Configuración electrónica: nivel
energético, orbitales atómicos, configuraciones electrónicas y electrones de
valencia
Niveles de energía y grupos
La
expresión que indica la distribución de los electrones en los distintos
orbitales se denomina configuración
electrónica de los átomos. En general se escribe la configuración de los
átomos en estado fundamental o no excitado. Esto significa que los electrones
se encuentran en su estado de energía más bajo posible.
Los
electrones de un elemento poseen el nivel más bajo de energía posible, en
estado no excitado. La energía de un electrón depende del nivel (n) y del
subnivel (l) al que pertenecen. La energía de un electrón del nivel 1 es
inferior a la de uno de nivel 2, y este a su vez es inferior a uno de nivel 3.
Dentro de un mismo nivel, las energías están en orden creciente según los
subniveles s, p, d, y f. En los niveles superiores la energía de un subnivel s
o p del nivel siguiente, e incluso mayor que la del subnivel s del segundo.
Existen reglas para memorizar el orden de las energías de los subniveles, como
el diagrama de T. Moeller.
Los
subniveles s pueden tener como máximo dos electrones, los subniveles p seis,
los d diez, y los f catorce.
Los
elementos de un mismo grupo poseen el mismo número de electrones en los niveles
de mayor energía. Por ejemplo, los elementos del grupo IA poseen un electrón en
el subnivel ns, donde n es el número cuántico principal, que coincide con el
número del periodo, y se expresa ns1. Ejem: Na (Z=11):1s22s22p63s1
En los
metales de transición el electrón de mayor energía es el d, y en los grupos II,
IV… hasta el 0 o VIIIA, los electrones de mayor energía son p. Finalmente en
los metales lantánidos y actínidos, llamados de doble transición, estos
electrones son f.
Regla del octeto y estructura de
Lewis
La regla
del octete, que se debe al químico estadounidense Gilbert Newton Lewis,
sostiene que el compartimiento de electrones entre dos átomos se produce hasta
que todos los átomos enlazados posean la estructura electrónica de gas noble.
Para llegar a esta condición, todos deben poseer ocho electrones en su nivel
más externo sumados los propios y los compartidos.
Estructuras de Lewis
Pare el
estudio de los enlaces, Lewis representaba los átomos por su símbolo y los
electrones de su último nivel por puntos que situaba alrededor del símbolo. Si
los electrones están apareados, pueden representarse por un segmento pegado al
símbolo, y si el par de electrones interviene en el enlace, el segmento se
representa perpendicular al símbolo uniendo los átomos que lo comparten.
Tipos de enlaces químicos:
metálico, iónico, covalente
Se llama
enlace a la fuerza que une a los átomos de una molécula entre sí o las fuerzas
que mantienen unidas a una molécula con otra. Existen varios modelos de enlace,
que intentan explicar las propiedades químicas de las sustancias. El modelo más
intuitivo, y por lo tanto de más fácil comprensión, es el de los electrones de
valencia, es decir, que sólo tiene en cuenta los electrones del nivel más
externo.
En
términos simples podemos clasificar a los enlaces como fuerzas intramoleculares (mantienen unidos los átomos de una
molécula) y fuerzas intermoleculares
(mantienen unidas una molécula con otra). Los enlaces intramoleculares son de
mayor fuerza y se clasifican en tres tipos: metálicos, iónicos y covalentes.
- Enlace metálico: Son aquellos que se forman de la unión de un
metal con otro metal. Para explicar las propiedades de conductividad del calor
y la electricidad, así como las propiedades mecánicas de los metales, se
propuso un modelo de enlace formado por los iones positivos rodeados de una
nube de electrones procedentes de los niveles más externos de los átomos. Estos
electrones no pertenecen a ningún átomo en particular, son atraídos por todos.
Dichos electrones son los responsables de la conductividad eléctrica, ya que pueden
desplazarse, y de la conductividad calorífica, ya que pueden vibrar. Si un
metal se deforma, no varía la situación y por lo tanto no se rompe.
- Enlace iónico: Es aquel tipo de enlace que se forma de la unión de un metal con un no metal. El enlace se realiza mediante un intercambio de electrones, quedando los dos elementos con el mismo número de electrones que el gas noble más cercano en la tabla (ley del octeto). Por ejemplo, el sodio posee 11 electrones: dos en el primer nivel, ocho en el segundo y uno en el tercero, es un metal con una pequeña energía de ionización; y el flúor es un no metal que posee nueve electrones: dos en el primer nivel y siete en el segundo. Según este modelo, el sodio cede un electrón al flúor, quedando ambos unidos por fuerzas electrostáticas. En el caso de que los electrones cedidos no sean exactamente los que necesita el no metal, los átomos de uno y otro se combinan en una proporción determinada para que el balance de electrones sea nulo: CaàCa2+ + 2e-, 2Cl + 2e-à 2Cl-, con el intercambio de dos electrones, el ion calcio así formado junto con los dos iones de cloro darán el cloruro de calcio, CaCl2.
- Enlace covalente: Es aquel enlace que se forma entre dos no metales. El modelo propuesto para este tipo de enlace fue sugerido por Lewis, y se basa en la compartición de electrones. Lewis representaba los electrones del último nivel como puntos situados alrededor del símbolo del elemento, situando los electrones compartidos entre los símbolos de los átomos unidos. Los electrones compartidos serán los necesarios para que ambos elementos posean, sumando los propios y los compartidos, ocho electrones. El enlace covalente puede ser simple si comparten un par de electrones, doble si comparten dos pares, y triple si hay tres pares compartidos. A su vez también los enlaces covalentes se pueden clasificar en polares, no polares y dativos o coordinados.
- Polares: Existe una diferencia >0 y <1.7 en la electronegatividad entre los elementos que lo forman. Son dos no metales diferentes. Por ejemplo, H2O.
- No polares: La diferencia de electronegatividad entre los elementos que lo forman es de 0. Se forma por dos no metales iguales regularmente. Por ejemplo, Cl2, O2.
- Dativos o coordinados: Los electrones compartidos provienen del mismo átomo. Por ejemplo, cuando se unen in protón y una molécula de amoníaco para forma un ion amonio.
Propiedades físicas de las
sustancias iónicas, covalentes y metálicas: solubilidad, punto de fusión, punto
de ebullición y conductividad
Fuerzas intermoleculares: puente
de hidrógeno y fuerzas dipolo-dipolo
En muchas
ocasiones, las moléculas no se presentan aisladas, sino unidas entre sí
formando unidades más grandes. Estas fuerzas suelen ser de origen
electrostático, debido a la polaridad de las moléculas. Esta polaridad aparece
cuando los átomos unidos poseen distinta electronegatividad. El conjunto de
esas fuerzas recibe el nombre de fuerzas
de Van der Waals o dipolo-dipolo.
Cuando la polaridad proviene de un átomo muy electronegativo y de pequeño
tamaño, como puede ser el oxígeno o el flúor, y el hidrógeno, que es el átomo
más pequeño, estas fuerzas son mucho más intensas y se llaman puente de hidrógeno. Existe un tercer
tipo de fuerzas intermoleculares, los dipolo
instantáneo-dipolo inducido o fuerzas
de London las cuales se dan entre moléculas apolares.
Diagrama resumen de enlaces
