Conceptos Clave de Química: Partículas, Moles, Orbitales y Enlaces

Partículas Subatómicas Fundamentales

La materia está compuesta por átomos, los cuales a su vez contienen partículas subatómicas esenciales:

• Protón: Posee una carga eléctrica positiva elemental (+1.602 x 10^-19 C) y su masa es de aproximadamente 1.6724 x 10^-27 kg. Esta masa es unas 1840 veces mayor que la del electrón.
• Electrón: Tiene carga eléctrica negativa de igual magnitud que la del protón (-1.602 x 10^-19 C). Su masa es significativamente menor, alrededor de 9.109 x 10^-31 kg (aproximadamente 0.000548 unidades de masa atómica, uma).
• Neutrón: No posee carga eléctrica neta (neutra). Su masa es de 1.675 x 10^-27 kg, prácticamente idéntica a la masa del protón.

Concepto de Mol

El mol es una unidad fundamental en química que proporciona un método práctico para cuantificar la enorme cantidad de partículas (átomos, moléculas, iones) que participan en las reacciones químicas. Se basa en el principio de que si distintas cantidades de dos sustancias contienen el mismo número de átomos o moléculas, la proporción de sus masas será idéntica a la proporción de sus respectivas masas atómicas o moleculares.

Formalmente, el mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, etc.) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo carbono-12 (¹²C). Este número específico de entidades se conoce como el Número de Avogadro (N_A), cuyo valor es aproximadamente 6.022 x 10²³ partículas por mol.

La masa de un mol de una sustancia, expresada en gramos, se denomina masa molar y es numéricamente equivalente a la masa atómica o molecular de dicha sustancia expresada en unidades de masa atómica (uma).

Concepto de Orbital y Números Cuánticos

Un orbital atómico no es una órbita definida como en el modelo planetario, sino una región del espacio alrededor del núcleo donde existe una alta probabilidad (generalmente del 90% al 99%) de encontrar un electrón específico. Estos orbitales se suelen representar gráficamente mediante superficies cerradas que delimitan dicha región probable.

Las características de un electrón en un átomo (su energía, forma del orbital y orientación espacial) vienen descritas por un conjunto de cuatro parámetros llamados números cuánticos:

• Número Cuántico Principal (n): Representado por la letra n. Puede tomar valores enteros positivos (1, 2, 3, 4,...). Determina el nivel de energía principal del electrón y está relacionado con el tamaño o volumen efectivo del orbital. A mayor n, mayor energía y tamaño.
• Número Cuántico Secundario o Azimutal (l): Representado por la letra l. Puede tomar valores enteros desde 0 hasta n-1. Define la forma del orbital y el subnivel de energía. Estos valores se asocian a letras: l=0 (orbital s, esférico), l=1 (orbitales p, lobulares), l=2 (orbitales d), l=3 (orbitales f), etc.
• Número Cuántico Magnético (m_l): Representado por la letra m o m_l. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l, incluyendo el 0. Determina la orientación espacial del orbital dentro de un subnivel específico cuando el átomo está sujeto a un campo magnético externo. Por ejemplo, para l=1 (orbitales p), m_l puede ser -1, 0, +1, indicando tres orientaciones posibles (p_x, p_y, p_z).
• Número Cuántico de Espín (m_s): Representado por m_s o s. Describe una propiedad intrínseca del electrón análoga a un giro sobre su propio eje, lo que genera un pequeño campo magnético. Este giro, o espín, puede tener dos orientaciones posibles respecto a un campo magnético externo, representadas por los valores +1/2 y -1/2.

Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Este tipo de enlace se forma típicamente entre metales y no metales. Los metales suelen tener pocos electrones en su nivel de energía más externo (capa de valencia) y una baja energía de ionización, lo que significa que tienden a ceder estos electrones para alcanzar una configuración electrónica más estable (similar a la de un gas noble).

Por el contrario, los no metales tienen su nivel externo casi completo y una alta afinidad electrónica, por lo que tienden a capturar electrones para completar dicho nivel.

Cuando un átomo metálico (con bajo potencial de ionización) se encuentra con un átomo no metálico (con alta afinidad electrónica), ocurre una transferencia de uno o más electrones desde el metal al no metal. Este proceso forma iones: el átomo que pierde electrones se convierte en un ion positivo (catión) y el que gana electrones se convierte en un ion negativo (anión). La fuerte atracción electrostática entre estos iones de carga opuesta constituye el enlace iónico.

Enlace Covalente

El enlace covalente se produce generalmente entre átomos de no metales. Estos átomos necesitan ganar electrones para alcanzar una configuración electrónica estable, pero si no hay átomos dispuestos a cederlos (como los metales), logran estabilidad compartiendo pares de electrones con otros átomos no metálicos, ya sean del mismo elemento o de elementos diferentes.

Teoría de Lewis

Según la teoría de Lewis, cuando dos átomos forman un enlace covalente, comparten uno o más pares de electrones de valencia. El objetivo es que cada átomo, al contar los electrones compartidos como propios, alcance una configuración electrónica estable, generalmente la de un gas noble (regla del octeto, con 8 electrones en su última capa, aunque hay excepciones como el hidrógeno que busca 2 electrones).

Teoría del Enlace de Valencia

La Teoría del Enlace de Valencia (TEV) describe la formación del enlace covalente en términos de orbitales atómicos. Establece que para formar un enlace covalente:

1. Cada átomo debe poseer al menos un orbital atómico semilleno (con un solo electrón desapareado).
2. Los espines de los electrones desapareados que formarán el enlace deben ser opuestos (+1/2 y -1/2).
3. Al aproximarse los átomos, sus orbitales semillenos deben poder solaparse o superponerse en una posición adecuada, creando una región de mayor densidad electrónica entre los núcleos. Esta región común de solapamiento es donde residen los electrones compartidos, formando el enlace covalente.

Se denomina covalencia de un átomo al número de enlaces covalentes que es capaz de formar, lo cual suele coincidir con el número de electrones desapareados que posee en su estado fundamental o en un estado excitado. Un ejemplo clásico es la molécula de hidrógeno (H₂), donde los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno, conteniendo un electrón cada uno, se solapan para formar un enlace covalente simple.