Estructura Atómica, Enlace Químico y Fuerzas Intermoleculares: Resumen de Química

Tabla periódica: grupos de elementos

Grupo I: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.

Grupo II: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

Grupo III: B, Al, Ga, In, Tl.

Grupo IV: C, Si, Ge, Sn, Pb.

Grupo V: N, P, As, Sb, Bi.

Grupo VI: O, S, Se, Te, Po.

Grupo VII: F, Cl, Br, I, At.

Grupo VIII: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Modelos atómicos

Modelo atómico de Bohr

El e^- se mueve en órbitas circulares definidas con energía constante. La energía solo puede tener valores permitidos, que corresponden a niveles de energía denominados n = 1, 2, .... Si el electrón se encuentra en un nivel superior a 1, está excitado. Si el electrón pasa a un nivel superior, absorbe energía; si baja, emite ΔE = h·ν.

Modelo atómico actual

Orbital: zona del espacio alrededor del núcleo en la que hay una gran probabilidad de encontrar al electrón. En esta región, el electrón tiene energía característica.

Números cuánticos

• n: designa el nivel de energía y el tamaño del orbital (1, 2, ...).
• l: forma del orbital (0 ... n-1). l = 0 → s; l = 1 → p; l = 2 → d; l = 3 → f.
• m: determina la orientación del orbital en el espacio (-l ... +l).
• ψ (spin): sentido del campo magnético (+½, -½).

Propiedades periódicas

• Radio atómico: mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos.
• Energía de ionización: energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y en estado fundamental.
• Afinidad electrónica: energía desprendida cuando un átomo neutro capta un electrón, formando un ion negativo.
• Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace covalente. Se calcula como X = (EI + AE)/2. Los no metales tienen alta electronegatividad y los metales baja.

Enlace químico

Enlace iónico

Se forma entre elementos con electronegatividad muy diferente: el elemento electropositivo cede electrones al electronegativo, y los iones se atraen electrostáticamente. Forma estructuras cristalinas en redes. Tiene punto de fusión y ebullición altos, conduce la electricidad disueltos o fundidos (ejemplos: NaCl, KBr).

Enlace covalente

Se forma por compartición de pares de electrones entre átomos contiguos de electronegatividad similar.

• Sustancias moleculares: bajo punto de fusión y ebullición, poca solubilidad en polares. La temperatura de cambio de estado y la solubilidad aumentan con la diferencia de electronegatividad (H₂, HCl).
• Sustancias atómicas: estructura tridimensional gigante, sólidos resistentes a la deformación, duros, con punto de fusión y ebullición muy altos (diamante, SiO₂).

Enlace metálico

El metal se representa como un conjunto de cationes que ocupan los nudos de una red cristalina, rodeados por un "mar de electrones" de valencia distribuidos por el cristal. Se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas con los cationes.

Teoría de bandas

En el metal, el número de electrones es muy grande, llegando a un número de orbitales moleculares deslocalizados sobre el metal que se extienden por toda la estructura metálica. A medida que los orbitales atómicos se solapan, se forman orbitales moleculares de enlace y antienlace que originan un gran número de niveles de energía, cuyas diferencias de energía son tan pequeñas que forman una serie continua de bandas energéticas. Si el salto es pequeño, los electrones pueden excitarse y conducir (semiconductores) a temperatura alta.

Los metales son buenos conductores, dúctiles y maleables, porque los iones se mueven en planos respecto a ellos mismos sin romper el enlace. Tienen brillo característico porque, al calentarse el metal, los electrones se excitan. Presentan puntos de fusión altos y no se disuelven.

Geometría molecular: teoría RPECV

• AB₂: lineal (BeCl₂)
• AB₃: triangular plana (AlCl₃)
• AB₂X: angular (SnCl₂)
• AB₄: tetraédrica (CH₄), 109,5º
• AB₃X: piramidal trigonal (NH₃), <109,5º
• AB₂X₂: angular (H₂O)
• ABX₂: lineal (HF)
• AB₅: bipirámide trigonal (PCl₅), 90º y 120º
• AB₄X: tetraédrica irregular (SF₄)
• AB₃X₂: forma de T (ClF₃)
• AB₂X₃: lineal (XeF₂)
• AB₆: octaédrica (SF₆), 90º
• AB₄X₂: plana cuadrada (ICl₄^-), 90º

Carga formal y polaridad

Carga formal (CF): nº de electrones de valencia − nº de electrones no compartidos − ½ de electrones de enlace.

Polaridad: entre dos átomos, uno será más electronegativo y atraerá más los electrones. Momento dipolar: μ = q·d (Debyes).

Fuerzas intermoleculares

• Van der Waals dipolo-dipolo: cuanto más polar es la molécula, más fuerte. Para moléculas de masa molecular similar, O₂ > HCl > HBr > HI. Un tamaño pequeño implica mayor atracción.
• Fuerzas de dispersión de London (dipolo instantáneo): fluctuaciones rápidas y asimetría en la distribución de carga electrónica. Aumentan con el tamaño (H₂, F₂, Cl₂, I₂).
• Ion-dipolo: el polo negativo de la molécula atrae al ion positivo, y el polo positivo al negativo (Na⁺ y H₂O).

Puentes de hidrógeno

Se forman con los elementos N, O y F (HF, H₂O, NH₃). Aumentan con la diferencia de electronegatividad.