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Capítulo 1
Materias primas: polímeros y aditivos
1. Introducción

Desde la prehistoria el ser humano ha usado polímeros naturales como la madera, la lana, el cuero o la seda. Además, existen otros polímeros naturales que operan en el interior de los organismos vivos en procesos bioquímicos, tales como las proteínas y el ADN.

En el siglo XX comenzó a desarrollarse la química necesaria para sintetizar largas cadenas de polímeros a partir de moléculas sencillas y, tras comprender la reactividad y estructura de estas reacciones, se han aplicado para sintetizar nuevos polímeros.

Normalmente la síntesis de estos nuevos materiales es un proceso barato y, además, presentan magníficas y nuevas propiedades, a veces incluso mejores que las de polímeros naturales, pudiendo en muchas ocasiones sustituir a metales y sus aleaciones.

2. Teoría atómico-molecular. Sistema periódico. El átomo y sus enlaces

La teoría atómica de Dalton afirma que toda la materia está constituida por pequeñas partículas indivisibles, los átomos. Esta teoría proporcionó una base para interpretar el comportamiento de la materia.

Diversos experimentos realizados desde entonces han demostrado que los átomos están, a su vez, constituidos por otras partículas menores. Hoy en día se sabe que el átomo está compuesto por partículas denominadas fundamentales o subatómicas llamadas electrón, protón y neutrón.

El electrón fue descubierto en el año 1897 por el físico británico J. J. Thomson (1856-1940), que determinó que los rayos catódicos están formados por partículas de carga eléctrica negativa y de baja masa. Gracias a sus experimentos con los rayos catódicos concluyó que las partículas que los formaban eran lo electrones.

El protón fue descubierto al utilizar un tubo de descarga semejante al tubo de rayos catódicos con el cátodo (o electrodo positivo) atravesado por finas perforaciones. Se observó que detrás del cátodo aparecían unos rayos formados por partículas positivas cuya relación carga/masa dependía del gas existente en el tubo. Al usar hidrógeno como gas, las partículas positivas tienen una carga igual a la del electrón pero su masa es mayor. Posteriormente se llamó protones a estas partículas.

Nota

El número atómico Z es el número de protones y electrones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento.

Cuando en el año 1932 el físico J. Chadwick (1891-1974) bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas alfa (α), esta emitió una radiación de muy alta energía similar a los rayos gamma.

Sabía que...

Las partículas α corresponden a núcleos de helio ionizados, formados por dos neutrones y dos protones.

Experimentos posteriores demostraron que estos rayos constaban de un nuevo tipo de partículas a las que Chadwick denominó neutrones, puesto que carecen de carga eléctrica.

2.1. Modelos atómicos

Los modelos atómicos tratan de explicar las propiedades y el comportamiento de los átomos. Son una representación de la realidad utilizada para explicar los hechos experimentales. Cuando aparece un hecho experimental que no es explicado, el modelo debe desecharse.

Para explicar el átomo han surgido a lo largo de la historia distintos modelos atómicos. El primero de ellos fue sugerido por el físico británico J. J. Thomson en 1904, quien propuso un modelo en el que el átomo está constituido por una esfera de materia con carga positiva en la que se encuentran encajados los electrones suficientes para neutralizar su carga.

En 1911, E. Rutherford realizó un experimento en el que un elemento radiactivo emite un haz de radiaciones α que atraviesa una lámina de pan de oro. Al realizar el experimento, encontró que:

1 La mayoría de las partículas α atraviesa la lámina sin desviarse apenas.

2 Algunas son desviadas considerablemente de su trayectoria.

3 Unas pocas son rechazadas al chocar.

A partir de estas observaciones, Rutherford concluyó que el átomo está hueco en su mayor parte, con el núcleo que contiene la totalidad de la carga positiva y casi toda la masa situado en el centro y los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo en órbitas circulares, existiendo el mismo número de protones que de electrones.

Actividades

1. Los protones y neutrones están formados por partículas. Averigüe alguno de sus nombres y propiedades.

Posteriormente a la propuesta de Rutherford, los hechos experimentales hicieron proponer al físico danés Niels Bohr (1885–1962) un nuevo modelo en el que estableció cómo debe ser una distribución ordenada de los electrones en torno al núcleo. Bohr, en su modelo, estableció que:

1 Los electrones se mueven en el interior del átomo en órbitas definidas situadas en diferentes niveles.

2 Cada nivel tiene un valor de energía determinado, siendo este mayor mientras más alejado se encuentre del núcleo.

3 Solo es permitida una serie de valores definidos para la distancia de cada nivel al núcleo y su energía.

4 En cada nivel se permite un número máximo de electrones que viene dado por la expresión 2n2, donde n designa el nivel (1, 2, 3, etc.).

Bohr desarrolló su modelo en 3 postulados:

1 El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

2 Solo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular, J, múltiplo entero de h/2π., donde h es la constante de Planck que equivale a 6.63 × 10 -34 J · s

3 La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: E = h · f, donde f es la frecuencia.

El modelo atómico de Bohr lograba explicar ciertos hechos experimentales que por entonces no tenían explicación.

Los avances experimentales obligaron a proponer un nuevo modelo hacia 1925. El nuevo modelo, denominado de orbitales, fue desarrollado por E. Schrödinger (1887-1961) y W.K. Heisengerb (1901-1976) y establece que:

1 El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo.

2 No puede conocerse la trayectoria exacta del electrón. Hay que olvidar la idea de órbitas definidas del modelo de Bohr y hablar de orbitales atómicos.

3 El orbital es una parte del espacio que rodea el núcleo donde la probabilidad de encontrar el electrón es mayor. En cada orbital no puede haber más de dos electrones.

4 Los orbitales no son todos iguales, pudiendo tener distintas formas u orientaciones en el espacio. Hay orbitales s, p, d, f.

5 Para cada nivel electrónico hay un número determinado de orbitales de cada clase.

La siguiente tabla recoge la distribución de orbitales y electrones para los cuatro primeros niveles:

Como se ha visto, los electrones van ocupando los distintos orbitales del átomo. Para determinar cómo se llenan se utiliza el principio de exclusión de Pauli, que establece que cada estado electrónico solo puede estar ocupado por dos electrones con espines opuestos.

Los electrones llenan los orbitales siguiendo el orden de energía ascendente que viene definido en el diagrama de Moeller.

Definición

Configuración o estructura electrónica Es la distribución de los electrones de los átomos en los distintos niveles y orbitales, ordenados de menor a mayor energía.

Aplicación práctica

Escriba la configuración electrónica del carbono.

SOLUCIÓN

El número atómico del elemento indica el número de electrones que contiene. Consultando la tabla periódica se comprueba que el número atómico Z del carbono es 6.

Si se llenan orbitales siguiendo el diagrama de Moeller se obtiene la siguiente configuración electrónica para el carbono: 1s² 2s² 2p².

2.2. El sistema periódico de los elementos

En 1869 Dimitri Mendeleiev y el alemán Lothar Meyer en 1870 presentaron su famosa tabla periódica en la que los elementos aparecen agrupados por familias y ordenados por orden creciente de masa atómica.

Actividades

2. El modelo atómico de Bohr contradice algunas afirmaciones o postulados hechos por la física clásica. Investigue acerca de estos postulados e indique alguna de las contradicciones con la teoría de Bohr.

Más adelante, el científico británico Henry Moseley (1887-1915) ordenó los elementos por orden creciente de número atómico. Así, los elementos se situaban en el lugar adecuado teniendo en cuenta sus propiedades.

La tabla periódica actual establece relaciones entre los diferentes elementos y aporta información esencial sobre sus propiedades y comportamiento químico.

En el sistema periódico, los elementos se encuentran agrupados de tal forma que pueden verse fácilmente los grupos de elementos que presentan un comportamiento químico parecido.

Se pone de manifiesto la ley periódica que dice que “las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos”.

Los elementos con propiedades parecidas se encuentran en la misma columna y forman un grupo o familia. Los elementos de una misma fila horizontal forman un período.

Los elementos llamados alcalinos y alcalinotérreos (grupos I y II) se sitúan en la parte izquierda de la tabla. A su lado, en la parte central, se encuentran los elementos de transición (grupos 3 al 12) y en la parte derecha los no metales (grupos 13 al 17) y los gases nobles (grupo 18). En la parte inferior de la tabla aparecen los elementos lantánidos y actínidos, conjuntamente denominados elementos de transición interna.

Importante

Los elementos de un mismo grupo tienen generalmente la misma configuración electrónica en la capa más externa o de valencia.

Los elementos de un mismo período tienen el mismo número de niveles electrónicos, completos o no, y coincide con el número de período.

2.3. El átomo y sus enlaces

Los elementos químicos presentan una tendencia natural a unirse entre ellos para formar agrupaciones. Principalmente realizan esta unión mediante tres tipos de enlaces: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

En el enlace químico es decisiva la configuración electrónica del nivel más externo de los átomos que forman el enlace, llamado también nivel de valencia.

Cuando se unen dos elementos, generalmente tienden a alcanzar una estructura electrónica de gas noble. Esto es, una configuración electrónica en su capa de valencia equivalente a s²p⁶, consiguiendo de esta manera la máxima estabilidad en el enlace al estar el nivel ocupado por completo.

Enlace iónico

En el enlace iónico se produce la unión entre un elemento metálico de baja electronegatividad y un elemento no metálico con electronegatividad elevada.

Definición

Electronegatividad La electronegatividad es la mayor o menor capacidad que tiene un elemento de atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace covalente.

Existe una escala de electronegatividades con valores comprendidos entre 0 y 4.

Para que se forme el enlace, el elemento menos electronegativo debe ceder electrones al elemento con mayor electronegatividad. Un ejemplo típico de este tipo de enlace se produce en la sal común o cloruro sódico NaCl. El sodio, con una configuración electrónica en su capa de valencia de 3s¹, cede este electrón al cloro, cuya estructura electrónica en su capa de valencia es 3s²3p⁵. De esta forma ambos consiguen una configuración electrónica estable de gas noble, s²p⁶ en su capa más externa.

Definición

Electrovalencia Se llama electrovalencia o valencia iónica al número de electrones que puede ganar o perder un átomo para formar un ión.

Los elementos que forman el enlace iónico se encuentran unidos formando un cristal donde los átomos se sitúan en los vértices, cada uno rodeado de átomos del elemento de signo contrario.

Enlace covalente

El enlace covalente es aquel que se produce entre elementos no metálicos y tiene lugar cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.

Definición

Valencia covalente Es el número de electrones que un elemento aporta para compartir con otros elementos.

Para representar este tipo de enlace se usa la representación introducida por el químico G.N. Lewis (1875-1946). Cuando dos átomos forma un enlace covalente comparten uno más pares de electrones, consiguiendo una estructura electrónica estable en su capa externa.

Ejemplo

El átomo de oxígeno puede formar un enlace covalente con otro átomo de oxígeno y formar la molécula O₂.

La configuración electrónica es 1s²2s²2p⁴. Como se ve en su capa de valencia, el oxígeno tiene 4 electrones, por lo que necesita 2 para conseguir una configuración electrónica estable. Formando un doble enlace covalente con otro átomo de oxígeno se consigue una configuración s²p⁶ estable.

Gracias a la representación de Lewis puede observarse cómo sería el enlace para formar la molécula de oxígeno.

Cada uno de los dos pares de electrones compartidos forman un enlace covalente.

También puede ocurrir que el par de electrones sea cedido únicamente por uno de los átomos. En ese caso el enlace se llamará covalente coordinado o dativo.

Un ejemplo de este tipo de enlace lo da el ión amonio Nh₄⁺:

Actividades

3. Dibuje el diagrama de Lewis de la molécula de etileno, sabiendo que contiene un doble enlace C-C y que su fórmula es C₂H₄.

Enlace metálico

En el enlace metálico, los átomos pierden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos y formando una red cristalina ordenada (salvo el mercurio, que es un metal líquido), mientras que los electrones forman una nube electrónica deslocalizada que puede moverse libremente entre los átomos manteniendo la unión entre ellos.

Este tipo de enlace se da entre elementos metálicos y aleaciones de estos y reúnen las siguientes condiciones: ceden electrones fácilmente formando iones, y tienen orbitales vacíos que permiten a los electrones moverse.

La movilidad de los electrones explica ciertas propiedades de los metales como su conductividad eléctrica y su conductividad térmica, siendo esta última, consecuencia de las colisiones que transmiten los electrones por el metal. Otra propiedad es el brillo metálico, que se explica porque los electrones libres pueden absorber luz de todas las frecuencias.

Actividades

4. El mercurio es un metal que se mantiene en estado líquido a temperatura ambiente. Investigue las causas que lo hacen posible.

Fuerzas intermoleculares

Este tipo de fuerzas se da entre moléculas diferentes, no tratándose de enlaces propiamente dichos y siendo mucho más débiles que estos.

Pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der Waals, que tienen naturaleza electrostática y son muy débiles, y enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno, que tienen lugar entre el hidrógeno y otro átomo muy electronegativo, como el oxígeno, el nitrógeno o el flúor. Este último tipo es el que tiene lugar en el agua y mantiene las moléculas de H₂O unidas, lo que explica su consistencia líquida a presión y temperatura normales.

Actividades

5. El agua en estado sólido o hielo tiene la particularidad de ser menos densa que en estado líquido, lo que explica que pueda flotar. ¿Qué posible explicación tiene este fenómeno?