TEMA 6 MODELOS ATÓMICOS Y ENLACES

TEMA 6 : MODELOS ATÓMICOS Y ELEMENTOS
QUÍMICOS.
1. MODELOS ATÓMICOS.
A) MODELO ATÓMICO DE DALTON (1808).
- La materia está constituida por pequeñas partículas indivisibles llamadas
átomos.
- Existen diferentes tipos de átomos que se distinguen por su masa y propiedades.
- Las sustancias que tienen todos sus átomos iguales es un elemento.
- Los átomos de elementos pueden unirse en unas cantidades fijas para originar
compuestos.
- Las partículas formadas por varios átomos son las moléculas.
B) MODELO ATÓMICO DE THOMSOM ( 1897).
- Experimento realizado por Thomson (Descubrimiento del electrón y del protón).
A partir de un tubo de descarga de gases, donde el gas encerrado se encuentra a baja
presión ( para el caso de gas hidrógeno) se sometió a un alto voltaje dando lugar a la
aparición de unos rayos procedentes del Cátodo (-) que se dirigian al ánodo (+) a
los que denominó Rayos Catódicos, y que estaban constituidos por partículas de
carga negativa y de muy poca masa que denominó “ ELECTRONES”.
A partir de dicho experimento propuso su un nuevo modelo atómico donde
contemplaba la división del átomo.
- Los átomos contienen partículas negativas y de masa muy pequeña respecto al
átomo.
- El resto del átomo es una esfera completamente positiva.
- Los electrones se encuentran dentro de esa esfera a modo de pepitas en una sandia.
- Los átomos son eléctricamente neutros.
C) MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD ( 1911).
-
-
E. Rutherford después de observar que determinados elementos emiten
radiaciones denominadas alfa α (de carga positiva y mucha masa), realizó el
siguiente experimento.
La mayoría de las partículas alfa atraviesan la lámina sin desviarse apenas.( ya
que al parecer el átomo está prácticamente hueco)
- Algunas son desviadas considerablemente de su trayectoria (debido a que pasan
cerca del núcleo que es positivo).
- Unas pocas son rechazadas al chocar contra la lámina metálica, ya que rebotan
directamente contra el núcleo).
A partir de dicho experimento Rutherford propuso un nuevo modelo:
- La mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva se concentra en el
núcleo (constituido por protones, partículas positivas y neutrones, partículas
neutras).
- Fuera del núcleo se encuentran los electrones (en igual número que de protones),
girando en órbitas circulares o elípticas.
PARÁMETROS ATÓMICOS:
Nº ATÓMICO (Z), corresponde al número de protones que contienen todos los
átomos de un mismo elemento (sería su huella dactilar).
Nº MÁSICO (A), corresponde a la masa de un átomo, y es igual a la suma de
protones mas los neutrones (N), debido a que la masa de los electrones es
despreciable.
AX
A= Z + N
ISÓTOPOS, son átomos de un mismo elemento z con diferente número másico
debido a que poseen diferente número de neutrones.
D) MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913).
A principios del s. XX se habían estudiado y experimentado mediante espectros
atómicos, y cuando la energía se consideraba que era continua, Max Plank postulo la
cuantificación de la energía como E= n h·f , y con la aparición de los espectros
discontinuos de los átomos, Niels Bohr propone un nuevo modelo atómico.
Ejemplo: Espectro de emisión/absorción del Na
- Dentro de los átomos, los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas
definidas situadas en diferentes niveles.
- A cada nivel le corresponde un determinado valor de energía; cuánto más alejado
está del núcleo el nivel, mayor es su energía.
- La distancia de un nivel al núcleo y su energía no pueden adoptar cualquier valor,
sino determinados valores.
- Cada nivel admite un número máximo de electrones. 2n2 donde n designa el nivel.
E) MODELO ATÓMICO DE ORBITALES.
Destacamos a Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg (1901-1976) como los
pioneros en dicho modelo.
- El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo.
- No es posible predecir la posición y la velocidad del electrón de manera exacta.
- Un orbital atómico es una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al
electrón es máxima (en cada uno de ellos puede haber mas de dos electrones).
- Hay varias clases de orbitales que se diferencian en su forma y orientación
espacial: orbitales s, p, d ó f.
- En cada nivel electrónico hay un número determinado de orbitales de cada clase.
En un orbital tipo “ s “ caben como máximo 2 electrones.
En un orbital tipo “ p “ caben como máximo 6 electrones.
En un orbital tipo “ d “ caben como máximo 10 electrones.
En un orbital tipo “ f “ caben como máximo 14 electrones.
Símil de la estantería (diferentes estantes (niveles de energía), con subestantes
(orbitales)).
Nivel energético n=4
Nivel energético n=3
Nivel energético n=2
Nivel energético n=1
s
s
s
p
d
f
p
d
p
s
Configuración electrónica de los elementos.
La configuración o estructura electrónica de un elemento es la distribución
de los electrones de sus átomos en los distintos niveles y orbitales.
-
El nº de electrones de un átomo neutro es igual al nº de protones y corresponde
al nº atómico Z.
Los electrones se colocan en el átomo siguiendo un orden de energía ascendente,
dado por la siguiente regla.
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
Ej: Mg(Z=12) Magnesio tiene 12 electrones.
5f
4f
1s2 2s22p6 3s2
2. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.
Durante el siglo XIX tuvo lugar el descubrimiento de muchos elementos y
aumento el número de compuestos conocidos, con lo que ya a finales de dicho siglo
de forma independiente el ruso D. Mendeleiev y el alemán L. Meyer constituyeron
una tabla periódica donde los elementos estaban ordenados según su masas.
Iniciando de este modo la ordenación y clasificación de los elementos químicos.
Posteriormente se han realizado diferentes modificaciones hasta llegar a la actual
tabla periódica.
-
Los elementos están ordenados según su número atómico creciente, se colocan
en filas horizontales denominadas PERÍODOS.
Las filas verticales o columnas constituyen los GRUPOS, se sitúan los
elementos con propiedades químicas semejantes.
Relación con la configuración electrónica:
-
-
Los elementos situados en el mismo grupo de la Tabla Periódica tienen, por lo
general, la misma configuración electrónica en su nivel más externo o capa de
valencia.
Los elementos situados en el mismo período tienen el mismo número de niveles
electrónicos, completos o no, y este número coincide con el período.
ANEXO:
Regla del Octeto.
Analizando las propiedades de los elementos químicos se establece que los
gases nobles presentan una configuración electrónica en su última capa donde hay 8
electrones, salvo el He con 2 electrones, esto indica que son elementos muy estables
por si solos y no tienen tendencia a reaccionar con otros elementos, con lo cual se
deduce que poseer 8 electrones en la última capa supone estabilidad energética, y el
resto de los elementos que no lo poseen tenderán a tener 8 electrones en su última
capa; ya sea perdiendo electrones, ganando o compartiendo.
En la Tabla periódica podemos realizar una clasificación de los elementos
con:
- Carácter Metálico (azul): elementos metálicos con pocos electrones en su última
capa, los cuales tienden a formar iones positivos o cationes.
Ej: Na
Na+ + 1 e-.
- Carácter Semimetálico (rojo): presentan propiedades intermedias entre metales y
no metales (semiconductores).
- Carácter no metálico (amarillo): elementos no metálicos elementos que poseen
varios electrones en su última capa, los cuales tienden a formar iones negativos o
aniones.
Ej: Cl + 1eCl-.
3. EL ENLACE QUÍMICO.
Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones o
moléculas en las distintas formas de agrupación posibles. En cualquier caso todos
los átomos al formar el enlace tienden a estar rodeados de 8 electrones.
3.1. ENLACE IÓNICO.
El enlace iónico se produce por la unión de dos iones, uno con carga positiva
y otro con carga negativa, debido a que ha habido una transferencia de electrones de
un átomo a otro. Se producen fuerzas de atracción electrostáticas que dan lugar a
este tipo de enlace. Los compuestos iónicos siempre forman sólidos cristalinos:
Ejemplo: NaCl (cloruro de sodio), MgBr2 (bromuro de magnesio),etc.
Propiedades de los compuestos iónicos:
- Sólidos a temperatura ambiente y puntos de fusión elevados.
- Solubles en agua.
- Conducen la electricidad disueltos en agua y fundidos.
3.2. ENLACE COVALENTE.
El enlace covalente se forma mediante compartición de pares de electrones
entre átomos, si se comparten dos pares de electrones se forma un enlace doble, y si
se comparte tres pares de electrones se forma un enlace triple.
La valencia covalente de un elemento es el número de electrones que aporta
para compartir con otros elementos. Para la representación de este tipo de enlace lo
haremos mediante la representación de Lewis o puntos.
Existen dos clases de sustancias covalentes:
- Las sustancias covalentes moleculares: forman moléculas.
Propiedades:
- Puntos de fusión bajo.
- La mayoría son insolubles en agua, pero solubles en disolventes orgánicos.
- La mayoría de los compuestos se presentan en forma gaseosa y líquida.
- En estado puro no conducen la electricidad, duros pero frágiles.
- Ejemplos: agua (H2O), azufre (S8), amoniaco (NH3), oxígeno (O2),..
-
Las sustancias covalentes atómicas: forman estructuras cristalinas sólidas.
-
Puntos de fusión muy elevados.
Insolubles en casi todos los disolventes.
Sólidos muy duros y no conductores de la electricidad.
Ejemplos: SiO2 (cuarzo), C (carbono diamante),..
3.3. ENLACE METÁLICO.
Lo podemos considerar como un conjunto ordenado de átomos unidos entre
sí. Estos átomos han perdido sus electrones de valencia, de modo que se convierten
en iones positivos, mientras que los electrones de valencia forman una nube
electrónica capaz de moverse libremente por los huecos existentes entre los átomos.
La interacción entre dicha nube electrónica y los iones positivos, dan lugar a una
interacción y estabilidad que constituye el enlace metálico.
Propiedades:
- Buenos conductores de la electricidad y el calor.
- Son dúctiles y maleables.
- Tienen en general altos puntos de fusión.
- Forman aleaciones.
- Ejemplos: Mg(magnesio), Au (oro), Hg (mercurio),…
COLECCIÓN DE CUESTIONES Y PROBLEMAS DEL TEMA 7:
1. Explicar las diferencias más importantes entre el modelo atómico de Rutherford y el de Niels
Bohr.
2. Completa la siguiente tabla:
Isótopo
Z
A
N
p(+)
e (-)
O
8
8
Na+
23
10
S216
16
18
C
6
14
Be2+
4
5
2
3. Determina el número atómico y di a qué elementos corresponden las siguientes
configuraciones electrónicas.
a) 1s2 2s1
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
e)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2
2
4
2
2
6
2
4
b)1s 2s 2p
d) 1s 2s 2p 3s 3p
f) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
4. Realizar la configuración electrónica de los siguientes elementos, indicar el nivel y los
electrones de valencia.
a) Na(Z=11)
b) N(Z=7)
c) Cl(Z=17) d) Ne(Z=10) e) Be(Z=4) f) He(Z=2)
g) Fe(Z=56)
h) Cu(Z=29) i) P(Z=15)
5. Indicar que ión formará cada uno de los siguientes elementos:
a) Mg(Z=12) b) Al(Z=13) c) Li(Z=3)
d) O(Z=2)
e) Br(Z=35)
f) N(Z=7)
6. Explicar como tiene lugar la formación de los siguientes compuestos iónicos:
a) KF(fluoruro de potasio) K(Z=19) F(Z=9)
b) CaCl2 (cloruro de calcio) Ca(Z=20) Cl(Z=17)
7.
Indicar mediante la representación de Lewis o estructura de puntos la existencia de los
siguientes compuestos covalentes.
a) H2O
b)NH3
c)Cl2 d) N2
e)PH3
f)BeCl2
g)CH4
h)CO2
i) SO2
j)O2
k)SiO2
8. Di que tipo de enlace presentan las siguientes sustancias y justifica: C(Diamante), Ag, Sn,
KCl, CCl4.
9. A partir de las siguientes propiedades indicar el tipo de compuesto que se trata: Iónico,
covalente molecular o atómico, o metálico.
- Un gas a temperatura ambiente.
- Un sólido que conduce la electricidad en estado sólido.
- Un sólido soluble en agua que funde a 600ºC.
- Un sólido muy duro y no conduce la electricidad.
10. Describe el tipo de enlace presente en estas sustancias: potasio K; fluoruro de sodio NaF;
dióxido de nitrógeno NO2; tetracloruro de carbono CCl4; y cloruro de litio LiCl.