lunes, 24 de enero de 2011

TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD (LINUS PAULING)


LA REGLA DEL OCTETO


Según la regla del octeto, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.
Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su orbital con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia, por lo general colocando los orbitales extra en subniveles.

ESTRUCTURA DE LEWIS

La Estructura de Lewis, o puede ser llamada diagrama de puntomodelo de Lewis o ALDA representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalentecomo complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1915 en su artículo La molécula y el átomo.

Carga Formal


En términos de las estructuras de Lewis, la carga formal es utilizada en la descripción, la comparación y el gravamen de las probables estructuras topológicas y de las estructuras de resonancia determinando la carga electrónica evidente de cada átomo dentro, basado sobre su covalencia exclusiva asumida de la estructura del punto del electrón o el enlace covalente no polar. Esto tiene usos determinando la posible re-configuración de los electrones cuando se refiere a los mecanismos de reacción, y generalmente resulta el mismo signo que la carga parcial del átomo, con excepciones. En general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:
Cf = Nv - Ue - Bn , donde:
  • Cf es la carga formal.
  • Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.
  • Ue representa el número de electrones no enlazados.
  • Bn representa el número total de electrones de enlace, esto dividido entre dos.
La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la estructura de Lewis. Los electrones en los enlaces covalentes son divididos equitativamente entre los átomos involucrados en el enlace. El total de las cargas formales en un ion debe ser igual a la carga del ion, y el total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.

RESONANCIA

Para algunas moléculas e iones, resulta difícil determinar qué pares solitarios deben ser movidos para formar enlaces dobles o triples. Esto es, algunas veces, el caso cuando átomos múltiples del mismo tipo rodean el átomo central, y esto es especialmente común para átomos poliatómicos, es decir átomos no esreocentros.
Cuando esto ocurre, la estructura de Lewis para la molécula es una estructura de resonancia, y la molécula existe como un híbrido de resonancia. Cada una de las diferentes posibilidades se superpone con las otras, y se considera que la molécula posee una estructura de Lewis equivalente al promedio de estos estados.
El ion nitrato (NO3-), por ejemplo, debe formar un enlace doble entre el nitrógeno y uno de los oxígenos para satisfacer la regla del octeto para el nitrógeno. Sin embargo, como la molécula es simétrica, no importa cuál de los oxígenos forma el doble enlace. En este caso, existen tres estructuras de resonancia posibles. Para expresar la resonancia cuando se dibuja la estructura de Lewis, debe hacerse o bien dibujando entre corchetes cada una de las formas de resonancia posibles y colocando flechas dobles entre ellas o bien usando líneas discontinuas para representar los enlaces parciales.
Cuando se comparan las estructuras de resonancia para la misma molécula, usualmente aquellas con la menor carga formal contribuyen más al híbrido total de la resonancia. Cuando las cargas formales son necesarias, las estructuras de resonancia que tienen cargas negativas en los elementos más electronegativos y cargas positivas en los elementos menos electronegativos son favorecidas.

jueves, 20 de enero de 2011

Tipos de enlace

Enlace covalente
Tiene lugar cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Un átomo cede parcialmente un electrón cedido parcialmente por otro átomo; así esos dos electrones pasan a ser compartidos por los dos átomos. De este modo cada electrón del par de electrones de enlace es atraído al mismo tiempo por las cargas positivas (protones) de cada uno de los dos núcleos.
Un par de electrones constituye lo que se denomina doblete. en el caso en que dos átomos comparten un doblete, se dice que están unidos por un enlace simple; si comparten dos  dobletes, se dice que el enlace que los une es doble, y si comparten tres, que el enlace que los une es triple. En las fórmulas de enlaces, cada doblete compartido se puede representar mediante un guión largo entre los átomos.

Enlace metálico
En estado sólidos, los metales están constituidos por un retículo cristalino tridimensional cuyos números están ocupados por los cationes metálicos, es decir, por los iones formados al perder los átomos del metal sus electrones de valencia. Estos electrones pueden moverse con libertad a través del retículo. Así pues, un metal debe ser considerado como un agregado reticular de cationes inmerso en una nube o gas de electrones. debido a la movilidad de electrones, los metales son excelentes conductores del calor y la electricidad. 


Modelo atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr se basa en tres postulados:
1.- Cualquiera que sea su órbita, un electrón no emite energía radiante al girar en torno al núcleo.
2.- Un electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo: solo son posibles aquellas órbitas para las que el momento angular del electrón (producto de su momento de inercia por su velocidad angular) es un múltiplo de h/2p, donde h es la constante de Planck.
3.- Cuando un electrón cae desde una órbita a otra de energía más baja, la energía liberada se emite como un fotón cuya frecuencia viene dada por la expresión v=(EK-Ej)/h, siendo E la energía del electrón en las órbitas de partida y de llegada, de números cuánticos respectivos k y j.

Principio de exclusión de Pauli
En 1925, tras la formulación del concepto de espín, W.Pauli estableció un principio relativo a los cuatro números cuánticos que caracterizan a cualquier electrón orbital en un átomo.
Este principio, que se aplica así mismo a cualquier sistema electrónico aislado, puede formularse diciendo que en un átomo no puede existir dos electrones en el mismo estado cuántico, o bien, en otras palabras, que el conjunto de valores asignados a los cuatro números cuánticos debe ser diferente para cada electrón. El principio de exclusión de Pauli no puede demostrarse teóricamente sino que más bien constituye un principio fundamental confirmado por la existencia. 
Los electrones que tienen el mismo valor de n (primer número cuántico)constituyen un nivel energético definido, que puede designarse empleando las letras K,L,M,N,O,P,etc. , que corresponde a valores de n iguales a 1,2,3,4,5,6, etc. Estos electrones se reparten en sus niveles energéticos según los valores del segundo número cuántico l.
A su vez, los electrones pertenecientes a un mismo subnivel se distribuyen en diversas orbitas elepticas cuyas diferentes orientaciones vienen dadas por los valores del tercer número cuántico, ml, y en cada una de estas orbitas pueden existir dos electrones, estando cada uno de ellos caracterizado por uno de los dos posibles valores del cuarto número cuántico o número cuántico de espín ms
Estas reglas para los números cuánticos fijan la capacidad de contener electrones de cada nivel, subnivel y orbita. En resumen: 
- cada nivel principal de número cuántico n contiene un total n subniveles; 
- cada subnivel de número cuántico l contiene 2l + 1 orbitales, así:
- el subnivel s (1=0) contiene una orbital, 
-el subnivel p (1=1) contiene 3 orbitales,
- el subnivel d (1=2) contiene 5 orbitales,
- el subnivel f (1=3) contiene 7 orbitales.
- cada orbital puede contener dos electrones que deben tener espínes opuestos.

Configuraciones electrónicas de los átomos
De acuerdo con las reglas establecidas en el apartado anterior es posible asignar números cuánticos a cada uno de los electrones de un átomo. La manera más sencilla de escribir la disposición de los electrones en un átomo es dar su configuración electrónica, que nos dice el número de electrones en cada nivel principal y en cada subnivel. Con un diagrama orbital podemos ir un paso más allá e indicar la disposición de los electrones dentro de los orbitales y, por último, pódemos especificar los 4 números cuánticos para cada electrón. 
La forma normalmente usada para exprear simbólicamente la estructura electrónica de un átomo es la llamada notación espectral. Con esta notación se emplea un super índice para indicar el número de electrones en un subnivel determinado. 
Así, la configuración electrónica del potasio, cuyo númeroatónico es 19, sería:
 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s1, lo que significa que el átomo de potasio (K)  tiene dos electrones en el nivel 1s, dos electrones en el subnivel 2s, seis electrones en el subnivel 3p, y un electrón en el subnivel 4s.
En los diagramas orbitales se emplean flechas para indicar los espines de los electrones. Así la flecha hacia arriba indica un electrón con un número cuántico de espín ms=+1/2 y la flecha hacia abajo indica un electrón con el espín opuesto, ms=-1/2.
Par llegar a establecer la  configuración electrónica de un átomo debemos conocer el orden creciente de la energía de estos. Normalmente, llenan por completo un subnivel antes de empezar a ocupar el subnivel siguiente. Las energías relativas de los diferentes subniveles pueden determinarse experimentalmente. 
En general, la energía de los subniveles se incrementa con el número cuántico principal n, pero no siempre. Así, el subnivel más bajo de n=4 (es decir, el subnivel 4s) tiene menor energía que el subnivel más alto de n=3 (es decir, 3d), por lo que en los átomos de K y Ca los sucesivos electrones entran en el subnivel 4s antes de ocupar el subnivel 3d.
Sabiendo, por ejemplo, que el orden en que se llenan los primeros subniveles es 1s, 2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p, podemos establecer la configuración electrónica de los 36 primeros elementos.
Puesto que el subnivel s puede tener solo dos electrones, el subnivel 1s esta lleno en el He (Z=2). El Li (Z=3), el tercer electrón tiene que entraren un nuevo subnivel: el 2s, que es el subnivel de menor energía del segundo nivel principal; en el Li tiene pues un electrón en este subnivel (1s2, 2s1).



antecedentes históricos del átomo

Al margen sobre una teoría sobre los elementos que hoy nos parece mera especulación, los griegos introdujeron un concepto destinado a perdurar hasta nuestros días, aunque tras sufrir profundas modificaciones: el átomo. Fueron Leucipo y su discípulo Demócrito de Abdera (ss. V-IV a.C.) quienes, en oposición a Zenón de Elea, afirmaron que la materia esta constituida por átomos, el ser, y espacios vacíos entre átomos, el no ser. Los átomos de Leucipo y Demócrito son eternos e indivisibles y esencialmente de una misma naturaleza, aunque difieren en su forma y su tamaño. Entre los seguidores de Demócrito, Epicuro de Samos (ss. IV-II a.C.) creó el termino átomo (del gr. tomos, dividir, y, a, partícula que indica negación) y le asignó un determinado peso. La teoría atomística pasó a Roma, donde Lucrecio, en el s.I a.C, la expuso en De rerum natura.

jueves, 13 de enero de 2011

¿Qué es un átomo?

El átomo es considerado el componente básico de toda materia. Es la partícula mas pequeña de un elemento que posee todas las propiedades químicas de tal elemento. Los átomos poseen un núcleo, protones y neutrones rodeado por los electrones. Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes números de protones.