Constitución atómica y sistema periódico
Anuncio
Capı́tulo 6 Constitución atómica y sistema periódico Las propiedades fı́sicas y quı́micas de los elementos son diferentes, pero a pesar de estas diferencias existen ciertas coincidencias y relaciones entre ellas. Esta idea de agrupar a los elementos quı́micos afines en sus propiedades llevó a una primera clasificación formada por las triadas de Döbereiner (1780-1849), como litio - sodio - potasio o cloro - bromo - yodo; la primera está formada por metales ligeros que reacionan vigorosamente con el agua y la segunda por sustancias volátiles que reaccionan con los anteriores metales formando sales; ambas triadas tienen en común que la masa atómica aumenta hacia la derecha. Mendeleiev (1834-1907) y Meyer (1830-1895) se percataron hacia 1869 que las propiedades de los elementos varı́an de forma periódica cuando se clasifican en orden creciente a la masa atómica. No obstante ambos cientı́ficos no fueron capaces de justificar por qué esa clasificación conducı́a a una afinidad en las propiedades de los elementos; la respuesta llegó cuando se conoció la constitución de los átomos. 6.1. Partı́culas subatómicas Los experimentos con rayos catódicos (el tubo de los televisores convencionales) y la electrolisis condujeron al descubrimiento del electrón por Thomson en el año 1897. El electrón es una partı́cula cuya masa es aproximadamente mil ochocientas veces más ligera que el átomo de hidrógeno y con una carga eléctrica negativa calculada por Millikan en 1909. Este hallazgo es muy importante porque si los electrones son emitidos por el material que hace de cátodo o polo negativo, necesariamente deben salir del interior de los átomos y consiguientemente son una parte del átomo. De la misma manera Goldstein encontró el protón y en cuanto al neutrón ya se intuı́a su existencia, pero no fue detectado directamente hasta 1932 por Chadwick. Desde principios del sigo XX son conocidas la masa y la carga eléctrica de las tres partı́culas que constituyen los átomos de cualquier elemento, cuyos valores medidos en kg y en A·s (amperios segundo) vienen dados en la tabla (6.2), donde se ha incluido una nueva unidad llamada unidad de masa atómica que es muy parecida a la masa del protón y del neutrón. 91 92 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO Figura 6.1: Las columnas indican cómo se combinan los elementos con el oxı́geno y el hidrógeno, mientras que las filas indican un aumento de la masa atómica. Actualmente la masa atómica del átomo de hidrógeno es medible y su valor medido en kilogramos es: MH ' 1, 674 · 10−27 g ' 1 u (6.1) que también, y de forma aproximada, coincide con la unidad de masa atómica. Como la materia es eléctricamente neutra es necesario que la carga positiva del protón sea neutralizada por la presencia de un electrón que prácticamente no afecta a la masa. Este simple razonamiento permite afirmar que el átomo de hidrógeno está constituido por un protón y un eléctron. El segundo elemento más ligero es el helio que tiene una masa cuatro veces la del hidrógeno y además tiene dos electrones que implican la presencia de dos protones, y para alcanzar esa masa faltarı́an dos partı́culas de una masa parecida a la del protón pero sin carga, es decir el átomo de helio tendrá dos neutrones también. La masa de un átomo coincide aproximadamente (ligeramente inferior) con la suma de las masas de los protones, neutrones y electrones que lo constituyen. Se define número atómico (Z) de un elemento como el número de protones que tienen sus átomos, y el número másico (A) como la suma del número de protones y de neutrones (N ), ası́ que cualquier átomo cumple la siguiente relación: A=Z +N (6.2) La carga eléctrica de un átomo es nula porque coincide el número de cargas negativas con el de cargas positivas, el número de electrones es igual al de protones. 93 6.2. MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO partı́cula electrón protón neutrón masa (kg) 9, 10953 · 10−31 1, 67265 · 10−27 1, 67495 · 10−27 carga (A·s) −1, 6020 · 10−19 +1, 6020 · 10−19 0 unidad masa atómica (u) '0 '1 '1 Cuadro 6.1: Valores de la masa y carga eléctrica de las partı́culas subatómicas. También, de forma aroximada, se expresa la masa de las partı́culas en una nueva unidad de masa atómica cuyo valor es 1, 66056 · 10−27 kg. Ejemplo 1 El flúor tiene de número atómico 9 y de número másico 19, ¿cuántos protones, neutrones y electrones tiene? De las definiciones de número atómico y número másico se obtiene que: Z=9; N =9 A = 19 ; 9 + N = 19 ; N = 10 tiene 9 protones y 10 neutrones, y como el átomo es eléctricamente neutro debe tener 9 electrones. 6.2. Modelo nuclear del átomo Los experimentos realizados en 1911 por Rutherford permitieron conocer cómo estaban organizados los protones, neutrones y electrones en el interior de los átomos, unos resultados que confirman el modelo nuclear. Este modelo describe el átomo como un conjunto formado por dos partes perfectamente diferenciadas en cuanto al tamaño y a las partı́culas que alberga cada una de ellas. La interna tiene un tamaño reducido, del orden de 10−15 m, que contiene los protones y neutrones llamada núcleo atómico y la externa de un tamaño superior en cinco órdenes (10−10 m) llamada corteza atómica contiene los electrones. El núcleo atómico tiene prácticamente toda la masa del átomo y una carga eléctrica positiva, mientras que la corteza electrónica es ligera, vacı́a y de carga negativa. Es a partir de este modelo cuando se empieza a definir un elemento quı́mico como la sustancia simple cuyos átomos tienen el mismo número atómico, porque en la naturaleza existen átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de neutrones y por lo tanto diferente masa. Por ejemplo, una muestra de hidrógeno contiene un 99’985 % de átomos con una masa aproximada de 1 u, un 0’0015 % con una masa de 2 u y el 0’00013 una masa de 3u, la diferencia entre ellos estriba en el número de neutrones ya que el más abundante no tiene ningún neutrón, el segundo un neutrón y el más pesado dos neutrones. Por este motivo la masa atómica de cualquier elemento se toma como el valor medio de las masas atómicas de sus diferentes átomos teniendo en cuenta su abundancia en la naturaleza. Los átomos de un elemento con diferente masa reciben el nombre de isótopos de ese elemento. Por ejemplo el cloro se encuentra en la naturaleza formando dos isótopos: el isótopo de número másico 35 con una abundancia del 75,76 % y el isótopo de número másico 37 con el 24,24 %. 94 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO Figura 6.2: Si se representara con una esfera de 1 cm el núcleo de un átomo de hidrógeno, su electrón se localizarı́a en una esfera de 1 km, lo que da una idea del enorme vacı́o existente en el interior de dicho átomo. Ejemplo 2 Indica las partı́culas subatómicas del isótopo 14 del carbono, cuyo número atómico es 6. El número atómico Z es igual al número de protones que tiene el carbono en el núcleo o sea 6 protones, lo que implica que debe tener en su corteza 6 electrones. Al tratarse del isótopo 14 significa que su número másico A es igual a esa cantidad, y como se cumple que A=Z+N se obtiene que el número de neutrones que hay en el núcleo del carbono es de 8. Para informar del isótopo de un determinado elemento se escribe el sı́mbolo del elemento, el número másico como superı́ndice izquierda y el número atómico como subı́ndice izquierda: A (6.3) ZS donde S es el sı́mbolo del elemento, por ejemplo el isótopo 37 del cloro se representa por 37 17 Cl. La tabla periódica (6.3) queda ordenada en filas y columnas llamadas periodos y grupos, los grupos 1, 2, 17 y 18 reciben el nombre de elementos alcalinos, alcalino-térreos, halógenos y gases nobles, desde el grupo 3 al 10 son llamados metales de transición. Gillespie en sus libros de quı́mica afirma que ”...llegar a comprender cual es la forma del sistema periódico y cuales son sus posiciones, de al menos los primeros veinte elementos, es esencial para comprender la quı́mica”. Z 89 13 95 51 18 33 Sı́mbolo Ac Al Am Sb Ar As name Actinium Aluminium Americium Antimony Argon Arsenic nombre Actinio Aluminio Americio Antimonio Argón Arsénico masa atómica (u) [227] 26.981538 [243] 121.760 39.948 74.92160 95 6.2. MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO 85 16 At S Astatine Sulfur Astato Azufre [210] 32.065 56 4 97 83 107 5 35 Ba Be Bk Bi Bh B Br Barium Beryllium Berkelium Bismuth Bohrium Boron Bromine Bario Berilio Berkelio Bismuto Bohrio Boro Bromo 137.327 9.012182 [247] 208.98038 [264] 10.811 79.904 48 20 98 6 58 55 17 27 29 24 96 Cd Ca Cf C Ce Cs Cl Co Cu Cr Cm Cadmium Calcium Californium Carbon Cerium Caesium Chlorine Cobalt Copper Chromium Curium Cadmio Calcio Californio Carbono Cerio Cesio Cloro Cobalto Cobre Cromo Curio 112.411 40.078 [251] 12.0107 140.116 132.90545 35.453 58.933200 63.546 51.9961 [247] 110 66 105 Ds Dy Db Darmstadtium Dysprosium Dubnium Darmstadtio Disprosio Dubnio [281] 162.500 [262] 99 68 21 50 38 63 Es Er Sc Sn Sr Eu Einsteinium Erbium Scandium Tin Strontium Europium Einstenio Erbio Escandio Estaño Estroncio Europio [252] 167.259 44.955910 118.710 87.62 151.964 100 9 15 87 Fm F P Fr Fermium Fluorine Phosphorus Francium Fermio Flúor Fósforo Francio [257] 18.9984032 30.973761 [223] 64 31 32 Gd Ga Ge Gadolinium Gallium Germanium Gadolinio Galio Germanio 157.25 69.723 72.64 72 108 2 1 26 67 Hf Hs He H Fe Ho Hafnium Hassium Helium Hydrogen Iron Holmium Hafnio Hassio Helio Hidrógeno Hierro Holmio 178.49 [277] 4.002602 1.00794 55.845 164.93032 96 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO 49 77 In Ir Indium Iridium Indio Iridio 114.818 192.217 36 Kr Krypton Kripton 83.798 57 103 3 71 La Lr Li Lu Lanthanum Lawrencium Lithium Lutetium Lantano Laurencio Litio Lutecio 138.9055 [262] [6.941] 174.967 12 25 109 101 80 42 Mg Mn Mt Md Hg Mo Magnesium Manganese Meitnerium Mendelevium Mercury Molybdenum Magnesio Manganeso Meitnerio Mendelevio Mercurio Molibdeno 24.3050 54.938049 [268] [258] 200.59 95.94 60 10 93 41 28 7 102 Nd Ne Np Nb Ni N No Neodymium Neon Neptunium Niobium Nickel Nitroge Nobelium Neodimio Neón Neptunio Niobio Nı́quel Nitrógeno Nobelio 144.24 20.1797 [237] 92.90638 58.6934 14.0067 [259] 79 76 8 Au Os O Gold Osmium Oxygen Oro Osmio Oxı́geno 196.96655 190.23 15.9994 46 47 78 82 94 84 19 59 61 91 Pd Ag Pt Pb Pu Po K Pr Pm Pa Palladium Silver Platinum Lead Plutonium Polonium Potassium Praseodymium Promethium Protactinium Paladio Plata Platino Plomo Plutonio Polonio Potasio Praseodimio Prometeo Protactinio 106.42 107.8682 195.078 207.2 [244] [209] 39.0983 140.90765 [145] 231.03588 88 86 75 45 111 37 44 104 Ra Rn Re Rh Rg Rb Ru Rf Radium Radon Rhenium Rhodium Roentgenium Rubidium Ruthenium Rutherfordium Radio Radón Renio Rodio Roentgenio Rubidio Rutenio Rutherfordio [226] [222] 186.207 102.90550 [272] 85.4678 101.07 [261] 62 Sm Samarium Samario 150.36 97 6.3. MODELO DE CAPAS ELECTRÓNICAS. VALENCIA 106 34 14 11 Sg Se Si Na Seaborgium Selenium Silicon Sodium Seaborgio Selenio Silicio Sodio [266] 78.96 28.0855 22.989770 81 73 43 52 65 22 90 69 Tl Ta Tc Te Tb Ti Th Tm Thallium Tantalum Technetium Tellurium Terbium Titanium Thorium Thulium Talio Tántalo Tecnecio Teluro Terbio Titanio Torio Tulio 204.3833 180.9479 [98] 127.60 158.92534 47.867 232.0381 168.93421 112 116 118 114 92 Uub Uuh Uuo Uuq U Ununbium Ununhexium Ununoctium Ununquadium Uranium [285] [289] Uranio 238.02891 23 V Vanadium Vanadio 50.9415 74 W Tungsten Wolframio 183.84 54 Xe Xenon Xenón 131.293 53 70 39 I Yb Y Iodine Ytterbium Yttrium Yodo Yterbio Ytrio 126.90447 173.04 88.90585 30 Zn Zinc Zinc 65.409 40 Zr Zirconium Zirconio 91.224 Cuadro 6.3: Masas atómicas de los elementos ordenados alfabéticamente por su nombre en castellano, se incluye el nombre en inglés, sı́mbolo y número atómico. 6.3. Modelo de capas electrónicas. Valencia Los electrones de la corteza atómica son atraı́dos por el núcleo por la fuerza eléctrica, una fuerza que viene dada por una función (f) que disminuye proporcionalmente al cuadrado de la distancia entre ambas cargas: F = f( 1 ) r2 (6.4) De forma artificial o forzada los átomos son ionizados por diferentes métodos experimentales, ası́ que cuando se intenta extraer paulatinamente todos los electrones de un átomo da como resultado que en el caso de los elementos alcalinos es fácil extraer un electrón pero bastante más difı́cil extraer el segundo, en los 98 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO isótopo 6 Li 7 Li 12 C 13 C 19 F 23 Na 32 S 33 S 34 S 36 S masa (u) 6,01512 7,01603 12,00000 13,00336 18,99840 22,98977 31,97207 32,97207 33,96786 35,96710 número másico (A) 6 7 12 13 19 23 32 33 34 36 abundancia %) 7,42 92,58 98,892 1,108 100 100 95,02 0,76 4,22 0,014 Cuadro 6.2: Masa, número másico y abundancia en la naturaleza de algunos isótopos, cuyas masas atómicas son: litio 6,941, carbono 12,01, flúor 19, sodio 22,99 y azufre 32,06 u. Figura 6.3: Versión ”web”de la Tabla Periódica preparada por G. P. Moss Department of Chemistry, Queen Mary University of London, Mile End Road, London, E1 4NS, UK, http://www.chem.qmul.ac.uk/iupac/AtWt/table.html. Esta versión está basada en las recomendaciones de 1990 de la Commission on the Nomenclature of Inorganic Chemistry and published in IUPAC Nomenclature of Inorganic Chemistry. 6.3. MODELO DE CAPAS ELECTRÓNICAS. VALENCIA 99 Figura 6.4: La interacción entre el núcleo y los electrones más cercanos es más intensa que con los electrones más alejados. alcalino-térreos ocurre que los dos primeros se extraen con facilidad pero ya no el tercero, y ası́ sucesivamente ocurre en el resto de grupos. En esta facilidad o dificultad de arrancar electrones a los átomos se fundamenta el modelo de capas que distribuye a los electrones de la corteza atómica en capas alrededor del núcleo, coincidiendo el número de capas de un elemento con el periodo de la tabla periódica donde se encuentra. Figura 6.5: Cuanto más externa sea la capa, indicada por un valor creciente n, menos fuertemente son atraı́dos los electrones por el núcleo ya que se encuentra más alejado. El hidrógeno y el helio tienen ambos una capa electrónica, el primero de ellos contiene un electrón y el segundo dos. El litio pertenece al segundo periodo, tiene dos electrones en la capa más interna y un solo electrón en la exterior; de la misma manera el berilio, boro, carbono, nitrógeno, oxı́geno, flúor y neón, contienen dos electrones en la interna y dos, tres, cuatro, cinco, seis, siete y ocho en la externa, respectivamente. Los elementos del tercer periodo disponen de tres capas por eso el sodio tiene distribuidos sus once electrones ası́ 2 - 8 -1, es decir dos electrones en la capa más interna, ocho en la intemedia y uno en la externa; el resto de elementos del periodo van rellenando la capa más externa hasta ocho. El potasio que se encuentra en el cuarto periodo tiene sus electrones distribuidos ası́ 2 - 8 -8 -1. La configuración electrónica de un átomo consiste en la distribución de elec- 100 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO trones en las capas electrónicas; la tabla (6.4) muestra la configuración de los átomos de los veinte primeros elementos y se observa que los elementos de un mismo grupo presentan el mismo número de electrones en su capa más externa. Esa peridodicidad mostrada también en sus propiedades quı́micas relaciona la capacidad de reacción con el número de electrones en esa útlima capa electrónica. Dicho de otra manera, los electones de la capa más externa son los responsables del comportamiento quı́mico de los elementos. 1 2 3 4 1 H 1 Li 2-1 Na 2-8-1 K 2-8-8-1 2 Be 2-2 Mg 2-8-2 Ca 2-8-8-2 3-12 13 14 15 16 17 B 2-3 Al 2-8-3 C 2-4 Si 2-8-4 N 2-5 P 2-8-5 O 2-6 S 2-8-6 F 2-7 Cl 2-8-7 Cuadro 6.4: Configuraciones electrónicas de los veinte primeros elementos de la tabla periódica, el periodo indica el número de capas electrónicas, y se aprecia que la primera capa alberga dos electrones, la segunda ocho y la tercera ocho además los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de electrones de valencia en su capa de valencia. El término valencia sirve para designar la capacidad de reacción de un elemento con otros, por este motivo los electrones de la capa más externa se llaman electrones de valencia y a la capa más externa, capa de valencia. La valencia coincide con el número de átomos de hidrógeno con los que se combina un elemento; por ejemplo la valencia del oxı́geno en el agua es dos ya que un átomo de oxı́geno se combina con dos átomos de hidrógeno, o la valencia del nitrógeno en el amonı́aco es tres porque un átomo de nitrógeno se combina con tres átomos de hidrógeno. El modelo de capas permite justificar la afinidad de los elementos de un mismo grupo ya que todos ellos tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia. 6.4. Enlace quı́mico y estructuras de Lewis La existencia de combinaciones atómicas tan conocidas como el gas hidrógeno H2 , el agua H2 O, la sal común o cloruro de sodio N aCl presupone la existencia de una fuerza que una a los átomos entre sı́. Esta fuerza que se establece entre el núcleo atómico y los electrones de valencia es la responsable del enlace entre átomos. El enlace quı́mico es la fuerza eléctrica fruto de la interacción entre los electrones de valencia y los núcleos de los átomos de una combinación. Para el estudio del enlace quı́mico, Lewis propuso una estructura para representar los átomos de un elemento: el sı́mbolo rodeado de tantos puntos como electrones de valencia tenga. De esa manera estableció una relación simple entre la valencia y el número de electrones de la capa de valencia. 18 He 2 Ne 2-8 Ar 2-8-8 101 6.4. ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURAS DE LEWIS Grupo Número de electrones de la capa de valencia Valencia 1 1 2 2 13 3 14 4 15 5 16 6 17 7 18 8 1 2 3 Elemento del segundo periodo Fórmulas empı́ricas de algunos compuestos tı́picos Li· ·Be· ··B· LiCl BeCl2 BCl3 4 · ·C· · CCl4 3 ·· ·N · · NCl3 2 ·· ·O : · Cl2 O 1 ·· ·F : ·· FCl 0 ·· : Ne : ·· - Cuadro 6.5: Estructura de Lewis de los átomos de los elementos de los grupos principales. Esta relación junto con el hecho de que los gases nobles Ne y Ar tienen la capa de valencia con 8 electrones y como son elementos estables que no reaccionan prácticamente con ningún otro elemento, son la base de la regla del octeto: En la formación de un compuesto, un átomo tiende a ganar, perder o compartir electrones hasta completar con ocho su capa de valencia.. En otras palabras se configura como el gas noble más próximo, el cloro trata de obtener la configuración del argón ganando un electrón o el potasio también trata de configurarse como el argón perdiendo un electrón. 6.4.1. Compuestos iónicos Un átomo que pierde o gana electrones se convierte en un ión, si incrementa el número de electrones forma un anión o ión negativo, por contra cuando disminuye el número de electrones da lugar a un catión o ión positivo. Los elementos que se convierten en iones para conseguir una configuración de octeto en su capa de valencia dan lugar a combinaciones o compuestos iónicos. Los átomos de uno de los elementos pierden electrones convirtiéndose en cationes, mientras que los átomos del otro elemento los ganan transformándose en aniones. La fuerza eléctrica que aparece entre cationes y aniones permite enlazar los átomos entre sı́, dando lugar al enlace iónico. El sodio Na tiene la siguiente configuración electrónica 2, 8, 1, es decir 1 electrón en su capa de valencia, mientras que el cloro tiene 2, 8, 7 electrones, en su capa de valencia hay 7 electrones; en la formación de la sal cloruro de sodio NaCl el átomo de sodio pierde 1 electrón que lo gana el cloro, aparecen los cationes de N a+ y aniones cloruro Cl− , con ello el sodio adquiere la configuración del neón y el cloro la configuración del argón. Esta reacción representada mediante estructuras de Lewis serı́a: ·· ·· N a · + ·Cl : −→ (N a+ )( : Cl :− ) ·· ·· 102 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS La carga lı́mite para los iones monoatómicos casi nunca es mayor de +3 y -3. Los metales sólo forman iones positivos (cationes) Los no metales siempre forman iones negativos (aniones) Poseen puntos de fusión relativamente altos. Poseen un ordenamiento regular de iones positivos y negativos dispuestos en forma de red cristalina iónica. No existen moléculas separadas (discretas) de sustancias iónicas, por eso se consideran como unidades fórmula y no como fórmulas moleculares. Generalmente involucran a metales y no metales representativos. Son solubles en solventes polares como el agua. Fundidos o en solución conducen la corriente eléctrica. En la formación de combinaciones iónicas los elementos de los grupos principales forman frecuentemente los siguientes iones: Li+ N a+ K+ Rb+ Cs+ Be2+ M g 2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Al 3+ N 3− P 3− O2− S 2− F− Cl− Br− I− La valencia de un elemento que forma una combinación iónica coincide con la carga del ión, es decir que la carga del ión justifica la valencia que emanaba del modelo de capas. 6.4.2. Compuestos covalentes Cuando se trata de justificar las combinaciones entre no metales, como por ejemplo el gas cloro Cl2 , el enlace no puede estar basado en la formación de iones, por lo que para adquirir la configuración de octeto cabe la posibilidad de que los electrones sean compartidos, una sugerencia que hizo Lewis en 1916, formando un enlace covalente. Según esto los átomos de cloro darı́an lugar a una molécula de cloro con un par de electrones en la zona de enlace, uno perteneciente a cada átomo, situada entre ambos llamado par enlazante, además de los seis electrones que rodean a cada cloro que forman tres pares llamados no enlazantes o solitarios: ·· ·· · · ·· : Cl· + ·Cl : → : Cl : Cl : ·· ·· · · ·· 6.4. ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURAS DE LEWIS 103 La molécula de metano está formada por un átomo de carbono y cuatro de hidrógeno, el carbono dispone de cuatro electrones de valencia y le faltan otros cuatro para completar el octeto, que lo consigue compartiendo el electrón de cuatro átomos de hidrógeno, dando como resultado cuatro pares enlazantes, que se han representado por un guión que representa a los dos electrones de enlace: H H C H H La molécula de amonı́aco está formada por un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno, el nitrógeno puede compartir cinco electrones pero solamente le faltan tres para completar el octeto, por este motivo compartirá como máximo tres de sus electrones, el hidrógeno tiene un electrón de valencia y al compartirlo completa su capa de valencia (excpeción de la regla del octeto), resulta que se forman tres pares enlazantes entre el nitrógeno y el hidrógeno y queda un par solitario o no enlazante en el nitrógeno: H .. N H H La molécula de tetracloruro carbono contiene un átomo de carbono y cuatro de cloro, el carbono comparte sus cuatro electrones de valencia con un electrón de cuatro cloros, asñi el carbono se configura con el octeto completo y cada átomo de cloro también ya que al tener siete electrones de valencia sólamente necesitan compartir uno de ellos, resulta entonces que aparecen cuatro pares enlazantes y tres pares no enlazantes por cada cloro: .. :Cl: .. .. :Cl Cl: C .. .. :Cl: .. La valencia de los no metales en las combinaciones covalentes coincide con el número de electrones que faltan para completar con ocho la capa de valencia; es decir es igual a 8 menos el número de electrones de la capa de valencia. Existen excepciones por defecto a la regla del octeto, una obvia es la del hidrógeno que sólo puede alcanzar dos electrones en su capa de valencia. Otra excepción la constituye el boro, por ejemplo en sus combinaciones con el fluor y cloro, BF3 y BCl3 , solo alcanza los seis electrones en su capa de valencia. Una excepción por exceso a dicha regla la constituye, por ejemplo, el fósforo en la combinación P Cl5 ya que el fósforo tiene 10 electrones en su capa de valencia (cinco que tenı́a como átomo aislado y cinco que comparte con los átomos de cloro). 104 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO .. :F .. .. F: .. B :F: .. Cabe la posibilidad también que se forme más de un par enlazante con el objeto de completar la capa de valencia con ocho electrones, apareciendo de esta manera enlaces dobles y triples. Ejemplos de compuestos con enlaces múltiples son el dióxido de carbono, eteno, etino y el nitrógeno entre los más conocidos: :O: H H C TT :O: H C C TT H TT H C C :N TT H N: 6.5. EJERCICIOS 6.5. 105 Ejercicios 1. Calcula la masa de un átomo de helio con los valores de las partı́culas subatómicas expresados en kg en la tabla (6.1). (R:6, 7 · 10−27 kg) 2. Calcula el número de átomos de He que contiene un recipiente con 4 g de este gas. (R: 6 · 1023 átomos) 3. Al considerar que la masa de un átomo de H es uno se deduce que la de la molécula del gas hidrógeno H2 es de 2 u. Si la equivalencia entre la unidad de masa atómica y el kg es de 1, 66 · 10−27 kg/u calcula las moléculas que hay en 2 g de este gas. (R: 6 · 1023 moléculas) 4. Define número másico, número atómico, isótopo y masa atómica. Establece sus relaciones. 5. Indica las partı́culas subatómicas que constituyen los siguientes isótopos: 14 37 7 6 C, 17 Cl y 3 Li. 6. Calcula el tamaño del núcleo del átomo de hidrógeno si el electrón se pudiera mover en una esfera de radio igual a la distancia Buñol-Valencia. 7. La densidad de un cuerpo es el cociente entre su masa y el volumen que ocupa, calcula la densidad del átomo de hidrógeno y la de su núcleo. (R: 320 kg/m3 , 3, 2 · 1018 kg/m3 ) 8. Indica el número atómico, grupo y periodo del potasio. 9. Averigua qué elemento tiene de número atómico 17 y localiza el periodo y grupo al que perenece. 10. Escribe la configuración electrónica del elemento número 13. 11. Averigua qué elemento tiene la siguiente configuración 2-8-1 y localiza el periodo y grupo al que pertenece. 12. Escribe la estructura de Lewis de los elementos del tercer periodo. 13. Relaciona el número de electrones de la capa de valencia con la valencia de los elementos. 14. Escribe la estructura de Lewis de los iones que forman los metales alcalinotérreos. 15. Escribe la estructura de Lewis de los iones que forman los elementos del grupo 16. 16. Averigua la posible formación de una combinación iónica entre el sodio y el cloro. Identifica los iones en los que se transforman cada elemento. 17. Idem entre el sodio y el azufre. Identifica los iones en los que se transforman cada elemento. 18. Idem entre el aluminio y el oxı́geno. Identifica los iones en los que se transforman cada elemento. 106 CAPÍTULO 6. CONSTITUCIÓN ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO 19. Idem entre el calcio y el oxı́geno. Identifica los iones en los que se transforman cada elemento. 20. Averigua la posible formación de una combinación covalente entre el cloro y el hidrógeno. Identifica los pares enlazantes y solitarios existentes. 21. Idem entre el carbono y el hidrógeno. Identifica los pares enlazantes y solitarios existentes. 22. Idem entre el flúor y el boro. Identifica los pares enlazantes y solitarios existentes. 23. Idem entre el nitrógeno y el hidrógeno. Identifica los pares enlazantes y solitarios existentes.
