Física y Química 4º ESO IES Eduardo Janeiro

RESUMEN de las UNIDADES 2 y 3. ÁTOMOS Y SISTEMA PERIÓDICO. RESUMEN de las UNIDADES 2 y 3. ÁTOMOS Y SISTEMA PERIÓDICO. ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO

1. Las partículas que forman el átomo

A comienzos del siglo XIX se daba la siguiente situación: Dalton había determinado que la materia estaba formada por átomos. Distintas experiencias demostraron que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas.

La teoría de Dalton, que consideraba los átomos como partículas indivisibles, fue superada por las experiencias que relacionaron las propiedades eléctricas de la materia con la existencia en el interior de los átomos de otras partículas más pequeñas que eran las responsables del comportamiento eléctrico.

En 1897 Thomson realizó experiencias en tubos de descarga y encontró que en los átomos de los elementos químicos existe una partícula con carga eléctrica negativa, a la que denominó electrón.

Poco después el científico estadounidense Millikan midió la masa y la carga del electrón.

Como la materia es neutra y los átomos tienen partículas con carga negativa, también deben poseer partículas con carga positiva, de tal manera que cada átomo tenga tantas partículas positivas como negativas.

Posteriores experiencias permitieron al científico Rutherford descubrir el protón, partícula que tiene la misma carga que el electrón, pero positiva, mientras que su masa es mayor.

Finalmente, el científico Chadwick descubrió que en los átomos había una tercera partícula que no tenía carga eléctrica, pero cuya masa era similar a la del protón, a la que llamó neutrón.

Hoy día sabemos que en el átomo hay otras partículas más pequeñas, llamadas quarks, que forman los protones y los neutrones.

Protón Electrón NeutrónMasa 1,673∙10‒27 kg 9,11∙10‒31 kg 1,675∙10‒27 kgCarga +1,6∙10‒19 C ‒1,6∙10‒19 C 0

Como el kg es una unidad demasiado grande para determinar la masa de las partículas atómicas, se utiliza la unidad de masa atómica, uma, (u), que equivale a la masa del protón.

2. Modelos atómicos

Después de demostrar que el átomo estaba formado por otras partículas más pequeñas, en contra de lo que suponía Dalton, los científicos diseñaron modelos atómicos y realizaron experiencias para comprobarlos. Los resultados de algunas de ellas demostraron que los modelos no eran adecuados y fueron modificados.

2.1.2.1. El modelo de ThomsonEl modelo de Thomson

Dado que los átomos tenían una masa mucho mayor que la de los electrones, Thomson supuso que la carga positiva debía ocupar mucho más espacio.

Según Thomson, el átomo debía ser como una gran masa de carga positiva, e incrustados en ella, debían estar los electrones. La carga negativa de los electrones compensaba la carga positiva, para que el átomo fuera neutro.

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LA EXPERIENCIA DE LA LÁMINA DE ORO

Para comprobar si el modelo de Thomson era cierto, científicos colaboradores de Rutherford diseñaron una experiencia aprovechando algunos descubrimientos que se habían hecho sobre la radiactividad.

En el interior de un bloque de plomo se hizo una cavidad con una salida al exterior en la que se colocó el material radiactivo que producía los rayos alfa (mineral de uranio). Todos los rayos que no tuviesen la dirección del orificio de salida serían absorbidos por el plomo de modo que a la lámina de oro llegasen unos rayos procedentes directamente del material radiactivo.

Realizada la experiencia, se obtuvieron los siguientes resultados: La mayoría de las partículas alfa atravesaba la lámina de oro sin desviarse. Una pequeña proporción de partículas atravesaba la lámina, pero sufrían una leve desviación. Una de cada 10 000 partículas alfa rebotaba al llegar a la lámina y volvía hacia atrás.

2.2.2.2. El modelo de RutherfordEl modelo de Rutherford

El resultado de la experiencia de la lámina de oro sorprendió a los científicos, que no podían explicar que algunas partículas alfa, al chocar a gran velocidad contra la finísima lámina, salieran rebotadas. Para Rutherford esto solo se podía explicar si la carga positiva, en lugar de estar distribuida por todo el átomo, está concentrada en una parte muy pequeña. De esta forma, cuando las partículas alfa chocan contra ese punto del átomo en el que se concentra la carga positiva, la repulsión entre las cargas del mismo signo hace que salgan rebotadas.

Según Rutherford, el átomo está formado por un núcleo muy pequeño y una corteza. En el núcleo está concentrada toda su carga positiva y casi toda su masa. En la corteza están los electrones girando alrededor del núcleo.

2.3.2.3. El modelo de BohrEl modelo de Bohr

En el modelo de Bohr: El átomo está formado por un núcleo, donde están los protones y los neutrones, y una corteza donde se

encuentran los electrones. Los electrones solo se pueden mover en determinadas órbitas y, aunque gire, el electrón no emite

energía. En cada órbita el electrón tiene cierta energía que es menor cuanto más cerca del núcleo está.

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Cuando el electrón pasa de una órbita a otra, absorbe o emite energía que observamos en los espectros atómicos.

El modelo de Bohr se conoce como el modelo de capas porque supone que los electrones se organizan en capas o niveles de energía y, a medida que estos niveles se van llenando, los electrones se van situando en niveles superiores.

2.4.2.4. El modelo actualEl modelo actual

Al estudiar los espectros de átomos diferentes se encontró que había más rayas de las que se podían explicar con el modelo de Bohr, lo que quería decir que los electrones se podían encontrar en muchos niveles de energía diferentes.El científico austriaco Schrödinger dedujo que en cada nivel de energía de la corteza del átomo había varios subniveles y determinó cuántos subniveles había en cada capa y cómo se distribuían los electrones en cada uno de ellos.Si pudiésemos fotografiar al electrón en su movimiento alrededor del núcleo, obtendríamos una nube de puntos que sería más densa en las zonas donde es más probable encontrar al electrón. Se sustituye, así, la idea de que el electrón se sitúa en determinadas capas o niveles de energía por la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada región del espacio: orbital.

Un orbital es una región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar al electrón.

En el átomo los electrones se distribuyen, alrededor del núcleo, en determinados niveles que tienen distinta energía y se denominan niveles energéticos. El nivel de menor energía es el que está más próximo al núcleo y, desde ahí, la energía aumenta hasta llegar al exterior.

En la corteza de los átomos existen hasta siete niveles energéticos que se designan con un número (o una letra) según su proximidad al núcleo, y en cada nivel energético se diferencian, a su vez, distintos subniveles, también llamados orbitales, que se identifican con las letras s, p, d y f.

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3. Distribución de los electrones en la corteza del átomo

3.1.3.1. Configuración electrónica de los elementosConfiguración electrónica de los elementos

Se llama configuración electrónica de un átomo al modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo.

Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo de un átomo siguiendo ciertas normas:

1. Los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía, empezando por los de menor energía, que son los más cercanos al núcleo.

2. En cada orbital solo puede haber dos electrones.3. Cuando se llenan orbitales de la misma energía (3 orbitales p, 5 orbitales d o 7 orbitales f) primero se

coloca un electrón en cada uno de los orbitales y, cuando todos tienen uno, se coloca el segundo. El objetivo es que exista el mayor número de electrones girando en el mismo sentido, pues esta es la configuración más estable.

Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica la regla de las diagonales o diagrama de Moeller.

A partir de las configuraciones electrónicas de los elementos vamos a poder obtener una serie de datos sobre los mismos, como pueden ser, su situación en la tabla periódica, el carácter metálico o no metálico y el tipo de ion que tiene tendencia a formar.

Los electrones más importantes de un átomo son los que se sitúan en su última capa. Se les llama electrones de valencia, y son los que determinan el comportamiento químico de los átomos.

Cuando un átomo tiene completos los orbitales s y p de la última capa, se dice que tiene la capa completa porque es la configuración que le confiere estabilidad al átomo (es la que adquieren los gases nobles).

3.2.3.2. La configuración electrónica y la tabla periódicaLa configuración electrónica y la tabla periódica

La distribución de los elementos químicos en la tabla periódica viene determinada por su configuración electrónica, esto es, la forma en que se distribuyen los electrones en la corteza del átomo.

En la tabla periódica actual los elementos están distribuidos en 7 filas, llamadas periodos, y 18 columnas, llamadas grupos.

Todos los elementos del mismo periodo tienen sus últimos electrones en el mismo nivel, cuyo número coincide con el número del periodo.

Todos los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración en su capa de valencia o última capa, por lo que presentan propiedades químicas parecidas.

En función de cuál es el último nivel ocupado se agrupan también en bloques. Bloque s: Grupos 1 y 2 (alcalinos y alcalino-térreos), tienen su último electrón (electrón diferenciador) en

el orbital s. Bloque d: Grupos 3 al 12 (elementos de transición), su electrón diferenciador ocupa un orbital d. Bloque p: Grupos 13 al 18, su último electrón se encuentra en un orbital p. Bloque f: Lantanoides y actinoides (elementos de transición interna), su último electrón ocupa un orbital

f.

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Dado un determinado elemento de número atómico Z=17, hacemos su configuración electrónica y vemos qué información podemos obtener a partir de ésta.17Cl → 1s22s22p63s23p5

- El periodo en que se encuentra coincide con el número de capas ocupadas, esto es, 3.- El grupo depende de dónde se sitúe le electrón diferenciador (el último).

∙Si el electrón diferenciador se coloca en un orbital s, el número del grupo coincide con el número de electrones que haya en ese orbital (s1 grupo 1 o s2 grupo 2).

∙Si el electrón diferenciador se encuentra en un orbital p, el número del grupo se obtiene sumando 12 (2 grupos del bloque s y 10 grupos del bloque d) al número de electrones que haya en el orbital p.

∙ Si el electrón diferenciador se encuentra en un orbital d, el número del grupo se obtiene sumando 2 (2 grupos del bloque s) al número de electrones que haya en el orbital d.

∙ Si el electrón diferenciador se encuentra en un orbital f, para determinar el grupo miramos en qué periodo se encuentra. Si está en el periodo 6 diremos que está en el grupo de los lantánidos y si está en el periodo 7, pertenece al grupo de los actínidos.

4. Propiedades periódicas de los elementos

La configuración electrónica de los elementos químicos determina muchas de sus propiedades.

Se llaman propiedades periódicas de los elementos químicos aquellas cuyo valor está relacionado con la posición que ocupa el elemento en el sistema periódico.

4.1.4.1. El radio atómicoEl radio atómico

Entendemos por radio atómico la distancia que hay entre el núcleo del átomo y el punto donde se encuentra el último electrón.

Si nos fijamos en un determinado grupo, a medida que bajamos en él los elementos tienen mayor número de capas ocupadas y, por tanto, el radio atómico aumenta.

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Todos los elementos que se encuentran en un determinado periodo tienen el mismo número de capas ocupadas. Sin embargo, los elementos que se encuentran más a la derecha tienen mayor número de protones en el núcleo y, por tanto, mayor número de electrones en la corteza. Esto hace que la fuerza de atracción eléctrica que se establece entre las partículas positivas y las negativas, sea mayor, con lo que los electrones se “acercan” un poco al núcleo, disminuyendo el radió atómico.

∙En cada grupo, el radio atómico aumenta al aumentar el número atómico.∙En cada periodo, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico.

4.2.4.2. El carácter metálicoEl carácter metálico

A excepción de los elementos del grupo 18, todos los átomos se combinan con otros átomos, de su mismo elemento, o de otro. Por esto, a los elementos del grupo 18 se les conoce como gases nobles.

La estabilidad de los gases nobles se debe a que tienen completa su capa de valencia (s2p6, o s2 para el helio). Los demás elementos se combinan con el objetivo de alcanzar la misma estabilidad.

• Los átomos que tienen pocos electrones en su capa de valencia tienden a perderlos, quedándose con la capa anterior completa. Al hacerlo, forman iones positivos o cationes, cuya carga coincide con el número de electrones que ha perdido. Esto sucede con los elementos de los grupos 1, 2, 13 y los metales de transición.

• Los átomos que tienen más de cuatro electrones en su capa de valencia tienden a captar los que necesitan para alcanzar ocho electrones, como los gases nobles. Al hacerlo, forman iones negativos o aniones, cuya carga coincide con el número de electrones captados.

Se denomina carácter metálico de un elemento a su capacidad para perder electrones.∙ Se llaman metales los elementos que tienden a perder electrones (formar cationes) para alcanzar la

configuración de un gas noble.∙ Se llaman no metales los elementos que tienden a ganar electrones (formar aniones) para alcanzar la

configuración de un gas noble.

El carácter metálico de los elementos es una propiedad periódica, ya que depende del lugar que ocupe el elemento en la tabla periódica. En general, la capacidad de un elemento para perder electrones es mayor cuanto mayor es el átomo, dado que al encontrarse el último electrón más alejado del núcleo, es más fácil “arrancárselo”.

∙En cada grupo, el carácter metálico aumenta al aumentar el número atómico.∙En cada periodo, el carácter metálico disminuye al aumentar el número atómico.

5. Enlace químico en las sustancias

Llamamos enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidas las partículas que forman las especies químicas. Existen dos tipos:∙Enlace químico entre átomos: fuerzas que mantienen unidos los átomos que forman un cristal o una

molécula.∙Enlace químico entre moléculas (fuerzas intermoleculares): conjunto de fuerzas que unen las

moléculas.

Los átomos de los gases nobles son los únicos que se presentan en la naturaleza de forma aislada, sin combinarse con otros átomos.

Los átomos de los demás elementos tratan de alcanzar una configuración electrónica similar a la de los gases nobles. Para ello ganan, pierden o comparten electrones con otros átomos, con los que se enlazan.

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Dependiendo del modo en que los átomos alcancen la configuración de gas noble, se producirá un tipo de enlace químico u otro. Existen tres tipos de enlaces entre átomos: iónico, covalente y metálico.

5.1.5.1. Enlace iónicoEnlace iónico

El enlace iónico se produce cuando se combinan un metal y un no metal. El metal tiende a ceder electrones para alcanzar la configuración de gas noble (convirtiéndose en un catión) y el no metal tiende a captar electrones (convirtiéndose en un anión).

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

A temperatura ambiente son sólidos cristalinos. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Son duros y frágiles. Son solubles en agua. No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí lo hacen cuando están fundidos o en

disolución.

5.2.5.2. EnlaceEnlace covalentecovalente

El enlace covalente tiene lugar entre elementos no metálicos que comparten electrones para adquirir una configuración electrónica más estable.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

MO

LE

CU

LA

RE

S A temperatura ambiente la mayoría son gases, como el cloro; los hay también líquidos, como el agua y el etanol, e incluso algunos sólidos, como el azufre y el yodo.

En el caso de los sólidos tienen bajos puntos de fusión y de ebullición. Son blandos y elásticos. No conducen la electricidad. Los compuestos polares (agua, amoniaco,…) disuelven a los polares y los apolares (yodo,

tetracloruro de carbono, …) disuelven a los apolares.

CR

IST

AL

INO

S A temperatura ambiente son sólidos. Tienen puntos de fusión y de ebullición muy altos. Son duros y frágiles. A excepción del grafito, no son conductores de electricidad y tampoco son buenos conductores

del calor. Prácticamente son insolubles en cualquier tipo de disolvente.

5.3.5.3. Enlace metálicoEnlace metálico

El enlace metálico tiene lugar entre metales, que se desprenden de sus electrones de valencia y forman cationes que se rodean de ese “mar de electrones”, evitando de esta forma la repulsión entre los iones positivos.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS

A excepción del mercurio, que es líquido, todos son sólidos a temperatura ambiente. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Tienen una dureza intermedia y son dúctiles y maleables. Son insolubles en los disolventes ordinarios. Son excelentes conductores del calor y de la electricidad.

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