Teoría atómica

--- Os primeiros balbuceos danse sós, pero só teñen un sentido se cerca hai alguén para escoitalos e dirixilos.

1.TEORIA ATOMICA DE DALTON. ELEMENTOS E COMPOSTOS

Os gregos adicaroy os primeiros pensamentos que podemos chamar puramente filosóficos, entre os que os houbo adicados á constitución da materia, destacando os continuistas, defensores do contínuo da materia, e os atomistas, como Demócrito, que defendía unha constitución a partir de partículas, que chamaban 'átomos', duns poucos elementos (terra, aire, auga e lume). En 1803 John Dalton propuxo unha teoría sobre a constitución da materia, basada nuns poucos postulados, que se poden condensar como segue: - A materia está formada por unidades mui pequenas chamadas átomos, indivisibles e inalterables (a - tomo = a - tomos = indivisible). - Os átomos dun elemento son todos iguais, coa mesma masa e propiedades. - Os átomos de elementos distintos diferéncianse en masa e propiedades. - Os compostos fórmanse por unión de de átomos dos elementos correspondentes, en relación numérica constante e sinxela. - As unidades mínimas de composto ('moléculas') son tamén idénticos en masa e propiedades. Así, temos como base para a materia os átomos dos elementos e as moléculas de compostos. Os compostos poden sintetizarse a partir dos elementos, o analizarse dando lugar a istos, mediante métodos químicos, isto é, que varían a natureza das sustancias.

2.MEZCLAS E DISOLUCIONS

Unha mezcla é un conxunto de unidades mínimas (moléculas ou átomos) en contacto íntimo. Si un grupo desas unidades teñen un tamaño suficientemente pequeno, a mezcla chámase homoxénea ou disolución. Hai que ter conta que as mezclas sepáranse por métodos físicos, pois os seus constituíntes non teñen relación de constitución dunha sustancia. P. O aire, ¿crees que é unha mezcla ou un composto? ¿por que?.

3.HIPOTESE DE AVOGADRO

Amadeo Avogadro (1776-1856) atopou unha hipótese para a explicación da constitución dos gases: - A igual volume e condicións idénticas de presión e temperatura, dous gases diferentes teñen o mesmo número de partículas constituíntes. Isas partículas constituíntes son moléculas.

4.MOL

O manexo de átomos é dificil, e o das súas unidades, como a masa, tamén representa dificultade pola súa pequenez. Aproveitando a hipótese de Avogadro, collendo 2g de hidróxeno (molecular, H2) en condicións normais de presión e temperatura (c.n.= 1at, 0ºC), púidose deducir que contiña 6,023x1023 partículas, chamándolle a iste número 'de Avogadro'. posteriormente xeralizouse, de tal xeito que podemos definir o Mol como a cantidade de sustancia que contén un número de partículas igual ó numero de Avogadro, NA. Diste xeito conicide que 1 mol de calquera sustancia contén un número de gramos igual á cantidade de uma que contén unha molécula da mesma. Calcula o valor en g do mol de H2SO4, HCl, NH3, SO3, e calcula a masa de 1l de cada unha desas sustancias.

5.MASA ATÓMICA E MOLECULAR

A masa dos átomos e das moléculas mídese en uma, podendo, unha vez visto o que é un mol e o NA, definila como 1g/NA. O seu valor é aproximadamente equivalente á masa que lle corresponde a un protón ou un neutrón (1/12 da masa do C12). As masas atómicas e molecuars teñen a súa correspondencia nos moles, coa definición de masa molar como a masa do NA de partículas. Do mesmo xeito podemos definir volume molar como o volume dun mol. En condicións normais (c.n. = 1at e 0ºC) 1 mol de gas de calquera sustancia ocupa 22,4l aprox. P. Calcula a masa dunha molécula de cada unha das sustancias seguintes: H2SO4, HCl, NH3, SO3, e calcula a porcentaxe de H (en masa) que hai en cada un deles.

6.TABOA PERIODICA

Tras varios intentos de ordenación dos elementos, un ruso, Mendeleiev, aunando esforzos previos, ordenou os elementos polo peso, tratando de situar nunha táboa uns debaixo dos outros se correspondían as propiedades. Tivo que deixar ocos por non haber correspondencia en algúns casos, predecindo entón que se descubrirían elementos que ocuparaían eses ocos, e dando dun xeito aproximado as súas propiedades. Asemade, en algún caso, ó non corresponder masa atómica e propiedades, variou de orden algún elemento. Así naceu a actual táboa periódica, que houbo que encher cos novos elementos descubertos, que nas súas propiedades aproximadamente correspondían ó predito por Mendeleiev, e cambiar o orden respecto ás masas polo orden respecto ó chamado número atómico, que coincide co número de protóns no núcleo atómico. Cada cadro ten información dun elemento, comezando polo seu número atómico e símbolo. Soen ter informacións tamén sobre outras propiedades, como o número de oxidación ou valencia iónica, a masa en uma e o número de lectróns en cada capa. Outras táboas teñen outras características expresadas nelas. Na táboa aparecen zonas definidas: Os metais, na zona esquerda, incluíndo alcalinos (1ª columna), alcalino-térreos (2ª columna) e elementos de transición, cos subconxuntos de de lantánidos e actínidos ou elementos de transición larga. Os non metais, na parte dereita e cara arriba da táboa, incluíndo a columna (grupo) 17, halóxenos, e a 16, anfíxenos. Tamén, o grupo 18, que corresponde ós gases nobles. Como características, os metais tenden a combinarse perdendo electróns, polo que teñen valencias +; os non metais, que poden ter valencias negativas, isto é, ganar electróns nas combinacións químicas, e os gases nobles que non se combinan químicamente.

Entre as características periódicas, a básica, que da orixe ás demais, é o número de electróns que o átomo neutro ten na derradeira capa (a máis externa). Naturalmente, ó ser o átomo neutro, este número correspóndese con número atómico Z, o número de protóns no núcleo atómico. Esto fai que dun xeito regular, a cada elemento lle corresponda debaixo outro con características químicas parellas e o mesmo número de electróns na capa máis externa, vertebrando o concepto de grupo. A ordenación da táboa periódica pode construírse dun xeito exacto (salvo casos mui concretos) mediante a chamada táboa de Hund, onde ademais poden encadrarse os electróns nos tipos de orbitais que lle corresponda: 1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 f14 ... ... onde as letras representan os tipos de orbitais nos que están situados os electróns nos átomos sen excitar, e os números, o número máximo de electróns que aceptan (o 1º nº de cada línea é o da capa). En cada capa, o número máximo de electróns coincide co que nos da a expresión 2n2, como podemos comprobar por exemplo, na 4ª: 2*42 = 2 + 6+ 10 + 14 = 32. A configuración enerxética áchase contando os electróns necesarios para cada átomo. Así, o nº 84, Polonio, ten a configuración: 1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 f14 6 s2 p4 d10 f14 7 s2 p6 d10 f14 na que notamos que o subnivel 6p só ten 4 electróns. A configuración é: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p4, se o ordenamos segundo imos contando (en diagonal) os electróns necesarios. O período corresponde ca capa máis externa ocupada por algún electrón, habendo 7 períodos. Canto máis cara á esquerda e abaixo da táboa, os elementos teñen máis características metálicas. Canto máis á derita e arriba (exceptuando o grupo 18), máis caraterísticas de elemento non metálico. A actividade química aumenta ó aumentar a metalicidade ou a non metalicidade dos elementos. De xeito parello, o potencial de ionización, isto é, a enerxía necesaria para quitarlle un e- a un átomo, a afinidade electrónica, enerxía desprendida cando un átomo capta un electrón, e a electronegatividade, media de ambalasdúas anteriores, disminúen coa metalicidade. Outra característica que varía dun xeito periódico é o radio atómico, que, se ben aumenta ó aumentar o período, xa que eso significa aumentar capas de electróns, dentro de cada período disminúe nos elementos de transición, aumentando ó principio por razóns de apantallamento da carga eléctrica do núcleo polos electróns máis internos. Existen máis característacas a estudiar diste xeito, como a densidade (masa/volume) ou os puntos de fusión. P. Calcula a distribución electrónica do 62Sm.

7.HIPOTESE DE THOMSON E MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD

Dende os gregos, poucos avances houbo na teoría dos átomos ata chegar a Dalton. O electrón foi descuberto por Thomson en 1897, e isto deu motico á un modelo de átomo chamado de Thomson. Iste basábase en considerar o átomo como unha masa informe positiva, na que estarían inmersas as partículas con carga negativa recién descubertas, a modo de sementes nunha sandía. Posteriormente, Rutherford realizou o seu célebre experimento de bombardear laminiñas de diferentes metais con partículas alfa, , pequenos proxectís de carga positiva e tamaño atómico, que logo se manifestarían como núcleos de helio, 2He4, é dicir, un conxunto de dous protóns e dous neutróns. Ista experiencia deu lugar a que Rutherford retomara cara a 1911 unha vella idea (1904) do francés Jean Perrin: o átomo ten un núcleo positivo, con cáseque toda a masa atómica, ó que orbitan electróns a modo de planetas arredor do núcleo-sol, equilibrando a carga eléctrica nuclear e sendo atraídos polo núcleo en base á forza eléctrica. Máis adiante descubreuse que o núcleo está composto por protóns (descuberto en 1909) e neutróns (1932). Dende entón houbo novos descubrimentos de partículas subatómicas, como neutrinos, ou máis elementais, como quarks e gluóns, a estudiar máis adiante. Nembargantes, as básicas son as anteditas, coas características seguintes: electrón e- 9,109x10-31kg -1,602x10-19C protón p+ 1,6725x10-27kg +1,602x10-19C neutrón n 1,6748x10-27kg sen carga (ter conta que 1uma= 6,022601-26kg, o que fai que a masa do protón e o neutrón sexa aprox. 1uma, e a do e-, 0,00055uma. O C é o Culombio, unidade de carga eléctrica).

8.ESPECTROS ATOMICOS E MODELO DE BOHR

O átomo de Rutherford atopouse cunha dificultade práctica: toda carga acelerada emite radiación, e os electróns 'dando voltas' teñen necesidade dunha aceleración centrípeta. Iso dignificaría que o átomo perdería enerxía dun xeito contínuo e con gran rapidez, de tal xeito que: a) o mundo deixaría de existir ó pouco de haber nacido tal como o coñecemos. b) todos os átomos emitirían luz dun xeito contínuo. Ningunha das dúas cousas ocurre, habéndose descuberto ademais que os espectros (luz emitida polos átomos) son discontínuos, isto é, os átomos emiten determinadas cores e non outras. Os espectros deron lugar a que se fixera unha serie de relacións entre as raias que aparecían iluminadas (as frecuencias de emisión ou de absorción) e constantes ou números naturais. Por aquel entón, xa Max Plank (Alemania) introduxera o concepto de quanta, ou enerxías discretas que resultan sser emitidas polos átomos: a luz emítese en cantidades discretas, cuantos, que dependen da frecuencia de emisión. E = h . f onde h é a constante de Plank, 6,6256.10-34Js e f a frecuencia da radiación (a frecuencia da onda). E é a enerxía emitida. Un danés, Niels Bohr, incorporou estas ideas e algúns cálculos teóricos feitos por Balmer (Suiza) que relacionaban a inversa da lonxitude de onda (proporcional á frecuencia) ca resta de inversos dos cadrados de números enteiros, postulando un novo modelo cos seguintes postulados: 1.- Os electróns xiran en órbitas estacionarias arredor do núcleo, sin emitir enerxía. O anterior vai en contra dos principios do electromagnetismo clásico, e establece órbitas estabilizadas. 2.- Só son posibles aquelas órbitas que cumplen que o momento angular do electrón (masa electrón x velocidade x radio da órbita) é un múltiplo de h/2p = h/(2mv): me.v.r = n.h/(2) = nž n é un número natural, que corresponde co número de órbita considerado. É un número cuántico, discontínuo, que introduce no modelo as órbitas cuantizadas. O signo ž introdúcese comoo valo h/(2) 3.- Cando un electrón cambia de órbita, a diferencia de enerxía entre ambas é emitida (ou absorbida) como radiación electromagnética de xeito que E2 - E1 = h.f [Ter conta que iste derradeiro postulado entra en contradicción co primeiro]. Dos postulados anteriores poden deducirse o tamaño das órbitas, a velocidade do electrón, a súa enerxía e a variación enerxética ó cambiar entre órbitas diversas, que coincide co estudiado por Balmer:

• Usando que forza centrípeta = forza electrostática, temos:

me.v2/r = (Z.qe)qe/4r2 (no S.I., a salvo da cte. K = 9x109Nm2/C2, en sustitución do 1/4)

• 2º postulado de Bohr

me.v.r = n.h/2 ... onde v2/r é a aceleración centrípeta, Z.qe a carga do núcleo atómico, 1/4 a constante de atracción electrostática ou constante de Coulomb, e r o radio da órbita, que se pode deducir dos anteriores valores. P. ¿Serías capaz de acha-lo r no caso do H? (Z=1). A pesar das contradiccións do modelo (e- nunha órbita fixa, e logo, pódese cambiar de órbita), iste modelo é a base da moderna teoría atómica, explicando as composicións matemáticas que achou Balmer en relación coas frecuencias de emisión. Foi perfeccionado por Sommerfeld para introducir órbitas elípticas e así correxilo para adecualo ó resultado de observacións máis finas que as de Balmer, e posteriormente foi desbancado pola teoría mecánica cuántica e o seu modelo, conceptualmente máis complicado, que sustitúe as órbitas xeométricas por orbitais, ou lugares de posible estancia do electrón.

10.TEORÍA MECANOCUÁNTICA DA ESTRUCTURA ATÓMICA

A estructura atómica parte da base do estudio do átomo en conxunto, de xeito que non considera os electróns por separado, senon o átomo integrado. As teorías anteriores proporcionaron unha explicación de como está estructurado o átomo cada vez máis exacta e con maior poder de predicción. Nembargantes, dende o cambio de século sábese que as partículas constituíntes da materia compórtanse dun xeito diferente das macroscópicas, e seguen o que se veu a chamar reglas mecánico-cuánticas, en alusión á derivación mecánica das mesmas e á importancia que toman as reglas de cuantización esbozadas a partir de Max Plank. Luis de Broglie fixo patente que o electrón describe un movemento orbital cun tamaño de circunferencia que se corresponde coa lonxitude de onda (ou un múltiplo dela) do electrón considerado como partícula independente. Einstein, xa en 1905, estableceu que os raios de luz poden ser considerados como partículas (fotóns). Deste xeito foise aceptando a idea de dualidade onda-corpúsculo, é dicir, a consideración de algo como partícula (ou como onda) nun caso concreto non implica que noutras circunstancias teña de xeito obrigado a mesma consideración. A materia ten propiedades de partícula e propiedades de onda, de xeito simultaneado e non contradictorio, manifestándose dun xeito ou outro segundo as circunstancias de observación. Coa teoría mecanocuántica, cadapartícula considérase asociada a unha onda, descrita de xeito matemático pola chamada función de onda, que nos da a probabilidade de atopar certas configuracións ou medidas de magnitudes, como a posición, a cantidade de movemento ou a enerxía. Consecuencias dela son: 1) Principio de Indeterminación de Heisenberg: non podemos saber a posición e a cantiade de movemento dunha partícula cunha indeterminación menor que a que se desprende da relación xpxž. a anterior expresión liga a indeterminación dunha componente da posición e da cantidade de movemento, de tal xeito que se temos con moita aproximación coñecemento da posición, teremos un erro grande na cantidade de movemento. este principio, en relación coas cantidades do orde das que se manexan en mecánica macroscópica, da uns erros inapreciables, pero son determinantes en física atómica, cos ordes de magnitude que se manexan. 2) Principio de Exclusión de Pauli:Non pode haber dúas partículas exactamente no mesmo estado. É aplicable ós fermións, clase de partículas que inclúe a electróns, protóns ou neutróns. 3) Principio de superposición. É un principio de mecánica condulatoria que di que se superpoñemos dúas ondas obtemos outra nova onda. Aplicado á mecánica cuántica, da como resultado que a solución dunha función de onda pode expresarse como superposición (suma ponderada) de solucións sinxelas. isto é, un estado dunha partícula pode ser superposición (mezcla) doutros estados sinxelos. Aplicando estes principios, o átomo toma a imaxe de algo indeterminado, sen unha representación clara como na teoría de Bohr. Así, aparece como un volume cunha masa móbil máis ou menos centrada e unha nube electrónica movéndose rápidamente arredor. O termo “nube” representa o mesmo que no uso coloquial:algo algodonoso, sen límites claros, impregnándoo todo. Xa non se consideran órbitas ó estilo de Bohr, senon orbitais, cos electróns movéndose por calquera lado en troques de facelo nunha órbita. O principio de exclusión, xunto co feito de que as solucións da ecuación de onda veñan dadas por números enteiros (os chamados números cuánticos), fai quese poda dicir que nun átomo non pode haber dous electróns cos catro números cuánticos iguais. Os números cuánticos son chamados primario, designado por n, secundario (l), terciario (ml) e de spin (ms). n da conta do tamaño do orbital, determinando a súa enerxía a grandes rasgos. l da forma (tipo) do orbital co que estamos a tratar. Tamén inflúe na enerxía, pero menos que n. ml da conta da orientación, manifestada polo comportamento en campos magnéticos. O actuar istes, tamén se manifestan pequenas variacións enerxéticas. ms non depende do conxunto do átomo, senon tan só do electrón. Tamén presenta a diferencia respecto dos anteriores de que o seu valor non é enteiro, senon semienteiro. Respecto ó rango de valores que poden tomar, n toma valores do conxunto de números naturais (sen o 0), correspondendo co número de capa. l toma valores enteiros entre 0 e n-1 en cada capa. ml toma valores enteiros entre -l e +l. ms só pode ser +1/2 ou -1/2. Deste xeito obténñense os electróns correspondentes a cada capa seguindo a sinxela norma de 2n2, como vemos exemplificado a continuación coas posibilidades para n=2.

SIGNIFICADO:2-capa; 1-subcapa; -1-orientación; 1/2 orientación electrónica. Pola súa parte, o principio de superposición permite saltar a contradicciónde Bohr no sentido de que as órbitas teñen que se estable ó tempo que poderse cambiar de órbita: se cada estado é na realidade unha superposición de estados sinxelos, poderemos observar no átomo un ou outro segundo o manifesten as circunstancias.

9.ENLACE IONICO

Os enlaces químicos son unións entre átomos. Prodúcense por forzas eléctricas entre os 'cores' (corazóns, isto é, núcleos e capas internas) dos átomos e os electróns de uns e outros. Este proceso, segundo foi estudiado por Lewis, básase na perda, ganancia ou compartición de e-. Así, preséntase a estructura de Lewis como a representación do símbolo do átomo rodeado dos electróns da derradeira capa (electróns de valencia) representados por ·. O enlace prodúcese de tal xeito que cada símbolo tende a estar representado por 8 ·, os oito electróns da última capa. O enlace iónico prodúcese cando un átomo cede electróns a outro. Entón, cada un deles atráese eléctricamente, co que se manteñen xuntos, enlazados. (Represéntase coa notación de Lewis por unha frecha que indica a cesión do electrón que corresponda) Co enlace iónico non se forman auténticas moléculas, senon máis ben cristais, xa que cada átomo atrae a tódolos que ó seu arredor presenten signo contrario con forza proporcional inversamente ó cadrado de distancia de separación. Nembargantes, considéranse para moitas cousas, por comodidade, as 'moléculas iónicas', como no caso do NaCl, que, repito, non teñen entidade na realidade dun grao sólido de cloruro sódico.

10.ELECTROLISE E DISOCIACION IONICA

Electro-lise: ruptura eléctrica. Di-sociación iónica: sin asociación dos ións. Cando un cristal iónico se achega a outro medio tamén iónico ou polar (que presenta polos eléctricos nas moléculas que o constitúen), cada ión do cristal é atraído por un ou outro polo da molécula (o H métese entre as unións), podendo desfacerse. Iste fenómeno é o que pasa ó disolverse NaCl en auga, H2O, molécula que, por non estar o O exactamente en medio dos H (os enlaces de ambos co O forman un ángulo de 104,5º) presenta unha polaridade negativa nas inmediacións do átomo de O, e positiva entre os átomos de H. Entón, o Cl e o Na sepáranse, quedando a distribución electrónica inicial no cristal, isto é, Na+ e Cl-. A iste fenómeno chámaselle disociación iónica, epode aproveitarse para producir fenómenso de tipo de conducción eléctrica nunha disolución, por exemplo acuosa, tais como a electrolise.

11.IONS GASEOSOS

O enlace iónico ou a disolución non son os únicos xeitos dos que podemos atopar ions. Tamén podemos atopar ións gaseosos. Neste caso, atopámonos con partículas ionizadas que non "aproveitan" a ionización para combinarse químicamente, senon que están sen enlazar entre eles, e todos son do mesmo signo, cos electróns vagando de xeito separado. Pódese facer esto en estado gaseoso debido á gran separación relativa entre partículas. Para obter os ións, os átomos ou moléculas deben ionizarse aumentando a súa enerxía, ganando a enerxía de ionización. Naturalmente, conducen a corrente eléctrica, xa que están os átomos ionizados positivamente e os electróns. O plasma considérase que é un novo estado da materia, e está constituído por ións totalmente ionizados, asimilable a un tipo de estado gaseoso.

11.ESTRUCTURA MOLECULAR. ENLACE COVALENTE

Para lograr unha estructura de molécula hai que acadar antes que a unión de un determinado grupo de átomos sexa abondo máis forte que a unión de ese grupo con outros similares. Isto lógrase mediante o enlace covalente, no que se comparten pares de electróns polos átomos dun grupo para lograr o estado de mínima enerxía con 8 electróns na capa máis externa. Así acádanse encher os grupos s2p2. A idea deste enlace foi proposta por Lewis en 1916 (mesmo ano no que Einstein propuxo a Teoría da Relatividade Xeral). Os enlaces covalentes só son puros no caso de estar unidos átomos iguais. En outro caso, teñen unha certa polaridade, que, se a molécula non é simétrica, crea unha polaridade molecular, isto é, un composto polar. En caso de haber simetría, as cargas en direccións opostas anúlanse, de tal xeito que non aparece unha carga neta en ningún lugar da molécula.

12.SOLIDOS VITREOS (atención, non cristalinos)

Son aqueles que non teñen constituído un enlace que estructure o sólido, estando por tanto os seus compoñentes desordenados, como están os dos líquidos, pero cunha forza mutua de unión que non lles permite moverse ás partículas. Os vidros comerciais están realizados a partir de derivados silicatados (SiO4)2-.

13.METAIS

Os metais son sustancias con átomos que desprenden electróns con certa facilidade. Isos electróns pasan a pertencer a un conxunto mui grande de átomos, que os comparten dun xeito delocalizado, pasando a ser como unha nube (de xeito chámaselle nube electrónica) que mantén no seu sitio os átomos o ser atraída por igual por todos eles. Deste xeito, compréndese a facilidade conque os metais perden electróns ou conducen. Os átomos dun metal teñen distribución xeométrica, formando unha rede a modo de rede cristalina. A clasificación típica divídeos en ferrosos e non ferrosos, máis é unha clasificación de tipo utilitario, debido o gran nivel de emprego na industria dos derivados do ferro. De xeito semellante, os non ferrosos clasifícanse segundo a súa densidade.

14.PROPIEDADES DOS DIVERSOS TIPOS DE COMPOSTOS. REPRESENTACIÓN DE LEWIS

C. iónicos: - Sólidos cristalinos. Elevada temperatura de fusión (é necesaria moita enerxía para romper os enlaces iónicos) - Son duros debido á mesma intensidade da atracción. - Sólidos non conducen. Fundidos ou en disolución conducen ben a electricidade debido a que toda partícula é un ión. De xeito semellante, sólidos tampouco conducen ben o calor. - Són fráxiles: un pequeno desplazamento dunha ringleira de átomos respecto a outra enfrenta a átomos da mesma carga e destrúe a estructura cristalina. - Solubles en disolventes polares, como a auga. As moléculas de disolvente interfieren coas atraccións entre ións do soluto, co que consiguen separar os ións, desprendendo unha enerxía chamada de solvatación (hidratación no caso da auga), coa que se pode producir un aumento de temperatura, se é maior que a enerxía reticular, ou enerxía do cristal. C. moleculares: - Non forman cristais cáseque nunca, tendo pouca forza de enlace entre moléculas, polo que o punto de fusión, en xeral, é baixo. - Non soen ser duros (hai casos como o diamante que sí o é, cunha estructura tetraédrica e átomos moi próximos). - Son solubles en disolventes covalentes, dependendo a maior ou menor facilidade de disolución da relación de polaridade de ambos, disolvente e soluto. - Xeralmente non conducen a menos que exista ruptura de enlaces polares, con producción de ións (como ácidos e bases). Nembargantes, o grafito (forma alotrópica do C, con estructura formada a base de prismas de base hexagonal), por exemplo, sí o fai. - En caso de formar redes, son duros e fráxiles, por razóns semellantes ós cristais iónicos. - Son cáseque sempre gases ou líquidos, xa que interaccionan pouco unhas moléculas con outras. Metais: - Forman estructura reticular. - Punto de fusión medio. - Conducen ben debido ós electróns de valencia soltos que teñen na súa estructura. Por iso mesmo tamén poden emitir electróns con facilidade. (é dicir, efectos termoiónico e fotoeléctrico). - Tamén conducen térmicamente, xa que o aumento de temperatura aumenta a movilidade dos electróns, que se transmite a outros por choques. - Solubles en outros metais, formando as aleacións, que se atopan a cabalo entre o que é un enlace químico e unha disolución iónica. Aleacións típicas son o bronce (Cu+Sn) ou o latón (Cu+Zn). - Son brilantes xa que reemiten a práctica totalidade das frecuencias luminosas recibidas (Cu e Au non reemiten parte do azul, por eso presentan color amarelo). - Teñen densidade elevada, debido ó gran número de átomos que se poden empaquetar nun pequeno volume, ó poder estar rodeados cada ún deles de bastantes outros sen dificultades de forzas de Coulomb repulsivas. Esto é debio ó aparellamento e a diminución de volume ó perder a capa máis externa. - Son moi deformables (dúctiles e maleables), debido a que unha traslación na rede non varía nada a apariencia da mesma nin as propiedades que ten, polo caracter da nube de electróns. A representación dos enlaces dos diversos tipos pode facerse mediante as estructuras de Lewis, que poden expresarse por exemplo como veñen detalladas a continuación:

15.REACCIÓN QUÍMICA. ECUACIÓN QUÍMICA

As unións interatómicas son abondo estables polo xeral como para que nos podamos recoñece-la existencia de compostos químicos. Nembargantes, esas ligaduras rachan debido a diversas causas, que se poden asimilar a que as partículas dispoñen de enerxía abonda como para afastarse un átomo do outro, saltando fora do pozo de potencial que as empuxa unha contra a outra. A orixe desa enerxía extra pode atoparse no calor que se lles comunica, na luz incidente, choque con outras moléculas, ... . Unha vez que o enlace rompe, os átomos poden recombinarse. adoitando a mesma estructura ou outra. Neste derradeiro caso, teremos unha reacción química: Unhas sustancias convértense en outras por reordenación dos átomos presentes. As reaccións químicas especifícanse, a partir da formulación, mediante as ecuacións químicas, nas que se especifican as sustancias que interveñen e os números de moléculas que participan de cada unha delas. Ex: CaCl2 + 2NaOH -> 2NaCl + Ca(OH)2 O anterior significa que unha molécula de cloruro de calcio reacciona con dúas de hidróxido de sodio formando dúas moléculas de cloruro de sodio e unha de hidróxido de calcio. Esta expresión serve para identificar a reacción, aínda en caso de que as cantidades sexan moito maiores, como ocorre normalmente na realidade, na que se traballa con moles e non conmoléculas, e non cunha cantidade enteira deles. As cantidades indicadas son entón referencias para indicar as proporcións de combinación dunhas e outras sustancias na reacción química.

16.CONSERVACIÓN DA MASA

A conservación da masa nunha reacción química é debida á conservación do número de partículas que interveñen na mesma. Esta conservación foi descuberta por antoine-Laurent de Lavoisier, debido ó que selle chama lei de conservación da masa ou lei de Lavoisier. Na realidade, hai diferencias de masa, pero son despreciables, entre os reactivos e os productos de reacción. Istas pequenas diferencias son debidas á producción ou consumo enerxético da reacción, vindo relacionada unha e outra cousa a partir da lei debida a Einstein que describe a equivalencia masa enerxía e que ves especificada matemáticamente como E = mc2.

17.RELACIÓNS PONDERAIS E VOLUMÉTRICAS

Ponderal signfica relacionado co peso (pondus-ponderis en latín), e volumétrica, de medida de volume. Xa vimos que as ecuacións químicas nos daban a relación na que reaccionaban sustancias. Nas fórmulas químicas, tamén establecemos proporcións fixas entre o número de átomos que participan na consitución dun tipo de moléculas. Asemade, tamén sabemos que combinando sustancias podemos obter diferentes compostos, a partir de diferentes proporcións delas. Eses coñecementos anteriores foron descubertos e estudiados de xeito científico no século pasado, tomando forma de leis ou relacións. Así, atopámonos con leis que son referidas normalmente a masas/pesos (leis ponderais) ou a volumes, no caso dos gases (leis volumétricas): I- Leis ponderais. I.I Lei das proporcións definidas ou de Proust: Varias sustancias combínanse sempre nas mesmas proporcións para dar un mesmo novo composto. Explicación: sempre se combinan na mesma proporción atómica, e como cada clase atómica ten parella masa... I.II Lei das proporcións múltiples ou de Dalton: Varias sustancias poden combinarse en diferentes proporcións para formar diferentes compostos. As relacións entre as proporcións son cocientes entre números enteiros sinxelos. II- Leis volumétricas. As mesmas leis ponderais admiten a súa formulación como volumétricas, pero tendo conta que os volúmenes de gas son proporcionais ó número de moléculas, simplifícanse na súa formulación. A lei de Proust resulta así: As proporcións entre volumes de gases que se combinan para dar un novo gas son constantes, así como a relación entre o volume de sustancias reaccionantes e productos. A lei de Dalton: Os gases poden combinarse en distintas proporcións para dar novas sustancias, pero os volumes que participan de cada sustancia gardan entre sí relacións sinxelas.

18.CALOR DE REACCIÓN

Nas reaccións químicas intervén dun xeito decisivo a enerxía. De feito, unha das claves para o estudio das reaccións é precisamente esa. O estudio dos intercambios enerxéticos que conlevan pode facerse a través de diversas funcións, como a enerxía interna ou a entalpía. A enerxía interna U mide a densidade enerxética dunha sustancia, sendo básica para as reaccións a volume constante, onde non intervén o traballo. A entalpía indica o balance da suma de U + pV, considérase básica para o estudio das reaccións a presións constante, nas que se realiza un traballo de expansión.

19.PROBLEMAS

1. Acha a estructura electrónica do Xermanio. 2. Investiga as propiedades do Xermanio, e a partir delas, describe de xeito aproximado as dos elementos que limitan con el na táboa periódica. 3. Explica que tipo de enlace terán as moléculas binarias formadas a partir dos seguintes elementos: Fr, Cs, K, Mg, V, Cr, Fe, Al, Si, S, Cl, O, F. 4. Tira unha canica a) contra un balón, b) contra unha rede, alomenos 25 veces contra cada un, e explica os resultados. ¿Pode compararse algún deles a algún modelo atómico?. 5. Calcula que "n" (nº cuántico primario) debería ter a órbita de Bohr do H para medir de radio 1mm. 6. Traballo: Describe a concepción moderna da estrutura do átomo buscando na biblioteca (>5 folios a máquina).