4. Unión entre átomos

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¿CÓMO SE AGRUPAN LOS ÁTOMOS?

Los átomos forman todas las sustancias gaseosas, líquidas y sólidas que conocemos. Pero ¿cómo están los átomos agrupados en estas sustancias?

Los átomos casi nunca aparecen aislados, con la excepción de los gases nobles. Siempre aparecen en agrupaciones de un número limitado de átomos que llamamos moléculas, y en agrupaciones de un número inmenso de átomos que llamamos redes cristalinas. Podemos pensar entonces que los átomos prefieren estar unidos que separados, pero ¿por qué?

Si los átomos prefieren estar unidos es para conseguir más estabilidad. ¿Cómo consiguen estabilidad los átomos? Podemos fijarnos en los átomos que tienen menos necesidad de estar unidos, los gases nobles, la característica que los identifica es que tienen las capas electrónicas completas. Aunque no entendamos muy bien por qué esto supone más estabilidad, piensa en el siguiente modelo, un balón de fútbol está formado de parches cosidos, cuando el balón es nuevo con todos sus parches en buen estado es fácil de manejar y es muy predecible en sus movimientos, pero qué pasa con un balón viejo que tiene algún parche roto, pues que ya no bota bien, tiene un comportamiento inestable. No le pasa lo mismo a los átomos pero nos puede visualizar que tener todos los parches, perdón electrones, a un átomo en su capa más externa le proporciona más estabilidad.

A diferencia de los gases nobles, que tienen su capa electrónica más externa completa, los demás átomos le sobran o le faltan electrones para completar esta capa. Como puede conseguir un átomo tener configuración de gas noble, que le daría mayor estabilidad, pues ganando, perdiendo o compartiendo electrones.

Los gases nobles tienen una configuración electrónica que acaba en ns2 np6 estos 8 electrones son los que le dan estabilidad a los gases nobles. Los metales alcalinos tienen una configuración electrónica que acaba en ns1, por tanto tienen tendencia a perder este electrón para conseguir la configuración del gas noble anterior. Los metales todos se caracterizarán por perder electrones para dar iones positivos. Los halógenos tienen una configuración que acaba en ns2 np5, por tanto tienen tendencia a ganar un electrón para conseguir configuración de gas noble. Los no metales se comportarán en general de esta manera. Esta tendencia que tienen los átomos a completar la ultima capa se denomina Regla del octeto.

Otra forma de conseguir completar el octeto será compartiendo electrones, como le pasa al carbono, tiene cuatro electrones de valencia, son muchos para perderlos y son muchos los que tendría que ganar, no habrá iones con carga tan alta, en general, por tanto completará el octeto compartiendo electrones como ya veremos.

Este número de electrones que se pierden, se ganan o se comparten cuando se unen los átomos se llama Número de oxidación, y nos será muy útil a la hora de formular los compuestos.

ENLACE QUÍMICO

Ya vimos que los átomos se enlazan para conseguir más estabilidad. Llamamos enlace químico a la interacción que se da entre los átomos cuando se unen para dar moléculas o redes cristalinas

Dependiendo de los átomos que se enlacen tenemos los distintos tipos de enlace. Enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. También hay otras interacciones más débiles que estudiarás en cursos posteriores.

Enlace iónico: se da entre átomos o grupos atómicos que tienen carga eléctrica y llamamos iones. En compuestos binarios, de dos elementos, se da entre un metal y un no metal. El metal pierde electrones para dar un ion positivo, o catión, y el no metal gana electrones para dar un ion negativo o anión. Los cationes o aniones también pueden ser grupos de átomos como ya veremos. Los compuestos iónicos forman redes cristalinas y son sólidos.

Enlace covalente: se da entre átomos no metálicos. Se caracteriza porque los átomos comparten electrones. Cuando dos átomos se unen mediante un enlace covalente cada átomo comparte un electrón con el otro átomo para dar un par de enlace, en el caso más general. Los compuestos covalentes forman moléculas y pueden ser gases, líquidos y sólidos.

Enlace metálico: se da entre átomos metálicos. Los átomos metálicos se unen en estructuras cristalinas muy compactas en las que los electrones de valencia se pueden mover con mucha facilidad entre los átomos favoreciendo las propiedades características de los metales como la conductividad eléctrica y térmica. Son todos sólidos con la excepción del mercurio que es líquido a temperatura ambiente.

ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se forma cuando iones de distintos signo se unen por fuerzas electrostáticas para dar redes cristalinas. 

Los iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos. Los iones monoatómicos pierden o ganan electrones para obtener configuración electrónica de gas noble. Los iones positivos se llaman cationes y los iones negativos se llaman aniones. En la red cristalina cada ión de un signo se rodea de iones de signo contrario para dar una estructura que maximiza las fuerzas atractivas frente a las repulsivas.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE

Los no metales para estabilizarse necesitan ganar electrones para conseguir configuración de gas noble. Eso es fácil en los compuestos iónicos, porque hay metales que pueden perder electrones, pero qué pasa cuando los no metales interaccionan entre ellos, pues que no pueden ganar electrones porque nadie los quiere perder, así que los comparten para ganar electrones sin que nadie los tenga que perder, inteligente ¿no?

Imagínate dos átomos de flúor que se aproximan, llega un momento en que sus nubes electrónicas solapan dando una zona de intersección en la que están los electrones que se comparten por ambos átomos. El par de electrones que se comparten es lo que llamamos par de enlace covalente.

Los pares de electrones de la zona de intersección son los pares de enlace, y los demás pares de electrones son los pares no enlazantes.

Estas estructuras que nos permiten entender como se comparten los electrones en los enlaces se llaman "estructuras de Lewis". Para dibujarlas pintamos los electrones de valencia alrededor de cada átomo. Podemos darle formas diferentes a los electrones de diferentes átomos. Con círculos rodeamos los electrones de un átomo y los que debe compartir para conseguir configuración de gas noble. Los pares de la zona de intersección son los pares de enlace y los demás pares son no enlazantes. También podemos sustituir los pares de electrones con barras para visualizar los enlaces y pares no enlazantes. Veamos como se dibujan las estructuras de Lewis de varias moléculas sencillas:

Molécula de Cl2

Molécula de N2

Molécula de H2O

EJERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACE METÁLICO

Los metales de caracterizan por tener estructuras muy compactas y altas densidades, sus átomos deben estar muy juntos. Entre sus propiedades características están la alta conductividad eléctrica y térmica. Dado que los electrones de valencia de los metales se pueden perder con facilidad podemos suponer un modelo en el que los átomos se distribuyen en estructuras cristalinas compactas y los electrones de valencia se desplazan entre ellos con facilidad, es lo que se denomina el modelo de la nube electrónica.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS, COVALENTES Y METÁLICAS

En este cuadro resumimos algunas de las propiedades más importantes de estas sustancias:

  SUSTANCIAS IÓNICAS SUSTANCIAS COVALENTES SUSTANCIAS METÁLICAS
ESTRUCTURA Red cristalina formada por iones Moléculas Red cristalina formada por átomos no metálicos Red cristalina formada por átomos metálicos
ESTADO DE AGREGACIÓN Sólido Gas, líquido o sólido Sólido Sólido, excepto el Hg
PUNTO DE FUSIÓN Altos Bajos en general Muy altos Altos en general
CONDUCTIVIDAD Conductoras en disolución y fundidas No conductoras No conductoras, con excepciones como el grafito Muy buenas conductoras de la electricidad
SOLUBILIDAD Solubles en agua y disolventes polares En general insolubles en agua y solubles en disolventes apolares Insolubles en general Solubles en ácidos y entre ellos en estado fundido para formar aleaciones
OTRAS PROPIEDADES Frágiles, higroscópicos Presentan interacciones entre ellas Gran dureza Dúctiles y maleables
EJEMPLOS Sal común (NaCl)

Caliza (CaCO3)

Agua (H2O)

Sacarosa (C12H22O11)

Diamante (C)

Cuarzo (SiO2)

Oro (Au)

Bronce (Cu/Sn)

 

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

FÓRMULAS QUÍMICAS

Todas las sustancias puras las podemos representar por sus fórmulas químicas, que nos indican los átomos que las forman así como el número o proporción de estos átomos en dicha sustancia. Por ejemplo: H2O, NaCl, C4H10, CO2, etc

Tenemos dos tipos de fórmulas: 

A) Las fórmulas moleculares que representan a las sustancias covalentes que forman moléculas. Nos indican los elementos que forman la molécula y el número de átomos de cada elemento en la misma. Por ejemplo, H2O, la fórmula del agua, non indica que cada molécula esta formada de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

B) Las fórmulas empíricas que representan a las sustancias cristalinas, ya sean iónicas, covalentes o metálicas. Como son estructuras de un número inmenso de átomos representamos sólo los elementos que las forman y la proporción entre los mismos. Por ejemplo, NaCl, la sal común, nos indica que en su red cristalina hay tantos átomos de sodio como de cloro.

Para identificar a las sustancias químicas usaremos sus fórmulas químicas. Para ello debemos saberlas nombrar y formular. Usaremos para ello la web www.alonsoformula.com

MASA MOLECULAR

Ya sabemos cuál es la masa atómica de un elemento, es la masa media ponderal de todos los isótopos de ese elemento en unidades de masa atómica. Las podemos encontrar en la Tabla periódica. Para calcular la masa molecular bastará sumar las masas atómicas de los elementos. Cuando se trate de fórmulas empíricas de elementos cristalinos, como las sales, también hablaremos de masa molecular, aunque sería más correcto llamarla masa fórmula.

Para representar la masa atómica o la masa molecular usaremos la letra M y entre paréntesis indicaremos la sustancia a la que se refiere, recuerda que es muy importante indicar la unidad, u = unidad de masa atómica.

Ejemplo 1: Indica la masa atómica del sodio (Na), del cloro (Cl), del oxígeno (O) y del hidrógeno (H).

Las buscamos en la tabla periódica.

M(Na) = 22,99u      M(Cl) = 35,45u      M(O) = 16,00u      M(H) = 1,008u      

Ejemplo 2: Indica la masa molecular del agua (H2O), del cloruro de sodio (NaCl), del dióxido de carbono (CO2) y del carbonato de calcio (CaCO3).

M(H2O) = 2·1,008u + 16,00u = 18,016u = 18u    Podremos redondear estos valores para facilitar el cálculo.

M(NaCl) = 23u + 35,5u = 58,5u

M(CO2) = 12u + 2·16u = 44u

M(CaCO3) = 40u + 12u + 3·16u = 100u

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

EL MOL

Hasta aquí estamos hablando de los átomos y moléculas como si los pudiéramos ver y tocar, pero esto no es posible, son muy pequeños. Lo que si podemos ver y tocar son cantidades grandes de átomos y moléculas que medimos en gramos, por ejemplo. Cuando realizamos una reacción decimos reaccionan tantos gramos de esta sustancia con tantos de esta otra, o reacciona una molécula de esta sustancia con dos moléculas de esta otra. ¿Cómo relacionar la visión macroscópica (lo que vemos y medimos en gramos) con la visión microscópica (los átomos y moléculas reales) de una reacción química?

Nos enfrentarnos a un problema fundamental para los químicos. Si tenemos una masa de una sustancia ¿cuántas partículas tiene? O si tenemos un determinado número de moléculas ¿qué masa tiene? Relacionar masa con número de partículas es esencial para realizar cálculos al químico. Pero ¿cómo hacerlo? 

Hay dos alternativas. Una es fijar un número de partículas para cada sustancia y medir su masa, por ejemplo un cuatrillón de partículas, 1024, y medir la masa de 1024 partículas de cualquier sustancia, obtendríamos una tabla de innumerables valores tantos como sustancias conozcamos. 

Otra alternativa es partir de una masa fija de sustancia, por ejemplo 1g y determinar cuántas partículas contiene. También nos genera una tabla de valores inmensa. 

Pero en este caso tenemos una mejor solución. Ya conocemos un valor de masa para cada partículas como es su masa atómica o su masa molecular, Por ejemplo:
M(H) = 1u
M(O) = 16u
M(Fe) = 55,8u
M(H2O) = 18u
M(C6H12O6) = 180u
M(PCl5) = 208,25u


Un átomo de oxígeno tiene una masa 16 veces mayor que la del hidrógeno, o una molécula de agua tiene una masa 18 veces mayor que la del hidrógeno. Si usamos estas masas, que ya conocemos, en gramos:
M(H) = 1g
M(O) = 16g
M(Fe) = 55,8g
M(H2O) = 18g
M(C6H12O6) = 180g
M(PCl5) = 208,25g

Todas deben contener el mismo número de partículas. Pero ¿cuántas? Este es uno de los valores determinado de más formas diferentes por los químicos y su valor es 6,02·1023 Se conoce como número de Avogadro. 

MASA Nº DE PARTÍCULAS
1g de H 6,02·1023 átomos de H
16g de O 6,02·1023 átomos de O
55,8g de Fe 6,02·1023 átomos de Fe
18g de H2O 6,02·1023 moléculas de H2O
180g de C6H12O6 6,02·1023 moléculas de C6H12O6
208,25g de PCl5 6,02·1023 moléculas de PCl5

Es un valor inmenso, pero es real. 

Te propongo un ejercicio, supón que tienes una cucharada de agua, que pueden ser unos 18g de agua, es decir un mol. Si pudieras ir quitando moléculas de millón en millón cada segundo ¿cuánto tardarías en vaciar la cuchara? Si te parece mucho cuánto se tardaría de vaciarla de billón en billón cada segundo.

El número de Avogadro (NA) se define como el número de átomos de carbono que hay en 12g de 12C. Y tiene un valor de 6,02·1023 partículas, ya sean átomos moléculas o cualquier otra. Es decir,
NA · M(12C) = 12g 

NA · 12u = 12g 

1u = 1/NA g

Por tanto el Mol es la magnitud que relaciona la masa con el número de partículas.

Para dar una definición de Mol debemos tener en cuenta tanto la masa como el número de partículas.

Mol de un sistema material es la cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro (NA) de partículas de ese sistema, es decir, 6,02·1023 partículas, y tiene una masa en gramos que coincide con la masa atómica, si sus partículas son átomos, o con la masa molecular si sus partículas son moléculas.

Así un mol de átomos de sodio serán NA átomos de sodio, un mol de moléculas de cloro NA moléculas de cloro, incluso, un mol de electrones son NA electrones, etc. 

Fíjate que así como una docena indica 12 objetos, un mol indica para el químico 6,02·1023 objetos.

Para calcular el número de moles de una sustancia podemos dividir el número de partículas entre el número de Avogadro. El número de moles lo representamos por la letra n.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

MASA MOLAR

La masa molar de una sustancia es la masa de un mol de esa sustancia. Coincide con la masa atómica o con la masa molecular expresada en gramos. La representaremos por Mm. Sus unidades son g/mol.

Mm(H) = 1g/mol
Mm(O) = 16g/mol
Mm(Fe) = 55,8g/mol
Mm(H2O) = 18g/mol
Mm(C6H12O6) = 180g/mol
Mm(PCl5) = 208,25g/mol

Para calcular el número de moles de una sustancia también podemos dividir la masa de esa sustancia entre la masa molar.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

VOLUMEN MOLAR

En sólidos y líquidos el volumen molar está relacionado con la masa molar a través de la densidad. d = Mm/Vm

Más interés tiene el volumen molar de los gases, ya que según la ley de Avogadro volúmenes iguales de diferentes gases, a igualdad de presión y temperatura, tienen el mismo número de partículas. Puede parecer raro pero piensa que en los gases las partículas están a grandes distancias unas de otras, por tanto su tamaño no influye en el volumen del gas.

El volumen molar de cualquier gas a 0ºC de temperatura y una atm de presión es 22,4L. Esta presión y esta temperatura son lo que se conocen como condiciones normales de presión y temperatura.

Para calcular el número de moles de un gas también podemos dividir el volumen de ese gas entre su volumen molar.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA

La fórmula de un compuesto nos permite conocer la cantidad de cada uno de los elementos que participan en el compuesto. La masa de cada uno de los elementos en un mol la podemos comparar con la masa molar, si esta relación la damos en porcentaje tenemos lo que llamaremos la composición centesimal. 

La composición centesimal de un compuesto es la cantidad de cada elemento que hay en 100g de compuesto.

 

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

COMPOSICIÓN DE UNA DISOLUCIÓN

   Las disoluciones se componen de soluto y disolvente. El soluto es el componente que está en menor proporción y el disolvente el que está en mayor proporción. Aunque no siempre es así, hay sales que se disuelven tanto en agua que tenemos más peso de sal que de agua, pero como la disolución tiene el mismo estado físico que el agua, es decir líquido, ésta será el disolvente.

   La composición de una disolución la podemos dar de forma cualitativa diciendo si es diluida o concentrada, pero si queremos ser más precisos debemos dar la concentración. 

   La concentración de una disolución es la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolución.

   Dependiendo de las unidades en que demos la cantidad de soluto y disolución tenemos las distintas formas de dar la concentración. Muchas se usan en nuestra vida diaria.

   Concentración en porcentaje en masa

   Esta es la forma de expresar la concentración también aparece en las etiquetas de los productos del supermercado. Los componentes de un producto se ordenan en la etiqueta en orden descendente de su concentración en porcentaje en masa, en algunos casos se cuantifica esta concentración. Veamos esta etiqueta:

   Observa que en este cacao soluble el ingrediente que contiene en mayor porcentaje es el azúcar. Si buscamos en la información nutricional observamos que la cantidad de azúcar es de 70g por cada 100g totales, es decir del 70% en masa. 

    Hay marcas que aún contienen más azúcar:

Recuerda, los ingredientes te indican los componentes ordenados por el porcentaje en masa, pero no siempre indican este porcentaje:

Podemos encontrar los porcentajes en la información nutricional:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

   Concentración en porcentaje en volumen

   Esta forma de expresar la concentración aparece en las bebidas alcohólicas, son equivalentes los grados alcohólicos al porcentaje en volumen. Si una cerveza es de 6º significa que es del 6% en volumen de alcohol. Hoy ya lo indican con %vol.

   Cuidado con las cervezas, las cervezas SIN pueden tener hasta el 1% de alcohol, engañoso ¿no?

    Hay que ser conscientes de que el alcohol es un tóxico sea en la cantidad que sea. No es bueno para la salud aunque sea en pequeñas dosis. Pero si observamos los altos contenidos en alcohol de algunas bebidas se comprende la preocupación que el uso social del alcohol puede tener en la salud de las personas. Ser conscientes del alcohol que se ingiere puede ser motivo de reflexión y disuadirnos de una costumbre social nada sana.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

Concentración en masa entre volumen

Esta forma de concentración también es muy común en las etiquetas. Fíjate en las etiquetas del agua mineral por ejemplo. Las unidades dependen de en que unidades expresemos la masa y el volumen.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

Molaridad

La molaridad no suele aparecer en la vida diaria, es una forma de expresar la concentración típica del mundo de la química. Sus unidades son mol/L.

SIMULACIÓN: MOLARIDAD, en phet.colorado.edu

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

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