Evolución de los Modelos Atómicos y Propiedades de los Enlaces Químicos

Modelos Atómicos

El Modelo Atómico de Dalton (1808)

En 1808, John Dalton postuló que la materia está compuesta por unidades elementales a las que llamó átomos. Sus postulados son:

• Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales, independientes, inalterables e indivisibles.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades.
• Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades.
• Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes elementos según una relación de números enteros sencilla.
• En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar compuestos.

A favor de los postulados de Dalton estaba que se podían interpretar de forma lógica todas las leyes ponderables.

Modelo Atómico de Thomson (1898)

En 1898, Thomson supuso que el átomo estaba formado por una esfera de electricidad positiva (en esas fechas todavía no se había descubierto el protón). En esta esfera positiva, supuso que había encajados electrones con carga negativa, en número suficiente para neutralizar la carga positiva. Este modelo, conocido como el «pudín de pasas», concordaba con los resultados de sus experimentos y además justificaba la electroneutralidad de la materia.

Modelo Atómico de Rutherford (1911)

En 1911, Rutherford, con la idea de conocer mejor la estructura del átomo, realizó un experimento que consistió en bombardear una lámina de oro con partículas alfa ($ ext{He}^{2+}$). Observó los choques de las partículas que la atravesaban sobre una pantalla detrás.

Del experimento observó que la gran mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse. Por otro lado, observó que algunas partículas alfa rebotaban directamente. De acuerdo con estos resultados, concluyó:

• La materia está prácticamente hueca, ya que la mayor parte de las partículas alfa la atravesaban sin desviarse.
• Las partículas alfa rebotaban debido a las repulsiones electrostáticas que sufren al pasar cerca de las cargas positivas. Estas cargas positivas ocupan un espacio muy pequeño en el átomo. Con esto concluyó que estas cargas positivas están concentradas en lo que llamó núcleo del átomo, el cual contiene casi toda la masa del átomo.
• Deben existir partículas neutras en el núcleo que estabilicen la repulsión entre las cargas positivas.
• Los electrones deben moverse alrededor del núcleo para justificar que este giro genera una fuerza centrífuga que se compensa con la fuerza de atracción electrostática hacia el núcleo.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

Este modelo presentó dos limitaciones principales:

1. Según la teoría electromagnética clásica, si los electrones giran en órbita alrededor del núcleo, deberían emitir energía constantemente en forma de ondas electromagnéticas. Al perder energía cinética, terminarían agotándose y cayendo sobre el núcleo, lo cual no ocurre.
2. El modelo no es capaz de explicar las bandas discontinuas de los espectros de absorción o emisión de los átomos, ya que Rutherford suponía que la energía de los electrones podía tomar cualquier valor.

Modelo Atómico de Bohr

Bohr introdujo la cuantización de la energía para resolver las limitaciones de Rutherford:

• Los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas órbitas circulares estables (estacionarias), donde al moverse no pierden energía.
• Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuya energía adopta unos valores determinados (cuantizados). A estas órbitas las llamó niveles de energía.
• Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo, mayor será su energía.
• Un electrón puede saltar de un nivel a otro, emitiendo o absorbiendo el exceso de energía en forma de radiación (fotón).

La energía emitida o absorbida por un electrón al cambiar de órbita en un átomo es:

$$E_{\text{fotón}} = E_{\text{llegada}} – E_{\text{partida}} = h\nu$$

Correcciones al Modelo de Bohr

1. Arnold Sommerfeld: Propuso que las órbitas no tenían por qué ser circulares, sino que también podían ser elípticas. En cada una de ellas, el electrón se movía con una energía ligeramente distinta.
2. Pieter Zeeman: Observó que las rayas espectrales sufrían un desdoblamiento (Efecto Zeeman) cuando el espectro se realizaba bajo la influencia de un intenso campo magnético. Esto se interpretó diciendo que las órbitas elípticas podían adoptar distinta orientación espacial.
3. Samuel Goudsmit y George Uhlenbeck: Explicaron el desdoblamiento de las rayas de Zeeman postulando que el electrón, al girar sobre su eje, creaba un pequeño campo magnético en la dirección del giro. Este fenómeno se conoce como espín del electrón.

Configuración Electrónica y Orbitales

De las Órbitas a los Orbitales

Un orbital atómico es la zona del espacio en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con determinada energía. Los orbitales se definen mediante los números cuánticos:

• n (Número Cuántico Principal): Define el nivel de energía.
• l (Número Cuántico Secundario o Azimutal): Define el tipo de orbital (forma) que el electrón puede ocupar.
• m (Número Cuántico Magnético): Define la orientación espacial del orbital, lo que implica diferente energía según la orientación del campo magnético.
• s (Número Cuántico de Espín): Define el sentido de giro del electrón.

Principio de Exclusión de Pauli

El Principio de Exclusión de Pauli establece que no pueden existir dos electrones en un mismo átomo con los cuatro números cuánticos iguales.

Configuración Electrónica

La configuración electrónica describe cómo se distribuyen los electrones en los orbitales de un átomo. Se rige por las siguientes reglas:

• Principio de Mínima Energía (o de Aufbau): Los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía, empezando por los de menor energía.
• Regla de Hund: Al llenar orbitales de la misma energía (degenerados), los electrones se disponen de manera que el número de electrones desapareados sea máximo y mantengan sus espines paralelos.
• Principio de Exclusión de Pauli (aplicado a orbitales): En un orbital solo caben dos electrones, y deben estar apareados (con espines opuestos).

Notaciones de la Configuración Electrónica

• Indicando los orbitales atómicos en forma de celda (diagrama de orbitales).
• Utilizando la notación espectroscópica, indicando el número de electrones totales como superíndice.
• Utilizando el símbolo del gas noble que le precede y continuando con la notación anterior (notación abreviada).

Propiedades Periódicas

Radio Atómico

• Periodo (Izquierda a Derecha): El radio atómico disminuye. Conforme avanzamos, aumenta el número atómico (Z) y, por lo tanto, la carga nuclear efectiva. Esto atrae con más fuerza a los electrones de la capa de valencia, contrayendo el átomo.
• Grupo (Arriba a Abajo): El radio atómico aumenta. Conforme descendemos en un grupo, van aumentando los niveles de energía ocupados. Por lo tanto, el átomo se hace más grande.

Energía de Ionización (EI)

La Energía de Ionización es la energía necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. El proceso origina un ion positivo o catión:

$$A_{(g)} + \text{EI}_1 \rightarrow A^+_{(g)} + 1e^-$$

• Grupo (Arriba a Abajo): La EI disminuye. Al aumentar los niveles de energía, los electrones de las capas externas están más lejos del núcleo y son más fáciles de arrancar (se necesita menos energía).
• Periodo (Izquierda a Derecha): La EI aumenta. Conforme avanzamos, aumenta la carga nuclear efectiva y los electrones son más atraídos por el núcleo, por lo que hace falta más energía para arrancarlos. No obstante, existen excepciones.

Electronegatividad

La Electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico.

• Grupo (Arriba a Abajo): La electronegatividad disminuye al descender en el grupo, pues el núcleo se encuentra más lejos del par de electrones que tiende a atraer.
• Periodo (Izquierda a Derecha): La electronegatividad aumenta. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva y, con ella, la tendencia del átomo a atraer hacia sí el par de electrones.

La Regla del Octeto

La Regla del Octeto explica la falta de reactividad de los átomos de los gases nobles, cuya estructura electrónica de la última capa está llena. Establece que la capa electrónica más externa de un átomo puede contener hasta ocho electrones, buscando la estabilidad.

Enlaces Químicos

Enlace Iónico

El enlace iónico se produce por la unión de un elemento de carácter metálico (situado a la izquierda en el sistema periódico) con uno de carácter no metálico (situado a la derecha). Implica la transferencia de electrones y la formación de iones.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Son sólidos y duros a temperatura ambiente, ya que forman redes cristalinas.
• Sus temperaturas de fusión y ebullición son elevadas.
• Su solubilidad es buena en disolventes polares (como el agua), que son capaces de romper las estructuras cristalinas. Los disolventes orgánicos, por lo general, no son capaces de disolver estos cristales.
• Su conductividad eléctrica es nula en estado sólido. Sin embargo, su conductividad es elevada cuando están disueltos o fundidos, ya que los iones tienen libertad de movimiento.

Enlace Covalente

El enlace covalente se produce cuando se unen entre sí dos elementos de carácter no metálico (situados a la derecha en el sistema periódico). También son covalentes las uniones en las que el hidrógeno se une a un no metal. Implica la compartición de electrones.

Propiedades de los Compuestos Covalentes

Se distinguen dos tipos principales:

1. Sustancias Moleculares: Los átomos están unidos formando moléculas. A temperatura ambiente pueden hallarse en estado gaseoso, líquido o sólido.
   • Sus temperaturas de fusión y ebullición no son muy elevadas.
   • Su solubilidad es elevada en disolventes de tipo orgánico.
   • Su capacidad conductora es prácticamente nula.
2. Redes Cristalinas Covalentes: Son macroestructuras de átomos enlazados covalentemente (ejemplos: carbono diamante, silicio, cuarzo).
   • Estos compuestos tienen altos puntos de fusión y ebullición.
   • Son muy duros.
   • Son malos conductores de electricidad e insolubles en general.

Enlace Metálico

El enlace metálico es responsable de la unión de los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana, formando redes cristalinas. La característica principal es la existencia de una «nube» o «mar» de electrones deslocalizados que se mueven libremente entre los cationes metálicos.

Propiedades de los Metales

• Los metales son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
• Son dúctiles (pueden estirarse en hilos) y maleables (pueden formar láminas).
• Sus superficies reflejan la luz (de ahí su brillo plateado).
• Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

Las propiedades de los metales indican que los electrones responsables del enlace poseen una gran libertad y facilidad de movimiento.