LOS ÁTOMOS. SISTEMA PERIÓDICO ENLACE QUÍMICO

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1 LOS ÁTOMOS. SISTEMA PERIÓDICO ENLACE QUÍMICO

2 CONCEPTOS BÁSICOS “Podemos definir la materia como todo lo que tiene masa y ocupa un espacio”.  La materia puede describirse midiendo el valor de sus propiedades; por ejemplo: la densidad, el color, la masa, el volumen, etc. La materia es la agrupación de partículas elementales como consecuencia de interacciones energéticas. 2

3 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Podemos definir sustancia como las diversas clases de materia. Materia Sustancia Sustancias puras Mezclas Sustancias simples o elementos Sustancias compuestas Atómos y moléculas Moléculas Mezclas: Sustancia que se obtiene por adición de sustancias puras. No existe unión química entre sus moléculas y su proporción es variable. Se puede separar mediante métodos físicos. Sustancia pura simple: formada por un único elemento. Composición química fija e invariable. Sustancia pura compuesta: formada por más de un elemento químico. Composición química fija e invariable. 3

4 DEFINICIONES Elemento químico: Sustancia pura que no puede descomponerse en otras por medios químicos. Compuesto químico: Sustancia pura formada por la combinación de dos o más elementos en unas proporciones fijas, siendo las propiedades del compuesto diferentes de las de sus constituyentes. Pueden descomponerse mediante métodos químicos. Se representan mediante fórmulas químicas. La molécula es la porción más pequeña de una sustancia química pura que puede existir con carácter independiente, conservando sus propiedades. Fórmula química: Expresión formada por los símbolos de los elementos que componen la molécula y, en forma de subíndice, el número de átomos de ese elemento que hay en la molécula. 4

5 EL ÁTOMO El átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Las partículas subatómicas principales: Protón. Su masa y su carga eléctrica positiva son muy pequeñas. Neutrón. De masa igual a la del protón y sin carga eléctrica, ni positiva ni negativa. Electrón. Su carga eléctrica es igual a la del protón, pero negativa, y su masa unas mil ochocientas veces menor. 5

6 ELECTRÓN PROTÓN NEUTRÓN Tipo de carga Negativa Positiva No tiene Carga eléctrica -1,602 · c 1,602 · c Masa 9,109 · Kg 1,673 · Kg 1,675 · Kg Descubrimiento J.J. Thomson, 1897 E. Goldstein, 1886 J. Chadwick, 1932

7 NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO
Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número atómico y se representa con la letra Z. Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z. El Número másico es la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A. Representa la masa del átomo medida en uma, ya que la masa de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse. 6

8 REPRESENTACIÓN DE IONES.
Un ion se representa mediante el símbolo del elemento del que procede, con un superíndice a la derecha, que indica la carga que posee mediante un número y el signo + o el signo -. Los cationes han perdido electrones en el número que indica la carga positiva. Los aniones han ganado electrones, en el número que indica la carga negativa. Elemento Aluminio. Tiene 13 protones y 14 neutrones. Es un catión con carga +3, lo que quiere decir que ha perdido 3 electrones respecto a su estado neutro; por tanto, tiene 13-3 = 10 electrones. 6

9 ISÓTOPOS Todos los átomos de un elemento químico tienen el mismo número de protones, pero pueden diferenciarse en el número de neutrones. Se llaman isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y se diferencian en el número de neutrones. Por tanto, presentan el mismo número atómico (Z) y diferente número másico (A). Los isótopos tienen masa diferente, ya que tienen distinto número de neutrones 6

10 VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN
Puede definirse la valencia como la capacidad que tiene un elemento para combinarse otros. El número o estado de oxidación es el número de electrones que le faltan o le sobran al átomo para tener 8 en el último nivel. Por ejemplo, en el monóxido de nitrógeno (NO) y en el monóxido de calcio (CaO) el número de oxidación del oxígeno es –2 en ambos compuestos; pero en el NO no existe una carga real de –2 en el átomo de oxígeno, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente (débilmente polar). En cambio, en CaO sí que hay cargas reales, porque es un compuesto iónico. Fe2O3  Valencia hierro: 3 Valencia oxígeno:2 Número oxidación hierro: +3 porque pierde 3 electrones Número oxidación oxígeno: -2 porque cada oxígeno gana 2 electrones 6

11 MODELOS ATÓMICOS La materia está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. Los átomos del mismo elemento son iguales entre sí. Los cuerpos compuestos se hallan formados por átomos de distinta clase. Los átomos de distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes. En los procesos químicos la masa total de las sustancias no varía, pues los átomos son invariables. LEUCIPO, DEMÓCRITO Y …....DALTON

12 MODELO ATÓMICO DE THOMSON
• Los electrones están incrustados en una masa esférica de densidad uniforme y carga positiva. • La carga negativa total de los electrones es la misma que la positiva de la masa donde están incrustados, de manera que el átomo es eléctricamente neutro. • Los iones se producen por pérdida o ganancia de electrones. 1904

13 EXPERIMENTO DE LA LÁMINA DE ORO DE RUTHERFORD, GEIGER Y MARSDEN.

14 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD.
El átomo posee un núcleo y una corteza. En el núcleo se aloja la carga positiva (los protones) y casi la totalidad de la masa ( unas 1840 veces mayor la masa del protón que la del electrón ). La corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, como si se tratará de un sistema solar en miniatura. Supone la existencia de una partícula neutra en el núcleo de masa similar a la del protón. Fue Chadwick en quien lo descubrió. 1911

15 LOS ESPECTROS DISCONTINUOS
G.R. KIRCHHOFF Y R.W. BUNSEN, fabricaron el espectroscopio.

16 MODELO ATÓMICO DE BOHR 1. Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía (órbitas estacionarias). 2. Postulado: Sólo son posibles las órbitas en las que la energía adopta unos valores determinados. A estas órbitas se las llama niveles de energía y se las representa por la letra n. (Las órbitas más cercanas al núcleo tienen una menor energía.) 3. Postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita superior a una órbita inferior, la diferencia de energía entre ambos órbitas se emite forma de radiación electromagnética y se absorbe en efecto contrario. 1913 Órbitas elípticas: Sommerfeld

17 MODELO MECANO-CUÁNTICO
De Broglie: naturaleza dual onda-partícula del electrón. Principio de incertidumbre de Heisenberg. Concepto de orbital (probabilidad) Ecuación de onda de Schrödinger: 1926

18 LOS NÚMEROS CUÁNTICOS. Número cuántico principal “n”: 1,2,3 …..
Número cuántico secundario o azimutal “l”: 0 …..n-1 Número cuántico magnético “m”: -l…0 ...+l Número cuántico de spin “s”: +1/2 ó -1/2.

19 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
Orden de llenado de orbitales. Principio de exclusión de Pauli. Principio de máxima multiplicidad. DIAGRAMA DE MÖELLER

20 LA TABLA PERIÓDICA BERZELIUS: metales y no metales. (1814).
Actualmente: 7 filas (periodos) y 8 columnas (grupos). Permitió predecir la existencia y propiedades de elementos desconocidos hasta entonces. Actualmente se conocen 118 elementos.

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23 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Radio atómico: la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados.

24 PROPIEDADES PERIÓDICAS II
Energía de ionización: la necesaria para separar por completo un electrón de su átomo en estado gaseoso.

25 PROPIEDADES PERIÓDICAS III
Afinidad electrónica: energía liberada, cuando un átomo en estado gaseoso, gana un electrón.

26 PROPIEDADES PERIÓDICAS IV
Electronegatividad: tendencia de un átomo a atraer electrones

27 ENLACE IÓNICO Se produce por la transferencia de electrones de un átomo a otro, formándose iones con cargas opuestas que se unen porque se atraen. Me + NMe

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29 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
En estado sólido son malos conductores de la electricidad. Puntos de fusión y ebullición altos. Cristales duros, pero frágiles. Altamente solubles en agua. Buenos conductores de la electricidad disueltos en agua.

30 ENLACE COVALENTE Se produce cuando dos átomos comparten sus electrones de valencia. NMe + NMe Diagrama de Lewis

31 POLARIDAD EN LOS ENLACES COVALENTES
ENLACE COVALENTE POLAR: uno de los átomos ejerce mayor atracción sobre los electrones que el otro. ENLACE COVALENTE APOLAR: ambos átomos ejercen la misma atracción sobre los electrones del otro.

32 ENLACE COORDINADO DATIVO
Sólo uno de los átomos comparte electrones.

33 TIPOS DE COMPUESTOS COVALENTES
Existen dos tipos: sustancias moleculares y sustancias atómicas. Fuerzas intermoleculares Mallas tridimensionales

34 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Todos ellos son malos conductores del calor y de la electricidad. Las sustancias atómicas tienen puntos de fusión y ebullición altísimos. Son muy duras e insolubles. Las sustancias moleculares tienen puntos de fusión y ebullición bajos. Son blandas y si sus moléculas son polares, se pueden disolver en agua.

35 ENLACE METÁLICO Se da entre átomos con tendencia a perder electrones de valencia. Se forma una nube de electrones alrededor de los núcleos de los átomos. Me

36 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS.
Buenos conductores del calor y la electricidad. Dúctiles y maleables. Altos puntos de fusión. No son solubles en agua.