Unidad Átomos y moléculas



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Unidad 2. Átomos y moléculas

Introducción: La materia, incluso la que constituye los organismos más complejos, está constituida por combinaciones de elementos. En la Tierra, existen unos 92 elementos. Muchos son muy conocidos, como el carbono, que se encuentra en forma pura en el diamante y en el grafito; el oxígeno, abundante en el aire que respiramos; el calcio, que utilizan muchos organismos para construir conchas, cáscaras de huevo, huesos y dientes, y el hierro, que es el metal responsable del color rojo de nuestra sangre. La partícula más pequeña de un elemento es el átomo. Los átomos, a su vez, están constituidos por partículas más pequeñas: protones, neutrones y electrones.

En la actualidad, los físicos explican la estructura del átomo por medio del modelo orbital. Los átomos son las piezas fundamentales de toda la materia viva y no viva. Aun así, son muy pequeños y constituyen un espacio eminentemente vacío. Los electrones se mueven alrededor del núcleo a una gran velocidad -una fracción de la velocidad de la luz- siendo la distancia entre el electrón y el núcleo, en promedio, unas 1.000 veces el diámetro del núcleo.

En un átomo, existe una íntima relación entre los electrones y la energía. En un modelo simplificado, la distancia de un electrón al núcleo está determinada por la cantidad de energía potencial -o "energía de posición"- que posee el electrón. Así, los electrones tienen diferentes cantidades de energía de acuerdo a su ubicación con respecto al núcleo y, a su vez, su número y distribución determina el comportamiento químico de un átomo.

Las partículas formadas por dos o más átomos se conocen como moléculas que se mantienen juntas por medio de enlaces químicos. Dos tipos comunes son los enlaces iónicos y los enlaces covalentes.
Las reacciones químicas involucran el intercambio de electrones entre los átomos y pueden representarse con ecuaciones químicas. Tres tipos generales de reacciones químicas son:

a. la combinación de dos o más sustancias para formar una sustancia diferente,


b. la disociación de una sustancia en dos o más, y
c. el intercambio de átomos entre dos o más sustancias.

Las sustancias formadas por átomos de dos o más elementos diferentes, en proporciones definidas y constantes, se conocen como compuestos químicos.

Los seres vivos están constituidos por los mismos componentes químicos y físicos que las cosas sin vida, y obedecen a las mismas leyes físicas y químicas. Seis elementos (C, H, N, O, P y S) constituyen el 99% de toda la materia viva. Los átomos de estos elementos son pequeños y forman enlaces covalentes estables y fuertes. Con excepción del hidrógeno, todos pueden formar enlaces covalentes con dos o más átomos, dando lugar a las moléculas complejas que caracterizan a los sistemas vivos.

En los seres vivos la materia se ordena en los llamados niveles de organización biológica. Cada nivel, desde el subatómico hasta el de la biosfera, tiene propiedades particulares -o emergentes- que surgen de la interacción entre sus componentes.

Los átomos

El núcleo de un átomo contiene protones cargados positivamente y -a excepción del hidrógeno, (1H)- neutrones, que no tienen carga. El número atómico es igual al número de protones en el núcleo de un átomo. El peso atómico de un átomo es, aproximadamente, la suma del número de protones y neutrones existentes en su núcleo. Las propiedades químicas de un átomo están determinadas por sus electrones (partículas pequeñas, cargadas negativamente), que se encuentran fuera del núcleo. El número de electrones en un átomo es igual al número de protones y determina el número atómico.



Todos los átomos de un elemento determinado tienen el mismo número de protones en su núcleo. En algunas ocasiones, sin embargo, diferentes átomos del mismo elemento contienen diferentes números de neutrones. Estos átomos que, por lo tanto, difieren entre sí en sus pesos atómicos, pero no en sus números atómicos, se conocen como isótopos del elemento.






Los núcleos de los diferentes isótopos de un mismo elemento contienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. Así, los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero difieren en sus pesos atómicos.

La mayoría de los elementos tienen varias formas isotópicas. Las diferencias en peso, aunque son muy pequeñas, son lo suficientemente grandes como para ser detectadas por los aparatos modernos de laboratorio. Además, si bien no todos, muchos de los isótopos menos comunes son radiactivos. Esto significa que el núcleo del átomo es inestable y emite energía cuando cambia a una forma más estable. La energía liberada por el núcleo de un isótopo radiactivo puede estar en forma de partículas subatómicas que se mueven rápidamente, de radiación electromagnética o en ambas formas. Pueden detectarse con un contador Geiger o con una película fotográfica





Electrones y energía

Los electrones más próximos al núcleo tienen menos energía que los más alejados y, de esta manera, se encuentran en un nivel energético más bajo. Un electrón tiende a ocupar el nivel energético más bajo disponible, pero con el ingreso de energía puede ser lanzado a un nivel energético más alto. Cuando el electrón regresa a un nivel de energía más bajo, se libera energía.

En un modelo simplificado, la distancia de un electrón al núcleo está determinada por la cantidad de energía potencial (llamada frecuentemente "energía de posición") que posee el electrón.

La siguiente analogía puede ser útil. Una roca que descansa en un terreno plano no gana ni pierde energía potencial. La energía usada para empujar la roca hasta la cima de una colina se transforma en energía potencial, almacenada en la roca cuando reposa en la cima de la colina. Esta energía potencial se convierte en energía cinética (o energía de movimiento) cuando la roca rueda cuesta abajo. Parte de la energía se pierde en forma de energía térmica, producida por la fricción entre la roca y la colina.



Variación en la energía potencial de un objeto según su altura.



Elementos biológicamente importantes

Los elementos son, por definición, sustancias que no pueden ser desintegradas en otras sustancias por medios químicos ordinarios. De los 92 elementos naturales de la Tierra, sólo seis constituyen aproximadamente el 99% de todos los tejidos vivos. Estos seis elementos son el carbono, el hidrógeno, el nitrógeno, el oxígeno, el fósforo y el azufre, a los cuales se los conoce con la sigla CHNOPS. Sin embargo, no son los elementos más abundantes en la superficie de la Tierra.






¿Por qué, cuando la vida se organizó y evolucionó, fueron estos elementos tan importantes? Una clave es que los átomos de todos estos elementos necesitan ganar electrones para completar sus niveles de energía exteriores. Así, generalmente forman enlaces covalentes. Dado que estos átomos son pequeños, los electrones compartidos en los enlaces se mantienen próximos a los núcleos, produciendo moléculas muy estables. Más aun, con excepción del hidrógeno, los átomos de todos estos elementos pueden formar enlaces con dos o más átomos, haciendo posible la constitución de las moléculas grandes y complejas esenciales para las estructuras y funciones de los sistemas vivos.

Generalmente los átomos no se encuentran solos. se combinan entre sí formando moléculas. Pero no todos los átomos se combinan entre sí, lo hacen según reglas bien definidas. La cantidad de átomos distintos es muy limitada pero la cantidad de moléculas es enorme. Es como en un juego de construcción: las piezas distintas son pocas pero las construcciones que se pueden hacer son muchas. Así tenemos moléculas del agua (H2O); moléculas del aire, como las del oxígeno (O2) y el nitrógeno (N2); moléculas de la tierra, moléculas de la vida (ADN y ARN)










Ideas clave

  • Según el modelo atómico actual, el átomo se encuentra dividido en dos partes:

    • Núcleo. Parte más interna del átomo en donde se encuentran los protones (de carga positiva) y los neutrones (que no tienen carga). Ambos tienen masas similares y aportan prácticamente la totalidad de la masa del átomo.

    • Corteza. Parte más externa del átomo donde se encuentra los electrones (de carga negativa). Tienen una masa 2000 veces menor que la de los protones o los neutrones. Están distribuidos en distintos niveles energéticos en lo que llamamos orbitales.

  • El número atómico Z es el número de protones que posee el núcleo de un átomo. Es lo que distingue a un elemento de otro.

  • El número másico A es el resultado de la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.

  • El elemento se suele representar de la siguiente manera: donde X es el símbolo del elemento.

  • Se llaman isótopos a los átomos que poseen el mismo número atómico y distinto número másico.

  • Se llaman iones a los átomos que no tienen la misma cantidad de electrones que de protones, por lo que presentan carga eléctrica.

  • La masa atómica de un elemento es número de veces que contiene la unidad de masa atómica (u), que es la doceava parta de la masa del átomo de carbono 12.

Números Cuánticos

Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto está basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos.


Los números atómicos más importantes son cuatro:

 Número Cuántico Principal.

 Número Cuántico Secundario.

 Número Cuántico Magnético.

 Número Cuántico de Spin.


Número Cuántico Principal (n)

El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7.



Número Cuántico Secundario o Azimutal (l)

Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según  el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los números:

 l = 0    s    sharp

 l = 1    p    principal

 l = 2    d    diffuse

 l = 3    f     fundamental

 l = 4    g

 l = 5    h

 l = 6    i

Número Cuántico Magnético (m)

El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones,  el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l.




Número Cuántico de Spin (s)

El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2.


De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Principio de Exclusión de Pauli

El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.



Regla de Hund

Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).




CONFIGURACION ELECTRONICA

Llenado de orbitales y notación.

Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía de estos estados, ocupándose primero los de menor energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está más alto en energía que el 4s (n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10 electrones según la primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10), hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos.

Se suele emplear una regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la primera columna se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda columna, saltándose una fila, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones son los que quedan más a la derecha y arriba de la tabla, como indica el sentido de las flechas en el diagrama:

Orden de llenado de orbitales electrónicos y último electrón esperado en la tabla periódica.

Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio (Z=23), con el diagrama obtendríamos:



Llenado de orbitales: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23)

donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel. Sumando el número de electrones presente en cada orbital, obtenemos el número de electrones del elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbita d no está lleno, sólo hay tres electrones de 10 posibles.



Ejemplos:

11Na (sodio)     1s2, 2s2 2p6, 3s1.

28 Ni    ls2,   2s2   2p6,   3s2 3p6,   4s2,   3d8.

Notación de Gas Noble.

En la práctica, para simplificar la notación, los niveles de energía completos se indican con la referencia al gas noble correspondiente (el de número atómico inmediatamente menor) al que se añade la distribución de electrones en el nivel no completo. En el caso del vanadio:

Gas noble precendente: 18 Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Configuración eléctrónica del vanadio: [Ar] 4s2 3d3

Aunque la mayoría de las veces los electrones van ocupando los orbitales de la forma indicada anteriormente, en realidad se producen excepciones.

Así, el cobre tiene una estructura electrónica 4s13d10 en vez de la esperada 4s23d9. La razón de ello es que a las fuerzas de atracción entre los protones del núcleo y los electrones, se añade la interferencia de las capas electrónicas interiores que resulta en una desviación de los niveles de energía del último electrón añadido y por tanto una configuración electrónica más estable distinta de la esperada.


Electrones de Valencia

Los electrones en los niveles de energía externos son aquellos que serán utilizados en la formación de compuestos y a los cuales se les denomina como electrones de valencia.

Sólo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo cercano. Por lo general, los electrones del interior no se afectan mucho y tampoco los electrones en las subcapas d llenas y en las f, porque están en el interior del átomo y no en la superficie.


Electrones de Valencia para Elementos Representativos


Para los elementos representativos el número de electrones de valencia corresponde al número del grupo. Por ejemplo, el sodio tiene un electrón de valencia puesto que está ubicado en el Grupo IA, el magnesio (Grupo IIA) tiene dos, el aluminio (IIIA) tiene tres, el silicio tiene cuatro, el fósforo tiene cinco, el azufre tiene seis y el cloro tiene siete.

Electrones de Valencia para Elementos de Transición


Para los elementos de transición los electrones s (electrones en orbitales s) de los niveles de energía más externos son utilizados en la formación de compuestos al igual que los electrones de orbitales d. Para la primera mitad de la serie de transición, todos los electrones d son electrones de valencia, pero a pesar de esto solamente algunos de los electrones d son utilizados, siendo seis el número máximo. Por tanto, podemos decir que el escandio (Sc) en el grupo IIIB tiene tres electrones de valencia, el titanio (Ti) tiene cuatro, el vanadio (V) tiene cinco, el cromo (Cr) tiene seis y el manganeso (Mn) tiene siete.

Para los elementos representativos, a menudo es conveniente presentar los electrones de valencia en un átomo utilizando la notación denominada kernel o notación electrónica de punto. En esta notación el símbolo para un elemento es usado para representar el núcleo y todos los electrones internos y el punto para representar cada electrón de valencia.



ESTRUCTURA DE LEWIS

Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos

sólo entran en contacto las regiones exteriores, razón por la cual al estudiar el enlace químico se consideran sobre todo los electrones de valencia.

Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo. Ej el C cuya configuración electrónica externa es 2s2 2p2, tiene 4 electrones en su último nivel, por lo tanto utilizando las fórmulas puntuales de Lewis se representaría como





• C •

Las fórmulas puntuales de Lewis también pueden emplearse para representar a los electrones de valencia en los átomos que forman un enlace iónico, o un enlace covalente en la molécula o ión poliatómico.



IONES: CATIONES Y ANIONES

IONES

Son especies químicas (átomos o grupos de átomos) cargadas eléctricamente. Es decir, que tienen un número distinto de protones que de electrones: Catión, Cuando en la especie química, hay más protones que electrones y por ello tiene carga positiva. Anión, cuando en la especie química, hay más electrones que protones y por ello tiene carga negativa.


CATIONES

Son iones con carga positiva. Los hay monoatómicos y poliatómicos.



Cationes monoatómicos: suelen corresponder a metales que han perdido sus electrones de valencia.

Ejemplos




Nombre

Ca2+

Ión calcio

Fe2+

Ión ferroso

Sn4+

Ión estánnico




Ejemplos

Ion

Nombre

Ca2+

Ión calcio

Fe2+

Ión hierro (II)

Sn4+

Ión estaño (IV)


ANIONES

Son iones con carga negativa. Los hay monoatómicos y poliatómicos.


Aniones monoatómicos: suelen corresponder a no metales que han ganado electrones completando su capa de valencia.


Ejemplos

Ión

Nombre

Cl-

cloruro

H-

hidruro

S2-

sulfuro


Aniones poliatómicos: se pueden considerar como procedentes de una molécula que ha perdido protones.


Ejemplos

Compuesto

Nombre

(SO4 ) 2-

Ión sulfato

(NO2 )-1

Ión nitrito

ClO-

Ión hipoclorito

MnO4-

Ión permanganato



GASES DIATÓMICOS

Los elementos que normalmente, a temperatura ambiente, se encuentran en estado gaseoso, suelen estarlo en forma de moléculas diatómicas. Estas se nombran con el nombre del elemento.

Si se quiere hacer referencia al átomo individual hay que incluir la palabra atómico:

Gases diatómicos



Elemento

Nombre

Átomo

Nombre

H2

Hidrógeno

H

Hidrógeno atómico

F2

Flúor

F

Flúor atómico

Cl2

Cloro

Cl

Cloro atómico

Br2

Bromo

Br

Bromo atómico

Bibliografía: http://iescarin.educa.aragon.es/depart/biogeo/varios/BiologiaCurtis/Seccion%201/1%20-%20Capitulo%201.htm



http://www.juntadeandalucia.es/averroes/iesemiliomanzano/departamentos/naturales/fyq/material/atomos%20y%20moleculas.htm

http://www.isftic.mepsyd.es/w3/eos/MaterialesEducativos/mem2000/materia/web/index.htm
http://usuarios.lycos.es/billclinton/ciencia/numeros_cuanticos.htm

http://medicina.usac.edu.gt/quimica/enlace/Electrones_de_Valencia.htm

http://www.iescabrerapinto.com/docs/teoriaformulacioninorg.pdf

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