Modelo Atómico

Átomo

En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin 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 C, hidrógenoH, 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

  en donde  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: n, l, m y m_s, 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