TEMA 1: CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA

TEMA 1: CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA

1.- TEORÍA ATÓMICA DE DALTON:

§  La materia está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

§ Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre si.

§ Los compuestos están formados por combinaciones de átomos de distintos elementos.

2.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON

§  El átomo es una masa cargada positivamente y los electrones están incrustados en esa masa positiva.

3.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Rutherford realizó la experiencia de la lámina de oro: bombardeó una lámina de oro con partículas alfa (formadas por partículas cargadas positivamente) y observó los siguientes resultados:

* La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse. Este hecho lo explicó considerando que la radiación no encuentra ningún obstáculo a su paso.

* Una pequeña parte de las partículas alfa atravesaba la lámina, pero sufría una leve desviación. Este hecho lo explicó justificando que la desviación es debida a que la radiación pasa cerca de una región que posee carga positiva y las cargas del mismo signo se repelen.

* Una de cada 10.000 partículas alfa rebotaba hacia atrás al llegar a la lámina. Este hecho lo explicó considerando que la radicación incide en esa región con carga positiva y la repulsión es tan fuerte que hace retrocer la radiación alfa.

 A partir de esta experiencia elabora su modelo:

§  El átomo está hueco en su mayor parte

§ Existe una región con carga positiva, el núcleo, y la mayor parte  de la masa

§ Los electrones giran  alredor del  núcleo

4.- MODELO ATÓMICO DE BÖHR:

Segú la teoría de Rutherford, los electrones que tienen carga negativa, giran alredor del núcleo van perdiendo energía y acabarían precipitándose sobre el núcleo. Eso no ocurría.

§ Segú Bohr los electrones giran alredor del núcleo en órbitas circulares sin emitir ni absorber energía. A estas “órbitas” les llamó niveles de energía

§ A cada nivel le corresponde un valor determinado de energía

§ Cada nivel admite un número determinado de electrones = 2n2

5.- MOEDLO ATÓMICO ACTUAL:

§ Abandonamos la idea de órbita estacionaria, y pasamos a hablar de ORBITAL: región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

§ El electrón se comporta como onda en su movimiento alredor del núcleo (dualidad onda-corpúsculo).

§ Principio de incertidumbre de Heisemberg: es imposible predecir  la trayectoria exacta del electrón, por eso hablamos de orbitales.
§   En un orbital puede haber como máximo 2 electrones.

Los orbitales se denominan:

s: hay sólo 1 tipo. El nº máximo de electrones es 2

p: hay 3 tipos. El nº máximo de electrones es 6

d: hay 5 tipos. El nº máximo de electrones es 10

f: hay 7 tipos. El nº máximo de electrones es 14

El orde de ocupación de los electrones sigue el esquema de la imagen de la derecha.

6.- NÚMERO ATÓMICO

Es el número de protones que tiene un átomo. En estado neutro el número de protones coincide con el número de electrones. Se representa por Z

7.- NÚMERO MÁSICO

Es la suma de protones y neutrones que hay en un átomo. Se representa por A

8.- ISÓTOPOS

Son átomos del mismo elemento (igual nº atómico) pero diferente número másico, por tanto diferente número de neutrones

9.- IONES

Un ión es un átomo con carga.

Si un átomo pierde electrones adquiere carga positva (catión)

Si un átomo gana electrones adquiere carga negativa (anión)

10.-CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. EL SISTEMA PERIÓDICO

Los elementos químicos se fueron descubriendo poco a poco a lo largo de la historia. Cuando empezó a aumentar el número de elementos conocidos, uno de los retos de los químicos fue clasificarlos agrupando aquellos que tienen propiedades comunes.

Inicialmente se agruparon de tres en tres , posteriormente por orden creciente de sus masas atómicas, por semejanza de proiedades.....

Hoy en día los elementos están ordenados por orden creciente de su número atómico, además están agrupados en filas y grupos.

FILA: La fila indica el último nivel ocupado. Todos los elemntos de la misma fila tinen el mismo número de niveles ocupados.

GRUPO: Un grupo indica el número de electrones que hay en el último nivel.. Los elementos que están en el mismo grupo tienen el mismo número de electrones en el último nivel y por tanto tienen las mismas propiedades químicas

Los elementos de transición se caracterizan por tener orbitales d incompletos

Los lantánidos y actínidos se caracterizan por tener orbitales f incompletos

11.- PROPIEDADES PERIÓDICAS

A) Tamaño del átomo:

* Dentro del mismo grupo el tamaño del átomo aumenta hacia abajo porque hay más niveles ocupados

* Dentro del mismo período el tamaño aumenta hacia la izquierda porque los elementos del mismo período se caracterizan por tener el mismo número de niveles ocupados pero a medida que nos desplazamos hacia la derecha del sistema periódico aumentan los electrones de valencia con lo que la fuerza de atracción con el núcleo aumenta y el tamaño disminuye.

B) Carácter metálico: es la tendencia a perder electrones

* Dentro del mismo grupo el carácter metálico aumenta hacia abajo porque hay más niveles ocupados y por tanto la fuerza de atracción con el núcleo es menor.

* Dentro del mismo período el carácter metálico aumenta hacia la izquierda ya que los elementos de la derecha no tienen tencia a perder electrones

12.- ENLACES

Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos.
¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles. Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.

13.- ENLACE IÓNICO

Este enlace tiene lugar entre un elementos metálicos (situados más a la izquierda en la tabla periódica)  y elementos no metálicos (situados a la derecha en la tabla periódica). 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.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

• Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica.
• Fundidos o en disolución conducen la corriente eléctrica
• Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones.
• Son duros y frágiles. La dureza, entendida como oposición a ser rayado
• Son muy solubles en agua. 

  EJEMPLO:

 NaCl 

El átomo de sodio, de nº atómico 11, tiene configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 está situado a la izquierda del Sistema Periódico. Tiene en su última capa 1 electrón.. Por tanto, tiene tendencia a perder 1 electrón para adquirir la estructura electrónica de gas noble, que son 8 electrone en su última caopa.

El átomo de cloro , de nº atómico 17, tiene configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, tiene en su última capa 7 electrones . Por tanto, tiene tendencia a  perder 1 electrón, para adquirir la estructura electrónica de gas noble.

Al aproximarse un átomo de sodio a un átomo de cloro, el sodio cederá 1 electrón al átomo de cloro, de forma que el sodio se convierte en un ión posotivo Na+ y el cloro en un ión negativo Cl- . Cargas de distinto signo se atraen y esa fuerza de atracción constituye el enlace iónico.

ENLACE IÓNICO

14.- ENLACE COVALENTE

Tiene lugar entre elementos de la derecha del sistema periódico. Los átomos consiguen estabilidad COMPARTIENDO ELECTRONES con otros átomos. Los electrones compartidos son comunes a los átomos, de forma que todos adquieren estructura de gas noble. Si comparten un par de electrones el enlace es covalente simple. Si comparten 2 pares el enlace es covalente doble y si comparten 3 pares es covalente triple.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

* A temperatura ambiente son gases o líquidos

* Presentan bajos puntos de fusión y ebullición

* Son insolubles en agua, pero solubles en disolventes orgánicos

* No conducen el calor ni la corriente eléctrica.

Ej: Cl2

El Cl tiene nº atómico 17 con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 . Está situado en el periódo 3 grupo 7, a la derecha del sistema periódico. Es un no metal, con tendencia a ganar 1 electrón para tener estructura de gas noble. Como los dos átomos de cloro tienen la misma tendencia a ganar electrones, compartirán un par de electrones para tener estructura de gas noble.

  Estructura de Lewis: 

ENLACE COVALENTE

15.- ENLACE METÁLICO

Se produce cuando se combinan metales entre sí. Los metales se caracterizan por tener tendencia a perder electrones para tener estructura de gas noble. En este caso los metales ceden los electrones de valencia (electrones de la última capa) y se forma UNA NUBE DE ELECTRONES entre los núcleos positivos. Estos electrones presentan gran movilidad por eso son buenos conductores del calor y de la electricidad.

PROPIEDADES DEL ENLACE METÁLICO

 * Son sólidos a temperatura ambiente

* Presentan brillo característico

* Son buenos conductores de la corriente eléctrica

* No son solubles en agua

* Presentan altos puntos de fusión y ebullición

* Son duros (dificultad a ser rayados)

* Son maleables (facilidad para formar láminas)

* Son dúctiles (facilidad para formar hilos)

ejemplo enlace metálico

ENLACE METÁLICO