Segunda semana del primer periodo grado séptimo

Niels Bohr (1885-1962)

El científico danés Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico, al que denominó modelo atómico de capas, basándose en el de Rutherford, que superaba los inconvenientes del modelo anterior y permitia explicar el espectro de emisión del atómo de hidrógeno.

 

Postuló que el electrón gira en torno al núcleo en ciertas órbitas, en las cuales ni absorbe ni emite energía. se llaman órbitas estacionarias. En casa órbita, el electrón tiene un valor determinado de energía, que es mayor cuando más alejado se encuentra del núcelo. Cuando un electrón pasa de una órbita de mayor energía a otra de menor energía, emite radiación electromagnética, cuya energía es igual a la diferencia de energía entre las dos órbitas.

 

Los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una capacidad limitada:

 

El primer nivel es el más cercano al núcleo, en el se pueden albergar hasta dos electrones.

 

En el segundo nivel se pueden albergar hasta ocho electrones.

 

En el tercer nivel se pueden albergar hasta dieciocho electrones.

 

En el cuarto nivel se pueden albergar hasta treinta y dos electrones.

 

Los electrones se disponen ocupando los niveles de menor energía posible que estén libres.

 

Vamos a definir los conceptos de número atómico y número másico.

 

Número atómico (Z)

Es el número de protones que contiene un atómo. Es lo que nos define la naturaleza química de un elemento. Los átomos al ser eléctricamente neutros, tienen  el mismo número de protones y electrones.

Número masico (A)

Es la suma de neutrones y protones del núcleo (nucleones). Sí N es el número de neutrones, la relación entre estos sería:

A= Z+N

Primera semana del primer periodo grado séptimo

La Química

Se entiende por química como la ciencia que estudia los cambios que puede sufir la materia y la energía, estos pueden ser: físicos, se alteran algunas propiedades pero no cambia la sustancia; químicos, se transforma la naturaleza de las sustancias que intervienen; y nucleares, algunos elementos químicos se transforman en otros.

 

La química estudia la constitución, propiedades y transformaciones de la materia. Los cambios químicos consisten en la descomposición de las moléculas, o de los cristales, en sus átomos constituyentes, y en la nueva unión de estos para formar otras molécukas o cristales diferentes.

 

El átomo

En la antigua Grecia dos concepciones compitieron por dar una interpretación racional a cómo estaba formada la materia. Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pequeñas partículas invisibles, llamadas átomos. Entre los átomos habría vacío. Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según la cual toda la materia estaría formada por la combinación de cuatro elementos: aire agua, tierra y fuego.

Aristóteles

Demócrito

Modelos atómicos

Un modelo atómico es una representación estructural que busca explicar el comportamiento y las propiedades que puede tener un átomo y por ende, la materia. A continuación, veremos los primeros modelos atómicos:

John Dalton (1766-1844)

 

John Dalton fue un naturalista, matemático, químico y meteorólogo que en 1808 recupera la teoria atómica de Demócrito y considera que los átomos (partículas invisibles) eran los constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los compuestos.

 

William Thomson (Lord Kelvin) (1824-1907)

 

Fue un físico y matemático que en el año 1897, al descubrir el electrón y constatar que se encontraban en cualquir sustancia, demuestra que los átomos no son invisibles, y elaboró un modelo de átomo formado por "materia" positiva que tenía incrustados los electrones con carga negativa.

Ernest Rutherford (1871-1937)

 

Fue un físico que ideó un experimento con el objeto de comprobar la validez del modelo de Thomson, en el que borbandeó una lámina de oro muy fina con partículas 𝛂, con una masa cuatro veces mayor que la de un átomo de hidrógeno y una carga doble que la del electrón, pero positiva.

Resultados de la experiencia:

1- La mayor parte de las partículas 𝛂 atravesaban la lámina sin desviarser. 

2- Algunas partículas sufrían desviaciones.

3- Raras veces, alguna partícula rebotaba y volvia hacia atrás.

La interpretación dada por Rutherford fue la siguiente: Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no deberían bsebarse desviaciones ni rebotes de las partículas incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin desviarse.

Para que las partículas se desvien deben encontrar en su trayectoria una zona (núcleo) en la que se concntre la carga de signo positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las partículas 𝛂.

La zona en la que se encuentra la masa y la carga positiva debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo, por lo tanto, los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.

El modelo atómico de Rutherford también llamado modelo nuclear, se contemplan dos partes, el núcleo y la corteza.

El nucleo es muy pequeño, está formado por protones y neutrones. En el se encuentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo.

La corteza, constituida por los electrones del átomo, girando alrededor del núcleo y a gran distancia. Tiene una masa muy pequeña y en ella se encuentra toda la carga negativa.

Primera semana del cuarta periodo grado séptimo

Notación de Lewis

 

Modelando y entendiendo

Tú ya sabes que los átomos de los elementos químicos tienen en su última capa energética a los llamados electrones de valencia. Estos electrones son los responsables de los enlaces químicos, a través de los cuales los elementos buscan lograr el equilibrio completando su última capa de valencia, de modo que alcancen la configuración electrónica del gas noble más cercano, que suele tener 8 electrones en su capa de valencia, salvo algunas excepciones que veremos más adelante. 

 

Sin embargo, cuando vemos una fórmula química, no necesariamente entendemos el tipo de interacción entre sus átomos, a menos que ya la conozcamos de antemano.

Por ejemplo:

 

$C{H}^4$C, H, start subscript, 4, end subscript ó
$C_2{H}_6$

​C, start subscript, 2, end subscript, H, start subscript, 6, end subscript

A simple vista, no entendemos dónde y cómo se comparten sus electrones. 

 

Fue Gilbert Newton Lewis quien diseñó y presentó a la comunidad científica en 1916, un modelo sencillo para representar iones y compuestos químicos. Su manera de representar los enlaces dentro de las moléculas, indican el orden de los átomos en el espacio y nos permite saber cuántos electrones de valencia interactúan, formando enlaces simples, dobles o triples.

Puntos y rayas

Para representar átomos, la notación de Lewis indica que debemos mostrar el número de electrones de valencia de manera explícita, rodeando el símbolo del elemento, de esta manera:

 

El Hidrógeno presenta un sólo electrón de valencia, mientras que el Carbono tiene $4$4.

 

Por tanto, es relativamente sencillo representar los pares de electrones compartidos y la capa de valencia del átomo de Carbono en el metano y el etano. Uniendo los átomos enlazados y pareando los electrones de valencia, tenemos:

 

Como puedes notar, cada par compartido de electrones representa un enlace. Con esta representación, somos capaces de observar, a primera vista, qué átomos están unidos entre sí, por lo que podemos ver la estructura de la fórmula. También nos permite contar fácilmente el número de electrones de la capa de valencia de cada átomo en la molécula.

 

De los ejemplos dados, podemos ver cómo los átomos de hidrógeno y carbono completan su capa de valencia, $8$8 para cada carbono y $2$ para cada hidrógeno, elemento que busca tener la configuración electrónica del gas noble helio y por eso le bastan $2$2 electrones en su capa de valencia.

 

Sin embargo, mientras más grande es una molécula y más complejos son sus enlaces, es más sencillo usar otra representación para estos, en lugar de la representación de dos puntos pareados. En vez de los dos puntos se coloca un segmento de recta. Asimismo, dos y tres segmentos paralelos representarán dobles y triples enlaces, respectivamente, de la siguiente manera: 

Etanol

Dióxido de carbono

Reglas para la notación de Lewis

Para representar moléculas según la notación de Lewis, existen reglas a seguir:

1. Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula.
    
2. Debemos elegir el átomo central, buscando al que sea menos electronegativo. La excepción a esta regla es el hidrógeno, ya que este sólo puede tener dos electrones rodeándolo.
    
3. Dibujar al átomo central con sus electrones de valencia alrededor. Tomar en cuenta la carga, en el caso de tratarse de un ión.
    
4. Dibujar el resto de los átomos rodeando al átomo central, con un electrón de valencia del átomo central pareado con un electrón de valencia del átomo secundario.
    
5. Contar el número de electrones alrededor de cada átomo. Éstos deben cumplir la regla del octeto, quiere decir que deben tener ocho electrones de valencia rodeándolos. Esta regla no aplica para el hidrógeno, litio y berilio, los que deben estar rodeados por dos electrones (regla del dueto).
    
6. No siempre se puede cumplir estas reglas con enlaces simples, es en estos casos que se van agregando enlaces dobles o triples a la molécula.

Veamos algunos ejemplos

Escribir la notación de Lewis para el trifluoruro de nitrógeno ($NF_3$):

1. Escogemos el átomo central: El nitrógeno es menos electronegativo que el flúor, por lo que se considera como el átomo central.
    
2. Contamos los electrones de valencia: el nitrógeno se encuentra en el grupo V A, por lo que tiene $5$ electrones de valencia. El fluor pertenece al grupo VII A, tiene entonces, $7$7 electrones de valencia.
    
3. Dibujamos el nitrógeno al centro de la molécula, los átomos de flúor a su alrededor y pareamos los electrones libres. Cada átomo debe tener ocho electrones alrededor. De esta manera:
   

Veamos otro ejemplo:

Determinar la notación de Lewis para el ácido cianhídrico ($HCN$H, C, N):

1. En esta molécula, el carbono es el átomo menos electronegativo (recuerda que el hidrógeno nunca puede ser el átomo central), por lo que lo escogemos sobre el nitrógeno.
    
2. Contamos los electrones de valencia para cada elemento: hidrógeno, grupo I A: $1$1 electrón de valencia; carbono grupo IV A: $4$4 electrones de valencia; nitrógeno, grupo V A: $5$5 electrones de valencia.
    
3. Dibujamos al carbono al centro, con el hidrógeno y el nitrógeno alrededor. Vemos que con enlaces simples no se completa la regla del octeto. Seguimos pareando electrones hasta completar la regla del octeto, con esto obtenemos:
   
   

Quinta semana del tercer periodo grado séptimo

Enlace covalente

Otra manera como los átomos se vuelven más estables es al compartir electrones (en lugar de ganarlos o perderlos por completo), formando así enlaces covalentes. Estos enlaces son más comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos y en la mayoría de los alimentos.

Ácido cítrico

Por ejemplo, los enlaces iónicos son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en el carbono, como nuestro ADN y proteínas. También hay enlaces covalentes en moléculas inorgánicas más pequeñas, tales como H₂O, CO₂ y O₂. Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Entre más electrones compartan dos átomos, más fuerte será el enlace.

Como ejemplo de enlace covalente, examinemos el agua. Una sola molécula de agua, $$$$$\text{<span style="line-height: 115\%;">H₂O</span>}$, está compuesta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno y el oxígeno comparte uno de sus electrones con cada hidrógeno:

Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, y le dan a cada átomo algo que se parece a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, y ocho para él O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que serían los átomos que la componen por sí solos.

Enlaces covalentes polares

Hay dos tipos principales de enlaces covalentes: polar y no polar. En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ–) en distintas partes de la molécula.

En una molécula de agua (arriba), el enlace que une al oxígeno con cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga parcialmente negativa (tiene una densidad de electrones alta), mientras que los hidrógenos llevan cargas parcialmente positivas (tienen una densidad electrónica baja).

En general, la electronegatividad relativa de los dos átomos en un enlace, es decir su tendencia a acaparar los electrones compartidos, determinará si el enlace es polar o no polar. Siempre que un elemento sea significativamente más electronegativo que otro, el enlace entre ellos será polar; esto significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa. 

Enlaces covalentes no polares

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular (O₂) no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno.

Otro ejemplo de enlace covalente no polar puede encontrarse en el metano (${\text{CH}}_{\mathrm{₄}}$). El carbono tiene cuatro electrones en su capa exterior y requiere cuatro más para volverse un octeto estable. Los consigue al compartir electrones con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales le provee de un electrón. Del mismo modo, los átomos de hidrógeno necesitan un electrón adicional cada uno para llenar su capa más externa, los cuales reciben en forma de electrones compartidos del carbono. Aunque el carbono y el hidrógeno no tienen exactamente la misma electronegatividad, son bastante similares, así que los enlaces carbono-hidrógeno se consideran no polares.

Cuarta semana del tercer periodo grado séptimo

Tercera semana del tercer periodo grado séptimo

Los iones y los enlaces iónicos

Algunos átomos se vuelven más estables al ganar o perder un electrón completo (o varios electrones). Cuando lo hacen, los átomos forman iones, o partículas cargadas. El ganar o perder electrones le puede dar a un átomo una capa electrónica externa llena y hacer que sea energéticamente más estable.

La formación de iones

Los iones pueden ser de dos tipos. Los cationes son iones positivos que se forman al perder electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio pierde un electrón para convertirse en un catión sodio, ${\text{Na}}^{+}$start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscr. Los iones negativos se forman al ganar electrones y se llaman aniones. Los aniones reciben nombres que terminan en "-uro"; por ejemplo, el anión del cloro ${\text{Cl}}^{-}$start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscri se llama cloruro.

Cuando un átomo pierde un electrón y otro átomo gana un electrón, el proceso se conoce como transferencia de electrones. Los átomos de sodio y de cloro son un buen ejemplo de transferencia de electrones.

El sodio (Na) solo tiene un electrón en su capa electrónica externa, por lo que es más fácil (más electrónicamente estable) que el sodio done ese electrón a que encuentre siete electrónes más para llenar su capa externa. Debido a esto, el sodio tiende a perder su único electrón y formar Na${}^{+}$start superscript, plus, end superscript.

Por otra parte, el cloro (Cl), tiene siete electrones en su capa externa. En este caso, es más fácil para el cloro ganar un electrón que perder siete, entonces tiende a tomar un electrón y contertirse en Cl${}^{-}$.

Cuando se combinan el sodio y el cloro, el sodio donará su electrón para vaciar su capa más externa, y el cloro aceptará ese electrón para llenar la suya. Ahora ambos iones satisfacen la regla del octeto y tienen capas externas completas. Dado que el número de electrones ya no es igual al número de protones, cada átomo se ha convertido en un ion y tiene una carga +1 (Na${}^{+}$start superscript, plus, end superscrip) o –1 (Cl${}^{-}$start superscript, minus, end superscrip).

En general, un átomo debe perder un electrón al mismo tiempo que otro átomo gana un electrón: para que un átomo de sodio pierda un electrón, necesita tener un receptor adecuado como un átomo de cloro.

La formación de un enlace iónico

Los enlaces iónicos son enlaces que se forman entre iones con cargas opuestas. Por ejemplo, los iones sodio cargados positivamente y los iones cloruro cargados negativamente se atraen entre sí para formar cloruro de sodio o sal de mesa. La sal de mesa, al igual que muchos compuestos iónicos, no se compone solo de un ion sodio y un ion de cloruro; por el contrario, contiene muchos iones acomodados en un patrón tridimensional predecible y repetido (un cristal).${}^{\mathrm{}}$rt superscript, 1, end superscript

En la fisiología, ciertos iones se conocen como electrolitos (como sodio, potasio y calcio). Estos iones son necesarios para la conducción de impulsos nerviosos, la contracción muscular y el equilibrio de agua. Muchas bebidas deportivas y suplementos dietéticos proporcionan iones para reponer aquellos que se pierden durante el ejercicio por la sudoración.

Segunda semana del tercer periodo grado séptimo

Enlace iónico

Se entiende por enlace iónico o enlace electrovalente como uno de los mecanismos de unión química, que se da generalmente entre átomos metálicos y no metálicos, fusionados debido a la transferencia permanente de electrones, y produciendo así una molécula cargada electromagnéticamente, conocida como ion. 

La transferencia electrónica en el enlace iónico se da siempre desde los átomos metálicos hacia los no metálicos, o en todo caso, desde los más electronegativos hacia los menos. Esto se debe a que la juntura se produce por atracción entre partículas de distinto signo, cuya variación en el coeficiente de electronegatividad sea mayor o igual a 1,7 en la escala de Pauling.

 Los iones no poseen un polo positivo y otro negativo, sino que en ellos predomina por entero una sola carga. Así, tendremos cationes cuando se trate de una carga positiva (+) y tendremos aniones cuando se trate de una negativa (-).

Características 

Es un enlace fuerte: Dependiendo de la naturaleza de los iones, la fuerza de esta unión atómica puede ser muy intensa, por lo que la estructura de estos compuestos tiende a formar redes cristalinas muy resistentes. 

Suele producir sólidos: A temperaturas y rangos de presión normales, suelen producir compuestos de estructura molecular cúbica y rígida, cristalina, dando origen así a sales. Existen líquidos iónicos, también, o “sales derretidas”, que son poco frecuentes pero sumamente útiles. 

Sal de mesa

Posee un alto punto de fusión: Tanto el punto de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) como el de ebullición de estos compuestos suele ser muy alto, pues se requiere grandes cantidades de energía para romper la atracción eléctrica entre los átomos. 

Solubilidad en agua: La mayoría de las sales obtenidas de este modo son solubles en agua y otras soluciones acuosas que presenten un dipolo eléctrico (polos positivo y negativo). 

Conducción eléctrica: En su estado sólido no son buenos conductores de electricidad, dado que los iones ocupan posiciones muy fijas en una red eléctrica. En cambio, una vez disueltos en agua o en solución acuosa, se tornan eficaces conductores de la electricidad dado que contienen partículas móviles con carga (iones). 

Mar muerto en Jordania

Selectividad: Los enlaces iónicos pueden darse únicamente entre metales de los grupos I y II de la Tabla periódica, y los no metales de los grupos VI y VII.