martes, 23 de agosto de 2011

Modelo Atómico


Átomo

En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομονsin partes; también,     
 se deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no divisible) es la unidad más pequeña de un elemento
 químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante 
procesos químicos.
Su denso núcleo representan el
 99.9% de la masa del átomo, y 
está compuesto de
 bariones llamados protones y 
neutrones, rodeados por una nube 
de electrones, que 
-en un átomo neutro- igualan el
 número de protones.
El concepto de átomo como 
bloque básico e indivisible que 
compone la materia del
 universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, 
su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física
nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.




Estructura atómica


A pesar de que "átomo" significa "indivisible", hoy día se sabe que el átomo está formado por
 partículas más pequeñas, las llamadas partículas subatómicas.
El núcleo del átomo es su parte central. Tiene carga positiva, y en él se concentra casi toda la masa 
del mismo. Sin embargo, ocupa una fracción muy pequeña del volumen del átomo: su radio es unas 
diez mil veces más pequeño. El núcleo está formado por protones y neutrones.
Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, partículas de carga negativa y masa muy 
comparada con la de los protones y neutrones: un 0,05% aproximadamente. Los electrones se
 encuentran alrededor del núcleo, ligados por la fuerza electromagnética que éste ejerce sobre 
ellos, y ocupando la mayor
 parte del tamaño del átomo, en la llamada nube de electrones.

El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:
  • Protones: una partícula con carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y una masa
  •  de 1,67262 × 10–27 kg.
  • Neutrones: partículas carentes de carga eléctrica, y con una masa un poco mayor que la del
  •  protón (1,67493 × 10–27 kg).
El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del 
siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos 
neutrones. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como número
 atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del 
símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito
 anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He).
La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, 
representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico
. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1 (1H),
 y el del helio, 4 (4He).
Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número 
másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales
 del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas
 propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por
 ciertas propiedades físicas.
Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos,
 que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que 
tienen el mismo número másico.
Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin embargo,
 el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra fuerza de mayor 
magnitud, aunque de menor alcance conocida como la interacción nuclear fuerte.


Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico
 de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Rutherford. 
Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa
 central cargada positívamente rodeada de una nube de carga negativa.
Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los
 electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una
 dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería
 necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo 
energía. Las leyes de Newton, junto con la ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo
 aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10−10 s, toda
 la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.



Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales
 de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg
La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de
protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo 
en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.
A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus 
electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una
 partícula con carga neta diferente de cero.
El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor
 del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de 
electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el 
comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente
 como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón 
en una región finita de espacio alrededor del núcleo.


La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado
 por los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los 
cuales son 1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente.
El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes
 de electrones no cuentan con bordes definidos, pero su diámetro puede 
estimarse razonablemente en 1,0586 × 10–10m, el doble del radio de Bohr para 
el átomo de hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es 
la única partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 × 10–15
 se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que 
el átomo mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa.
Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, 
el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, 
como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.

Historia de la teoría atómica

El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos
 griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto
 por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que 
explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no
 podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque
 indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos
 los cuerpos macroscópicos que nos rodean. El siguiente avance 
significativo se realizó hasta en 1773 el químico francés Antoine-Laurent
 de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye,
 simplemente se transforma."; demostrado más tarde por los experimentos
 del químico inglés John Dalton quien en1804, luego de medir la masa de 
los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias 
están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, 
pero diferentes de un elemento a otro.
Luego en 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una 
temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo
 número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de
 la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los
 gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre 
átomos y moléculas.
El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación 
de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, 
remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas.
 Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como
 la conocemos actualmente.
La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el 
experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. 
Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, 
y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido 
conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.

Evolución del modelo atómico

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia
 ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo
 de la física y la química. A continuación se hará una exposición de
 los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas.
 Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos 
observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.

Modelo atómico de Demócrito

Democrito desarrolló la “teoría atómica del universo”, concebida por su mentor,  
 el filósofo Leucipo. Esta teoría, al igual que todas las teorías filosóficas griegas,
 no apoya sus postulados mediante experimentos, sino que se explica mediante
 razonamientos lógicos. La teoría atomística de Demócrito y Leucipo se puede
 esquematizar así:
  • Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles.
  • Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas.
  • Las propiedades de la materia varian según el agrupamiento de los átomos.
Defiende que toda la materia no es más que una mezcla de elementos originarios
que poseen las características de inmutabilidad y eternidad, concebidos como
 entidades infinitamente pequeñas y, por tanto, impercetibles para los sentidos,
 a las que Demócrito llamó átomos, término griego que significa "que no puede 
cortarse".
Epicuro, filósofo posterior que toma esta teoría, modifica la filosofía de
 Democrito cuando le conviene, pues no acepta el determinismo que el
 atomismo conllevaba en su forma original. Por ello, introduce un elemento
 de azar en el movimiento de los átomos, una desviación de la cadena de
 las causas y efectos, con lo que la libertad queda asegurada.
Los atomicistas pensaban distinto a los eleatas, pues mientras los eleatas
 no aceptaban el movimiento como realidad, sino como fenómeno, Leucipo y 
Demócrito parten de que el movimiento existe en sí. Habla por primera vez de
 la fuerza de la inercia. Demócrito pone como realidades primordiales a los 
átomos y al vacío, o, como dirían los eleatas, al ser y al no ser. Para Demócrito
, la realidad está compuesta por dos causas (o elementos): το ον (lo que es),
+ representado por los átomos homogéneos e indivisibles, y το μηον (lo que no es)
, representado por el vacío. Este último es un no-ser no-absoluto,
 aquello que no es átomo, el elemento que permite la pluralidad de 
partículas diferenciadas y el espacio en el cual se mueven.
Demócrito pensaba y postulaba que los átomos son indivisibles,
 y se distinguen por forma, tamaño, orden y posición. Se cree que
 la distinción por peso, fue introducida por Epicuro años más tarde
 o que Demócrito mencionó esta cualidad sin desarrollarla demasiado.
 Gracias a la forma que tiene cada átomo es que pueden ensamblarse
 —aunque nunca fusionarse (siempre subsiste una cantidad mínima de
 vacío entre ellos que permite su diferenciación)— y formar cuerpos,
 que volverán a separarse, quedando libres los átomos de nuevo hasta 
que se junten con otros. Los átomos de un cuerpo se separan cuando
 colisionan con otro conjunto de átomos; los átomos que quedan libres
 chocan con otros y se ensamblan o siguen desplazándose hasta volver
 a encontrar otro cuerpo.
Los átomos estuvieron y estarán siempre en movimiento y son eternos.
 El movimiento de los átomos en el vacío es un rasgo inherente a ellos,
 un hecho irreductible a su existencia, infinito, eterno e indestructible.
Al formar los átomos, por necesidad, un vórtice o remolino (dine), sus 
colisiones, uniones y separaciones forman los diferentes objetos y seres
 y la realidad con toda su diversidad. Cada objeto que surge en el universo
 y cada suceso que se produce, sería el resultado de colisiones o reacciones
 entre átomos. Aunque la cita "todo cuanto existe es fruto del azar y la
 necesidad" se atribuye a Demócrito, sus escritos enfatizan en la necesidad 
, al contrario de Epicuro que enfatizó en el azar. El modelo atomista constituye
 un claro ejemplo de modelo materialista, dado que el azar y las reacciones
 en cadena son las únicas formas de interpretarlo.
Generalmente, una propuesta, antes de adquirir la condición de ley, parte de
 ser una mera generalización empírica que aspira a alcanzar un requisito 
crucial: ser explicada. Una vez hecho esto, la estadística inductiva concreta su idea.
 Sus premisas dejan de albergar la posibilidad de que la conclusión no se cumpla, y 
de este modo se constituye la ley.
Pues bien, en el caso de Demócrito el desarrollo se invirtió. Demócrito 
comenzó ofreciendo una explicación a una parcela de la realidad la cual 
no tuvo la oportunidad de observar, ni, en consecuencia, falsar si hubiese
 cabido; y verificar como cupo en su momento. El verificacionismo no podía
ser un requisito esencial a la hora de dar credibilidad a su explicación y 
confeccionarla como ley, y Demócrito era consciente de ello:
"La mente del hombre estaría formada por átomos esféricos livianos, 
suaves, refinados y el cuerpo, por átomos más pesados. Las percepciones
 sensibles, tales como la audición o la visión, son explicables por la 
interacción entre los átomos de los efluvios que parten de la cosa 
percibida y los átomos del receptor. Esto último justifica la relatividad
 de las sensaciones."
"El conocimiento verdadero y profundo es el de los átomos y el vacío,
 pues son ellos los que generan las apariencias, lo que percibimos, lo
 superficial.
Las deducciones de Demócrito y los otros filósofos se realizaban desde
 la lógica, el pensamiento racional, relegaba la relevancia del empirismo
 a un último plano, y depositaba escasa fe en la experiencia sensorial,
 es decir la que apreciaba por los sentidos. En su teoría del atomismo
, explica muy bien el por qué: en el atomismo Demócrito defendía que la materia 
está compuesta por dos elementos: lo que es, representado por los átomos
 homogéneos e indivisibles; y lo que no es, el vacío, lo que permite que esos
 átomos adquieran formas, tamaños,
 órdenes y posiciones, y constituyan así la totalidad de la physis. 
Demócrito explicaba las percepciones sensibles tales como la 
audición o la visión, con la interacción entre los átomos que emanan
 desde el objeto percibido hasta los organismos receptores. 
Esto último es lo que prueba con fuerza la relatividad de las sensaciones.

Modelo de Dalton

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 

1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.
 Este primer modelo atómico postulaba:



  • La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
  • Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
  • Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
  • Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
  • Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
  • Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los
 rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).



Modelo de Thomson


Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson,
 se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y
 una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los
 cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa
 de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía de
l inglésplum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean
 Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thompson donde
 las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel"
 (la carga positiva).

Modelo de Rutherford

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a
 partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce 
como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un
 avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que
 el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo
,a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un 
núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, 
mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al
 núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos.
 A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común
 del átomo del público no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa
 razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias
 incongruencias:
  • Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell,
  •  las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales.
  •  Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento
  •  (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente
  •  en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón
  •  caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría
  •  muy brevemente.
  • No explicaba los espectros atómicos.


Modelo de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno
 tomando como punto de partida el modelo de Rutherford,Niels
 Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y 
emisión de los gases, así como la nueva teoría de la
 cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el
 fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro
 y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.
” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas
 órbitas)
  • Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
  • Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
  • Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión
 del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una
 base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando
 un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la 
condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un
 método que no puede justificar.

Modelo de Schrödinger


Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza 
ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por
 Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo
 del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los
 electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno
 al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel
 macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo.
 En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de
 una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad
 de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de
 probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los
 orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo 
de hidrógeno.




Electronegatividad

La electronegatividad, (abreviación EN, símbolo χ 
(letra griega chi)) es una propiedad química que mide la 
capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo
 funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica
, cuando forma un enlace covalente en una molécula.
 También debemos considerar la distribución de densidad 
electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros,
tanto en una especie molecular como en un compuesto no
 molecular.
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada
 fundamentalmente por dos magnitudes, su masa atómica y la 
distancia promedio de los electrones de valencia con respecto 
al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con
 otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el
 investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el
 año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de
 valencia. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente
 de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización,
 pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos 
a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.
Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque
 hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los 
métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto
 por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es
 un número adimensional que se incluye dentro de la escala de
 Pauling. Escala que varía entre 0,7 para el elemento menos 
electronegativo y 4,0 para el mayor.
Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente
 una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una
 molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el 
"entorno"4 de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas.
 La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado 
sería la afinidad electrónica o electroafinidad.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace
 iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad
 forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de
 mayor electronegatividad.


Enlace químico


Un enlace químico es el proceso físico responsable de 
las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y 
que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos
 y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas 
es un área compleja que está descrita por las leyes de la 
electrodinámica cuántica. Sin embargo, en la práctica, los 
químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en
descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero
 más sencillas en su descripción del enlace químico.
 En general, el enlace químico fuerte está asociado con la
 compartición o transferencia de electrones entre los átomos
 participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos
 -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está 
unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.

Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace 
covalente y el enlace iónico suelen ser descritos como "fuertes", mientras
 que el enlace de hidrogeno y las fuerzas de Van der Waals son
 consideradas como "débiles".

Ejemplo de enlaces químicos entre carbono ChidrógenoH, y oxígeno O, representados según la estructura de Lewis. Los diagramas de punto representaron un intento temprano de describir los enlaces químicos, y aún son ampliamente usados hoy en día.
Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los 
electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y
que losprotones en el núcleo lo están positivamente, la configuración
 más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones
 pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro
 lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan 
mutuamente.
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más
 electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al 
espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente
 cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, 
en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los
 dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción
 tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio
 relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. 
En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones
 en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos
 atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que
 están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más 
electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.
En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace
 no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace,
 elorbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que
 permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones 
recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor 
energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) 
de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia,
 un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo
 que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo 
asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa.
 Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los
 átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga positiva 
o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero,
 en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los
 químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y [polaridad
 (química)] de los enlaces. La regla del octeto y la (TREPEV)teoría
 de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia]] son dos
ejemplos. Las teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de
 valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el
 método de combinación lineal de orbitales atómicosdentro de la teoría
 de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de
 los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades 
de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace 
químico son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía que 
ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por 
un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton esbozó
 su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde
 los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente,
 después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel
 tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo
, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo
", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que
 inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en 
contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas
 desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.
En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius 
desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el
 carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados
 del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y 
Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, 
originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía
unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. 
En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de
 enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir 
uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, 
enlace simple, enlace doble, o enlace triple:
En las propias palabras de Lewis:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de
 dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca
 a uno simplemente o exclusivamente.
El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de 
Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una
 transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo
que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel 
estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).
En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera
 descripción cuántica matemáticamente completa de un
 enlace químico simple, el producido por un electrón en
 el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+. Este
 trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces
 químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente,
 pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse
 a moléculas que contuvieran más de un electrón.
 Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa,
fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London.
 El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se
 denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John 
Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de 
orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares,
 sugiriendo también métodos para derivar las estructuras
electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno),
 a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular
 representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación
 de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de 
Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones
 en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de
 enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos
 con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las 
aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones
 y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos
en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales
 moleculares o de enlace de valencia como punto de partida,
 aunque una tercera aproximación, la teoría del funcional de la
 densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes.
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo 
sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los
 cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de
 los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que 
sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.
 Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy 
cercano al resultado experimental para la energía de disociación
 de enlace. Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros
 y producen gran concordancia con los experimentos. Este
 cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría
 cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo,
 esta aproximación no tiene relación física con la teoría de 
enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender
 a moléculas más grandes.


Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace 
covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados
de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se
 comparte un solo par de electrones, dobles al 
compartir dos pares de electrones, triples cuando
 comparten tres pares de electrones, o cuádruples
 cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre
 átomos iguales, no hay variación en el número de 
oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman 
con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades.
 La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe 
simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad
, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el
 otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre
 átomos en donde se da un compartimiento de electrones,
los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no
 metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales
 (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en
 donde la diferencia de electronegatividades es nula.
Se presenta entre los elementos con poca diferencia de
 electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla 
periódica o bien, entre el mismo elemento para formar moleculas diatomicas.



Enlace iónico o Electrovalente

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática
 entre átomos que tienen una gran diferencia de 
electronegatividad. No hay un valor preciso que
 distinga la ionicidad a partir de la diferencia de
 electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0
 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5
 suele ser covalente. En palabras más sencillas, 
un enlace iónico es aquel en el que los elementos
 involucrados aceptan o pierden electrones
 (se da entre un catión y un anión) o dicho
 de otra forma, es aquel en el que un elemento
 más electronegativo atrae a los electrones de
 otro menos electronegativo. El enlace iónico 
implica la separación en iones positivos y negativos
. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
1) Se presenta entre los elementos con gran 
diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir
 alejados de la tabla periódica: entre metales y no
 metales. 2) Los compuestos que se forman son solidos
cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da por
 TRANSFERENCIA de electrones: un atomo PIERDE y
 el otro 'GANA' 4) Se forman iones (cationes y aniones)


Configuración electrónica




En física y química, la configuración electrónica es
la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican
 en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo
 con el modelo de capas electrónico, en el cual la función de 
onda del sistema se expresa como un producto de orbitales
 antisimetrizado. Cualquier conjunto de electrones en un mismo
 estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli
 al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín
 semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la
 función de onda total (conjunto de electrones) debe ser 
antisimétrica. Por lo tanto, en el momento en que un estado
 cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón 
debe ocupar un estado cuántico diferente.
En los átomos, los estados estacionarios de la función de
onda de un electrón en una aproximación no relativista (los
 estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger
 \mathcal{\hat H}|\psi_k\rangle = E_k|\psi_k\rangle en donde \mathcal{\hat H} es el hamiltoniano
 monoelectrónico correspondiente; para el caso general 
hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la mecánica 
cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos,
 por analogía con la imagen clásica de los electrones 
orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su 
expresión más básica, se pueden describir mediante
 cuatronúmeros cuánticos: nlm y ms, y, en resumen,
 el principio de exclusión de Pauli implica que no puede
haber dos electrones en un mismo átomo con los 
cuatro valores de los números cuánticos iguales.
De acuerdo con este modelo, los electrones
 pueden pasar de un nivel de energía orbital a
 otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto
 de energía, en forma de fotón. Debido al principio
 de exclusión de Pauli, no más de dos electrones
 pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la
 transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.












Química 3º año 10 Prof: Hugo Saravia 

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