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Tema 7. átomos y enlaces

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  • 1. 1.La ciencia química. 2.Los primeros modelos atómicos. 3.La tabla periódica. 4.Por qué se unen los átomos. 5.El enlace químico.
  • 2.  
  • 3. Si se dobla, corta o arrugas un papel, cambia de aspecto pero sigue siendo papel. Se dice que es un CAMBIO FÍSICO . Se alteran algunas propiedades pero no hay cambios de sustancias.
  • 4. Pero si se quema, al final no queda papel: hay humo y cenizas. Es un CAMBIO QUÍMICO. En estos cambios se transforma la naturaleza de las sustancias.
  • 5. En los CAMBIOS FÍSICOS , las sustancias mantienen su naturaleza y sus propiedades esenciales, es decir, siguen siendo las mismas sustancias. En los CAMBIOS QUÍMICOS , las sustancias iniciales se transforman en otras distintas, que tienen propiedades diferentes . NITRÓGENO LÍQUIDO (sustancias que normalmente se encuentra en estado gaseoso. Para volverse líquido hay que bajar la temperatura a -196º C) , este hierve vivamente al adquirir la temperatura ambiente. La OXIDACIÓN, en su sentido original, se refiere a la combinación de oxígeno con otra sustancia para producir un compuesto llamado óxido. El hierro, en presencia de agua, reacciona con el oxígeno de la atmósfera formando un óxido de hierro hidratado, conocido comúnmente como orín.
  • 6. En los CAMBIOS NUCLEARES, los elementos químicos se transforman en otros.
  • 7.  
  • 8. Los cambios en la naturaleza de las sustancias implican cambios en la estructura de las partículas.
  • 9.  
  • 10. El modelo atómico de Thomson , también conocido como el modelo del pudín , es una teoría sobre la estructura atómica propuesta por Joseph John Thomson, descubridor del electrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo , como las pasas en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo.
  • 11. ¿SON LOS ÁTOMOS COMO BOLAS MACIZAS?
  • 12. Se le ocurrió “bombardear” los átomos de una lamina metálica con unos proyectiles más pequeños y “duros” que los átomos Ernest Rutherford
  • 13. Las partículas o rayos alfa (α) son núcleos totalmente ionizados de Helio 4 (4He). Es decir, sin su envoltura de electrones correspondiente. Estos núcleos están formados por dos protones y dos neutrones. Al carecer de electrones, su carga eléctrica es positiva, de +2qe de carga, mientras que su masa es de 4 uma Se generan habitualmente en reacciones nucleares o desintegración radiactiva de otros núcleos que se transmutan en elementos más ligeros mediante la emisión de dichas partículas. Rutherford utilizó como proyectiles unas partículas llamadas PARTÍCULAS ALFA ( α ) La desintegración alfa es una forma de desintegración radiactiva donde un núcleo atómico emite una partícula alfa y se transforma en un núcleo con 4 unidades menos de número másico y dos unidades menos de número atómico. Puede ser considerada como la emisión espontánea de núcleos de helio (en adelante partículas α) a partir de núcleos de átomos más pesados, mediante un procedimiento de fisión nuclear espontánea.
  • 14. Las partículas alfa no se ven Las partículas alfa, al chocar con una pantalla sobre la que se ha depositado pintura fosforescente, producen un pequeño destello luminoso
  • 15. El emisor de partículas alfa (cañón) sería una pequeña cantidad de material radiactivo colocado en un orificio estrecho de un bloque de plomo. De este modo se absorbían todas las radiaciones excepto las que salían por la abertura,
  • 16.
    • RESULTADOS
    • La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse.
    • Algunas de estas partículas sufrían desviaciones, más frecuentes cuanto menor era el ángulo de desviación.
    • Raras veces, alguna partícula rebotaba en la lámina de oro y volvía hacia atrás.
  • 17.
    • Los átomos están básicamente vacíos; existen mucho más espacio vacío que ocupado por materia.
    • Dentro del átomo las cargas positivas y negativas están separadas entre si.
    • Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se aloja casi toda su masa y su carga positiva.
  • 18. El átomo posee un núcleo central pequeño , con carga eléctrica positiva , que contiene casi toda la masa del átomo . Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. Tienen una masa muy pequeña con carga eléctrica negativa (corteza). La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
  • 19. PROTONES: Masa igual al átomo de hidrógeno y carga eléctrica positiva. NEUTRONES: Masa igual a los protones pero sin carga eléctrica. James Chadwick Ernest Rutherford
  • 20. Es el número de protones que contiene un átomo (Z) Es el número de protones y de neutrones que contiene un átomo (A)
  • 21. En química, se define al Ion al átomo cargado eléctricamente. Esto se debe a que ha ganado o perdido electrones de su dotación, originalmente neutra, fenómeno que se conoce como ionización. Átomo neutro Ión positivo
  • 22. Un átomo que pierde un electrón forma un ión de carga positiva, llamado catión ; un átomo que gana un electrón forma un ión de carga negativa, llamado anión .
  • 23. Se dice que dos átomos son isótopos o presentan una relación de isotopía cuando teniendo el mismo número atómico , es decir, el mismo número de protones en su núcleo, poseen distinto número másico , es decir, distinto número de neutrones en su núcleo.
  • 24.  
  • 25. Gustav Robert Kirchhoff Robert Wilhelm Bunsen Cuando se calienta un material hasta la incandescencia emite una luz cuyo espectro depende de la configuración atómica del material. Cada grupo de frecuencias de luz hace aparecer bandas claramente definidas en la escala que son su huella característica (algo así como las huellas digitales de los humanos). Por ejemplo, el sodio tiene una banda doble amarilla.
  • 26. Ya se sabe que cuando se hace pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto llamado dispersión que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente. La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran.
  • 27. Si se hace pasar la luz blanca por una sustancia antes de atravesar el prisma sólo pasarán aquellas longitudes de onda que no hayan sido absorbidas por dicha sustancia y obtendremos el espectro de absorción de dicha sustancia. El gráfico siguiente muestra el espectro de absorción del sodio: Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometidos a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. El siguiente gráfico muestra el espectro de emisión del Na (sodio):
  • 28.  
  • 29.  
  • 30. Max Planck (1858-1947) Explicó como la energía está cuantizada
  • 31. La energía está formada por pequeñas cantidades llamadas CUANTOS Max Planck enunció la hipótesis de que la radiación electromagnética es absorbida y emitida por la materia en forma de cuantos de luz o fotones de energía.
  • 32. Niels Henrik David Bohr (1885-1962) Los electrones se encuentran ordenados en diversas capas en función de la energía
  • 33. NIELS BOHR
    • Existe cierto número de órbitas circulares estables a lo largo de las cuales el electrón se desplaza a gran velocidad si emitir energía.
    • El electrón, tiene en cada orbita, determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté aquella del núcleo. Lo que caracteriza a una órbita es el nivel energético que posee.
    • El electrón no radia energía mientras permanece en una orbita estable. Cuando el electrón cae de un nivel de energía superior a otro de energía inferior, se emite una cantidad de energía definida en forma de radiación.
  • 34. El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. Arnold J.W. Sommerfeld
  • 35. Niveles de energía 1 K 2 L 3 M 4 N Subniveles s s p s p d s p d f Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Número máximo de electrones en los orbitales 2 2 - 6 2 - 6 - 10 2- 6- 10- 14 Número máximo de electrones por nivel 2 8 18 32
  • 36. La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales . Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.
  • 37. Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo. 2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles , que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f . 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s , 3 orbitales p , 5 orbitales d y 7 del tipo f . De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7). La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla: La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales . Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos. Niveles de energía 1 2 3 4 Subniveles s s p s p d s p d f Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Número máximo de electrones en los orbitales 2 2 - 6 2 - 6 - 10 2- 6- 10- 14 Número máximo de electrones por nivel 2 8 18 32
  • 38.  
  • 39. Los elementos químicos son sustancias formadas por átomos iguales El término elemento químico hace referencia a una clase de átomos, todos ellos con el mismo número de protones en su núcleo. Aunque, por tradición, se puede definir elemento químico como aquella sustancia que no puede ser descompuesta, mediante una reacción química, en otras más simples.
  • 40.  
  • 41. EL NÚMERO ATÓMICO ES LA CARÁCTERÍSTICA DE LOS ELEMENTOS QUE MARCA LA PERIODICIDAD DE SUS PROPIEDADES. Los elementos se ordenan de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden creciente del valor de sus números atómicos
    • En una misma fila se disponen elementos con el mismo número de capas electrónicas y cuyas propiedades varían progresivamente.
    • En una misma columna se presentan elementos con propiedades parecidas y mismo número de electrones en la última capa.
  • 42.
    • PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS
    • Numerosos.
    • Blancos o grisáceos y presentan aspecto y brillo metálicos.
    • Sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que son líquidos.
    • Buenos conductores del calor y la electricidad.
    • Dúctiles y maleables.
    • Temperaturas de fusión y ebullición altas.
    • Pierden electrones (iones positivos)
    • PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
    • Escasos.
    • Presentan en los tres estados físico de agregación.
    • No posee aspecto ni brillo metálico.
    • Son malos conductores de calor y la electricidad.
    • No son dúctiles, ni maleables.
    • Suelen tener puntos de fusión bastantes bajos.
    • Ganan electrones (iones negativos)
  • 43.  
  • 44. MASA ATÓMICA Nº ELECTRONES EXTERNOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN PROPIEDADES METÁLICAS PERIODOS (FILAS) Aumenta de izquierda a derecha Aumenta en una unidad al pasar de un elemento al siguiente en un periodo Aumenta hasta la mitad del periodo para luego disminuir Aumentan de derecha a izquierda GRUPOS (COLUMNAS) Aumenta de arriba abajo Es el mismo para todos los elementos de un grupo Varían ligeramente de arriba abajo Aumentan de arriba abajo
  • 45. Los elementos químicos situados en el mismo grupo del sistema periódico tienen propiedades químicas semejantes. Pero, ¿a qué se debe esta semejanza? Los electrones de los átomos se distribuyen en distintas capas o niveles energéticos . El nivel exterior se llama capa de valencia ; y en él se colocan los electrones de valencia . Los elementos de un mismo grupo tienen los mismos electrones de valencia, por eso tienen propiedades químicas semejantes. Los electrones que ocupan la última capa de un átomo se denominan electrones de valencia , y son los responsables de las propiedades químicas del elemento. GRUPO DE LOS ALCALINOS ELEMENTO Z CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Litio (Li) 3 (2, 1 ) Sodio (Na) 11 (2, 8, 1 ) Potasio (K) 19 (2, 8, 8, 1 ) Rubidio (Rb) 37 (2, 8, 18, 8, 1 ) GRUPO DE LOS HALÓGENOS ELEMENTO Z CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Flúor (F) 9 (2, 7 ) Cloro (Cl) 17 (2, 8, 7 ) Bromo (Br) 35 (2, 8, 18, 7 ) Yodo (I) 53 (2, 8, 18, 18, 7 ) GRUPO DE LOS GASES NOBLES ELEMENTO Z CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Helio (He) 2 ( 2 ) Neón (Ne) 10 (2, 8 ) Argón (Ar) 18 (2, 8, 8 ) Criptón (Kr) 36 (2, 8, 18, 8 )
  • 46.  
  • 47. Los átomos de los gases nobles son muy estables , y aparecen en la naturaleza sin enlazarse con otros átomos. Parece que esto es debido a que tienen su capa de valencia completa con 8 electrones. Todos los átomos aspiran a ser así de estables, y tienen tendencia a perder o gana r electrones de sus capas más externas para conseguir que estas contengan 8 electrones. Los átomos se unen con otros átomos para conseguir una configuración electrónica más estable, como la de los gases nobles. Así forman un enlace químico . Un enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos HELIO NEÓN
  • 48.  
  • 49.  
  • 50.  
  • 51. Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos , respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Ejemplo : La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. Se forma así el compuesto NaCl o sal común. En realidad reaccionan muchos átomos de sodio con muchos átomos de cloro, formándose muchos iones de cargas opuestas y cada uno se rodea del máximo número posible de iones de signo contrario: Cada ion Cl - se rodea de seis iones Na+ y cada ion Na+ de seis iones Cl - . Este conjunto ordenado de iones constituye la red cristalina de la sal común .
  • 52.
    • Las propiedades de los compuestos iónicos son:
    • Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
    • Tienen elevados puntos de fusión y ebullición .
    • Presentan gran dureza (resistencia a ser rayados).
    • Son frágiles o quebradizos.
    • Son buenos conductores de la electricidad cuando están f undidos .
    • Son malos conductores de la electricidad en estado sólido .
    • La mayoría son muy solubles en agua .
    (NaCl, cloruro de sodio) (KBr, bromuro de potsio) (BaSO 4 , sulfato de bario)
  • 53.  
  • 54. Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo ( electrones de valencia ) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas : pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
  • 55.  
  • 56. MOLÉCULAS CRISTALES DIATÓMICAS (ELEMENTOS) ÁTOMOS IGUALES POLIATÓMICAS (COMPUESTOS) ÁTOMOS DISTINTOS ATÓMICOS COMPUESTOS RETICULARES OXÍGENO MOLECULAR, AGUA, DIAMANTE, CUARZO
  • 57. Los diagramas de Lewis son una manera sencilla de representar a los átomos que se van a enlazar. Consiste en escribir el símbolo del átomo rodeado de tantos puntos como electrones tiene en el último nivel. Gilbert Newton Lewis
  • 58. Utilizando los diagramas de Lewis, la molécula de H 2 la representamos: H : H o también H - H Donde (:) representa el par de electrones de enlace, que también puede ser representado por un pequeño trazo rectilíneo (-).
  • 59. Un cristal es un sólido homogéneo que presenta una estructura interna ordenada de sus partículas reticulares, sean átomos, iones o moléculas. En un cristal, los átomos e iones se encuentran organizados de forma simétrica en celdas elementales, que se repiten indefinidamente formando una estructura cristalina tridimensional. Cristales covalentes : Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por enlaces covalentes. El grafito y el diamante , alótropos del carbono, son buenos ejemplos. Debido a sus enlaces covalentes fuertes en tres dimensiones, el diamante presenta una dureza particular y un elevado punto de fusión. El cuarzo (SiO 2 ) es otro ejemplo de cristal covalente. La distribución de los átomos de silicio en el cuarzo en semejante a la del carbono en el diamante, pero en el cuarzo hay un átomo de oxígeno entre cada par de átomos de Si. DIAMANTE
  • 60. ELEMENTOS COVALENTES (MOLÉCULAS DIATÓMICAS) COMPUESTOS COVALENTES (MOLÉCULAS POLIATÓMICAS)
    • Estado de la materia más frecuente: gaseoso.
    • Puntos de fusión y ebullición bajos.
    • No conducen la corriente eléctrica.
    • Pueden ser gaseosos, líquidos y sólidos.
    • Generalmente no son solubles en agua.
    • Son solubles en disolventes como el tolueno, la acetona o la gasolina.
    • Puntos de fusión y ebullición muy bajos.
    • Son malos conductores de la corriente eléctrica y el calor.
    CRISTALES ATÓMICOS COVALENTES COMPUESTOS COVALENTES RETICULARES
    • Redes tridimensionales.
    • Puntos de fusión y ebullición altos.
    • Gran dureza.
    • Puntos de fusión y ebullición altos.
    • Redes tridimensionales.
    • No existen moléculas aisladas.
  • 61.  
  • 62. Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones . Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na + , Cu 2+ , Mg 2+ . Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.
  • 63.
    • PROPIEDADES
    • Son bastantes duros, pero se pueden estirar para formar alambres.
    • Son buenos conductores de la electricidad.
    • Son buenos conductores térmicos.
    • Presentan brillo metálico..