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Fotosíntesis y respiración celular

Existe una estrecha relación entre la fotosíntesis y la respiración celular ya que, los productos de un sistema son los reactivos del otro. Ambos consumen y crean las mismas sustancias como agua, glucosa, oxígeno y dióxido de carbono, pero de diferentes maneras. Juntos, permiten que la vida en la Tierra reúna energía para su uso en otras reacciones.

	Fotosíntesis	Respiración celular
Utiliza	Luz solar, agua y dióxido de carbono.	Glucosa y oxígeno.
Producto	Glucosa y oxígeno.	Dióxido de carbono y agua.
Ocurre en:	Plantas y otros organismos fotosintéticos.	Todos los seres vivos.
Propósito	Capturar, convertir y almacenar la energía.	Liberar energía.
Función en común	Sintetizar y usar ATP	Sintetizar y usar ATP
Proceso metabólico	Anabólico	Catabólico
Ubicación	Cloroplasto	Citoplasma y mitocondrias
Fuente de energía	Luz solar	Glucosa
Portadores de electrones	NADPH	NADH y FADH₂
Etapas	Reacciones de luz y ciclo de Calvin.	Glucólisis, oxidación del piruvato, ciclo de Krebs y cadena de transporte de electrones.

Energía cinética y energía potencial

Un sistema posee energía si tiene la capacidad de hacer el trabajo. El trabajo desplaza la energía de un sistema a otro. Hay muchos tipos diferentes de energía que se dividen en dos formas principales: cinética y potencial. Aunque puede transformarse de un tipo a otro, la energía nunca puede ser creada o destruida.

	Energía cinética	Energía potencial
Se asocia con:	El movimiento.	La energía almacenada.
Depende de:	La masa del objeto y su velocidad.	La altura del cuerpo respecto a un sistema de referencia.
Se puede convertir en:	Energía potencial	Energía cinética
Unidad de medición	Joule (J)	Joule (J)
Formas de energía	Mecánica, térmica, eléctrica, radiante y sonora.	Mecánica, eléctrica e hidráulica.
Fórmula	E_k= ½ m. v²	E_Pg= m.g.h
Ejemplo	Cualquier tipo de movimiento.	La energía de un objeto ubicado a lo alto de una montaña con respecto a la base de la misma.

Metales, metaloides y no metales

La materia está formada por elementos cuya unidad fundamental es el átomo. Estos elementos se organizan en la tabla periódica y pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales. Cada categoría presenta una química muy particular con propiedades características que permiten diferenciarlas.

	Metales	Metaloides	No metales
Estado físico	Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) y el francio (Fr), que son líquidos.	Sólidos a temperatura ambiente.	Sólidos, como el carbono (C); líquidos, como el bromo (Br); y gaseosos, como el oxígeno (O).
Apariencia	Tienen brillo metálico. La mayoría son plateados, excepto el cobre (Cu) que es rojizo y el oro (Au) que es amarillo.	La mayoría tiene brillo metálico.	No tienen brillo metálico. Se presentan de diversos colores: el bromo (Br) es rojo y el azufre (S) es amarillo.
Abundancia en la Tierra	Baja. A pesar de que el 79 % de los elementos existentes son metales, en la Tierra éstos son los menos abundantes.	Algunos son abundantes en la corteza terrestre como el silicio (Si), y otros son muy raros de encontrar, como el polonio (Po).	Alta. A pesar de que el 21 % de los elementos existentes son no metales, son los más abundantes en nuestro planeta.
Presentes en el cuerpo humano	Na y K: ayudan a transportar oxígeno. Ca: fortalece los huesos. Mg: ayuda a la coagulación de la sangre. Fe: asimila el oxígeno en la sangre y produce hemoglobina. Cu: combate la anemia. Zn: ayuda a metabolizar carbohidratos y fortalece el sistema inmune.	Presentes en concentraciones mínimas.	O: indispensable para la respiración. C: presente en todas la biomoléculas. H: presente en casi todas las biomoléculas. N: presente en las proteínas y en los ácidos nucleicos. P: presente en los ácidos nucleicos, en el ATP de las moléculas. Forma dientes y huesos. S: forma parte de diversas proteínas.
Propiedades mecánicas	Son muy dúctiles y maleables.	Son intermedios entre los metales y los no metales.	No son dúctiles ni maleables. Gran parte de ellos son duros y quebradizos.
Conductividad	Son buenos conductores de electricidad y calor.	Son semiconductores.	Son malos conductores de electricidad y calor.
Punto de fusión y ebullición	Relativamente altos.	Altos respecto a los no metales.	Relativamente bajos.
Capa de valencia	Átomos con capa de valencia ocupada con pocos electrones, generalmente dos o tres.	Átomos con capa de valencia ocupada con tres electrones.	Átomos con capa de valencia ocupada con cuatro o más electrones, excepto el helio y el hidrógeno.
Electronegatividad	Baja	Intermedia	Alta
Reactividad	Tiende a perder electrones cuando se combina con otros elementos. Se convierten en cationes.	Reactividad química variada. Se pueden comportar como metales o no metales.	Tienden a ganar electrones cuando se combinan con otros elementos. Se convierten en aniones.
Ubicación en la tabla periódica
Ejemplos	Litio (Li), sodio (Na), cromo (Cr), cobre (Cu), plata (Ag), oro (Au), platino (Pt), calcio (Ca), mercurio (Hg), hierro (Fe) y aluminio (Al), entre otros.	Boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), polonio (Po), telurio (Te), astato (At) y selenio (Se).	Hidrógeno (H), oxígeno (O), carbono (C), nitrógeno (N), azufre (S), fósforo (P), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), neón (Ne) y Argón (Ar), entre otros.

Modelos atómicos: Thomson, Rutherford y Bohr

Durante siglos, la humanidad ha investigado a los átomos: partículas fundamentales de la materia. Estos átomos son tan pequeños que no es posible verlos, por lo que a lo largo de los años los científicos han propuesto modelos y teorías acerca de cómo son. A continuación se comparan tres de los primeros modelos atómicos que anteceden al modelo atómico actual.

	Modelo atómico de Thomson	Modelo atómico de Rutherford	Modelo atómico de Bohr
Científico responsable	Joseph Thomson (1856 – 1940)	Ernest Rutherford (1871 – 1937)	Niels Bohr (1885 – 1962 )
Año de propuesta del modelo	1904	1911	1913
Forma del átomo	Esfera maciza de materia con carga positiva y partículas incrustadas con carga negativa.	Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa.	Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa.
Descubrimiento experimental	Los electrones: partículas diminutas con carga eléctrica negativa ubicadas dentro del átomo.	El núcleo: zona central del átomo, muy pequeña.	Espectros atómicos: radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Núcleo	No posee.	Sí posee. Está cargado positivamente.	Sí posee. Está cargado positivamente.
Masa del átomo	Concentrada en toda la esfera maciza de materia.	Concentrada en el núcleo.	Concentrada en el núcleo.
Ubicación de electrones	Incrustados en la esfera positiva.	Alrededor del núcleo, en el espacio vacío.	Alrededor del núcleo, en órbitas circulares.
Movimiento de electrones	No posee.	Giran constantemente cerca del núcleo, en el vacío.	Giran constantemente cerca del núcleo en niveles definidos de energía.
Cantidad de cargas	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.
Representación del modelo
Otros nombres del modelo	Modelo del pudín de pasas.	Modelo planetario.	Modelo de Bohr.

La electricidad

El término “electricidad” deriva del griego electrón, que significa “ámbar”, y con este nombre se ha designado a todos los fenómenos físicos relacionados con la atracción de cargas negativas o positivas y resultantes de la presencia de una corriente eléctrica. Esto se debe a que Tales de Mileto, antiguo científico y pensador griego, comprobó que si se frotaba una varilla de ámbar con lana o piel, ésta atraía objetos ligeros que volaban y se adherían a él. Ahora bien, para explicar adecuadamente la mayoría de los fenómenos asociados, debemos incluir lo que se entiende como “magnetismo”. De esta manera, podremos entender el significado de los campos magnéticos, el origen de los rayos que tanto destacan en las tormentas y toda una amplia gama de aplicaciones industriales que conocemos en la actualidad.

La electricidad o energía eléctrica se produce porque la materia que nos rodea está formada por átomos que constan, a su vez, de protones, neutrones y electrones. Los protones y electrones tienen, entonces, una propiedad que se conoce con el nombre de carga eléctrica; ésta puede ser de dos tipos:

• Los protones tienen carga eléctrica positiva.
• Los electrones tienen carga eléctrica negativa.

Normalmente, los átomos de los cuerpos tienen tantos protones como electrones, por lo que tendrán tantas cargas eléctricas positivas como negativas. Ahora bien, estas cargas se contrarrestan unas a otras para que el objeto resulte neutro. No obstante, los átomos pueden ganar o perder electrones y convertirse en iones. De esta forma, los cuerpos neutros pueden adquirir una carga eléctrica.

• Cuando los átomos ganan electrones, el cuerpo adquiere carga eléctrica negativa.
• Cuando los átomos pierden electrones, el cuerpo adquiere carga eléctrica positiva.

Un cuerpo electrizado está cargado positiva o negativamente porque ha perdido o ganado electrones. Por consiguiente, la carga eléctrica es una magnitud física, medible y cuantificable.

La electricidad se puede trasmitir de un punto a otro, conduciéndola a través de distintos objetos o materiales. En otras palabras, las cargas eléctricas pueden desplazarse de un cuerpo a otro dando lugar a lo que se denomina “corriente eléctrica”, que consiste en el desplazamiento ordenado de electrones. Para que se produzca una corriente eléctrica se necesitan:

• Electrones que puedan moverse; por ejemplo, los iones, tanto positivos como negativos, originan corrientes eléctricas.
• Sustancias conductoras por donde puedan desplazarse las cargas móviles, sean sólidas, líquidas o gaseosas.
• Finalmente, generadores y/o dispositivos que, manteniendo el desequilibrio de cargas y aportando la energía necesaria, consiguen el movimiento de dichas cargas. Son generadores las máquinas que existen en las centrales eléctricas, los dínamos que dan luz a una bicicleta o las pilas que permiten el funcionamiento de una linterna.

Si falta alguno de estos elementos, la corriente eléctrica no podrá mantenerse en un circuito. Así, cuando una pila se agota, ya no es capaz de transportar electrones desde sus bornes –éstos son las partes metálicas de una máquina o dispositivo eléctrico donde se produce la conexión con el circuito eléctrico exterior al mismo–; la corriente se interrumpe en el circuito.

En los materiales llamados conductores existen partículas con carga eléctrica negativa que pueden desplazarse. Así pues, los metales son buenos conductores de corriente eléctrica porque disponen de electrones que pueden moverse con libertad a lo largo del metal. Los mejores conductores son la plata, el cobre, el oro, el aluminio, el hierro y el plomo. En otros materiales, llamados aislantes, las cargas no pueden moverse con libertad, por lo que no se produce una corriente eléctrica. La madera, la goma, el plástico y el vidrio son buenos aislantes porque en ellos no hay electrones que tengan libertad para moverse a lo largo del material.

LA ELECTRICIDAD EN EL HOGAR

El uso de la electricidad en la vida moderna es imprescindible. Difícilmente una sociedad puede concebirse sin el uso de la electricidad. De este modo, y a través de la tecnología, la industria eléctrica ha puesto a disposición de las personas el uso de artefactos eléctricos que facilitan las labores del hogar, haciendo la vida más placentera.

Las máquinas o artefactos eléctricos que nos proporcionan comodidad en el hogar, ahorro de tiempo y disminución en la cantidad de quehaceres, se denominan electrodomésticos. Entre los más utilizados pueden citarse la cocina eléctrica, el refrigerador, la tostadora, el microondas, la licuadora y el lavarropas. Existe también otro tipo de artefactos que nos proporcionan entretenimiento y diversión, y que son también herramientas de trabajo y fuentes de información: el televisor, el equipo de sonido, los videojuegos, las computadoras, etc.

LA ELECTRICIDAD EN LA INDUSTRIA

Con todo, la necesidad de aumentar la producción de bienes a un mínimo costo obligó a reemplazar la mano de obra por maquinarias eficientes. Esto pudo llevarse a cabo en forma masiva a raíz del desarrollo de los motores eléctricos. Por ejemplo, en una empresa de bebidas gaseosas podemos observar como las correas transportadoras llevan las botellas a las máquinas tapadoras para ser llenadas y luego son transportadas para ser empacadas; estas máquinas necesitan energía eléctrica para su operación.

LA ELECTRICIDAD EN LA COMUNIDAD

Por otra parte, la electricidad en la comunidad se manifiesta a través del alumbrado público en plazas, parques, autopistas, túneles y carreteras, con el fin de proporcionar seguridad y visibilidad a los peatones y mejor desenvolvimiento del tráfico automotor en horas nocturnas; los semáforos en la vía pública permiten regular y controlar el flujo de vehículos. También en los medios de comunicación apreciamos la importancia de la electricidad, ya que el funcionamiento de la radio, televisión, cine, la emisión de la prensa, entre otros, depende en gran parte de este tipo de energía.

Por lo demás, desde que la electricidad fue descubierta, siempre estuvo al servicio de la medicina a través de los distintos instrumentos y máquinas usadas en esta área (equipos para radiaciones de cobalto, equipos de rayos X, equipos para tomografías, equipos para electrocardiogramas), y ha contribuido a numerosos avances en la ciencia e investigación.

Además, diversas herramientas y maquinarias que funcionan con electricidad son empleadas en nuestra comunidad para reparar o acondicionar nuestras urbanizaciones.

FUENTES DE ENERGÍA EN LA NATURALEZA

En la naturaleza encontramos la electricidad atmosférica, que se manifiesta a través del rayo. Este fenómeno natural contiene gran carga eléctrica y al acercarse a la tierra se transforma en energía calórica y luminosa. Ya conocemos que las nubes están formadas por un número inmenso de pequeñas gotas de agua, que forman grandes masas suspendidas en el aire. El roce de una nube con otra, o con los picos de las grandes montañas, puede hacer que éstas adquieran una carga eléctrica extraordinaria.

La nube cargada de electricidad puede ejercer sobre otras nubes, o sobre las porciones más elevadas del suelo, fenómenos de influencia, haciendo que la atracción entre cargas opuestas produzca una descarga violenta. De este modo se produce el rayo, con la consiguiente manifestación de luminosidad, que es el relámpago, y el ruido producido por la rotura de las capas de aire, que constituye el trueno.

En la naturaleza existen diversas fuentes de energía y, para convertirlas en electricidad, es necesario crear el sistema apropiado para cada fuente. Estas fuentes de energía son de dos tipos: No Renovables, como el petróleo, el gas, el carbón, el uranio, y el plutonio, y Renovables, como el agua, la luz solar, el calor y viento, etc.

A modo de conclusión, podemos decir que, a pesar de no contar aún con la tecnología suficiente para aprovechar todo el caudal energético de la electricidad, vamos camino a ello.

Conceptos de ácido y base: el producto de solubilidad

La solubilidad de una sustancia en un disolvente depende de la temperatura y de la presión, la influencia de esta última es muy pequeña cuando el soluto es un sólido. Puede expresarse en cualquiera de las diversas maneras (normalidad, molaridad, gramos de soluto por litro de disolvente, etc.) que ya conocemos.

Para el caso de las sales poco solubles resulta además muy útil definir el producto de solubilidad. Para definir este concepto, consideremos la disolución en agua de una sal muy poco soluble, tal como el sulfato de bario, BaSO₄.

En una disolución de esta sal, parte de las moléculas de BaSO₄ estarán disociadas en iones, según la ecuación:

Si se trata de una disolución diluida podremos aplicar a ese equilibrio la fórmula de la constante de ionización. Tendremos:

Pero puesto que el sulfato de bario es muy poco soluble en agua, la ecuación anterior puede aplicarse también a la disolución saturada, ya que el BaSO₄ disuelto se encontrará en equilibrio con el BaSO₄ precipitado. El denominador es en este caso constante y puede escribirse:

K ^. [BaSO₄] = [Ba²⁺]^. [SO₄ ^2-]

Esta expresión se denomina producto de solubilidad. Su símbolo es K_s.

K_s = [Ba²⁺]^. [SO₄ ^2-]

El valor del producto de solubilidad es constante para cada temperatura.

Ejemplos:

1) Las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción con H₂ son:

-De H₂ igual a 0,002 molar

-De I₂ igual a 0,002 molar

-De IH igual a 0,014 molar

Hallar el valor de la constante de equilibrio.

Solución:

La fórmula de la constante de equilibrio es:

Por tanto, sustituyendo valores, será:

2) Si en la reacción anterior, a una cierta temperatura, la constante de equilibrio es 0,50 y en 40 litros de disolución hay 2 moles de hidrógeno y 8 de yodhídrico, hallar los moles de yodo que existen.

Solución:

De la fórmula:

conocemos:

K = 0,50

[H₂] = 2 moles de hidrógeno / 40 litros de disolución = 0,05 molar

[IH] = 8 moles de á. yodhídrico / 40 litros de disolución = 0,2 molar

[I₂] = x moles de yodo / 40 litros de disolución = x / 40 molar

En consecuencia:

es decir,

3) En la reacción PCl₅ PCl₃ + Cl₂ 32Kcal/mol

que se desarrolla a presión constante, se tiene que [PCl₅] = 0,2 molar; [PCl₃] = [Cl₂] = 0,01 molar. a) Calcular la constante de equilibrio; b) indicar qué ocurriría si se elevase la temperatura; c) qué sucedería si se redujese la presión; d)y qué si se incrementase la concentración de PCl₅ a 0,5 molar, permaneciendo constantes tanto la presión como la temperatura.

Solución:

b) Por tratarse de una reacción endotérmica, al elevar la temperatura se favorece la formación de PCl₅ y, en consecuencia, la disminución de las concentraciones de PCl₃y de Cl₂ (desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda).

c) Al haber más moles gaseosos en el segundo miembro de la reacción que en el primero, una disminución de la presión hace aumentar las concentraciones de PCl₃ y de Cl₂ en detrimento de la concentración de PCl₅ (desplazamiento del equilibrio hacia la derecha).

d) Si se aumenta la concentración de PCl₅, correlativamente han de incrementarse la de PCl₃ y la de Cl₂ para que la constante de equilibrio no se modifique.

Para averiguar cuánto valen las nuevas concentraciones utilizaremos la fórmula de K:

4) Hallar la concentración de iones hidronio en una disolución de ácido acético, CH₃ COOH, 1M sabiendo que la constante de disociación vale 1,8·10^-5.

Solución:

La reacción de ionización es:

por lo que la constante de ionización será:

Sustituyendo:

Resolviendo esta ecuación de segundo grado, resulta:

x = 0,0043 molar.

5) Hallar la molaridad de una disolución de HCl cuyo pH es 2.

Solución:

pH = log₁₀ 1 / [H₃O^–] = -log₁₀ [H₃O⁺] = 2

Es decir,

log₁₀ [H₃O⁺] = -2.

y, tomando antilogaritmos:

[H₃O⁺] = 10^-2 = 0,01 molar

6) Hallar el producto de solubilidad del BaSO₄ sabiendo que a la temperatura de 50 °C su concentración es 1,4 · 10^-5 molar.

Solución:

De la reacción:

se deduce que el producto de solubilidad vale:

Ks = [Ba²⁺]^.[SO₄ ^2-]

Por tanto,

K_s = (1,4 · 10^-5)·(1,4 · 10^-5) = 1,96·10^-10.

Conceptos de ácido y base: el concepto de Lewis

La principal dificultad de las definiciones de ácido y base de Brönsted y Lowry es que solo pueden aplicarse a reacciones que implican la transferencia de un protón, por lo que para que una sustancia pueda actuar como un ácido en el sentido de la definición de Brönsted-Lowry debe contener en su molécula un átomo de hidrógeno ionizable.

Sin embargo, hay muchas reacciones en las que una sustancia que de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry no sería un ácido se comporta realmente como tal en el sentido más clásico del término (el de formador de sales). Así, por ejemplo, en ausencia de disolvente y, por lo tanto, sin que exista transferencia de protones, el dióxido de carbono, CO₂, reacciona con un óxido básico como el óxido de calcio, CaO, para formar una sal:

CaO + CO₂ CaCO₃

El problema estriba esencialmente en el injustificado papel especial que la teoría de Brönsted-Lowry otorga al protón. Para superar esta dificultad, Lewis propuso en 1923 un innovador concepto de ácido y base. El nuevo punto de vista no tuvo apenas eco en el mundo científico hasta que el propio Lewis volvió a presentar sus ideas más ampliamente desarrolladas en 1938. De acuerdo con esta teoría, un ácido es toda sustancia (molecular o iónica) que puede aceptar un par de electrones, y una base toda sustancia que puede ceder un par de electrones. En otras palabras, un ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y una base debe poseer un par de electrones solitarios. Entonces, la unión de un ácido y una base corresponde a la formación de un enlace covalente dativo o coordinado.

El concepto de base propuesto por Lewis coincide esencialmente con el de Brönsted-Lowry, ya que para que una sustancia pueda aceptar un protón (es decir, comportarse como base en el sentido de Brönsted-Lowry) debe poseer un par de electrones no compartidos. Por ejemplo, la molécula de agua, H₂O, y el ion cloruro, Cl^–, que pueden aceptar un protón, tienen las siguientes estructuras electrónicas:

o sea, que poseen un par de electrones no compartidos que pueden emplear para aceptar un protón, formando, respectivamente, el ion H₃O⁺ y la molécula HCl:

Evidentemente, tanto el agua como el ion cloruro pueden comportarse como bases de Lewis cediendo un par de electrones no compartidos a un ácido. Vemos, pues, que, respecto al concepto de base de la teoría de Brönsted-Lowry, el concepto propuesto por Lewis no amplía de forma significativa el número de compuestos que pueden ser considerados como bases.

Sin embargo, el caso es radicalmente distinto para el concepto de ácido. Para empezar, hay sustancias que son ácidos de acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry y que no lo son en el sentido de Lewis. Por ejemplo, para Lewis el HCl no es realmente un ácido sino la combinación de un ácido (H⁺) y una base (Cl^–); ya vimos que el ion Cl^– es una base tanto según la definición de Brönsted-Lowry como de Lewis y ahora justificaremos que el ion H⁺ es un ácido en el sentido de Lewis mediante la reacción:

H⁺ + H₂O H₃O⁺

En la que el H⁺ acepta un par de electrones de la molécula de agua para formar un ion H₃O⁺, y se comporta por lo tanto, como un ácido. También deben ser considerados como ácidos en el sentido de Lewis los cationes metálicos, que aceptan pares de electrones al hidratarse o solvatarse. Y, volviendo a la reacción que escribimos más arriba entre el dióxido de carbono y el óxido de calcio:

CaO + CO₂ CaCO₃

También aquí debemos considerar que el CO₂ es un ácido en el sentido de Lewis, ya que en esta reacción el átomo de carbono del CO₂ acepta en covalencia dativa un par de electrones cedidos por el átomo de oxígeno del CaO:

El modelo de Lewis se utiliza en química orgánica para explicar el comportamiento catalítico de algunos compuestos que son ácidos de Lewis, pero, en general, cuando se estudian reacciones que tienen lugar en disolución acuosa o simplemente que implican una transferencia de protones, la generalización propuesta por Lewis resulta innecesaria y los químicos razonan en estos casos a partir de los conceptos de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.

Gilbert N. Lewis (1875-1946)

Físico y químico estadounidense. Fue profesor en la Universidad de California, en la que introdujo la termodinámica como asignatura a principios de siglo. Publicó un libro de texto en 1923 que llegó a ser un libro clásico sobre termodinámica que incluía todos los avances del momento. Estudió el enlace covalente y, en 1926, propuso el nombre de fotón para el cuanto de energía electromagnética.

Estructuras de Lewis

Estudiar cómo se combinan los elementos químicos en la naturaleza es primordial para la química aplicada, es por ello que a lo largo de los años se han planteado diversas teorías y formas de representación que facilitan el entendimiento de los compuestos químicos.

Los átomos se combinan entre sí para formar diversos compuestos o sustancias químicas, esto implica la formación de enlaces químicos entre los átomos involucrados en las reacciones químicas. En función de la naturaleza química se conocen tres tipos de enlace:

Enlace iónico: se forma como resultado de las fuerzas electrostáticas existentes entre iones de carga opuesta. Este tipo de enlace implica la transferencia de electrones de un átomo a otro.
Enlace covalente: es aquel donde dos átomos comparten electrones, en función del número de electrones compartidos se distinguen tres tipos de enlaces covalente: simple (2 e^–), doble (4 e^–) y triple (6 e^–).
Enlace metálico: en este tipo de enlaces los electrones se mueven dentro de la red tridimensional del metal, lo que le confiere al mismo su propiedad característica, la conductividad eléctrica.

Los electrones que participan en un enlace químico se denominan electrones de valencia y son aquellos que se encuentran en la capa más externa de los átomos.

Estructuras de Lewis

Lewis fue un químico estadounidense que propuso simbolizar los electrones de valencia mediante el uso de puntos que se ubican arriba, abajo y a los lados del símbolo químico de cada elemento, esta forma de representación se conoce como símbolos de Lewis.

Los símbolos punto-electrón para construir las denominadas estructuras de Lewis de diversas moléculas o compuestos son una herramienta útil al momento de estudiar los enlaces químicos, formación y tipos.

Regla del octeto

Cuando se forma un enlace químico los átomos pierden, ganan o comparten electrones con la finalidad de emular la configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos, los cuales deben su estabilidad al número de electrones que contienen en su capa de valencia.

Con excepción del helio, todos los gases nobles poseen ocho electrones en la capa de valencia, hecho en el que se fundamenta la denominada regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia.

A continuación se muestran algunos ejemplos de estructuras de Lewis:

Metano
- Fórmula química: CH₄
- Tipo de enlace: covalente
- Configuración electrónica:

Estructura de Lewis:

Dióxido de carbono
- Fórmula química: CO₂
- Tipo de enlace: covalente
- Configuración electrónica:

Estructura de Lewis:

Agua
- Fórmula química: H₂O
- Tipo de enlace: covalente
- Configuración electrónica:

Estructura de Lewis:

Estructura de Lewis en compuestos iónicos

Uno de los compuestos iónicos más utilizados es la sal de mesa, compuesta por cloruro de sodio dibujar su estructura de Lewis sigue el siguiente procedimiento:

Escribir la formula química: NaCl
Conocer el tipo de enlace: iónico.
Realizar la configuración electrónica, considerando el efecto de las cargas en el anión y catión.

Realizar la estructura de Lewis.

Excepciones de la regla del octeto

La regla del octeto no se cumple para todos los compuestos químicos, las excepciones se pueden resumir en tres casos:

Moléculas que tienen un número impar de electrones

La presencia de un número de electrones impar hace imposible que los mismos se apareen totalmente y por tanto al menos uno de los átomos involucrados no alcanza el octeto. Por ejemplo el monóxido de nitrógeno (NO).

Estructura de Lewis del monóxido de nitrógeno.

Moléculas con menos de ocho electrones

Son aquellas moléculas donde un átomo o ion de la misma no puede alcanzar el octeto, un caso emblemático es el trifloruro de boro (BF₃).

Estructura de Lewis del trifloruro de boro.

Moléculas con más de ocho electrones

Son compuestos químicos donde al menos uno de los átomos o iones sobrepasa los ocho electrones en la capa de valencia. Algunos ejemplos representativos son el pentacloruro de fosforo (PCl₅).

Estructura de Lewis del pentacloruro de fosforo.

¿Qué debes saber para dibujar estructuras de Lewis?

Para dibujar una estructura de Lewis es necesario dominar los conceptos básicos de la química y sus elementos. Algunas de las consideraciones a tener en cuenta son:

Determinar los electrones de valencia de los elementos involucrados, para ello se puede usar una tabla periódica. También es importante recordar que en el caso de los iones se deben sumar o restar electrones en la capa de valencia; para los aniones cada carga negativa significa que se debe sumar un electrón, en tanto, para los cationes una carga positiva implica que se debe restar un electrón.
Escribir los símbolos químicos e indicar que tipo de enlace los une. Por lo general, las fórmulas químicas indican el orden de unión de los átomos mientras que la naturaleza del enlace está determinada por la diferencia de electronegatividad que existe entre los mismos.
Completar primero los octetos de los elementos unidos al átomo central.
Colocar los electrones faltantes en el átomo central aun si no cumplen con la regla del octeto.
Cuando el átomo central no cumple con el octeto es recomendable probar con enlaces múltiples.
Conocer las excepciones de la regla del octeto.

Los enlaces químicos

La energía de un agregado de dos o más átomos puede ser menor que la suma de las energías de esos átomos aislados y de ahí que, siguiendo la tendencia de cualquier sistema a alcanzar su estado de mínima energía, los átomos se unan unos con otros de diversos modos para formar moléculas estables. Así, sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor están constituidos por átomos aislados.

Todas las demás sustancias están constituidas por moléculas integradas por un número de átomos que puede ir desde dos hasta cientos de miles (polímeros). En la formación del enlace químico intervienen únicamente los electrones de la última capa, los llamados electrones de valencia, que pueden ser parcialmente compartidos entre dos átomos (enlace covalente) o bien cedidos por uno a otro (enlace electrovalente). Es importante destacar que desde el punto de vista de la teoría química actual el enlace químico tiene carácter unitario, basándose siempre en compartir electrones por pares.

Las moléculas están constituidas por la unión de cierto número de átomos iguales o distintos. Se plantea, pues, la cuestión de saber cuál es el nexo que mantiene a los átomos unidos entre sí para formar moléculas. En todos los casos, este nexo se establece únicamente a partir de los electrones que forman la última capa de los átomos, los llamados electrones de valencia.

Hablaremos de cinco tipos de enlace distintos: iónico o electrovalente, covalente, metálico, de hidrógeno y covalente coordinado.

El fundamento del enlace químico es la Ley Física Fundamental según la cual todo sistema evoluciona hacia su estado de energía más bajo. Esta ley explica, por ejemplo, el hecho de que una bola que se encuentra en un recipiente cóncavo se sitúe en el punto más bajo del mismo o bien que, si dos disoluciones de distinta concentración están separadas por un tabique poroso, la concentración de ambas tienda a igualarse por migración del soluto a través del tabique.

Existen cinco tipos de enlaces: iónico o electrovalente, covalente, metálico, de hidrógeno y covalente coordinado.

Para poder aclarar la naturaleza de cada uno de los distintos tipos de enlace listados, antes deberemos explicar algunos conceptos importantes, en particular el concepto de ion, y formular la teoría del octete (u octeto).

Con respecto a la mayor o menor facilidad con que permiten el paso de la corriente eléctrica, los cuerpos se clasifican en:

Aislantes
Conductores:
- de primera clase
- de segunda clase o electrólitos

Los conductores de primera clase son aquellos que, como los metales, no se alteran con el paso de la corriente eléctrica.

Por el contrario, los conductores de segunda clase o electrólitos se descomponen cuando son atravesados por una corriente eléctrica. Los electrólitos son exclusivamente ácidos, bases o sales fundidos o disueltos en agua u otros líquidos.

El primero que formuló una explicación científica coherente de la descomposición de los electrólitos por el paso de una corriente eléctrica (electrólisis) fue Arrhenius, quien, en 1883-1887, propuso su teoría de la disociación electrolítica. Aunque inicialmente fue recibida sin entusiasmo por los medios científicos, esta teoría ha sido una de las más fecundas de la química moderna, ya que sentó las bases para el desarrollo de la electroquímica, que hoy constituye una de las bases de la química industrial.

Teoría de Arrhenius de la disociación electrolítica

Se denomina ion a un átomo o una partícula formada por varios átomos que posee una carga eléctrica debida a un defecto o un exceso de electrones planetarios. Según sea su carga eléctrica, los iones se clasifican en positivos o cationes y negativos o aniones.

De acuerdo con la teoría formulada por Arrhenius:

Los electrólitos, en disolución o fundidos, se disocian parcialmente en iones dotados de carga eléctrica, siendo la carga total de los iones positivos igual a la carga total de los iones negativos; la disolución en su conjunto permanece neutra.
Las sustancias químicamente análogas se disocian en los mismos iones (por ejemplo, el grupo NO3 de los nitratos, PO4 de los fosfatos o Na de las sales sódicas). La carga eléctrica del ion es igual a su valencia y es negativa para los no metales y radicales no metálicos (aniones) y positiva para los metales (cationes).

Así, por ejemplo, al disociarse electrolíticamente el cloruro de hidrógeno (un ácido), el cloruro de calcio (una sal) y el hidróxido de sodio (una base) tendremos respectivamente:

HCl H+ (1 ion positivo) + Cl- (1 ion negativo)

CaCl2 Ca2+ (1 ion positivo) + 2Cl- (dos iones negativos)

NaOH Na+ (1 ion positivo) + (OH)- (1 ion negativo)

Los iones positivos son más pequeños que los átomos metálicos de los que proceden (por ejemplo, el radio del ion Na+ es sólo muy poco mayor que la mitad del radio del átomo de sodio), mientras que los iones negativos son siempre mayores que los átomos de los no metales a partir de los que se han formado (por ejemplo, el radio del ion Cl- es casi el doble que el radio del átomo de cloro).

Steve August Arrehnius (1859-1927) fue un reconocido científico sueco.

Ionización

La formación de iones se explica por la cesión o admisión de electrones, generalmente en la capa más externa, por parte de un átomo. Es decir, si un átomo X acepta un electrón se rompe el equilibrio eléctrico en que se encontraba, al pasar a poseer una carga negativa más; tendremos así un ion negativo X-. Si el átomo X hubiera aceptado dos electrones estaríamos ante un ion X2-, etcétera.

Por el contrario, si un átomo X cede un electrón pasará a convertirse en un ion positivo, X+, puesto que su número de cargas negativas será entonces inferior en una unidad al número de cargas positivas del núcleo (protones); en el caso de que cediera dos electrones, se tendría el ion X2+, etcétera.

La ionización no es un fenómeno que pueda producirse únicamente a causa de la disociación de un electrólito en disolución. También por efecto del calor, las radiaciones ionizantes o el choque con otras partículas, un átomo puede perder uno o más electrones o bien absorber electrones extraños. Por ejemplo, en las capas altas de la atmósfera (ionosfera), los átomos del aire son constantemente bombardeados por radiaciones solares de alta energía, las cuales les arrancan electrones. Asimismo, los meteoritos, al atravesar la atmósfera a gran velocidad, producen un calentamiento local del aire, ionizándolo a lo largo de su trayectoria.

Un ion se forma cuando una molécula le “cede” electrones a otra.

Los iones presentes en el aire atraen el polvo y las gotitas de agua, y por esta razón se emplean iones para que actúen como núcleos de condensación con el fin de provocar artificialmente la lluvia. En un proceso esencialmente análogo, en las cámaras de ionización la observación de las trayectorias de las partículas atómicas se basa en la condensación que provocan a su paso.

En determinadas condiciones, un gas puede hallarse completamente ionizado, es decir, con todos sus átomos en defecto de electrones; en ese caso se le denomina plasma. Sin embargo, el propio plasma se encuentra en estado neutro, ya que, al hallarse íntimamente mezclados en todo el espacio ocupado, sus electrones y sus iones positivos compensan sus cargas entre sí.

Teoría del octete

Los gases nobles constituyen el grupo 0 de la Tabla Periódica. Las moléculas de estos gases son monoatómicas, ya que la característica más destacada de estos elementos es que sus átomos carecen prácticamente de capacidad para unirse con otros átomos de su misma o de otra especie.

Todos los gases nobles, a excepción del primer elemento del grupo, el helio, poseen ocho electrones en la última órbita. Este hecho llevó a considerar que ésta era la configuración electrónica más estable. Por ello, Lewis introdujo en 1916 la teoría del octete u octeto: “Cuando los átomos reaccionan entre sí tienden a adquirir la estructura electrónica del gas noble de número atómico más próximo.” Sorprendentemente, esta ingeniosa teoría se ajusta muy bien a la realidad, aunque en el momento en que fue propuesta carecía por completo de verdadera justificación teórica.