Se ha visto ya que el átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia, que le permite participar también en cuatro uniones covalentes. Estas uniones pueden establecerse con otros átomos (por ejemplo, de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno) o con átomos de carbono.
Es decir que el carbono tiene una propiedad muy notable: sus átomos pueden unirse entre sí. Si bien esto ocurre también con el silicio, la variedad de combinaciones que ofrece el carbono (que puede unirse por medio de enlaces simples, dobles o triples) es mucho mayor.
Al unirse entre sí varios átomos de carbono se originan cadenas de átomos, que pueden tener diferentes formas y longitudes, lo que explica la existencia de la enorme cantidad de compuestos orgánicos conocidos, como veremos en las próximas clases.
lunes, 19 de mayo de 2014
domingo, 4 de mayo de 2014
Revisión sobre uniones químicas
Los electrones están fuertemente unidos al núcleo del átomo, pero los electrones exteriores pueden también ser atraídos por otros núcleos, dando lugar a los enlaces o uniones químicas. Si la capa exterior está incompleta, el átomo podrá adquirir uno o más electrones de otro átomo hasta tomar la configuración electrónica de un gas inerte (teoría del octeto de Lewis).
A esta configuración se puede llegar principalmente por dos mecanismos:
1) por transferencia de electrones: unión electrovalente o iónica;
2) Por coparticipación de electrones:
a) aportados por ambos átomos: unión covalente pura;
b) aportados por uno solo de los átomos: unión covalente dativa.
Unión iónica o electrovalente
Cuando dos átomos de elementos distintos y de muy diferentes electronegatividades se acercan, se produce una transferencia de electrones, originándose iones negativos (aniones) y positivos (cationes) que se atraen por fuerzas electrostáticas. Así se mantienen unidos lo iones. Como ejemplo consideraremos la formación del cloruro de sodio (NaCl):
donde el átomo de cloro es electronegativo y el de sodio electropositivo. Al ceder un electrón el sodio y recibirlo el cloro se forman un anión cloruro (Cl-) y un catión sodio (Na+).
El sodio, elemento electropositivo tiende a ceder un electrón y quedar con su órbita externa saturada, semejante a la del gas noble mas próximo a él, el Neón. Esto reafirma la teoría del octeto electrónico de Lewis; por su parte el cloro, elemento electronegativo, recibe un electrón, completa su octeto electrónico y toma la estructura externa del argón, transformándose en un anión cloruro.
La tendencia a formar enlaces iónicos es más marcada entre los elementos de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica con los de los grupos 6 y 7 (columnas 16 y 17).
Unión covalente
Para elementos que tienen muchos electrones de valencia (5, 6 o 7) la transferencia requeriría mucha energía. En tales casos, el mecanismo de unión es diferente, y consiste en la coparticipación de los electrones necesarios para alcanzar el octeto, con la excepción del hidrógeno, que por tener una sola órbita la completa con dos electrones. Al compartirse un electrón de cada átomo, se forma una unión covalente pura; el par electrónico incluye electrones desapareados que tienen spin opuesto. El nuevo par es atraído por los dos núcleos de los átomos que se unen.
Ejemplo:
Como sabemos, el cloro tiene 7 electrones de valencia. Para formar la molécula Cl2, comparten un electrón de cada átomo, es decir un par de electrones que permiten su estabilidad.
En la unión covalente también pueden compartirse 2 o 3 pares de electrones desapareados de los átomos.
Ejemplos:
Para simplificar podemos reemplazar cada par electrónico compartido con un trazo. Los ejemplos anteriores se pueden representar así:
A esta configuración se puede llegar principalmente por dos mecanismos:
1) por transferencia de electrones: unión electrovalente o iónica;
2) Por coparticipación de electrones:
a) aportados por ambos átomos: unión covalente pura;
b) aportados por uno solo de los átomos: unión covalente dativa.
Unión iónica o electrovalente
Cuando dos átomos de elementos distintos y de muy diferentes electronegatividades se acercan, se produce una transferencia de electrones, originándose iones negativos (aniones) y positivos (cationes) que se atraen por fuerzas electrostáticas. Así se mantienen unidos lo iones. Como ejemplo consideraremos la formación del cloruro de sodio (NaCl):
Enlace iónico: Molécula de NaCl |
 |
donde el átomo de cloro es electronegativo y el de sodio electropositivo. Al ceder un electrón el sodio y recibirlo el cloro se forman un anión cloruro (Cl-) y un catión sodio (Na+).
El sodio, elemento electropositivo tiende a ceder un electrón y quedar con su órbita externa saturada, semejante a la del gas noble mas próximo a él, el Neón. Esto reafirma la teoría del octeto electrónico de Lewis; por su parte el cloro, elemento electronegativo, recibe un electrón, completa su octeto electrónico y toma la estructura externa del argón, transformándose en un anión cloruro.
La tendencia a formar enlaces iónicos es más marcada entre los elementos de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica con los de los grupos 6 y 7 (columnas 16 y 17).
Unión covalente
Para elementos que tienen muchos electrones de valencia (5, 6 o 7) la transferencia requeriría mucha energía. En tales casos, el mecanismo de unión es diferente, y consiste en la coparticipación de los electrones necesarios para alcanzar el octeto, con la excepción del hidrógeno, que por tener una sola órbita la completa con dos electrones. Al compartirse un electrón de cada átomo, se forma una unión covalente pura; el par electrónico incluye electrones desapareados que tienen spin opuesto. El nuevo par es atraído por los dos núcleos de los átomos que se unen.
Ejemplo:
En la unión covalente también pueden compartirse 2 o 3 pares de electrones desapareados de los átomos.
Ejemplos:
Cl + 2 O -------> O C O
dióxido de carbono (CO2) comparten dos pares de electrones
N + N -------> N N
nitrógeno (N2) comparten tres pares de electrones
Para simplificar podemos reemplazar cada par electrónico compartido con un trazo. Los ejemplos anteriores se pueden representar así:
Cl - Cl O = C = O N = N
viernes, 25 de abril de 2014
Esquema de orbitales
Les dejo unas imágenes extraidas de Wikipedia que están interesantes para cerrar conceptualmente lo explicado en la publicación anterior.
Orbitales f
Orbitales s
Orbitales p
Orbitales d
Orbitales f
Configuración electrónica
Hola.
Para quienes no tienen la teoría de lo que estuvimos repasando en clase, les dejo los enlaces de este mismo blog para estar al día: isótopos; masa atómica relativa.
En esta oportunidad intentaremos aclarar un poco este concepto que a simple vista confunde.
Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.
Para empezar recordemos que los átomos (organizados en la tabla periódica) pueden tener hasta siete (7) niveles de energía llamados NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n) o también órbitas, cada una indicada como período en la tabla (filas).
Cada n, posee subniveles llamados NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) relacionado con n simplemente restandole uno. Es decir, si n = 1 => l = 0; si n = 4 => l = 3.
Para evitar confusiones con tantos números, los científicos decidieron reemplazar los primeros números cuánticos secundarios con letras de la siguiente manera:
Luego a cada orbital lo denominaremos juntando los datos n y l. Por ejemplo 1s, 2s, sp, etc.
Con respecto a la forma del orbital de estos subniveles (s, p, d, f) determinan la excentricidad de la órbita: cuanto mayor sea este número relacionado a las letras, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón.
Así, en el nivel 1 el valor del subnivel es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular.
Repasemos:
A medida que se acrecenta la cantidad de electrones orbitando el núcleo del átomo se van agregando orbitales con el siguiente orden.
.png)
Los orbitales se pueden representar también en espacios donde se ubican hasta dos electrones con diferente spin (significa giro o girar) los cuales se llenan como se va a continuación:
Algunos ejemplos:
Hasta completar el orbital, los e- se ubican desapareados. Como puede verse, el sexto e- del C se colocó en el segundo espacio destinado a los e- del orbital 2p.
Siguiendo todo lo explicado, complete como en el último esquema, la configuración electrónica del Cl y del Ca.
Para quienes no tienen la teoría de lo que estuvimos repasando en clase, les dejo los enlaces de este mismo blog para estar al día: isótopos; masa atómica relativa.
En esta oportunidad intentaremos aclarar un poco este concepto que a simple vista confunde.
Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.
Para empezar recordemos que los átomos (organizados en la tabla periódica) pueden tener hasta siete (7) niveles de energía llamados NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n) o también órbitas, cada una indicada como período en la tabla (filas).
Cada n, posee subniveles llamados NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) relacionado con n simplemente restandole uno. Es decir, si n = 1 => l = 0; si n = 4 => l = 3.
Para evitar confusiones con tantos números, los científicos decidieron reemplazar los primeros números cuánticos secundarios con letras de la siguiente manera:
l = 0 => l = s (sharp)
l = 1 => l = p (principal)
l = 2 => l = d (difuso)
l = 3 => l = f (fundamental)
Luego a cada orbital lo denominaremos juntando los datos n y l. Por ejemplo 1s, 2s, sp, etc.
Con respecto a la forma del orbital de estos subniveles (s, p, d, f) determinan la excentricidad de la órbita: cuanto mayor sea este número relacionado a las letras, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón.
Así, en el nivel 1 el valor del subnivel es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular.
Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la excentricidad de la órbita, como se demuestra en el siguiente gráfico:
 |
Fuente: http://intercentres.edu.gva.es/iesleonardodavinci/Fisica/Estructura_atomo/Estructura-atomo.pdf
Repasemos:
| Niveles de energía (n) |
1
|
2
|
3
|
4
|
| Tipo de subniveles |
s
|
s p
|
s p d
|
s p d f
|
| Número de orbitales en cada subnivel |
1
|
1 3
|
1 3 5
|
1 3 5 7
|
| Denominación de los orbitales |
1s
|
2s 2p
|
3s 3p 3d
|
4s 4p 4d 4f
|
| Número máximo de electrones en los orbitales |
2
|
2 - 6
|
2 - 6 - 10
|
2 - 6 - 10 - 14
|
| Número máximo de electrones por nivel de energía |
2
|
8
|
18
|
32
|
A medida que se acrecenta la cantidad de electrones orbitando el núcleo del átomo se van agregando orbitales con el siguiente orden.
Los orbitales se pueden representar también en espacios donde se ubican hasta dos electrones con diferente spin (significa giro o girar) los cuales se llenan como se va a continuación:
Siguiendo todo lo explicado, complete como en el último esquema, la configuración electrónica del Cl y del Ca.
domingo, 30 de marzo de 2014
Bienvenidos estudiantes del ciclo 2014
Hola a todos.
Este blog fue creado en 2013 con la idea inicial de mejorar la comunicación entre ustedes y el profesor.
Con el tiempo, al ir incorporando artículos, noté que sería de utilidad tanto para quienes estén en el curso como para otros tantos que no lo estén.
Esto demuestra que si le damos sentido adecuado internet es una herramienta muy útil a disposición de todos los que quieran usarla. ¡Aprovéchenla!
Deseo que tengan un excelente año.
¡Salud!
Este blog fue creado en 2013 con la idea inicial de mejorar la comunicación entre ustedes y el profesor.
Con el tiempo, al ir incorporando artículos, noté que sería de utilidad tanto para quienes estén en el curso como para otros tantos que no lo estén.
Esto demuestra que si le damos sentido adecuado internet es una herramienta muy útil a disposición de todos los que quieran usarla. ¡Aprovéchenla!
Deseo que tengan un excelente año.
¡Salud!
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