ATOMOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS

ATOMOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS
1-Estructura de la materia
La emisión y absorción de energía en forma de ondas electromagnéticas por parte de los
átomos ha sido una de las herramientas más útiles de la estructura de la materia.
1.1 Espectros atómicos
Como sabemos, cuando un haz de luz blanca atraviesa un prisma de vidrio, se dispersa
en diferentes haces de luz monocromática (radiación de una frecuencia definida) que la
forman y se obtiene el espectro de la luz blanca.
Si la luz fuera de un solo color la que incidiera sobre el prisma, es decir, de una sola
frecuencia, no se descompone al atravesar el prisma.
En el siglo XIX, el físico G.R. Kirchhoff y R.W. Bunsen, van a idear un aparato
llamado espectroscopio, que analizaba la luz emitida de los elementos químicos,
previamente excitados por el calor o la corriente eléctrica.
Observaron que en todos los casos la radiación emitida estaba formada por un conjunto
de luces que aparecen en forma de rayas nítidas la disposición de las cuales era
característica de cada elemento. Este conjunto de luces recibe el nombre de espectro
atómico.
El espectro atómico de emisión es el conjunto de radiaciones electromagnéticas
emitidas por un elemento químico que ha sido excitado previamente, bien mediante
calor, bien mediante corriente eléctrica.
La mayor parte de la radiación emitida no es visible por el ojo humano, pero puede
registrarse mediante aparatos (placas fotográficas, células fotoeléctricas…), capaces de
detectar la luz ultravioleta e infrarroja.
También se puede analizar la luz que absorbe un elemento químico, que le llama el
espectro de absorción.
Para obtener el espectro atómico de absorción e un elemento, lo iluminamos con una
radiación conocida y se analiza en el espectroscopio el resultado obtenido. En el
espectroscopio observaremos todas la radiaciones iniciales, menos las absorbidas por
los átomos del elemento, que aparecen como rayas oscuras. Estas últimas coinciden con
las rayas luminosas del espectro de emisión del elemento correspondiente.
Tanto el espectro de emisión como de absorción son característicos de cada elemento.
1-2 Interpretación del espectro atómico del hidrógeno
Los espectros atómicos surgen como consecuencia de la absorción y la emisión de
energía para la materia. Constituyen por tanto una fuente importante de información
sobre la estructura de la materia. Asimismo, al comienzo del siglo XX resultaba muy
difícil explicar la regularidad de la rayas en los espectros atómicos.
El espectro de rayas mas simple es el del hidrogeno, que consta de 5 series de lineas,
designadas con el nombre de sus descubridores, como puede verse en la figura del
margen.
En 1913, Niels Bohr presentó el primer modelo atómico que se basaba en la existencia
del átomo de hidrógeno y su espectro basándose en tres postulados:
- Hay un cierto numero de orbitas circulares estables a lo largo de las cuales el
electrón se desplaza a mucha velocidad sin emitir energía
- El electrón tiene, en cada orbita, una energía determinada, que es mas grande
como mas alejada este aquella del núcleo. Lo que caracteriza una orbita es el
nivel energético que tiene.
- El electrón no radia energía mientras se mantiene en una orbita estable. Cuando
el electrón cae de un nivel de energía superior a un nivel de energía inferior, se
emite una cantidad de energía en forma de radiación.
Los niveles energéticos, que pueden contener un número máximo de electrones, se
representan tradicionalmente mediante la letras K, L, M, N…
Nivel Energetico
K
L
M
N
Numero de electrones
2
8
18
32
Cuando se van utilizándose mejores equipos en el estudio de los espectros, se observa
que cada raya se desdobla en dos o mas rayas, muy próximas entre si. Para explicar este
hecho, el físico alemán Arnold J.W. Sommerfeld (1868-1951), discípulo de Bohr,
supuso que cada nivel de energía estaba formado por una serie de subniveles de energía
que se representan mediante letras s, p, d, f, y cada uno puede contener un máximo
número de electrones.
Nivel energético
Subnivell
Número de electrones
K
s
2
s
2
L
p
6
s
2
M
p
6
d
10
s
2
p
6
N
d
10
f
14
1.3 Número atómico, numero másico y masa atómica
Los átomos se identifican gracias al número de protones que contiene su núcleo, ya que
este número es fijo para todos los átomos de un mismo elemento. El número atómico
es el número de protones de un átomo, se representa por la letra Z y se indica mediante
un subíndice situado delante del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo:
11 Na 8O
El número másico, es la suma del número de protones y de neutrones contenidos en el
núcleo, se representa por la letra A y se indica por un superíndice situado delante del
símbolo del elemento en cuestión. Por ejemplo:
23
Na 16O
Tanto el número atómico como el número másico son siempre números enteros. Un
átomo queda identificado por estos dos nombres de la manera siguiente:
A
Z X
Así, el 1735Cl cuenta con 17 protones, 17 electrones y 18 neutrones.
No obstante, hay que tener en cuenta que los átomos de un mismo elemento pueden no
tener el mismo número másico a pesar de tener todos el mismo numero atómico.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico
(mismo numero de protones), pero distinto numero másico (porque tienen distinto
numero de neutrones)
Por ejemplo, el
El
35
17
Cl y el
36
17
36
17
Cl cuenta con 17 protones, 17 electrones y 19 neutrones.
Cl son dos isótopos del cloro.
La masa atómica relativa, Ar , o simplemente masa atómica, es la masa de un átomo
medida por comparación con la de el átomo de carbono 12. Como la mayora de los
elementos tiene isótopos diferentes, la masa atómica relativa de un elemento es la media
ponderada de sus isótopos. Por ello, la masa atómica relativa de un elemento no es un
número entero:
m .% m .%
Masa atómica relativa = 1 + 2 + .....
100
100
donde m1 y m2 son las masas atómicas de los distintos isótopos que forman un
elemento.
2- Clasificación de los elementos
A medida que se van descubriendo los diferentes elementos, y se van investigando las
propiedades, se van haciendo evidentes los parecidos y las diferencias. Por ejemplo, el
sodio y el potasio tienen un aspecto y una propiedades parecidas, y el fluor y el cloro
también se parecen entre si. Asimismo el fluor y el sodio o el cloro y el potasio son muy
diferentes unos de los otros.
Pero es posible en Principio establecer una clasificación de los elementos que es base
de sus parecidos y diferencias.
2.1 Propiedades parecidas
La primera división de los elementos, atiende al aspecto y a las propiedades físicas que
tienen, y va a ser la que distingue entre metales y no metales3
Elementos metálicos
- Poseen un brillo característico
- Son opacos
Elementos no metálicos
- No tienen brillo metálico
- Son malos conductores del calor y de la
electricidad
- Son buenos conductores del calor y de la
corriente eléctrica
- A temperatura ambiente pueden ser
sólidos, líquidos o gases
- Son dúctiles y maleables
- Suelen tener puntos de fusión bastante
bajos
- En general, son sólidos a temperatura
ambiente (excepción: el mercurio)
2.2 Masa atómica y propiedades parecidas
- Las Triadas de Dobereiner
Entre 1817 y 1829 J.W. Döbereiner observo que determinados grupos de tres elementos
(calcio estroncio y bario; azufre, selenio y telurio; cloro bromo y yodo; litio sodio y
potasio) presentaban una cierta regularidad en sus propiedades. En todos estos grupos
de tres elementos, la masa atómica del elemento intermedio era aproximadamente la
mitad de los otros dos. Cada uno de estos grupos de tres elementos va a recibir el
nombre de tríada.
ELEMENTOS DE LA TRIADA Y MASAS ATÓMICAS
Calcio
40 Azufre
32 Cloro
35.5 Litio
7
Estroncio
88 Selenio
79 Bromo
80 Sodio
23
Bario
137 Telurio
127.5 Yodo
127 Potasio
39
-La Ley de las Octavas de Newlands.
En 1864, John Newlands distribuye los elementos en orden creciente de masas atómicas
y va a observar que el octavo elemento, a partir de cualquiera, presentaba propiedades
parecidas a las del elemento considerado como punto de partida. Como que esta
clasificación recuerda las octavas de la escala musical, se bautizó con el nombre de
“Ley de Octavas”
Li
Na
Be
Mg
B
Al
C
Si
N
P
O
S
F
Cl
-La tabla Periódica de Mendeleiev.
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev dispuso los elementos que ya se conocían
siguiendo también el orden creciente de sus masas atómicas y encontró que los que
tenían propiedades semejantes aparecían de forma periódica en su lista. Enunció, de esta
manera, la ley periódica, según la cual:
Las propiedades de los elementos, lo mismo que las propiedades de sus compuestos, son
función periódica de las masas atómicas de los elementos.
De acuerdo con esta ley, Mendeleiev ordenó los 63 elementos entonces conocidos en
una tabla en la que los elementos que eran semejantes entre sí se encontraban en una
misma fila horizontal (en la actualidad se disponen en columnas o grupos).
Estableció filas largas (líneas horizontales) para evitar colocar metales como el vanadio,
el cromo y el manganeso debajo de no metales como el fósforo, el azufre y el cloro.
TABLA DE MENDELEIEV
Ti=50
Zr=90
V=51
Nb=94
Cr=52
Mo=96
¿=180
Ta=182
W=186
H=1
Li=7
Be=9.4
B=11
C=12
N=14
O=16
F=19
Na=23
Mg=24
Al=27.4
Si=28
P=31
S=32
Cl=35.5
K=39
Ca=40
¿=45
Er=56
Yt=60 (88)
Ln=75.6 (113)
Mn=55
Fe=56
Ni,Co=59
Cu=53.4(63.4)
Zn=65.2 (65)
¿=68
¿=70 (72)
As=75
Se=79.4 (78)
Br=80
Rb=85.4 (85)
Sr=87.6
Ce=92 (138)
La=94
Di=138?
Th=118 (232)
Rh=104.4 (104)
Ru=104.4 (104)
Pd=106.6 (104)
Ag=108
Cd=112)
Ur=116 (240)
Sn=118
Sb=122
Te=128?
I=127
Cs=133
Ba=137
Pt=197.4
Ir=198?
Os=199 (191)
Hg=200
Au=197?
Bi=210 (208)
TI=204
Pb=207
Alteró la ordenación basada en las masas atómicas para situar ciertos elementos debajo
de otros que tienen propiedades similares.
El telurio, por ejemplo, tiene una masa atómica mayor que el yodo, pero este se
corresponde con el bromo y el cloro, mientras que el telurio se parece al azufre y al
selenio en sus propiedades químicas.
Cuando las propiedades de un elemento no estaban de acuerdo con la posición que le
correspondía según su masa atómica, el científico ruso dejaba el hueco para un nuevo
elemento que todavía no había sido descubierto. De esta manera, no existía ningún
elemento conocido que encajara junto al aluminio y supuso que ese espacio sería
ocupado por un nuevo elemento al que denominó ekaaluminio y cuyas propiedades
predijo. Del mismo modo, dejó un hueco junto al silicio para un futuro elemento al que
llamó ekasilicio.
Ekaaluminio
Masa atómica: 68
Densidad: 5,9 g/cm3
Punto de fusión: bajo.
Podría dar lugar a un compuesto formado por dos átomos de ekaaluminio y tres de oxígeno.
Ekasilicio
Masa atómica: 72
Densidad: 5,5 g/cm3
Color: gris oscuro.
Efecto con el agua: ninguno.
Se combinaría con dos átomos de oxígeno para formar un compuesto
2.3. El sistema Periódico actual
A pesar de que la tabla de Mendelelev tuvo en su momento un gran éxito, el
descubrimiento de nuevos elementos que no tenían cabida en esta tabla hizo que fuera
necesario buscar otro sistema de clasificación.
Así, Mendeleiev no hizo ninguna predicción sobre los elementos del grupo 18, pero tras
el descubrimiento del helio (en 1895) y del argón (en 1894) parecía evidente la
existencia de un nuevo grupo, que disponía de vacantes para otros elementos que fueron
detectados posteriormente: el neón, el criptón y el xenón.
Además, Mendeleiev conocía algunos elementos pertenecientes a las tierras raras, como
el lantano, el iterbio, el erbio, el terbio, el praseodimio y el neodimio, que no tenían
cabida en su tabla.
El problema fue resuelto cuando se descubrió que el número atómico era la
característica de los elementos que marcaba la periodicidad de sus propiedades. Hoy
día, los elementos se ordenan de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden
creciente del valor de sus números atómicos, es decir, según el número de protones que
hay en el núcleo de sus átomos.
Los 114 elementos conocidos se distribuyen en la tabla periódica actual en filas o
períodos y en columnas o grupos. En una misma fila se sitúan los elementos que tienen
el mismo número de capas electrónicas y cuyas propiedades varían de forma progresiva,
mientras que los elementos que tienen el mismo número de electrones en la última capa
y que, por tanto, presentan propiedades similares se disponen en la misma columna.
Hay 7 períodos y 18 grupos.
El primer período (con dos elementos), así como el segundo y el tercero (con 8
elementos cada uno), reciben el nombre de períodos cortos; el cuarto y el quinto, con 18
elementos, son largos, y el sexto y el séptimo, con 32 elementos, muy largos. En estos
dos últimos se sitúan, además de los metales de transición, las tierras raras (lantánidos y
actínidos).
— Regularidades en las propiedades de los elementos del sistema
periódico
Clasificar los elementos en orden creciente de número atómico lleva implícito (salvo
excepciones) los otros dos criterios utilizados: el de la masa atómica y el de la
semejanza en las propiedades.
Regularidades en los periodos
Regularidades en los grupos
-El número de electrones externos
aumenta en una unidad al pasar de un
elemento al siguiente en un período.
-La masa atómica se incrementa (salvo
excepciones) de izquierda a derecha en un
período.
-Los puntos de fusión y ebullición se
elevan hasta la mitad del período, para
luego disminuir.
-Las propiedades metálicas se acentúan
hacia la izquierda y se aminoran hacia la
derecha.
-El número de electrones de la última capa
o nivel energético es el mismo para todos
los elementos de un grupo; por tanto,
presentan propiedades similares.
-La masa atómica aumenta al descender
en un grupo.
-Los puntos de fusión y de ebullición
varían ligeramente conforme se desciende
en el grupo.
-Las propiedades metálicas se acentúan a
medida que se baja en la tabla.
La masa atómica del argón es 39,95 uma, mayor que la del potasio, que vale 39,10 uma.
Si estos elementos se ordenan de menor a mayor de acuerdo con su masa atómica, el
argón debe aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica moderna.
Pero el argón es un gas noble y no puede situarse en el grupo del litio y el sodio, que
son metales muy reactivos. Si se ordenan según el número atómico, el del argón es 18, y
el del potasio, 19, con lo que cada uno esta en el grupo adecuado
3-El sistema periódico y la estructura electrónica
La razón de la semejanza entre las propiedades de los elementos reside precisamente en
el número y la distribución de los electrones de sus átomos. Los elementos cuyos
átomos tienen igual número de electrones en su última capa (electrones de valencia) o
nivel energético poseen propiedades químicas semejantes y, por tanto, se encuentran en
el mismo grupo de la tabla periódica.
La distribución electrónica de los 10 primeros elementos es la siguiente:
Nº
Nivel K
Elemento
Z
Electro
s
1
1
1
1
Hidrógeno
1s
2
2
2
2
Helio
1s
2
1
3
3
2
Litio
1s 2 s
2
2
4
4
2
Berilio
1s 2 s
2
2
1
5
5
2
1s 2s 2 p
Boro
Nivel L
s
p
0
0
1
2
2
1
1s 2 2s 2 2 p 2
Carbono
6
6
2
2
2
1s 2 2s 2 2 p 3
Nitrógeno
7
7
2
2
3
1s 2 2s 2 2 p 4
Oxigeno
8
8
2
2
4
1s 2 2s 2 2 p 5
Flúor
9
9
2
2
5
1s 2 2s 2 2 p 6
Neón
10
10
2
2
6
Observa que las capas o niveles electrónicos se van completando a medida que se
avanza en un período. Así, en el período 1 se va completando la capa K; en el 2, la capa
L, etcétera.
La estructura electrónica del carbono sería, así, 1s 2 2s 2 2 p 2 es decir, el nivel K está lleno
y en el L hay 4 electrones.
El helio y el neón, que son los últimos elementos de los períodos 1 y 2, tienen sus capas
electrónicas completas (dos electrones en la capa K y ocho electrones en la capa L).
Todos los alcalalinos
tienen un único
electrón en el último nivel. Su configuración
electrónica es
ns1
Todos los halógenos tienen 5 electrones en
su último nivel. Su configuración
electrónica es
ns 2 np 3
Todos los elementos que están en un mismo grupo tienen la misma configuración
electrónica en el último nivel. Todos tienen propiedades parecidas.
4-Los elementos y el enlace químico
En general, los átomos que constituyen la materia, ya sean iguales o diferentes, se
encuentran unidos, si bien en la naturaleza existen también sustancias formadas por
átomos aislados, como los elementos del grupo 18.
Una de las características de los elementos del grupo 18 es que todos tienen ocho
electrones en su capa más externa, con excepción del helio, que tiene solo dos. Esta
estructura es la más estable posible, de ahí que por lo general, los átomos de estos
elementos no intervengan en las reacciones químicas. Reciben, por ello, el sobrenombre
de gases nobles o inertes. La forma en que el resto de los elementos trata de tener 8
electrones en su última capa (o dos, como es el caso del hidrógeno) justifica su
comportamiento químico.
Se puede concluir, pues, que los átomos tienden a unirse entre sí para formar sustancias
químicas con características definidas, más estables energéticamente que los átomos de
partida. Este tipo de unión es denominado enlace químico.
Un enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en las
distintas agrupaciones atómicas.
Como veremos a continuación, existen diferentes formas de unión entre los átomos:
enlace covalente, iónico o metálico.
4.1 Formación de las moléculas: el enlace covalente
El átomo de helio tiene su última capa completa, lo que le confiere una gran estabilidad.
En cambio, el átomo de hidrógeno que tiene un electrón en su última y única capa es
mucho menos estable. Esta estabilidad aumenta, no obstante, si dos átomos de
hidrógeno se aproximan lo suficiente entre sí como para unir sus capas electrónicas,
compartiendo sus electrones. Dicha unión es posible porque la mayor parte de la zona
exterior del átomo es espacio vacío. En el diagrama puedes ver que, en estas
circunstancias, se manifiestan una serie de fuerzas electrostáticas: los dos núcleos
tienen la misma carga eléctrica y se repelen entre sí, al igual que ocurre con los dos
electrones; sin embargo, hay una atracción mutua entre los núcleos y los electrones, y
las cuatro partículas se disponen de tal modo que las fuerzas de atracción contrarrestan
exactamente las fuerzas de repulsión. Cuando esto ocurre, entre los dos átomos se ha
formado un enlace químico.
Los átomos que consiguen su estabilidad compartiendo electrones con otros átomos
están unidos por un enlace covalente.
La pareja de átomos de Hidrogeno, H 2 , es la forma más estable del hidrógeno a
temperatura normal. Estas partículas que contienen más de un átomo unidos mediante
enlace covalente se llaman moléculas.
Las moléculas que, como el hidrógeno, contienen dos átomos se llaman moléculas
diatómicas. Si contienen más de dos átomos se llaman poliatómicas.
De modo similar se unen dos átomos de cloro. Un átomo individual tiene siete
electrones en su última capa (uno menos que el argón). Cuando dos átomos de cloro se
aproximan entre sí y unen sus capas electrónicas comparten un par de electrones. De
esta manera, se puede considerar que cada átomo está rodeado de ocho electrones. Los
dos átomos de cloro permanecen unidos en forma de molécula Cl2 .
Hay muchos otros elementos químicos gaseosos que, a temperatura normal, se
presentan en forma de moléculas biatómicas por ejemplo, el oxigeno, O2 , el nitrógeno,
N 2 el flúor, F2 .
-Representación del enlace covalente
El enlace covalente es la fuerza de atracción que dos núcleos ejercen sobre los pares
electrónicos situados entre ellos: un par en un enlace simple (como en el caso del cloro),
dos pares en un enlace doble (oxígeno) y tres pares en un enlace triple (nitrógeno). Un
enlace covalente puede representarse de varias maneras; por ejemplo, el enlace entre los
dos átomos en una molécula de flúor se puede indicar de estas dos formas:
F x F o F- F
-Propiedades de los elementos covalentes
Estas moléculas están separadas unas de otras; por eso, suelen ser gaseosas (hidrógeno,
cloro, oxígeno) y menos frecuentemente líquidas (bromo o sólidas (yodo). Sus puntos
de fusión y ebullición son bajos. Como no hay electrones libres, sino que están
localizados, estos elementos no conducen la corriente eléctrica.
4.2 Cristales atómicos covalentes
En los cristales covalentes, los átomos se mantienen unidos solo por enlaces covalentes
formando una red tridimensional.
El diamante solo contiene átomos de carbono y es, por tanto, una de las formas en las
que se presenta este elemento.
El átomo de carbono (Z=6) tiene cuatro electrones en la ultima capa le faltan, pues,
otros cuatro para tener la estructura de un gas noble y puede conseguirlos compartiendo
cada uno de esos electrones con otros cuatro átomos de carbono
De esta forma adquiere una estructura electrónica estable, similar a la del neón, con
cuatro pares de electrones en la última capa.
La sustancia yodo (I2) está formada por moléculas de yodo unidas por fuerzas
intermoleculares formando un cristal o red tridimensional. Como estas fuerzas de
atracción entre moléculas son débiles, estos cristales se pueden romper fácilmente.
En el esquema de la estructura del carbono se observa que únicamente el átomo central
tiene completa la última capa. Esto hace posible que cada uno de los otros cuatro
átomos pueda formar, a su vez, enlaces covalentes con otros cuatro átomos y completar,
así, sus capas electrónicas. Cuando cada átomo hace esto, se forma una red gigantesca.
En el diamante, los átomos de carbono se sitúan en forma de red tridimensional
extraordinariamente resistente en todas las direcciones. El diamante es una de las
sustancias más duras que se conocen y permanece en estado sólido a unas temperaturas
muy altas
- Propiedades de los cristales atómicos covalentes
Todas las propiedades de estos cristales sólidos evidencian que se establecen fuerzas
muy intensas entre las partículas que los constituyen. La teoría nos dice que estas
fuerzas se deben a los enlaces covalentes entre sus átomos.
El diamante es muy duro, y sus puntos de fusión y ebullición, muy elevados. Los
enlaces covalentes entre los átomos de carbono que forman la red son tan fuertes que se
precisa una considerable cantidad de energía para romper la estructura. Como no posee
electrones libres, no conduce la corriente eléctrica.
4.3. Energía y Enlace
Al aproximar dos átomos, pueden darse los siguientes casos:
Se producen fuerzas de repulsión entre los electrones y los núcleos, que aumentan a
medida que estos se aproximan, y no se forma nunca el enlace, como por ejemplo el
intentar aproximar dos átomos de helio.
Aparecen fuerzas de atracción entre el núcleo de un átomo y los electrones del otro, y
viceversa. En este caso, la energía del sistema disminuye a una distancia determinada;
entonces se forma el enlace entre los dos átomos.
En el proceso de formación de un enlace siempre se desprende energía. Por eso, para
separar los átomos que forman un elemento o un compuesto, hay que suministrar una
energía igual o superior a la desprendida en la formación del enlace.
El grafito es otra de las formas en las que se presenta el carbono en la naturaleza. En
este caso, los átomos de carbono se distribuyen en anillos de seis miembros. Cada
átomo de carbono está unido mediante enlace covalente a otros tres átomos. De este
modo, quedan electrones con libertad de movimiento, por lo que el grafito conduce la
corriente eléctrica.
Se trata de una sustancia negra, brillante, blanda y untuosa al tacto, ya que se presenta
en láminas levemente adheridas entre sí y que se deslizan unas sobre otras
Se utiliza para fabricar electrodos por su propiedad de conducir la electricidad, así como
para elaborar minas de lápices y cintas de impresoras para ordenadores.
5- El Enlace en los elementos metálicos
Los metales tienen propiedades muy diferentes de las demás sustancias, que subieren la
existencia de un tipo de enlace específico y característico que las haga posibles.
Los elementos metálicos poseen, por lo general, átomos que contienen 1, 2 o 3
electrones en su capa más externa. Estos electrones están débilmente unidos al núcleo
atómico, por lo que pueden ser cedidos con facilidad.
Imagínate un conjunto de átomos de un elemento metálico que están separados y que se
aproximan hasta situarse lo más cerca posible unos de otros. En estas condiciones, las
capas electrónicas exteriores de los átomos se solapan por completo, y cualquier
electrón que inicialmente procedía de una capa electrónica determinada no se encuentra
ahora asociado a ningún átomo en particular, sino que es compartido por todos los
átomos del conjunto. Estos átomos están unidos por un enlace metálico.
Un cristal metálico está formado por átomos fijos cargados positivamente y sumergidos
en un mar de electrones que están deslocalizados y, por tanto, no pertenecen a ningún
átomo concreto.
Propiedades de los metales
-Como están unidos de un modo muy compacto, los metales son bastante duros, pero se
pueden estirar hasta formar alambres, ya que es posible mover toda una capa de átomos
sobre otra.
-El hecho de que los electrones se puedan mover con facilidad explica el que los
metales sean buenos conductores de la electricidad.
-En la red, los cationes se hallan muy próximos entre sí. De este modo, al transferir
calor a una parte del metal, los cationes vibran con mayor energía cinética y la
transfieren a sus cationes vecinos al chocar contra ellos. Esta transferencia de energía se
extiende rápidamente por toda la red. Esto hace que los metales sean muy buenos
conductores térmicos.
-Presentan un brillo metálico o absorción luminosa e inmediata radiación posterior por
la superficie libre.
REFLEXIONA:
En general, los átomos de los metales tienen capas completas, además de uno o varios
electrones
extras. El sodio metálico, un metal blando "v plateado, tiene un electrón fuera de la capa
completa; el magnesio tiene dos; el aluminio tiene tres, y así sucesivamente. Cuando los
átomos metálicos se unen, algunos de estos electrones sobrantes dejan sus casas y vagan
con libertad por el metal Cada núcleo crea una isla local de carga positiva y las fuerzas
electrostáticas mantienen la estructura completa unida. Se puede pensar en el enlace
metálico como en una estructura en la cual los electrones más al exterior son compartidos
por todos los átomos de dicha estructura, contrastando así con el enlace covalente, en el
cual solo los átomos vecinos comparten un electrón dado.
Robert HAZEN v James TREFIL
a) ¿A qué grupos y períodos de la tabla periódica pertenecen el sodio, el magnesio y el
aluminio? ¿Son metales o no metales?
b) ¿Cómo están unidos entre sí los átomos de aluminio?
c) ¿Cómo comprobarías si el aluminio es conductor de la electricidad?
d) ¿Qué diferencia hay entre una red metálica como la del aluminio y una covalente como la
del diamante?
6-El enlace y los compuestos químicos
Como acabamos de ver, para formar una molécula de un elemento no metálico o una red
de átomos metálicos, los átomos deben unirse entre si. Cuando los átomos que forman
la molécula proceden de elementos distintos, dicha molécula es un compuesto químico.
Ahora bien, no todos los compuestos químicos están formados necesariamente por
moléculas separadas unas de otras, sino que algunos están constituidos por iones
positivos(cationes) y negativos (aniones) que forman un conjunto eléctricamente neutro.
Vamos a ver a continuación la naturaleza del enlace que mantiene unidos los átomos en
los diferentes compuestos químicos.
6.1-Compuestos covalentes moleculares
Un elevado número de compuestos químicos se hallan en la naturaleza en forma de
moléculas. En un compuesto de este tipo son átomos de elementos diferentes no
metálicos los que comparten pares de electrones, por lo que están unidos por enlaces
covalentes. El agua, el amoníaco, el metano y el cloruro de hidrógeno son ejemplos de
compuestos covalentes.
-Cloruro de Hidrogeno
La fórmula del cloruro de hidrógeno es HCl. Un átomo de cloro tiene siete electrones en
la última capa; le falta pues, un electrón para completarla. El átomo de hidrógeno, por
su parte. tiene un único electrón en su capa, de modo que también necesita un electrón
para completarla y tener la estructura electrónica del helio. En definitiva, los dos
átomos, Cl y H tienen sus últimas capas incompletas y a ambos les falta un electrón para
completarlas. Mediante la formación de un enlace covalente, al compartir un par de
electrones, se forma la molécula HCl, mucho mas estable que los dos átomos que la
integran considerados por separado.
-Amoniaco
La formula del amoniaco es NH 3 . Un átomo de nitrógeno tiene 5 electrones en la
última capa y necesita por tanto, tres electrones más para completarla. La formación de
tres enlaces covalentes con tres átomos de Hidrógeno (cada hidrógeno tiene un electrón
en su capa) le proporciona estos tres electrones. Se forma así la molécula de NH 3 ,
mucho mas estable que los cuatro átomos que la integran por separado.
- Propiedades de los compuestos covalentes moleculares
Aparte de los compuestos mencionados en el apartado anterior, son también sustancias
típicamente covalentes el benceno, el tolueno, el dióxido de carbono, el tetracloruro de
carbono, el butano, el sulfuro de hidrogeno, el alcohol, el naftaleno, el caucho, los
plásticos, el teflón y los CFC, entre otras. En general, los compuestos con enlaces
covalentes están formados por elementos no metálicos.
En la tabla siguiente podemos ver las propiedades de algunos de estos compuestos:
Amoniaco NH3
Tetracloruro
de Carbono
Metano CH
-Gas incoloro.
-Líquido incoloro.
-Gas incoloro.
-Punto de
fusión:23°C.
-Punto de fusión: 182°C.
-No conduce la
corriente
eléctrica.
-Se disuelve en agua
dando lugar a una
disolución de hidróxido
de amonio, NH,OH.
Naftalina C10H8
-Líquido incoloro.
-Cristaliza en
láminas
brillantes.
-Punto de fusión: 5,5 °C.
-Punto de fusión:-78 °C.
-Punto de ebullición:
-33°C.
Benceno C6H6
-Punto de ebullición:
76,8 °C.
-No conduce la
corriente eléctrica.
-No se disuelve en
agua.
-Punto de ebullición:
°C.
-161
-Punto de ebullición:
80 °C.
-No conduce la corriente
eléctrica.
-No conduce la corriente
eléctrica.
-No se disuelve en agua.
-No se disuelve en agua
-Punto de fusión: 80 °C.
-Punto de ebullición:
218 °C.
-No conduce la
corriente
eléctrica.
-Es insoluble en agua.
-Es muy volátil.
Podemos resumir las propiedades generales de los compuestos covalentes de la
siguiente manera:
-Estado físico. Pueden ser gaseosos, líquidos y sólidos, si bien estos últimos son
frágiles y quebradizos, o blandos y de aspecto céreo.
-Solubilidad. Generalmente no son solubles en agua, pero sí en disolventes como el
tolueno, la acetona o la gasolina.
-Puntos de fusión y ebullición. Tienen valores muy bajos.
-Conductividad. Son malos conductores del calor y de la electricidad.
6.2 El Agua
El agua es un componente esencial de la estructura y el metabolismo de todos los seres
vivos. A pesar de tener moléculas covalentes parecidas a las de de otros compuestos,
posee propiedades diferentes.
LOS HECHOS
• Permanece líquida a temperaturas a las que otras sustancias parecidas se transforman
en gases.
• La densidad del agua aumenta anormalmente al elevar la temperatura de O a 4°C, en
la que alcanza su valor máximo de 1000 kg/m3. Por encima o por debajo de estas
temperaturas, el agua se dilata y la densidad disminuye.
• En estado sólido (hielo) flota sobre el agua líquida, al contrario de lo que sucede con
el resto de las sustancias.
• Es un excelente acumulador del calor. Su resistencia a aumentar o disminuir su
temperatura es superior a la de otros líquidos o sólidos.
• Es capaz de mantener flotando en su superficie líquida insectos u objetos, como
agujas o alfileres, mucho más densos que ella.
• Se descompone en sus elementos a 1 500 °C.
• Es el mejor disolvente y el mejor transportador de sustancias tales como el Cloruro de
sodio, los nitratos, los fosfatos, etc…
Los químicos A. Lavoisier y H. Cavendish demostraron que el agua está formada por
hidrógeno y oxígeno. Gay-Lussac determinó que el cociente de volúmenes
hidrógeno/oxígeno vale 2. Luego, la molécula de agua está formada por dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno.
LA EXPLICACION TEÓRICA
-La fórmula del agua es H2O. Un átomo de oxígeno tiene seis electrones en la última
capa. Le faltan, así, dos para completarla, por lo que se une con dos átomos de
hidrógeno, que poseen cada uno un electrón. El resultado es la formación de una
molécula de agua, en la que existen dos enlaces covalentes oxígeno-hidrógeno.
-Los pares de electrones que comparten el oxigeno y los hidrógenos no están situados
simétricamente. Son atraídos con más fuerza por el núcleo de oxígeno que por el de
hidrógeno. Como consecuencia, el oxigeno queda con una carga parcial negativa, y los
hidrógenos, con carga positiva. El agua es, por ello, una molécula polar o un dipolo.
-Las moléculas de agua se encuentran «sueltas» solo en estado gaseoso. En el resto de
los estados permanecen agrupadas
-Las Moléculas de agua se Unen
Las moléculas de agua pueden formar enlaces de tipo electrostático con sus moléculas
vecinas. Estos enlaces tienen lugar entre el átomo de hidrógeno de una molécula y el
átomo de oxígeno de otra próxima.
En estado líquido, algunas moléculas están unidas entre si y forman agrupaciones. Los
«huecos» son ocupados por moléculas sueltas.
En estado sólido, las moléculas están fuertemente unidas entre sí y adoptan las formas
hexagonales características de los cristales de hielo. En este caso, los huecos no están
ocupados por moléculas sueltas, de manera que el hielo ocupa más volumen con una
masa menor que el agua líquida, es decir, tiene menos densidad.
En la superficie libre del agua líquida, las fuerzas entre las moléculas son tan intensas
que dicha superficie se comporta como una membrana elástica tensa. Estas mismas
fuerzas son la causa de que las gotas de agua tengan forma esférica.
6.3 Compuestos Covalentes Reticulares
Un pequeño número de compuestos, como el carburo de silicio, SiC, y el
dióxido de silicio (cuarzo), SiO2 comparten muchas de las características de las
sustancias covalentes, con excepción de su gran dureza y los elevados puntos de fusión
y ebullición que tienen. En estos compuestos no existen moléculas individuales; se trata,
por el contrario, de estructuras tridimensionales de átomos enlazados covalentemente.
En el cuarzo, SiO2 cada átomo de silicio está enlazado con cuatro átomos de
oxígeno y cada átomo de oxígeno se une a dos átomos de silicio, formando una gran red
tridimensional.
- Propiedades de los compuestos covalentes reticulares
Para romper los cristales, es preciso destruir numerosos enlaces covalentes, lo
que determina la dureza de esta sustancia y sus elevados puntos de fusión y ebullición y
hace, además, que resulte prácticamente insoluble en cualquier tipo de disolvente. Los
compuestos covalentes reticulares no conducen la electricidad ni el calor.
7- Compuestos Iónicos
Los átomos de algunos elementos pueden conseguir tener capas electrónicas
completas, no solo compartiendo electrones, sino perdiéndolos o ganándolos al unirse
con otros átomo. Para ello, vamos a analizar el ejemplo del compuesto estable: cloruro
de sodio (NaCÍ).
- Formación del enlace iónico.
El sodio y el cloro tienden a alcanzar una estructura electrónica estable consiguiendo
ocho electrones en su última capa, es decir, completando dicha capa. Por ello, cuando
un átomo de un elemento metálico, como el sodio, se encuentra con otro de un elemento
no metálico, como el cloro, el primero cede un electrón que recibe el segundo. De este
modo, los dos átomos adquieren cargas eléctricas de signos opuestos y se atraen
mediante tuerzas de atracción electrostática.
Pérdida de electrones
El átomo de sodio constituye un buen ejemplo de esto, ya que tiene un único electrón en
su capa exterior y, si lo pierde, tendrá completa su última capa. El resultado es un ión
sodio.
El ión sodio tiene 11 protones, pero solo 10 electrones; por eso, posee una carga neta de
+1. Se representa como Na + , donde el signo + significa que tiene carga positiva. Un
ión con carga positiva se llama catión.
Ganancia de Electrones
El átomo de cloro tiene 7 electrones en su capa exterior. Puede completar dicha capa
aceptando un electrón y convirtiéndose en un ión cloro.
El ión cloro tiene 17 protones y 18 electrones; luego, tiene una carga neta de -1, por lo
que es un ión negativo. Se representa como Cl − donde el signo - significa que tiene
carga negativa. Un ión con carga negativa recibe el nombre de anión.
El enlace iónico se basa en la transferencia de electrones y consiste en la atracción
electrostática entre los iones positivos y negativos.
Esta atracción no se limita a un solo ión, sino que cada uno se rodea del máximo
número posible de iones de carga opuesta, formando una red cristalina iónica. Los
compuestos iónicos no forman moléculas independientes como lo hacen los compuestos
covalentes moleculares.
ION: Cualquier átomo puede convertirse en un ión ganando o perdiendo electrones. Un
ión es una partícula que tiene carga eléctrica, es decir, esta cargado, por el hecho que
tiene un número desigual de protones y electrones.
- Propiedades de los compuestos iónicos
Además del compuesto iónico cloruro de sodio, NaCl, también presentan este tipo de
enlace sustancias como el fluoruro de litio, LiF; el bromuro de potasio, KBr; el nitrato
de calcio, Ca(NO3)¡; el sulfato de bario, BaSO4, y el yoduro de potasio, KI, entre otras.
El enlace iónico se da entre elementos que se encuentran muy separados en el sistema
periódico. En el margen puedes comparar las propiedades de algunos de estos
compuestos.
Podemos resumir las propiedades generales de los compuestos iónicos de la siguiente
manera:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
LOS HECHOS
Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
Tienen elevados puntos de fusión y ebullición.
Presentan gran dureza o resistencia a ser rayados.
Son frágiles y quebradizos.
Son buenos conductores de la electricidad cuando están fundidos.
Son malos conductores de la electricidad en estado sólido.
La mayoría son muy solubles en agua
LA EXPLICACION TEÓRICA
1-La intensa fuerza de atracción electrostática que se produce en los compuestos
iónicos se extiende en todas direcciones; los sólidos iónicos son sustancias cristalinas
donde cada ión está rodeado por otros iones de carga opuesta que forman una red
cristalina.
2-Todos los cambios que precisen romper la distribución de los iones en un
compuesto iónico requieren gran cantidad de energía; por ello, los iones siguen
ocupando sus posiciones en la red cristalina incluso a centenares de grados.
3-Rayar un sólido iónico supone romper un cierto número de enlaces.
4-Los sólidos iónicos son frágiles, ya que, cuando se golpean lo suficientemente
fuerte, se rompen a lo largo de los planos que pasan entre las filas de iones. Esto se
debe a que los iones del mismo signo coinciden.
5-Cuando el sólido se funde o se disuelve, deja iones en libertad que pueden
transportar la corriente eléctrica.
6-No conducen la electricidad en estado sólido debido a que los electrones que
intervienen en el enlace están situados en los iones, sin poderse mover dentro del
cristal.
7-Las moléculas de agua envuelven los iones y consiguen liberarlos de la red
cristalina.
8-Los dipolos del agua se orientan de modo distinto según envuelvan un anión o un
catión.
9-Los compuestos iónicos en agua se disocian en cationes y aniones. Estas
disoluciones conducen la corriente eléctrica.
Cloruro de sodio,
NaCÍ
*Aspecto: cristales
incoloros.
*Punto de fusión: 808 °C.
Punto de ebullición: 1465
°C.
*Conductividad eléctrica:
Líquido: grande.
Sólido: muy pequeña.
*Muy soluble en agua
Fluoruro de litio,
LiF
*Aspecto: cristales blancos.
Punto de fusión:870 C
Punto de ebullición:
1670°C.
Conductividad eléctrica:
Líquido: grande.
Sólido: muy pequeña.
Poco soluble en agua.
Bromuro de potasio,
KBr
Aspecto: cristales blancos.
Punto de fusión: 730 C.
Punto de ebullición: 1435
°C.
Conductividad eléctrica:
Líquido: grande.
Sólido: muy pequeña.
Muy soluble en agua.
Nitrato de calcio,
Ca(NO3)2
-Aspecto: cristales blancos.
-Punto de fusión: 561 °C.
-Punto de ebullición: se
descomponen antes de
fundirse.
-Conductividad eléctrica:
Líquido: grande.
Sólido: muy pequeña.
Soluble en agua.