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E.E.S.M.T.P.P.I. N° 8199 “Nuestra Señora de la Guardia!
Físicoquímica 2° C
NOMBRE Y APELLIDO DEL ALUMNO:…………………………………………………………
Profesora Débora Ramirez
Unidad n°2:
¿Cómo está formada la
materia”
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HISTORIA DEL MODELO ATÓMICO
En el siglo V a.C., algunos filósofos griegos aseguraban que no era
posible dividir la materia indefinidamente. Por eso, sostenían que la
materia estaba constituida por pequeñas partículas indivisibles a las que
llamaban átomos – que en griego significa indivisible - .
Muchos siglos después, Isaac Newton llegó a la conclusión de que los átomos
son partículas móviles e impenetrables, semejantes a una bola de billar.
Recién a finales del siglo XVIII, el químico inglés John Dalton elaboró
la primera teoría atómica. Fue maestro en una escuela en Manchester y se
interesó en temas científicos. Basándose en la experimentación, desarrolló
una teoría que hacía hincapié en la importancia de conocer la masa de los
átomos. Él propuso que las masas de cada elemento eran diferentes.
En esa época, se pensaba que los átomos eran inmutables y eternos. A
fines del siglo XIX, se descubrieron partículas que provenían de los átomos,
demostrándose que un átomo no era indivisible.
Luego de muchos años de estudio, el físico inglés J.J. Thomson fue el
primero en descubrir una partícula subatómica eléctricamente negativa, a
la que llamó ELECTRÓN. Fue profesor en la Universidad de Cambridge y
obtuvo el Premio Nobel de Física en 1906.
En el año 1898, Thomson presentó su modelo atómico. Como los átomos
eran neutros, él propuso un modelo semejante a un “budín con pasas”, en el
que los electrones negativos se encuentran distribuidos en una esfera de
cargas positivas. El modelo de Thomson reemplazó al modelo atómico de
Dalton, que había persistido por mucho tiempo.
En 1903, el físico inglés P. Lenard propuso otro modelo, en el que las
cargas positivas y negativas se aparean y flotan en el átomo.
Un año más tarde, el japonés H. Nagaoka presentó como modelo
atómico, un anillo de electrones alrededor de un pesado centro positivo.
En el año 1911, y tras numerosas pruebas experimentales, el físico
neocelandés Ernest Rutherford ideó un modelo en el que el átomo se presenta
casi vacío: su masa se ubica en el centro (núcleo) que posee carga positiva,
mientras que los electrones, que se encuentran a gran distancia del núcleo y
poseen carga negativa, giran constantemente alrededor de éste.
Posteriormente a este descubrimiento, Rutherford advirtió que la
carga positiva del átomo se debe a unas unidades llamadas PROTONES.
Obtuvo el Premio Nobel de Química en 1908 por sus investigaciones sobre
radiactividad.
El modelo planetario de Rutherford, dos años más tarde fue
modificado por el físico danés Niels Bohr. El modelo de Bohr remarcaba el
hecho de que los diferentes electrones de un átomo tienen distinta cantidad
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de energía y están a diferentes distancias del núcleo. A esos recorridos que
realizan los electrones los llamó órbitas. Por su trabajo recibió el Premio
Nobel de Física en 1922.
Hasta aquí se conocían los electrones y protones como unidades
elementales. Los electrones muy livianos y con carga negativa, y los protones,
más pesados y con carga positiva.
Hasta ese momento era difícil entender cómo los núcleos tenían esas
partículas positivas juntas sin que hubiera repulsión eléctrica entre ellas. Así
se empezó a pensar que debería existir una tercera partícula constitutiva.
En 1932, James Chadwick – físico inglés – descubrió esa unidad, con
carga y masa similar al protón, llamada NEUTRÓN.
A medida que los físicos fueron avanzando con su conocimiento sobre
la constitución de la materia, los instrumentos que utilizaron para sus
investigaciones se fueron haciendo más complejos. El modelo de un átomo
como un diminuto sistema planetario fue reemplazado por modelos
matemáticos mucho más complejos que responden a la Mecánica cuántica y
se consideró que el movimiento del electrón es más complejo de lo que se
pensaba.
Esta sucesión de modelos y el acelerado avance del conocimiento
científico y tecnológico nos permite afirmar que la historia del átomo no
termina aquí.
Cada elemento químico corresponde a un tipo especial de átomo. Existen
en total 106 elementos perfectamente identificados por el hombre, por lo
tanto se puede afirmar que existen 106 tipos de átomos diferentes. De ellos 92
son naturales, es decir, se encuentran en la naturaleza como tales y el resto
ha sido obtenido por los científicos mediante técnicas de laboratorio, son
artificiales.
Cada elemento posee un nombre y un símbolo que lo caracteriza. El
símbolo responde a la etimología del nombre. Puede constar de una letra, en
este caso se escribe con mayúscula y generalmente, corresponde a la primera
letra del nombre del elemento.
Ejemplos: O es el símbolo del oxígeno
C es el símbolo del carbono
Cuando el símbolo del elemento consta de dos letras, la primera se
escribe con mayúscula y la segunda con minúscula. Por lo general
corresponde a la segunda letra del nombre del elemento, pero no siempre es
así.
Ejemplos: Ca es el símbolo del calcio
Cf es el símbolo del californio
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Cl es el símbolo del cloro
Mg es el símbolo del magnesio
El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia en
forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden
existir aisladamente salvo en condiciones especiales. El primero en utilizar
este nombre fue Demócrito, porque creía que todos los elementos deberían
estar formados por pequeñas partículas que fueran indivisibles. Átomo en
griego significa INDIVISIBLE. Hoy en día, sabemos que los átomos no son
indivisibles, sino que están formados por partículas, llamadas subatómicas,
que son:
PROTONES: (p+), partícula con carga eléctrica positiva. Ubicada en el
núcleo atómico.
NEUTRONES: (nº) partícula sin carga eléctrica. Ubicada en el núcleo
del átomo.
ELECTRONES: (e-) partícula con carga eléctrica negativa. Gira a alta
velocidad alrededor del núcleo, en zonas llamadas orbitales.
En condiciones normales un átomo posee igual número de neutrones que
de protones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente
neutras.
Resuelve los ejercicios 1 a 4 de la sección de actividades
NÚMERO ATÓMICO. NÚMERO MÁSICO
Z: Número atómico: es el número de protones que se encuentran
en el núcleo de cada átomo de un elemento. Indica las
propiedades químicas del átomo. Todos los átomos de un mismo elemento
químico poseen igual número de protones y por lo tanto igual Z.
Z= p+
A: Número másico: suma de protones y neutrones ubicados en el núcleo de un
átomo de un elemento.
A (número másico)= p+ (número de protones) + nº (número de neutrones)
Número másico = número atómico + número de neutrones
Por lo tanto para calcular el número de neutrones se realiza la
siguiente operación:
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Número de neutrones = Número másico – Número atómico
A + -
X
Z nº
X: símbolo químico
A: número másico
Z: número atómico
+/- : tipo de ión
nº: atomicidad, número de átomos
EL ORDENAMIENTO DE LOS ELEMENTOS: LA TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica de Mendeleiev
Doscientos años atrás, los químicos necesitaron establecer un criterio con
el cual ordenar el gran número de elementos que ya se habían descubierto.
Para ello, en 1869, el químico ruso Dimitri I. Mendeleiev los ubicó en un
orden creciente según su masa atómica relativa. Los ordenó en cinco filas
horizontales, llamadas períodos, y en ocho columnas verticales llamadas
grupos. Así hizo coincidir en cada columna elementos que tenían
propiedades similares, ya que había observado que al aumentar la masa
atómica, las propiedades se repetían en forma periódica cada ocho
elementos.
En la tabla de Mendeleiev había algunos elementos cuyas propiedades no
correspondían al grupo asignado según su masa atómica relativa. Así
quedaron espacios vacíos que correspondían a elementos desconocidos hasta
ese momento.
La tabla periódica moderna
En 1890 fue descubierta una familia de gases que no reaccionaban con
ningún otro elemento. Se los llamó gases nobles o inertes, y el primero que se
descubrió fue el argón, luego se conocieron el helio, el neón, el criptón y el
xenón cuyas propiedades no coincidían con el ordenamiento propuesto por
Mendeleiev.
En la década de 1910, Moseley, un joven estudiante de la Universidad de
Oxford, realizó un aserie de experimentos en los cuales observó que las
propiedades de los elementos variaban periódicamente según su número
atómico. A su vez, éste podía ser calculado a partir de otros datos, lo que
ayudaba a la caracterización de los elementos aún no descubiertos.
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Podemos conocer las propiedades físicas de todos los elementos, por
ejemplo, su punto de fusión y ebullición y también sus propiedades químicas,
que se refieren a las sustancias con las que reaccionan y al tipo de productos
obtenidos.
El principal uso de la tabla periódica es ordenar la gran cantidad de
información que se tiene acerca de todos los elementos y sus compuestos.
Cada elemento químico está ubicado en la TABLA PERIÓDICA según su
número atómico y no como lo había ubicado Mendeleiev, por su masa
atómica.
Los elementos en la tabla se ubican en un GRUPO y en un PERÍODO.
El grupo es el ordenamiento vertical de la Tabla periódica. Hay 18
grupos. Cada uno de ellos reúne elementos con propiedades químicas
similares. Todos los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de
electrones en el último nivel.
El período es el ordenamiento horizontal de la tabla periódica. Los
elementos ubicados en un mismo período poseen variaciones en las
propiedades físicas y químicas. Cada período comienza con elementos de
carácter metálico, no metálico y termina con un gas noble. Los elementos
ubicados en el mismo período tienen el mismo número de niveles de energía
con electrones.
La clasificación más conocida y general de los elementos químicos
consiste en llamarlos: metales, no metales y gases nobles. La línea quebrada
que va desde el boro hasta el astato separa los elementos metálicos de los no
metálicos.
EJEMPLO: Los elementos del grupo 1 se denominan: METALES ALCALINOS,
los del grupo 2 METALES ALCALINOTÉRREOS, los del grupo 17, HALÓGENOS y los
del grupo 18 GASES NOBLES.
Otra forma de agrupar los elementos químicos es agruparlos en:
Elementos representativos: son los que se enumeran 1 y 2 y del 13 al 17
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Gases nobles: grupo 18
Metales de transición: 1B y 3B al 8 B
Lantánidos y actínidos o metales de transición interna: elementos de
números atómicos 58 al 71 y del 90 al 103
La clasificación que utilizaremos nosotros será la que los divide en metales,
no metales y gases nobles.
Tipo de elemento Ubicación en la tabla Propiedades
Metales
Reactivos Los elementos de las
dos primeras
columnas y los
metales más reactivos
en general
Buenos conductores de la
electricidad y del calor
Resistentes y duros
Brillantes cuando se frotan
o al corte
Maleables, se convierten
con facilidad en láminas
muy delgadas
Dúctiles, se deforman con
facilidad
Tienen altas temperaturas
de fusión y de ebullición
Son de elevada densidad
Algunos son atraídos por
los imanes
Excepciones: el mercurio
(Hg) es un metal pero es
líquido a temperatura
ambiente. El sodio es metal
pero es blando y flotan
(baja densidad). Los
semimetales, sólidos a
temperatura ambiente,
forman iones positivos, con
dificultad. Según la
circunstancia se
comportan como no
metales.
De
transición
Ubicados entre las
columnas alias. Se
dividen en transición
interna y externa
Otros
metales
Se hallan en el resto
de los grupos largos.
Algunos de ellos
poseen propiedades de
no metal en
determinadas
circunstancias (B, Si,
ge, As, Sb, Te, Po)
No metales Algunos de ellos, los que
se hallan cerca de la
línea de separación
metal/no metal, en
determinadas
circunstancias tienen
un comportamiento
metálico (semimetales o
Malos conductores del
calor y de la electricidad
Son poco resistentes y se
gastan con facilidad
No reflejan la luz como los
metales
Son frágiles, se rompen con
facilidad
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metaloides) Tienen baja densidad
No son atraídos por los
imanes
Tienen tendencia a formar
iones negativos
Algunas excepciones: el
carbono (C) forma una
estructura de gran dureza,
el diamante. También
conforma el grafito, que
conduce la electricidad.
Gases nobles o inertes Los elementos del grupo
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En condiciones normales son
inertes, prácticamente no
reaccionan con ningún elemento
ni forman iones.
Hidrógeno Ubicado en el grupo 1,
período 1
Aunque se lo considera un no
metal, no tiene características
propias de ningún grupo. Puede
formar iones positivos o negativos.
Resuelve los ejercicios 5 al 12 de la sección de actividades
SEMEJANTES PERO NO IGUALES: LOS ISÓTOPOS
Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento que tienen
un número diferente de neutrones. En caso del HIDRÓGENO, por ejemplo, hay
tres isótopos,
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Muchos elementos presentan isótopos radiactivos, que se descomponen y
forman átomos de otros elementos. Los isótopos de este tipo, que no abundan,
son tan útiles como peligrosos. Entre sus diversas aplicaciones, algunas
resultan beneficiosas: en medicina, sirven para estudiar el interior del
cuerpo; permiten determinar la edad de objetos muy antiguos; se usan como
“combustible” para la obtención de energía en centrales nucleares. Pero
también pueden generar graves perjuicios, desde los desechos radiactivos
que contaminan el medio ambiente hasta las armas nucleares capaces de
destruir totalmente la vida sobre nuestro planeta.
Resuelve los ejercicios 13 a 16 de la sección de actividades
MODELO ATÓMICO MODERNO
En la actualidad se acepta que la masa del átomo está concentrada
en el núcleo al igual que toda la carga positiva. Los protones y neutrones
forman nucleones que se encuentran en el núcleo atómico mientras que los
electrones se encuentran en la zona que rodea al núcleo.
Arribar a esta conclusión requirió de esfuerzo, ya que se realizaron
muchos trabajos e investigaciones. Thomson, Rutherford y más tarde Bohr
propusieron modelos atómicos que iban siendo reemplazados a medida que
avanzaban las investigaciones.
Bohr proponía en su modelo:
Que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas situadas a
diferentes niveles.
Que a cada nivel le corresponde un valor determinado de energía,
cuanto más alejado del núcleo está un nivel, mayor es su energía
Que la distancia de un nivel al núcleo y su energía sólo pueden adoptar
valores definidos.
Que cada nivel admite un número máximo de electrones.
El modelo atómico de Bohr es extremadamente sencillo para explicar
fenómenos a escala atómica.
Hacia 1925, ideas de algunos científicos, especializados en mecánica
cuántica, llevaron a proponer el modelo atómico de orbitales que propone.
Que el electrón es una partícula que posee una onda asociada
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Que no puede predecirse la posición exacta del electrón ni su trayectoria,
se habla de orbitales atómicos
Que un orbital atómico es la zona de mayor probabilidad de hallar un
electrón. En cada orbital hay 2 electrones a lo sumo
Que hay varias clases de orbitales que se diferencian por su forma y
orientación en el espacio:
- orbital “s”, cuya forma en el espacio es esférica
- orbital “p”, que tiene forma de lóbulos
- orbital “d”
- orbital “f”.
Que en cada nivel electrónico hay un número determinado de orbitales
de cada clase.
Cada orbital puede tener como máximo dos electrones de spín (sentido de
giro) opuesto
Distribución de orbitales y electrones para los cuatro primeros niveles
Nivel de
energía
Número de
subniveles
Orbitales N° de
orbitales
Número
máximo de
electrones
en los
orbitales
Nº total de
e- en el
nivel
1 1 s 1 2 2
2
2
s
p
1
3
2
6
8
3 3 s
p
d
1
3
5
2
6
10
18
4 4 s
p
d
f
1
3
5
7
2
6
10
14
32
Pero, ¿cómo se van llenando de electrones los distintos niveles y subniveles de
un átomo?
Debemos tener en cuenta algunos principios:
a) Principio de mínima energía: indica que los electrones de los átomos
en estado fundamental ocupan primero los subniveles de más baja
energía. Para recordar el orden creciente de energía se utiliza la
siguiente regla nemotécnica.
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Regla de Aufbau o de las diagonales
La diferencia de energía entre los primeros niveles es mucho mayor que
entre sus niveles superiores; por lo que se da superposición entre los niveles de
energía. Esto significa que algunos subniveles de nivel mayor poseen valores
de energía más bajos que otros de n menor.
Así, el orbital 4s es menos energético que el 3d. Para expresar correctamente
la CE de un elemento se usa la regla de Aufbau conocida también como de
las diagonales. Esta permite asignar los electrones a los niveles y subniveles
de energía correspondientes
b) Principio de máxima multiplicidad o de Hund: los electrones se van
ubicando no a no en los orbitales de un mismo subnivel. Sólo cuando
cada orbital de un mismo nivel posee un electrón, se comienza a
ubicar en ellos los electrones con espines contrarios.
c) Principio de exclusión de Pauli: en cada orbital pueden alojarse dos
electrones de espines opuestos como máximo
¿Qué es el spin de un electrón? Es la facultad que tiene el electrón de
girar sobre sí mismo en una dirección y dos sentidos posibles. Esto
determina que en un orbital sólo puedan existir dos electrones de
spines contrarios.
En la tabla periódica los átomos están ubicados de manera tal que:
El número del período coincide con el número de niveles electrónicos
En los grupos representativos (IA, IIA, III A; IV A; V A; VI A; VII A; VIII A),
el número de cada grupo coincide con número de electrones presentes en el
último nivel
En los grupos de transición (B), los átomos poseen 2 electrones en el
último nivel (aunque hay excepciones), mientras que en el penúltimo
nivel tienen distintas cantidades de electrones.
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La representación de la distribución de electrones en un átomo se
denomina CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
EJEMPLO: Para el hidrógeno (H), 1 s1
Esto indica que el átomo de Hidrógeno tenga en el nivel 1, subnivel s, 1
electrón
Resuelve los ejercicios 19 a 28 de la sección de actividades
¿Cómo se representan los electrones en los orbitales?
Se deben respetar los tres principios enunciados
anteriormente. Para visualizar los electrones en los orbitales, se
puede representar cada orbital con un pequeño cuadrado , dividido
por una diagonal y cada electrón mediante una flecha:
Entonces el orbital podría estar:
Vacío Incompleto Completo
(sin electrones) (con 1 electrón) (con dos electrones)
En el caso del orbital completo las flechas tienen sentido contrario
para indicar que los electrones presentan sin contrario.
El llenado de los orbitales por los electrones se realiza a partir de los
niveles y subniveles en orden creciente de energía. Cada nuevo electrón de
incorpora a un nivel vacío.
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De este modo los elementos quedan representados de la siguiente
forma.
Resuelve ejercicios 29 y 30 de la sección de actividades
IONES
Son átomos con carga eléctrica positiva o negativa, que se
adquieren cuando un átomo gana o cede electrones. Así se obtienen dos tipos
de iones:
CATIONES ANIONES
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Poseen carga eléctrica positiva ya que Poseen carga eléctrica
negativa ya que
cede electrones gana electrones
Ejemplos:
El cloro (Cl) al GANAR UN ELECTRÓN forma el ANIÓN cloruro (Cl-
)
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Cl: 1 s2
, 2 s2
2 p6
, 3 s2
3 p5
+ 1 e- 1 s2
, 2 s2
2 p6
, 3 s2
3 p6
: 17
Cl –
El sodio (Na) al PERDER UN ELECTRÓN forma en CATIÓN sodio (Na+
)
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Na: 1 s2
, 2 s2
p6
, 3 s1
1 s2
, 2 s2
p6
: 11
Na +
Hay que tener en cuenta dos cosas:
Un átomo no recibe electrones de la nada, así como tampoco cede
electrones a la nada, sino que cuando se produce un ión, un átomo
recibe electrones de otro átomo
Un átomo sólo puede captar o ceder electrones, nunca protones ya
que éstos no pueden salir del núcleo.
Resuelve los ejercicios 17 y 18 de la sección de actividades
Electrones de VALENCIA
Es la cantidad de electrones que puede usar un elemento
para combinarse con otro, sin indicar si cede o capta esos
electrones.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Hay una serie de propiedades atómicas de los elementos que están
relacionadas con las configuraciones electrónicas de los átomos. La
variación periódica en la configuración electrónica de los átomos, al
aumentar el número atómico, trae como consecuencia que éstos presenten
diferencias en su comportamiento químico. Estas propiedades que varían en
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forma periódica a lo largo de la tabla son llamadas PROPIEDADES
PERIÓDICAS.
Radio atómico
Es la distancia desde el centro del núcleo del átomo hasta la zona
correspondiente al nivel energético más externo. Conocido el radio de un
átomo es posible determinar su tamaño.
En cada grupo, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo. Al
descender en un grupo, los electrones externos se mueven en zonas
cada vez más alejadas del núcleo. Por ejemplo: en el átomo de Na al
electrón de valencia le corresponde el nivel energético 3, mientras que
en el átomo de Cs, el nivel 6. por lo tanto el átomo de Cs tiene un radio
atómico mayor que Na.
En cada período, teniendo en cuenta un elemento del grupo 1 o 2 y
otro del grupo 16 o 17, se observa que el radio atómico disminuye de
izquierda a derecha. A medida que recorremos un período de
izquierda a derecha, como Z aumenta, en consecuencia, también lo
hace la carga nuclear del átomo. Como los electrones externos de los
átomos e un mismo período corresponden a un mismo nivel energético,
la fuerza de atracción entre éstos y el núcleo es cada vez mayor; y por
lo tanto el radio se reduce.
Disminuye el radio atómico
Aumenta el
radio
atómico
Energía de ionización
Es la energía necesaria para formar un ión, específicamente un
catión. Para quitar un electrón de un átomo se necesita entregar una cierta
cantidad de energía. Esa cantidad de energía no es igual para todos los
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átomos. Será menor cuanto menos atraído por el núcleo esté ese electrón y
viceversa.
En la tabla periódica esta propiedad varía:
En cada grupo, disminuye de arriba hacia abajo (aunque hay
algunas excepciones).
En cada período, aumenta de izquierda a derecha, alcanzando el
valor máximo en cada gas noble.
Aumenta la energía de ionización
Disminuye la E.I.
Electronegatividad
Es la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un
enlace.
Es una propiedad relacionada con la energía de ionización y se pone de
manifiesto cuando un átomo participa de un enlace con otro.
Si observamos los valores de la tabla, la electronegatividad aumenta,
con algunas excepciones, de izquierda a derecha en un período. Esto se
explica porque en el período aumenta la tendencia de los átomos de
captar electrones y adquirir configuración electrónica del gas noble
más próximo en la tabla periódica.
En cada grupo, la electronegatividad aumenta, en general, de abajo
hacia arriba. Al disminuir el radio atómico aumenta la atracción
que el núcleo ejerce sobre los electrones externos.
Debido a su escasa reactividad, a los gases nobles no se les asignan
valores de electronegatividad.
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Aumenta la electronegatividad
Disminuye la electronegatividad
Resuelve los ejercicios 31 y 32 de la sección de actividades
UNIONES QUÍMICAS
Resuelve el ejercicio 33 de la sección de actividades
“Una fiesta muy elemental”
“Todos los invitados a la fiesta habían acudido, desde el
más liviano – el hidrógeno – hasta uno de los más pesados, el
uranio; elementos célebres como el único metal líquido, el mercurio, con sus
compañeros del mismo estado como el cesio, francio, galio y bromo; el
elemento “probeta” o primer sintético – el tecnecio – algunos gases
imperceptibles como el hidrógeno, el nitrógeno y el oxígeno, y otros olorosos
como el flúor y el cloro; el más denso – el osmio.
Todos lucían muy elegantes, ya que era una buena ocasión para
impresionar y así conseguir amistades o pareja.
Los señores, como el flúor y el cloro, eran los más activos porque al
contar con siete electrones en su última capa energética gozaban de los
mejores atributos físicos y químicos para llamar la atención y entrar a
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reaccionar, claro que también hay otros como el cesio, el francio, el rubidio,
el potasio y el sodio que son muy activos y que se dejan conquistar con el
primer acercamiento. Sin embargo, como en todas las reuniones ocurren que
se forman grupos aislados, muy apáticos, que no saludan, no le hablan a
nadie, no prestan plata, no dan ni la hora: estos son los apodados gases
nobles o inertes (grupo VIII A o 18 de la tabla), que no se interesan por
nadie, puesto que se ufanan de ser autosuficientes por tener todo lo
necesario; es decir, se sienten estables energéticamente al tener 8 electrones
en su última capa. Son los únicos que desde su nacimiento cumplen con la
regla del octeto. Pero a veces…
Al transcurrir la fiesta se empiezan a notar elementos entusiasmados
por reaccionar unos con otros para unirse o para enlazarse, para así formar
una familia que sería una molécula o un agregado atómico. Las uniones
que se originan como resultad de las interacciones que pueden ser
atracciones o repulsiones mutuas entre los electrones. El objetivo del
“matrimonio químico” es similar al social; supuestamente se utiliza para
acompañarse y alcanzar una estructura más estable, o sea un grado de
menor energía. En la búsqueda de la pareja juega un papel muy importante
la apariencia física, entendida ésta como la parte del átomo que se deja ver,
es decir, la parte externa…el vestido; pues en muchos casos hay atracción y
amor a primera vista. El vestido de los átomos son los electrones de valencia o
electrones que se encuentran en la capa externa y que van a participar
directamente del enlace. Aparte de la apariencia física también cuenta la
“personalidad” del elemento, en este caso la electronegatividad o
capacidad que tiene un átomo para atraer a los electrones del enlace.
También se puede decir que mediante esta propiedad definimos un
elemento como: buena, regular o mala gente. Porque si el valor de la
electronegatividad es bajo, entonces decimos que el elemento es como una
persona positiva que dona sus bienes o transfiere sus electrones en un enlace,
por ejemplo, los elementos de los grupos 1 y 2. Si la electronegatividad es alta
se tiene un elemento negativo que roba o quita electrones del enlace, como
los no metálicos. De esta forma tenemos que el elemento más electronegativo
es el flúor.
Al aumentar el calor de la fiesta o su energía, ya se comienza a ver
parejas de átomos, las cuales son detectadas por el grupito de los gases
nobles o inertes. Como éstos no tienen interés en integrarse a la reunión,
asumen el papel de mirones, criticones y chismosos. La primera reunión o
enlace que se ve es la formación de la sal común, donde el cloro, individuo
muy hábil, charlatán y negativo, con un bonito traje de siete electrones,
“conquista” al sodio que es un elemento que queda positivo al entrar en
contacto con él ya que le pasa el único electrón de su capa externa para
estabilizarse al completar ocho electrones
en su último nivel. Dicha unión se clasifica como enlace iónico o
electrovalente; en él existe transferencia de electrones desde un átomo con
menor electronegatividad a uno de mayor electronegatividad: el átomo de
cloro atrae fuertemente al sodio formando la sal. Así se forman varias
uniones del mismo tipo: CsF, NaF, LiCl, KCl, MgCl2
, CaCl2
, SrCl2
, etc. como
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norma general se tiene que el “matrimonio” iónico ocurre cuando los dos
átomos “prometidos” son uno metálico y el otro no metálico.
Siguiendo los sucesos de la fiesta, se observa que en algunos metales sus
átomos se unen entre ellos mismos formando agregados, en los que cada
átomo aporta sus electrones de la capa externa formando así iones (+);
dichos electrones actúan también como una nube electrónica que se
desplaza por todo el metal para estabilizar el agregado. La nube electrónica
permite explicar la alta conductividad eléctrica y calorífica de los metales.
Al anterior tipo de unión se la denomina enlace metálico.
Otras parejas que se formaron fueron la de los no metales entre ellos
mismos o con otros, por ejemplo: O2
, N2
, CO2
, Cl2
, etc. estos enlaces son
parecidos a los matrimonios modernos ya que se exige igualdad de
condiciones; es por eso que los átomos unidos poseen una electronegatividad
semejante, y por consiguiente los electrones del enlace van a ser compartidos
mutuamente. Este tipo de unión es covalente, que se puede asociar con una
cooperativa donde todos los participantes son favorecidos.
En un matrimonio ideal o perfecto hay comprensión y ayuda, ninguno
se recarga o se aventaja; en esta situación habría un enlace covalente no
polar. Allí las electronegatividades de los miembros de la pareja son
semejantes, por ejemplo en dos elementos iguales como el oxígeno con
oxígeno. No obstante en muchos noviazgos y matrimonios una persona
tiende a dominar a otra, aunque no totalmente; en este caso tendríamos
una polarización del mando, por lo que el enlace se llamaría entonces
covalente polar. En este tipo de enlace un átomo es parcialmente positivo y
otro parcialmente negativo, como por ejemplo el agua.
Un grupo de elementos se dedicó a tomar licor, acabando con todas las
existencias, por lo que decidieron unirse para conseguir dinero y comprar
más tragos. En el grupo H2
SO4
todos dieron su cuota excepto dos átomos de
oxígeno que se hicieron los locos y no colaboraron. Sólo buscaban la forma
de aprovecharse de los demás. Este es el caso del enlace covalente coordinado
o dativo donde uno o varios átomos comparten sus electrones pero hay otros
que no aportan, sólo están de cuerpo presente para beneficiarse, y también
para dar estabilidad a la molécula.
La fiesta termina y unos salen felices con sus conquistas y enlaces, mientras
que otros esperarán ansiosamente par tener oportunidad con mejor suerte
para poder interactuar o reaccionar y así dejar la soledad.”
La mayoría de los elementos no se encuentra libre en la naturaleza sino
formando parte de diferentes compuestos. Los elementos sodio y cloro, por
ejemplo, están presentes en el cloruro de sodio, la sal común, NaCl. El carbono
forma parte del dióxido de carbono, CO2
; del etanol, C2
H5
,OH; de la sacarosa
o azúcar de mesa, C12
H22
O11
, entre muchísimos otros compuestos, y también se
20
encuentra como sustancia simple en el diamante. ¿Por qué los elementos se
unen unos con otros? ¿Qué fuerzas mantienen unidos átomos diferentes o
iguales, en una molécula?
El desarrollo de la tabla periódica y el conocimiento de las
configuraciones electrónicas dieron a los químicos los fundamentos para
entender cómo se forman las sustancias (simples, compuestas, moleculares,
iónicas). Recordemos que los elementos pertenecientes a un mismo grupo
tienen generalmente propiedades químicas similares y sus átomos, la misma
configuración electrónica externa. Esto lleva a suponer que existe una
estrecha relación entre el número de electrones externos y el comportamiento
químico de los átomos; en particular si se consideran los elementos
representativos. Los electrones más externos se denominan electrones de
valencia y son los que intervienen en los enlaces químicos.
La regla del octeto y las estructuras de Lewis
A comienzos del siglo XX, llamó la atención de los científicos que los
gases nobles (grupo 18) fueran muy poco reactivos (razón por la cual se los
llamó “inertes”) y que sus átomos tuvieran ocho electrones en el último nivel
de energía, a excepción del helio, que sólo tiene dos.
Esto llevó a pensar que los átomos adquieren mayor estabilidad al completar
con ocho electrones su último nivel energético. Para estabilizarse, cede,
captan o comparten electrones con otros átomos. Esta suposición, conocida
como regla del octeto, se enuncia a continuación:
Regla del octeto: los átomos de los distintos elementos se unen entre sí
compartiendo o transfiriendo electrones, de manera de adquirir la
configuración electrónica externa de los átomos del gas noble más próximo
en la tabla periódica, para así lograr una mayor estabilidad.
Esta propuesta de explicación de uniones químicas, fue formulada por
Gilbert N. Lewis en 1916. Aunque esta regla no tiene validez universal,
constituye una buena aproximación para una explicación básica de cómo se
establecen las uniones químicas. Además, Lewis propuso una manera sencilla
de representar los átomos en las uniones químicas, que consiste en escribir el
símbolo de un elemento (que representa el núcleo de un átomo y los niveles
interiores) rodeado por los electrones de valencia (simbolizados por medio
de puntos o cruces). Estas representaciones se conocen como estructuras de
Lewis.
21
Los compuestos iónicos
El cloruro de sodio, componente principal de la sal de mesa, es un
sólido cristalino de elevado punto de fusión (801ºC) y que conduce corriente
eléctrica, fundido o en solución acuosa. Estas propiedades se relacionan con
su estructura química.
Según la regla del octeto, los átomos de sodio y el de cloro adquieren
la configuración electrónica de los átomos del gas noble más cercano
logrando mayor estabilidad. El Na adquiere la configuración del neón (Ne)
y el Cl, la del argón (Ar).
Para adquirir la configuración electrónica del Ne, el átomo de sodio
pierde su último electrón o electrón más externo (3s1
), y así se transforma en
el catión sodio.
CE Na: 1s2
2s2
2p6
3s1
CE Ne: 1s2
2s2
2p6
CE Na +
: 1s2
2s2
2p6
11
Na 11
Na+
+ 1 e- átomo 11
Na catión 11
Na+
11 p+ 11 p+
11 e- 10 e-
Si el átomo de cloro capta un electrón, adquiere la configuración
electrónica del argón (Ar) y, de esta manera se transforma en el anión
cloruro.
CE Cl: 1s2
2s2
2p6
3s1
3p 5
CE Ar: 1s2
2s2
2p6
3s1
3p 6
Cl + 1 e- Cl CE Cl-
: 1s2
2s2
2p6
3s1
3p 6
El anión cloruro posee igual configuración electrónica que el
argón
En el cloruro de sodio están presentes los cationes Na + y los aniones CL-
que se atraen debido a que poseen carga eléctrica de distinto signo. Este tipo
de unión debida a la atracción electrostática de partículas con carga
eléctrica (iones) de distinto signo se denomina enlace iónico. En este tipo de
22
enlace se realiza la transferencia de electrones el átomo menos
electronegativo (el metal) al más electronegativo (el no metal).
La unión covalente
Existen muchas sustancias formadas por átomos cuyas diferencias en
energía de ionización no son tan acentuadas como entre metales y no
metales, y no es factible que un átomo ceda electrones y otro los capte. El caso
extremo son la sustancias simples cuyos átomos poseen energía de ionización
iguales. Ambos aportan electrones. Se denomina enlace covalente.
Tipos de uniones covalentes según el número de pares de electrones que
compartan los elementos que participan de la unión:
23
Enlace metálico
Los metales constituyen un grupo numeroso de elementos. Con
excepción del mercurio, todos son sólidos a temperatura ambiente y forman
redes cristalinas.
Los átomos de los metales están ordenados y unidos entre sí. Dichos
átomos han perdido sus electrones de valencia convirtiéndose en iones
positivos, mientras que los electrones de valencia forman una nube
electrónica que se mueve libremente por los huecos existentes en los átomos.
De esta forma, todos los átomos comparten sus electrones de valencia,
dispuestos en forma de nube.
La estabilidad del metal se logra mediante la interacción entre esa
nube electrónica y los iones positivos. Esta forma de unión, que se denomina
enlace metálico, no es tan fuerte como el enlace covalente. De hecho, permite
que unas capas de átomos se deslicen sobre otras al ejercer una presión.
Las propiedades de los metales son una consecuencia de su estructura:
Son buenos conductores de la electricidad en estado sólido
Son buenos conductores del calor
Tiene buenas mecánicas, como la maleabilidad, la ductilidad y la
tenacidad
En general, su temperatura de fusión es elevada. El hierro por ejemplo,
funde a 1535 ºC.
Fundidos, se disuelven en otros metales formando aleaciones. El latón es una
aleación de cobre y zinc, que contiene entre el 55% y el 70% de cobre.
24
COMPOSICIÓN QUÍMICA DE LOS SERES VIVOS
Resuelve el ejercicio 34 de la sección actividades
¿Sabes cuántos elementos químicos participan de la formación de la
materia viva? Tan sólo 30. Aunque no lo creas, mediante la combinación de
estos pocos elementos se forman todas las moléculas de un ser vivo, no
importa si se trata de un caracol, de una planta o de un ser humano. El
carbono, el oxígeno, el hidrógeno y el nitrógeno son los más abundantes y se
tratan de elementos estructurales porque se encuentran en las biomoléculas.
OXÍGENO (O2
) : necesario para la respiración celular, liberado al ambiente
por los vegetales como resultado de la fotosíntesis
DIÓXIDO DE CARBONO (CO2
): resultado de la respiración celular que debe
ser liberado al exterior, necesario para los vegetales para la fotosíntesis.
Existe otro grupo de siete elementos (fósforo, azufre, sodio, potasio,
calcio, magnesio y cloro, conocidos como macroelementos que intervienen en
menor cantidad. La mayoría de ellos está presente como cationes o aniones.
CALCIO (Ca): forma el esqueleto de los vertebrados
SODIO (Na) y POTASIO (K): permiten la transmisión del impulso nervioso
FÓSFORO (P): presente en los ácidos nucleicos celulares
MAGNESIO (Mg): en los animales la mayoría se ubica en los huesos. en los
vegetales forma parte de la clorofila.
AZUFRE (S): forma parte de aminoácidos y proteínas y de algunas
vitaminas.
Los elementos estructurales y los macroelementos constituyen el 99% de
la masa que constituye a cualquier ser vivo. ¿Y el 1% restante? Corresponde a
19 elementos que se hallan en pequeñas cantidades: los oligoelementos. Los
principales son:
HIERRO (Fe): forma parte de numerosas enzimas respiratorias
Cobre (Cu): presente también en enzimas humanas
Cobalto (Co): componente central de la vitamina B12
Cinc (Zn): importante para la cicatrización de heridas y forma parte
de la insulina.
Las moléculas de importancia biológica o biomoléculas
LAS BIOMOLÉCULAS CUMPLEN FUNCIONES GENERALES. DICHAS FUNCIONES SON
DE TRES TIPOS:
25
ESTRUCTURAL O CONSTRUCTIVA: forman los materiales de
construcción utilizados para la formación y el funcionamiento de
las células y para el reemplazo de las células que se dañan.
ENERGÉTICA: almacenan y aportan la energía necesaria para
mantener la organización y el funcionamiento del organismo
REGULADORA: controlan y regulan las reacciones químicas en las
que participan
Moléculas simples: el agua
Fórmula química: H2
O
disuelve la mayoría de las sustancias (sales, azúcares, proteínas)
participa en casi todas las reacciones químicas metabólicas
tiene capacidad humectante
regula la temperatura corporal y mantiene la turgencia de las células
vegetales
transporta sustancias
Los hidratos de carbono o glúcidos
HIDRATOS
DE
CARBONO O
GLÚCIDOS
Más del 50 % de los
presentes en la
naturaleza se
producen como
resultado de la
fotosíntesis
Formados por C, H, O y
excepcionalmente N,
S y P
Se clasifican en:
monosacáridos,
disacáridos y
polisacáridos
MONOSACÁRIDOS: son sólidos,
solubles en agua, de sabor dulce y
principal fuente de energía para
las células. Ejemplos: glucosa y
fructosa.
DISACÁRIDOS: compuestos por 2
monosacáridos y con las mismas
propiedades que éstos últimos.
Ejemplos: sacarosa y lactosa
POLISACÁRIDOS: carecen de sabor
dulce, no son solubles en agua y
tienen función de reserva de
energía o cumplen función
estructural. Ejemplos: almidón,
celulosa, quitina, glucógeno
Los lípidos
LÍPIDOS
no se disuelven en
agua
formados por C, H,
ACIDOS GRASOS: forman parte de las
grasas animales y aceites vegetales.
Aportan energía
26
O y en menor
proporción por P y
N
TRIGLICÉRIDOS: sirven como reserva
de energía. Se acumulan en el tejido
adiposo. Actúan como aislante
térmico en animales marinos y de
zonas frías y amortiguan golpes.
FOSFOLÍPIDOS: forman las
membranas celulares.
CERAS: tienen función de protección
de los oídos, la piel, las plumas de
aves.
COLESTEROL: exclusivo de los
animales, regula la fluidez de las
membranas celulares, la función del
sistema nervioso, la producción de
bilis por parte del hígado, forman
parte de las hormonas sexuales
(estrógeno, progesterona y
testosterona).
Las proteínas
PROTEÍNAS
Son las
biomoléculas más
abundantes en
las células
Formadas por C, H,
O, N y en menor
proporción S
Formadas por la
unión de muchos
aminoácidos
Presentan distintos
tipos de
estructuras
espaciales
ENZIMAS: son catalizadores
biológicos, aceleran la velocidad de
reacciones químicas metabólicas
HEMOGLOBINA: presente en los
glóbulos rojos, transporta oxígeno y
dióxido de carbono
ACTINA Y MIOSINA: permiten la
contracción muscular y el
movimiento
ANTICUERPOS: nos defienden de
infecciones
COLÁGENO Y ELASTINA: dan
resistencia y elasticidad a la piel,
cartílagos y tendones
INSULINA: hormona que regula la
concentración de glucosa en sangre
OVOALBÚMINA: reserva nutricional
que se encuentra en el huevo
27
Los ácidos nucleicos
ÁCIDOS
NUCLEICOS
Transmiten la
información
genética
Están formadas por
unidades llamadas
nucleótidos
Son de 2 tipos: ADN (ácido
desoxirribonucleico) y ARN (ácido
ribonucleico)
Resuelve el ejercicio 35 de la sección de actividades