Efecto fotoeléctrico:
El efecto fotoeléctrico consiste en el desprendimiento de
electrones de una superficie metálica al incidir la luz sobre ella. Einstein
dio explicación a este fenómeno. Llamo fotones a los cuantos de energía que
forman la luz. Cuando un fotón incide sobre la superficie metálica, cede su energía
a un electrón. Esta energía se invierte en separar el electrón del metal (energía
umbral) y en proporcionarle energía cinética.
Los espectros:
Un espectro es un conjunto de radiaciones electromagnéticas
de diferente longitud de onda. Puede ser continuo (abarca todas las radiaciones comprendidas
entre dos extremos, pasando de unas a otras gradualmente) o discontinuo (sólo
contiene ciertas longitudes de onda, está formado por rayas). También puede ser
de emisión (se obtiene de una fuente emisora) o de absorción (el espectro de la
fuente emisora pasa por una materia que absorbe algunas longitudes de onda,
cuyas rayas desaparecen del espectro)
Cada elemento posee un espectro característico y único,
que puede utilizarse para identificarlo. El hecho de que cada tipo de átomo
tenga un espectro discontinuo y distinto entre los diferentes átomos debe estar
relacionado con su estructura, que el modelo atómico de Rutherford no podía
explicar.
Modelo atómico de Borh:
Propone una interpretación de los espectros de emisión y absorción
del átomo de de hidrogeno.
El electrón se mueve en orbitas circulares definidas,
dentro de las cuales la energía es constate.
La energía del electrón solamente puede tener unos
valores permitidos, que corresponden a niveles energéticos que se denominan con
un numero natural, n= 1, 2, 3, 4, El nivel de energía más bajo (estado
fundamental) es aquel en el que el electrón está lo más cerca del núcleo (n=1).
Si el electrón se encuentra en los otros niveles se habla de estados excitados.
Si un electrón pasa de una órbita a otra con n superior,
se absorbe energía. Si pasa a una órbita con n inferior, se emite energía. La diferencia
de energía ΔE entre dos niveles es la energía de un fotón. ΔE= ħf
Cada salto del electrón de un nivel superior a otro
inferior provoca una raya en el espectro. Posteriormente, se comprobó que las líneas
espectrales en realidad estaban desdobladas, lo que significa que la energía
del electrón no queda determinada solamente por el número n de la órbita.
Aunque el modelo atómico de Bohr supuso una importante
contribución a la estructura atómica, posteriores experiencias llevaron a
abandonar la idea de las órbitas estacionarias de Bohr, debido fundamentalmente
a que no se puede determinar con precisión la posición exacta de un electrón
en un determinado instante (principio de incertidumbre). El modelo de Bohr,
que se regía según las leyes de la mecánica clásica, se abandonó para adoptar
los conceptos derivados de las nuevas leyes de mecánica cuántica, cuyos padres
fueron Heisenberg (1901-1976), Schrödinger (1887-1961) y Dirac (1902-1984).
En la mecánica cuántica se define el concepto de orbital
como una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es
máxima.
Números cuánticos:
Número cuántico principal n: designa el nivel de energía y
el tamaño del orbital (ambos aumentan con n). Puede tomar cualquier valor
entero positivo.
Número cuántico secundario l: determina la forma del
orbital y la energía dentro de cada nivel. Toma valores enteros de 0 a n-1.
Número cuántico magnético ml: determina la orientación
del orbital en el espacio. Toma valores de –l a +l.
Un orbital queda determinado por los tres números cuánticos.
Para determinar un electrón que se encuentra en un orbital se necesita un
cuarto número quantico; el número quántico de espín ms, con valores
de +½ y -½, que indica el sentido de giro del electrón dentro del orbital. Dos
electrones con espines contrarios se llaman electrones desapareados.
Energía de los orbitales:
Dentro de un nivel energético n hay subniveles de energía,
correspondientes a los valores diferentes de l. Por lo tanto, la nergia de un
orbital depende de los números cuanticos n y l. La energía relativa de los
orbitales puede deducirse de la suma de n+l. Al aumentar el valor de n+l,
aumenta la energía de los orbitales. Cuando dos orbitales diferentes tienen el
mismo valor de n+l, es menos energético el que tiene n menor. Los orbitales que
tienen igual n y l tienen la misma energía y reciben el nombre de orbitales
degenerados.
Configuración electrónica:
Las propiedades químicas de los elementos dependen
de la distribución de los electrones en la corteza. Aunque los
conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son
bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes:
Cada subnivel puede alojar un número máximo de
electrones: el subnivel s puede tener un máximo de 2 electrones, en el
subnivel p caben 6, en el subnivel d caben 10, y en el subnivel f
caben 14. Esto se debe a que en cada orbital cabe un máximo de dos
electrones y los subniveles s, p, d y f contienen 1, 3, 5 y 7 orbitales
respectivamente.
Los electrones se van distribuyendo entre los distintos
subniveles, tendiendo a ocupar preferentemente los subniveles de menor energía
(más estables), y después los subniveles con más energía (menos estables). Un
subnivel sólo puede empezar a ocuparse cuando el subnivel inmediatamente
inferior ya está completo. El orden de llenado de los subniveles viene
determinado por el diagrama de Möeller:
La configuración electrónica de los átomos es de suma
importancia, ya que determina las propiedades químicas de un elemento. Especial
relevancia tiene el número de electrones de valencia, que es el número
de electrones que hay en el último nivel ocupado (capa de valencia). Los
electrones de valencia son los electrones más externos del átomo, y por tanto
los de mayor energía, y determinarán la capacidad de unión de unos átomos con
otros para formar agrupaciones de átomos (moléculas y cristales).
La tabla periódica:
La tabla periódica actual ordena los 118 elementos
químicos conocidos por orden creciente de número atómico Z (es decir,
por orden creciente de número de protones y, en consecuencia, de número de
electrones).
Además, los elementos aparecen distribuidos en filas y
columnas:
a) Las filas horizontales reciben el nombre de periodos.
b) Las columnas verticales se denominan grupos.
Todos los elementos de un mismo grupo poseen unos comportamientos y propiedades
químicas similares, debido a que poseen el mismo número de electrones en su
capa más externa (los electrones de valencia, que son los que normalmente
intervienen en los enlaces y reacciones químicas).
El grupo y el periodo de un elemento se puede deducir de
su configuración electrónica. El periodo determina el nivel n más alto que se
llena. El grupo se obtiene con el numero de electrones que hay en el último
nivel que se llena.
Este criterio de ordenación hace que esta tabla sea un
instrumento imprescindible para el estudio de la química, dado que muchas
propiedades y comportamientos de los elementos químicos están estrechamente
ligadas a su posición en el sistema periódico.
Propiedades periódicas:
Recordemos que los electrones de los átomos están
distribuidos en capas o niveles de energía. A dicha distribución se le llama
configuración electrónica. También conviene recordar que el número de
electrones presentes en la última capa determina las propiedades químicas del
elemento.
La configuración electrónica de los átomos de los
elementos es periódica: todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma
cantidad de electrones en su última capa, o capa de valencia. Por ello los
elementos pertenecientes al mismo grupo presenten unas propiedades químicas
similares. Es decir, las propiedades químicas de los elementos están íntimamente
ligadas al número de electrones en la capa de valencia.
Radio atómico y volumen atómico:
Cuando nos referimos a radio atómico, básicamente
planteamos la posibilidad de medir la distancia entre el núcleo de un átomo y
la nube de electrones que componen su capa externa.
Si nos ubicamos dentro de un mismo grupo (vertical), como
por ejemplo el grupo I (Alcalinos), le radio atómico será mayor
obviamente para el Francio que se encuentra en el nivel o período 7 que el
Litio que está en el 2. Al estar en el nivel 7 se encontrara a mayor distancia
del núcleo por eso tendrá mayor radio atómico
que el Litio. Ahora si estudiamos esta propiedad a nivel horizontal es algo más
complicado de entender. Si estamos en un mismo nivel veremos que el número
atómico crece hacia la derecha. Esto significa que un elemento ubicado más a la
derecha tendrá mayor cantidad de electrones que su vecino de la izquierda. Al
tener más electrones tendrá más protones (cargas positivas). Por lo tanto habrá
más fuerza de atracción de los electrones hacia el núcleo y esto provocara una
reducción aunque sea pequeña del radio atómico ya que la nube electrónica se
acercara más al núcleo. En conclusión, los elementos ubicados más a la derecha
dentro de un cierto nivel, tendrán menor radio atómico que los ubicados a la
izquierda. Por eso, el radio atómico disminuye hacia la derecha.
Electronegatividad:
Los gases nobles tienen una estructura electrónica
especialmente estable que se corresponde con ocho electrones en su última capa:
ns2p6 (excepto el He que tiene dos electrones).
Todos los elementos tienden a adquirir la estructura de
gas noble más cercano, debido a su estabilidad. Para eso se asocian con otros
átomos, tratando de ganar o ceder electrones, hasta conseguir el octeto en la
capa de valencia. La electronegatividad se define como la tendencia
que tienen los átomos para captar electrones al enlazarse con otro átomo.
Los elementos a los que les faltan solamente uno o dos
electrones para adquirir la configuración del siguiente gas noble en la tabla,
tienen mucha tendencia a captar electrones en sus enlaces con otros átomos. Se
dice que son muy electronegativos. En general, los no metales son elementos
muy electronegativos, y tienden a captar electrones, dando lugar a iones
negativos.
Los elementos muy alejados de la configuración del gas
noble siguiente en la tabla presentan pocos electrones es su capa de valencia.
Cuando estos elementos se asocian con otros elementos les resulta mucho más
sencillo perder uno o dos electrones, y adquirir la configuración electrónica
del gas noble anterior. Por tanto, se dice que son muy poco electronegativos.
En general los metales son poco electronegativos y tienden a perder
electrones, dando lugar a iones positivos.
Energía de ionización:
Es la energía que hay que entregar para arrancarle el
electrón más externo a un átomo en su estado neutro y gaseoso. Cuando se trata
del electrón más externo hablamos de la primera energía o potencial de
ionización y si se trata por ejemplo del segundo será la segunda energía o
potencial de ionización. Generalmente las bibliografías hablan más de la primera
energía. Con respecto a un grupo esta energía aumenta de abajo hacia arriba. Se
entiende porque si volvemos al ejemplo del grupo I será más complicado
extraerle el electrón más externo al Litio o al Sodio que al Francio que está
muy lejos del núcleo (nivel 7). Al estar tan lejos del núcleo hay muy poca
atracción y por lo tanto es más fácil sacarle su electrón. Si ahora planteamos
la misma situación a nivel de un periodo, o sea, horizontalmente, ocurre algo
similar comparado con el radio atómico.
Aumenta hacia la derecha porque hay mayor densidad electrónica en los elementos
ubicados más a la derecha por tener mayor número atómico. Al estar con más
electrones, habrán más protones y mayor atracción. Por este motivo se
necesitara más energía o potencial para arrancarle algún electrón.
Regla del octete de Lewis
En la naturaleza conocemos gran variedad de sustancias simples y
compuestas, constituidas por combinaciones de átomos, ya sean del mismo o de diferentes
elementos. Si embargo, salvo los gases nobles, no encontramos sustancias
formadas por átomos individuales. Esto nos lleva a plantearnos dos preguntas:
¿Qué característica especial poseen los gases nobles?
¿Por qué el resto de los átomos tienen tendencia a combinarse con
otros átomos?
La respuesta a ambas preguntas radica en un concepto fundamental
en todo sistema físico: la estabilidad.
Cualquier sistema tiende a la máxima estabilidad. Normalmente se
consigue con la mínima energía. Una pelota rueda hacia abajo por una pendiente,
un muelle estirado tiende a recuperar su forma, un electrón en una capa superior
salta a una capa inferior porque la energía que posee al final es menor que la
que tenía al principio. En todas las situaciones anteriores, si queremos
invertir el proceso, debemos suministrar energía.
Del mismo modo, dos o más átomos se unen porque el conjunto tiene
menos energía que la suma de los átomos por separado. En la unión se ha
desprendido energía. Y ahí está la clave, para separarlos de nuevo, tendremos
que darle la cantidad de energía que se ha desprendido previamente. Mientras no
se le suministre, se mantendrán unidos.
Si los gases nobles no tienen tendencia a unirse a otros átomos,
es porque ya poseen la máxima estabilidad posible. Una unión con otro átomo no
desprenderá energía. La característica común a todos los gases nobles, y que hace
que estén situados en el mismo grupo, es su configuración electrónica.
Independientemente del periodo en que se encuentren, todos poseen 8 electrones
en su última capa (subcapas S y P completas, S2P6), y
todas las capas anteriores completas. La única excepción es el He, pero la capa
1 sólo posee subcapa s, y se encuentra completa,1S2.
Resulta, como consecuencia, que la configuración S2 P6
en la última capa del átomo, aporta gran estabilidad. Los demás elementos
intentarán alcanzar dicha configuración, tomando, cediendo o compartiendo electrones
con otro átomo.
A esta tendencia se le denomina Regla del octete de Lewis:
Los átomos alcanzan su máxima estabilidad cuando poseen 8
electrones en su última capa, con las subcapas S y P completas.
Enlace iónico
El enlace iónico se da
cuando se combinan elementos metálicos (electropositivos, con tendencia a dar electrones),
con elementos no metálicos (electronegativos, con tendencia a aceptar
electrones). Se producirá una transferencia de electrones desde el átomo
metálico hasta el no metálico, de forma que ambos quedarán con 8 electrones en
su última capa (estructura de gas noble, estable).
Al perder electrones, el
átomo del metal quedará con carga positiva (catión), y el átomo del no metal
con carga negativa (anión). Entre cargas de distinto signo surge una fuerza
electrostática atractiva que mantiene unidos ambos átomos. Como ya dijimos
anteriormente, la distancia de enlace final será aquella a la que se compense
la atracción entre iones con la repulsión entre las cortezas electrónicas. La
fórmula del compuesto (la proporción de átomos) dependerá del número de
electrones intercambiados.
Se forma una red cristalina iónica. Cada catión se rodea de todos los
aniones posibles, y viceversa.
Sabemos que los iones se
unen por atracción electrostática. Ahora bien, esta atracción se dará en
cualquier dirección. Por ejemplo, un ión Na+ atraerá a todos los iones Cl- que
encuentre a su alrededor, y viceversa. Se trata de un enlace no direccional.
No se formarán moléculas.
Los átomos se dispondrán ordenadamente formando una red iónica. Esta red estará
constituida por miles de millones de aniones y cationes intercalados (siempre
en la proporción que indica la fórmula).
Ahora bien, no todas las
redes iónicas tienen la misma estructura. La forma dependerá del número de
aniones de los que sea capaz de rodearse un catión, (y viceversa).
Propiedades de las sustancias iónicas
La fuerza electrostática que mantiene unidos los iones es bastante intensa. Esto confiere a los compuestos iónicos las siguientes propiedades:
- No forman moléculas, sino redes cristalinas tridimensionales.
- Tienen elevados puntos de fusión y ebullición. Son sólidos a temperatura ambiente.
- Son duros (alta resistencia a ser rallados), pero quebradizos (frágiles).
- En estado sólido son aislantes del calor y la corriente eléctrica, pero sí conducen la corriente fundidos o en disolución.
- La mayoría son solubles en disolventes polares, como el agua, pero son insolubles en disolventes apolares (aceite, gasolina)
Enlace covalente
El enlace covalente se da
entre elementos no metálicos (electronegativos), cuyos átomos tienen tendencia
a ganar electrones para adquirir la configuración electrónica de gas noble. En
este caso, no es rentable energéticamente el que uno de los dos átomos pierda
electrones (los no metales tienen energías de ionización muy altas).
La mayor estabilidad se
consigue, entonces, compartiendo pares de electrones (normalmente 1 e- de cada átomo).
Este par de electrones forma un orbital que es común a los dos átomos
enlazados, y que posee menor energía que los dos orbitales atómicos por
separado. Es decir, en total, se desprende energía al producirse el enlace.
Características
generales del enlace covalente:
La primera
característica que podemos observar es que se trata de un enlace direccional.
El par de electrones de enlace une a dos átomos concretos (al contrario de lo
que ocurría en el iónico, en el que cada catión se rodeaba de todos los aniones
posibles, y viceversa).
Como consecuencia, la
mayoría forman moléculas, grupos de átomos unidos al compartir electrones.
El enlace producido
entre los átomos al compartir electrones es muy intenso, más que el iónico. Eso
nos indica que es necesaria mucha energía para separar los átomos de una
molécula. Sin embargo, al ser las moléculas neutras, entre molécula y molécula
apenas existen fuerzas de unión, o son muy débiles. Hace falta poca energía
para separar una molécula de otra. Los compuestos moleculares tendrán entonces
T.F y T.E. bajas, en general.
Enlace metálico
El enlace metálico se da
entre átomos de elementos metálicos, ya sean alcalinos, alcalinotérreos, o de
transición. Estos elementos son electropositivos (tendencia a ceder electrones,
formando cationes).
Propiedades de los
compuestos metálicos.
El enlace descrito
anteriormente permite explicar las propiedades comunes a la mayoría de los
metales:
Sólidos
a temperatura ambiente (excepciones: Hg, Ga)
Puntos
de fusión y ebullición altos, en general.
Buenos
conductores del calor y la corriente eléctrica
Poseen
un brillo característico (brillo metálico)
Poseen
una elevada densidad.
Dúctiles
(se pueden moldear como hilos finos) y maleables (moldeables como láminas delgadas).
Los
metales sólidos tienen dureza variable, y gran tenacidad (resistencia a la
fractura al ser golpeados).
