EL ÁTOMO. ENLACE QUÍMICO Chema Martín, 3º ESO

Leyes experimentales de la Química Finales del siglo XVIII-principios del siglo XIX: Ley de la conservación de la masa de Lavoisier (1789): “La masa se conserva en una reacción química” Ley de las proporciones definidas de Proust (1803): “las masas de los elementos que reaccionan para dar un mismo compuesto están siempre en la misma proporción” Así, si se combinan H e O para dar agua (H2O) la proporción O/H es siempre: 8 𝑔 𝑂 1 𝑔 𝐻 = 16 𝑔 𝑂 2 𝑔 𝐻 = 32 𝑔 𝑂 4 𝑔 𝐻 Si se emplea más oxígeno o más hidrógeno, el exceso no reacciona, obteniéndose la misma cantidad de agua que sin el exceso.

Teoría atómica de Dalton A partir de estas leyes, John Dalton (1766-1844) se planteo que la materia debería ser discontinua, es decir, estar formada por partículas discretas, a las que, en honor de los antiguos griegos; les denominó átomos

Teoría atómica de Dalton (1803) La materia está formada por partículas individuales, indestructibles y de tamaño fijo denominadas átomos. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre si en tamaño y en masa, pero distintos de los átomos de otro elemento diferente. Los compuestos químicos se forman al unirse los átomos de diferentes elementos entre sí siempre en la misma relación (moléculas iguales). De aquí procede el uso de la fórmula de un compuesto, que nos indica el nº de átomos de cada clase que componen una cualquiera de sus moléculas (ej: H2O, NH3, NaCl...). A los átomos de un elemento los representamos por una o dos letras, la 1ª mayúscula (H, He, O, Cl, C, Ne, Ar, Na) que proceden del nombre del elemento en latín (generalmente) En una reacción química, los átomos se reagrupan de forma distinta a como estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen. ej: H2+O2→H2O. La reacción debe ajustarse para que se cumpla que TODOS los que están en el primer miembro (reactivos) vuelvan a APARECER en el segundo (aunque unidos de forma distinta) . Correctamente sería 2H2+O2→2H2O (o cualquier múltiplo de esta)

= + N átomos de O=8 g 2N átomos de H=1 g N moléculas de H2O

Masas atómicas De hecho, la teoría de Dalton le permitía, sabiendo la proporción de masas y la fórmula del compuesto, hallar la proporción entre las masas de los átomos. Así, si para formar H2O necesitamos, por ejemplo, 8 g de O y 1 g de H (y obtendríamos 9 g de H2O), como la fórmula del compuesto es H2O sabemos que, si hay N átomos de O en los 8 g de O, habrá doble nº de átomos de H (por ser la fórmula H2O) que de O, habrá 2N átomos de H. Si llamamos M(O) a la masa de un átomo de oxígeno y M(H) a la masa de un átomo de hidrógeno, tendríamos 8 𝑔 𝑂 1 𝑔 𝐻 = 𝑁·𝑀(𝑂) 2·𝑁·𝑀(𝐻) ;𝑀 𝑂 =16·𝑀(𝐻)

Unidad de masa atómica (u.m.a.) Acabamos de descubrir que los átomos de O tienen una masa 16 veces mayor que la de H. Así se puede hacer con todos los elementos y hallar las masa atómicas relativas, en relación a un átomos. Durante muchos años se tomo como unidad de masa atómica (u.m.a.) la masa del átomo de H, que resultó ser el mas ligero. Según eso, la M(O)=16 u.m.a.

Partículas que componen el átomo El átomo sí tiene partes (en contra de lo que indica su nombre). Se han descubierto 3 partículas que forman todos los átomos conocidos en distintas proporciones: Electrones: Descubiertos por Thomson (1897) en un tubo de rayos catódicos. Son partículas de masa muy pequeña en comparación con las otras 2 (unas 1840 veces mas pequeñas que el protón) y tiene carga negativa. lo representaremos por e, o e-. Protones: Descubiertos por Rutherford (1919), tienen una masa de 1 u.m.a. aproximadamente y carga positiva, igual que la del electrón pero de signo contrario. Los representaremos por p+. Neutrón: Fue la última en descubrirse al ser neutra (Chadwick, 1932), aunque se sospechaba su existencia mucho antes. No tiene carga y su masa es similar a la del protón. La designaremos por n

Resumen partículas subatómicas

Modelo atómico de Bohr (1913) El átomo consta de un núcleo positivo y una corteza negativa, situada a gran distancia del núcleo (el radio del átomo es unas 10000 veces mayor que el del núcleo) En el núcleo del átomo están protones y neutrones unidos por unas fuerzas muy intensas de atracción denominadas fuerzas nucleares. El núcleo tiene casi toda la masa del átomo. En la corteza se hallan los electrones, en un número igual a los protones (para que el átomo sea neutro), girando en torno al núcleo atraídos por la fuerza de atracción eléctrica entre cargas de distinto signo Los electrones se colocan en capas concéntricas, llamadas órbitas. Estas capas tienen mayor energía cuanto mas lejos están del núcleo, por lo que se van llenando primeros las mas cercanas al mismo.

Modelo atómico de Bohr Luego veremos cómo se llaman las capas y cuantos electrones hay en cada una

1. ¿Dónde se concentra la masa del átomo? En el núcleo 2. Si un átomo tiene 10 protones, 10 neutrones y 10electrones, ¿cuál es su masa (en umas, aproximadamente)? 20 umas, los electrones no cuentan, apenas tienen masa 3. Si un átomo tiene 4 protones, 3 neutrones y 4 electrones, ¿cuál es su masa (en umas, aproximadamente)? 7 umas, no contamos los electrones 4. Si los átomos son neutros, ¿cuántos protones y electrones deben tener? Los mismos protones que electrones 5. Si un átomo tiene 7 protones en su núcleo ¿cuántos electrones debe tener en la corteza para que sea neutro? También 7. Los mismos protones que electrones

Caraterización de los átomos Unidad de masa atómica: Inicialmente se definió como la masa del átomo de hidrógeno, por ser el más ligero. El C tenia en esta escala una masa cercana a 12 u.m.a. Posteriormente, hacia 1960, la IUPAC ha redefinido la u.m.a. tomando como patrón el C, pero para que el cambio fuese pequeño se decidió que el átomo de carbono fuese 12 u.m.a. exacto y no 1. Por tanto: 1 uma (unidad de masa atómica) = es la 1/12 parte de la masa del átomo de C con 6 p, 6 n y 6 e (C-12) Equivale a 1,661 x 10-27 kilogramos

Caracterización del átomo Número atómico (Z): el número de protones que tiene el núcleo. En el átomo neutro coincide con el número de electrones en la corteza. Todos los átomos del mismo elemento químico tienen igual número atómico. Por ejemplo, todos los átomos de oxígeno tienen Z = 8. Número másico (A): la suma de los neutrones y los protones. Se llama así porque la masa del átomo en uma es prácticamente igual a dicho número (porque neutrones y protones tienen masa 1 uma y los electrones masa casi despreciable)

Representación de los átomos El átomo se representa por un símbolo o abreviatura del nombre del elemento (X) ,por su número atómico (Z) y su número másico (A): ZAX Conociendo el símbolo del elemento y sus números atómico y másico, es fácil determinar las partículas del átomo. Por ejemplo, para el carbono (146 C), que tiene Z = 6 y A = 14, tenemos 6 protones (Z = 6), 6 electrones y 8 neutrones (A – Z). Si el átomo no es neutro se indica su carga de esta manera: 146 C2+. Sería un átomo de carbono al que le faltan 2 electrones. Por tanto, tendría 6 protones, 14–6=8 neutrones y 6–2=4 electrones (se restan los 2 que le faltan, por eso tiene 2 cargas positivas). Si el átomo fuese el 818O2– tendría 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones (los 8 del átomo neutro, tantos como protones, y los 2 de más que ha ganado).

Isótopos Todos los átomos del mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones en el núcleo. Sin embargo, el análisis de muchos elementos ha llevado a la conclusión de que algunos tienen diferente número de neutrones y por ello diferente número másico. Los átomos de un mismo elemento (tienen que tener el mismo número atómico) que tienen distinto número másico, es decir, distinta masa, se llaman isótopos. Por ejemplo, existen en la naturaleza tres átomos diferentes del hidrógeno: 11H,21H y 31H. Los tres tienen un único protón (Z=1), el primero no tiene neutrones, el segundo tiene 1 neutrón y el tercero tiene dos neutrones. A veces se representan los isótopos como el símbolo del elemento seguido del número másico (ej: Cl–35 y Cl–37, 3 isótopos del Cl). El número atómico de un elemento es fijo y a veces no se indica. Ahora podemos dar la definición exacta de u.m.a.: Inicialmente se tomó como la masa del átomo de hidrógeno, el más ligero de todo, pero hoy día se ha cambiado y se toma como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. Es decir, un átomo de C-12 pesa exactamente 12 u.m.a. Viene a ser prácticamente igual a la definición antigua, de ahí lo de la doceava parte.

Masa atómica media En la tabla periódica se indica el número atómico de cada elemento y su masa atómica media, que es la suma de la masa de cada uno de los isótopos naturales que existen de ese elemento multiplicada por el porcentaje en que se encuentran en la naturaleza y todo ello dividido entre 100. Así, la masa atómica de los isótopos anteriores sería 35 u.m.a. y 37 u.m.a., aproximadamente y sabiendo que su riqueza natural es del 75% y del 25% respectivamente, podemos calcular la masa atómica media del cloro como: 35×75+37×25 100 =35,5 𝑢𝑚𝑎

Ejercicios Averigua la masa atómica media del Litio (símbolo Li) sabiendo que , en su estado natural , este elemento contiene un 7,5% del isótopo 6Li y el 92,5% restante del isótopo más estable, el 7Li. Indica qué partículas subatómicas componen esos 2 isótopos.

Átomos e iones En los átomos el número de protones es igual al de electrones. Así resulta que el átomo no tiene carga eléctrica neta (es neutro), se compensan la carga negativa de los electrones con la carga positiva de los protones. Los átomos pueden perder o ganar con cierta facilidad electrones, formándose los denominados iones: Iones positivos o cationes: Se forman por la pérdida de electrones. Tienen tantas cargas positivas como electrones han perdido. Así, el Fe2+ es un átomo de hierro que ha perdido 2 electrones. Se llaman así porque van al cátodo en una disolución. Iones negativos o aniones: Se forman por la ganancia de electrones. Tienen tantas cargas negativas como electrones han ganado. Así el Cl– es un átomo de cloro que ha ganado un electrón. Se llaman así porque van al ánodo en una disolución.

Completa la siguiente tabla  Repres. átomo Símbolo elemento protones neutrones electrones Z A q 40 20Ca2+ Ca   40 2+ S 18 2- 11 12 10 P 31

Completa la siguiente tabla  Repres. átomo Símbolo elemento protones neutrones electrones Z A q   Fe 29 24 26 Sr 38 36 88 Cl 18 17 Al 13 27 3+

Configuraciones electrónicas Es la manera como se distribuyen los electrones alrededor del núcleo. Nos permitirá explicar propiedades químicas interesantes de los elementos, como la valencia (capacidad de unión de un elemento con otros) Estudiaremos el modelo de Bohr, en el que los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas, denominadas K, L, M, N, O, P…, en la que se sitúan los electrones. Para ver como van ocupando los electrones las distintas órbitas, veamos primero la tabla periódica

Tabla periódica Todos los elementos de la naturaleza ordenados por nº atómico. ¿y por qué no se ponen en una larga tira?. Porque se observó que cada cierto nº de elementos se repiten las propiedades químicas de los elementos (valencia). Esos elementos con propiedades comunes son una familia y en la tabla periódica se ponen en la misma columna (igual columna=iguales propiedades)

Períodos Así se construye la tabla periódica, que contiene a día de hoy 7 filas o períodos y 18 columnas, llamadas familias o grupos. Los períodos, las filas, se numeran de la 1 a la 7 y por el motivo que veremos a continuación no todos son igual de largos, aunque todos empiezan por un metal alcalino y terminan en un gas noble. 1 Período muy corto, el 1º, con 2 elementos. 2 Períodos cortos, el 2º y 3º, con 8 elementos. 2 Períodos largos, el 4º y 5º, con 18 elementos 2 Períodos ultralargos, el 6º y el 7º (sin completar), que contienen además de los 18 que se ven los 14 situados debajo, denominados elementos de transición interna o tierras raras.

Familias Se denomina periódica porque los elementos colocados en la misma columna tienen propiedades químicas muy similares (la más importante, la valencia), es decir, las propiedades químicas se repiten periódicamente. Así, el Li, Na, K, Rb…, etc, son: metálicos, tienen valencia 1 y forman cationes monopositivos con facilidad. Se oxidan con mucha facilidad dando un oxido blanco. Reaccionan violentamente con el agua. Tienen un electrón en la ultima órbita. Forman la familia de los metales alcalinos. Los elementos situados en la misma columna, y por tanto, con propiedades químicas semejantes, se llaman familias.

Elementos representativos Las familias más importantes son las 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 (la 18, los gases nobles, se usa como referencia, pues no forman compuestos y químicamente carecen casi de interés). Esas familias más importantes están formadas por los llamados elementos representativos, llamados así por el gran cambio de propiedades que hay al pasar de una familia a otra, Los metales de transición (familias 3 a 12) tienen todos propiedades similares, siendo más acusado en los metales de transición interna (Tierras raras, Lantánidos y Actínidos)

Grupos: Familias principales Para llamar a las familias se usan números (del 1 al 18), aunque las más importantes tienen nombre propio que hay que aprender: Familia 1: Alcalinos: Li (litio), Na (sodio), K (potasio), Rb (Rubidio), Cs (Cesio) y Fr (Francio) Familia 2: Alcalino-Terreos: Be (Berilio), Mg (Magnesio), Ca (Calcio), Sr (Estroncio), Ba (Bario) y Ra (Radio) Familias 3 a 12: metales de transición. Forman todos una gran familia con propiedades muy similares, sin importar mucho su posición. De entre estos nos fijaremos en unos pocos que aparecen en multitud de compuestos químicos: Fe (Hierro), Co (Cobalto), Ni (Niquel), Cr (Cromo), Mn (Manganeso), Ag (Plata), Cu (Cobre), Zn (Zinc), Cd (Cadmio), Au (Oro), Hg (Mercurio) son los más importantes. Familia 13: Terreos: B (Boro) y Al (Aluminio) Familia 14: Carbonoideos: C (Carbono) y Si (Silicio) Familia 15: Nitrogenoideos: N (nitrógeno), P (fósforo), As (Arsénico) y Sb (Antimonio) Familia 16: Anfígenos: O (Oxígeno), S (Azufre), Se (Selenio) y Te (Teluro) Familia 17: Halógenos: F (Flúor), Cl (Cloro), Br (Bromo) y I (Iodo) Familia 18: Gases nobles: He (Helio), Ne (Neón), Ar (Argón), Kr (Kriptón), Xe (Xenón) y Rn (Radón)

Tablas: Historia: http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/ http://www.ptable.com/ Historia: http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_ele mentos

Metales y no metales

Propiedades Metales No metales: Brillo Conducen electricidad y calor Dúctiles (hilos) y maleables (láminas) Alta densidad Altos puntos de fusión (sólidos) Duros No metales: Gases u mates Aislantes eléctricos y caloríficos. Frágiles Baja densidad Bajos punto de fusión (gases) Blandos

Configuración según el modelo de Bohr Nº CUÁNTICO n NOMBRE CAPA Nº MÁXIMO ELECTRONES (2n2) 1 K 2·12=2 2 L 2·22=8 3 M 2·32=18 4 N 2·42=32 El radio de cada órbita viene condicionado por su valor de n y es: r=0,529·10-10·n2 metros, siendo 0,529 Angstroms el llamado radio de Bohr

2He: K(2) 3LI: K(2)L(1) 4Be: K(2)L(2) …vamos añadiendo electrones a la orbita L hasta… 10Ne: K(2)L(8) Se nos llena la orbita (capa) L, por lo que el siguiente electrón irá a la siguiente 11Na: K(2)L(8)M(1) …vamos añadiendo electrones a la orbita M hasta… 12Mg: K(2)L(8)M(2) 13:Al K(2)L(8)M(3) 14Si: K(2)L(8)M(4) 15P: K(2)L(8)M(5) 16S: K(2)L(8)M(6) 17Cl: K(2)L(8)M(7) 18Ar: K(2)L(8)M(8) El siguiente es un alcalino, el 19K, que terminará igual que el Na: 19K: K(2)L(8) M(8) N(1) Cada elemento representativo del 4º período terminará igual que los primeros estudiados 20Ca: K(2)L(8) M(8) N(2)

El resto de los elementos…. Para hacer las configuraciones electrónicas del resto de los elementos debemos tener en cuenta que todos los elementos de la misma familia (mismo grupo) tienen la misma configuración electrónica en la última capa, la más externa, denominada capa de valencia.

Resumen 1 Alcalinos 2 Alcalino-térreos: 13 Terreos 3 14 Carbonoideos 4 Grupo Nombre e- última capa 1 Alcalinos 2 Alcalino-térreos: 13 Terreos 3 14 Carbonoideos 4 15 Nitrogenoideos 5 16 Anfígenos 6 17 Halógenos 7 18 Gases nobles: 8

Estructura (configuración electrónica) y propiedades (posición tabla periódica) Están íntimamente unidas. Un elemento tiene las propiedades química que tiene por su configuración electrónica externa. Es lo que un átomo “ve” de otro cuando se acercan para combinarse en un compuesto. Así, si un elemento tiene configuración electrónica acabada en 1 electrón será un alcalino y tendrá propiedades similares a los otros alcalinos.

Regla del octeto Los gases nobles tienen todos como configuración de la última capa 8 electrones, y no se combinan con nadie. Eso llevó a los químicos a pensar que tener 8 electrones en la última capa proporcionaba una gran estabilidad al átomo. Todos los elementos aspiran a eso, a tener 8 electrones en la última capa. Esa es la regla del octeto. Todos los átomos tratarán de perder (los metales) o de ganar (los no metales) el nº necesario de electrones para conseguir tener 8 en la última capa, como un gas noble.

Regla del octeto: cationes metálicos Los metales, con pocos electrones en la última capa, tratarán de perderlos para tener como últimos los 8 e de la penúltima capa (que será la última ahora). Ejemplo: El sodio, 11Na: K(2) L(8) M(1). Si pierde el último electrón se queda 11Na+ :K(2) L(8) Cationes metálicos Alcalinos:ion +1. Li+, Na+, K+... Alcalino-térreos: ión +2. Be2+, Mg2+, Ca2+... Térreos: ión +3: B3+, Al3+

Regla del octeto: aniones no metálicos Los no metales, a falta de pocos electrones para conseguir el octeto, tratarán de ganarlos tener 8 e en la última capa. Ejemplo: El cloro, 17Cl: K(2) L(8) M(7). Si gana un electrón se queda 17Cl- :K(2) L(8) M(8) Aniones no metálicos Carbonoideos: ión -4. C4–, Si4– Nitrogenoideos: ión -3: N3–, P3– Anfígeno: ión -2. O2–, S2–... Halógenos: ión -1. F–, Cl–...

El enlace iónico Se forma al unirse un metal con un no metal. El no metal roba los electrones al metal y ambos adquieren la estructura de gas noble. Por ejemplo: 8O y 11Na. Se formarán 8O2- y 11Na+. Como el compuesto entre ambos debe ser neutro, hacen falta 2 Na para cada O. El compuesto será: Na2O

Otros compuestos iónicos 12Mg: K(2) L(8) M(2) 12Mg2+: K(2) L(8) 17Cl: K(2) L(8) M(7) 17Cl-: K(2) L(8) M(8) Ahora, Cl- y Mg2+ se unen, de tal forma que la carga total del compuesto sea neutra, o sea, 2 cloro por cada magnesio: MgCl2 2 e 1 e

Propiedades compuesto iónicos (I) Propiedades de los compuestos iónicos: Son sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición. Eso es así porque existe una fuerte atracción entre los iones de distinto signo y se necesita mucha energía para romper la red cristalina. Se fracturan al golpearlos, formando cristales de menor tamaño. Al golpear el cristal se desplazan los iones y quedan enfrentados los de igual carga, repeliéndose.

Propiedades compuesto iónicos (II) En general, se disuelven en agua. Las moléculas de agua pueden atraer y separar los iones, deshaciendo la red iónica. No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero son conductores en estado líquido y en disolución. Los iones están localizados en la red, pero al pasar al estado líquido adquieren movilidad, lo que posibilita el paso de la corriente eléctrica.

Enlace covalente Se produce cuando se combinan 2 no metales. Los 2 tienen tendencia a “robar” electrones, por lo que deben llegar a un acuerdo: Compartirlos. Para verlo mejor, usaremos los diagramas de Lewis, que se construyen con el símbolo del elemento en el centro y alrededor los electrones de la última capa, los electrones de valencia, que se van colocando de uno en uno alrededor de los 4 puntos cardinales del simbolo.

Recordamos 1 Alcalinos 2 Alcalino-térreos: 13 Terreos 3 14 Grupo Nombre e- capa VALENCIA 1 Alcalinos 2 Alcalino-térreos: 13 Terreos 3 14 Carbonoideos 4 15 Nitrogenoideos 5 16 Anfígenos 6 17 Halógenos 7 18 Gases nobles: 8

Simbolos de Lewis

Enlace covalente Para hacer un enlace covalente, se unen 2 no metales compartiendo cada electrón desapareado (los que no están en pareja) con otro desapareado del otro elemento, para “tener la sensación” de tener 2, el propio y el compartido. Esa pareja de electrones se llama enlace covalente y se suele representar por una raya entre los 2 elementos. También se suelen representar por una raya las parejas de electrones apareados.

ejemplos

Propiedades compuestos covalentes Hay 2 tipos de compuestos covalentes: Las sustancias moleculares, que están formadas por moléculas con átomos fuertemente enlazados, pero con atracciones muy débiles entre las moléculas. Son la mayoría. Suelen tener puntos de fusión y ebullición bajos, son líquidos o gases la mayoría, no conductores, etc. Los cristales covalentes, como el diamante, en los que todo el cristal es una gran molécula con átomos unidos por enlaces covalentes. Son sólidos duros.

Estructura del diamante Estructura del cuarzo Estructura del grafito Imágenes cedidas por © GRUPO ANAYA S.A.. Química 2º Bachillerato.  

Enlace metálico Cada átomo de metal aporta sus e– de valencia a una especie de fondo común con lo que se produce una deslocalización de los mismos. La estructura del metal podría considerarse como cationes formando los nodos de la estructura cristalina estabilizados por un “mar de electrones” que evita la repulsión entre los mismos. Esta teoría también justifica las especiales características de modelo que tienen los metales pues, al aplicar una fuerza, se produce un desplazamiento de las capas iónicas en las estructuras que no produce una variación importante en las mismas, por lo que no se rompen. En cambio, en el caso de cristales iónicos, al desplazar una capa sobre otra enfrentamos a iones del mismo signo, observándose una gran inestabilidad de tipo electrostático.

ejemplo