estructura atÓmica molecular
TRANSCRIPT
ESTRUCTURA ATÓMICA MOLECULARESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
ENLACE QUÍMICO
1.- ESTRUCTURA ATÓMICA MOLECULAR
1.1.- POSTULADOS DE DALTON:
Propuso que los compuestos estaban formados por la
combinación de átomos de elementos diferentes en proporciones
definidas por números enteros pequeños, también sugiere que los
átomos se diferencian entre sí en tamaño forma y otras
propiedades. Explicaba que todos los átomos del mismo elemento
eran exactamente iguales, pero sus cualidades variaban de un
elemento a otro. Dalton permitió la creación de la química como
ciencia exacta y matemática. Afirmaba, por ejemplo, que los átomos
del elemento hidrógeno eran los más livianos que existían, y que el
peso de un átomo de hidrógeno era la dieciseisava parte del de un
átomo del elemento oxígeno.
1.2.- LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA:
Ley que afirma que en un sistema cerrado que experimenta un
proceso físico, determinadas cantidades medibles permanecen
constantes. Muchos consideran las leyes de conservación como las
leyes físicas más importantes. En el siglo XVIII, el químico francés
Antoine Lavoisier fue el primero en formular una de estas leyes, la
ley de conservación de la materia o masa.
1.3.- HECHOS EXPERIMENTALES QUE PERMITIERON EVIDENCIAR LA DIVISIBILIDAD DEL ÁTOMO:
1
― Electrificación por frotamiento: El primer fenómeno
eléctrico artificial que se observó fue la propiedad que
presentan algunas sustancias resinosas como el ámbar, que
adquieren una carga negativa al ser frotadas con una piel o
un trapo de lana, tras lo cual atraen objetos pequeños. Un
cuerpo así tiene un exceso de electrones. Una varilla de
vidrio frotada con seda tiene una capacidad similar para
atraer objetos no cargados, y atrae los cuerpos cargados
― Electrólisis: Fenómeno químico que trata de la relación entre
las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la
conversión de la energía química en eléctrica y viceversa.
1.4.- PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO:
― Electrón: Tipo de partícula elemental de carga negativa que
forma parte de la familia de los leptones y que, junto con los
protones y los neutrones, forma los átomos y las moléculas.
Los electrones están presentes en todos los átomos y cuando
son arrancados del átomo se llaman electrones libres.
― Protón: Partícula nuclear con carga positiva igual en
magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el
neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos. Al
protón y al neutrón se les denomina también nucleones.
― Neutrón: Partícula sin carga que constituye una de las
partículas fundamentales que componen la materia.
1.5.- CARGA Y MASA DEL:
2
― Electrón: La carga del electrón: 1,602 × 10-19 culombios;
su masa en reposo es 9,109 × 10-31 kg.
― Protón: La masa de un protón es de 1,6726 × 10-27 kg,
aproximadamente 1.836 veces la del electrón. Su carga
1836 + e
― Neutrón: La masa de un neutrón es de 1,675 × 10-27 kg,
aproximadamente un 0,125% mayor que la del protón. La
carga eléctrica del neutrón es nula y la mayoría de los
detectores de partículas sólo registran las partículas
cargadas.
1.6.- EXPERIMENTO DE THOMPSON:
El experimento realizado por Joseph John Thompson en 1895
midió la relación entre la carga q y la masa m de las partículas de los
rayos catódicos.
1.7.- EXPERIMENTO DE MILLIKAN:
Millikan se concentró en el comportamiento de gotas
individuales de aceite al ser expuestas al efecto combinado de la
gravedad y el campo eléctrico. Los resultados mostraron que, si bien
la carga inicial de cada gotita observada era enorme comparada con
lo reportado por Thompson y su grupo, ésta fluctuaba de una a otra
(para la misma gotita) en pasos discretos. Pronto se dio cuenta de
que estas diferencias eran múltiplos pequeños de una misma carga,
aparentemente debidas a la pérdida o ganancia de algunos
electrones por interacción con el medio en su trayecto.
1.8.- MODELOS ATÓMICOS DE THOMPSON Y RUTHERFORD:
3
Introducen la idea de que el átomo puede dividirse en las
llamadas partículas fundamentales:
― Electrones, con carga eléctrica negativa
― Protones, con carga eléctrica positiva
― Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho
mayor que la de electrones y protones.
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga
eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como
pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía).
En 1911, Rutherford propuso una visión revolucionaria del
átomo. Sugirió que el átomo consistía de un pequeño y denso núcleo
de partículas cargadas positivamente en el centro (o núcleo) del
átomo, rodeado de un remolino de electrones. El núcleo era tan
denso que las partículas alpha rebotaban en el, pero el electrón era
tan pequeño, y se extendía a tan grande distancia que las partículas
alpha atravesaban directamente esta área del átomo. El átomo de
Rutherford se parecía a un pequeño sistema solar con el núcleo
cargado positivamente siempre en el centro y con los electrones
girando alrededor del núcleo.
Las partículas cargadas positivamente en el núcleo del átomo
fueron denominadas protones. Los protones contienen un número
igual de cargas, pero opuesto, a los electrones. Sin embargo los
protones son mucho más grandes y pesados que los electrones.
2.- ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
4
2.1.- TEORÍA CUÁNTICA:
Teoría física basada en la utilización del concepto de unidad
cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas
subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las
bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck,
que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber
energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.
2.2.- TEORÍA ONDULATORIA:
Propugnada por Christian Huygens en el año 1678, describe y explica lo
que hoy se considera como leyes de reflexión y refracción. Define a la luz como un
movimiento ondulatorio semejante al que se produce con el sonido.
2.3.- MODELO ATÓMICO DE BÖHR:
Este modelo establecía los siguientes postulados:
1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de
movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada
uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y
definida.
2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no
irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o
desprendía energía.
3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía
siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
5
4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran
aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v ·
r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.
2.4.- ORBITALES ATÓMICOS:
La región en el espacio en la que es probable que se encuentre
un electrón se denomina orbital. Hay diferentes tipos de orbitales,
con tamaño y formas diferentes, y que están dispuestos en torno al
núcleo de maneras específicas. El tipo particular de orbital que
ocupa un electrón depende de su energía.
2.5.- NÚMERO CUÁNTICO:
El primer número cuántico n (llamado a veces número cuántico
principal) corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos
o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se
tiene el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en
espectroscopía de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,...
El segundo número cuántico l corresponde al momento angular
del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y
por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. A estos
subniveles, por razones históricas, se les asigna una letra, y hacen
referencia al tipo de orbital (s, p, d, f): Los valores que puede tomar l
son: 0,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal.
El tercer número cuántico, ml representa el número de
orbitales que contiene el subnivel y puede tomar los valores desde -l
a l, habiendo por lo tanto un total de 2l+1 estados posibles.
6
2.6.- ESTADO ATÓMICO EXCITADO:
El estado excitado se presenta cuando un átomo o molécula
excitada por reemisión de la energía absorbida en forma de fotones,
Cuando un átomo o molécula absorbe energía, ocurre una transición
electrónica desde un estado fundamental a un estado excitado, con
una nueva configuración electrónica. Cuando una molécula es
excitada, los electrones pueden acceder a orbitales moleculares
desocupados de más alta energía, y de acuerdo a las diferentes
configuraciones posibles, diversos estados excitados pueden ser
formados.
2.7.- ESTADO ATÓMICO BASAL:
El estado basal ser presenta cuando el carbono en su estado excitado no posee en
su capa periférica más de tres electrones, cuyos orbitales son equivalentes y apuntan a
tres direcciones mutuamente perpendiculares.
2.8.- ISÓTOPO – ISÓBARO:
― Isótopo: Una de las dos o más variedades de un átomo
que tienen el mismo número atómico, constituyendo por
tanto el mismo elemento, pero que difieren en su número
másico.
― Isóbaros: Átomos que, a pesar de presentar diferentes
números atómicos, tiene masas iguales. De propiedades
químicas y elementos químicos también diferentes.
2.9.- ELECTRONES DE VALENCIA:
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son
atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden
7
interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los
electrones del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o
más núcleos, a éstos se les llama electrones de valencia. El número
de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su
familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua
numeración romana.
2.10.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
La configuración electrónica es el modo en el cual los
electrones están ordenados en un átomo.
3.- ENLACE QUÍMICO
3.1.- ENLACE QUÍMICO Y SUS TIPOS:
Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que
el número de cargas positivas del primero es igual al número de
electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza
electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman
los llamados iones.
Enlace Covalente:
El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número
de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo,
tiene un electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando
dos átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos
electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el número 18 del argón
(cl:cl).
Enlace Iónico:
8
Enlace formado con base en las fuerzas electrostáticas que existen entre
iones con carga opuesta. Los iones se forman a partir de átomos por
transferencia de uno o más electrones.
3.2.- ELECTRONEGATIVIDAD:
A fin de predecir si un enlace covalente va a ser polar se recurre a la
comparación de las electronegatividades de los átomos que forman el enlace. La
electronegatividad se define como la tendencia del núcleo atómico a la atracción de
electrones.
3.3.- LONGITUD DE ENLACE:
Es la distancia entre los átomos correspondiente al mínimo energético.
3.4.- ENERGÍA DE ENLACE:
Es la energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en
estado gaseoso fundamental.
CONCLUSIÓN
Queda demostrado con el informe anterior que los científicos
creyeron alguna vez que los átomos eran estructuras simples
formadas por sólo tres partículas fundamentales: electrones,
protones y neutrones. Sin embargo el estudio hemos observado por
lo antes descrito, que cuando un neutrón se descompone en un
protón, se libera un electrón (descomposición beta).
9
Es así que en las páginas anteriores hemos observado como los
científicos se vieron enfrentados a un desconcertante grupo de
partículas subatómicas, La combinación de las herramientas del
análisis y la síntesis cobró fuerzas en la última década del siglo XIX
y ya en el siglo XX quedó demostrado el infinito poder de este sector
del conocimiento cuando ante las demandas de la época se edificaron
estructuras que superan por sus propiedades a aquellas que se han
producido por los procesos naturales. Se descubrieron nuevos tipos
de radiación como los rayos gamma y se descubrió que los elementos
radioactivos emitían radiación mientras se iban convirtiendo
paulatinamente en otras sustancias, se podría decir que sería como
una versión moderna de la transmutación.
Numerosos autores han resaltado la posición central que ocupa
la Química en el desarrollo del conocimiento científico y cómo en el
marco de su proceso de construcción surge paralelamente una
integración dialéctica con otras ciencias naturales que da pie a la
aparición de los ámbitos de la Física-Química, la Bioquímica, y más
recientemente la Química Ambiental.
Además de su aspecto fundamental, podemos concluir que
conocer los principios sobre los que los elementos químicos se han
distribuido en nuestro entorno a lo largo de la historia de nuestro
planeta tiene importantes repercusiones en cuanto al estudio de la
obtención de los elementos químicos se refiere, así como a aspectos
económicos y de disponibilidad.
BIBLIOGRAFÍA
10
ASIMOV I. (1987): Enciclopedia Biográfica De Ciencia Y Tecnología, T.4. Editorial
Alianza. Colombia.
Enciclopedia Encarta (2004). Historia de la Ciencia.
Garrita, Andoni y Chamizo, José Antonio (1994). Química Ciencia Central.
Ediciones Valparaíso, Chile.
IZQUIERDO, M.C. Peral F., De La Plaza M.A. y Troitiño M.D. (2002), Evolución
Histórica De Los Principios De La Química, UNED, Madrid.
PONS MUZZO Gastón (1990) “Fisicoquímica” Editorial UNMSM Sexta Edición
Impreso en Lima-Perú.
INTRODUCCIÓN
11
Podría decirse que la química es la ciencia de las transformaciones de la
materia. Durante un cambio químico, la apariencia de las cosas se modifica de manera
radical. Por ejemplo, parece mentira que a partir de un metal muy activo (el sodio) y un
gas tóxico verdoso (el cloro) se obtenga la sal con la que condimentamos los alimentos.
Tampoco el leño que se mete a la hoguera en nada se parece a las cenizas que se
recogen y a los gases que se producen durante su combustión.
Esa magia del cambio químico ha fascinado a la especie humana durante siglos.
Es suficiente imaginar la cara de los primeros humanoides al ver el oscilante e
inexplicable fuego durante una combustión, o la de quien por primera vez logró
transformar las piedras ¡en lustrosos metales! También debió ser espectacular el
descubrimiento alquímico del mercurio. Basta calentar el mineral rojizo llamado
cinabrio para ver cómo se empiezan a condensar las gotas de este bello metal líquido.
El dominio del fuego constituyó desde siempre una necesidad de la civilización
humana. En el siglo XVIII allí donde se inicia la química como ciencia experimental,
los estudios más sobresalientes se relacionan con estudios sobre las reacciones de
combustión, pero lo que hoy llamamos el estudio de las relaciones entre el acto químico
y el calor involucrado data del siglo XIX.
En el presente trabajo se recorren los principales momentos del complejo
proceso de construcción socio - histórica de la Química como ciencia experimental. Se
intenta establecer una cierta línea de continuidad en el panorama zigzagueante y a veces
dramático de la historia de esta ciencia. De acuerdo con este propósito se narran los
aciertos que confrontaron los pioneros de los siglos XVII y XVIII encabezados por las
investigaciones cuantitativas de Lavoisier; y los desafíos que establecieron los
constructores de las leyes y teorías primarias del siglo XIX nacidas con la teoría
atomística de Dalton y que ya al final de la centuria prefiguran una nueva época: la era
atómica.
12