FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO 2ª EVALUACIÓN (Tema 4) Elaborado por Beatriz Barranco IES Rey Pastor Curso 2012/2013

Unidad 4: elementos y compuestos. Naturaleza eléctrica de la materia: Los fenómenos eléctricos se conocen desde hace miles de años. Todos hemos visto que, al frotar ciertos materiales, son capaces de atraer a otros materiales (el bolígrafo y los pedacitos de papel, el globo que se pega a la mano…). Para que dos materiales se atraigan tienen que tener electricidad de “distinto tipo”. Si tienen electricidad del “mismo tipo” se repelerán. A partir de ahora, cuando hablemos de “tipos de electricidad”, los llamaremos cargas positivas y cargas negativas.   Electroscopio casero: instrumento para identificar cuerpos cargados

¿Cómo se explican los fenómenos eléctricos ¿Cómo se explican los fenómenos eléctricos? -> La teoría atómica de Dalton supone que los átomos son partículas indivisibles. Para explicar los fenómenos eléctricos, tenemos que suponer que existen partículas cargadas en los átomos que puedan pasar de un cuerpo a otro por frotación (por ejemplo). -> Thomson fue el descubridor de esas partículas cargadas: los electrones, que son partículas negativas. Cuando dos materiales se frotan, pasan electrones de uno a otro. El que coge electrones quedará cargado negativamente y el otro, positivamente.

Modelo del “puding de pasas” El modelo atómico de Thomson Tubo de descarga: al aplicar una descarga a un gas se observan rayos que se comportan como cargas negativas, son los rayos catódicos y están formados por electrones (así descubrió Thomson los electrones) -> En base a sus descubrimientos, Thomson propone que los átomos deben ser esferas con carga positiva con electrones incrustados. Los electrones deben estar en la superficie, para poder ser arrancados por frotación. Modelo del “puding de pasas”

Estructura lámina de oro atravesada por partículas alfa El modelo atómico de Rutherford -> Tras descubrir que también se podían obtener rayos que se comportaban como partículas positivas (a las que Rutherford llamó protones), Rutherford realiza el experimento de la lámina de oro (ver página siguiente). En este experimento se comprueba que en los átomos hay mucho espacio vacío. El modelo propuesto por Rutherford consiste en un núcleo donde están los protones y una corteza, donde están los electrones. Modelo planetario Estructura lámina de oro atravesada por partículas alfa

Experimento de Rutherford (lámina de oro) Consistió en bombardear una lámina muy fina de oro con partículas alfa que tienen carga positiva. El resultado fue que casi todas las partículas atravesaron la lámina sin desviarse, unas pocas se desviaron ligeramente y las menos, rebotaron en la lámina. Estos resultados le llevaron a pensar que el átomo debía estar prácticamente vacío.

El modelo atómico de Bohr -> Tras descubrir que existían también partículas neutras en el átomo (neutrones, descubiertos por Chadwick), el modelo de Rutherford se completó colocando en el núcleo a los protones y neutrones. Pero nuevas experiencias demostraron que los electrones no podían colocarse de cualquier manera alrededor del núcleo. En base a estas nuevas experiencias Bohr propone un átomo similar al de Rutherford, pero cuyos electrones están girando en órbitas concretas alrededor del núcleo. Llamamos configuración electrónica a la distribución de electrones en las distintas capas de la corteza. En el dibujo sería (2,8,1)

El modelo atómico actual (modelo mecano-cuántico) -> Nuevas pruebas llevaron a Schrödinger a considerar que era imposible determinar exactamente el recorrido por el que se movían los electrones (la órbita). Esto hizo que Schrödinger definiera el lugar por donde se desplazaban los electrones como una zona donde era más probable encontrar al electrón. A estas zonas las llamó orbitales. Los orbitales tienen distinto nombre según su forma y se conocen 4 tipos, los orbitales s, p, d y f.

Representación de un átomo Para representar un átomo de un determinado elemento usaremos su símbolo, es decir, las letras que aparecen en la tabla periódica. Alrededor de ese símbolo se escriben unos números que nos dan información sobre las partículas que componen ese átomo. Z: es el número atómico, indica el número de protones y se escribe a la izquierda y abajo. A: es el número másico, indica el número de partículas en el núcleo y se escribe a la izquierda y arriba. La carga (q) se escribe a la derecha y arriba y nos indica el número de electrones que le han quitado (carga +) o le han dado (carga -) a ese átomo. Si no tiene carga, es porque tiene el mismo número de electrones que de protones.

Número másico: protones + neutrones El número de neutrones será la resta A - Z   Carga El número de electrones será el mismo que el de protones si q = 0. Una carga + quiere decir que le han quitado esos electrones y una carga negativa, que se los han añadido. Número atómico: protones     Número protones 26 Número neutrones 30 Número electrones 26 Número protones 26 Número neutrones 30 Número electrones 26 – 2 = 24

Cuando un átomo tiene carga lo llamamos ion. Los iones con carga positiva se consiguen quitando electrones y se llaman cationes. Los iones con carga negativa se consiguen añadiendo electrones y se llaman aniones.   Este átomo sería un catión y se habrá formado quitando dos electrones En la naturaleza, encontramos átomos de un mismo elemento que tienen distinta masa. Esto se debe a que tienen distinto número de neutrones. Llamamos isótopos a átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones y, por tanto con distinto número másico A. De hecho, la masa atómica que viene en la tabla periódica es la media ponderada (según su abundancia) de las masas de los isótopos que existen de ese elemento.

A partir de la representación de un átomo debemos ser capaces de indicar cuántos protones, neutrones y electrones tiene. Ejercicio: completa la tabla Nombre del elemento Símbolo Z A q Protones Neutrones Electrones Mg 12 13 10 Níquel 28 60 3 + I 130 1 - 53 Silicio 14 16

Resumen: ¿qué debemos saber del átomo? Definición: es la partícula más pequeña representativa de cada elemento. Los átomos de distintos elementos se diferencian en su número de protones. Los átomos están formados por: un núcleo que contiene protones (partículas subatómicas cargadas positivamente) y neutrones (partículas subatómicas sin carga) y una corteza que contiene electrones (partículas cargadas negativamente) que se distribuyen en capas alrededor del núcleo. Podemos saber el número de protones de un elemento mirando su número atómico. El número de neutrones, lo obtendremos restando el número másico menos el número atómico. Y el número de electrones, a partir del número atómico pero sumando o restando la carga, según sea negativa o positiva. Los átomos cargados positivamente se llaman cationes y los cargados negativamente se llaman aniones. Los átomos de un mismo elemento que solo se diferencian en el número de neutrones se llaman isótopos. Aunque sepamos que los electrones se colocan en orbitales, si tenemos que dibujarlos, usaremos el modelo atómico de Bohr.

¿Por qué existen tantas sustancias distintas? Las combinaciones entre átomos de distintos elementos da lugar a los compuestos, que son sustancias totalmente distintas a cada uno de los elementos que las componen. Los átomos se unen a otros para ser más estables (excepto los de los gases nobles, que son estables por sí mismos). Observando los gases nobles, comprobamos que esa estabilidad viene de tener la última capa de electrones completa (ocho electrones). Decimos que los átomos se unen siguiendo la regla del octeto, es decir, para conseguir completar su última capa con ocho electrones, como los gases nobles. Los metales son los elementos cuyos átomos tienen pocos electrones en la última capa, por lo que tenderán a soltarlos para quedarse con la capa anterior completa. Los no metales son los elementos cuyos átomos tienen muchos electrones en la última capa, por lo que tenderán a coger los pocos que les falten para completarla.

El enlace químico: la unión entre átomos. Existen tres tipos de enlaces: el iónico, el covalente y el metálico. El enlace iónico: Se produce entre un metal y un no metal. El metal suelta los electrones de su última capa y se convierte en catión. El no metal coge los electrones para completar su última capa y se convierte en un anión. Los cationes y aniones tienen distinta carga y se atraen, formando una red ordenada (cristal). Ejemplo: el NaCl (La fórmula nos indica la proporción de cada elemento, es decir, por cada Na habrá un Cl, pero en un trocito de sal, habrá millones de Na y millones de Cl) Cl- Na+

El enlace químico: la unión entre átomos. El enlace covalente: Se produce entre un no metal y otro no metal. Los dos tienden a coger electrones, así que para formar el enlace los compartirán. Si comparten un par de electrones se forma un enlace simple, si comparten dos, uno doble, y si comparten tres, uno triple. Los compuestos así unidos pueden formar moléculas (si son pocos) o redes (si son muchos). Ejemplo: estructura del carbono diamante (C). (Si fuera un compuesto como el SiO2 –arena-, la fórmula me indicaría la proporción, como en las redes iónicas). Ejemplo: molécula de Cl2 (La fórmula nos indica cuántos átomos de cada elemento hay en una molécula)

El enlace químico: la unión entre átomos. El enlace metálico: Se produce entre los átomos de un mismo metal. Cada átomo suelta los electrones de su última capa y se convierte en catión. Los cationes forman una red que se mantiene estable gracias a los electrones libres, que se desplazan por la red formando una “nube electrónica” ¡Ojo! Dos metales distintos no se unen, como mucho se mezclan formando aleaciones, pero eso no es un compuesto químico, es una disolución. Ejemplo: estructura del aluminio (Al)

Propiedades de las sustancias: Las propiedades de las distintas sustancias depende del tipo de enlace que hay entre sus átomos. Los cristales iónicos son duros y frágiles, solubles en agua y conducen la electricidad solo si están disueltos o fundidos. Los cristales metálicos son dúctiles y maleables y conducen muy bien la electricidad y el calor en estado sólido. Son insolubles en agua. Los cristales covalentes son los más duros, insolubles en agua y no conducen la electricidad. Las moléculas covalentes son casi siempre gases a temperatura ambiente (aunque hay líquidos como el agua – H2O - o sólidos como el yodo – I2 -) y su solubilidad en agua y su conductividad eléctrica son muy variables.

Ejercicios: Dados los siguientes elementos, justifica el tipo de enlace que se producirá entre sus átomos e indica alguna de las propiedades que tendrá la sustancia resultante: Na y F Fe O Cl y O C Ca y N

¿Cómo llamar a las distintas sustancias? Para entendernos con cualquier otra persona que utilice los mismos elementos o compuestos químicos que nosotros, se han establecido unos criterios para nombrar y formular las distintas sustancias. Estos criterios son fijados por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Este año solamente nombraremos elementos y compuestos binarios (formados por dos tipos de átomos). Basándonos en el enlace químico, vemos que los átomos se unen de distinta manera dependiendo de los electrones que tienen en su última capa. Los electrones de la última capa se denominan electrones de valencia. Los electrones de valencia determinan las posibles combinaciones de un átomo. Llamamos valencia al número de átomos de H (que usamos como referencia de valencia 1) con el que un elemento se puede combinar.

¿Cuáles son las valencias de los elementos? En un compuesto siempre hay un elemento que tiene más tendencia que otro a coger electrones (elemento electronegativo). En ese caso, la valencia será negativa. La parte del compuesto que tenga que ceder (aunque sea parcialmente) sus electrones, usará una valencia positiva (elemento electropositivo). A estas valencias con signo se les suele denominar número de oxidación. Las valencias de los elementos de cada grupo vendrán determinadas por el número de electrones de valencia. Se pueden distinguir dos tipos de valencias: iónicas y covalentes. La valencia iónica será el signo del ion que se formará si el elemento coge o da los electrones necesarios para parecerse al gas noble más cercano. La valencia covalente (covalencia) será el número de electrones de valencia que ese elemento es capaz de compartir. La valencia covalente máxima será el número de electrones de valencia e irá bajando de dos en dos.

¿Cuáles son las valencias de los elementos? Ejemplo: El S (azufre): está en el grupo 16, tendrá 6 electrones de valencia. Su valencia iónica será –2, porque si coge los electrones que le faltan, quedará S2-. Sus valencias covalentes serán +6, +4 y +2. Todos los elementos del grupo 16 tendrán las mismas valencias. El Mg (magnesio): está en el grupo 2, tendrá 2 electrones en la última capa. Su valencia iónica será +2. Su valencia covalente sería también +2 (aunque la mayoría de los metales solo usa la iónica). Todos los elementos del grupo 2 tendrán esa misma valencia. Excepciones: No todos los elementos utilizan todas las valencias disponibles para su grupo y algunos de ellos utilizan otras “especiales” en cierto tipo de compuestos. Puedes ver las valencias que utilizan más habitualmente algunos de los elementos en la página 207 de tu libro de texto (2ºvolumen, anexo VI).

¿Qué valencias te debes aprender? El H tiene valencias +1 y -1 (Usa la positiva con los no metales y la negativa con los metales). El F solamente actúa con valencia -1 El O actúa con valencia -2, excepto en los peróxidos Los metales de transición que te debes saber tienen las siguientes valencias: Fe, Co, Ni +2, +3 Cu, Hg +1, +2 Ag +1 Zn, Cd +2 Au +1, +3 El resto de elementos supondremos que pueden actuar con todas las valencias propias de su grupo.

Resumen valencias Los metales de transición que te debes saber tienen las siguientes valencias: Fe, Co, Ni +2, +3 Cu, Hg +1, +2 Ag +1 Zn, Cd +2 Au +1, +3 El resto de elementos supondremos que pueden actuar con todas las valencias propias de su grupo. Grupo 1 (excepto el H) +1 El H +1, -1 Grupo 2 +2 Grupo 13 +3, +1 Grupo 14 +4, +2, -4 Grupo 15 +5, +3, +1, -3 Grupo 16 +6, +4, +2, -2 Grupo 17 +7, +5, +3, +1, -1

Nomenclatura de composición Cómo se escribe una fórmula química: Se escribe el símbolo de los elementos que forman el compuesto. Se coloca el elemento más electropositivo primero. Se escribe la valencia con la que actúa cada uno y se intercambian, escribiéndolas como subíndice sin signo (si es un uno, no se escribe). El elemento escrito primero, el electropositivo, usará una de sus valencias positivas. El segundo elemento usará su única valencia negativa. Si se puede, se simplifica (salvo en ciertos compuestos como los peróxidos). La valencia negativa debes sabértela. Si el otro elemento tienen varias valencias positivas, tendrán que indicarte cuál de ellas usa en ese caso. Compuesto de calcio y oxígeno: Ca (+2) O (-2) Ca2O2 CaO

Nomenclatura de composición Cómo nombrar elementos: Se usa el nombre del elemento precedido de un prefijo que indique el número de átomos que aparecen en la fórmula. Ej: O3 Trioxígeno (ozono) P4 Tetrafósforo (fósforo blanco) Cómo nombrar cationes: Se nombra como si fuera un elemento y se escribe la carga entre paréntesis a continuación del nombre. Ej: Ca2+ Calcio(2+) Fe3+ Hierro(3+) Cómo nombrar aniones: Se nombra el elemento acabado en –uro y se escribe la carga entre paréntesis. Si hay más de un átomo del elemento habrá que indicarlo con el prefijo correspondiente. Ej: Cl- Cloruro(1-) S22- Disulfuro(2-)

Nomenclatura de composición Cómo nombrar compuestos binarios: Se nombra el elemento electronegativo acabado en –uro seguido de la partícula de y, por último se escribe el nombre del elemento electropositivo. El elemento electropositivo será el que esté escrito el primero, a la izquierda. El orden para saber qué elemento se usa como electropositivo o electronegativo se ha fijado por convenio según el siguiente esquema:

Nomenclatura de composición Cómo nombrar compuestos binarios (continuación): Para indicar cuántos átomos de cada elemento hay se usan prefijos que indican cantidad (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-) (Antigua nomenclatura sistemática). Si no se indica el número de átomos, se indica la valencia del elemento positivo en números romanos entre paréntesis (Antigua nomenclatura de Stock). Observación: el oxígeno no se llama oxigenuro, se llama óxido. Fórmula Nombre sistemático Nombre Stock FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) MgH2 Dihidruro de magnesio Hidruro de magnesio (II) N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) AuF3 Trifluoruro de oro Fluoruro de oro (III)

Tabla de prefijos Tabla de nombres Prefijo Número de átomos Mono- 1 Di- 2 Tri- 3 Tetra- 4 Penta- 5 Hexa- 6 Hepta- 7 Octa- 8 Elemento Nombre acabado en -uro Oxígeno Óxido Nitrógeno Nitruro Carbono Carburo Hidrógeno Hidruro Azufre Sulfuro Fósforo Fosfuro

Compuestos especiales: Hay ciertos compuestos con H que tienen nombres especiales. Las combienaciones de H y los elementos del grupo 16 y 17, cuando se disuelven en agua, tienen comportamiento ácido. De ahí que comunmente se les conozca como ácidos hidrácidos. En estos casos el H usa su valencia positiva y el otro elemente su valencia negativa. Fórmula Nombre HF Ácido fluorhídrico HCl Ácido clorhídrico HBr Ácido bromhídrico HI Ácido yodhídrico H2O Agua H2S Ácido sulfhídrico H2Se Ácido selenhídrico H2Te Ácido telurhídrico

Compuestos especiales (continuación): Las combinaciones de H y algunos elementos de los grupos 13,14 y 15, tienen nombres “vulgares” que están aceptados por la IUPAC. Fórmula Nombre BH3 Borano CH4 Metano SiH4 Silano NH3 Amoniaco PH3 Fosfina AsH3 Arsina SbH3 Estibina Hay compuestos de oxígeno en los que interviene la especie O22-. Se llaman peróxidos. No se simplifican. Fórmula Nombre H2O2 Dióxido de dihidrógeno o peróxido de hidrógeno o agua oxigenada Li2O2 Dióxido de dilitio o peróxido de litio MgO2 Dióxido de magnesio o peróxido de magnesio

Ejercicios: Nombra Fórmula Nombre Stock Nombre sistemático Ca Cl2 Fe2O3 CuO K2O SnF4 Na2O2 Ca3N2 AlI3 SiBr4 Ga2S3 CO2

Ejercicios: Formula Fórmula Nombre Amoniaco Tricloruro de aluminio Óxido de oro (III) Peróxido de magnesio Ácido sulfhídrico Dibromuro de níquel Tetrahidruro de carbono Nitruro de mercurio (II) Dicloruro de pentaoxígeno Pentaóxido de dicloro Hidruro de hierro (III)