Fundamentos de la Química: Estructura Atómica y Enlaces

1. Estructura de la Materia

Estructura Atómica

Numerosas experiencias fueron realizadas y analizadas para explicar la estructura del átomo, concluyendo que la materia es de naturaleza eléctrica y que los átomos, lejos de ser indivisibles, están formados por partículas aún más pequeñas.

Moléculas

Las moléculas son la unión de una cierta cantidad de átomos, constituyendo la mínima porción de materia que conserva las propiedades químicas de una sustancia.

Tipos de Moléculas

• Moléculas Simples: Formadas por átomos iguales.
• Monoatómicas: Formadas por 1 solo átomo.
• Diatómicas: Formadas por 2 átomos.
• Poliatómicas: Formadas por más de dos átomos.

2. La Tabla Periódica de los Elementos

La tabla periódica está intrínsecamente relacionada con la estructura electrónica de los átomos, abarcando tanto aquellos que se encuentran en la naturaleza como los que se han sintetizado en el laboratorio.

Características Principales

• Los elementos están ordenados por su número atómico creciente.
• A cada elemento le corresponde un casillero donde figura el símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, configuración electrónica, etc.
• Las filas horizontales se denominan periodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.

Periodos de la Tabla Periódica

En la tabla existen 7 periodos. El número del periodo indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho periodo. Todos los periodos comienzan con un metal (excepto el n.º 1) y terminan con un gas inerte (salvo el n.º 7).

Grupos de la Tabla Periódica

Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa. Los elementos ubicados en un mismo grupo presentan propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas.

Grupos Específicos

• Grupo n.º 2: Metales Alcalinotérreos.
• Grupo n.º 7 o 17: Halógenos (excepto el ástato).
• Grupo n.º 8 o 18: Gases Inertes, también conocidos como gases raros o nobles, que se caracterizan por su inactividad química.

Ubicación de Metales y No Metales

Una línea quebrada, que pasa entre el boro y el aluminio y desciende hasta el polonio y el ástato, marca la separación entre metales y no metales. Sin embargo, esta separación no debe interpretarse como un límite absoluto. Los elementos situados después del uranio reciben el nombre de transuránicos.

Clasificación de los Elementos según su Configuración Electrónica

1. Gases Inertes: Presentan su órbita externa completa con ocho electrones (con excepción del helio, que tiene 2).
2. Elementos Representativos: Son aquellos que tienen su órbita externa incompleta. Comprenden a los elementos que ocupan los grupos I, II, III, IV, V, VI, VII y VIII, también llamados elementos del grupo I a VIII «A».
3. Elementos de Transición: Se caracterizan por presentar sus dos últimas órbitas incompletas. Corresponden a esta clase los elementos de los grupos I a VIII «B».
4. Elementos de Transición Interna: Son aquellos que presentan sus tres últimas órbitas incompletas. Constituyen las denominadas tierras raras (lantánidos y actínidos).

3. Propiedades Atómicas y Enlaces Químicos

Electronegatividad

Es una propiedad periódica que mide la tendencia que tiene un átomo, dentro de una molécula, para atraer los electrones. Los elementos más electronegativos son los halógenos, siendo el flúor el que presenta el valor más elevado. Esta propiedad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica.

Número Atómico (Z)

Es la cantidad de protones que tiene un átomo. En un átomo neutro, es igual a la cantidad de electrones. Los protones (p+) están en el núcleo y los electrones (e-) están girando alrededor de él.

Fórmula del Número Atómico: Z = p+ = e-

Número Másico (A)

Es la suma de protones y neutrones (nº).

Fórmula del Número Másico: A = p+ + nº

Distribución Electrónica

Los electrones (e-) que se encuentran alrededor del núcleo se distribuyen en niveles de energía, enumerados desde N=1 hasta N=7. Cada nivel de energía posee una energía determinada y una cantidad máxima de electrones.

Regla del Llenado Electrónico

Cuando aumenta el número de niveles, también aumentan los subniveles, y se produce el entrecruzamiento. La razón de esto es que los electrones se distribuyen desde los subniveles de menor energía hacia los de mayor energía.

Ión

Si un átomo pierde o gana electrones en su nivel energético exterior, su carga eléctrica se descompensa y deja de ser neutro. Al perder electrones, predomina la carga de los protones (p+) y se comporta como una partícula con carga positiva (+). Al ganar electrones, su carga es negativa (-).

Uniones Químicas

Se denomina uniones químicas a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula. Los átomos se unen porque los compuestos que forman alcanzan un estado de menor energía, resultando más estables que los átomos cuando están separados.

Electrones de Valencia

Toda unión química implica la superposición de órbitas electrónicas de su último nivel de energía.

Representación de Uniones Químicas (Símbolos de Lewis)

Los procesos de unión química se representan utilizando los símbolos de Lewis, que constan del símbolo del elemento rodeado por puntos que representan los electrones de valencia.

Na+ (catión)   Cl- (anión)

Valencia

Es la cantidad de electrones que un átomo utiliza durante una unión química. Específicamente para la unión iónica, es la cantidad de electrones que el metal pierde y la cantidad de electrones que el no metal gana.

Unión Covalente

Esta unión se produce entre átomos de elementos no metálicos. Forman enlaces y comparten electrones.

Unión Covalente Normal

Se produce cuando un par electrónico compartido es provisto de igual forma por los átomos. Si se comparten 1, 2 o 3 pares de electrones, la covalencia puede ser:

• a) Simple (Ej: H—H)
• b) Doble (Ej: O=O)
• c) Triple (Ej: N≡N)

Unión Covalente Dativa (o Coordinada)

Es una unión covalente en la cual el par de electrones que se comparten es aportado por un solo átomo. El átomo que aporta los electrones se llama dador, y el que los recibe, aceptor. Las uniones covalentes normales se indican con guiones (—), y las dativas con una flecha (→) cuya punta se dirige hacia el aceptor.

Unión Covalente No Polar

Se da cuando los átomos poseen la misma electronegatividad. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno tiran de igual manera, por lo tanto, no hay direccionalidad o polaridad. En la molécula de dióxido de carbono, aunque está formada por dos átomos distintos que atraen a los electrones de manera diferente, su disposición geométrica simétrica determina que sea una molécula no polar. Son moléculas con una distribución simétrica de cargas.

Unión Covalente Polar

Se caracteriza por una forma desigual de compartir electrones. Se utiliza la letra griega delta minúscula (δ) para indicar las cargas parciales en la molécula. Si la disposición geométrica espacial es angular, esto implica una distribución de carga que hace que cada molécula actúe como un imán, donde el centro de la carga positiva no coincide con el centro de la carga negativa.

Enlace Metálico

Es la unión de dos o más metales, formando estructuras gigantes tipo cristales en las cuales los átomos están distribuidos en un patrón regular y los electrones se encuentran deslocalizados.

4. Compuestos Químicos y Reacciones

Óxidos Básicos

Son compuestos binarios muy sencillos. Están formados por la combinación de oxígeno con metales.

Óxidos Ácidos (o Anhídridos)

Se forman combinando el oxígeno con los no metales. Para su formulación, se colocan los símbolos correspondientes intercambiando las valencias. Entre los más conocidos se encuentran el dióxido de azufre, el monóxido de nitrógeno y el dióxido de carbono; todos ellos importantes contaminantes atmosféricos.

Hidróxidos

Son compuestos ternarios que se obtienen por la combinación de un óxido básico con tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno contenga el óxido.

Balance de Ecuaciones Químicas

Toda reacción química se representa por medio de ecuaciones, donde dos o más sustancias se unen para formar un determinado producto. Según la Ley de Conservación de la Masa (o Ley de Lavoisier), la cantidad de átomos en las sustancias reaccionantes debe ser igual a la cantidad de átomos en el producto de reacción.

Nomenclatura Química

Para nombrar los compuestos químicos, existen distintos sistemas de nomenclatura. La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) aconseja utilizar el sistema de nomenclatura sistemática o de composición.

5. Conceptos Fundamentales de la Materia

Materia

Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, posee masa y puede ser percibido por nuestros sentidos.

Cuerpo

Porción limitada de materia. Todo lo que nos rodea y nos constituye está formado por materia y energía: aire, suelo, luz, calor, minerales, etc.

Sustancias

Tipos o clases de materia. Es aquello que posee propiedades intensivas, específicas o constantes físicas idénticas en toda su extensión.

Propiedades Intensivas

No dependen de la cantidad de materia. Ejemplos: punto de ebullición, densidad.

Propiedades Extensivas

Sí dependen de la cantidad de materia. Ejemplos: volumen, peso, longitud, superficie.

Estados de la Materia

Líquido, Sólido o Gaseoso.

Cambios de Estado

• Fusión: Cuando un cuerpo alcanza una determinada temperatura, pasa de estado sólido a líquido; decimos que se funde.
• Solidificación: Es el pasaje del estado líquido al estado sólido.
• Evaporación: Es el pasaje del estado líquido al estado gaseoso.