3. 1. LA CIENCIA QUÍMICA
Tipos de cambios que
puede sufrir la materia
Cambios físicos: se alteran
algunas propiedades, pero no
cambia la sustancia
Cambios químicos: se transforma
la naturaleza de las sustancias
que intervienen
Cambios nucleares: unos elementos
químicos se transforman en otros
4. 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,…
Ramas de la química
Química general
Química inorgánica
Química orgánicaBioquímica
5. 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.
7. 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.
8. 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
, 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 atravesaban la
lámina sin desviarse.
2. Algunas partículas sufrían
desviaciones.
3. Raras veces, alguna
partícula rebotaba y volvía
hacia atrás.
9. Modelo atómico de Rutherford: también llamado
modelo nuclear. En él se contemplan dos partes:
núcleo y corteza
Modelo atómico de
Rutherford
Núcleo: muy pequeño.
Formado por protones y
neutrones. En el se
encuentra toda la carga +
y casi toda la masa del
átomo
Corteza: constituido por los
electrones del átomo, girando
alrededor del núcleo y a gran
distancia. Tiene una masa muy
pequeña y en ella se encuentra
toda la carga negativa
10.
11. 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
12. 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
13. 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.
14. 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.
15. 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.
16. 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)
17. 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.
18. 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
19. 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.
20. 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
21. 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
22. 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
niveles se obtiene a partir
del diagrama de Möeller.
Ejemplos:
C (Z=6) = 1s22s2p2
F (Z=9) = 1s22s2p5
Na (Z=11) = 1s22s2p63s1
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p
23. 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.
24. Algunas características de los metales y los no metales
Metales
1. Son los más numerosos.
Son blancos o grisáceos
con excepción del Cu y el
Au. Tienen brillo metálico.
2. Buenos conductores de la
electricidad y el calor. PE y
PF altos, por lo que son
sólidos, salvo algunos,
como el Hg, Cs y Fr. Son
dúctiles y maleables.
3. Pueden perder electrones y
formar iones positivos.
No metales
1. Malos conductores de la
electricidad y el calor. La
mayoría son gases, aunque
también hay sólidos (C, Si,)
y líquidos (Br). Son de baja
densidad.
2. Pueden ganar electrones y
formar aniones.
25. 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.
26.
27. Se llaman propiedades periódicas de los elementos
químicos a las que podemos estudiar en relación con
la posición del elemento en el sistema periódico.
El tamaño de los átomos: Aumenta en un grupo al
aumentar el número atómico, y disminuye en un
periodo al aumentar el número atómico.
28. •Metales y no metales: en los gráficos aparecen
como aumenta el carácter metálico y no metálico en la Tabla
Periódica.
Se llaman metales a los
elementos que tienden
a perder electrones
para alcanzar la
configuración de gas
noble.
Se llaman no metales a
los elementos que
tienden a ganar
electrones para tener la
configuración de gas
noble.
29. 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.
30. ¿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).
31. 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,..
32. 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.
35. 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.
36. 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.
37. 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.
38. 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).
39. 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.
40. 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
