más, se caracterizan por estar constituidas por átomos neutros, generalmente de elementos no metálicos, y estar unidas mediante enlace covalente.

Estructura de Lewis: Características

• En general, los elementos tienen un octeto electrónico a su alrededor, aunque los elementos del tercer período o superior pueden ampliar el octeto.
• Entre los elementos unidos por enlace covalente simple hay un par de electrones; si el enlace es doble, dos pares y si es triple, tres pares de electrones.
• El enlace covalente es la unión que se produce entre dos átomos por el hecho de compartir uno o más pares de electrones.
• Normalmente, la presencia de enlaces covalentes en las sustancias da lugar a la formación de entidades neutras a las que denominamos moléculas.

Regla de Hund

Dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital; a continuación, se completan con el segundo electrón.

Energía de Red o Energía Reticular

Es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de los correspondientes iones positivos y negativos en estado gaseoso. Los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas muy estáticas. Una prueba de ello es el hecho de que la formación de un cristal iónico es un proceso muy exotérmico, es decir, en el que se desprende mucha energía.

Principio de Exclusión de Pauli

Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Así, en cada orbital solo puede haber dos electrones, uno positivo y otro negativo (1/2).

Principio de Indeterminación

Este principio, enunciado por W. Heisenberg en 1927, estableció que existe un límite en la precisión con que se pueden determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.

Fuerzas Intermoleculares

Las moléculas con enlace covalente pueden ejercer entre sí fuerzas electrostáticas de tipo atractivo; son llamadas fuerzas intermoleculares. Cuando las moléculas con enlaces polares se encuentran cerca una de las otras ejercen entre sí fuerzas de atracción y pueden ser de 2 tipos:

Puente de Hidrógeno

Se produce entre moléculas que contienen hidrógeno y un átomo muy electronegativo y pequeño. Los compuestos que sufren estas interacciones presentan anomalías en sus puntos de fusión y ebullición.

Fuerzas de Van der Waals

Son fuerzas de tipo electrostático que unen aquellas moléculas con enlaces polares que están unidas por puentes de hidrógeno.

Radiación Electromagnética

Es el conjunto de las radiaciones electromagnéticas. Están formadas por ondas llamadas microondas, de radio, infrarrojas, etc.

Longitud de Onda

Es la distancia entre dos máximos y dos mínimos sucesivos de una onda.

Configuración Electrónica

La distribución de electrones en los niveles de energía del átomo se denomina configuración electrónica y en ella se escriben los electrones que existen en cada uno de los subniveles del átomo considerado.