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Química General e Inorgánica I – Serie 1 –electrones ocupan los orbitales vacíos de a uno y luego se aparean hasta completar lasubcapa con un máximo de dos electrones por orbital.Es importante puntualizar que el concepto de configuración electrónica y elprincipio de construcción tienen sentido solamente en el contexto de la aproximaciónorbital. La forma espacial de los orbitales atómicos en átomos polielectrónicos es similara la de los orbitales atómicos en átomos hidrogenoides.Propiedades periódicasMuchas de las propiedades de iones y átomos se pueden racionalizar utilizandosus configuraciones electrónicas, que se hallan relacionadas con su posición en la TablaPeriódica. Ejemplos de propiedades periódicas son la energía de unión electrónica (elconcepto de energía de unión o captura electrónica reemplaza a la todavía utilizadaafinidad electrónica), la energía de ionización, el radio atómico (definido comoradio metálico o radio covalente) y la electronegatividad.La energía de unión electrónica de un elemento es el cambio de energía asociadoal proceso de adición de un electrón a un átomo neutro en fase gaseosa:A(g) + e - → A - (g)Las energías de unión electrónicas pueden ser positivas o negativas. Una energía deunión electrónica positiva indica que el anión es menos estable que el átomo neutro y elelectrón infinitamente separados.La energía de ionización es el cambio de energía asociado al proceso de extraerun electrón de un átomo en fase gaseosa.A(g) → A + (g) + e -Es posible definir energías de unión electrónicas y energías de ionizaciónsucesivas para un dado elemento.Uniones químicasHasta este momento se han considerado propiedades de átomos aislados. Sinembargo, uno de los objetivos fundamentales de la Química consiste en interpretar ypredecir las interacciones existentes entre los átomos, denominadas uniones químicas.En general, cualquier tipo de interacción se puede investigar dentro del marco de laMecánica Cuántica, resolviendo la ecuación de Schrödinger (la Mecánica Cuántica seaplica a propiedades de átomos aislados, de moléculas, de sólidos, etc.). Sin embargo, enmuchos casos es suficiente con obtener información cualitativa, y para esto resultaconveniente clasificar los distintos tipos de interacciones y estudiarlas separadamente.Una clasificación usual es la siguiente:1) Se entiende por enlace o unión covalente a la interacción que mantienefirmemente unidos a los átomos en una molécula y se caracteriza por la existencia de una4
Química General e Inorgánica I – Serie 1 –densidad electrónica significativa entre los átomos unidos. En general este tipo deuniones se establece cuando los átomos tienen electronegatividades similares.2) El enlace o la unión iónica proviene de la existencia de fuerzas electrostáticasentre iones. Un átomo cede un electrón al otro, quedando el primero – el catión –cargado positivamente y el segundo – el anión – cargado negativamente. Este tipo deunión se da cuando la diferencia de electronegatividades entre los átomos es muy grande.A pesar que estas interacciones son comparables en magnitud a las covalentes, engeneral no dan origen a moléculas, sino a sistemas extendidos compuestos por iones(sólidos).3) Uniones intermoleculares son las interacciones entre moléculas, de magnitudmenor que las covalentes. Permiten explicar la existencia de distintos estados deagregación de una sustancia.La magnitud de las uniones químicas se puede expresar en distintas unidades deenergía. La forma más común de expresarla es mediante la energía correspondiente a unmol de uniones, en kcal/mol, o kJ/mol. También se puede emplear la energía de una solaunión, y en este caso, es habitual usar unidades de Joule (J) o de electrón-volt (eV).Conversiones útiles son: 1 cal = 4,184 J y 1 eV= 1,602 10 –19 J.Cabe destacar en este contexto que, para considerar unión química como fuerte(como por ejemplo la unión covalente en el H 2 ) o débil, se debe comparar la energíapotencial asociada con la interacción con la energía cinética, que, como se verá en laSerie 2, está relacionada con la temperatura. Por esa razón podemos decir que en laTierra la molécula de H 2 presenta una unión “fuerte”, mientras que en el Sol, la unión es“débil”. En el Sol no es posible encontrar H 2 molecular, ya que éste se halla disociado enátomos dada la elevada temperatura (más aún, en el interior del Sol la temperatura es tanalta que los átomos se disocian en núcleos y electrones). Cualitativamente, se puededecir que una interacción es fuerte cuando ΔE potencial >> RT. (R: constante de los gases).La unión iónica y las uniones intermoleculares se estudiarán en la Serie 2. Nosocuparemos aquí de la unión covalente. El primer modelo exitoso de unión covalentefue propuesto por Lewis en 1916, identificando una unión química con un par deelectrones compartidos entre dos átomos e incorporando la llamada regla del octeto: losátomos tienden a formar enlaces con los átomos vecinos hasta rodearse de una capacompleta de electrones de valencia. Con ello adquieren la estructura electrónica del gasinerte correspondiente, con dos electrones para el H y ocho electrones para los átomosrestantes. La idea es de origen electrostático e intuitivamente comprensible. El par deelectrones, cuya carga es negativa, se sitúa entre los núcleos, con carga positiva,manteniendo unidos a los átomos. A partir de la regla del octeto, el modelo de Lewispermite explicar la conectividad (es decir, qué átomo está unido a cuál) en loscompuestos que contienen exclusivamente átomos de los dos primeros períodos de latabla periódica (para el hidrógeno y el helio la capa se completa con dos electrones). Siesta regla no existiera, el modelo carecería de poder predictivo.Otra limitación del modelo consiste en que en muchos casos una única estructurade Lewis es una descripción inadecuada de la molécula. Por ejemplo, experimentalmentese ha determinado que las distancias C-O en el ion CO 32-son idénticas, mientras que el5
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