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Tema 7 áTomos Y Enlaces
 

Tema 7 áTomos Y Enlaces

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    Tema 7 áTomos Y Enlaces Tema 7 áTomos Y Enlaces Presentation Transcript

    • Tema 7 ÁTOMOS Y ENLACES
    • 1. LA CIENCIA QUÍMICA Cambios físicos: se alteran algunas propiedades, pero no cambia la sustancia Tipos de cambios que Cambios químicos: se transforma puede sufrir la materia la naturaleza de las sustancias que intervienen Cambios nucleares: unos elementos químicos se transforman en otros
    • La química estudia la constitución, propiedades y transformaciones de la materia. Se basa en la física, y es a su vez base para otras como la geología, la biólogía, la medicina,… Química general Ramas de la química Química inorgánica Bioquímica Química orgánica
    • Los cambios químicos consisten en la descomposición de las moléculas, o de los cristales, en sus átomos constituyentes, y en la nueva unión de estos para formar otras moléculas o cristales diferentes.
    • FORMAS EN QUE SE PUEDE PRESENTAR LA MATERIA
    • 2. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS  Thomson, al descubrir el electrón y constatar que se encontraban en cualquier sustancia, elaboró un modelo de átomo formado por “materia” positiva que tenía incrustados los electrones con carga negativa.
    • Rutherford ideó un experimento con el objetivo de comprobar la validez del modelo de Thomson, en el que bombardeó una lámina de oro muy fina con partículas α, con una masa cuatro veces mayor que la de un átomo de hidrógeno y una carga doble que la del electrón, pero positiva.  Resultados de la experiencia 1. La mayor parte de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse. 2. Algunas partículas sufrían desviaciones. 3. Raras veces, alguna partícula rebotaba y volvía hacia atrás.
    • Modelo atómico de Rutherford: también llamado modelo nuclear. En él se contemplan dos partes: núcleo y corteza Modelo atómico de Rutherford Núcleo: muy pequeño. Corteza: constituido por los Formado por protones y electrones del átomo, girando neutrones. En el se alrededor del núcleo y a gran encuentra toda la carga + distancia. Tiene una masa muy y casi toda la masa del pequeña y en ella se encuentra átomo toda la carga negativa
    • El desarrollo de este modelo implicó el descubrimiento de tres nuevas partículas elementales: electrones, protones y neutrones que son los ladrillos con los que se construyen los átomos. Nombre Símbolo Carga Masa Electrón e- -1 1/1850 Protón p +1 1 Neutrón n 0 1
    • Vamos a definir los conceptos de número atómico y número másico.  Número atómico (Z): es el número de protones que contiene un átomo. Es lo que nos define la naturaleza química de un elemento. Los átomos, al ser eléctricamente neutro, tienen el mismo número de protones y electrones.  Número másico (A): es la suma de neutrones y protones del núcleo (nucleones).  Si N es el número de neutrones, la relación entre ellos: A=Z+N
    • Isótopos: son los átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones.  El número de neutrones puede variar sin que cambie las propiedades químicas del elemento. En general todos los elementos químicos están formados por una mezcla de isótopos.  En la imagen aparecen los tres isótopos del hidrógeno.
    • Iones: son los átomos a los que faltan o le sobran electrones y que, por tanto tienen carga eléctrica neta. Cuando pierden electrones, se forman iones positivos y se denominan cationes, y cuando los ganan, iones negativos, que se llaman aniones.
    • Los isótopos radiactivos y sus aplicaciones: Los núcleos atómicos suelen tener tantos neutrones como protones, o algunos más. Pero cuando hay muchos más neutrones, los núcleos se hacen inestables.  Los isótopos radiactivos emiten partículas α (núcleos de helio) o partículas β (electrones) y radiaciones φ (radiación electromagnética). Con ello cambian su número atómico (Z), y se transmutan en otro elemento químico, de núcleo estable.  Estas radiaciones no las captan nuestros sentidos, son muy energéticas y peligrosas, aunque tienen importantes aplicaciones.
    • Modelo atómico de capas: descubrimientos científicos realizados en la primera mitad del siglo XX demostraron que el modelo atómico de Rutherford no era exacto. La principal consecuencia fue que los electrones giraban solo a ciertas distancias del núcleo atómico (no podían girar a cualquier distancia). Se dice por ello que los átomos están cuantizados.  El científico danés Niels Bohr dedujo que los electrones giran alrededor del núcleo describiendo solo determinadas órbitas circulares, donde no pierden energía aunque giren y, por consiguiente, no caen hacia el núcleo tal y como predecía el modelo de Rutherford.  Así en el átomo los electrones y sus órbitas se organizan en capas (niveles de energía)
    • Los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una capacidad limitada:  Primer nivel (K): el más cercano al núcleo, hasta 2 electrones.  Segundo nivel (L): hasta 8 electrones.  Tercer nivel (M): hasta 18 electrones.  Cuarto nivel (N): hasta 32 electrones.  Los electrones se colocan ocupando el nivel de menor energía que esté libre.
    • Primera capa (n = 1). Nº máximo de electrones= 2 Segunda capa (n = 2). Nº máximo de electrones= 8 Tercera capa n = 3. Solamente tiene un electrón, aún podría alojar otros 17. La última capa, o capa más externa, recibe el nombre de “capa de valencia” y los electrones situados en ella “electrones de valencia”. En este átomo la capa de valencia es la tercera y tiene un solo electrón de valencia
    • El modelo atómico actual: los estudios teóricos llevados a cabo por el científico austriaco Edwin Schrödinger, permitieron establecer el modelo mecano-cuántico del átomo, que se considera válido actualmente.  La diferencia más importante entre este modelo y el anterior reside en lo siguiente:  El modelo de Bohr supone que los electrones se encuentran en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo.  El modelo mecano-cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero no puede predecir con total exactitud.
    • Se llama orbital a la región del espacio que la que existe una probabilidad elevada de encontrar el electrón.  Los estudios de Schrödinger demostraron que existen distintos tipos de orbitales identificados con las letras s, p, d y f.  El tipo de orbitales que hay en cada nivel también está determinado:  Primer nivel: un orbital tipo s  Segundo nivel: orbitales tipo s y p.  Tercer nivel: orbitales: s, p y d.  Cuarto nivel: orbitales: s,p,d y f
    • Configuración electrónica: Los electrones se distribuyen en las capas ocupando los distintos niveles que en ellas existen  Número máximo de electrones por nivel Niveles Nº máximo de electrones s 2 p 6 d 10 f 14
    • Los niveles se van llenando por orden y hasta que un nivel no está totalmente lleno no se pasa a llenar el siguiente  El orden de llenado de los  1s niveles se obtiene a partir  2s 2p del diagrama de Möeller.  Ejemplos:  3s 3p 3d  C (Z=6) = 1s22s2p2  4s 4p 4d 4f  F (Z=9) = 1s22s2p5  5s 5p 5d 5f  Na (Z=11) = 1s22s2p63s1  6s 6p 6d 6f  7s 7p
    • 3. LA TABLA PERIÓDICA  Elementos químicos son átomos que tienen en común su número atómico, Z. Hoy conocemos 111 elementos diferentes.  Los elementos que hoy conocemos están ordenados en la Tabla Periódica. Hay grupos que tienen propiedades similares, y esto permitió clasificarlos inicialmente en dos grandes categorías: metales y no metales, a los que posteriormente se añadió la de los gases inertes.
    • Algunas características de los metales y los no metales  Metales  No metales 1. Son los más numerosos. 1. Malos conductores de la Son blancos o grisáceos electricidad y el calor. La con excepción del Cu y el mayoría son gases, aunque Au. Tienen brillo metálico. también hay sólidos (C, Si,) 2. Buenos conductores de la y líquidos (Br). Son de baja electricidad y el calor. PE y densidad. PF altos, por lo que son 2. Pueden ganar electrones y sólidos, salvo algunos, formar aniones. como el Hg, Cs y Fr. Son dúctiles y maleables. 3. Pueden perder electrones y formar iones positivos.
    • En la tabla periódica actual, los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, Z, en filas de 2, 8, 18 y 32 elementos a las que llamamos periodos, y de tal forma que todos los que poseen propiedades químicas semejantes están colocados unos debajo de otros, formando columnas, a las que llamamos grupos o familias.  Existen dieciocho grupos y siete periodos.  Los elementos de la izquierda de la Tabla Periódica son los metales, y los de la derecha, los no metales.  Se encuentran separados por una “escalera” formada por elementos de propiedades intermedias denominados semimetales.  Todos los átomos del mismo grupo presentan el mismo número de electrones en su última capa, por eso tienen propiedades químicas parecidas. Los electrones de la última capa se llaman electrones de valencia.
    • 4. ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?  Para que los átomos se unan es necesario que haya fuerzas atractivas entre ellos. Estas fuerzas se llaman enlaces químicos o fuerzas de enlace. Las interacciones entre los átomos son de naturaleza electromagnética y originan los enlaces químicos.  Los electrones se distribuyen por capas alrededor del núcleo; la capa más externa (capa de valencia) es la que desempeña un papel primordial en la unión de los átomos.
    • ¿Cuál es la causa de la estabilidad química de los gases inertes?¿Por qué no interaccionan con los demás átomos?  La razón está en los 8 electrones que todos ellos tienen en su última capa, exceptuando el He que solo tiene 2.  Cuando lo elementos tienen menos de ocho electrones en su última capa, decimos que la tienen incompleta. Todos tienden a completarla, bien ganando, bien cediendo o compartiendo electrones con otros átomos. Esta es la causa de su reactividad química.  Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta completar su última capa con ocho electrones (capa de valencia).
    • 5. EL ENLACE QUÍMICO  Por las similitudes en algunas características se pueden establecer cuatro grandes grupos de sustancias: gases inertes, sustancias iónicas, covalentes y metálicas.  Gases inertes o nobles: se caracterizan porque sus átomos permanecen libres; no reaccionan con ninguna otra sustancia y forman gases difícilmente licuables. No conducen la corriente eléctrica en ningún estado; son incoloros, inodoros, insípidos,..
    • ENLACE IÓNICO  Las sustancias iónicas a presión y temperatura ambiente son sólidos cristalinos, duros y frágiles. No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero sí en estado líquido o disueltos.  Teoría del enlace iónico: cuando un átomo de un metal interacciona con un no metal se produce una transferencia electrónica del metal al no metal. Los iones formados, positivo y negativo se atraen con intensas fuerzas electrostáticas, formando un cristal.
    • Representación de la formación de iones
    • Interpretación de las propiedades de los compuestos iónicos
    • ENLACE COVALENTE  Las sustancias covalentes se caracterizan por estar formadas por moléculas independientes. No conducen la corriente eléctrica. La mayoría son líquidos o gases en las condiciones ambientales. También pueden formar cristales covalentes.  Teoría del enlace covalente: Lewis propuso la hipótesis de que cuando dos átomos no metálicos se unen para formar una molécula, lo hacen compartiendo pares de electrones dando lugar al enlace covalente, de esa forma completan la capa de valencia con 8 electrones, adquiriendo estabilidad.
    • Diagramas de Lewis  Para simplificar la representación de los átomos, utilizamos los diagramas de puntos de Lewis, en los que alrededor del símbolo del elemento se colocan tantos puntos como electrones tiene el átomo en su última capa.
    • Interpretación de las propiedades de los compuestos covalentes.  Suelen ser gaseosos porque las moléculas que los forman se atraen poco.  No conducen la corriente eléctrica al no tener electrones libre.  Cuando forman cristales covalentes suelen ser muy duros, aunque frágiles. Tienen puntos de fusión elevadísimos. Esto es debido a la gran estabilidad de los enlaces covalentes que forman el cristal.
    • ENLACE METÁLICO  Los metales son sustancias generalmente sólidas, cristalinas, duras y, pese a ello, dúctiles y maleables. La mayoría son muy densas. Son muy buenos conductores en cualquier estado. Tienen brillo metálico.  Teoría del enlace metálico: se forma entre átomos de elementos metálicos, ya sean iguales o diferentes. Los átomos metálicos poseen pocos electrones de valencia, 1 o 2, y no pueden formar moléculas. Forman estructuras cristalinas donde sus átomos comparten electrones colectivamente, de forma que pueden moverse por todo el cristal (gas electrónico).
    • Los átomos al “perder” parcialmente algunos de sus electrones, se transforman en algo parecido a cationes, llamados restos positivos, que quedan inmersos en el gas electrónico que los mantiene unidos. Los electrones se encuentran deslocalizado en la red cristalina.
    • Interpretación de las propiedades de las sustancias metálicas.  Brillo metálico se debe a que el gas electrónico refleja toda la luz que recibe sin alterarla.  Ductilidad y maleabilidad, al presionar el metal sus átomos pueden cambiar de posición hasta formar hilos o láminas.  La libertad de movimiento de los electrones hace que los metales sean buenos conductores de la electricidad.  Al estar muy juntos sus átomos las vibraciones se transmiten con gran facilidad, por lo que son buenos conductores térmicos