Estructura de la materia

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 m_l: 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 m_s, 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).